Ãœbergangsmetalle

Stichpunkte

Allgemein
	Die dreißig chemischen Elemente mit den Ordnungszahlen von 21 bis 30
	39 bis 48 und 71 bis 80 werden üblicherweise als Übergangsmetalle bezeichnet
	definiert. Gruppe   4
	da sich dort der Ãœbergang durch die aufeinanderfolgende Zunahme von Elektronen in den d-Atomorbital entlang jeder Periode zeigt. Ãœbergangselemente werden chemisch als Elemente
	die zumindest ein Ion mit einer teilweise d-Schale ausbilden
	Dieser Name ist in ihrer Position im Periodensystem begründet
	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 Nb 41 Ta 73 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 Rg 111 12 (II B)   Zn 30 Cd 48 Hg 80 Uub 112 Inhaltsverzeichnis showTocToggle("Anzeigen"
	"Verbergen") 1 Elektronenkonfiguration 2 Chemische Eigenschaften 3 Oxidationszustände 4 Katalytische Aktivität 5 Farbige Verbindungen [Bearbeiten]
Elektronenkonfiguration
	die sich im Periodensystem vor den Ãœbergangsmetallen befinden (also die Element Nummer 1 bis 20) haben keine Elektronen in den d- Orbitalen
	Phosphor and Schwefel eine Rolle spielen)
	dass die leeren d-Orbitale im Verhalten solcher Elemente wie Silizium
	sondern nur in den s- und p-Orbitalen (obwohl angenommen wird
	Hauptgruppenelemente
	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 ist ungewöhnlich: niedrigere Orbitale werden normalerweise vor den äußeren Schallen aufgefüllt
	Die s-Orbitale in den d-Block-Elementen befinden sich aber in einem niedrigeren Energiezustand als die d-Unterschalen
	Da Atome bestrebt sind
	einen möglichst niedrigen Energiezustand einzunehmen
	werden die s-Schalen zuerst aufgefüllt
	Die Ausnahmen bei Chrom und Kupfer - die nur ein Elektron in ihrem äußeren Orbital besitzen - sind durch Elektronenabstoßung begründet
	Das Aufteilen der Elektronen auf s- und d-Orbitale führt zu niedrigeren Energiezuständen für die Atome als zwei Elektronen im äußeren s-Orbital zu platzieren
	Nicht alle d-Block-Elemente sind Ãœbergangsmetalle
	Scandium und Zink passen nicht in die oben angegebene Definition
	Scandium hat ein Elektron in seiner d-Unterschale und 2 Elektronen im äußeren s-Orbital
	da sein einziges Ion
	Da das einzige Scandiumion (Sc3+) keine Elektronen im d-Orbital hat
	Zn2+
	kann es natürlich auch kein "teilweise gefülltes" d-Orbital haben. Ähnliches gilt für Zink
	ein vollständig gefülltes d-Orbital hat. [Bearbeiten]
Chemische Eigenschaften
	Schmelzpunkte und Siedepunkte aus
	Dichte
	Ãœbergangselemente zeichnen sich im allgemeinen durch hohe Zugfestigkeit
	So wie andere Eigenschaften der Übergangsmetalle sind auch diese auf die Fähigkeit der Elektronen der d-Orbitale zurückzuführen
	innerhalb des Metallgitters delokalisiert zu sein
	dass die Eigenschaften um so stärker sind
	In metallischen Stoffen ist es so
	je mehr Elektronen zwischen den Kernen aufgeteilt werden
	Es gibt vier typische Eigenschaften von Übergangsmetallen: Sie bilden gefärbte Verbindungen Sie können sehr viele verschiedene Oxidationszustände einnehmen Sie sind gute Katalysatoren Sie bilden Komplexe [Bearbeiten]
Oxidationszustände
	Im Vergleich zu Elementen der II
	Gruppe wie Calcium gibt es die Ionen der Übergangselemente in zahlreichen Oxidationszuständen
	Calciumionen verlieren üblicherweise nicht mehr als zwei Elektronen
	wohingegen Übergangselemente bis zu neun abgeben können
	erkennt man auch den Grund dafür
	Wenn man die Ionisationsenthalpien beider Gruppen betrachtet
	Die Energie
	dass es normalerweise nicht vorkommt. Ãœbergangselemente wie Vanadium dagegen haben wegen der geringen Energiedifferenz zwischen den 3d- und 4s-Orbitalen ziemlich linear ansteigende Ionisationsenthalpien entlang ihrer s- und d-Orbitale. Ãœbergangselemente kommen daher auch mit sehr hohen Oxidationszahlen vor
	die zur Entfernung von Elektronen von Calcium notwendig ist
	die so hoch ist
	solange bis man versucht
	ist niedrig
	Elektronen unterhalb seiner äußeren beiden s-Orbitale zu entfernen. Ca3+ hat eine Ionisationsenthalpie
	Entlang einer Periode kann man bestimmte Verhaltensmuster erkennen: Die Anzahl der Oxidationszustände nimmt bis zum Mangan zu und sinkt dann wieder
	Das ist auf die stärkere Anziehungskraft der Protonen im Kern zurückzuführen
	wodurch die Abgabe von Elektronen erschwert wird. Die Elemente in ihren niedrigen Oxidationsstufen kommen normalerweise als einfache Ionen vor
	oft als Anionen. Eigenschaften in Abhängigkeit vom Oxidationszustand: Höhere Oxidationsstufen werden entlang der Periode weniger stabil
	In höheren Oxidationsstufen sind sie üblicherweise kovalent an andere elektronegative Elemente wie Sauerstoff oder Fluor gebunden
	Ionen in höheren Oxidationsstufen sind gute Oxidationsmittel
	wohingegen Elemente in niedrigen Oxidationsstufen Reduktionsmittel sind
	Die (2+)-Ionen beginnen am Anfang der Periode als starke Reduktionsmittel und werden dann immer stabiler
	Die (3+)-Ionen dagegen beginnen stabil und werden dann immer bessere Oxidationsmittel. [Bearbeiten]
Katalytische Aktivität
	Ãœbergangsmetalle sind gute homogene oder heterogene Katalysatoren
	z.B. ist Eisen der Katalysator für das Haber-Bosch-Verfahren
	Nickel und Platin werden für die Hydrogenierung von Alkenen verwendet. [Bearbeiten]
Farbige Verbindungen
	nehmen wir verschiedene Farben wahr
	Wenn sich die Frequenz elektromagnetischer Strahlung verändert
	Sie resultieren aus der unterschiedlichen Zusammensetzung von Licht
	transmittiert oder absorbiert wurde - man spricht auch von Remission
	nachdem es nach Kontakt mit einem Stoff reflektiert
	Wegen ihrer Struktur bilden Ãœbergangsmetalle viele verschiedene farbige Ionen und Komplexe aus
	Die Farben unterscheiden sich sogar bei ein und demselben Element - MnO4- (Mn in der Oxidationsstufe +7) ist violette Verbindung
	Mn2+ ist aber blassrosa. Komplexbildung kann eine wesentliche Rolle bei der Farbgebung spielen
	Die Liganden haben nämlich einen großen Einfluss auf die 3d-Schale
	Sie ziehen teilweise die 3d-Elektronen an und spalten sie in höhere und niedrigere (in Bezug auf die Energie) Gruppen
	wenn die ihre Frequenz proportional zur Energiedifferenz zweier Energiezustände des Atoms ist (wegen der Formel E=hf.) Wenn Licht auf ein Atom mit aufgespaltenen 3d-Orbitalen trifft
	werden manche Elektronen in den höheren Zustand angehoben
	Elektromagnetische Strahlung wird nur absorbiert
	Verglichen mit einem nichtkomplexierten Ion können verschiedene Frequenzen absorbiert werden
	und deshalb kann man auch verschiedene Farben beobachten
	Die Farbe eines Komplexes hängt ab von: der Art des Metallions
	genau genommen von der 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
	desto größer ist die Energiedifferenz zwischen den beiden aufgespaltenen 3d.Gruppen. Die Komplexe des d-Block-Elements Zink (streng genommen kein Übergangselement) sind farblos
	da die 3d-Orbitale voll sind und daher auch keine Elektronen angehoben werden können. ca:Metall de transició en:Transition metal eo:Transirmetalo es:Metal de transición fr:Métal de transition it:Metalli del blocco d ja:�移元素 sv:Övergångsmetaller
	Je stärker sie Liganden sind

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