d-elemendid

Allikas: Vikipeedia

d-elemendid (ka d-metallid, B-metallid) on keemilised elemendid, millel viimasena täituvad elektronidega eelviimase elektronkihi d-alakihi orbitaal(id) [1]. D-elementidest saab rääkida alates neljandast perioodist. Näiteks kaltsiumilt (välise elektronkihi struktuur 4s2) skandiumile (3d14s2) üleminekul peaks elektron lisanduma 4s-alakihist kõrgemal olevale 4p- alakihile, kuid siirdub hoopiski energeetiliselt soodsamale 3d-alakihile[2]. D-elemendid asuvad perioodilisustabelis s- ja p-elementide vahel. D-elementide hulka kuuluvad vaid metallid.

Keemiliste elementide perioodilisustabel
IA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB VIIIB VIIB IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
1.    
H
                                                                   
He
2.    
Li
   
Be
                                           
B
   
C
   
N
   
O
   
F
   
Ne
3.    
Na
   
Mg
                                           
Al
   
Si
   
P
   
S
   
Cl
   
Ar
4.    
K
   
Ca
   
Sc
   
Ti
   
V
   
Cr
   
Mn
   
Fe
   
Co
   
Ni
   
Cu
   
Zn
   
Ga
   
Ge
   
As
   
Se
   
Br
   
Kr
5.    
Rb
   
Sr
   
Y
   
Zr
   
Nb
   
Mo
   
Tc
   
Ru
   
Rh
   
Pd
   
Ag
   
Cd
   
In
   
Sn
   
Sb
   
Te
   
I
   
Xe
6.    
Cs
   
Ba
   
*
   
Hf
   
Ta
   
W
   
Re
   
Os
   
Ir
   
Pt
   
Au
   
Hg
   
Tl
   
Pb
   
Bi
   
Po
   
At
   
Rn
7.    
Fr
   
Ra
   
**
   
Rf
   
Db
   
Sg
   
Bh
   
Hs
   
Mt
   
Ds
   
Rg
   
Cn
   
Uut
   
Fl
   
Uup
   
Lv
   
Uus
   
Uuo
Lantanoidid (*); Aktinoidid (**)
*    
La
   
Ce
   
Pr
   
Nd
   
Pm
   
Sm
   
Eu
   
Gd
   
Tb
   
Dy
   
Ho
   
Er
   
Tm
   
Yb
   
Lu
**    
Ac
   
Th
   
Pa
   
U
   
Np
   
Pu
   
Am
   
Cm
   
Bk
   
Cf
   
Es
   
Fm
   
Md
   
No
   
Lr
———> A-rühma metall ———> B-rühma metall
———> Mittemetall ———> Väärisgaasid


Tuleb selgelt vahet teha kahel mõistel – d-metallil ning üleminekumetallil. Tihti tõmmatakse nende mõistete vahele võrdusmärk, mis pole õige. IUPAC defineerib üleminekumetalli kui elementi, millel on elektronidega pooleldi täitunud d-alakiht ning pole vahet, kas neutraalsel osakesel või ioonil. Seetõttu ei peaks siirdemetallide hulka lugema 12. grupi elemente nagu vaske, tsinki ja elavhõbedat, kuid neid loetakse siiski d-metallideks.[3]

D-metallide loend[muuda | redigeeri lähteteksti]

D-metallid on: skandium, titaan, vanaadium, kroom, mangaan, raud, koobalt, nikkel, vask, tsink, ütrium, tsirkoonium, nioobium, molübdeen, tehneetsium, ruteenium, pallaadium, hõbe, kaadmium, hafnium, tantaal, volfram, reenium, osmium, iriidium, plaatina, kuld, elavhõbe, rutherfordium, dubnium, seaborgium, bohrium, hassium, meitneerium, darmstadtium, röntgeenium ja koperniitsium. 7. perioodi elemendid on sünteetilised ega ole võimalik loodusest leida.[4] Mõnikord arvestatakse d-metallide hulka ka lantanoidid ja aktinoidid, millel täitub f-alakiht.

Metallid on kõige arvukam elementide rühm. Nad on kõige tähtsamad, seda eelkõige oma keemiliste omaduste ja tööstusliku kasutuse tõttu.

Seosed perioodilisustabelis[muuda | redigeeri lähteteksti]

1869. aastal järjestas vene teadlane Dmitri Mendelejev sel ajal teada olnud keemilised elemendid aatommasside ja omaduste järgi tabeliks. Tänapäeval on seda veidi muudetud ning elemendid on tabelisse järjestatud aatomnumbrite järgi.[5] Perioodilisustabel jaguneb Periood (keemia)|perioodideks ja rühmadeks. Ühe ja sama perioodi d- ja f-elemendid koonduvad nn. peredesse. IV–VI perioodini ühinevad kümnest elemendist koosnevatesse peredesse d-elemendid. Nendeks on skandiumi pere (Sc–Zn), ütriumi pere (Y–Cd) ja lantaani pere (La, Hf–Hg). Sõltuvalt sellest, kas d(f)-orbitaalidel on üks või kaks elektroni, jagunevad pered alamperedeks, näiteks skandiumi pere jaguneb skandiumi ja raua alaperedeks.[6]

Peaalarühmade elementide omadused sõltuvad väliskihielektronide konfiguratsioonist ehk elektronide asetusest orbitaalidel, mistõttu on neil rühmiti samasugused omadused. D-elementidel on praktiliselt kõigil väliskihis sama arv elektrone, kuid nende omadused sõltuvad (n-1)d-orbitaali täitumisest. Aufbau printsiibi järgi täituvad viimasena need orbitaalid ning kui nad on täitunud, on nende energia veidike madalam kui välimisel ns-orbitaalil. Igas reas on kümme d-elementi, sest igale orbitaalile mahub kaks elektroni ning d-orbitaale on kokku viis. Metallide elektronkonfiguratsioonid erinevad peamiselt sisemiste d-orbitaalide poolest, seega on füüsikalised omadused laias laastus samad.[7]

D-metallide aatomiraadiused vähenevad perioodis tasapisi vasakult paremale ning hakkavad siis uuesti kasvama. Näiteks neljandas perioodis on raua aatomiraadius kõige väiksem. Aatomnumber ja d-elektronide arv kasvab vasakult paremale. Kuna d-elektronidevaheline tõukumine on nõrk, suudab kasvav tuumalaeng neid elektrone tugevamini enda poole tõmmata ning raadius väheneb. Edasi liikudes tekib juurde liiga palju d-elektrone ning tõukuminegi kasvab. Seetõttu hakkavad aatomiraadiused uuesti kasvama. Samas jäävad ka raadiused lähedasteks, sest esinevad tõmbe- ja tõukejõud on omavahel tasakaalus.[7]

Viienda perioodi elementidel on suuremad aatomiraadiused kui neljandal. Seal kehtib sama seaduspärasus.[7]

Kuuenda perioodi elementide aatomiraadiused on väiksemad. See tuleneb lantanoidsest kontraktsioonist. Raadiuste vähenemist põhjustab perioodis kasvav tuumalaeng ning f-elektronide nõrk varjestusvõime (elektronide omavahelisest interaktsioonist tingitud energia muutus aatomis). D-plokk jätkub luteetsiumi juures ning selleks ajaks on aatomiraadiused langenud baariumi 217 pm-lt luteetsiumi 173 pm-ni.[7]

Elementide ionisatsioonienergia kasvab perioodis vasakult paremale ning rühmas ülevalt alla kahaneb[7].

Keemilised ja füüsikalised omadused[muuda | redigeeri lähteteksti]

Metallid on väga tugevad ja kõvad, nad juhivad hästi elektrit ja omavad kõrget sulamis- ja keemistemperatuuri (välja arvatud tsingi alarühma metallid)[2]. Hõbe juhib toatemperatuuril kõige paremini elektrit, kuid oma kõrge hinna tõttu ei kasutata teda elektrijuhtmetes[7].

Metallid on hästi sepistatavad, plastilised, läikivad ja hõbedast värvi. Loomulikult esineb ka mitmeid erandeid, näiteks vask on punakas-pruun ning kuld on kollane[7]. Enamik d-metalle on toatemperatuuril tahked, vaid elavhõbe on vedelik[4]. D-metallide sulamistemperatuurid on tunduvalt kõrgemad kui leelis-ja leelismuldmetallidel[7].

D-elemendid kipuvad keemilise sideme loomisel esimesena loovutama oma valentskihi s-elektronid. Enamik nendest elementidest saab ära anda ka mõned d-elektronid. Sellepärast ongi d-elementidel mitu oksüdatsiooniastet.[7] Nagu kõigil lihtainetel, esineb d-metallidel oksüdatsiooniaste null. Ühendites on nende oksüdatsiooniaste I kuni VIII.[2] Ainsad elemendid, mis ei kasuta oma d-elektrone, on 12. grupi elemendid (Zn, Cd, |Hg), sest neil on kõik d-orbitaalid elektronidega täitunud ja selline olek on energeetiliselt püsiv.

D-metallide oksüdatsooniastmed muutuvad perioodis väga loogiliselt: rea otstel on elementidel üks levinud oksüdatsiooniaste ning liikudes perioodi keskele, hakkab oksüdatsiooniastmete arv tõusma. Esineb astmeid, mis on püsivad ning mittepüsivad. Näiteks skandiumil on ainult üks oksüdatsiooniaste +III, kui mangaanil on juba seitse erinevat oksüdatsiooniastet.

Elemendi kõrge oksüdatsiooniaste on kergesti redutseeritav, seetõttu on kõrge oksüdatsiooniastmega elemendid head oksüdeerijad. Kuigi metallide oksiidid on üldiselt aluselised, on d-metallide oksiidid, millel on kõrge oksüdatsiooniaste, hoopiski happelised. Kroom on hea näide:

Kõrge oksüdatsiooniastme puhul pole kroomil elektrone ja seetõttu seob ta hapniku aatomid tugevasti enda külge ega jaga elektrone prootoniga.[7] D-metallide oksüdatsooniastmed sõltuvad ka keskkonnast[3].

D-elementide oksüdatsiooniastmed[muuda | redigeeri lähteteksti]

Roheline tähistab teadaolevat oksüdatsiooniastet, oranž värv püsivat oksüdatsiooniastet.

4. perioodi metallide oksüdatsiooniastmed
Oksüdatsiooniaste Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn
8 Ei Ei Ei Ei Ei Ei Ei Ei Ei Ei
7 Ei Ei Ei Ei Jah Ei Ei Ei Ei Ei
6 Ei Ei Ei Jah Jah Jah Ei Ei Ei Ei
5 Ei Ei Jah Jah Jah Jah Ei Ei Ei Ei
4 Ei Jah Jah Jah Jah Jah Jah Jah Ei Ei
3 Jah Jah Jah Jah Jah Jah Jah Jah Ei Ei
2 Ei Jah Jah Jah Jah Jah Jah Jah Jah Jah
1 Ei Ei Jah Jah Jah Ei Jah Jah Jah Ei

[7]

5. perioodi metallide oksüdatsiooniastmed
Oksüdatsiooniaste Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd
8 Ei Ei Ei Ei Ei Jah Ei Ei Ei Ei
7 Ei Ei Ei Ei Jah Jah Jah Ei Ei Ei
6 Ei Ei Ei Jah Jah Jah Jah Ei Ei Ei
5 Ei Ei Jah Jah Jah Jah Jah Ei Ei Ei
4 Ei Jah Jah Jah Jah Jah Jah Jah Ei Ei
3 Jah Jah Jah Jah Jah Jah Jah Jah Jah Ei
2 Ei Jah Jah Jah Jah Jah Jah Jah Jah Jah
1 Ei Jah Jah Jah Ei Jah Jah Ei Jah Ei

[7]

6. perioodi metallide oksüdatsiooniastmed
Oksüdatsiooniaste Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg
8 Ei Ei Ei Ei Ei Jah Ei Ei Ei Ei
7 Ei Ei Ei Ei Jah Jah Ei Ei Ei Ei
6 Ei Ei Ei Jah Jah Jah Jah Jah Ei Ei
5 Ei Ei Jah Jah Jah Jah Jah Jah Ei Ei
4 Ei Jah Jah Jah Jah Jah Jah Jah Ei Ei
3 Jah Jah Jah Jah Jah Jah Jah Ei Jah Jah
2 Ei Ei Jah Jah Jah Jah Jah Jah Jah Jah
1 Ei Jah Jah Ei Jah Jah Jah Ei Jah Jah

[7]

Paljud d-metallid on paramagneetikud[7].

Levinuimad ühendid[muuda | redigeeri lähteteksti]

D-metallid moodustavad kompleksühendeid, mis on värvilised. Kompleksimoodustajaks on d-metall[2]. D-orbitaalid, mis ei ole elektronidega täidetud, annavadki metallidele võimaluse ilmneda erinevates värvides[7].

Näiteks Ni2+ iooni saab tõestada väga lihtsal gravimeetrilisel viisil, kus Ni2+ ioonidega lahusesse viiakse nn. Tšugajevi reaktiivi (dimetüülglüoksiim C4H6(NOH)2). pH vahemikus 5 kuni 9 moodustub tumepunane kompleksühend, millel on väga suur molekulmass. Reaktsiooni peab läbi viima ammoonium- või tsitraatpuhvris, sest reaktsioonil eraldub H+ ioone ning puhverlahus aitab säilitada püsiva pH vahemiku. Õige vahemik on väga oluline, vastasel juhul hakkab tekkiv kompleksühend dissotseeruma.[8]

D-metallid moodustavad väga paljusid erinevaid ühendeid, kus mitmed mittemetallid omavad negatiivset oksüdatsiooniastet.

  1. Metallide halogeniidid
  2. Metallide oksiidid ning oksokompleksid
    1. Oksiidid
    2. Mononukleaarsed kompleksid
    3. Polünukleaarsed kompleksid
  3. Metallide sulfiidid ja nende kompleksid
    1. Monosulfiidid
    2. Disulfiidid
    3. Sufiidsed kompleksid
  4. Nitriilsed ja alkülideensed kopleksid
  5. Metall-metall sidemega ühendid
    1. Metall-metall side
    2. Klaster [3]

Tähtsus[muuda | redigeeri lähteteksti]

Tööstuslik tähtsus[muuda | redigeeri lähteteksti]

D-metallid on tööstuslikult väga olulised. Raua ja vase kasutuselevõtt tõi inimesed välja kiviajast ning need on siiani olulised tööstuslikud metallid. Teised elemendid, näiteks titaan, on väga olulised uue tehnoloogia arengus. Tuleb tähele panna, et d-ploki vasakus servas olevad elemendid sarnanevad s-ploki metallidega, see tähendab, neid on väga raske maagist eraldada. Seetõttu võtsid inimesed esimesena kasutusele just d-ploki paremas servas olevad elemendid nagu tsingi ja vase.[7]

D-metallide kasutatakse väga palju sulamites, kuna lähedaste aatomiraadiuste tõttu saavad osakesed üksteist kristallvõres asendada.[7]

Bioloogiline tähtsus[muuda | redigeeri lähteteksti]

Mitmeid d-elemente loetakse inimorganismi mikro- ja ultramikroelementideks. See tähendab, et neid on kehas väga väikesel hulgal, nad on jaotunud organismi ebaühtlasemalt kui makroelemendid ja täidavad kindlaid biofunktsioone. Biokeemilise üldtoime järgi jaotatakse metallid kahte rühma:

Mõned elemendid loetakse nii mürk- kui ka biometalliks. XVI sajandi keemik ja arst Paracelsus on öelnud „annus teeb ainest mürgi“. Kui organismist puudub Cu, siis tekib suhkruhaigus, kuid üledoseerimisel võib tekkida soodumus vähktõvele.[9]

See, kas ja kuidas mingi element organismi mõjutab, sõltub mitmetest asjaoludest. Üheks selliseks võib lugeda näiteks ühendi esinemiskuju. Kui ühend pole vees lahustuv, siis seda ka ei omastata. Teiseks on näiteks metalli oksüdatsiooniaste. Raud(II)ühendeid inimorganism omastab ja kasutab vereloomeks, kuid raud(III)ühendeid keha ei omasta.[9]

Viited[muuda | redigeeri lähteteksti]

  1. L.Tamm, T.Tamm, A. Tuulmets. Keemia mõisted gümnaasiumile eesti-vene sõnastik. Tartu Ülikooli kirjastus, 2009
  2. 2,0 2,1 2,2 2,3 Eesti entsüklopeedia, 8. köide. Tallinn, Eesti entsüklopeediakirjastus 1995
  3. 3,0 3,1 3,2 Shriver & Atkins’. Inorganic Chemistry, Fifth Edition. Oxford University.
  4. 4,0 4,1 http://www.ptable.com/
  5. http://www.wou.edu/las/physci/ch412/perhist.htm
  6. N. Ahmetov. Anorgaaniline keemia. Tallinn, 1974.
  7. 7,00 7,01 7,02 7,03 7,04 7,05 7,06 7,07 7,08 7,09 7,10 7,11 7,12 7,13 7,14 7,15 7,16 P. Atkins, L.Jones. Chemical principles: the quest for insight. Third edition. New York, 2004.
  8. http://chemlab.truman.edu/CHEM222manual/pdf/nickelgrav.pdf
  9. 9,0 9,1 Hergi Karik. Metallid ja mittemetallid meis ja meie ümber. Koolibri, 2004, Tallinn.