Ilustracja przedstawia układ okresowy, kolorem zielonym oznaczono blok s (1 i 2 grupa + hel), różowym blok d (grupy 3 do 12), pomarańczowym blok p (grupy 13-18 bez helu), a niebieskim blok f (lantanowce i aktynowce). Blok d Blok d stanowią pierwiastki położone w grupach od 3 do 12 układu okresowego. Wszystkie są metalami. Zwróć uwagę, że do bloku d należą także pierwiastki należące do lantanowców i aktynowców - lutet i lorens. Natomiast lantan i aktyn z formalnego punktu widzenia należą do pierwiastków bloku f. Przeanalizujmy kilka konfiguracji elektronowych w stanie podstawowym atomów pierwiastków z bloku d, oczywiście z punktu widzenia chemicznego interesujące są elektrony walencyjne. Zatem: - ${}_{21}\mathrm{S}\mathrm{c}[\mathrm{A}\mathrm{r}]3{\mathrm{d}}^{1}4{\mathrm{s}}^2$ - ${}_{23}\mathrm{V}[\mathrm{A}\mathrm{r}]3{\mathrm{d}}^{3}4{\mathrm{s}}^2$ - ${}_{24}\mathrm{C}\mathrm{r}[\mathrm{A}\mathrm{r}]3{\mathrm{d}}^{5}4{\mathrm{s}}^1$ - ${}_{29}\mathrm{C}\mathrm{u}[\mathrm{A}\mathrm{r}]3{\mathrm{d}}^{10}4{\mathrm{s}}^1$ Zwróć uwagę, że orbital d wypełniony jest połowicznie w przypadku chromu i całkowicie w przypadku miedzi, a na orbitalu s znajduje się 1 elektron. Mamy do czynienia z przykładem zjawiska promocji elektronowej. - ${}_{25}\mathrm{M}\mathrm{n}[\mathrm{A}\mathrm{r}]3{\mathrm{d}}^{5}4{\mathrm{s}}^2$ - ${}_{28}\mathrm{N}\mathrm{i}[\mathrm{A}\mathrm{r}]3{\mathrm{d}}^{8}4{\mathrm{s}}^2$ Podsumowując, pierwiastki bloku d mają elektrony walencyjne rozmieszczone na orbitalu s powłoki ostatniej oraz na orbitalach d przedostatniej powłoki. Co możemy zapisać wzorem ogólnym: $(n-1)d^{1-10}n{s}^{1-2}$ Stopnie utlenienia pierwiastków bloku d Ze względu na konfiguracje elektronów walencyjnych, atomy pierwiastków bloku d mogą występować na wielu różnych stopniach utlenienia. Dla grup 3-7 maksymalny stopień utlenienia ma wartość równą numerowi grupy. Na przykład maksymalny stopień utlenienia skandu (Sc) wynosi trzy, wanadu (V) pięć, a manganu (Mn) siedem. Elektroujemność pierwiastków z bloku d Atomy metali bloku d oddają elektrony (zwróć uwagę na wartości elektroujemności tych pierwiastków) i tworzą związki o budowie jonowej. Na niższych stopniach utlenienia często tworzą jony proste - kationy, poprzez oddanie elektronów, natomiast na wyższych stopniach utlenienia tworzą zazwyczaj wiązania kowalencyjne. Często wchodzą w skład reszt kwasowych i anionów złożonych. Związki jednego pierwiastka na różnych stopniach utlenienia mogą mieć odmienne właściwości chemiczne, ale także różne zabarwienie (co jest zrozumiałe, ponieważ barwa zależy od struktury elektronowej i jest związana ze wzbudzeniem elektronów atomów pierwiastków bloku d. Ilustracja przedstawia fragment układu okresowego z pierwiastkami bloku d z okresów 4-7. Szarym kolorem oznaczono pierwiastki w 7 okresie oraz lantanowce w 6, pozostałe są w różnych odcieniach różu w zależności ich elektroujemności. Mangan Przeanalizujmy dla przykładu związki manganu. Związki manganu występują m.in. na drugim stopniu utlenienia, jak na przykład tlenek manganu(II) - tlenek zasadowy. Tlenek ten reaguje z kwasami (np. kwasem chlorowodorowym) tworząc sole $\mathrm{M}\mathrm{n}\mathrm{O}+2\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}\to {\mathrm{M}\mathrm{n}\mathrm{C}\mathrm{l}}_2+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$ Natomiast tlenek manganu na czwartym stopniu utlenienia ma barwę czarno-brunatną. Jest tlenkiem amfoterycznym, ale raczej biernym chemicznie. Reaguje z kwasami, dając sole, na przykład w reakcji z kwasem chlorowodorowym otrzymujemy chlorek manganu(IV) (związek nietrwały, rozpadający się na tlenek manganu(II) i chlor), ale w reakcjach z wodorotlenkami trzeba go stapiać - reakcja zachodzi w podwyższonej temperaturze, co udowadnia jego bierność chemiczną. ${\mathrm{M}\mathrm{n}\mathrm{O}}_2+4\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}\to {\mathrm{M}\mathrm{n}\mathrm{C}\mathrm{l}}_4+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$ Stapiany z NaOH tlenek manganu(IV) tworzy sól barwy brunatnej. ${\mathrm{M}\mathrm{n}\mathrm{O}}_2+\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{O}\mathrm{H}\to {\mathrm{N}\mathrm{a}}_2{\mathrm{M}\mathrm{n}\mathrm{O}}_3+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$ Znane też są związki manganu na VI i VII stopniu utlenienia ${\mathrm{K}\mathrm{M}\mathrm{n}\mathrm{O}}_4$ czy ${\mathrm{K}}_2{\mathrm{M}\mathrm{n}\mathrm{O}}_4$ – sole hipotetycznych kwasów manganowych. Dobrze Ci znany manganian(VII) potasu (w stanie stałym fioletowe kryształy) z wodą tworzy roztwór o barwie fioletowej. Natomiast manganian(VI) potasu tworzy z wodą roztwór o barwie zielonej. Charakterystyczne barwy ma wiele związków metali przejściowych. Tlenki i wodorotlenki chromu, żelaza i miedzi nadają zabarwienie wielu minerałom. Znalazły one zastosowanie jako barwniki do barwienia szkła i ceramiki, np. przy tworzeniu witraży. Ilustracja przedstawia wielobarwny witraż w kształcie półkola znajdujący się w Kłodzku w Kościele Franciszkanów, fot. Jacek Halivki Pierwiastki bloku d jako utleniacze? Wiele związków metali przejściowych jest dobrymi utleniaczami, tak jak: manganian(VII) potasu KMnO4 i dichromian(VI) potasu ${\mathrm{K}}_2{\mathrm{C}\mathrm{r}}_2{\mathrm{O}}_7$. Utleniaczami są też jony metali przejściowych na wyższym stopniu utlenienia, np. żelazo(III) ${\mathrm{F}\mathrm{e}}^{3+}$. Jony metali bloku d na niższym stopniu utlenienia mogą być z kolei reduktorami – w tym przypadku żelazo(II) ${\mathrm{F}\mathrm{e}}^{2+}$. Do bloku d należy też grupa metali szlachetnych, charakteryzujących się bardzo małą aktywnością chemiczną. Tworząca niebieskozielone związki na II stopniu utlenienia miedź roztwarza się tylko w kwasach, które mają właściwości silnie utleniające. $\mathrm{C}\mathrm{u}+4{\mathrm{H}\mathrm{N}\mathrm{O}}_{3\text{ (stęzony) }}\to \mathrm{C}\mathrm{u}{\left({\mathrm{N}\mathrm{O}}_3\right)}_2+2{\mathrm{N}\mathrm{O}}_2\uparrow +2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$ Bardziej szlachetne złoto poddaje się tylko działaniu wody królewskiej. Podsumowując - metale bloku d tworzą niezwykle barwny i zróżnicowany zbiór pierwiastków. Wiele ich właściwości wynika z posiadania elektronów na orbitalach atomowych typu d.