Pytania powtórkowe z bloku d

<

Oto pytania powtórkowe dotyczące pierwiastków należących do bloku d. Zapisz odpowiedzi na poniższe pytania w zeszycie, a następnie sprawdź swoje odpowiedzi z odpowiedziami zamieszczonymi poniżej. Pytania, na które nie znałeś/aś odpowiedzi zaznacz do powtórki i wróć do nich następnego dnia. Powodzenia! 🙂

Pytania

Mangan

1. Jakie są trwałe stopnie utlenienia manganu?
2. Jaką barwę ma wodny roztwór zawierający jon MnO₄^–
3. Jaką barwę ma wodny roztwór zawierający jon MnO₄^2-
4. Jaką barwę ma wodny roztwór zawierający jon Mn²⁺
5. Jaką barwę ma MnO₂?
6. Jakie znasz tlenki manganu? Jaki jest ich charakter chemiczny?
7. Jakie znasz kwasy manganowe? Należą one do słabych czy mocnych elektrolitów?
8. W jakim środowisku w obecności reduktora jon MnO₄^– redukuje się do jonu Mn²⁺?
9. W jakim środowisku w obecności reduktora jon MnO₄^– redukuje się do jonu MnO₂?
10. W jakim środowisku w obecności reduktora jon MnO₄^– redukuje się do jonu MnO₄^2-?
11. Podaj przykład dwóch reduktorów, których można użyć w celu uzyskania jonu Mn²⁺ z jonu MnO₄^– w odpowiednim środowisku reakcji?

Chrom

1. Przedstaw konfigurację elektronową chromu.
2. Jakie są trwałe stopnie utlenienia chromu?
3. Jakie znasz tlenki chromu? Jaki jest ich charakter chemiczny?
4. Jakie znasz kwasy chromowe? Należą one do mocnych czy słabych elektrolitów?
5. Jaki będzie produkt reakcji chromu z kwasem solnym?
6. Jaki będzie produkt reakcji chromu z chlorem?
7. W jakim środowisku jon CrO₄^2- jest trwały?
8. W jakim środowisku jon Cr₂O₇^2- jest trwały?
9. Czy przekształcanie dichromianów(VI) w chromiany(VI) to reakcja redoks?
10. Jaką barwę ma wodny roztwór zawierający jony CrO₄^2-?
11. Jaką barwę ma wodny roztwór zawierający jony Cr₂O₇^2-?
12. Jaką barwę ma wodny roztwór zawierający jony Cr³⁺?
13. W jaki sposób można przeprowadzić reakcję, w której z jonu Cr₂O₇^2- otrzymamy jon Cr³⁺? Zapisz równanie tej reakcji. Jakie będą objawy tej reakcji?
14. Jaki charakter chemiczny ma wodorotlenek chromu(II) i wodorotlenek chromu(III)?
15. Jak można otrzymać wodorotlenek chromu(II)
16. Jak można otrzymać wodorotlenek chromu(III)?
17. Czy chrom reaguje z zasadami?
18. Czy chrom ulega pasywacji?
19. Podaj przykład reakcji, w której można otrzymać metaliczny chrom.

Żelazo

1. Jaką barwę ma wodny roztwór zawierający jony Fe²⁺?
2. Jaką barwę ma wodny roztwór zawierający jony Fe³⁺?
3. Jaki będzie produkt reakcji żelaza z bromem?
4. Jaki będzie produkt reakcji żelaza z kwasem bromowodorowym?
5. Jaka jest barwa oraz charakter chemiczny tlenku żelaza(II) i tlenku żelaza(III)?
6. Podaj wzór i barwę tlenku mieszanego, który tworzy żelazo.
7. Jakie znasz wodorotlenki żelaza? Jaka jest ich barwa i charakter chemiczny?
8. Na czym polega korozja żelaza?
9. Czym jest rdza?
10. Czym jest stal?
11. Jakie są właściwości fizyczne żelaza?
12. Dlaczego wodorotlenek żelaza(II) zaraz po otrzymaniu w otwartej probówce zmienia swoją barwę?
13. Czy wodorotlenki żelaza ulegają rozkładowi termicznemu?
14. Podaj przykład reakcji, w której można otrzymać metaliczne żelazo.

Miedź

1. Przedstaw pełną konfigurację elektronową miedzi.
2. W jakiej postaci występuje kation miedzi w roztworze wodnym? Jaka jest jego barwa?
3. Jakie znasz tlenki miedzi? Jaki jest ich charakter chemiczny i barwa?
4. Jakie znasz wodorotlenki miedzi? Jaki jest ich charakter chemiczny i barwa?
5. Jak można otrzymać wodorotlenek miedzi(II)?
6. Jaką barwę ma siarczan(VI) miedzi(II), a jaką hydrat CuSO₄ ∙ 5H₂O?
7. Jaką barwę ma siarczek miedzi(II)?
8. Jaki otrzymamy produkt i jakie będą objawy reakcji, gdy do wodnego roztworu chlorku miedzi(II) dodamy nadmiar zasady sodowej?
9. Czy miedź reaguje z kwasem azotowym(V) stężonym? Jeśli tak, to jakie są produkty i objawy reakcji?
10. Czy miedź reaguje z kwasem azotowym(V) rozcieńczonym? Jeśli tak, to jakie są produkty i objawy reakcji?
11. Czy miedź reaguje z kwasem siarkowym(VI) stężonym? Jeśli tak, to jakie są warunki tej reakcji oraz produkty i objawy reakcji?
12. Czy miedź reaguje z kwasem siarkowym(VI) rozcieńczonym? Jeśli tak, to jakie są warunki tej reakcji oraz produkty i objawy reakcji?
13. Czy miedź reaguje z kwasem solnym? Jeśli tak, to jakie są warunki tej reakcji oraz produkty i objawy reakcji?
14. Podaj właściwości fizyczne miedzi.
15. Czym jest patyna?
16. Dlaczego wodorotlenku miedzi(II) nie przechowuje się w laboratorium chemicznym?

Srebro

1. Podaj właściwości fizyczne srebra. Czy jest to metal ciężki?
2. Na którym stopniu utlenienia występuje srebro w związkach chemicznych?
3. Jakie znasz tlenki i wodorotlenki srebra? Jaka jest ich barwa i charakter chemiczny?
4. Jaką barwę ma siarczek srebra(I)?
5. Jak można otrzymać wodorotlenek srebra(I)? Czy zapis AgOH w substratach jest poprawny?
6. Czy srebro reaguje z kwasem azotowym(V) stężonym? Jeśli tak, to jakie są produkty i objawy reakcji?
7. Czy srebro reaguje z kwasem azotowym(V) rozcieńczonym? Jeśli tak, to jakie są produkty i objawy reakcji?
8. Czy srebro reaguje z kwasem siarkowym(VI) stężonym? Jeśli tak, to jakie są warunki tej reakcji oraz produkty i objawy reakcji?
9. Czy srebro reaguje z kwasem siarkowym(VI) rozcieńczonym? Jeśli tak, to jakie są warunki tej reakcji oraz produkty i objawy reakcji?
10. Czy srebro reaguje z kwasem solnym? Jeśli tak, to jakie są warunki tej reakcji oraz produkty i objawy reakcji?
11. Dlaczego srebro jest wykorzystywane w medycynie?
12. Jak powstaje czarny nalot na srebrnych np. sztućcach czy biżuterii?
13. Srebro ma właściwości fotochemiczne. Na czym one polegają?
14. W jaki sposób można zidentyfikować jony Ag⁺ w roztworze wodnym?

Cynk

1. Podaj najważniejsze właściwości fizyczne cynku.
2. Jakie znasz tlenki i wodorotlenki cynku? Jaka jest ich barwa i charakter chemiczny?
3. Czy cynk reaguje z wodą?
4. Czy cynk reaguje z zasadami?
5. Czy cynk reaguje z kwasami nieutleniającymi?
6. Na czym polega proces cynkowania?
7. Czym jest mosiądz?

Odpowiedzi

Mangan

1. +II (w Mn²⁺), +IV (w MnO₂), +VI (w MnO₄^2-) oraz +VII (w MnO₄^–).
2. Wodny roztwór zawierający jon MnO₄^– ma intensywną fioletową barwę.
3. Wodny roztwór zawierający jon MnO₄^2- ma zieloną barwę.
4. Wodny roztwór zawierający jon Mn²⁺ ma różowawą barwę lub jest bezbarwny (zależnie od stężenia).
5. MnO₂ ma brunatną barwę, ma postać kłaczkowatą.
6. Do tlenków manganu należą: MnO (tlenek manganu(II)), MnO₂ (tlenek manganu(IV)), Mn₂O₇ (tlenek manganu(VII)). MnO jest zasadowy, MnO₂ jest amfoteryczny, a Mn₂O₇ jest kwasowy.
7. Kwasy manganowe to kwas manganowy(VII) (HMnO₄) i kwas manganowy(VI), inaczej kwas nadmanganowy (H₂MnO₄). Oba kwasy są mocnymi elektrolitami.
8. W środowisku kwasowym.
9. W środowisku obojętnym.
10. W środowisku zasadowym.
11. KNO₂, NaNO₂, K₂SO₃, Na₂SO₃, H₂O₂

Chrom

1. Konfiguracja elektronowa chromu (Cr, Z=24) to 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d⁵. Chrom ma promocję elektronową.
2. Trwałe stopnie utlenienia chromu to: +II, +III, +VI.
3. CrO (tlenek chromu(II)), który jest zasadowy,
   CrO₃ (tlenek chromu(VI)), który jest kwasowy,
   Cr₂O₃ (tlenek chromu(III)), który jest amfoteryczny.
4. Do kwasów chromowych należą kwas chromowy(VI) (H₂CrO₄) i kwas dichromowy(VI) (H₂Cr₂O₇). Są to mocne elektrolity.
5. Produktami reakcji chromu z kwasem solnym (HCl) są chlorek chromu(II) (CrCl₂) i wodór (H₂): Cr + 2HCl → CrCl₂ + H₂↑
6. Produktami reakcji chromu z chlorem są chlorek chromu(III) (CrCl₃): 2Cr + 3Cl₂ → 2CrCl₃
7. Jon CrO₄^2- jest trwały w środowisku zasadowym.
8. Jon Cr₂O₇^2- jest trwały w środowisku kwasowym.
9. Nie, przekształcanie dichromianów(VI) (Cr₂O₇^2-) w chromiany(VI) (CrO₄^2-) nie jest reakcją redoks, ponieważ nie zachodzi zmiana stanu utlenienia chromu.
10. Wodny roztwór zawierający jony CrO₄^2- ma żółtą barwę.
11. Wodny roztwór zawierający jony Cr₂O₇^2- ma pomarańczową barwę.
12. Wodny roztwór zawierający jony Cr³⁺ ma zieloną barwę.
13. Można przeprowadzić tę reakcję w środowisku kwasowym, na przykład dodając kwas siarkowy (H₂SO₄) i stosując reduktor, taki jak np. siarczan(IV) sodu (Na₂SO₃). Objawy tej reakcji to zmiana barwy roztworu z pomarańczowej na zielony.
14. Wodorotlenek chromu(II) (Cr(OH)₂) ma charakter zasadowy, natomiast wodorotlenek chromu(III) (Cr(OH)₃) ma charakter amfoteryczny.
15. Wodorotlenek chromu(II) można otrzymać przez dodanie zasady np. sodowej do roztworu soli chromu(II), np. CrSO₄: CrSO₄ + 2NaOH → Cr(OH)₂ + Na₂SO₄
16. Wodorotlenek chromu(III) można otrzymać przez dodanie zasady np. sodowej (NaOH) do roztworu soli chromu(III), np. CrCl₃: CrCl₃ + 3NaOH → Cr(OH)₃ + 3NaCl
17. Nie, chrom nie reaguje z silnymi zasadami.
18. Tak, chrom ulega pasywacji w obecności tlenków, tworząc na swojej powierzchni cienką warstwę tlenku, która chroni go przed dalszymi reakcjami.
19. Metaliczny chrom można otrzymać w reakcji redukcji tlenku chromu(III) (Cr₂O₃) przy użyciu węgla (C) w wysokotemperaturowym piecu: 2Cr₂O₃ + C → 4Cr + 3CO

Żelazo

1. Wodny roztwór zawierający jony Fe²⁺ ma barwę zieloną.
2. Wodny roztwór zawierający jony Fe³⁺ ma barwę żółtą.
3. Produktem reakcji żelaza z bromem jest bromek żelaza(III): 2Fe + 3Br₂ → 2FeBr₃ (analogicznie z Cl₂)
4. Produktami reakcji żelaza z kwasem bromowodorowym są bromek żelaza(II) oraz wodór: Fe + 2HBr → FeBr₂ + H₂ (analogicznie z HCl)
5. Tlenek żelaza(II), ma on barwę czarną, jest to tlenek zasadowy. Tlenek żelaza(III), ma on barwę brunatną (brązową), ma charakter zasadowy.
6. Tlenek żelaza(II, III) ma barwę czarną, jest to tlenek mieszany.
7. Wodorotlenek żelaza(II) – charakter zasadowy, barwa zielona i wodorotlenek żelaza(III) – charakter zasadowy, barwa brunatna.
8. Korozja żelaza to inaczej rdzewienie żelaza. Żelazo nie rdzewieje bez obecności wody i tlenu, zatem te dwa czynniki są niezbędne do tego procesu. Oprócz nich kationy wodoru sprawiają, że rdzewienie żelaza zachodzi znacznie szybciej. Prześledźmy na czym polega proces rdzewienia żelaza. Gdy dojdzie do powstania mikroogniwa na powierzchni żelaza, to stanowi ono w tym ogniwie zawsze anodę (elektrodę ujemną, na niej zachodzi utlenianie). W związku z tym na anodzie zachodzi reakcja opisana następującym równaniem: A(-) Fe → Fe²⁺ + 2e. Natomiast na katodzie dochodzi do redukcji tlenu rozpuszczonego w wodzie zgodzie z równaniem: K(+) 2H₂O + O₂ + 4e → 4OH⁻ . Sumarycznie możemy to zapisać w postaci równania: 2Fe + 2H₂O + O₂ → 2Fe(OH)₂. Powstały wodorotlenek żelaza(II) pod wpływem tlenu atmosferycznego utlenia się do rdzy, co można opisać równaniem: 4Fe(OH)₂ + O₂ → 2Fe₂O₃ ⋅ H₂O + 2H₂O. Liczba cząsteczek wody w powstałym hydracie jest różna.
9. Stal to stop żelaza (ok. 98%) z węglem (ok. 0,02-2 %) i innymi pierwiastkami tj. S, Ni, Mo, Mn, Cr, P.
10. Rdza to zbiorcza nazwa na różne związki żelaza(II) i żelaza(III), jednak jej głównym składnikiem jest uwodniony tlenek żelaza(III).
11. Żelazo jest ciałem stałym o srebrzystobiałej barwie, ma metaliczny połysk. Jest metalem o wysokiej temperaturze topnienia i wrzenia, jest dobrym przewodnikiem ciepła i prądu, jest kowalne, ciągliwe, ma średnią twardość.
12. Wodorotlenek żelaza(II) zaraz po otrzymaniu w otwartej probówce zmienia swoją barwę na brunatną ponieważ następuje reakcja utleniania wodorotlenku żelaza(II) do wodorotlenku żelaza(III) z udziałem tlenu atmosferycznego.
13. Tak, w wyniku rozkładu termicznego powstają odpowiednie tlenki żelaza oraz para wodna.
14. Fe₂​O₃​ + 2Al → 2Fe + Al_2​O₃, Fe₂​O₃​ + 3C → 2Fe + 3CO

Miedź

1. 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d¹⁰. Miedź ma promocję elektronową.
2. Kation miedzi w roztworze wodnym występuje w postaci akwakompleksów Cu(H₂O)₆²⁺, ma barwę niebieską.
3. Cu₂O – tlenek miedzi(I), tlenek o charakterze zasadowym, barwa ceglasto pomarańczowa, CuO – tlenek miedzi(II), tlenek o charakterze słabo amfoterycznym, barwa czarna.
4. CuOH – wodorotlenek miedzi(I), bardzo nietrwały, barwa żółto-pomarańczowa, charakter zasadowy, Cu(OH)₂ – wodorotlenek miedzi(II), nietrwały, barwa niebieska, charakter słabo amfoteryczny.
5. Wodorotlenek miedzi(II) można otrzymać w wyniku np. reakcji strąceniowej. W tym celu do wodnego roztworu Cu²⁺ uzyskanego np. po rozpuszczeniu w wodzie CuSO₄, dodajemy stechiometryczną ilość zasady, np. sodowej.
6. Siarczan(VI) miedzi(II) ma barwę białą, a hydrat CuSO₄ ∙ 5H₂O ma barwę niebieską.
7. Siarczek miedzi(II) ma barwę czarną.
8. Po dodaniu nadmiaru zasady sodowej do wodnego roztworu chlorku miedzi(II) początkowo strąci się osad Cu(OH)₂, który w nadmiarze zasady roztworzy się. Ostatecznie otrzymamy klarowny niebieski roztwór.
9. Tak, miedź reaguje z kwasem azotowym(V) stężonym. Produktami reakcji są Cu(NO₃)₂, NO₂, H₂O. Objawy reakcji – ciało stałe roztwarza się, roztwór przybiera zieloną barwę, wydziela się brunatny gaz.
10. Tak, miedź reaguje z kwasem azotowym(V) rozcieńczonym. Produktami reakcji są Cu(NO₃)₂, NO, H₂O. Objawy reakcji – ciało stałe roztwarza się, roztwór przybiera niebieską barwę, wydziela się bezbarwny gaz, który brunatnieje u wylotu probówki.
11. Tak, miedź reaguje z kwasem siarkowym(VI) stężonym, ale w podwyższonej temperaturze. Produktami reakcji są CuSO₄, SO₂, H₂O. Objawy reakcji – ciało stałe roztwarza się, roztwór przybiera niebieską barwę, wydziela się bezbarwny gaz o charakterystycznym, duszącym zapachu.
12. Nie.
13. Nie.
14. Miedź ma charakterystyczny, czerwonawo-brązowy kolor, który odróżnia ją od większości innych metali. Ma wysoką temperaturę wrzenia i topnienia, świetnie przewodzi ciepło i prąd elektryczny. Jest plastyczna, stosunkowo miękka, ma stosunkowo dużą gęstość – jest metalem ciężkim.
15. Głównym składnikiem patyny zwanej inaczej śniedzią jest węglan wodorotlenek miedzi(II) o wzorze [CuOH]₂CO₃. Patyna powstająca w atmosferze zawierającej dwutlenek siarki zawiera także siarczan wodorotlenek miedzi(II) o wzorze [CuOH]₂SO₄, a jej powłoka nie stanowi wtedy ochrony przed dalszą korozją.
16. Wodorotlenku miedzi(II) nie przechowuje się w laboratorium chemicznym, ponieważ jest on związkiem nietrwałym, ulega rozkładowi do CuO i H₂O.

Srebro

1. Srebro jest metalem o srebrzystobiałej barwie, wysokiej przewodności elektrycznej i cieplnej. Ma gęstość wynoszącą 10,49 g/cm³, co kwalifikuje go jako metal ciężki, gdyż przekracza ona 5 g/cm³.
2. Srebro najczęściej występuje na stopniu utlenienia +I. Rzadko można je spotkać na stopniu +II, który jest mniej stabilny.
3. Tlenek srebra(I) Ag₂O to czarne ciało stałe o charakterze zasadowym. Wodorotlenek srebra(I) AgOH jest nietrwały i trudno go wyizolować. Ma charakter zasadowy.
4. Siarczek srebra(I) Ag₂S ma czarną barwę. Jest odpowiedzialny za charakterystyczny nalot na srebrnych przedmiotach.
5. Wodorotlenek srebra(I) można otrzymać poprzez reakcję azotanu(V) srebra(I) z zasadą np. sodową. AgOH bardzo szybko ulega rozkładowi na Ag₂O, więc zapisu AgOH nie używamy w substratach.
6. Srebro reaguje ze stężonym kwasem azotowym(V), tworząc azotan(V) srebra(I), tlenek azotu(IV) i wodę. Objawy tej reakcji to roztworzenie ciała stałego, powstawanie brunatnego gazu.
7. Reakcja srebra z rozcieńczonym kwasem azotowym(V) zachodzi, tworzy się azotan(V) srebra(I), tlenek azotu(II) i woda. Objawy tej reakcji to roztworzenie ciała stałego, wydzielanie się bezbarwnego gazu, który brunatnieje u wylotu probówki.
8. Srebro reaguje ze stężonym kwasem siarkowym(VI) w podwyższonej temperaturze, tworząc siarczan(VI) srebra(I), dwutlenek siarki i wodę. Objawy tej reakcji to roztworzenie ciała stałego, wydzielanie się gazu o ostrym, duszącym zapachu.
9. Nie
10. Nie
11. Srebro ma właściwości antybakteryjne dzięki zdolności do uwalniania jonów srebra Ag⁺, które uszkadzają błony komórkowe bakterii i zakłócają ich procesy metaboliczne. Jest stosowane w leczeniu ran oraz produkcji opatrunków i materiałów antybakteryjnych.
12. Czarny nalot na srebrze, np. sztućcach czy biżuterii, powstaje w wyniku reakcji srebra z siarkowodorem H2Szawartym w powietrzu. Reakcja prowadzi do powstania siarczku srebra Ag₂S, który nadaje przedmiotom czarny kolor.
13. Srebro wykazuje właściwości fotochemiczne, ponieważ halogenki srebra tj. AgCl, AgBr rozkładają się pod wpływem światła, uwalniając srebro metaliczne i halogen. Jest to wykorzystywane w fotografii analogowej, gdzie światło padające na emulsję światłoczułą z halogenkiem srebra prowadzi do powstania obrazu.
14. Jony srebra, czyli Ag⁺ można wykryć, dodając do roztworu aniony chlorkowe Cl- pochodzące np. z roztworu chlorku sodu lub innej soli chlorkowej. W wyniku tej reakcji powstaje biały serowaty osad chlorku srebra AgCl, który jest bardzo trudno rozpuszczalny w wodzie, ale roztwarza się w amoniaku, co pozwala na dalsze potwierdzenie obecności jonów srebra.

Cynk

1. Cynk jest metalem o srebrzystoszarej barwie. W temperaturze pokojowej jest kruchy, ale po podgrzaniu staje się plastyczny i daje się łatwo formować.
2. Tlenek cynku ZnO to biały proszek o charakterze amfoterycznym. Wodorotlenek cynku Zn(OH)₂ jest białym ciałem stałym o charakterze amfoterycznym.
3. Cynk nie reaguje z wodą w temperaturze pokojowej. Jednak w wysokich temperaturach może reagować z parą wodną, tworząc tlenek cynku i wodór.
4. Tak, cynk reaguje z mocnymi zasadami, takimi jak zasada sodowa, tworząc związek kompleksowy i wodór.
5. Tak, cynk reaguje z kwasami nieutleniającymi, takimi jak kwas solny, tworząc odpowiednią sól (np. chlorek cynku) i wodór: Zn + 2HCl → ZnCl₂+H₂↑
6. Cynkowanie to proces pokrywania stali warstwą cynku w celu ochrony przed korozją. Warstwa cynku tworzy barierę ochronną i działa katodowo, zapobiegając utlenianiu się żelaza, nawet jeśli powierzchnia zostanie uszkodzona.
7. Mosiądz to stop miedzi i cynku. Dodatek cynku do miedzi zwiększa odporność na korozję i twardość stopu, co czyni mosiądz materiałem często wykorzystywanym w przemyśle budowlanym, jubilerskim i do produkcji instrumentów muzycznych.