Właściwości i reakcje chromu

Chrom to metal, który w powietrzu ulega pasywacji - pokrywa się warstwą tlenku chromu(III), co chroni go przed dalszym utlenianiem i korozją:

4Cr + 3O₂ → 2Cr₂O₃

W reakcji z kwasem solnym chrom zachowuje się różnie w zależności od warunków. W warunkach beztlenowych powstaje chlorek chromu(II), a w warunkach tlenowych - chlorek chromu(III):

• Beztlenowo: Cr + 2HCl → CrCl₂ + H₂↑
• Tlenowo: Cr + 6HCl + O₂ → 2CrCl₃ + H₂↑

Warto zapamiętać! Bezwodny chlorek chromu(II) jest bezbarwny, ale po uwodnieniu przybiera charakterystyczną niebieską barwę.

Chrom reaguje również z innymi rozcieńczonymi kwasami, jak np. kwas siarkowy(VI), tworząc odpowiednie sole i uwalniając wodór.

Tlenki i wodorotlenki chromu

Charakter chemiczny związków chromu zmienia się wraz ze wzrostem stopnia utlenienia:

Wraz ze wzrostem stopnia utlenienia chromu zwiększa się charakter kwasowy jego związków oraz ich właściwości utleniające. Związki chromu reagują zarówno z kwasami, jak i zasadami, zgodnie z ich charakterem chemicznym.

Tlenek chromu(III) może być zredukowany w procesie aluminotermii: Cr₂O₃ + 2Al → Al₂O₃ + 2Cr + energia

Ciekawostka: Aluminotermia to reakcja silnie egzotermiczna, która wykorzystywana jest w metalurgii do otrzymywania metali z ich tlenków.

Chromiany i dichromiany

Jony chromianowe i dichromianowe to ważne formy występowania chromu na VI stopniu utlenienia. Chromiany można otrzymać przez prażenie tlenku chromu(III) z wodorotlenkiem potasu w obecności tlenu:

2Cr₂O₃ + 4K₂CO₃ + 3O₂ → 4K₂CrO₄ + 4CO₂↑

Te związki mogą przechodzić między sobą w zależności od pH środowiska:

• W środowisku kwasowym chromiany przekształcają się w dichromiany: 2CrO₄²⁻ + 2H⁺ → Cr₂O₇²⁻ + H₂O

• W środowisku zasadowym dichromiany przekształcają się w chromiany: Cr₂O₇²⁻ + 2OH⁻ → 2CrO₄²⁻ + H₂O

Zapamiętaj! Chromiany mają żółtą barwę, a dichromiany pomarańczową. Te przemiany nie są reakcjami redoks, ponieważ stopień utlenienia chromu nie zmienia się $pozostaje +6$.

Właściwości redukująco-utleniające związków chromu

Związki chromu wykazują różne właściwości redoks w zależności od stopnia utlenienia:

• Chrom(II) działa jako reduktor
• Chrom(VI) działa jako utleniacz
• Chrom(III) może pełnić obie funkcje, w zależności od warunków

Dichromiany są szczególnie silnymi utleniaczami w środowisku kwaśnym, redukując się do jonów Cr³⁺ o ciemnogranatowej lub ciemnozielonej barwie. Typowym przykładem jest utlenianie jonów żelaza(II):

Cr₂O₇²⁻ + 6Fe²⁺ + 14H⁺ → 2Cr³⁺ + 6Fe³⁺ + 7H₂O

W równaniu tym zachodzą dwa półprocesy:

• Redukcja: Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O
• Utlenianie: 6Fe²⁺ → 6Fe³⁺ + 6e⁻

Na sprawdzianie! Dichromiany mogą utleniać również związki nieorganiczne, jak np. jony siarczanowe(IV) do siarczanowych(VI), co jest ważną reakcją w analizie chemicznej.

Żelazo - reakcje z kwasami i niemetalami

Żelazo wypiera wodór z rozcieńczonych kwasów, tworząc sole żelaza(II):

Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂↑

Z kolei stężone kwasy utleniające (H₂SO₄, HNO₃) powodują na zimno pasywację żelaza - pokrywanie powierzchni metalu warstwą tlenku FeO. Na gorąco te same kwasy utleniają żelazo do jonów Fe³⁺:

2Fe + 6H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

Żelazo reaguje z silnymi utleniaczami, jak fluorowce, tworząc sole żelaza(III):

2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃

W wysokiej temperaturze żelazo reaguje również z siarką:

Fe + S → FeS

Ważne: Jon wodorowy jest zbyt słabym utleniaczem, aby utlenić żelazo lub jony Fe²⁺ do jonów Fe³⁺ - dlatego w reakcji z kwasami nieutleniającymi powstają sole żelaza(II).

Żelazo - reakcje z tlenem i wodą

Rozdrobnione żelazo spala się w tlenie, tworząc magnetyt (Fe₃O₄) - tlenek o mieszanym charakterze żelaza(II,III):

3Fe + 2O₂ → Fe₃O₄

W podwyższonych temperaturach żelazo reaguje również z parą wodną:

3Fe + 4H₂O → Fe₃O₄ + 4H₂↑

Wodorotlenki żelaza są słabo rozpuszczalne w wodzie i otrzymuje się je w reakcjach strącania:

• Fe²⁺ + 2OH⁻ → Fe(OH)₂↓ $biało-zielonkawy osad$
• Fe³⁺ + 3OH⁻ → Fe(OH)₃↓ (brunatny osad)

Świeżo strącony wodorotlenek żelaza(II) ulega utlenieniu tlenem rozpuszczonym w wodzie:

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O → 4Fe(OH)₃

Na laboratorium: Reakcja utleniania Fe(OH)₂ do Fe(OH)₃ zachodzi szybciej w obecności nadtlenku wodoru, co można zaobserwować jako zmianę barwy osadu z białozielonej na brunatną.

Miedź - reakcje z kwasami i niemetalami

Miedź jest mniej aktywna chemicznie niż wodór, więc nie wypiera go z kwasów nieutleniających. Rozpuszcza się jednak w kwasach utleniających:

Cu + 2H₂SO₄(stęż.) → CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O Cu + 4HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

Miedź reaguje z fluorowcami jako silnymi utleniaczami, tworząc sole miedzi(II):

Cu + Cl₂ → CuCl₂

W reakcji z siarką zachowanie miedzi zależy od warunków:

• z parami siarki powstaje Cu₂S (siarczek miedzi(I))
• z ciekłą siarką w temperaturze powyżej 346,85°C powstaje CuS (siarczek miedzi(II))

Miedź reaguje z tlenem, pokrywając się warstwą tlenku miedzi(I) o ceglastoczerwonej barwie:

4Cu + O₂ → 2Cu₂O

Podobnie jak miedź! Srebro również reaguje tylko z kwasami utleniającymi, co wynika z jego pozycji w szeregu aktywności metali.

Miedź - tlenki i wodorotlenek

W podwyższonej temperaturze miedź reaguje z tlenem, tworząc czarny tlenek miedzi(II):

2Cu + O₂ → 2CuO

Tlenek miedzi(II) jest utleniaczem, który może utleniać alkohole do aldehydów:

CH₃CH₂OH + CuO → CH₃CHO + Cu + H₂O

Pojawienie się ceglastoczerwonego osadu tlenku miedzi(I) jest pozytywnym wynikiem próby Trommera, służącej do wykrywania właściwości redukujących aldehydów i cukrów:

2Cu(OH)₂ + CH₃CHO + OH⁻ → Cu₂O + CH₃COO⁻ + 3H₂O

Wodorotlenek miedzi(II) otrzymuje się w reakcji strącania:

Cu²⁺ + 2OH⁻ → Cu(OH)₂↓

Jest on nietrwały i podczas ogrzewania rozkłada się:

Cu(OH)₂ → CuO + H₂O

Ciekawostka laboratoryjna: Próba Trommera jest jedną z podstawowych metod identyfikacji aldehydów i cukrów redukujących w analizie organicznej.

Miedź - reakcje wodorotlenku

Wodorotlenek miedzi(II) w reakcji z kwasami tworzy sole miedzi(II):

Cu(OH)₂ + H₂SO₄ → CuSO₄ + 2H₂O

Świeżo strącony wodorotlenek miedzi(II) rozpuszcza się w stężonych i mocnych zasadach, tworząc granatowe tetrahydroksokompleksy:

Cu(OH)₂ + 2OH⁻ → $Cu(OH)₄$²⁻

Wodorotlenek miedzi reaguje również z amoniakiem, tworząc intensywnie niebieskie kompleksy aminowe:

Cu(OH)₂ + 4NH₃ → $Cu(NH₃)₄$²⁺ + 2OH⁻

Zjawisko z codziennego życia: Patyna - jasnozielona warstwa $Cu(OH)₂CO₃$ pokrywająca powierzchnię wyrobów z miedzi i jej stopów - chroni głębsze warstwy metalu przed korozją. Możesz ją zobaczyć na starych miedzianych dachach i pomnikach.

Cynk - metal o właściwościach amfoterycznych

Cynk jest metalem o właściwościach amfoterycznych, co oznacza, że reaguje zarówno z kwasami, jak i z zasadami.

W reakcji z kwasami nieutleniającymi cynk rozpuszcza się, tworząc sole cynku i uwalniając wodór:

Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑

Cynk rozpuszcza się również w gorących roztworach mocnych zasad, tworząc tetrahydroksocynkany:

Zn + 2OH⁻ + 2H₂O → $Zn(OH)₄$²⁻ + H₂↑

Na powietrzu cynk pokrywa się cienką warstwą tlenku cynku, co powoduje, że jego powierzchnia traci połysk:

2Zn + O₂ → 2ZnO

Wodorotlenek cynku można otrzymać w reakcji strącania:

Zn²⁺ + 2OH⁻ → Zn(OH)₂↓

Kluczowa właściwość: Wodorotlenek cynku jest trudno rozpuszczalny w wodzie i wykazuje charakter amfoteryczny - reaguje zarówno z kwasami, jak i z zasadami, tworząc rozpuszczalne kompleksy.