Propiedades y reacciones de elementos y compuestos del bloque D - Sesión 1

Los elementos de transición son un grupo de elementos químicos que se encuentran en la mitad de la tabla periódica. También se les conoce como metales de transición porque tienen propiedades únicas que les permiten pasar de un estado a otro. Residen entre los elementos del bloque s y p. Los elementos de transición incluyen elementos del bloque d y elementos del bloque f. El último electrón de los elementos del bloque d entra en el orbital d. El último electrón en los elementos del bloque f entra en el orbital f. Algunos ejemplos de elementos de transición del bloque d incluyen hierro, cobre, níquel y zinc.

Una de las propiedades más importantes de los elementos de transición es su capacidad de formar iones con diferentes cargas. Esto se debe a que tienen electrones en su nivel de energía más externo que no están fuertemente unidos al átomo. Estos electrones pueden perderse o ganarse fácilmente, lo que lleva a la formación de diferentes iones con cargas variables. Por ejemplo, el tiluro puede formar iones con diferentes estados de oxidación. Puede formarse Ti⁺³y Ti⁺⁴ ioniones.

Los elementos del bloque d, también conocidos como metales de transición, son conocidos por su actividad catalítica. Esto significa que pueden acelerar las reacciones químicas sin ser consumidos. Un ejemplo de esto es el uso de hierro en el proceso Haber. El proceso Haber se utiliza para producir amoníaco a partir de gases nitrógeno e hidrógeno. El hierro actúa como catalizador para acelerar la reacción. Permite que la reacción ocurra a temperaturas y presiones más bajas que las que se requerirían de otra manera.

Los elementos del bloque D tienen actividad catalítica debido a su configuración electrónica única. Tienen orbitales d parcialmente llenos, lo que les permite formar enlaces temporales con otras moléculas. Esta propiedad les permite interactuar con otras moléculas y facilitar las reacciones químicas al reducir la energía de activación necesaria para que se produzca la reacción. Además, los elementos del bloque d a menudo tienen múltiples estados de oxidación. Esta propiedad los hace particularmente eficaces en reacciones redox.

Los complejos de coordinación son moléculas que contienen un átomo o ion metálico central que está rodeado por otras moléculas o iones llamados ligandos. También se conocen como compuestos de coordinación. Los complejos de coordinación están formados por los metales de transición. Los ligandos forman enlaces coordinados con el ion metálico. Un ejemplo de un complejo de coordinación es [Fe(H₂O)₆]⁺². Contiene un Fe⁺²ionen el centro rodeado de seis H₂Omoléculas.

Las moléculas de agua forman enlaces coordinados con el ion de hierro donando un par de electrones al hierro para formar un complejo estable. El número de coordinación del ion metálico en un complejo de coordinación es el número de ligandos que rodean al ion metálico central. Número de coordinación del hierro en [Fe(H₂O)₆]⁺²son seis. Esto se debe a que el ion de hierro central está rodeado por seis ligandos de agua.

Como sabemos, los ligandos son las moléculas o iones que rodean al ion metálico central y forman un enlace covalente coordinado con él. Un ligando puede formar más de un enlace covalente coordinado. Depende de la cantidad de pares de electrones solitarios que un ligando puede donar. Cuando un ligando sólo puede donar un par solitario de electrones, se denomina ligando monodentado. Un ejemplo de ligando monodentado es el amoniaco.

Cuando un ligando puede donar dos pares solitarios de electrones para formar dos enlaces covalentes coordinados con el ion metálico central, se denomina ligando bidentado. Un ejemplo de ligando bidentado es la etilendiamina. Como podemos ver, una molécula de etilendiamina contiene dos pares de electrones solitarios. La etilendiamina se coordina a través de dos NH₂con ion de cobre central en bis−(ethylenediamine)cuprate(II)complejo. Por lo tanto es un ligando bidentado.

Cuando un ligando puede donar más de dos pares solitarios de electrones para formar enlaces covalentes con el ion metálico central, se denomina ligando polidentado. Un ejemplo de ligando polidentado es el etilendiaminotetraacetato. El etilendiaminotetraacetato tiene seis sitios de coordinación. Es un ligando polidentado.

El complejo que se forma cuando un ligando bidentado o polidentado se combina con un ion metálico se llama quelato. El proceso de formación de quelato se llama quelación. El ligando que forma el quelato se llama ligando quelante. Los ligandos bidentados y polidentados se denominan ligandos quelantesPor ejemplo, bis−(ethylenediamine)cuprate(II) iones un quelato. Se forma cuando dos moléculas de etilendiamina se unen al ion cobre. La etilendiamina es un ligando bidentado.

Los óxidos de los elementos del bloque d pueden exhibir una naturaleza ácida, básica o anfótera según el estado de oxidación del ion metálico. Si el estado de oxidación del ion metálico en el óxido metálico del bloque ad es bajo, entonces el óxido metálico es de naturaleza básica. Por ejemplo, el óxido de manganeso MnOEs básico por naturaleza. Esto se debe al estado de oxidación del manganeso en MnOes positivo dos. Es el estado de oxidación más bajo del manganeso.

Si el estado de oxidación del ion metálico en el óxido metálico del bloque ad es alto, entonces el óxido metálico es de naturaleza ácida. Por ejemplo, heptóxido de manganeso Mn₂O₇Es de naturaleza ácida. Esto se debe al estado de oxidación del manganeso en Mn₂O₇es positivo siete. Es el estado de oxidación más alto del manganeso. ¿Puedes identificar qué óxido de vanadio será más ácido? Monóxido de vanadio VOo pentóxido de vanadio V₂O₅?

Si el estado de oxidación del ion metálico en el óxido metálico del bloque ad es intermedio entre sus estados de oxidación más bajos y más altos, entonces el óxido metálico es de naturaleza anfótera. Por ejemplo, el dióxido de manganeso MnO₂Es de naturaleza anfótera. Significa que puede comportarse tanto como ácido como baseEsto se debe al estado de oxidación del manganeso en MnO₂es positivo cuatro. Es un estado intermedio entre los estados de oxidación más bajos y más altos del manganeso.