Metale z bloku d

1. Miedź i srebro

Pierwsze metale z bloku d, które weźmiemy na ruszt to miedź i srebro. Zestawiamy je razem, ponieważ są w tej samej grupie, więc ich właściwości będą w miarę podobne.

Srebro to najlepszy przewodnik ciepła oraz elektryczności wśród metali. Cechuje się też dużą zdolnością odbijania światła (co jest przyczyną atrakcyjności biżuterii). Srebrne przedmioty na powietrzu ciemnieją (np. łyżeczki − także pod wpływem niektórych potraw, bogatych w białko), a jest to spowodowane strącaniem czarnego siarczku srebra. W domach mieszkalnych często są śladowe ilości siarkowodoru, dlatego taka reakcja zachodzi. 

2Ag  +  H2S  +  ½ O2  ⟶   Ag2S  +  H2O

Halogenki (ogólny symbol : X) srebra można otrzymać poprzez ich ogrzewanie ze srebrem  Ag  +  X2  ⟶   2AgX.   Z roztworów strącają się jako osady − uwaga, fluorek srebra jest dobrze rozpuszczalny. Halogenki srebra są światłoczułe, co oznacza, że pod wpływem światła ulegają rozkładowi. AgCl fioletowieje/ciemnieje.

Ag+  +  X  ⟶  AgX↓   (X = Cl, Br lub I). 

Halogenki srebra nie rozpuszczają się w kwasie HNO3 , ale rozpuszczają się w amoniaku, z utworzeniem kompleksów o LK = 2 , jak to widać poniżej : 

                                      AgCl  +  2NH3   ⟶   [Ag(NH3)2]Cl      (AgI nie ulega tej reakcji!)

Jon kompleksowy Ag(NH3)2+  jest obecny w odczynniku Tollensa

AgFAgClAgBrAgI
rozpuszczalny
(biały lub żółty,
zależnie od uwodnienia)   
biały, serowaty osad*,
ciemnieje (fioletowieje)
na świetle
żółtawyżółty

* serowaty opisuje konsystencję twarogu, bo tutaj często ludzie myślą, że chodzi o kolor żółtego sera. Łakomczuchu Ty!

Srebro jako metal szlachetny jest odporne na działanie kwasów nieutleniających (nie reaguje z HCl), jest także odporne na działanie stopionego NaOH. Rozpuszcza się w średnio stężonym kwasie azotowym oraz gorącym, stężonym kwasie siarkowym.

3Ag  +  4HNO3    ⟶   3AgNO3  +  NO  +  2H2O

2Ag  +  2H2SO4 (st)    ⟶   Ag2SO4  +  SO2  +  2H2O

I na koniec trzy zastosowania srebra. 

➤  biżuteria   ➤  fotografia   ➤  działanie przeciwbakteryjne (zastosowanie np. w specjalistycznych opatrunkach do leczenia ran przewlekłych). 


No to teraz czas na miedź.

Miedź jest metalem półszlachetnym i nie reaguje z kwasami nieutleniającymi (HCl). Uwaga, ponieważ taka reakcja jest możliwa w obecności powietrza[1]! Miedź roztwarza się w stężonym kwasie siarkowym oraz rozcieńczonym i stężonym HNO3 . Nie reaguje z zasadami.   

Cu  +  HCl      Cu  +  NaOH    

Cu + 2H2SO4  ⟶  CuSO4 +  SO2  + 2H2O

3Cu  +  8HNO3 (roz)   ⟶   3Cu(NO3)2  +  2NO  +  4H2O    

Cu  +  4HNO3 (st)  ⟶   Cu(NO3)2  +  2NO2  +  2H2O

➤  Tlenek CuO (jest czarny), natomiast tlenek Cu2O jest ceglastoczerwony (ważne, zapamiętaj te barwy, bo potem będzie to potrzebne w próbie Trommera).

Wodorotlenek miedzi Cu(OH)2 jest jasnoniebieskim osadem i wykazuje bardzo słabe właściwości amfoteryczne, rozpuszczając się (w małych ilościach) w stężonych wodorotlenkach. Cu(OH)2  rozpuszcza się w amoniaku (powstaje wówczas tak zwany odczynnik Schweitzera, który ma zdolność rozpuszczania celulozy i dlatego wykorzystuje się go w produkcji sztucznego jedwabiu). 

Cu(OH)2  +  4NH3  ⟶  [Cu(NH3)4](OH)2

Wodorotlenek miedzi (I) podobnie jak AgOH jest nietrwały co obrazuje reakcja :

2CuCl + 2NaOH ⟶   Cu2O↓   +  H2O + 2NaCl (➤ forma cząsteczkowa)  

2Cu+  +  2OH  ⟶   Cu2O↓   +  H2O (➤ forma jonowa skrócona)

Tlenek Cu2O rozpuszcza się w amoniaku. Reakcja miedzi z tlenem daje CuO , dopiero wyższe temperatury dają Cu2O (lub ograniczony dostęp powietrza). 

Cu(OH)2  +  2NaOH  ⟶  Na2[Cu(OH)4

Cu2O  +  4NH+  H2O  ⟶  2 [Cu(NH3)2]OH

Oczywiście dla miedzi dominującym stopniem utlenienia jest +II. Na drugim miejscu będą związki miedzi (I), które jednak w roztworach są nietrwałe, ponieważ ulegają dysproporcjonacji, zgodnie z równaniem :  

2Cu+  ⇄  Cu2+   +  Cu. 

Jony miedzi (II) są trwalsze, aczkolwiek rysuje się jeden wyjątek, który obserwujemy podczas reakcji jonów miedzi (II) z anionami jodkowymi − następuje wówczas bardzo ważna reakcja redoks, zamiast wytworzenia CuI2  to strąca się biały osad jodku miedzi CuI.

2Cu2+  +  4I   ⟶   2CuI↓  +  I2

Oprócz próby Trommera, wodorotlenek miedzi (II) wykorzystywany jest jeszcze w dwóch próbabch jakościowych.

➤  próba biuretowa, która służy do wykrywania białek (dokładniej wiązań peptydowych). Pozytywny wynik próby to powstające fioletowe zabarwienie

➤ wykrywanie alkoholi wielowodorotlenowych (zawierających więcej niż jedną grupę hydroksylową, czyli    ーOH). Pozytywny wynik próby to powstające szafirowe zabarwienie

205.  Co to jest patyna?

W obecności wilgoci oraz CO2 na miedzi tworzy się zielona powłoka zasadowych węglanów (zasadowe sole to po prostu hydroksosole), która dobrze chroni metal przed dalszym działaniem czynników atmosferycznych. Ta warstwa to patyna. Można jej przypisać wzór  [Cu(OH)]2CO3 .

2. Cynk

Zaczniemy tutaj od ciekawostki, której na pewno się nie spodziewaliście! Ogólnie na metale z bloku d wołamy ,,metale przejściowe”. Czy zatem cynkowce (Zn, Cd, Hg) należą do tak zwanych metali przejściowych?

Co zaskakujące − nie! Metalami przejściowymi nazywamy takie, które mają niezapełnioną całkowicie podpowłokę d , czy to w stanie podstawowym czy w przypadku jonu (np. jon cynku Zn2+ , wciąż ma konfigurację 3d10). Zatem metale z bloku d oraz metale przejściowe to nie są synonimy!

Cynk reaguje z kwasami nieutleniającymi (HCl) oraz utleniającymi, gdzie przebieg zależy od warunków reakcji. Napisz równania reakcji Zn z HCl oraz z kwasem azotowym (zakładając powstawanie : azotanu amonu, tlenku azotu IV oraz tlenku azotu I), a także z kwasem siarkowym (zakładając powstawanie wodoru, siarki oraz siarkowodoru). Napisz także reakcję z NaOH.

Tak zróżnicowany przebieg reakcji z kwasami ma Cię uczulić na zachowanie szczególnej ostrożności podczas reakcji metali z tymi kwasami (te mniej istotne reakcje są mniejszą czcionką, więc nie musisz ich znać). Nie martw się jednak, takie reakcje o nietypowych produktach zawsze muszą być wraz z informacjami do zadania.

Zn  +  4HNO3   ⟶   Zn(NO3)2  +  2NO2  +  2H2O

Zn  +  H2SO4    ⟶   ZnSO4  +  H2

4Zn  +  10HNO3   ⟶   4Zn(NO3)2  +  N2O  +  5H2O

4Zn  +  10HNO3   ⟶   4Zn(NO3)2  +  NH4NO3  +  3H2O

3Zn  +  4H2SO4    ⟶   3ZnSO4  + S  +  4H2

4Zn  +  5H2SO4    ⟶   4ZnSO4  + H2S  +  4H2

W reakcji z wodorotlenkami jest prosta sprawa, bo tworzy się związek kompleksowy o LK = 4 . Jest tutaj zatem łatwiej niż dla glinu, gdzie były dwie opcje LK = 4 lub LK = 6.

Zn  +  2NaOH  +  2H2O   ⟶   Na2Zn(OH)4  +  H2     

Czy pamiętasz jaki jest charakter chemiczny ZnO oraz Zn(OH)2 ?

Oczywiście amfoteryczny : wraz z tlenkiem i wodorotlenkiem glinu to dwa najważniejsze zestawy ,,amfoterów”, o których należy pamiętać! Poniżej znajdują się reakcje z kwasem i zasadą potwierdzające ten charakter. 

ZnO  +  2NaOH   +  H2O ⟶  Na2Zn(OH)4

ZnO  +  H2SO4   ⟶   ZnSO4  +  H2O

Oceńmy teraz właściwości redoks metalicznego cynku. Sam metaliczny Zn jest dobrym reduktorem, natomiast związki cynku już niechętnie wchodzą w reakcje redoks. Redukcja cynkiem chlorku miedzi, stanowiąca sumaryczną reakcję przebiegającą w tak zwanym ogniwie galwanicznym Daniella : 

CuCl2  +  Zn   ⟶    ZnCl2  +  Cu 

I na zakończenie − czym jest biała rdza (biała korozja)?

Generalnie, taki czyściutki metal cynku jest całkiem reaktywny − reaguje z tlenem z powietrza oraz kwasami i zasadami. Jednak wystawiony na powietrze, zwłaszcza wilgotne, ulega przemianom, które znacznie zmniejszają jego reaktywność, podobnie jak pasywacja. Ciąg przemian tworzy ostatecznie związek wyglądający na skomplikowany, będący w istocie kombinacją węglanu i wodorotlenku cynku o wzorze  Zn5(CO3)2(OH)6 =  2 ZnCO3 • 3 Zn(OH)2  analogiczny do patyny (patrz wyżej na miedź).

3. Chrom i mangan

Chrom występuje w związkach na stopniach +II , +III (najtrwalszy) oraz +VI. Znane są także związki Cr (IV) oraz Cr (V), jednak są one nietrwałe i ulegają dysproporcjonacji.  

Chrom pozostawiony na powietrzu pasywuje − czyli pokrywa się warstwą ochronnego tlenku. Ochronnego, dlatego, że ten tlenek jest już mało reaktywny. Warstwa ta jest cieniutka, ale również bardzo gęsta, przez co rodzaj pasywacji chromu jest odmienny, niż pasywacja innych metali np. żelaza, bo w takim żelazie ten tlen ciągle się przedostaje do głębszych warstw metalu i ,,go niszczy” powodując jego korozję.

Chrom dlatego nie rozpuszcza się w kwasie azotowym (rozcieńczonym czy stężonym, ani nawet w zimnej wodzie królewskiej). Ale za to chrom rozpuszcza się w mineralnych, nieutleniających kwasach, typowo kwasie solnym, ale także zimnym kwasie siarkowym i wbrew pozorom jest to trudna reakcja, ponieważ powstaje CrCl2 , a nie  chlorek chromu (III)[2]

Cr  +  2HCl  ⟶  CrCl2  +  H2

Cr  +  H2SO4  ⟶  CrSO4  +  H2

Co ciekawe brak reaktywności chromu w pokojowej temperaturze jest raczej spowodowany czynnikami kinetycznymi niż termodynamicznymi (to znaczy, że reakcje zachodzą, po prostu bardzo wolno), dlatego wymagają one zwiększonej temperatury.  Chrom nie rozpuszcza się w wodorotlenkach. 

213.  Jaki będzie kolor wodnego roztworu CrCl2

Związki chromu (II) są najczęściej niebieskie, a dokładnie za tą barwę odpowiada heksaawkajon  Cr(H2O)62+ . Jednak jeśli pozostawimy taki roztwór na powietrzu (tj. w obecności tlenu), to nastąpi utlenienie jonów chromu (II)  do  Cr3+ , a sam roztwór staje się zielony lub granatowy, zależnie od stopnia uwodnienia. 

4Cr2+  +  O2  +  4H+   ⟶   4Cr3+  +  2H2O

Jony chromu (II) są bardzo silnymi reduktorami − redukują one nawet wodę (na gorąco) do wodoru. 

Cr2+  +  H2O  ⟶   Cr(OH)2+  +  ½ H

➤  Tlenek chromu (II) , czyli CrO jest czarny, ma zasadowy charakter. Łatwo przechodzi w Cr2O3

➤  Wodorotlenek chromu (II) , czyli Cr(OH)2  jest zasadowy

 Tlenek chromu (III) , czyli Cr2O3 jest szarozielony, ma amfoteryczny charakter, który przejawia się w tym, że reaguje z kwasem siarkowym oraz w wodorotlenkami litowców. Tlenek Cr2O3 wykazuje podobieństwa do tlenku glinu Al2O3 : jest trudno topliwy i w normalnej temperaturze nie ulega działaniu kwasów i zasad (dopiero po ogrzewaniu). 

Wodorotlenek chromu (III) , czyli Cr(OH)3  jest szarozielony, ma amfoteryczny charakter. W zasadach rozpuszcza się z utworzeniem kompleksu o LK = 4  lub  LK = 6.   

Cr(OH)3 +  NaOH  ⟶   Na[Cr(OH)4]      lub     Cr(OH)3 +  3NaOH  ⟶   Na3[Cr(OH)6]

Cr2O3  +  2KOH    ⟶ 2KCrO2  +  H2O

Cr(OH)3 +  3HCl  ⟶  CrCl3  +  3H2O

Cr2O3  +  3H2SO4  ⟶   Cr2(SO4)3  +  3H2O    

➤  Tlenek chromu (VI) , czyli CrO3  wydziela się w formie czerwonych kryształów (o kształcie igieł). Jest lotny już w 200 ℃ , jego ogrzewanie prowadzi do tlenku Cr2O3  (idąc wcześniej poprzez CrO2). Wykazuje on oczywiście właściwości utleniające, co często wykorzystuje się w chemii organicznej, np. w utlenianiu alkoholi. Tlenek CrO3 ma charakter kwasowy, rozpuszczony w wodzie tworzy żółty  kwas chromowy (VI). 

CrO3  +  H2O  ⟶  H2CrO4 

➤  Istnieje też ciekawy nadtlenek chromu , czyli CrO5 [3].

▷  Jak można zaobserwować : wraz ze wzrostem stopnia utlenienia atomu centralnego (chromu) maleją właściwości zasadowe, a rosną właściwości kwasowe tlenków. I faktycznie: CrO (zasadowy) ⟶  Cr2O3 (amfoteryczny) ⟶  CrO3 (kwasowy). Tą samą tendencję obserwuje się dla tlenków manganu. 


Mangan to pierwiastek, którego mogliby obawiać się Olimpijczycy, bo byłby nieciekawym pierwiastkiem do pojawienia się na zawodach, ponieważ wykazuje szerokie spektrum stopni utlenienia od (−I) aż po (+VII) i w tej rywalizacji o największą różnorodność stopni utlenienia wygrywa spośród pierwszego okresu metali bloku d. . Najczęstsze stopnie utlenienia to (+II), (+IV) oraz (+VII).  Najtrwalszym stopniem utlenienia dla manganu jest (+II), zwłaszcza w środowisku kwaśnym. 

Chrom i mangan otrzymuje się z ich tlenków poprzez redukcję glinem − zapisz równania reakcji. 

Cr2O3  +  2Al  ⟶  2Cr  + Al2O3 

3Mn3O4  +  8Al  ⟶  9Mn  + 4Al2O3 

Sam mangan w normalnej temperaturze jest powoli atakowany przez wodę, ale dobrze roztwarza się w kwasach, tworząc związki manganu (II). Rozdrobniony mangan jest nawet piroforyczny, ale większe kawałki metalu są raczej niereaktywne, aczkolwiek w wyższych temperaturach łączy się z wieloma niemetalami. 

Mn  +  2HCl  ⟶  MnCl2  +  H2

Mn  +  Cl2  ⟶   MnCl2

3Mn  +   2O2   ⟶ Mn3O4

Jony manganu (II) wykazują bladoróżowe zabarwienie (lub bezbarwne przy niskim stężeniu i raczej takiego należy oczekiwać w praktyce). 

Opiszmy teraz tlenki  i wodorotlenki manganu.

➤  tlenek manganu (II), czyli związek o wzorze MnO , który ma właściwości zasadowe. Nie rozpuszcza się w wodzie, ale rozpuszcza się w kwasach. 

 tlenek manganu (III), czyli związek o wzorze Mn2O3 .

➤  tlenek manganu (IV), czyli związek o wzorze MnO2 , który ma właściwości słabo amfoteryczne. Uwodniony tlenek ma barwę od brunatnej do czarnej. Sole manganu (IV) są nietrwałe i od razu ulegają rozkładowi, dlatego też w reakcji MnO2 z HCl powstaje chlorek manganu (II) oraz chlor, a sam MnO2  zachowuje się jak utleniacz

MnO2  +  4HCl  ⟶  MnCl2  +  Cl2  +  2H2O

MnO2  +  H2SO4  ⟶  MnSO4  +  ½ O2  + H2O

➤  tlenek manganu (VII), czyli związek o wzorze Mn2O7 , który ma właściwości kwasowe, jest bezwodnikiem kwasu HMnO4 . To zielona, higroskopijna ciecz, która wybucha już w temperaturze  − 10℃.  Jest wręcz niebezpiecznym utleniaczem. Łatwo ulega rozkładowi z wydzieleniem tlenu do stabilniejszego MnO2 . Równanie reakcji jest bardzo podobne do motywu z powstającym nietrwałym kwasem H2CO3 , który też rozpisujemy w formie tlenek + woda. 

2KMnO4 + 2H2SO4  ⟶   Mn2O7  +  H2O  +  2KHSO4      

2Mn2O7  ⟶  4MnO2  +  3O2    

➤  mieszany tlenek manganu (II, III), czyli związek o wzorze Mn3O4 to najtrwalszy tlenek manganu. 

wodorotlenek manganu (II), czyli związek o wzorze Mn(OH)2  to teoretycznie biały, jednak na powietrzu od razu ulega utlenieniu i ciemnieje (zauważ analogię do żelaza). Nie utlenia się jednak do Mn(OH)4 , ponieważ taki wodorotlenek nie istnieje, zamiast tego utlenia się do uwodnionego tlenku manganu (IV). 

Opisz  manganian (VI) potasu, czyli K2MnO4

Roztwory manganianów (VI) mają barwę zieloną, a po zakwaszeniu ta barwa staje się fioletowa, ponieważ tworzą się jony manganianowe (VII) w wyniku reakcji dysproporcjonacji. Są to oczywiście silne utleniacze. 

3MnO42ー + 4H+  ⟶  2MnO4  +  MnO2  +  2H2O

Czy mangan tworzy jakiś kwas?

Tak, kwas manganowy (VII) o wzorze HMnO4 , którego bezwodnikiem jest kwasowy tlenek Mn2O7 . Znany jest tylko w roztworach wodnych. Oczywiście najważniejsza jest jego sól, czyli fioletowy nadmanganian potasu KMnO4 , który został opisany dodatkowo w rozdziale 3. 

Ba(MnO4)2  +  H2SO4   ⟶  2HMnO4  +  BaSO4

4. Żelazo

Rozdrobnione żelazo jest piroforyczne oraz ferromagnetyczne − co to oznacza?

Piroforyczność to właściwość pierwiastka bądź związku oznaczająca, że ulega on samozapłonowi w kontakcie z tlenem. Nie jest to cecha stała (tj. nie występuje ciągle), ale zależy m.in od stopnia rozdrobnienia substancji. 

Ferromagnetyzm natomiast to też charakterystyczna cecha żelaza (a także kobaltu i niklu). Jest to wykazywanie własnego, spontanicznego namagnesowania. Ferromagnetyzm zanika powyżej tak zwanej temperatury Curie

W zetknięciu z roztworami elektrolitów i wilgotnego powietrza żelazo ulega korozji. Żelazo nie reaguje z wodorotlenkami, ale ulega działaniu kwasów HCl, H2SO4 , a ze stężonym HNO3 obserwujemy pasywację analogicznie jak dla chromu. W warunkach zwiększonej temperatury łączy się z halogenkami tworząc sole żelaza (III), wyjątkiem jest jod (jako najsłabszy z tej grupy utleniacz), gdzie produktem jest FeI2

2Fe  +  3X2  ⟶  2FeX3   (X = F, Cl, Br)  

Fe  +  I2  ⟶  FeI2   

Reakcja redoks zachodząca pomiędzy jonami żelaza (III) oraz jonami jodkowymi jest niemalże identyczna jak z jonami Cu2+  oraz I (patrz miedź wyżej). 

2Fe3+  +  2I   ⟶    2Fe2+  +  I2

tlenek żelaza (II), czyli FeO to czarny proszek, który otrzymujemy poprzez ogrzewanie szczawianu żelaza. Ulega on dysproporcjonacji do magnetytu, zwłaszcza w wyższych temp. Tlenek ten ma niestechiometryczny skład np.  Fe0,94O. Zauważmy, że musi temu towarzyszyć utlenienie części żelaza (II) do żelaza (III), aby zachować zerowy (obojętny) ładunek całej cząsteczki.

FeC2O4  ⟶   FeO  +  CO2  + CO

4FeO  ⟶  Fe3O4  +  Fe

Możemy tutaj ułożyć układ równań i dokładnie ustalić stechiometrię każdej postaci żelaza. Niech  Fe0,94O =  Fe2+xFe3+yO . Wtedy oczywiście równanie  x +y = 0,94  oznacza sumę całkowitej liczby żelaza, podczas gdy równanie 2x + 3y = 2 jest warunkiem elektroobojętności (ładunki dodatnie = ładunkom ujemnym).  To drugie równanie może nie być dla Ciebie intuicyjne tak od razu, więc najlepiej podstawić dowolne wartości za   x  oraz  y   i wtedy obliczyć łączny ładunek dodatni. 

Bardzo ciekawy układ równań!

Po rozwiązaniu otrzymujemy wzór :  FeII0,82FeIII0,12O

tlenek żelaza (III), czyli Fe2O3  występuje w dwóch odmianach polimorficznych. Warto zapamiętać jego nazwę zwyczajową (hematyt). Nie rozpuszcza się w wodorotlenkach i z wielkim trudem rozpuszcza się w kwasach. W wysokich temperaturach przekształca się w Fe3O4

3Fe2O3  ⟶   2Fe3O4  +  ½ O2

mieszany tlenek żelaza (II, III), czyli Fe3O4 to czarny związek o nazwie magnetyt (zapamiętaj). W rzeczywistości rozpisujemy go jako  Fe3O4 =  FeO • Fe2O3

wodorotlenek żelaza (II), czyli Fe(OH)2  to ,,książkowo” biały osad, czego jednak w praktyce się nie obserwuje, ponieważ momentalnie ulega utlenieniu, a my obserwujemy barwę ciemnozieloną (czy też nawet czerwonobrunatną/czarną). Wykazuje słabe właściwości amfoteryczne, tworząc heksahydroksyżelazian (II). 

Fe(OH)2  +  4NaOH  ⟶   Na4[Fe(OH)6]

Fe(OH)2  +  2HCl  ⟶  FeCl2  +  2H2

wodorotlenek żelaza (III), czyli Fe(OH)3  to bezpostaciowy czerwonobrunatny osad. Można go wytrącić używając amoniaku, wodorowęglanu sodu czy też zwykłej wody (sole żelaza są zakwaszane). Sam proces tworzenia tego wodorotlenku jest niestety bardzo skomplikowany i w rzeczywistości tworzy się związek o zmiennym składzie, który można spróbować wyrazić wzorem  Fe2O3 • x H2O . Zapamiętaj, że krystalicznego Fe(OH)3  nie udało się otrzymać, zatem nie powinniśmy zapisywać w taki sposób wodorotlenku żelaza (III), mimo że jest to tolerowane. Najlepszym przybliżeniem jest zapisywać go jako : 

Fe2O3 • H2O  = FeO(OH) , analogicznie jak tlenowodorotlenek glinu AlO(OH). 


[1] Dodatkowy komentarz : reakcja miedzi z kwasem solnym jest świetnym zobrazowaniem tego, o co chodzi na maturze (a także na Olimpiadzie Chemicznej). Jest to swoista esencja tych pięknych zawodów i coś, co ciężko dostrzec niedoświadczonemu olimpijczykowi (i nie ma się co dziwić!). Wbrew pozorom, na Olimpiadzie nie pojawiają się trudne rzeczy, nie wymaga ona także zaawansowanej wiedzy np. dotyczącej trudnych reakcji czy to z chemii nieorganicznej czy organicznej. Polega ona jednak na szukaniu trudnych przypadków prostych aspektów. Każdy maturzysta ,,zna reakcję” miedzi z HCl , tj. że ona nie zachodzi. A Olimpiada wchodzi dokładnie w tak prostą reakcję i szuka ,,wyjątków”.

2Cu  +  4HCl  +  O2 ⟶  2CuCl2  +  2H2O  

[2] Znajduje to potwierdzenie w wartościach potencjałów standardowych dla par E°Cr3+ / Cr = − 0,76 V  oraz E°Cr2+ / Cr = − 0,91 V, jednak przede wszystkim mamy w pamięci to, że kwas HCl należy do kwasów nieutleniających. Kwas solny analogicznie reaguje z Sn, Fe, Zn (tworząc jony dwudodatnie).

[3] CrO5 to ciekawy związek o niebieskiej (szafirowej) barwie. W roztworach jest nietrwały, ale w organicznym rozpuszczalniku jest nieco trwalszy. Reakcja jego tworzenia jest bardzo czuła i dlatego znajduje zastosowanie do wykrywania dichromianów (VI) oraz chromianów (VI). 

Cr2O72ー  +  4H2O2  +  2H+  ⟶ 2CrO5  +  5H2O

CrO42ー  +  2H2O2  +  2H+  ⟶ CrO5  +  3H2O

Struktura nadtlenku chrou

Uwaga : nadtlenek chromu, jak zresztą widzimy po jego strukturze, ma różne (nierównocenne) atomy tlenu i dlatego można to zaakcentować, zapisując jego wzór jako :  CrO5  =  CrO(O2)2 . Wtedy dość łatwo obliczyć stopień utlenienia chromu jako równy (+VI), ponieważ mamy jeden tlen ,,zwykły” (−II) oraz cztery atomy tlenu w postaci nadtlenkowej (−I). 

Leave a Reply

%d bloggers like this: