Свойства p-элементов III группы

К р-элементам III группы периодической системы Д. И. Менделеева относятся: бор В, алюминий Аl, галлий Ga, индий In и таллий Тl. Электронная конфигурация атомов ns²np¹.

Ниже сопоставлены некоторые константы, характеризующие свойства атомов p-элементов рассматриваемой группы и соответствующих металлических веществ:

	B	Аl	Ga	In	Tl
Радиус атома, нм	0,091	0,143	0,139	0,166	0,171
Энергия ионизации Э0→Э+, эВ	8,3	5,98	6,0	5,8	6,1
Радиус иона Э3+, нм	0,020	0,057	0,062	0,092	0,105
Плотность, г/см3	—	2,7	5,9	7,4	11,85
Температура плавления, °С			29,8	156,4
Стандартный электродный потенциал Э3+/Э, В	—	-1,66	-0,53	-0,34	+ 0,72

На свойствах р-элементов III группы сказывается d-сжатие (Аl располагается в периодической системе в малом III периоде, a Ga, In и Тl в больших периодах непосредственно после d-элементов). Так, от Аl к Ga атомный радиус несколько уменьшается, а первый ионизационный потенциал возрастает. На свойствах атомов таллия, кроме того, сказывается и f-сжатие. Именно поэтому радиус атома Тl близок радиусу атома In, а энергия ионизации несколько выше.

Бор. В соответствии с электронной структурой атома (1s²2s²2p¹) бор может быть одновалентным (один неспаренный электрон на энергетическом 2р-подуровне). Однако для бора наиболее характерны соединения, в которых он трехвалентен (при возбуждении атома три неспаренных электрона в энергетических 2s- и 2р-подуровнях).

Свободная 2р-орбиталь в возбужденном атоме бора обусловливает акцепторные свойства многих его соединений, в которых три ковалентные связи образованы по обменному кова-лентному механизму (например, ВВг₃). Эти соединения склонны к присоединению частиц с электронно-донорными свойствами, т. е. к образованию еще одной ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму. Например:

BBr₃ + Br^- = [ВВr₄]^-

Известны два изотопа бора: ₁₀₅В (19,6%) и ¹¹₅B (80,4%). Ядра атомов изотопа (₁₀₅В) легко поглощают нейтроны:

₁₀₅В + ¹₀n = ⁴₂He + ⁷₅Li

Способность бора поглощать нейтроны обусловливает его применение в ядерной энергетике: из борсодержащих материалов делают регулирующие стержни ядерных реакторов.

Кристаллы бора черного цвета; они тугоплавки (т. пл. 2300 °С), диамагнитны, обладают полупроводниковыми свойствами (ширина запрещенной зоны ΔE=1,55 эВ). Электрическая проводимость бора, как и других металлов, мала и несколько возрастает при повышении температуры.

При комнатной температуре бор химически инертен и взаимодействует непосредственно только с фтором; при нагревании бор окисляется хлором, кислородом и некоторыми другими неметаллами. Например:

4В + 3O₂ = 2В₂O₃

2В + ЗСl₂ = 2ВСl₃

В соединениях с неметаллами степень окисления бора +3; все эти соединения ковалентны.

Триоксид бора В₂O₃ — кристаллическое вещество (т. пл. 450 °С, т. кип. 2250 °С), характеризующееся высокими значениями энтальпии и энергии Гиббса образования. При взаимодействии с водой В₂O₃ переходит в борную кислоту:

В₂O₃ + ЗН₂O = 2Н₃ВO₃

Н₃ВО₃ — очень слабая (K_д ≈ 10^-9) одноосновная кислота. Электролитическая диссоциация Н₃ВО₃ с отщеплением только одного иона Н⁺ объясняется уже описанными ранее акцепторными свойствами бора: свободная 2р-орбиталь атома бора предоставляется электронному донору ОН^-, образующемуся при диссоциации молекул Н₂O. Процесс протекает по схеме

Н₃ВО₃ + Н₂O = Н[В(ОН)₄] = Н⁺ + [В(ОН)4]^-

Комплексный анион [В(ОН)₄]^- имеет тетраэдрическую структуру (sp³-гибридизация электронных орбиталей). Акцепторные свойства бора в соединениях со степенью окисления + 3 проявляются и в химии его галогенидов. Так, например, легко осуществимы реакции

BF₃ + F^- = [BF₄]^-

BF₃ + NH₃ = [F₃BNH₃]

в которых химическая связь между BF и F^- или NH₃ образуется по донорно-акцепторному механизму. Свойство галогенидов бора быть акцепторами электронов обусловливает их широкое применение как катализаторов в реакциях синтеза органических соединений.

Непосредственно с водородом бор не взаимодействует, а с металлами образует бор иды — обычно нестехиометрические соединения Ме₄В, Ме₂В, МеВ, Ме₃В₄, МеВ₂ и МеВ₆.

Гидриды бора (бораны) очень ядовиты и имеют весьма неприятный запах. Их получают косвенным путем, чаще всего

при взаимодействии химически активных боридов с кислотами или галогенидов бора с гидридами щелочных металлов:

6MgB₂ + 12НСl = Н₂ + 8В + В₄Н₁₀ + 6MgCl₂

8BF₃ + 6LiH = В₂Н₆ + 6LiBF₄

Простейшее соединение бора с водородом ВН₃ в обычных условиях не существует, sp²-Гибридизация электронных орби-талей в атоме бора приводит к координационной ненасыщенности частицы ВНз, вследствие чего происходит объединение двух таких частиц в молекулу диборана: 2ВНз = В₂Н₆ (ΔG⁰₂₉₈ = -127 кДж/моль).

В диборане В₂Н₆ бор находится в состоянии 5р³-гибридизации, причем у каждого атома бора одна из четырех гибридных орбиталей пуста, а три другие перекрыты s-орбиталями атомов водорода. Связи между группами ВНз в молекуле В₂Н₆ образуются по типу водородной связи за счет смещения электронной плотности от одного атома водорода группы ВНз к пустой орбитали другой группы ВНз. Известны и другие бораны, которые можно представить двумя рядами B_nH_n+4 и B_nH_n+6.

Бориды s-металлов химически активны и часто используются для получения смеси боранов при обработке кислотами. Большинство боридов d- и f-металлов жаростойки, очень тверды, химически устойчивы. Их широко используют непосредственно в виде сплавов для изготовления деталей реактивных двигателей, лопаток газовых турбин. Некоторые бориды применяют для изготовления катодов электронных приборов.

Алюминий. Электронная конфигурация атома алюминия выражается формулой 1s²2s²2p⁶3s²3p¹. На внешнем электронном слое атома есть один неспаренный электрон:

Поэтому алюминий может проявлять валентность, равную единице. Однако эта валентность для алюминия не характерна. Во всех устойчивых соединениях степень окисления алюминия равна +3. Валентность, равная трем, отвечает возбужденному состоянию атома Аl:

По своей распространенности алюминий занимает четвертое место среди всех элементов (после О, Н и Si) и является самым распространенным в природе металлом. Основная масса алюминия сосредоточена в алюмосиликатах: полевых шпатах, слюдах и др.

Алюминий — серебристо-белый легкий и чрезвычайно пластичный металл, обладающий высокой теплопроводностью и электрической проводимостью.

Алюминий химически активен; с хлором и бромом он реагирует при комнатной температуре, а с иодом — при нагревании или в присутствии воды как катализатора. При 800 °С алюминий взаимодействует с азотом, а при 2000 °С — с углеродом. Алюминий проявляет высокое химическое сродство к кислороду (ΔG⁰₂₉₈ = -1582 кДж/моль):

2Аl + 0,50₂ = Аl₂O₃, ΔH⁰₂₉₈ = -1650 кДж/моль

На воздухе алюминий покрывается очень прочной тончайшей (10^-8 м) оксидной пленкой, которая несколько ослабляет металлический блеск алюминия. Благодаря оксидной пленке поверхность алюминия приобретает высокую коррозионную стойкость. Это прежде всего проявляется в индифферентности алюминия к воде и водяному пару. Вследствие образования защитной пленки алюминий устойчив по отношению к концентрированным азотной и серной кислотам. Эти кислоты на холоду пассивируют алюминий. Склонность к пассивированию позволяет повышать коррозионную стойкость алюминия путем обработки его поверхности сильными окислителями (например, К₂Сr₂О₇) или с помощью анодного окисления. При этом толщина оксидной пленки возрастает до 3·10^-5 м. При высоких температурах прочность защитной пленки резко снижается. Если механическим воздействием снять оксидную пленку, алюминий становится крайне реакционноспособным. Он энергично взаимодействует с водой и водными растворами кислот и щелочей, вытесняя водород и образуя катионы или анионы. Взаимодействие алюминия с растворами кислот протекает по уравнению реакции

Аl + 6Н₂O + ЗН⁺ = [Аl(Н₂O)₆]³⁺ + 0,5Н₂

а с растворами щелочей

Аl + ЗН₂O + ОН^- = [Аl(ОН)₄]^- + 0,5Н₂

Катионы и анионы алюминия легко переходят друг в друга при изменении рН раствора:

[Аl(Н₂O)₆]³⁺ + 4OH^- = [Аl(ОН)₄]^- + 6Н₂O

[Аl(ОН)₄]^- + 4Н⁺ + 2Н₂O = [Аl(Н₂O)₆]³⁺

В растворе могут образовываться и смешанные соединения, например [Аl(Н₂O)₅(ОН)]²⁺,[Аl(Н₂O)₄(ОН)₂]⁺, [Аl(Н₂O)₃(ОН)₃]. Последнее легко (особенно при нагревании) дегидратируется и переходит в гидроксид А1(ОН)з:

[Аl(Н₂O)₃(ОН)₃] = Аl(ОН)₃ + ЗН₂O

Широчайшее применение алюминия в технике основано на его ценных физических и химических свойствах и большой распространенности в земной коре. Вследствие высокой электрической проводимости (4·10^-5 Ом^-1·см^-1) и малой плотности он используется для изготовления электрических проводов. Высокая пластичность алюминия позволяет изготовлять из него тончайшую фольгу, которую применяют в конденсаторах и заменяют алюминием свинец в оболочках кабелей. Из-за ненамагничиваемости сплавы алюминия применяются в радиотехнике.

Основная масса алюминия используется для получения легких сплавов — дуралюмина (94% Аl, остальное Сu, Mg, Мn, Fe и Si), силумина (85—90 % Аl, 10—14 % Si, остальное Na) и др. Алюминий применяется, кроме того, как легирующая добавка к сплавам для придания им жаростойкости. Алюминий и его сплавы занимают одно из главных мест как конструкционные материалы в самолетостроении, ракетостроении, машиностроении и т. п. Коррозионная стойкость алюминия (особенно анодированного) значительно превосходит коррозионную стойкость стали. Поэтому его сплавы используются как конструкционные материалы и в судостроении. С d-элеметами алюминий образует химические соединения — интерметаллиды (алюминиды): NiAl, Ni₃Аl, CoAl и др., которые используются в качестве жаропрочных материалов. Алюминий применяется в алюминотермии для получения ряда металлов и для сварки термитным методом. Алюминотермия основана на высоком сродстве алюминия к кислороду. Например, в реакции, протекающей по уравнению

8Аl + 3Fe₃O₄ = 4Аl₂O₃ + 9Fe

выделяется около 3500 кДж теплоты и развивается температура до 3000 °С.

Оксид алюминия известен в виде нескольких модификаций. Наиболее устойчивой является α-Аl₂O₃. Эта модификация встречается в земной коре в виде минерала корунда, из которого готовят шлифовальные диски и наждачные порошки. Применение корунда в качестве абразивного материала основано на его высокой твердости, уступающей лишь твердости алмаза, карборунда SiC и боразона BN. Сплавлением Аl₂O₃ с Сг₂O₃ получают искусственные рубины. Из них изготовляют опорные камни в точных механизмах. В последнее время искусственные рубины применяют в квантовых генераторах (лазерах). Изделия из Аl₂O₃ используют как огнеупоры и диэлектрики.

Гидроксид алюминия Аl(ОН)₃ — полимерное соединение. Он имеет слоистую кристаллическую решетку. Каждый слой состоит из октаэдров Аl(ОН)₆ (рис. 1); между слоями действует водородная связь. Получаемый по обменной реакции гидроксид алюминия — студенистый белый осадок, хорошо растворимый в кислотах и щелочах. При стоянии осадок «стареет» и теряет свою химическую активность. При прокаливании гидроксид теряет воду и переходит в оксид Аl₂O₃. Одна из форм дегидратированного гидроксида — алюмогель используется в технике в качестве адсорбента.

Чрезвычайно большой интерес представляют соединения алюминия — цеолиты, относящиеся к алюмосиликатам. Их состав может быть выражен общей формулой Ме_хЭ_уO_2y·nН₂О, где Me—Са или Na (реже Ва, Sr, К); Э — Si и Аl в переменном соотношении. В кристаллах цеолитов имеются каналы, в которые могут внедряться молекулы Н₂О. Содержание воды в цеолитах колеблется в широких пределах в зависимости от давления водяного пара. Цеолиты способны обменивать со- держащуюся в них воду на другие жидкости (спирт и т. п.). При осторожном нагревании вода из цеолитов постепенно удаляется. Но даже полное обезвоживание не приводит к разрушению кристаллов цеолитов. Катионы Са²⁺ или Na⁺ в цеолитах образуют диффузионный слой; они не закреплены в кристаллической решетке, а вместе с водой располагаются в пустотах кристалла. Это объясняет наличие у цеолитов важных для технических целей катионообменных свойств. Возможность замены одних катионов другими позволяет применять цеолиты в качестве ионообменников.

Рис. 1. Структура слоя, образованного октаэдрическимим структурными единицами АВ₆, соединением АВ₃

Ряд искусственных цеолитов используется в качестве так называемых молекулярных сит. Кристаллы последних характеризуются наличием узких каналов диаметром от 3·10^-10 до 13·10^-10 м. Молекулярные сита поглощают вещества, молекулы которых могут войти в эти отверстия.

Например, молекулярное сито с диаметром отверстия 3,5·10^-10 м может поглощать молекулы Н₂, O₂, N₂, но не поглощает более крупные молекулы СН₄ или Аr. С помощью молекулярных сит можно разделять углеводороды, производить осушку газов и т. п.

Галлий, индий и таллий в виде простых веществ — легкоплавкие серебристо-белые металлы. Физические и химические свойства Ga, In и Тl заметно отличаются от свойств Аl, несмотря на сходство электронной структуры внешнего энергетического уровня атомов рассматриваемых элементов.

Здесь, видимо, сказывается разница в электронной структуре предвнешнего энергетического уровня атомов Аl: (n-1)s²(n-1)p⁶ с одной стороны и атомов Ga, In и Тl — с другой: (n-1)s²(n-1)р⁶(n-1)d¹⁰.

Степень окисления галлия и индия в устойчивых соединениях равна +3. Для таллия более характерна степень окисления + 1. Cоединения таллия, в которых степень окисления металла равна +3, являются сильными окислителями.

Галлий имеет широкий температурный интервал существования жидкого состояния. Низкая температура плавления (около 30 °С).

Индий равномерно отражает световые волны всех длин и поэтому используется в точном приборостроении для изготовления зеркал. Кроме того, In входит в состав некоторых легкоплавких сплавов.

Таллий также вводится в некоторые сплавы, главным образом это сплавы с оловом и свинцом (кислотоупорные, подшипниковые).

Оксиды Ga₂O₃, In₂O₃ и Тl₂O₃ в воде практически нерастворимы. Заметное усиление основных свойств в ряду Ga₂O₃ — In₂O₃ — Тl₂O₃ проявляется в возрастающей растворимости оксидов в кислотах.

Гидроксиды Ga(OH)₃, In(OH)₃, Тl(ОН)₃ в воде так же нерастворимы, как и оксиды. Белый осадок Ga(OH)₃ растворим в равной мере и в кислотах, и в щелочах, а красно-коричневый Тl(ОН)₃ — только в кислотах.

Галлий и индий образуют с р-элементами V группы периодической системы бинарные соединения типа A^IIIB^V (например, GaP, GaAs, InSb и др.). В преобладающем большинстве соединений типа A^IIIB^V электронные орбитали sр³-гибридизованны; кристаллические решетки этих соединений имеют структуру, характеризующуюся тетраэдрическим расположением химических связей. Многие из этих алмазоподобных соединений — полупроводники. Их используют как материал для выпрямителей переменного тока, датчиков, термоэлектрических генераторов и др.

4. К d-элементам относят те элементы, атомы которых содержат валентные электроны на (n – 1)d ns-уровнях и составляют побочные (IIIВ–VIIВ, IВ, IIВ) подгруппы, занимая промежуточное положение между типичными s-металлами (IА, IIА) и p-элементами. Из 109 элементов периодической системы 37 относятся к d-элементам; из них последние 7 радиоактивны и входят в незавершенный седьмой период. Электронное строение атомов d-элементов определяет их химические свойства. 3d-Элементы по химическим свойствам существенно отличаются от 4d- и 5d-элементов. При этом элементы IVВ–VIIВ подгрупп очень схожи по многим химическим свойствам. Это сходство обусловлено лантаноидным сжатием, которое из-за монотонного уменьшения радиусов при заполнении 4f-орбиталей приводит к практическому совпадению радиусов циркония и гафния, ниобия и тантала, молибдена и вольфрама, технеция и рения. Элементы этих пар очень близки по физическим и особенно по химическим свойствам; первые шесть элементов встречаются в одних рудных месторождениях, трудно разделяются; их иногда называют элементами-близнецами.

Атомы d-элементов характеризуются общей электронной формулой (n – 1)d^1–10ns^0–2. Некоторые из тяжелых d-элементов не являются полными электронными аналогами. В табл. 8.10 приведены электронные формулы всех d-элементов и возможные степени окисления, проявляемые ими. Увеличение числа электронов иногда сопровождается немонотонностью заселения d-орбиталей. Это обусловлено сближением энергий (n – 1)d- и ns-орбиталей и усилением межэлектронного взаимодействия к концу периода.

У d-элементов лишь небольшая часть валентных электронов делокализована по всему кристаллу (тогда как у щелочных и щелочноземельных металлов валентные электроны полностью отданы в коллективное пользование). Остальные d-электроны участвуют в образовании направленных ковалентных связей между соседними атомами. Таким образом, эти элементы в кристаллическом состоянии обладают не чисто металлической связью, а ковалентно-металлической. Поэтому все они твердые (кроме Hg) и тугоплавкие (за исключением Zn, Cd) металлы

Вследствие незаполненности d-оболочек и наличия близких по энергии незаполненных ns- и np-уровней, d-элементы склонны к комплексообразованию; их комплексные соединения, как правило, окрашены и парамагнитны.

d-Элементы чаще, чем элементы главных подгрупп, образуют соединения переменного состава (оксиды, гидриды, карбиды, силициды, нитриды, бориды). Кроме того, они образуют сплавы между собой и с другими металлами, а также интерметаллические соединения.

Для d-элементов характерен большой набор валентных состояний (табл. 8.10) и, как следствие этого, изменение кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств в широких пределах.

Сходство d-элементов с элементами главных подгрупп Э(0) в полной мере проявляется у элементов третьей группы ns²np¹ и (n – 1)d¹ns². С возрастанием номера группы оно уменьшается; элементы VIIIА подгруппы – газы, VIIIВ – металлы. В первой группе снова появляется отдаленное сходство (все элементы – металлы), а элементы IВ подгруппы – хорошие проводники; это сходство усиливается во второй группе, так как d-элементы Zn, Cd и Hg не участвуют в образовании химической связи.

d-элементы IIIВ–VIIВ подгрупп в высших степенях окисления по свойствам подобны соответствующим p-элементам. Так, в высших степенях окисления Mn (VII) и Cl (VII) являются электронными аналогами. Подобие электронных конфигураций (s²p⁶) приводит к подобию свойств соединений семивалентных марганца и хлора. Mn₂O₇ и Cl₂O₇ в обычных условиях малоустойчивые жидкости, являющиеся ангидридами сильных кислот с общей формулой НЭО₄. В низших степенях окисления марганец и хлор имеют различное электронное строение, что обусловливает резкое отличие свойств их соединений. Например, низший оксид хлора Cl₂O (s²p⁴) – газообразное вещество, являющееся ангидридом хлорноватистой кислоты (HClO), тогда как низший оксид марганца MnO (d⁵) представляет собой твердое кристаллическое вещество основного характера.

Как известно, восстановительная способность металла определяется не только его энергией ионизации (М – ne^– → Мⁿ⁺; +∆H_иониз), но и энтальпией гидратации образовавшегося катиона (Мⁿ⁺ + mH₂O → Мⁿ⁺·mH₂O; –∆H_гидр). Энергии ионизации d-элементов в сравнении с другими металлами велики, но они компенсируются большими энтальпиями гидратации их ионов. Вследствие этого электродные потенциалы большинства d-элементов отрицательны.

В периоде с ростом Z восстановительные свойства металлов уменьшаются, достигая минимума у элементов IВ группы. Тяжелые металлы VIIIВ и IВ групп за свою инертность названы благородными.

Окислительно-восстановительные тенденции соединений d-элементов определяются изменением устойчивости высших и низших степеней окисления в зависимости от положения их в периодической системе. Соединения с максимальной степенью окисления элемента проявляют исключительно окислительные свойства, а с низшей – восстановительные. Mn(OH)₂ легко окисляется на воздухе Mn(OH)₂ + 1/2O₂ = MnO₂ + H₂O. Соединения Mn(IV) легко восстанавливаются до Mn (II): MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O, но сильными окислителями окисляется до Mn (VII). Перманганат-ион MnO₄^– может быть только окислителем.

Поскольку для d-элементов в пределах подгруппы устойчивость высших степеней окисления сверху вниз растет, то окислительные свойства соединений высшей степени окисления резко падают. Так, соединения хрома (VI) (CrO₃, K₂CrO₄, K₂Cr₂O₇) и марганца(VII) (Mn₂O₇, KMnO₄) – сильные окислители, а WO₃, Re₂O₇ и соли соответствующих им кислот (H₂WO₄, HReO₄) восстанавливаются с трудом.

На кислотно-основные свойства гидроксидов d-элементов влияют те же факторы (величина ионного радиуса и заряд иона), что и на гидроксиды p-элементов.

Гидроксиды низших степеней окисления d-элементов обычно проявляют основные свойства, а отвечающие высшим степеням окисления – кислотные. В промежуточных степенях окисления гидроксиды амфотерны. Особенно отчетливо изменение кислотно-основных свойств гидроксидов при изменении степени окисления проявляется в соединенинях марганца. В ряду Mn(OH)₂ – Mn(OH)₃ – Mn(OH)₄ – H₂MnO₄ – HMnO₄ свойства гидроксидов меняются от слабого основания Mn(OH)₂ через амфотерные Mn(OH)₃ и Mn(OH)₄ к сильным кислотам H₂MnO₄ и HMnO₄.

В пределах одной подгруппы гидроксиды d-элементов одинаковой степени окисления характеризуются увеличением основных свойств при движении сверху вниз. Например, в IIIВ группе Sc(OH)₃ – слабое, а La(OH)₃ – сильное основание. Элементы IVВ группы Ti, Zn, Hf образуют амфотерные гидроксиды Э(OH)₄, но кислотные свойства их ослабевают при переходе от Ti к Hf.

Отличительной особенностью переходных элементов является образование фаз переменного состава. Это, во-первых, твердые растворы внедрения и замещения и, во-вторых, соединения переменного состава. Твердые растворы образуются элементами с близкими электроотрицательностями, атомными радиусами и одинаковыми кристаллическими решетками. Чем больше отличаются элементы по своей природе, тем менее они растворяются друг в друге и тем более склонны к образованию химических соединений. Такие соединения могут иметь как постоянный, так и переменный состав. В отличие от твердых растворов, в которых сохраняется решетка одного из компонентов, для соединений характерно образование новой решетки и новых химических связей. Другими словами, к химическим соединениям относят лишь те фазы переменного состава, которые резко отличаются по строению и свойствам от исходных.

Для соединений переменного состава характерны следующие особенности:

а) Состав этих соединений зависит от способа получения. Так, в зависимости от условий синтеза оксиды титана имеют состав TiO_1,2–1,5 и TiO_1,9–2,0; карбиды титана и ванадия – TiC_0,6–1,0 и VС_0,58–1,09, нитрид титана TiN_0,45–1,00.

б) Соединения сохраняют свою кристаллическую решетку при значительных колебаниях количественного состава, то есть имеют широкую область гомогенности. Так, TiC_0,6–1,0, как следует из формулы, сохраняет решетку карбида титана при недостатке в ней до 40 % атомов углерода.

в) Природа связи в таких соединениях определяется степенью заполнения d-орбиталей металла. Электроны внедренного неметалла заселяют вакантные d-орбитали, что приводит к усилению ковалентности связей. Именно поэтому доля металлической связи в соединениях начальных элементов d-рядов (IV–V групп) понижена.

Наличие ковалентной связи в них подтверждается большими положительными энтальпиями образования соединений, более высокими твердостью и температурой плавления, меньшей электропроводностью по сравнению с образующими их металлами.