Celem ćwiczenia jest przeprowadzenie reakcji znanej pod nazwą „żarłoczny chlorek miedzi”, w wyniku której następuje wyparcie przez metal mniej szlachetny – metalu bardziej szlachetnego.
Aparatura:
zlewka o obj. 250 cm3. Odczynniki:
woda, chlorek miedzi (II), folia aluminiowa. Wykonanie doświadczenia:
Do zlewki o obj. 250 cm3 wsyp 10 g stałego CuCl2 i rozpuścić go w 90 cm3 wody, dobrze mieszając zawartość zlewki.
1. Urwij mały kawałek folii aluminiowej i wrzuć do zlewki z 10% roztworem CuCl2. Obserwuj zawartość zlewki.
2. Urwij większy kawałek folii aluminiowej (np. o długości 30 cm i szerokości 10 cm), zwiń go w rulonik o długości 30 cm i – tak jak poprzednio – wrzuć do zlewki z roztworem CuCl2. Ponownie obserwuj zawartość zlewki.
Obserwacje zanotuj w zeszycie, a następnie sformułuj wnioski na podstawie przeprowadzonego doświadczenia.
Obserwacje:
1. Reakcja zachodzi szybko i bardzo widowiskowo. Towarzyszy jej: wydzielanie się sporych ilości ciepła, syki i bulgoty. Folia aluminiowa „rozpuszcza się” w roztworze CuCl2 i znika. Reakcja ustaje. Na dnie w zlewce pojawia się czerwonobrunatny osad.
2. Roztwór w zlewce niemal od razu zaczyna bulgotać i pienić się. Wydzielają się duże ilości ciepła i syki. Folia aluminiowa znika. Reakcja ustaje. Na dnie zlewki zebrało się więcej osadu w kolorze metalicznej miedzi. Roztwór nie jest już niebieski, najpierw zrobił się jaśniejszy i zielonkawy, a na koniec wygląda jak szarozielony, niemal bezbarwny i „brudny”.
Wyjaśnienie doświadczenia i wnioski:
Niektóre pierwiastki posiadają zdolność wypierania z roztworu innych pierwiastków. A dokładniej, metale bardziej aktywne chemicznie wypierają z roztworu metale mniej aktywne. Podczas doświadczenia glin (znajdujący się w folii aluminiowej) jest bardziej aktywny chemicznie niż miedź i dlatego rozpuszcza się (utlenia), jednocześnie redukując jony miedzi do metalicznej miedzi.
137 Metale można ustawić w pewien szereg, zwany szeregiem aktywności (szeregiem napięciowym) poczynając od metali najbardziej aktywnych, aż do tych najmniej:
Li, K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Mn, Cr, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, H Bi, Cu, Ag, Hg, Pt, Au.
W szeregu tym występuje wodór, który nie jest metalem, ale stanowi wygodne „zero” na skali. Dzięki temu stwierdzić można, czy dany metal wyprze wodór z wody, czy też nie. Znajomość szeregu aktywności metali pozwala przewidywać kierunek reakcji między metalem w stanie wolnym, a roztworem soli innego metalu.
Zasada jest prosta: metal aktywniejszy (w szeregu napięciowym to ten bardziej na lewo) wypiera z roztworu soli metal mniej aktywny (to ten umieszczony z prawej strony w szeregu). Bardziej aktywny metal zajmuje miejsce mniej aktywnego w strukturze związku.
W doświadczeniu nastąpiło wypieranie miedzi z roztworu jej soli przez glin: 3 Cu2+ + 2 Al → 3 Cu↓ + 2 Al3+.
Chlorek miedzi(II) to sól mocnego kwasu (kwasu solnego) i słabej zasady (wodorotlenku miedzi(II)). Taka sól w roztworze wodnym hydrolizuje, tzn. CuCl2
najpierw dysocjuje na jony które następnie reagują z wodą. Cu2+ + 2 Cl- + 2 H2O → Cu(OH)2 + 2 H+ + 2 Cl
-Jony chlorkowe (występujące po obu stronach równania) nie biorą udziału w reakcji, dlatego możemy je pominąć w równaniu. Ostatecznie otrzymujemy skrócony zapis jonowy reakcji hydrolizy:
Cu2+ + 2 H2O → Cu(OH)2 + 2 H+.
Powstający nadmiar jonów H+ sprawia, że roztwór ma odczyn kwaśny.
Glin jest pasywny. Pasywacja polega na powstawaniu ochronnej warstewki na powierzchni metalu. Może być to warstwa dowolnego związku, ale najczęściej tworzy ją jakiś tlenek. Tlenek glinu, Al2O3, który powstaje na powierzchni metalu chroni go doskonale przez czynnikami zewnętrznymi i mimo, że glin jest w szeregu aktywności przesunięty mocno na lewo, z wodą nie reaguje. Kiedy ochrona warstwa Al2O3 ulegnie rozpuszczeniu w kwaśnym roztworze, glin będzie reagował z wodą. Ta natomiast zachodzi burzliwie, gdyż wydziela się wodór.
2 Al + 6 H2O → 2 Al(OH)3 + 3 H2↑ Tak więc, to co bulgocze, syczy i pieni się to, wodór.
138
Dodatek: Inne wybrane utleniacze
Dichromian (VI) potasu podobnie jak inne związki chromu (VI), jest toksyczny i ma działanie mutagenne oraz rakotwórcze dla ludzi. Jest też niebezpieczny dla środowiska. Można otrzymać go w wyniku silnego kwasu mineralnego (np. kwasu siarkowego (VI)) z chromianem potasu: 2 K2CrO4 + H2SO4 → K2SO4 + K2Cr2O7 + H2O
lub dichromianu (VI) sodu z chlorkiem potasu: Na2Cr2O7+ 2KCl → 2NaCl + K2Cr2O7. Najprościej mówiąc, jest to sól kwasu chromowego i potasu.
1. W 500 °C ulega rozkładowi na chromian potasu, tlen i tlenek chromu (III): 4 K2Cr2O7 → 4 K2CrO4 + 2 Cr2O3 + 3 O2↑.
2. W roztworach wodnych dichromiany (VI) są trwałe tylko w środowisku kwasowym, po dodaniu zasady ich barwa zmienia się z pomarańczowej na żółtą w wyniku rozpadu jonów dichromianowych (VI) do chromianowych (VI):
Cr2O72− + 2 OH− → 2 CrO42− + H2O.
Dichromian (VI) w środowisku zasadowym jest związkiem nietrwałym i przekształca się w żółty chromian (VI).
K2Cr2O7 + 2 KOH → 2 K2CrO4 + H2O.
3. Natomiast gdy do żółtych chromianów doda się kwasu, roztwór zabarwia się na pomarańczowo w wyniku reakcji odwrotnej:
2 CrO42− + 2 H+ → Cr2O72− + H2O.
Zarówno w chromianach (VI), jak i w dichromianach (VI) chrom występuje na stopniu utlenienia +6, wyżej wymienione reakcje nie są więc procesami redoks. Podsumowując, w roztworze wodnym obserwuje się zależność występowania jonów chromianowych (VI) i dichromianowych (VI) od pH roztworu.
4. Chromiany (VI) i dichromiany (VI) posiadają właściwości utleniające, np.: 3 Na2SO3 + K2Cr2O7 + 4 H2SO4 → 3 Na2SO4 + K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 4 H2O. Zastosowanie:
1) Jest wykorzystywany:
– jako utleniacz w przemyśle chemicznym i preparatyce laboratoryjnej, – do produkcji barwników,
– w elektrolizie, pirotechnice, wyrobie szkła, klejów, farbiarstwie, w fotografii, w litografii i w przemyśle ceramicznym.
2) Zakwaszony roztwór dichromianu (VI) potasu może służyć jako wskaźnik obecności substancji o własnościach redukujących (np. aldehydów) w badanym roztworze. Próba
139 jest pozytywna, jeśli roztwór zmieni barwę w wyniku redukcji jonów Cr2O72−
(pomarańczowe) do Cr3+ (zielone).
3) Roztwór dichromianu (VI) potasu w kwasie siarkowym znany jest pod nazwą chromianka. Mieszanina ta ma bardzo silne własności utleniające i była niegdyś masowo stosowana w laboratoriach do mycia szkła w celu usunięcia pozostałości substancji organicznych. Obecnie chromianka jest stosowana rzadko, ze względu na kłopotliwą utylizację odpadów zawierających związki chromu, a związki organiczne usuwa się ze szkła za pomocą kąpieli w ługach (takich jak stężone roztwory NaOH lub KOH; roztwór propan-2-olanu potasu w propan-2-olu).
Nadtlenek wodoru (woda utleniona) – nieorganiczny związek chemiczny z grupy nadtlenków, jedna z reaktywnych form tlenu. Otrzymany został po raz pierwszy przez Louisa Thénarda w 1818 roku w reakcji nadtlenku baru z kwasem azotowym. W temperaturze pokojowej jest syropowatą, bezbarwną (stężony staje się bladoniebieski) cieczą o temperaturze topnienia − 0,44 °C i temperaturze wrzenia około 150 °C.
1. Czysty nadtlenek wodoru jest nietrwały – ulega egzotermicznemu rozkładowi (często wybuchowemu), na wodę i tlen, pod wpływem ciepła, światła nadfioletowego oraz kontaktu z niektórymi metalami (np. manganem) i tlenkami metali.
2H2O2 (aq) → 2H2O(c) + O2 (g).
Rozkład ten jest katalizowany przez wiele rozdrobnionych substancji, np. srebro i platynę, tlenek manganu (II) oraz jodki:
H2O2 (aq) + I−(aq) → H2O(c) + IO−(aq), H2O2 (aq) + IO−(aq) → H2O(c) + I−(aq) + O2 (g). Wydajnym enzymem rozkładającym nadtlenek wodoru jest katalaza.
Ze względu na to, że łatwo reaguje on z wieloma metalami, a także ulega rozkładowi w kontakcie ze szkłem, należy go przechowywać w ciśnieniowych butelkach z grubościennego polietylenu lub aluminium i nie wystawiać na działanie światła dziennego oraz źródeł ciepła.
Jego kompleks z węglanem sodu typu hydratu (Na2CO3·1,5 H2O2, tzw. nadwęglan sodu) jest natomiast względnie trwały i bezpieczny w użyciu.
2. Ma silne właściwości utleniające, wynikające z powstawania w czasie jego rozkładu tlenu atomowego (tzw. tlen in statu nascendi):
H2O2 → H2O + O.
3. Nadtlenek wodoru wykazuje słabe właściwości kwasowe. W roztworach wodnych ulega on dysocjacji według równania:
H2O2 + H2O → H3O+ (kation hydroniowy) + H-O-O− (anion wodoronadtlenowy). 4. Wobec reduktorów nadtlenek wodoru zachowuje się jak utleniacz (O−1 → O−2), np.:
140 5. Wobec utleniaczy wykazuje właściwości redukujące (O−1 → O0), m.in. w reakcji z manganianem(VII) potasu w środowisku kwaśnym:
2 KMnO4 + 5 H2O2 + 3 H2SO4 → 2 MnSO4 + 5 O2 + K2SO4 + 8 H2O lub z solami srebra(I) w środowisku zasadowym:
2 AgNO3 + H2O2 + 2 KOH → 2 Ag + O2 + 2 H2O + 2 KNO3.
6. Jest to substancja żrąca wobec żywych tkanek. Przy kontakcie ze skórą pojawiają się białe martwicze plamy.
Zastosowanie:
1. Czysty nadtlenek wodoru jest niedostępny handlowo ze względów bezpieczeństwa. Najczęstszą postacią handlową jest perhydrol, czyli jego 30% roztwór wodny oraz roztwór 3%, nazywany wodą utlenioną.
2. Woda utleniona jest stosowana do odkażania powierzchownych ran, a po rozcieńczeniu wodą, w stosunku około 1:50, do płukania jamy ustnej w stanach zapalnych.
3. Roztwory 3–15% są zwykle stosowane jako wybielacz na bazie aktywnego tlenu w środkach chemii gospodarczej.
4. Roztwory 3–12% są stosowane we fryzjerstwie do farbowania i rozjaśniania włosów.
5. Perhydrol stosuje się jako silny środek utleniający w przemyśle chemicznym, np. do produkcji barwników organicznych.
6. Nadtlenek wodoru o stężeniu 85–98% stosowany jest jako utleniacz paliwa rakietowego oraz paliwa do okrętów podwodnych.
Literatura
1. Bocheński A. Obliczenia chemiczne. Podręcznik dla studentów wydziałów chemicznych wyższych szkół technicznych, Poznań 1967.
2. Karty Charakterystyk Substancji Chemicznych.
3. Pazdro K.M., Rola-Noworyta A., Akademicki zbiór zadań z chemii ogólnej, Warszawa 2013.
141