Övergangselement

De **Övergangselementen** sünd en cheemsch Serie. All Elementen ut disse Serie, de bit nu bekannt sünd, sünd Metallen, so dat de Elementen ut disse Serie meist ok as **Övergangsmetallen** betekent warrt.

## Definitschoon
Oorsprünglich weern to disse Serie all Elementen tellt, de sik in dat Periodensystem in een vun de Nevengruppen wedderfinnt. In de Nevengruppen warrt neemlich in de Perioden – dat bedüüt vun links na rechts in dat Periodensystem – *de d-[[Orbital]]en* in de Elektronenhüll opfüllt. Warrt dorüm ok d-Block nöömt.

Nu gifft dat aver ok en Definitschoon vun de IUPAC, de sik na de Elektronen richt. Eegentlich sünd dat sogor twee möögliche Definitschonen, so dat nich jümmer gliek klor is, wat nu meent is:

(1) Övergangselementen sünd Elementen de en d-Orbital hebbt, dat nich vullstännig opfüllt is.

(2) Övergangselementen sünd Elementen de tomindst een Ion utbill’n künnt, dat en nich vullstännig opfüllt d-Orbital hebbt.

Wenn man nu een vun disse Definitschonen nipp un nau nimmt, tellt aver de cheemsch Elementen von de 12. Grupp, also Zink, Cadmium, Quecksülver un Copernicium, nich mit to de Övergangselementen, as dor de d-Orbitalen full sünd. Un dat ok bi de Kationen, as de Elektronen ut dat s-Orbital von de Elektronenschaal doröver afgeven warrt. 

Na de Definitschoon (1) tellt ok de cheemsch Elementen von de 11. Grupp, also Kopper, Sülver, Gold un Roentgenium, nich dorto, as ok de all vulle d-Orbitalen hebbt. Man disse künnt nu aver Ionen maken de en unvullstännig d-Orbital hebbt. Dorüm höört se na (2) denn doch wedder to de Reeg. Geiht man na Definitschoon (2), denn tellt aver Scandium nich mehr dorto, as dat bi dat Ioneseeren sien Elektron ut dat d-Orbital afgifft, un dorüm gor keen d-Orbital mehr opwiest.

So eenfach is dat mit de Definitschonen also nich. Weer lichter, eenfach as fröher al Nevengruppen tohopen to nehmen as de cheemsch Serie. Man dat geiht ok wedder nich eenfach so, as veele vun de intressanten Eegenschoppen von de Serie jüst mit de unvullstännige d-Orbitalen tohopenhangt.

## Elektronenhüll
De Övergangselementen höört to den d-Block, d.&nbsp;h. bi disse Elementen warrt von links na rechts in dat Periodensystem de d-Orbitalen opfüllt. För de 4. Period sünd dat de 3d-Orbitalen von Scandium na Zink. Nu hebbt disse Elementen ok noch twee Elektronen op de butenste Schaal, op dat 4s-Orbital, sitten. Normalerwies warrt aver toeerst de Orbitalen von een Schaal vull maakt, vördat de nächsthögere Schaal anfungen warrt. Nu is dat aver so, dat de 4s-Orbitalen en sietern Energietostand hebbt as de 3d-Orbitalen, un dorüm warrt de toeerst upfüllt.

Utnahmen sünd dorbi Chrom un Kopper, de blots een 4s-Orbital besett hebbt. Dat liggt bi disse beiden Elementen an dat Afstööten von de Elektronen ünnerenanner. Dordör is dat bi de beiden von de Energie her beter een 3d- un een 4s-Orbital to füllen, as beid Elektronen op dat 4s-Orbital to setten. So’n Utnahmen gifft dat ok bi de högeren Perioden, wo sik dat jüst so verhollen deit mit de 4d-Orbitalen un so wieter.

## Cheemsch Egenschoppen
De Övergangselementen hebbt’n Reeg vun gemeensam Egenschoppen. So wiest se sik t.&nbsp;B. as bannig fast, wenn’n dor an trekken deit. Un se all hebbt en teemlich hoge Dicht, Kaakpunkten un Smöltpunkten. Disse Egenoorten kamt all dorvun, dat de Elektronen vun de d-Orbitalen binnen dat Metallgidder *delokaliseert*, also nich fast an dat Orbital vun dat oorsprünglich Atom bunnen sünd. Dat haut aver nich hen, wenn de d-Orbitalen all vull sünd, un dorüm is de Begreep Övergangselement ok so defineert woorn, as dat baven beschreven is.

Övergangselementen hebbt veer ganz tyypsch Egenschoppen:
# Se maakt klöörte Verbinnen.
# Se döögt veel as Katalysaters.
# Se künnt bannig veel Oxidatschoonstallen hebben.
# Se künnt komplexe Verbinnen ingahn.

## Oxidaschoonstostännen
Vergleken mit Elementen, t.&nbsp;B. ut de 2. Grupp (Calcium, Magnesium u.s.w), de normalerwies nich mehr as twee Elektronen afgeven künnt, gifft dat för de Övergangselementen glieks en ganzen Slag von Tostännen. Se künnt neemlich bit to negen Elektronen loswarrn.

De Grund liggt in de Ionisatschoonsenthalpien: Bi dat Calcium kann man de butensten Elektronen mit wenig Energie wegmaken. Man wenn man versöcht ok Elektronen von ünner de s-Orbitalen wegtomaken, denn brukt man bannig veel Energie. Dorüm kummt dat normalerwies nich vör. Bi de Övergangselementen is aver man de Ünnerscheed bi de Energien, de man brukt för Elektronen ut dat d-Orbital un dat s-Orbital doröver, so lütt, dat dat nich veel utmakt. Dorüm künnt Övergangselementen bannig hoge Oxidatschoonstallen hebben.

Binnen een Periood gifft dat tyypsch Verhollensmuster:
De Tall vun verschedene Oxidaschoonstostännen nimmt eerst to un denn wedder af, as de Afgaav von Elektronen denn sworer warrt dör de högere Kraft, womit de Protonen in Atomkarn de Elektronen in de Hüll antrecken doot.

In de sieden Oxidaschoonstallen leegt de Elementen meist as enkelte Ionen vör. Op de höögeren Stufen sünd se ober normalerwies kovalent mit annere elektronegative Elementen so as Suerstoff oder Fluor in Anionen bunnen.

Egenschoppen in Afhangigkeit vun’n Oxidatschoonstostand:
* Högere Oxidatschoonstostännen warrt in en Periood jümmer instabiler.
* Ionen mit hoge Oxidatschoonstallen sünd gote Oxidatschoonsmiddel, mit lütte Tallen sünd se Redukschoonsmiddel.
* De (2+)-Ionen sünd an’n Anfang vun en Periood starke Redukschoonsmiddel un warrt denn jümmer stabiler.
* Die (3+)-Ionen sünd dorgegen toeerst stabil un warrt denn jümmer betere Oxidatschoonsmiddel.

## Biller
Jümmer veer Proven ut de veerten, föfften un sössten Periood:

Bild:Scandium.jpg|Scandium
Bild:Vanadium 1.jpg|Vanadium
Bild:Cobalt-sample.jpg|Kobalt
Bild:Zinc-sample.jpg|Zink
Bild:Zirconium_rod.jpg|Zirkon
Bild:Molybdenum crystaline fragment and 1cm3 cube.jpg|Molybdän
Bild:Ruthenium 1.jpg|Ruthenium
Bild:SilverUSGOV.jpg|Sülver
Bild:Hf-crystal bar.jpg|Hafnium
Bild:Tantal 1.jpg|Tantal
Bild:GoldNuggetUSGOV.jpg|Gold
Bild:Hg Mercury.jpg|Quecksülver