Неорганическая химия : химия металлов

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ 

ФЕДЕРАЛЬНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ  
ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ  
«НАЦИОНАЛЬНЫЙ ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКИЙ ТЕХНОЛОГИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ «МИСиС» 

 

 
 
 

 

 

 

 
 

 

№ 406 

Кафедра общей и неорганической химии
 

Неорганическая химия

Химия металлов 

Учебное пособие 

Рекомендовано редакционно-издательским 
советом университета 

Москва  2011 

УДК 546 
 
Н52 

Р е ц е н з е н т  
д-р техн. наук, проф. Л.С. Стрижко 

 
Неорганическая химия : химия металлов : учеб. пособие / 
Н52 В.Г. Лобанова, О.М. Балашова, Л.М. Авдонина, О.П. Чернова. – 
М. : Изд. Дом МИСиС, 2011. – 47 с. 
ISBN 978-5-87623-465-0 

Изложен теоретический материал по электронному строению атомов и 
общей характеристике переходных металлов и их комплексных соединений, 
поведению металлов и их соединений в окислительно-восстановительных 
процессах. Предлагаются типовые вопросы и задачи по темам практических 
компьютерных  занятий, предусмотренных учебным планом для студентов 
I курса всех специальностей. 
Предназначено для компьютерных занятий студентов всех специальностей. 
УДК 546 

ISBN 978-5-87623-465-0 
© В.Г. Лобанова,  
О.М. Балашова,  
Л.М. Авдонина,  
О.П. Чернова, 2011 

ОГЛАВЛЕНИЕ 

Предисловие..............................................................................................4 
1. Электронные структуры атомов и общая характеристика 
переходных металлов...............................................................................5 
2. Металлы в окислительно-восстановительных процессах...............12 
3. Комплексные соединения..................................................................16 
4. Решение типовых заданий .................................................................24 
4.1. Металлы в ОВР............................................................................24 
4.2. Комплексные соединения ...........................................................26 
4.3. Элементы подгруппы цинка.......................................................28 
4.4. Элементы подгруппы меди.........................................................32 
4.5. Элементы семейства железа .......................................................35 
4.6. Элементы подгруппы марганца .................................................37 
4.7. Элементы подгруппы хрома.......................................................38 
4.8. Элементы подгруппы ванадия....................................................41 
Библиографический список...................................................................46 
 

ПРЕДИСЛОВИЕ 

Настоящее пособие предназначено для практических занятий по 
химии металлов и посвящено изучению химии элементов побочных 
подгрупп Периодической системы Д.И. Менделеева, которые обычно 
называют переходными металлами. Среди них такие металлы, как 
железо, никель, медь, цинк, многие практически важные редкие металлы. Без знаний их химических свойств и свойств их важнейших 
соединений невозможно дальнейшее изучение металлургических и 
материаловедческих дисциплин. 
Свойства любого элемента и его соединений определяются особенностями электронной структуры атомов данного элемента. Поэтому первая глава настоящего пособия посвящена общей характеристике электронного строения атомов переходных металлов в зависимости от их положения в Периодической системе. Эти сведения постоянно используются в дальнейшем. Вторая глава посвящена поведению металлов и их соединений в окислительно-восстановительных 
реакциях. В третьей главе рассматриваются характерные для многих 
переходных металлов комплексные соединения, их типы и строение, 
поведение в водных растворах. В четвертой главе студенту предлагаются вопросы и задачи с решениями из числа тех, с которыми он 
встретится на практических занятиях по химии металлов.  
Пособие может оказаться полезным и при выполнении домашних 
заданий, и при подготовке к лабораторным работам по одноименным 
темам. 

1. ЭЛЕКТРОННЫЕ СТРУКТУРЫ АТОМОВ И ОБЩАЯ 
ХАРАКТЕРИСТИКА ПЕРЕХОДНЫХ МЕТАЛЛОВ  

Периодический закон был открыт Д.И. Менделеевым в 1869 г. 
Выражением его является Периодическая система элементов, которая отражает электронное строение атомов в виде горизонтальных 
и вертикальных рядов – периодов и групп. Каждый период начинается элементом, в атоме которого появляется электрон с новым значением главного квантового числа n. У каждого последующего элемента количество электронов увеличивается на один, и на протяжении 
периода уровень равномерно заполняется до максимальной емкости.  
Это наблюдается в первом и втором периодах. У элементов 
третьего периода (n = 3) максимальная емкость не достигается: заполняются s- и p-подуровни, d-подуровень остается вакантным.  
Начиная с четвертого периода в атомах происходит «ступенчатое» 
заполнение электронных уровней и подуровней. В четвертом периоде (n = 4) начинается заполнение 4s-подуровня, а последующие десять элементов завершают построение 3d-подуровня. Последние 
шесть элементов периода доводят p-подуровень четвертого уровня 
до завершенного вида. Однако на этом уровне остаются вакантными 
еще два подуровня − d и f. Заполнение первого из них состоится 
у элементов в пятом, а второго – в шестом периоде. 
Заселение электронных подуровней в пятом периоде (n = 5) происходит аналогично четвертому: остающиеся вакантными d- и  
f-подуровни будут застраиваться у элементов последующих периодов. 
У первых двух элементов шестого периода (n = 6) электроны заполняют s-подуровень шестого энергетического уровня. Третий по 
счету элемент периода – лантан – получает электрон на 5d-подуровень, а затем у элементов с 58-го по 71-й (церий – лютеций) заполняется 4f-подуровень. Это семейство из 14 элементов получило название «лантаниды», т.е. следующие за лантаном. Начиная с гафния, 
традиционная схема повторяется: достраивается 5d-подуровень, а у 
последних элементов шестого периода заполняется подуровень 6p. 
В седьмом, неоконченном, периоде семейство элементов, у которых происходит заполнение 5f-подуровня, носит название «актиниды» – следующие за актинием. 
Общую последовательность формирования электронных конфигураций атомов в периодах можно записать в виде: 1s2 → 2s2 → 2p6 → 
→ 3s2 → 3p6 → 4s2 → 3d10 → 4p6 → 5s2 → 4d10 → 5p6 → 6s2 → 5d1 → 
4f14 → 5d 2-10 → 6p6 → 7s2 → 6d1 → 5f 14 → 6d 2-10 ... 

В зависимости от того, какой подуровень застраивается последним, все элементы Периодической системы Д.И. Менделеева делят 
на четыре семейства: s, p, d и f. В главных подгруппах содержатся 
только s- и p-элементы, в побочных − d- и f-элементы. 
Каждый период начинается s-элементом и заканчивается благородным газом с максимальным значением главного квантового числа 
n, равным номеру периода. 
За исключением первого периода, все периоды парные, т.е. в двух 
соседних периодах содержится одинаковое число элементов. Так, 
второй и третий периоды состоят из s- и р-элементов, каждый из них 
содержит по восемь элементов. В четвертом и пятом периодах между 
s- и р-элементами «вклиниваются» десять d-элементов, поэтому в 
каждом из этих периодов содержится по 18 элементов. В шестом и 
седьмом периодах кроме «вклинивания» десяти d-элементов происходит еще «вклинивание» четырнадцати f-элементов и, таким образом, в шестом периоде содержится 32 элемента, а в седьмом (незавершенном) периоде − 26 элементов (к настоящему времени седьмой 
период  заканчивается 112-м элементом1). 
Таким образом, схема построения Периодической системы 
Д.И. Менделеева такова:  

 
––––––––– 
1 112-й элемент, впервые синтезированный в 1996 г. в Дармштадте, в 2009 г. получил название «коперниций»; в качестве русского названия используется также 
«коперникий» (112Cn). 

Электронная структура атомов определятся зарядом ядра. По мере 
роста заряда ядра происходит закономерная периодическая повторяемость электронных структур атомов и, следовательно, повторяемость свойств элементов. 
В малых и больших периодах с ростом заряда ядра свойства элементов изменяются по-разному. Первый период содержит лишь два 
неметалла – Н и Не. Оба элемента по многим свойствам являются 
уникальными, а устойчивый завершенный s-подуровень атома гелия 
обусловливает его полную химическую инертность.  
При переходе от Li к F (второй период), от Na к Cl (третий период) 
и т.д. наблюдается постепенное ослабление свойств, присущих металлам, и нарастание свойств, характерных для неметаллов. Завершаются периоды устойчивыми восьмиэлектронными конфигурациями – Ne и Ar (ns2np6). Благородный газ является элементом, отделяющим типичный неметалл данного периода от типичного металла, 
который открывает следующий период.  
В четвертом и пятом периодах s- и p-элементы разделены «вставками» из 10 переходных металлов, d-элементов. Поэтому у элементов больших периодов смена металлических свойств неметаллическими происходит более плавно.  
В шестом периоде к неметаллам определенно относится только 
радон, в седьмом периоде лишь завершающий элемент также должен 
бы оказаться единственным неметаллом. Для элементов этих двух 
периодов металлическое состояние становится преобладающим. 
Элементы второго и третьего периодов Д.И. Менделеев назвал 
типическими, так как они входят в главные подгруппы и их свойства 
типичны для элементов, располагающихся под ними. В пределах каждого малого периода по мере увеличения порядкового номера элемента происходит постепенное ослабление металлических и усиление неметаллических свойств. 
Расположенные в больших периодах, d- и f-элементы, занимающие промежуточное положение между s- и p-элементами, фактически прерывают постепенное изменение свойств, присущее типическим элементам. Они как бы осуществляют переход от типических 
металлов к типическим неметаллам, за что их называют переходными элементами (transition elements) или переходными металлами, 
поскольку все эти элементы обладают свойствами, характерными для 
металлов.  
У девяти d-элементов на внешнем уровне содержится не по два, а 
по одному электрону, а у одного d-элемента (палладия – 46Pd) на 

внешнем уровне вообще отсутствуют электроны. У атомов этих элементов происходит «провал» одного электрона (а у палладия – двух 
электронов) с s-подуровня внешнего уровня на d-подуровень предвнешнего электронного уровня. Этот «провал», или «проскок», сопровождается экзотермическим эффектом и, следовательно, приводит к образованию более устойчивой электронной конфигурации. 
Так, вместо ожидаемой для атома хрома электронной конфигурации …3d 44s2 реализуется конфигурация ...3d 54s1; вместо ожидаемой 
для меди электронной конфигурации …3d 94s2 реализуется конфигурация ...3d104s1. 
Указанные десять элементов легко запомнить по их положению в 
группах Периодической системы: 

 
Наполовину или полностью заполненный d-подуровень придает 
атому дополнительную устойчивость. Выигрыш энергии в этих случаях перекрывает расход энергии перехода одного электрона с sподуровня внешнего электронного уровня на d-подуровень предвнешнего уровня.  
Повышенная устойчивость электронных конфигураций d 0, d 5 и d10 
проявляется и в большей устойчивости соответствующих валентных 
состояний. Например, являются стабильными состояния Ti4+ (d 0), 
Fe3+ (d 5) и Zn2+ (d10); напротив, Cr2+ и Mn3+, имеющие конфигурацию 
d 4, нестабильны. 
У переходных металлов валентными являются не только электроны внешнего уровня, но и электроны, а также вакантные орбитали 
(n–1)d- и (n–2)f-подуровней. Это определяет большое разнообразие 
их степеней окисления, ярко выраженную склонность к образованию 
комплексных соединений, образование окрашенных соединений. Заполнение электронами внутренних электронных подуровней при наличии двух (или одного) s-электронов на внешнем электронном 
уровне приводит к меньшему различию в химических свойствах переходных металлов и s-элементов, что в значительной степени характерно для f-элементов. 

Однако переходные металлы отличаются от s-металлов многообразием валентных состояний, что также связано с электронной конфигурацией их атомов и объясняет существование большего числа 
химических соединений у переходных элементов по сравнению с 
остальными металлическими элементами Периодической системы. 
По многообразию валентных состояний d-элементы отличаются от 
всех других, в том числе и от f-элементов. Оксиды и гидроксиды переходных элементов в низших степенях окисления проявляют обычно основные свойства (например, MnO и Mn(OH)2), а высшие оксиды 
и гидроксиды характеризуются амфотерными (например, TiO2 и 
Ti(OH)4) или чаще кислотными (Mn2O7 и HMnO4) свойствами. Соединения переходных элементов с низшей степенью окисления в 
окислительно-восстановительных реакциях могут быть восстановителями, а с высшей степенью окисления – только окислителями.  
Металлические свойства у d- и f-элементов выражены не так ярко, 
как у щелочных и щелочноземельных металлов. Это связано, с одной 
стороны, с тем, что увеличение числа электронов на внутренних d- и 
f-подуровнях приводит к экранированию внешних ns-электронов, и 
их связь с ядром ослабевает. С другой стороны, рост числа электронов на внутренних уровнях приводит к уменьшению атомного радиуса. Это явление, наиболее характерное для лантанидов, получило 
название «лантанидное сжатие». 
Само по себе «сжатие» электронных оболочек у лантанидов не является какой-то аномалией. Это проявление той же закономерности, 
которая наблюдается при рассмотрении радиусов атомов в малых периодах. Особенность лантанидного сжатия состоит только в том, что в 
предыдущих периодах подобные группировки отсутствуют. 
Влияние лантанидного сжатия в случае 6d-элементов (Hf – Hg) 
приводит к тому, что пары Zr – Hf, Nb – Ta, Mo – W и т.д. обладают 
особенно близкими химическими свойствами, а их более легкие аналоги – Ti, V, Cr и другие – заметно отличаются от них. Из-за близости химических свойств и близких значений атомных радиусов элементы Zr – Hf, Nb – Ta часто называют элементами-близнецами. 
Согласно правилу Хунда электроны на энергетическом подуровне 
стремятся расположиться так, чтобы суммарный спин был максимальным. Поэтому число неспаренных электронов, определяющих 
валентные возможности атома, в каждой десятке d-элементов сначала растет, а затем уменьшается. 
Это определяет двойную периодичность в больших периодах: 
кроме закономерного изменения свойств элементов при переходе от 

одного периода к другому периодически изменяются свойства элементов в пределах самого периода. Например, в ряду 3d-элементов 
(Sc – Zn) максимальная степень окисления сначала увеличивается от 
Sc к Mn, численно совпадая с номером группы, а затем уменьшается 
(от Fe к Zn). 
В ряде случаев наблюдается заметно большее химическое сходство d-элементов в горизонтальных рядах, чем по вертикали. Например, элементы подгруппы хрома очень похожи по своим химическим 
свойствам на своих соседей по горизонтальным рядам слева и справа 
(элементы подгруппы ванадия и подгруппы марганца соответственно). Наиболее ярко выражено горизонтальное сходство в триадах 
VIII группы, составляющих семейства железа (Fe – Co – Ni) и платиновых металлов (Ru – Rh – Pd, Os – Ir – Pt). 
В пределах одной декады восстановительные свойства переходных металлов с увеличением атомного номера постепенно уменьшаются, достигают минимума у d-элементов Ι группы и значительно 
возрастают у d-элементов ΙΙ группы. За свою относительную химическую инертность d-элементы ΙВ подгруппы и тяжелые d-элементы 
VIIIВ подгруппы получили название благородных элементов.  
В том же направлении уменьшается прочность однотипных соединений переходных металлов, достигая минимума у d-элементов 
VIII и Ι групп и несколько возрастая у d-элементов II группы. Некоторые из них (Cu, Ag, Au, Pt) встречаются в земной коре в самородном состоянии, другие переходные металлы встречаются в природе в 
основном в виде оксидов, сульфидов или карбонатов. 
Переходные элементы характеризуются большой твердостью и 
высокими температурами плавления и кипения, что объясняется 
прочными металлическими связями в их кристаллических решетках. 
Сравнительно малые радиусы атомов переходных металлов обусловливают их более высокую плотность. Кроме того, все они хорошие проводники электрического тока, особенно те из них, в атомах которых имеется только один внешний электрон. Металлы с 
заполненным s-подуровнем обладают меньшей электрической проводимостью. 
Многие d-элементы в виде металлов имеют высокую каталитическую активность (Pd, Pt и др.). 
Рассмотренные особенности электронной структуры атомов d-элементов (наличие неспаренных d-электронов) определяют и особенности магнитных свойств соединений переходных металлов. Так, 
если соединения элементов главных подгрупп в большинстве своем 

диамагнитны, то очень многие соединения переходных металлов, 
наоборот, парамагнитны. Кроме того, соединения переходных металлов чаще бывают окрашенными, чем соединения элементов главных подгрупп. Так, соединения меди (II) окрашены в голубой цвет, 
кобальта (II) – в розовый, никеля (II) – в зеленый.  
Переходные металлы используются в качестве добавок к сталям: 
хром придает стали твердость и устойчивость к окислению, добавка 
марганца увеличивает прочность стали, а ванадия – коррозионную 
стойкость.  
Переходные металлы играют важную биологическую роль. Незначительные количества таких металлов, как Mn, Mo, Co, Cu, Zn, 
необходимы для нормального развития растительных и животных 
организмов. Многие соединения переходных металлов нашли применение в медицине.