Konzept Übergangselement Wird normalerweise verwendet, um jedes Element mit d- oder f-Valenzelektronen zu bezeichnen. Diese Elemente nehmen im Periodensystem eine Übergangsposition zwischen den elektropositiven S-Elementen und den elektronegativen p-Elementen ein.
d-Elemente werden üblicherweise als Hauptübergangselemente bezeichnet. Ihre Atome zeichnen sich durch die innere Struktur von D-Unterschalen aus. Tatsache ist, dass das s-Orbital ihrer äußeren Hülle normalerweise gefüllt ist, bevor die Füllung der d-Orbitale in der vorherigen Elektronenhülle beginnt. Dies bedeutet, dass jedes neue Elektron, das der Elektronenhülle des nächsten d-Elements hinzugefügt wird, gemäß dem Füllprinzip nicht in der äußeren Hülle, sondern in der ihm vorangehenden inneren Unterschale landet. Die chemischen Eigenschaften dieser Elemente werden durch die Beteiligung der Elektronen beider Schalen an Reaktionen bestimmt.
d-Elemente bilden drei Übergangsreihen – jeweils in der 4., 5. und 6. Periode. Die erste Übergangsreihe umfasst 10 Elemente, von Scandium bis Zink. Es zeichnet sich durch die interne Konfiguration von 3D-Orbitalen aus. Orbital 4s wird früher gefüllt als Orbital 3d, weil es weniger Energie hat (Klechkovsky-Regel).
Es ist jedoch zu beachten, dass es zwei Anomalien gibt. Chrom und Kupfer haben jeweils nur ein Elektron in ihren 4s-Orbitalen. Tatsache ist, dass halbgefüllte oder vollständig gefüllte Teilschalen stabiler sind als teilweise gefüllte Teilschalen.
Das Chromatom hat ein Elektron in jedem der fünf 3D-Orbitale, die die 3D-Unterschale bilden. Diese Unterschale ist zur Hälfte gefüllt. In einem Kupferatom enthält jedes der fünf 3D-Orbitale ein Elektronenpaar. Eine ähnliche Anomalie wird bei Silber beobachtet.
Alle D-Elemente sind Metalle.
Elektronische Konfigurationen der Elemente der vierten Periode von Scandium bis Zink: 
Chrom
Chrom befindet sich in der 4. Periode, in Gruppe VI, in einer sekundären Untergruppe. Es ist ein Metall mittlerer Aktivität. Chrom weist in seinen Verbindungen die Oxidationsstufen +2, +3 und +6 auf. CrO ist ein typisches basisches Oxid, Cr 2 O 3 ist ein amphoteres Oxid, CrO 3 ist ein typisches saures Oxid mit den Eigenschaften eines starken Oxidationsmittels, d. h. eine Erhöhung des Oxidationsgrades geht mit einer Erhöhung der sauren Eigenschaften einher.
Eisen
Eisen befindet sich in der 4. Periode, in der VIII-Gruppe, in der sekundären Untergruppe. Eisen ist ein Metall mittlerer Aktivität; in seinen Verbindungen weist es die charakteristischsten Oxidationsstufen +2 und +3 auf. Es sind auch Eisenverbindungen mit der Oxidationsstufe +6 bekannt, bei denen es sich um starke Oxidationsmittel handelt. FeO weist basische Eigenschaften auf und Fe 2 O 3 weist amphotere Eigenschaften auf, wobei die basischen Eigenschaften vorherrschen.
Kupfer
Kupfer befindet sich in der 4. Periode, in Gruppe I, in der sekundären Untergruppe. Seine stabilsten Oxidationsstufen sind +2 und +1. In der Spannungsreihe der Metalle steht Kupfer nach Wasserstoff; seine chemische Aktivität ist nicht sehr hoch. Kupferoxide: Cu2O CuO. Letzteres und Kupferhydroxid Cu(OH)2 weisen amphotere Eigenschaften mit überwiegend basischen Eigenschaften auf.
Zink
Zink befindet sich in der 4. Periode, in der Gruppe II, in der sekundären Untergruppe. Zink ist ein mittelaktives Metall; in seinen Verbindungen weist es eine einzige Oxidationsstufe von +2 auf. Zinkoxid und -hydroxid sind amphoter.
Elemente der 4. Periode des Periodensystems
| Näh | Elektronische Konfiguration des Elements | KR | T pl, o C | D N pl, kJ/mol | NV, MPa | T Kip, oh C | D N kip, kJ/mol | |
| K | S 1 | BCC | 63,55 | 2,3 | - | 89,4 | ||
| Ca | S 2 | GCC | 8,4 | |||||
| Sc | S 2 D 1 | Verhexen. | 14,1 | |||||
| Ti | S 2 D 2 | GPU | ||||||
| V | S 2 D 3 | BCC | 23,0 | |||||
| Cr | S 1 D 5 | BCC | 21,0 | |||||
| Mn | S 2 D 5 | BCC | 12,6 | - | ||||
| Fe | S 2 D 6 | BCC | 13,77 | |||||
| Co | S 2 D 7 | Verhexen. | 16,3 | |||||
| Ni | S 2 D 8 | GCC | 17,5 | |||||
| Cu | S 1 D 10 | GCC | 12,97 | |||||
| Zn | S 2 D 10 | GPU | 419,5 | 7,24 | - | |||
| Ga | S 2 D 10 P 1 | Rhombus. | 29,75 | 5,59 | ||||
| Ge | S 2 D 10 P 2 | PC | 958,5 | - | ||||
| Als | S 2 D 10 P 3 | Verhexen. | 21,8 | - | Subl. | |||
| Se | S 2 D 10 P 4 | Verhexen. | 6,7 | 685,3 | ||||
| Br | S 2 D 10 P 5 | -7,25 | 10,6 | - | 59,8 | 29,6 | ||
| Kr | S 2 D 10 P 6 | -157 | 1,64 | - | -153 | 9,0 |
Reis. 3.8. Abhängigkeit der Schmelztemperatur ( T pl) und kochend ( T kip), Fusionsenthalpie (D N pl) und Kochen (D N kip), Brinellhärte einfacher Stoffe der 4. Periode aus der Anzahl der Elektronen im äußeren Energieniveau (die Anzahl der Elektronen, die über die vollständig gefüllte Hülle des Edelgases Ar hinausgehen)
Wie bereits erwähnt, kann man zur Beschreibung der chemischen Bindung, die zwischen Metallatomen entsteht, die Darstellung der Valenzbindungsmethode verwenden. Der Beschreibungsansatz lässt sich am Beispiel eines Kaliumkristalls veranschaulichen. Das Kaliumatom hat ein Elektron im äußeren Energieniveau. In einem isolierten Kaliumatom befindet sich dieses Elektron bei 4 S-Orbitale. Gleichzeitig enthält das Kaliumatom Energieniveaus, die sich nicht wesentlich von 4 unterscheiden S-Orbitale sind frei, Orbitale nicht mit Elektronen besetzt, bezogen auf 3 D, 4P-Unterebenen. Es kann davon ausgegangen werden, dass sich bei der Bildung einer chemischen Bindung das Valenzelektron jedes Atoms nicht nur auf 4 befinden kann S-Orbitale, sondern auch in einem der freien Orbitale. Ein Valenzelektron eines Atoms ermöglicht es ihm, eine Einfachbindung mit seinem nächsten Nachbarn einzugehen. Das Vorhandensein freier Orbitale in der elektronischen Struktur eines Atoms, die sich in der Energie kaum unterscheiden, legt nahe, dass ein Atom ein Elektron von seinem Nachbarn in eines der freien Orbitale „einfangen“ kann und dann die Möglichkeit hat, mit ihm zwei Einfachbindungen zu bilden nächste Nachbarn. Aufgrund der Gleichheit der Abstände zu nächsten Nachbarn und der Ununterscheidbarkeit von Atomen sind verschiedene Möglichkeiten zur Umsetzung chemischer Bindungen zwischen benachbarten Atomen möglich. Betrachten wir ein Fragment eines Kristallgitters, das aus vier benachbarten Atomen besteht, dann sind die möglichen Optionen in Abb. dargestellt. 3.9.
Elemente der 4. Periode des Periodensystems – Konzept und Typen. Klassifizierung und Merkmale der Kategorie „Elemente der 4. Periode des Periodensystems“ 2015, 2017-2018.
Die langen Perioden des Mendelejew-Systems, einschließlich der sogenannten Schaltdekaden, enthalten jeweils zehn Elemente, bei denen die Anzahl der Elektronen in der Außenhülle gleich zwei (zwei -Elektronen) ist und die sich nur in der Anzahl der -Elektronen unterscheiden In Zweiter draußen Hülse. Solche Elemente sind beispielsweise die Elemente Scandium bis Zink oder Yttrium bis Cadmium.
Die zweite Schale von außen spielt bei der Ausprägung chemischer Eigenschaften eine geringere Rolle als die Außenschale, da die Verbindung zwischen den Elektronen der Außenschale und dem Kern schwächer ist als in Zweiter draußen. Daher unterscheiden sich Elemente, bei denen die Außenschalen der Atome identisch aufgebaut sind und nur die zweiten Außenschalen unterschiedlich sind, in ihren chemischen Eigenschaften deutlich weniger voneinander als Elemente mit unterschiedlichem Aufbau der Außenschalen. Somit sind alle Elemente der Zwischendekaden, die zusammen die sogenannten sekundären Untergruppen der acht Hauptgruppen des Mendelejew-Systems bilden, Metalle, die alle durch variable Wertigkeit gekennzeichnet sind. IN sechste Periode Periodensystem, zusätzlich zum eingefügten Jahrzehnt gibt es nach Lanthan noch 14 weitere Elemente, bei denen sich der Unterschied in der Struktur der Elektronenschalen nur in der dritten äußeren Elektronenschale manifestiert (die Auffüllung von /-Plätzen in der vierten Schale erfolgt in Gegenwart). der gefüllten Plätze. Diese Elemente (Lanthanide) auf -23
Als Ergebnis von Experimenten zur Bestimmung der Ladungen von Atomkernen betrug die Gesamtzahl der bekannten Elemente – von Wasserstoff (Z = 1) bis Uran (Z = 92) – 86. Sechs Elemente mit Ordnungszahlen = 43, 61, 72 wurden im System vermisst , 75, 85, 87. Trotz dieser Lücken war jedoch bereits klar, dass es in der ersten Periode des Periodensystems zwei Elemente geben sollte – Wasserstoff und Helium, in der 2. und dritten – jeweils acht Elemente, im vierten und fünften jeweils achtzehn, im sechsten sind es zweiunddreißig Elemente.13
Bevor die Struktur der sechsten Periode des Mendelejew-Systems geklärt war, suchte man unter den Seltenerdelementen nach dem Element Nr. 72, und sogar einzelne Wissenschaftler verkündeten die Entdeckung dieses Elements. Als es klar wurde, dass sechste Periode des Periodensystems enthält 32 Elemente, davon 14 Seltene Erden, dann wies N. Bohr darauf hin, dass Element Nr. 72 bereits hinter den Seltenen Erden in der vierten Gruppe liegt und, wie Mendelejew erwartet hatte, ein Analogon von Zirkonium ist.
In ähnlicher Weise wies Bohr darauf hin, dass Element Nr. 75 zur Gruppe sieben gehört und Mendeleevs vorhergesagtes Analogon von Mangan ist. Tatsächlich wurde in 3 das Element Nr. 72, Hafnium genannt, in Zirkonerzen entdeckt, und es stellte sich heraus, dass alles, was zuvor Zirkonium genannt wurde, im Wesentlichen eine Mischung aus Zirkonium und Hafnium war.
Im selben Jahr 3 wurde in verschiedenen Mineralien nach dem Element Nr. 75 gesucht, wobei aufgrund der Verwandtschaft mit Mangan das Vorkommen dieses Elements erwartet wurde. Chemische Maßnahmen zur Isolierung dieses Elements basierten ebenfalls auf seiner angeblichen Ähnlichkeit der Eigenschaften mit Mangan. Die Suche gipfelte im Jahr 5 n. Chr. mit der Entdeckung eines neuen Elements namens Rhenium.24
Damit waren jedoch noch nicht alle Möglichkeiten zur künstlichen Gewinnung neuer Elemente ausgeschöpft. Die Grenze des Periodensystems im Bereich der leichten Kerne wird durch Wasserstoff bestimmt, da es kein Element mit einer Kernladung kleiner als eins geben kann.
Aber im Bereich schwerer Kerne wird diese Grenze keineswegs durch Uran gesetzt. Tatsächlich deutet das Fehlen von Elementen, die schwerer als Uran sind, nur darauf hin, dass die Halbwertszeiten dieser Elemente deutlich kürzer sind als das Alter der Erde. Daher gibt es unter den drei Bäumen des natürlichen radioaktiven Zerfalls, einschließlich der Isotope mit den Massenzahlen A = 4n, 4n- -2 und 4 · 4-3, nur die Zweige, die mit den langperiodischen Isotopen Tb und 2 beginnen, und alle Zweige mit kurzer Periode , bildlich gesprochen, vertrocknete und fiel seit undenklichen Zeiten ab. Darüber hinaus ist der vierte Baum des radioaktiven Zerfalls, der Isotope mit der Massenzahl A = 4n + 1 umfasst, vollständig ausgetrocknet und abgestorben, sofern es jemals Isotope dieser Reihe auf der Erde gab.
Bekanntlich enthalten die vierte und fünfte Periode des Mendelejew-Systems 18 Elemente, während die sechste Periode 32 Elemente enthält, da zwischen dem dritten Gruppenelement Lanthan (Nr. 57) und dem vierten Gruppenelement Hafnium (Nr. 72) liegen vierzehn weitere Seltenerdelemente, die Lanthan ähneln.
Nach der Klärung der Struktur der siebten Periode des Systems von D. I. Mendeleev wurde klar, dass im Periodensystem auf die erste Periode mit zwei Elementen zwei Perioden mit acht Elementen, dann zwei Perioden mit achtzehn Elementen und zwei Perioden mit zweiunddreißig Elementen folgen Elemente. In der 2. solchen Periode, die mit element- enden sollte. Band Nr. fehlen zwar noch siebzehn Elemente, zwei davon reichen jedoch nicht aus, um die Actinidenfamilie zu vervollständigen, und Element Nr. sollte sich bereits in der vierten Gruppe des Periodensystems befinden und ein Analogon von Hafnium sein.
Wenn n + / = 5, werden die Ebenen l = 3, 1 = 2 (M), l = 4, / = 1 (4p) und schließlich l = 5, / = O (55) gefüllt. Wenn vor Kalzium die Füllung der elektronischen Ebenen in aufsteigender Reihenfolge der Anzahl der Elektronenhüllen (15, 25, 2p, 33, 3p, 45) verlief, dann nach der Füllung der 5-Stellen der vierten Elektronenhülle, anstatt diese weiter zu füllen Schale mit /7-Elektronen, die Füllung der vorherigen, dritten beginnt, Schalen - Elektronen. Insgesamt kann jede Schale, wie aus dem oben Gesagten hervorgeht, 10 Elektronen enthalten. Demnach folgen im Periodensystem auf Kalzium 10 Elemente von Scandium (3.452) bis Zink (3.452), in deren Atomen die -Schicht der dritten Schale und erst danach die p-Schicht der vierten Schale gefüllt ist gefüllt - von Gallium (3(Sh3 p) bis Krypton ZiShchz r). In Rubidium und Strontium, die die fünfte Periode beginnen, erscheinen 55 und 552 Elektronen.19
Die Forschung der letzten fünfzehn Jahre hat zur künstlichen Erzeugung einer Reihe kurzzeitiger Zyklen geführt. Isotope der Kerne von Elementen von Quecksilber bis Uran, zur Wiederauferstehung der längst verstorbenen Eltern von Uran, Protactinium und Thorium in der Natur - Sauranium-Elemente von Nr. 93 bis Nr. - und zur Rekonstruktion der vierten Zerfallsserie, einschließlich Isotope mit Massenzahlen /4 = 4r-1. Diese Reihe kann bedingt als Neptunium-Zerfallsreihe bezeichnet werden, da das langlebigste in der Reihe das Isotop des Elements Nr. 93 ist, dessen Halbwertszeit nahezu 2 Millionen Jahre beträgt.
Die sechste Periode beginnt mit der Besetzung zweier Plätze für s-Elektronen in der sechsten Schale, so dass die Struktur der Außenschalen der Atome des Elements Nr. 56 – Barium – die Form 4s j0 d 05s2p66s2 hat. Es ist offensichtlich, dass mit einer weiteren Erhöhung der Elektronenzahl in den Atomen der Elemente nach Barium die Schalen entweder mit 4/- oder bd- oder schließlich br-Elektronen gefüllt werden können. Bereits in der vierten und fünften Periode Periodensystem, enthält 18 Elemente und füllt d-Stellen Zweiter draußen Die Bildung der Schale erfolgte vor der Füllung der p-Punkte der Außenschale. Also rein sechste Periode Die Besetzung von 6/7 Plätzen beginnt erst mit dem Element Nr. 81-Thallium. Bei den Atomen von vierundzwanzig Elementen zwischen Barium und Thallium ist die vierte Schale mit /-Elektronen und die fünfte Schale mit d-Elektronen gefüllt.
Muster der Veränderungen der Aktivität von D-Elementen in diesem Zeitraum
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BEFESTIGUNG VON BRUNNEN KTPPN-VERTEILER Pendelanordnung Sicherheitsmaßnahmen bei der Herstellung von Säurelösungen BERECHNUNGSMETHODE VON BOHRSTRÄNGEN METHODEN ZUR BEKÄMPFUNG VON PARAFFINABLAGERUNGEN IN FLOWBELLBRUNNEN Methoden zur Beeinflussung der bohrlochnahen Zone zur Erhöhung der Ölgewinnung METHODEN UND WERKZEUGE ZUR MESSUNG DES FLÜSSIGKEITSSTANDS OSTEY Methoden zur Untersuchung von Bohrlochabschnitten . 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VORBEREITUNG, REINIGUNG VON BOHRFLÜSSIGKEITEN ANWENDUNG VON JET-KOMPRESSOREN ZUR ENTSORGUNG ANWENDUNG VON ESP IN BOHRLÖREN VON OJSC „ORENBURGNEFT“ FUNKTIONSPRINZIP UND KONSTRUKTIONSMERKMALE VON BORTH MIT LMP-URSACHEN UND ANALYSE VON UNFÄLLEN VORHERSAGE VON SEDIMENTEN WÄHREND DER CHE-ÖL-FÖRDERUNG ENTWICKLUNG DER FLUGBAHN VON GELEITETEN BOHRLÖLEN ENTWICKLUNG, KONSTRUKTION UND ANALYSE VON KOHLENWASSERSTOFFFELDERN ENTWICKLUNG Pumpenleistung BOHRWÄSCHE UND BOHRFLÜSSIGKEITEN FELDFORSCHUNG FELDMETHODEN ZUR BESTIMMUNG VON NASEBILDUNGSZONEN FELDSAMMELUNG UND -VORBEREITUNG VON ÖL-, GAS- UND WASSER-BLOCKIERUNGSKONTROLLGERÄTEN MÖGLICHKEITEN ZUR ERHÖHUNG DER BOHRENBETRIEBSEFFIZIENZ AUFBAU VON PRODUKTION UND EINSPRITZUNG Brunnen ZUR VERSCHIEDENEN ZERSTÖRUNG VON FELSEN, VERTEILUNG VON BRÜCKEN ENTLANG DER LÄNGE VON STABSÄULEN, BERECHNUNG DES BODENS, BERECHNUNG DER BODENPRODUKTIVITÄT, Regulierung der Eigenschaften von Zementmörtel und Steinen mithilfe von Reagenzien. 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Metalle von Seitenuntergruppen, die sogenannten Übergangselemente, gehören zu den d-Elementen, da die d-Orbitale in ihren Atomen mit Elektronen gefüllt sind.
In Übergangsmetallen befinden sich Valenzelektronen im d-Orbital der äußersten Ebene und im S-Orbital der äußersten elektronischen Ebene. Die Metallizität von Übergangselementen wird durch das Vorhandensein eines oder zweier Elektronen in der äußeren Elektronenschicht erklärt.
Das unvollständige d-Subniveau der präexternen elektronischen Schicht bestimmt die Vielfalt der Valenzzustände von Metallen seitlicher Untergruppen, was wiederum die Existenz einer großen Anzahl ihrer Verbindungen erklärt.
Elektronen aus dem d-Orbital nehmen an chemischen Reaktionen teil, nachdem die S-Elektronen aus dem äußeren Orbital verwendet wurden. Alle oder ein Teil der Elektronen der d-Orbitale der vorletzten elektronischen Ebene können an der Bildung chemischer Verbindungen beteiligt sein. Dabei entstehen Verbindungen, die unterschiedlichen Valenzzuständen entsprechen. Die variable Wertigkeit von Übergangsmetallen ist ihre charakteristische Eigenschaft (mit Ausnahme der Metalle der sekundären Nebengruppen II und III). Metalle der Nebenuntergruppen IV, V, VI, VII von Gruppen können in Verbindungen sowohl im höchsten Valenzzustand (der der Gruppennummer entspricht) als auch in niedrigeren Valenzzuständen enthalten sein. Beispielsweise ist Titan durch 2-, 3-, 4-Wertigkeitszustände gekennzeichnet, und Mangan ist durch 2-, 3-, 4-, 6- und 7-Wertigkeitszustände gekennzeichnet.
Oxide und Hydroxide von Übergangsmetallen, in denen sich diese in der niedrigsten Wertigkeitsstufe befinden, weisen meist basische Eigenschaften auf, beispielsweise Fe(OH) 2. Höhere Oxide und Hydroxide zeichnen sich durch amphotere Eigenschaften aus, beispielsweise TiO 2, Ti(OH) 4 oder saure, beispielsweise 
Und 
.
Die Redoxeigenschaften der Verbindungen der betreffenden Metalle hängen auch mit der Wertigkeitsstufe des Metalls zusammen. Verbindungen mit der niedrigsten Oxidationsstufe weisen normalerweise reduzierende Eigenschaften auf, Verbindungen mit der höchsten Oxidationsstufe weisen oxidierende Eigenschaften auf.
Bei Manganoxiden und -hydroxiden ändern sich die Redoxeigenschaften beispielsweise wie folgt:
Komplexe Zusammenhänge.
Ein charakteristisches Merkmal von Übergangsmetallverbindungen ist die Fähigkeit zur Komplexbildung, die durch das Vorhandensein einer ausreichenden Anzahl freier Orbitale in den äußeren und voräußeren elektronischen Ebenen der Metallionen erklärt wird.
In den Molekülen solcher Verbindungen befindet sich im Zentrum ein Komplexbildner. Um ihn herum koordinieren Ionen, Atome oder Moleküle, sogenannte Liganden. Ihre Zahl hängt von den Eigenschaften des Komplexbildners und dem Grad seiner Oxidation ab und wird Koordinationszahl genannt:
Der Komplexbildner koordiniert zwei Arten von Liganden um sich herum: anionische und neutrale. Komplexe entstehen, wenn sich mehrere verschiedene Moleküle zu einem komplexeren Molekül verbinden:
Kupfer(II)-sulfotetraamin, Kaliumhexacyanoferrat(III).
In wässrigen Lösungen dissoziieren komplexe Verbindungen und bilden komplexe Ionen:
Komplexionen selbst sind ebenfalls zur Dissoziation fähig, allerdings meist in sehr geringem Ausmaß. Zum Beispiel:
Dieser Prozess ist reversibel und sein Gleichgewicht verschiebt sich stark nach links. Daher gilt nach dem Massenwirkungsgesetz
Die Kn-Konstante wird in solchen Fällen als Instabilitätskonstante komplexer Ionen bezeichnet. Je größer die Konstante, desto stärker ist die Fähigkeit des Ions, in seine Bestandteile zu dissoziieren. Die Kn-Werte sind in der Tabelle angegeben:
Experiment 1. Oxidation von Mn 2+-Ionen zu Ionen 
.
Geben Sie etwas Bleidioxid in das Reagenzglas, so dass nur der Boden des Reagenzglases bedeckt ist, und geben Sie einige Tropfen konzentriertes Bleidioxid hinzu 
und ein Tropfen Lösung 
. Erhitzen Sie die Lösung und beobachten Sie das Auftreten von Ionen 
. Schreiben Sie eine Gleichung für die Reaktion. Eine Mangansalzlösung sollte in kleinen Mengen eingenommen werden, da es zu einem Überschuss an Ionen kommt 
stellt wieder her 
Vor 
.
Experiment 2. Oxidation mit Ionen 
in sauren, neutralen und alkalischen Lösungen.
Produkte zur Ionenreduktion 
sind unterschiedlich und hängen vom pH-Wert der Lösung ab. So ist in sauren Lösungen das Ion 
wird zu Ionen reduziert 
.
In neutralen, leicht sauren und leicht alkalischen Lösungen, d.h. im pH-Bereich von 5 bis 9, Ion 
wird zu permanganiger Säure reduziert:
In stark alkalischen Lösungen und in Abwesenheit eines Reduktionsmittels ist das Ion 
wird zu einem Ion reduziert 
.
Gießen Sie 5-7 Tropfen Kaliumpermanganatlösung in drei Reagenzgläser 
. Geben Sie in eine davon die gleiche Menge verdünnte Schwefelsäure, in die andere nichts und in die dritte eine konzentrierte Alkalilösung. In alle drei Reagenzgläser tropfenweise eine Lösung aus Kalium- oder Natriumsulfit geben und dabei den Inhalt des Reagenzglases schütteln, bis sich die Lösung im ersten Reagenzglas verfärbt, sich im zweiten ein brauner Niederschlag bildet und im dritten die Lösung grün wird . Schreiben Sie eine Reaktionsgleichung und berücksichtigen Sie dabei, dass das Ion 
verwandelt sich in Ionen 
. Geben Sie eine Schätzung der Oxidationskapazität an 
in verschiedenen Umgebungen gemäß der Tabelle der Redoxpotentiale.
Experiment 3. Wechselwirkung von Kaliumpermanganat mit Wasserstoffperoxid. Geben Sie 1 ml in ein Reagenzglas. Wasserstoffperoxid, einige Tropfen Schwefelsäurelösung und einige Tropfen Kaliumpermanganatlösung hinzufügen. Welches Gas wird freigesetzt? Testen Sie es mit einer glimmenden Fackel. Schreiben Sie eine Reaktionsgleichung und erläutern Sie diese anhand der Redoxpotentiale.
Experiment 4. Komplexe Eisenverbindungen.
A) Gewinnung von Preußischblau. Zu 2-3 Tropfen einer Lösung von Eisen(III)-Salz einen Tropfen Säure, ein paar Tropfen Wasser und einen Tropfen einer Lösung von Hexation-(P)Kaliumferrat (gelbes Blutsalz) hinzufügen. Beobachten Sie das Aussehen des preußisch-blauen Sediments. Schreiben Sie eine Gleichung für die Reaktion. Diese Reaktion wird zum Nachweis von Ionen verwendet 
. Wenn 
Im Übermaß eingenommen, kann sich anstelle eines Niederschlags von Berliner Blau dessen kolloidal lösliche Form bilden.
Untersuchen Sie den Zusammenhang von Berliner Blau mit der Wirkung von Alkali. Was wird beobachtet? Was dissoziiert besser? Fe(OH) 2 oder Komplexion 
?
B) Herstellung von Eisenthiocyanat III. Zu einigen Tropfen einer Eisensalzlösung einen Tropfen Kalium- oder Ammoniumthiocyanatlösung hinzufügen 
. Schreiben Sie eine Gleichung für die Reaktion.
Erforschen Sie das Thiocyanat-Verhältnis 
zu Alkalien und erklären Sie das beobachtete Phänomen. Diese Reaktion wird wie die vorherige zum Nachweis des Ions verwendet 
.
Experiment 5. Herstellung einer Kobaltkomplexverbindung.
Geben Sie 2 Tropfen einer gesättigten Kobaltsalzlösung in ein Reagenzglas und fügen Sie 5-6 Tropfen einer gesättigten Ammoniumlösung hinzu: Beachten Sie, dass dadurch eine komplexe Salzlösung entsteht 
. Komplexe Ionen 
sind blau gefärbt und hydratisierte Ionen 
- In Pink. Beschreiben Sie die beobachteten Phänomene:
1. Gleichung zur Gewinnung komplexer Kobaltsalze.
2. Dissoziationsgleichung eines komplexen Kobaltsalzes.
3. Gleichung der Dissoziation eines komplexen Ions.
4. Ausdruck der Instabilitätskonstante eines Komplexions.
Testfragen und Aufgaben.
1. Welche Eigenschaften (oxidierend oder reduzierend) weisen Verbindungen mit der höchsten Oxidationsstufe eines Elements auf? Schreiben Sie eine Elektronen-Ionen- und Molekülgleichung für die Reaktion:
2. Welche Eigenschaften weisen Verbindungen mit einer mittleren Oxidationsstufe eines Elements auf? Stellen Sie elektronenionische und molekulare Reaktionsgleichungen auf:
3. Geben Sie die charakteristischen und ähnlichen Eigenschaften von Eisen, Kobalt und Nickel an. Warum hat D. I. Mendelejew Kobalt im Periodensystem der Elemente zwischen Eisen und Nickel eingeordnet, trotz des Wertes seines Atomgewichts?
4. Schreiben Sie die Formeln komplexer Verbindungen von Eisen, Kobalt und Nickel. Was erklärt die gute Komplexbildungsfähigkeit dieser Elemente?
5. Wie verändert sich der Charakter von Manganoxiden? Was ist der Grund dafür? Welche Oxidationszahlen kann Mangan in Verbindungen haben?
6. Gibt es Ähnlichkeiten in der Chemie von Mangan und Chrom? Wie wird es ausgedrückt?
7. Auf welchen Eigenschaften von Mangan, Eisen, Kobalt, Nickel, Chrom basiert ihr Einsatz in der Technik?
8. Bewerten Sie die Oxidationsfähigkeit von Ionen 
und reduzierende Fähigkeit von Ionen 
.
9. Wie können wir erklären, dass die Oxidationszahlen von Cu, Ag, Au größer als +17 sein können?
10. Erklären Sie die Schwärzung von Silber an der Luft im Laufe der Zeit und die Grünfärbung von Kupfer an der Luft.
11. Schreiben Sie eine Gleichung für die nach dem Schema ablaufenden Reaktionen.
