1

Ćwiczenie 11

STĘŻENIE JONÓW WODOROWYCH I WSKAŹNIKI pH

Cel ćwiczenia. Opanowanie kolorymetrycznej metody wyznaczania stężenia jonów

wodorowych przy użyciu wskaźników alkacymetrycznych. Obliczanie stężenia H+ i

OH oraz pH i pOH.

Zakres materiału. Iloczyn jonowy wody. Pojęcie pH. Wskaźniki pH. Definicje

kwasów i zasad. Odczyn wodnych roztworów soli.

Literatura. M. J. Sienko, R. A. Plane, "Chemia. Podstawy i zastosowania", WNT

Warszawa 1999; Rozdz. 9.1.; 9.8, 15.3., L. Jones, P. Atkins, „Chemia ogólna”,

PWN, Warszawa 2004, Rozdz.15, 16.1-16.3, str. 693-745.

1. Barwy wskaźników w roztworach o różnych wartościach pH

Używając świeżej, podwójnie destylowanej wody, przygotować 50 cm3

roztworu wzorcowego o pH = 2 przez dziesięciokrotne rozcieńczenie 0,1 M wzorcowego roztworu HCl o pH = 1. Z kolei, rozcieńczając

dziesięciokrotnie roztwór o pH = 2, otrzymać roztwór o pH = 3.

Analogicznie sporządzić roztwór o pH = 12 przez rozcieńczenie 0,1 M roztworu NaOH.

Roztwory sporządzić, używając czystej i przemytej odpowiednim

roztworem pipety oraz czystej i przepłukanej podwójnie destylowaną wodą

kolby miarowej. W przypadku roztworów o pH od 4 do 11 należy stosować gotowe roztwory wzorcowe (roztwory buforowe).

W statywie umieścić 13 suchych i czystych probówek. Do każdej z nich

wprowadzić ok. 5 cm3 odpowiedniego roztworu wzorcowego (o pH od 1 do

13) i dodać po kilka kropel jednego z poniższych wskaźników:

*fiolet metylowy *lakmus

*oranż metylowy *fenoloftaleina

*czerwień metylowa *tymoloftaleina

lub zieleń bromokrezolowa *żółcień alizarynowa

*błękit bromotymolowy *karmin indygo

Zanotować barwy każdego ze wskaźników w poszczególnych roztworach,

określić zakres pH, w jakim następuje zmiana barwy.

2. Oznaczanie stężenia jonów wodorowych w roztworach

2.1. Pobrać od prowadzącego ćwiczenia roztwór do analizy. Oznaczyć pH

roztworu przez porównanie zabarwienia wskaźników w tym roztworze z przygotowaną w poprzednim ćwiczeniu skalą. W tym celu pobrać porcję

badanego roztworu do suchej i czystej probówki i dodać kilka kropli

wskaźnika. Określić możliwy zakres wartości pH. Kolejne próby wykonać z nowymi porcjami badanego roztworu dobierając wskaźniki, których zmiana

barwy zachodzi w zakresie pH wyznaczonym w pierwszej próbie.

Sprawdzić u prowadzącego poprawność oznaczonej wartości pH.

2.2. W probówkach sporządzić roztwory podanych soli; NH4Cl, Na2CO3,

Na2SO3, NaHSO3, NaHCO3, CH3COONa, AlCl3, CH3COONH4,

rozpuszczając szpachelkę soli w wodzie podwójnie destylowanej. Oznaczyć

pH roztworów przy pomocy wskaźnika uniwersalnego. Skalę pH dla wskaźnika uniwersalnego sporządzić jak w doświadczeniu 1.

3. Równowagi w roztworach słabych elektrolitów. Przesunięcie

równowagi (efekt wspólnego jonu)

Do probówki wprowadzić ok. 3 cm3 1 M roztworu kwasu octowego,

dodać kilka kropli oranżu metylowego. Oznaczyć pH roztworu. Dodać 3

cm3 1 M roztworu octanu sodu i ponownie oznaczyć pH roztworu.

Do 3 cm3 0,1 M roztworu amoniaku dodać dwie krople tymoloftaleiny, a

następnie 3 cm3 0,1 M roztworu chlorku amonu. Określić zmianę pH

roztworu.

Sprawozdanie Zdefiniować pojęcia: iloczyn jonowy wody, pH, pOH, wskaźniki pH, kwas i zasada

Brönsteda

Ćw. 1. Podać zakres zmiany barwy dla każdego z badanych wskaźników.

Ćw. 2.1. Przedstawić schemat oznaczenia pH w analizowanym roztworze: wymienić

użyte wskaźniki, podać barwę roztworu po dodaniu wskaźnika oraz wniosek

wynikający z każdej próby. Ćw. 2.2. Podać oznaczone wartości pH badanych roztworów soli. Napisać jonowe

równania: reakcji dysocjacji soli oraz reakcji odpowiednich jonów z wodą, dające

w wyniku obserwowany odczyn roztworu. Podkreślić równaniach kwas Brönsteda

Ćw. 3. Napisać odpowiednie równania dysocjacji i wyrażenia na stałą równowagi.

Zinterpretować zmianę pH jako efekt wspólnego jonu. Określić, jak zmienił się

stopień dysocjacji kwasu octowego i amoniaku po dodaniu roztworów odpowiednich soli.

2

Ćwiczenie 12

STAŁA RÓWNOWAGI. MIARECZKOWANIE PEHAMETRYCZNE.

ROZTWORY BUFOROWE

Cel ćwiczenia. Wyznaczenie krzywej miareczkowania alkacymetrycznego dla

słabych elektrolitów. Metody wyznaczania stałych kwasowych. Tworzenie się i

stałość pH mieszanin buforowych.

Zakres materiału. Roztwory buforowe. Zmiany pH w procesach zobojętniania. Podstawy analizy miareczkowej.

Literatura: L. Jones, P. Atkins, „Chemia ogólna”, PWN, Warszawa 2004, Rozdz. 16.4 –

16.10, str. 745 – 767. M. J. Sienko, R. A. Plane, „Chemia. Podstawy i własności”, WNT Warszawa 1980; rozdz. 12.4.; 12.5.

Metoda miareczkowania pehametrycznego (potencjometryczna) polega na

dodawaniu roztworu zasady lub kwasu o znanym stężeniu (titranta) do roztworu badanego kwasu lub zasady (analitu) i mierzeniu wartości pH po każdej dodanej

porcji titranta. Na podstawie zbioru danych z tak przeprowadzonego

miareczkowania wykreśla się krzywą miareczkowania, tj. zależność wartości pH od

ilości dodanego titranta. Tak zwany punkt równoważnikowy (PR) odpowiada

etapowi, w którym zmieszano stechiometryczne ilości kwasu i zasady. W pobliżu

tego punktu (PR) krzywa pH = f(Vtitranta) wykazuje charakterystyczny skok, tj.

znaczną zmianę wartości pH spowodowaną niewielką zmianą objętości dodanego

titranta. Przyjmuje się, że punkt równoważnikowy (PR) znajduje się w połowie

skoku krzywej miareczkowania. Znając objętość zużytego titranta (wynikającą z

położenia PR na krzywej miareczkowania) oraz jego stężenie można łatwo obliczyć

liczbę moli miareczkowanego elektrolitu obecną w badanym roztworze. Znając z kolei wyjściową objętość (V0) badanego roztworu elektrolitu, można wyznaczyć

jego stężenie co.

Krzywa miareczkowania może służyć również do wyznaczenia wartości stałej

dysocjacji kwasu lub zasady, a ściślej mówiąc, stałej równowagi reakcji

przeniesienia protonu z cząsteczki kwasu na cząsteczkę wody (Ka) lub z cząsteczki

wody na cząsteczkę zasady (Kb). Rozważmy to dla przypadku stałej dysocjacji

słabego kwasu HA, dla którego równowaga przeniesienia protonu ma postać:

HA + H2O H3O+ + A– (1)

0 20 40 60 80 100 120 140

2

4

6

8

10

12

14

pH = pKa

Punkt połowicznego zmiareczkowania

*

Punkt zobojętnienia (PR)

*

pH

Objętość dodanej zasady V[cm3]

Przykładowa krzywa miareczkowania słabego kwasu mocną zasadą

Stała równowagi Ka dla tej reakcji:

[HA]

]A][O[H-

3

aK

zawiera równowagowe stężenia jonów i cząsteczek biorących udział w tej

równowadze.

Po przekształceniu:

][A

HA][]OH[

-3 aK

Ponieważ pH = –log[H3O+], możemy powyższe wyrażenie doprowadzić do postaci:

][A

HA][loglog]OH[ log-

-3

aK

lub:

][A

HA][logppH

- aK

gdzie pKa = log Ka.

Jeśli stężenia równowagowe kwasu HA i sprzężonej z nim zasady A– są równe,

czyli [HA] = [A–], to pH = pKa, gdyż stosunek tych stężeń [HA]/[A–] = 1, i stąd

log ([HA]/[A–])= 0.

Punkt połowicznego zmiareczkowania

(PP)

Punkt równoważnikowy (PR)

3

W trakcie miareczkowania kwasu mocną zasadą dokonujemy zmiany stosunku

stężeń równowagowych kwasu HA i sprzężonej z nim zasady A– przez przesuwanie

położenia równowagi (1) w prawo w wyniku wiązania jonów H3O+ w reakcji

zobojętnienia:

H3O+ + OH– 2H2O (2).

Wartości stężeń równowagowych form HA i A– w miareczkowanym roztworze

zrównają się, jeśli dodamy zasadę w ilości stanowiącej dokładnie połowę liczby moli miareczkowanego kwasu, co odpowiada tzw. Punktowi połowicznego

zmiareczkowania (PP) roztworu. Punkt ten odpowiada objętości titranta równej

dokładnie połowie objętości zużytej w punkcie równoważnikowym (PR). Wartość

pH w punkcie połowicznego zmiareczkowania (PP) jest równa wartości pKa

badanego kwasu.

W przypadku miareczkowania słąbej zasady mocnym kwasem analogiczne

rozważania prowadzą do wniosku, że wartość pH w PP jest równa pKa dla kwasu

sprzężonego z tą zasadą. Wartość pKb obliczamy, odejmując pH w PP od 14.

1. Wyznaczanie krzywej miareczkowania – oznaczanie stężenia

kwasu lub zasady i stałej dysocjacji

Do zlewki o pojemności 150 cm3 pobrać, z biurety wskazanej przez

prowadzącego, dokładnie 25 cm3 wyjściowego roztworu badanego

elektrolitu. Dodać tyle wody destylowanej, aby sumaryczna objętość

roztworu wyniosła ok. 75 cm3. Wodę dodajemy celu zwiększenia objętości

mierzonego roztworu i uzyskania odpowiedniego zanurzenia elektrody. Czy

po rozcieńczeniu wodą zmieniła się liczba moli badanego elektrolitu? Zlewkę umieścić na stoliku mieszadła magnetycznego podłączonego do

sieci przez autotransformator. Na dnie zlewki umieścić serce mieszadła i, regulując napięcie na autotransformatorze, dobrać

taką szybkość obrotów, aby mieszadło wirowało w płaszczyźnie dna zlewki, bez

podskakiwania.

Ostrożnie zanurzyć koniec elektrody kombinowanej*, podłączonej do

pehametru, w roztworze badanego elektrolitu. Elektroda powinna być

umieszczona w ten sposób, aby dolny koniec jej osłony dzieliła od dna naczynia odległość ok. 1 cm, a od poziomu roztworu – 4 cm. Zestaw

umieścić pod wylotem biurety przepłukanej uprzednio i napełnionej

roztworem titranta (kwasu lub zasady o znanym stężeniu). Upewnić się, że

część biurety poniżej kurka wypełniona jest roztworem. Zmierzyć pH roztworu badanego elektrolitu w punkcie początkowym.

Włączyć mieszanie i dodawać porcje po 0,5 cm3 z biurety notując objętość

dodanego roztworu titranta oraz wartość pH roztworu w zlewce po dodaniu

każdej porcji. Miareczkowanie prowadzić do momentu, gdy zmiany pH powodowane dodawaniem kolejnych porcji roztworu z biurety będą już

nieznaczne.

* Elektroda kombinowana – ogniwo złożone z elektrody szklanej i elektrody porównawczej (o stałym potencjale: kalomelowej lub chlorosrebrowej). SEM tego

ogniwa zależy od pH roztworu, w którym zanurzona jest elektroda.

2. Wyznaczanie wartości stałej dysocjacji kwasowej metodą

połowicznego zmiareczkowania.

Do zlewki o pojemności 250 cm3 nalać ok. 20 cm

3 elektrolitu (tego

samego, co w ćw. 1) i dodać cylindrem miarowym 100 cm3 wody.

Uzyskany roztwór podzielić na dwie równe objętości za pomocą cylindra

miarowego.

Do jednej objętości elektrolitu, umieszczonej w kolbce stożkowej,

dodać 2-3 krople fenoloftaleiny, a następnie dodawać z biurety 0,1 M roztwór odpowiedniego titranta, aż do uzyskania trwałego zabarwienia

wskaźnika lub do zaniku zabarwienia. Do tak przygotowanego roztworu

dodać drugą objętość roztworu badanego elektrolitu.

Po zmieszaniu obu objętości uzyskuje się roztwór połowicznie

zmiareczkowany (do elektrolitu została dodana tylko połowa

stechiometrycznej ilości odpowiedniego titranta). Wykonać pomiar pH dla końcowego roztworu. Zmierzona wartość pH

jest równa pKa badanego kwasu lub kwasu sprzężonego z badaną zasadą.

Uwaga: Roztwór zachować do dalszych doświadczeń.

3. Potencjometryczne badanie stałości pH roztworu buforowego

Roztwór, uzyskany w doświadczeniu 2 w wyniku zmieszania zobojętnionej i niezobojętnionej porcji elektrolitu, jest mieszaniną równej liczby moli słabego kwasu i zasady sprzężonej z tym kwasem i może być używany jako

roztwór buforowy.

4

Przygotować dwie porcje po ok. 30 cm3 roztworu z doświadczenia 2.

Do jednej z nich dodać 5 kropel 0,1 M roztworu HCl, a do drugiej 5 kropel

0,1 M roztworu NaOH i wykonać pomiar pH obu roztworów pH-metrem. Dla 30 cm

3 wody destylowanej zmierzyć wartość pH, a następnie

dodać 5 kropel 0,1 M roztworu HCl i oznaczyć ponownie pH. Podobny

eksperyment wykonać dla innej porcji wody destylowanej dodając do niej 5 kropel 0,1 M. roztworu NaOH.

W innej zlewce przygotować roztwór składający się z 10 cm3 roztworu

z doświadczenia 2 i 20 cm3 wody destylowanej Oznaczyć wartość pH

uzyskanego roztworu.

Sprawozdanie

Ćw. 1 Na papierze milimetrowym wykreślić zależność pH od objętości dodanej

zasady lub kwasu (krzywą miareczkowania). Na wykresie należy uwzględnić i

uwidocznić wszystkie zebrane punkty pomiarowe oraz zaznaczyć punkt

równoważnikowy (PR) i punkt połowicznego zmiareczkowania (PP). Odczytać

współrzędne obu punktów.

Napisać jonowe równanie reakcji zachodzącej podczas miareczkowania. Na

podstawie wartości objętości roztworu titranta w PR (VPR) oraz objętości

wyjściowego roztworu badanego kwasu lub zasady (Vo) obliczyć początkowe

stężenie roztworu badanego elektrolitu co.

Z krzywej miareczkowania odczytać wartość pH w PP, czyli wartość pKa

badanego kwasu lub kwasu sprzężonego z badaną zasadą. Podać wartość pKa, pKb

dla sprzężonej zasady oraz odpowiednie wartości Ka i Kb.

Ćw. 2. Podać wyznaczoną wartość pKa oraz pKb dla sprzężonej zasady i

odpowiednie wartości Ka i Kb.

Porównać wartości wyznaczone w ćwiczeniach 1 i 2 oraz dane literaturowe.

Ćw. 3. Podać wartości pH dla wyjściowego roztworu buforowego oraz po

dodaniu do niego HCl, NaOH i rozcieńczeniu wodą destylowaną.

Podać wartości pH dla wody destylowanej oraz próbek wody, do której dodano

HCl i NaOH. Porównać zaobserwowane zmiany pH z efektem działania buforu.

Jakie składniki badanego roztworu warunkują jego działanie buforowe? Jaka zasadnicza równowaga istnieje pomiędzy składnikami tego buforu?

Napisać jonowe równania reakcji zachodzących podczas dodawania do

roztworu buforowego: a) roztworu HCl, b) roztworu NaOH.

5

Ćwiczenie 14

REAKCJE UTLENIANIA I REDUKCJI

Cel ćwiczenia. Umiejętność dobierania współczynników w reakcjach utleniania i

redukcji (redoks), pisanie reakcji połówkowych, układanie równań reakcji redoks.

Zakres materiału. Równania reakcji redoks.

Literatura. A. Śliwa, „Obliczenia chemiczne”, rozdz. 12.5

L. Jones, P. Atkins, „Chemia ogólna”, PWN, Warszawa 2004, Rozdz. 18.1, 18,2 str. 833 – 839.

M. M. Sienko, R. Plane „Chemia. Podstawy i zastosowania” W.N.T. W-wa 1992,

1999, Rozdz. 2.9, 9.5, 11.13.

Wykonanie ćwiczenia. Zestaw poniższych ćwiczeń każdy student wykonuje

indywidualnie. Należy stosować minimalne ilości odczynników. Stosowanie pipet

(z wyjątkiem reakcji kameleonowej) jest zabronione. Roztwory należy nalewać

prosto z butelki, traktując podane w instrukcji ilości jako zalecane proporcje

objętościowe. Obserwować przebieg reakcji (zmiany barw roztworów, wydzielanie

się gazów, wytrącanie lub rozpuszczanie osadów). Po przeprowadzeniu każdej

reakcji zapisać obserwacje, zidentyfikować produkty reakcji. Ćwiczenia należy

wykonywać pod wyciągiem, próbówki po ich wykonaniu (zwłaszcza w

ćwiczeniach 2-4) opróżnić i umyć przynajmniej wstępnie również pod

wyciągami.

1. Wpływ odczynu środowiska na reakcje manganianu(VII) potasu.

Do trzech probówek wprowadzić po 5 kropli 0,02 M roztworu manganianu(VII) potasu KMnO4 (zwanego tradycyjnie nadmanganianem

potasu).

Ponadto – do probówki nr 1 dodać 5 kropli 12 M kwasu siarkowego,

– do probówki nr 2 dodać 5 kropli wody,

– do probówki nr 3 dodać 5 kropli 12 M roztworu NaOH.

Do wszystkich probówek wprowadzać kroplami 0,02 M roztwór wodorosiarczanu(IV) sodu NaHSO3 (nazwa tradycyjna: wodorosiarczyn

sodu), aż do zmiany zabarwienia roztworów. - 5 - Produkty redukcji KMnO4 zidentyfikować na podstawie zabarwienia

otrzymanego roztworu, wiedząc, że barwa związków manganu zależy od jego

stopnia utlenienia oraz od stężenia:

MnO4 fioletowy do różowego

MnO42 zielony

MnO2 brunatny osad (w przypadku małej ilości widoczne jest żółto- brązowe zabarwienie roztworu)

Mn2+ bezbarwny lub bladoróżowy.

Określić, jakiej przemianie chemicznej ulega NaHSO3 w każdej reakcji,

pamiętając, że w roztworze silnie zasadowym nie istnieją wodoroaniony.

Uwaga: Roztwór w probówce nr 3 zachować celem wykonania ćwiczenia nr 7.

2. Utleniające i redukujące własności pierwiastka w zależności od jego

stopnia utlenienia (na przykładzie związków azotu)

Uwaga! W dośw. 2.2 i 2.3 mogą się wydzielać tlenki azotu, które są produktem ubocznie przebiegającej w środowisku kwaśnym reakcji między azotanem(III)

potasu i kwasem siarkowym. Ze względu na trujące właściwości tlenków azotu, po

zakończeniu ćwiczenia probówki myjemy pod wyciągiem!

2.1. Do probówki wprowadzić dwie krople roztworu KMnO4 i 10 kropel

25% roztworu amoniaku. Mieszaninę lekko ogrzać płomieniem palnika. Jednym z produktów reakcji jest wolny azot. Produkt redukcji nadmanganianu zidentyfikować na podstawie zabarwienia

roztworu.

2.2. Do probówki wprowadzić 4 krople roztworu 0,02 M KMnO4, dodać

dwie krople 1 M kwasu siarkowego i pięć kropel roztworu KNO2. Produkt redukcji nadmanganianu zidentyfikować na podstawie zabarwienia

roztworu.

2.3. Do probówki wprowadzić po 3 krople roztworu KI i 1 M kwasu

siarkowego, dodać 3 krople roztworu azotanu (III) potasu. (tradycyjnie:

azotyn potasu). Jednym z produktów reakcji jest azot, drugi produkt zidentyfikować na podstawie zabarwienia.

Jakie własności - utleniające czy redukujące - wykazuje azotan(III) potasu w

reakcjach 2.2 i 2.3?

2.4. Do dwóch probówek wprowadzić niewielką ilość miedzi (w postaci

małego kawałka blaszki lub dwóch wiórków).

6

Do jednej probówki dodać 10 kropli stężonego kwasu azotowego(V), do

drugiej 10 kropli 2 M roztworu tego samego kwasu, otrzymanego przez

zmieszanie równych objętości 4 M HNO3 i wody. Jeśli reakcja nie zachodzi w sposób widoczny, delikatnie podgrzać probówkę. Jaki gaz wydziela się w pierwszej, a jaki w drugiej probówce?

3. Utleniająco-redukujące własności wody utlenionej

3.1. Do probówki wprowadzić 5 kropli roztworu soli ołowiu(II), dodać 5

kropli wody siarkowodorowej. Wytrąca się czarny osad PbS.

Do osadu PbS dodać 5 kropli 3% H2O2. Co dzieje się z osadem? W celu identyfikacji produktu tej reakcji, w innej probówce

przeprowadzić reakcję pomocniczą między azotanem(V) ołowiu(II) i

siarczanem(VI) sodu następująco: do probówki wprowadzić 5 kropli soli

ołowiu(II) a następnie wkraplać roztwór siarczanu(VI) sodu aż do wytrącenia osadu. Zaproponuj produkty reakcji między PbS i H2O2. Jakie właściwości (utleniające

czy redukujące) wykazuje woda utleniona w tej reakcji?

3.2. Do probówki wprowadzić po 5 kropli 3% H2O2 i 1 M HNO3, dodać

kilka kryształków PbO2. Zwrócić uwagę na wydzielanie się tlenu.

Po zakończeniu reakcji w roztworze wykryć jony Pb2+

dodając jedną kroplę roztworu KI (wytrąca się charakterystyczny, żółty osad PbI2). Jakie właściwości (utleniające czy redukujące) wykazuje woda utleniona w tej

reakcji?

4. Proces dysproporcjonawania siarczanu(IV) sodu

Dwie probówki wypełnić (na wysokość 0,5-1 cm) krystalicznym

siarczanem(IV) sodu (tradycyjnie: siarczyn sodowy).

a) Probówkę nr 1 umocować w statywie i ogrzewać intensywnie do czerwonego żaru płomieniem palnika około 10 minut, pozostawić do

ostygnięcia. Probówkę nr 2 pozostawić jako porównawczą.

b) Do obu probówek dodać około 1 cm3 wody destylowanej i mieszając

bagietką doprowadzić do rozpuszczenia soli, a następnie wprowadzić

kroplami roztwór chlorku miedzi(II), aż do wytrącenia osadu.

Porównać barwy osadów uzyskanych w obu probówkach. Jaki produkt reakcji

dysproporcjonowania siarczanu(IV) sodu zidentyfikowano dzięki wytrąceniu

czarnego osadu siarczku miedzi(II)?Jak można by zidentyfikować drugi produkt?

5. Reakcje utleniania i redukcji w grupie fluorowców

a) Do trzech probówek wprowadzić po około 1 cm3:

wody chlorowej (roztworu Cl2 w wodzie), wody bromowej (roztworu Br2

w wodzie) i wodnego roztworu jodu. Do każdej probówki dodać około 1 cm

3 chloroformu. Probówki

wstrząsnąć. Zapisać w tabeli barwy roztworów chloru, bromu i jodu w roztworze wodnym i

w rozpuszczalniku organicznym. Charakterystyczne zabarwienie warstwy

organicznej posłuży do identyfikacji produktów reakcji.

Barwa fluorowca Barwa

warstwy

organicznej

Produkt reakcji

w

roztworze wodnym

w

warstwie organicznej

1. Cl2 1. KBr + Cl2

2. Br2 2. KI + Cl2

3. I2 3. KBr + I2

4. KI + Br2

b) W czterech oddzielnych probówkach przeprowadzić następujące reakcje używając po około 1 ml roztworów substratów:

w prob. 1 między KBr w r-rze wodnym a chlorem w wodzie chlorowej

w prob. 2 między KI w r-rze wodnym a chlorem w wodzie chlorowej

w prob. 3 między KBr w r-rze wodnym a roztworem wodnym jodu w prob. 4 między KI w r-rze wodnym a bromem w wodzie bromowej.

Do wszystkich probówek dodać po około 2 ml chloroformu, wstrząsnąć. Zapisać obserwacje w tabeli i na podstawie zabarwienia warstwy organicznej

ustalić produkty reakcji bądź stwierdzić, że reakcja nie zachodzi.

6. Substancje organiczne w roli reduktorów

Chromiany(VI) pod wpływem jonów H+ zmieniają swą żółtą barwę na

pomarańczową, przechodząc w dichromiany(VI), które pod wpływem jonów

OH przechodzą z powrotem w chromiany.

2 CrO42

+ 2 H+ Cr2O7

2 + H2O

Cr2O72

+ 2 OH 2 CrO4

2 + H2O

7

a) Do probówki z roztworem dichromianu(VI) potasu (5-10 kropli)

dodawać kroplami 12 M roztwór NaOH. Obserwować zmianę barwy

roztworu.

b) Do probówki z roztworem chromianu(VI) potasu (5-10 kropli)

dodawać kroplami 12 M roztwór H2SO4. Obserwować zmianę barwy

roztworu c) Do probówki z roztworem dichromianu potasu(VI) (5-10 kropli)

wprowadzić 2-4 krople stężonego kwasu siarkowego i 4-5 kropli alkoholu

etylowego C2H5OH. Zwrócić uwagę na zmianę zabarwienia roztworu i

wystąpienie specyficznego „owocowego” zapachu. W równaniu reakcji uwzględnić powstawanie jonów Cr

3+ oraz kwasu octowego.

Źródłem zapachu jest octan etylu CH3COOC2H5, który powstaje w

następczej reakcji kwasu octowego CH3COOH (produktu utleniania alkoholu etylowego) z nadmiarem alkoholu etylowego, katalizowanej

kwasem siarkowym.

7. Reakcja kameleonowa

Manganiany(VI) ulegają rozkładowi w wyniku reakcji

dysproporcjonowania, która przebiega według schematu:

3 MnO42

+ 2 H2O 2 MnO4+ MnO2 + 4 OH

(1)

Przedstawić, w jaki sposób uzyskano zbilansowanie równania (1). Ocenić, jak

przesunie się równowaga powyższej reakcji po dodaniu kwasu, a jak pod wpływem

dodanej zasady, stosując tzw. regułę przekory.

Sprawdzić wysunięte wnioski następująco:

a) usunąć z roztworu pozostałego w probówce nr 3 (dośw. 1) nadmiar jonów SO3

2- dodając do niego kroplami rozcieńczony roztwór KMnO4

dotąd, dopóki pogłębiać się będzie zielona barwa (ostatecznie roztwór może

przyjąć niebieskawo-zielone zabarwienie).

b) do tak przygotowanego roztworu wprowadzić ostrożnie kilka kropli

12 M roztworu kwasu siarkowego, aż do uzyskania wyraźnie kwaśnego

odczynu. Roztwór zabarwia się na różowo i wytrąca się brunatny osad.

Uwaga: zobojętnianiu mocnej, stężonej zasady mocnym, stężonym

kwasem towarzyszy wydzielanie się dużych ilości ciepła, które może

doprowadzić do wrzenia cieczy – należy zachować dużą ostrożność przy

dodawaniu kwasu, a także zasady w punkcie c)! Napisać równanie reakcji dysproporcjonowania manganianu(VI) w środowisku

kwaśnym.

c) następnie do roztworu wprowadzać kroplami 12 M r-r NaOH, aż do

uzyskania odczynu zasadowego i charakterystycznej zmiany barwy

roztworu. Wyjaśnić zmianę zabarwienia roztworu posługując się równaniem reakcji (1).

Uwaga! Reakcję kameleonową można zaobserwować tylko w przypadku, gdy w

roztworze nie ma nadmiaru jonów SO32-.

Sprawozdanie

1. Dla każdego z eksperymentów podać: substraty, obserwacje poczynione podczas eksperymentu, dodatkowe próby identyfikujące produkty reakcji oraz wzory

chemiczne zidentyfikowanych produktów.

2. Napisać jonowe równania reakcji. Współczynniki dobrać w oparciu o bilans

elektronowy a) metodą reakcji połówkowych oraz b) metodą stopni utlenienia. W

reakcji sumarycznej zaznaczyć utleniacz i reduktor.

3. W oparciu o doświadczenia 2.1- 2.4 sformułować wnioski dotyczące zdolności

utleniających, redukujących lub utleniająco-redukujących związków azotu w

zależności od stopnia utlenienia, na jakim azot w nich występuje.

4. Wyjaśnić rolę chloroformu w doświadczeniu 5. Jaki proces leży u podstaw

przeprowadzenia fluorowców z warstwy wodnej do warstwy organicznej?

5. Ułożyć fluorowce w szeregu zmniejszających się własności utleniających.

Wyjaśnić tę kolejność. Czy wolne fluorowce mogą być reduktorami? Jeśli tak, podać przykład odpowiedniej reakcji.

8

Ćwiczenie 15

BADANIE WŁASNOŚCI PIERWIASTKÓW 15 GRUPY

UKŁADU OKRESOWEGO

Cel ćwiczenia. Eksperymentalne wykazanie charakteru zmian elektroujemności

pierwiastków w grupie na podstawie zmian ich fizykochemicznych własności.

Nabycie umiejętności przeprowadzania reakcji chemicznych, obserwacji przebiegu

reakcji i ich zapisywania w postaci równań.

Zakres materiału. Charakterystyka azotowców. Budowa układu okresowego. Zmiana elektroujemności pierwiastków, w okresach i grupach. Skale elektroujemności. Wartościowość, stopień utlenienia. Zmiany własności fizykochemicznych pierwiastków w zależności od ich położenia w grupach i okresach zgodnie z rozbudową powłok elektronowych atomów.

Literatura. Dowolny podręcznik chemii nieorganicznej.

Uwaga! Ćwiczenia oznaczone # należy wykonywać pod wyciągiem!

1. Otrzymywanie amoniaku i badanie jego własności(#)

1.1. W tygielku wymieszać starannie bagietką siarczan(VI) amonu i

wodorotlenek wapnia. Małą ilość mieszaniny przenieść do probówki.

Probówkę zatkać korkiem z rurką odprowadzającą, umocować w statywie i ogrzać lekko palnikiem. Do wylotu rurki zbliżyć

a) zwilżony wodą uniwersalny papierek wskaźnikowy,

b) bagietkę zwilżoną stężonym roztworem HCl.

1.2. Probówkę napełnić amoniakiem zgodnie z metodą A pokazaną na

rysunku. Na rurkę odprowadzającą nałożyć krążek bibuły mający utrudnić

mieszanie się zbieranego gazu z powietrzem. Napełnioną gazem probówkę zdjąć ostrożnie z rurki, zatkać palcem i zanurzyć w naczyniu z wodą, przy

czym probówkę otworzyć dopiero w momencie, gdy jej koniec znajdzie się

pod wodą. Jaka jest rozpuszczalność amoniaku w wodzie? Czy można amoniak zbierać

metodą B?

metoda A metoda B

2. Otrzymywanie tlenku azotu(II) i tlenku azotu(IV) [dwutlenku azotu]

(#)

Do probówki wrzucić kilka kawałeczków miedzianej blaszki i zalać je 4

M HNO3. Probówkę zamknąć korkiem z rurką odprowadzającą, umocować w statywie i bardzo lekko ogrzać. Wydzielający się gaz zbierać w probówce

metodą B do jej 3/4 objętości. Zatkać probówkę palcem i po wyjęciu z wody

odwrócić do dołu dnem (w probówce powinna zostać woda). Obserwować

brunatnienie gazu po otwarciu probówki. Zatkać probówkę i wytrząsać, aż do zaabsorbowania brunatnego gazu przez wodę. Ponownie obserwować

brunatnienie gazu po otwarciu probówki i jego rozpuszczanie podczas

wytrząsania. Zbadać odczyn powstałego roztworu za pomocą papierka uniwersalnego. Wyjaśnić obserwowane zjawiska.

3. Otrzymywanie kwasu azotowego(III) [kwasu azotawego] oraz

tlenku azotu(III) bezwodnika tego kwasu

Przygotować nasycony roztwór azotanu(III) potasu [azotynu

potasowego] przez rozpuszczenie stałej soli w wodzie. Ok. 2 cm3

tego roztworu umieścić w mieszaninie oziębiającej (do ok. 100 g pokruszonego

lodu wsypać 2 łyżki soli kuchennej). Po 20-30 minutach do probówki dodać

kroplę 1 M H2SO4. Roztwór przybiera błękitne zabarwienie od powstającego tlenku azotu(III) (bezwodnika N2O3).

Dlaczego nad roztworem powstaje brunatny gaz?

9

4. Dimeryzacja tlenku azotu(IV) [ditlenku azotu] (pokaz)

Szklany pojemnik zawierający gazowy tlenek azotu(IV) zanurzyć w

mieszaninie oziębiającej. Wyjaśnić zaobserwowane zmiany zachodzące w miarę obniżania temperatury,

wiedząc, że w procesie tym biorą udział dwie cząsteczki NO2.

5. Alotropowe odmiany fosforu (pokaz)

Do probówki wsypać szczyptę fosforu czerwonego, wylot probówki zatkać watą. Probówkę umocować w statywie w pozycji poziomej i

ogrzewać intensywnie część probówki, w której znajduje się fosfor.

Obserwować następujące zmiany: a) pojawienie się świecącej aureoli

b) zmniejszanie się ilości fosforu czerwonego i jednoczesne osadzanie się na

zimnych ściankach probówki fosforu białego i tlenku fosforu(V) [pięciotlenku fosforu P2O5].

Przerwać ogrzewanie, odetkać probówkę i włożyć do niej szklaną

bagietkę. Następnie szybkim ruchem wyciągnąć bagietkę z probówki

pocierając przy okazji te miejsca na ściankach probówki, na których pojawił

się nalot białego fosforu. Co dzieje się z fosforem białym po wyjęciu bagietki?

6. Otrzymywanie kwasu fosforowego(V)

[kwasu ortofosforowego](#)

Do parowniczki wprowadzić szczyptę czerwonego fosforu i dodać 2-3

cm3

stężonego kwasu azotowego(V). Parowniczkę umieścić na siatce

ceramicznej i lekko ogrzać do zapoczątkowania reakcji wydzielania się tlenku azotu(IV). Obserwować przebieg reakcji.

Zidentyfikować jon PO43-

, wykorzystując niżej podaną reakcję

charakterystyczną z molibdenianem(VI) amonu, w następujący sposób: do kilku kropli nasyconego roztworu molibdenianu(VI) amonu, ogrzanego do

temperatury 50C i zakwaszonego wcześniej kilkoma kroplami stęż.

roztworu HNO3 dodać kroplę otrzymanego w doświadczeniu roztworu.

H3PO4 + 12(NH4)2MoO4 + 21HNO3 (NH4)3H4P(Mo2O7)6 + 21NH4NO3 + 10H2O

7. Hydroliza ortofosforanów(V) sodu

Do czterech probówek wprowadzić po kilka kropli obojętnego roztworu

lakmusu. Pierwszą zostawić jako probówkę porównawczą, do drugiej dodać 3-4 kryształki ortofosforanu(V) sodu, do trzeciej tyle samo

dwuwodoroortofosforanu(V) sodu, do czwartej wodoroortofosforanu(V)

sodu. Zwrócić uwagę na zmianę zabarwienia lakmusu w roztworach.

8. Otrzymywanie arsanu [arsenowodoru] (pokaz)

Do stożkowej probówki wlać ok. 2 cm3

4 M roztworu HCl oraz kilka

kropel arsenianu(III) sodu. Probówkę umocować pionowo w statywie, a następnie wrzucić do niej kilka granulek metalicznego cynku. Zatkać

korkiem z rurką zgiętą pod kątem prostym. Probówkę można ostrożnie

podgrzać w celu zainicjowania i przyśpieszenia reakcji. Po upływie 1

minuty rozpocząć ogrzewanie rurki płomieniem palnika mniej więcej w połowie jej długości (odcinek poziomy). Obserwować powstanie lustra

arsenowego (rozkład powstającego arsanu [arsenowodoru]).

Po ostudzeniu probówki rurkę odprowadzającą zanurzyć w stężonym roztworze kwasu azotowego(V).

9. Redukujące własności związków arsenu(III)

Do kilku kropel wody nasyconej jodem dodać kilka kropel arsenianu(III) sodowego. Obserwować zmianę barwy. W zapisie równania reakcji

uwzględnić powstawanie kwasu arsenowego(V) [kwasu ortoarsenowego].

10. Otrzymywanie wodorotlenku antymonu(III) Sb(OH)3

Do dwóch probówek wprowadzić kilka kropli roztworu chlorku

antymonu(III) [chlorku antymonawego], a następnie dodać taką samą objętość 2 M roztworu NaOH. Obserwować strącanie się osadu. Osad

przenieść do dwu probówek, a następnie dodawać, silnie mieszając, aż do

zniknięcia osadu; a) 2 M roztwór HCl do pierwszej probówki.

b) 2 M roztwór NaOH do drugiej probówki

10

11. Otrzymywanie wodorotlenku bizmutu(III) [wodorotlenku

bizmutawego] Bi(OH)3

Wytrącić osad Bi(OH)3 dodając 2M NaOH do kilku kropel roztworu soli

bizmutu(III). Zbadać rozpuszczalność otrzymanego osadu w 2 M roztworze

HNO3 i 2 M roztworze NaOH.

12. Utleniające własności bizmutanów(V)

Do kilku kropel 0,001M roztworu MnSO4 dodać nadmiar 4 M roztworu

HNO3 i kilka kryształków sproszkowanego bizmutanu(V) sodu NaBiO3. Obserwować zmianę barwy, jeśli nie będzie widoczna, mieszaninę ostrożnie

podgrzać. Porównać ją z barwą jonów MnO4.

Sprawozdanie

Dla każdego z eksperymentów podać wzory i nazwy użytych substratów i obserwacje poczynione w trakcie doświadczenia.

Ćw. 1. Podać równania reakcji: otrzymywania amoniaku, dysocjacji NH3 w wodzie,

powstawania chlorku amonu. Wyjaśnić zjawisko zaobserwowane po włożeniu

probówki z NH3 do naczynia z wodą.

Ćw. 2. Napisać równania reakcji: otrzymywania NO (jonowo), utleniania NO

tlenem z powietrza, rozpuszczania NO2 w wodzie (powstają dwa kwasy),

dysproporcjonowania HNO2.

Ćw. 3. Napisać równania reakcji: otrzymywania HNO2, rozkładu HNO2 (do

bezwodnika), rozkładu N2O3.

Ćw. 4. Napisać wyrażenie na stałą dimeryzacji NO2. Jak wartość stałej zmienia się

przy zmianie temperatury?

Ćw. 5. Która odmiana fosforu jest bardziej reaktywna? Z czego to wynika?

Ćw. 6. Napisać reakcję otrzymywania H3PO4 (współczynniki dobrać w oparciu o

reakcje połówkowe).

Ćw. 7. Podać barwę lakmusu w poszczególnych roztworach i ich odczyn. Napisać

jonowe równania reakcji odpowiednich jonów z wodą, uzasadniające obserwowany

odczyn poszczególnych roztworów.

Dla każdego z amfolitów (H2PO4, HPO4

2) napisać wyrażenia na stałą dysocjacji kwasowej Ka i zasadowej Kb i porównać ich wartości (stałe Ka znaleźć w tablicach,

stałe Kb obliczyć, wiedząc że dla sprzężonej pary kwas-zasada pKa + pKb = 14).

Ćw. 8. Napisać równania reakcji (dla złożonych reakcji redoks - w oparciu o

reakcje połówkowe): otrzymywania arsenowodoru (arsanu), jego rozkładu podczas

ogrzewania, rozpuszczania arsenu w HNO3.

Ćw. 9. Napisać jonowe równanie reakcji w oparciu o reakcje połówkowe.

Ćw. 10, 11. Napisać jonowe równania zachodzących reakcji. Określić charakter

chemiczny badanych wodorotlenków.

Ćw. 12. Napisać jonowe równanie reakcji w oparciu o reakcje połówkowe

(uwzględnić powstawanie jonów Bi3+).

11

Ćwiczenie 16

ZMIANA WŁASNOŚCI FIZYKOCHEMICZNYCH

PIERWIASTKÓW W GRUPIE

NA PRZYKŁADZIE WĘGLOWCÓW

Cel ćwiczenia. Eksperymentalne wykazanie zmian elektroujemności w grupie

głównej układu okresowego na podstawie zmian własności fizykochemicznych

pierwiastków na przykładzie węglowców. Nabycie umiejętności przeprowadzania

reakcji chemicznych, obserwacji przebiegu reakcji i ich zapisywania w postaci

równań.

Zakres materiału. Charakterystyka węglowców. Zmiany własności pierwiastków w

rodzinach zgodnie z rozbudową powłok elektronowych atomów.

Literatura. Dowolny podręcznik chemii nieorganicznej.

Wykonanie ćwiczenia. Zestaw poniższych doświadczeń każdy student wykonuje samodzielnie. Doświadczenia z solami cyny i ołowiu wykonywać

pamiętając o ich silnym działaniu toksycznym i tym samym o

konieczności mycia rąk po wykonaniu ćwiczenia oraz nierozlewaniu

roztworów tych soli po stołach laboratoryjnych, zlewach itp. Doświadczenia ze stężonymi kwasami i zasadami należy wykonywać

pod wyciągiem i w okularach ochronnych.

Wylot ogrzewanej probówki z kwasem lub zasadą kierować ku wnętrzu wyciągu, aby, przy nieostrożnym ogrzewaniu i doprowadzeniu do

przegrzania cieczy (co często powoduje wyrzucenie cieczy z probówki), nie

dopuścić do zalania twarzy i oczu. Z tego powodu należy zachować

ostrożność przy badaniu gazów będących produktami reakcji.

Uwaga: ćwiczenia oznaczone symbolem (#) należy wykonywać

wyłącznie pod bezpośrednią opieką prowadzącego ćwiczenia.

1. Otrzymywanie metanu (pokaz)

Do suchego porcelanowego moździerza wsypać równe ilości stałego

NaOH i uprzednio starannie wysuszonego octanu sodowego, przy czym suszenie octanu przeprowadzamy ogrzewając go intensywnie na palniku w

porcelanowej parowniczce nie dopuszczając do jego zwęglenia

objawiającego się brązowieniem lub czernieniem stopionej masy.

Mieszaninę dokładnie rozetrzeć i napełnić nią probówkę do 1/3-1/2 jej

objętości. Zatkać probówkę korkiem z rurką odprowadzającą i umocować w

statywie w położeniu poziomym, możliwie równomiernie rozkładając mieszaninę w probówce. Probówkę ogrzewać ostrożnie płomieniem palnika.

Gdy powietrze zostanie całkowicie usunięte z probówki, wówczas zapalić

wydzielający się gaz u wylotu rurki odprowadzającej.

Zachować ostrożność! Mieszanina metanu z powietrzem jest wybuchowa!

2. Otrzymywanie wolnego krzemu i silanów (#)

Na szkiełko zegarkowe nasypać łyżeczkę ditlenku krzemu (wyprażonego

żelu krzemionkowego lub piasku kwarcowego) i dwie łyżeczki

sproszkowanego magnezu, starannie zmieszać bagietką i przenieść mieszaninę do probówki. Probówkę umocować w statywie i ogrzewać

delikatnie początkowo całą probówkę, a następnie tylko tę jej część, w

której znajduje się mieszanina. Ogrzewanie prowadzić do zapoczątkowania

reakcji, w wyniku której mieszanina w probówce rozżarza się, świecąc ciemnoczerwonym żarem.

Po ostudzeniu stłuc probówkę i wyjąć spieczoną czarną masę, składającą

się z krzemu, tlenku magnezu i krzemku dimagnezu (krzemku magnezowego). Następnie do tygielka lub parowniczki zawierającej kilka

kropli 4 M roztworu HCl wrzucić ostrożnie kilka kawałeczków otrzymanej

masy. Zwrócić uwagę na samorzutne zapalanie się wydzielanych w wyniku reakcji gazowych silanów.

3. Działanie kwasów na cynę metaliczną (#)

Cyna w rozcieńczonych kwasach rozpuszcza się wolno. Dlatego w

doświadczeniu lepiej jest użyć kwasów stężonych.

Do trzech probówek wrzucić po małym kawałeczku cyny metalicznej. Do probówek dodać po 1 cm

3 stęż. roztworów kwasów: HCl, H2SO4 i

HNO3. Obserwować przebieg reakcji najpierw na zimno, jeżeli nie widać

zmian, ostrożnie podgrzać probówkę płomieniem palnika. Zidentyfikować

wydzielające się gazy. Po zakończeniu reakcji nadmiar kwasu zlać do zlewu pod wyciągiem, uważając by kawałki nieprzereagowanej cyny pozostały w

probówce. Następnie probówkę z metalem przepłukać wodą, metal osuszyć

bibułą i włożyć do pojemnika z cyną.

12

4. Działanie kwasów na ołów metaliczny Do trzech probówek wrzucić niewielkie kawałki metalicznego ołowiu uprzednio oczyszczonego przez przepłukanie 1 M roztworem kwasu

azotowego i trzykrotnie dużą ilością wody destylowanej. Następnie dodać

kolejno po 1 cm3 4 M roztworu HCl, H2SO4 i HNO3. Probówki podgrzać

małym płomieniem palnika. Po ostudzeniu roztworów wprowadzić do każdej probówki po 2-3 krople roztworu jodku potasowego.

W której probówce wydzielił się osad?

5. Hydroliza krzemianu sodu

Do trzech probówek wprowadzić po kilka kropli roztworu krzemianu

sodu. a) Do pierwszej probówki dodaj kroplę roztworu fenoloftaleiny. Jaką

barwę przyjął ten wskaźnik pH?

b) Do drugiej probówki dodaj kilka kropli 0,5 M roztworu HCl. Zwróć

uwagę na tworzenie się trudnorozpuszczalnego osadu kwasu krzemowego.

c) Do trzeciej probówki dodaj równa objętość 1 M roztworu chlorku

amonu.

6. Wpływ węglanów na hydrolizę soli niektórych metali

Do probówki nr 1 wprowadź kilka kropli chlorku żelaza(III) FeCl3, do probówki nr 2 wprowadź kilka kropli chlorku chromu(III) CrCl3. Następnie

do obu probówek dodaj po kilka kropli roztworu węglanu sodu.

Zanotuj obserwowane zjawiska.

Jaki gaz się wydziela? Jaka substancja się wytrąca w każdej z probówek?

7. Otrzymywanie wodorotlenku cyny(II) [wodorotlenku

cynawego] i cyny(IV) [wodorotlenku cynowego]. Badanie ich

własności.

7.1. Do dwóch probówek wprowadzić po 2-3 krople roztworu chlorku cyny(II) i po 4-5 kropli (do wystąpienia białego osadu) 2 M roztworu

NaOH. Do otrzymanego w ten sposób wodorotlenku cyny(II) dodać: do

pierwszej probówki 2-4 krople 2 M roztworu HCl, do drugiej 2-4 krople

2 M roztworu NaOH.

Jak zachowują się osady w probówkach?

7.2. Ćwiczenie wykonać identycznie jak ćwiczenie 7.1., używając w tym

wypadku świeżo przygotowanego chlorku cyny(IV) (rozpuścić kilka kryształków stałego SnCl4 w wodzie destylowanej).

8. Redukujące właściwości dwuwartościowej cyny

Do stożkowej probówki wprowadzić kilka kropli chlorku cyny(II), po

czym dodawać kroplami 12 M roztwór wodorotlenku sodu, aż do

rozpuszczenia się strącającego się osadu wodorotlenku cyny(II). Do roztworu utworzonego cynianu(II) sodu dodać 1- 4 krople roztworu soli

bizmutu(III).

Obserwować wytrącanie się czarnego osadu metalicznego bizmutu o

dużej dyspersji. Jaki związek cyny powstaje wyniku tej reakcji?

9. Otrzymywanie wodorotlenku ołowiu(II) [wodorotlenku

ołowiawego] i badanie jego własności

Do dwóch probówek wprowadzić 2-4 krople roztworu soli ołowiu(II) i

do każdej probówki dodać po kilka kropli 2 M roztworu NaOH. Obserwować barwę wydzielającego się osadu. Następnie do jednej

probówki dodać 2 M roztworu HNO3, do drugiej 2 M roztworu NaOH aż do

rozpuszczenia się osadów.

Sprawozdanie

Dla każdego z eksperymentów podać wzory i nazwy użytych substratów i

obserwacje poczynione w trakcie doświadczenia.

Ćw. 1. Napisać równania reakcji otrzymywania metanu i jego spalania.

Ćw. 2. Podać równania zachodzących reakcji:

a) otrzymywania krzemu w wyniku redukcji ditlenku krzemu magnezem

b) tworzenia się krzemku magnezu

c) krzemku magnezu z HCl (tworzenie silanu SiH4) d) działania kwasu solnego na tlenek magnezu

e) spalania silanu.

Który z wodorków, CH4 czy SiH4, jest trwalszy?

13

Ćw. 3. Napisać jonowe równania reakcji metalicznej cyny z: a) HCl; b) H2SO4; c)

HNO3, biorąc pod uwagę, że pod wpływem HCl powstaje chlorkowy kompleks

Sn(II) o l. k. 4, w stęż. H2SO4 powstają zwiazki Sn(IV), a pod wpływem kwasu HNO3

nierozpuszczalny kwas metacynowy (H2SnO3).

Ćw. 4. Napisać równania reakcji metalicznego ołowiu z: a) HCl; b) H2SO4; c)

HNO3. Określ rozpuszczalność ołowiu w badanych kwasach.

Porównaj reakcje krzemu, cyny i ołowiu z użytymi w doświadczeniach kwasami.

Ćw. 5. Napisać jonowe równania reakcji krzemianu sodowego z wodą: 1. i 2.

stopień protolizy (hydrolizy) oraz reakcji krzemianu z HCl i NH4Cl. Który stopień protolizy dominuje w roztworze wodnym? Co o tym świadczy? Określ

wpływ HCl i NH4Cl na położenie równowagi reakcji protolizy (hydrolizy)

krzemianu sodu.

Ćw. 6. Napisz jonowe równania wielostopniowej protolizy (hydrolizy): Na2CO3,

FeCl3, CrCl3. Wyjaśnij wzajemny wpływ protolizy węglanu i chlorków badanych

metali będący przyczyną przebiegu reakcji hydrolizy do końca, tzn. do 2. i 3. stopnia

protolizy.

Ćw. 7. Napisać równania przeprowadzonych reakcji, wiedząc, że w reakcji Sn(OH)2

z zasadą powstają cyniany(II), a z kwasem związki Sn(II).

Napisać równania reakcji wodorotlenku cyny(IV) z kwasem i zasadą, wiedząc, że

tworzą się odpowiednio: chlorkowy kompleks cyny(IV) (l.k. = 6) i cynian(IV) sodu o

wzorze Na2[Sn(OH)6]. Jakie własności wykazują wodorotlenki cyny(II) i cyny(IV)? Ćw. 8. Napisać zbilansowane (w oparciu o reakcje połówkowe)równanie

zachodzącej reakcji.

Ćw. 9. Napisać równania reakcji:

a) powstawania wodorotlenku ołowiu(II)

b) dysocjacji wodorotlenku ołowiu(II)

c) wodorotlenku ołowiu(II) z HNO3 i NaOH.

W postaci jakich jonów może występować ołów w roztworze o wartości pH

większej i mniejszej od 7?

Dlaczego w celu rozpuszczenia wodorotlenku ołowiu(II) nie należy stosować

roztworu HCl (na zimno) i H2SO4 (zarówno na zimno jak i gorąco)?

Jakimi innym kwasami można zastąpić kwas azotowy (wymień co najmniej 3)?

14

Ćwiczenie 18

ILOCZYN ROZPUSZCZALNOŚCI Zakres materiału. Równowagi w roztworach trudno rozpuszczalnych elektrolitów,

definicje: IR, rozpuszczalność, roztwór nasycony, zależność między IR a

rozpuszczalnością, warunki rozpuszczania i wytrącania osadów.

Literatura. L. Jones, P. Atkins, „Chemia ogólna”, PWN, Warszawa 2004, Rozdz. 16.11 – 16.17, str. 767 – 790.

A.Śliwa, "Obliczenia chemiczne", PWN Warszawa 1982, rozdz. 11.8;

M. J. Sienko, R. A. Plane, "Chemia. Podstawy i własności", WNT 1999; Rozdz.

15.7; 15.8

Wykonanie ćwiczenia. Zestaw poniższych doświadczeń każdy student wykonuje

samodzielnie z wyjątkiem dośw. 1.2 i 2, które należy wykonać w zespołach. W

zeszycie laboratoryjnym powinny zostać podane substraty użyte do

przeprowadzenia każdej reakcji, obserwacje dotyczące jej przebiegu i wyciągnięte

wnioski, w tym również uzgodnione produkty. W sprawozdaniu wszystkie reakcje

wytrącania i rozpuszczania osadów należy zapisać w ostatecznej wersji jonowo.

Uwaga! Doświadczenia 1.1 i 4.4 należy w całości (łącznie z myciem probówek)

wykonać pod wyciągiem!

1. Warunki strącania osadów.

1.1 Eksperyment prowadzimy pod wyciągiem! Do dwóch probówek

wprowadzić po 2-3 krople roztworu siarczanu żelaza(II). Do probówki nr 1

dodać 2-3 krople roztworu wody siarkowodorowej, do probówki nr 2 dodać

2-3 krople roztworu siarczku amonu. Do trzeciej probówki wprowadzić 2-3 krople roztworu siarczanu miedzi, a następnie kilka kropli wody

siarkowodorowej. W których probówkach powstał osad?

1.2. Z kolby ssawkowej i wkraplacza zmontować aparaturę do

otrzymywania CO2 z węglanu wapnia i kwasu solnego. Otrzymywany CO2 przepuścić przez roztwory: Ba(OH)2, Ca(OH)2, KOH

i NaOH. W których probówkach wydziela się osad? Zbadać również, czy

powstają osady przy przepuszczaniu CO2 przez roztwory BaCl2 i CaCl2.

Pobierz niewielkie ilości zawiesiny strąconego w ten sposób osadu

węglanu wapnia do probówki. Przez tę zawiesinę ponownie przepuszczaj

strumień CO2. Obserwować rozpuszczanie się osadu. Probówkę z otrzymanym tak roztworem wodorowęglanu wapnia ogrzej

delikatnie w płomieniu palnika. Zaobserwuj pojawienie się osadu węglanu

wapnia. Zbadać wytrącanie osadów z roztworów wodorotlenków Ba(OH)2,

Ca(OH)2, oraz z roztworów CaCl2 i BaCl2 pod wpływem węglanu sodu.

Wyniki doświadczeń zebrać w tabelce.

CO2 Na2CO3

Ca(OH)2

Ba(OH)2

NaOH

KOH

CaCl2

BaCl2

2. Strącanie frakcjonowane

Przygotować kilka (co najmniej 6) czystych probówek. W dwóch

pierwszych przeprowadzić reakcje charakterystyczne, w pozostałych strącanie frakcjonowane.

Do probówki nr 1 wprowadzić 4 krople 0,5 M roztworu chlorku sodu, do

probówki nr 2 4 krople 0,5 M roztworu jodku potasu. Do każdej z nich dodać po 8 kropli 0,1 M roztworu azotanu srebra. Zanotować barwy

wytrąconych osadów.

Do probówki nr 3 wprowadzić po 4 krople roztworu jodku potasu i

chlorku sodu oraz 2 krople kwasu azotowego. Strącić osad dodając 8 kropli roztworu azotanu srebra. Osad odwirować. Ciecz znad osadu ostrożnie

przelać do czystej probówki (nr 4). Probówkę nr 3 z odwirowanym osadem

zachować. Do probówki nr 4 z roztworem znad osadu dodać 8 kropli

15

roztworu azotanu srebra. Wytrącony osad odwirować, ciecz znad osadu

przenieść do czystej probówki nr 5. Probówkę z osadem zachować, itd.

Powtarzać procedurę aż do otrzymania białego osadu. Porównać barwę osadów w kolejności ich otrzymywania.

3. Wpływ wartości IR osadu na efektywność usunięcia jonu z

roztworu

3.1. Do probówki nr 1 wprowadzić 4 krople roztworu chlorku wapniowego i 6 kropli roztworu siarczanu sodowego. Roztwór pozostawić do całkowitego

wytrącenia osadu siarczanu wapnia, osad odwirować. Ciecz znad osadu

przenieść do dwóch probówek. (nr 2 i nr 3).

Do probówki nr 2 dodać 2 krople roztworu siarczanu sodowego, aby upewnić się, czy nastąpiło całkowite wytrącenie siarczanu wapnia. Do

probówki nr 3 dodać 3 krople roztworu szczawianu amonu. Wyjaśnić strącanie się osadu po dodaniu jonów szczawianowych w roztworze, z

którego usunięto już jony wapnia w postaci siarczanu wapnia.

3.2. Do probówki nr 1 wprowadzić 4 krople siarczanu sodu i 6 kropli

chlorku wapniowego. Roztwór pozostawić do całkowitego wytrącenia osadu

siarczanu wapnia. Ciecz znad osadu przenieść do dwóch probówek. (nr 2 i

nr 3). Do probówki nr 2 dodać 2 krople roztworu chlorku wapnia i sprawdzić,

czy nastąpiło całkowite wytrącenie siarczanu wapnia. Do probówki nr 3

dodać 2 krople roztworu chlorku baru. Wyjaśnić strącanie się osadu po dodaniu jonów baru w roztworze, z którego

usunięto już jony siarczanowe w postaci siarczanu wapnia.

3.3. Do probówki nr 1 wprowadzić 4 krople roztworu azotanu ołowiu(II) i 6 kropli roztworu chlorku sodu. Osad odwirować. Ciecz znad osadu przenieść

do dwóch probówek (nr 2 i nr 3).

Do probówki nr 2 dodać 3 krople chlorku sodu w celu sprawdzenia całkowitego strącenia chlorku ołowiu(II). Do probówki nr 3 dodać 3 krople

roztworu jodku potasu. Jaka sól ulegnie wytrąceniu w roztworze, z którego usunięto jony ołowiu w

postaci chlorku ołowiu? Wyciągnąć wniosek dotyczący IR otrzymanych soli ołowiu.

4. Warunki rozpuszczania osadów trudnorozpuszczalnych

4.1. Do dwóch probówek (nr 1 i nr 2) wprowadzić po 3 krople roztworu azotanu srebra. Do probówki nr 1 dodać 3 krople roztworu węglanu sodu.

Do probówki nr 2 dodać 3 krople roztworu chlorku sodu. Otrzymane osady

zadać 4-5 kroplami rozcieńczonego kwasu azotowego. Który z osadów się rozpuści?

4.2. W dwóch probówkach (nr 1 i nr 2) wytrącić wodorotlenek magnezu

wprowadzając po 2 krople roztworu soli magnezu i wodorotlenku sodu. W

obydwu probówkach rozpuścić osady, mieszając je bagietką i dodając z

pipetki niezbędną liczbę kropli (należy je liczyć!) 2 M roztworu kwasu

solnego do probówki nr 1 oraz 2 M roztworu chlorku amonu do probówki nr 2.

4.3. W dwóch probówkach (nr 1 i nr 2) strącić osad szczawianu wapnia (sól

wapniowa + szczawian amonu). Do probówki nr 1 dodać kilka kropli 2 M roztworu kwasu solnego. Do probówki nr 2 kilka kropli 2 M roztworu kwasu

octowego.

4.4. Eksperyment prowadzimy pod wyciągiem! Do probówki nr 1 wprowadzić 2

krople roztworu siarczanu żelaza(II), do probówki nr 2 wprowadzić 2 krople

roztworu siarczanu miedzi(II). Do każdej probówki dodać po dwie krople roztworu siarczku amonu. Osady siarczków zadać 5-7 kroplami 2 M

roztworu kwasu solnego. Jeśli osad się nie rozpuści, dodać ostrożnie 5

kropli stężonego HNO3.

5. Otrzymywanie trudno rozpuszczalnych związków z innych

trudnorozpuszczalnych soli

5.1. Wytrącić osad siarczanu ołowiu(II) (siarczan sodu + azotan

ołowiu(II)). Osad odwirować. Odpipetować ciecz znad osadu. Osad zadać pod wyciągiem kilkoma kroplami siarczku amonu i zamieszać. Jak zmieniło się zabarwienie osadu?

5.2. Wytrącić jak w ćwicz. 5.1 siarczan ołowiu(II). Po odstaniu osadu

odpipetować znad niego ciecz. Osad zadać kilkoma kroplami roztworu

chromianu(VI) potasu i zamieszać bagietką. Jak zmieniło się zabarwianie osadu? Jaki powstał związek?

16

Sprawozdanie

Ćw. 1.1. Napisać cząsteczkowe i jonowe równania reakcji otrzymywania osadów

FeS i CuS, wyrażenia na iloczyn rozpuszczalności oraz wartości IR.

Dlaczego pod wpływem wody siarkowodorowej nie wytrącił się osad FeS, natomiast

wytrącił się osad CuS?

W którym roztworze, siarkowodoru czy siarczku amonu, stężenie jonów

siarczkowych jest większe? Wyjaśnij różnicę, przedstawiając równowagi jonowe

istniejące w obydwóch roztworach.

Ćw. 1.2. Napisać jonowe równania przeprowadzonych reakcji. Wyjaśnić różnicę w

powstawaniu osadów pod wpływem dwutlenku węgla i węglanu sodu. Określić

rozpuszczalność węglanów i wodorowęglanów badanych metali. Jakie równowagi istnieją w roztworze CO2 + H2O? Przedyskutuj wpływ środowiska

na przesunięcia tych równowag.

W jakim środowisku, kwaśnym, zasadowym czy obojętnym, stężenie jonów

węglanowych będzie największe?

Przedyskutuj wpływ temperatury oraz stężenia CO2 na równowagę reakcji:

Ca2+ + 2 HCO3- CaCO3 + CO2 + H2O

Ćw. 2. Które jony wytrącają się w reakcji z jonami srebra najpierw: chlorkowe czy

jodkowe? Wyjaśnić kolejność wytrącania się z roztworu osadów AgCl i AgI

uwzględniając wartości ich IR.

Ćw. 3. Napisać jonowe równanie reakcji powstawania osadów. Porównując

odpowiednie wartości IR wyjaśnić wytrącanie się osadów w probowkach, z których

usunięto jony w postaci innego osadu. Wyciągnąć ogólny wniosek dotyczący

wpływu wartości IR osadu na efektywność usunięcia jonu z roztworu. Ćw. 4.1. Napisać jonowe równanie reakcji rozpuszczania osadu. Opierając się na

prawie IR wyjaśnić proces rozpuszczania się jednego z osadów. Dlaczego drugi

osad nie rozpuszcza się pod wpływem kwasu?

Ćw. 4.2. Napisać jonowe równania reakcji rozpuszczania osadu. W którym

przypadku rozpuszczanie osadu wodorotlenku magnezu przebiega łatwiej i

dlaczego?

Ćw. 4.3. Napisać jonowe równanie reakcji rozpuszczania osadu. Wyjaśnić,

opierając się na prawie IR, dlaczego osad szczawianu wapnia rozpuszcza się w

jednym z kwasów, a jest praktycznie nierozpuszczalny w drugim.

Ćw. 4.4. Podać jonowe równania reakcji rozpuszczania jednego osadu w kwasie

solnym i drugiego osadu w kwasie azotowym. Dlaczego drugi osad nie rozpuszcza

się w kwasie solnym? Zwrócić uwagę na wartości IR osadów siarczków. Ćw. 5. Napisać jonowe równania przeprowadzonych reakcji. Opierając się na

prawie IR oraz wartościach IR dla strąconych soli wyjaśnić przemianę jednej

trudno rozpuszczalnej soli w drugą.

Odpowiedzieć na następujące pytania:

A) Jak wpływa na rozpuszczalność trudno rozpuszczalnego osadu wprowadzenie do

roztworu nasyconego:

a) jonów wspólnych z jonami osadu

b) jonów reagujących z jednym z jonów osadu?

Odpowiedź należy zilustrować dowolnymi przykładami.

B) Czy możliwe jest całkowite strącenie jakiegokolwiek jonu z roztworu?

Odpowiedź uzasadnić.

C) Obliczyć stężenie jonów Pb2+ w nasyconych roztworach: a/ PbCl2, b/PbI2, c/ PbSO4. Który odczynnik: NaCl, KI czy Na2SO4 najskuteczniej usunie jony Pb2+ z

roztworu?

Stałe dysocjacji kwasowej i iloczyny rozpuszczalności (25 oC)

Ka

H2S 1,1 10-7 H2CO3 4,2 10

-7

HS- 1 10

-14 HCO3

- 4,8

··10

-11

CH3COOH 1,8 10-5 H2C2O4 5,4·10

-2

HCOOH 1,8 10-4 HC2O4

- 5,4·10

-5

IR

AgCl 1,710-10

PbCl2 1,610-5

Ag2CO3 6,210-12

PbI2 8,710-9

AgI 8,510-17

PbCrO4 1,810-14

BaSO4 1,510-9

PbSO4 210-8

CaC2O4 1,310-9

PbS 710-29

CaSO4 2,4 10-5

CuS 810-37

Mg(OH)2 8,910-12

FeS 410-19

17

Ćwiczenie 20

ELEKTROCHEMIA Cel ćwiczenia: Zapoznanie się z podstawami budowy i działania ogniw oraz

doświadczalne wyznaczenie potencjałów normalnych kilku pierwiastków.

Zakres materiału naukowego: Ogniwa galwaniczne: budowa i działanie. Ogniwa

stężeniowe, SEM ogniwa, potencjały elektrochemiczne metali, szereg napięciowy

metali. Równanie Nernsta. Standardowe półogniwo wodorowe.

Literatura: . L. Jones, P. Atkins, „Chemia ogólna”, PWN Warszawa 2004, Rozdz.

18.3 – 18.10, str. 839 – 861, Rozdz. 18.13 – 18.14, str. 868 - 871.

M. J. Sienko, R. A. Plane, "Chemia. Podstawy i zastosowanie", WNT Warszawa

1999; Rozdz. 11.

Wykonanie ćwiczenia:

1. Elektroliza wodnego roztworu KNO3.

Do naczynia elektrolitycznego w kształcie litery U wlać 1 M roztwór KNO3 zawierający 5-10 kropel fenoloftaleiny lub wskaźnika uniwersalnego.

Oczyszczone elektrody węglowe (podłączone do biegunów bateryjki)

wprowadzić do wylotów U-rurki. Przez około 30 minut prowadzić elektrolizę roztworu obserwując zmianę jego zabarwienia w pobliżu

elektrod węglowych. Przy której elektrodzie węglowej nastąpiła alkalizacja roztworu? (sprawdź, do

jakiego bieguna bateryjki jest ona podłączona).

2. Szereg aktywności metali.

Do 6 probówek wprowadzić po ok. 2 cm3 0,5 M roztworów

następujących soli: Zn(NO3)2, FeSO4, Pb(NO3)2, SnCl2, CuSO4 i 0,1 M AgNO3. Do wszystkich probówek wrzucić kawałek cynku. Obserwować i

zanotować (wg poniższego wzoru) zmiany zachodzące natychmiast po

wrzuceniu metalu i w ciągu następnych 30 min. Zwrócić uwagę na zmianę

barwy powierzchni metalu lub roztworu, wydzielanie się gazu. Analogiczne doświadczenie przeprowadzić z cyną, ołowiem, żelazem i miedzią.

Obserwacje zapisać w tabelce.

jon metalu

metal

Zn2+

Fe2+

Sn2+

Pb2+

Cu2+

Ag+

Zn

Fe

Sn

Pb

Cu

3. Wyznaczanie standardowych potencjałów elektrochemicznych

3.1. Zbudować półogniwa: Cu | Cu

2+(1 M) Pb | Pb

2+ (1 M)

Zn | Zn2+

(1 M) C | Fe3+

, Fe2+

(0,5 M)

Sn | Sn2+

(1 M) C | I2 , I (1 M)

Uwaga! Półogniwa miedziowe i cynkowe przygotowuje każda dwuosobowa grupa,

do wykorzystania w doświadczeniu 3.2 i 3.3. Pozostałe półogniwa należy

sporządzić w jednym egzemplarzu do wykorzystania przez wszystkie grupy w

doświadczeniu 3.3 (celem zmniejszenia zużycia odczynników).

W celu zbudowania półogniw należy do zlewek wlać roztwory odpowiednich soli o stężeniu 1 M, w takiej ilości, aby po połączeniu

półogniw kluczem elektrolitycznym, klucz był zanurzony na około 0,5 cm.

Dla otrzymania półogniwa C|Fe3+

,Fe2+

(0,5M) należy zmieszać, w proporcji 1:1, roztwory Fe2(SO4)3 (0,5 M) i FeSO4 (1

M). Klucz elektrolityczny

napełnić nasyconym roztworem KNO3 i zamknąć gumowym smoczkiem.

Przed każdym pomiarem końce klucza przemyć wodą destylowaną i

osuszyć bibułą. Przygotować elektrodę przez dokładne oczyszczenie papierem ściernym, przemycie wodą destylowaną i osuszenie bibułą. Tak

przygotowane elektrody zanurzyć w roztworach swoich soli.

3.2. Sprawdzenie znaków elektrod ogniwa Zn | Zn2+

|| Cu2+

| Cu

Półogniwa połącz kluczem elektrolitycznym. Do elektrod przymocuj przewody zaopatrzone w „krokodylki”. Umieść na szkiełku zegarkowym

złożony sączek bibułowy nasączony roztworem KNO3 z dodatkiem

fenoloftaleiny. Na zwilżonej bibule zaciśnij w odległości 0.5–1 cm „krokodylki” przewodów połączonych z badanym ogniwem i pozostaw

układ na ok. 15 min.

18

Zaobserwuj zmianę barwy wskaźnika pod ząbkami „krokodylków”. Na

podstawie obserwacji poczynionych w ćw. 1 określ, która elektroda jest

ujemnym biegunem ogniwa.

3.3. Pomiar SEM ogniw.

Elektrody ogniwa Zn | Zn2+

|| Cu2+

| Cu połączyć z końcówkami

woltomierza, w taki sposób, aby woltomierz wskazywał wartość dodatnią.

Ustalonego dla tego ogniwa połączenia półogniwa Cu | Cu2+

(1M) z

woltomierzem nie należy zmieniać w pozostałych pomiarach SEM (w

dośw. 3.3, 3.4 i 4).

Zmierzyć kolejno SEM ogniw zbudowanych z półogniwa Cu | Cu2+

połączonego kluczem elektrolitycznym z jednym z pozostałych półogniw

(wymienionych w punkcie 3.1). Zanotować wartości SEM ogniw,

zaznaczyć, które półogniwo jest biegunem dodatnim w każdym z ogniw. Jeżeli wartość odczytana na woltomierzu jest dodatnia, to oznacza, że

biegunem dodatnim jest półogniwo Cu | Cu2+

. Jeżeli zaś woltomierz

wskazuje wartość ujemną, to oznacza, że półogniwo Cu | Cu2+

jest biegunem ujemnym; wtedy, w schemacie ogniwa, półogniwo to należy zapisać z lewej

strony, a dla SEM należy zapisać wartość dodatnią.

Sprawdzić i zanotować, czy SEM ogniwa zależy od głębokości zanurzenia elektrod w roztworze.

Uwaga! SEM ogniwa jest różnicą potencjałów między końcówkami ogniwa

otwartego (niepracującego), w którym na elektrodach nie biegną reakcje. Wartość

napięcia - najbliższą rzeczywistej wartości SEM ogniwa - woltomierz wskazuje w

pierwszej chwili po zamknięciu obwodu. W trakcie pracy ogniwa wartość ta maleje

w wyniku zachodzących zmian stężenia i reakcji chemicznych.

3.4. Wyznaczenie potencjału standardowego półogniwa Cu | Cu2+

Zmierzyć SEM ogniwa zbudowanego z półogniwa Cu | Cu2+ (1M) i

elektrody odniesienia (elektroda kalomelowa w nasyconym roztworze KCl).

Zanotować, która elektroda jest dodatnim biegunem ogniwa.

4. Ogniwa stężeniowe Przygotować po 100 cm

3 roztworów CuSO4 o dwóch różnych stężeniach:

1 M i i 0,25 M (roztwór 0,25 M sporządzić przez czterokrotne rozcieńczenie

roztworu 1M).

Zmierzyć SEM ogniwa zbudowanego z półogniwa Cu | Cu2+

(1 M) oraz z półogniwa Cu | Cu

2+(0,25 M).

Jak można wytłumaczyć różną od 0 wartość SEM w tym ogniwie?

5. Szeregowe łączenie ogniw (pokaz) Trzy ogniwa Daniella (Zn | Zn

2+ || Cu

2+ | Cu) połączyć szeregowo wg

zamieszczonego schematu.

Wyznaczyć SEM układu złożonego z dwu i trzech

ogniw. Jak zmieniłaby się wartość

SEM takiego układu, jeśli

ogniwa połączylibyśmy

równolegle?

Sprawozdanie Ćw. 1. Napisać reakcje, które zachodzą na każdej z elektrod oraz sumaryczną

reakcję elektrolitycznego rozkładu wody. Przy której elektrodzie węglowej (jaki jest

jej znak) nastąpiła alkalizacja roztworu? Dlaczego? Ćw. 2. Zestawić obserwacje w formie tabeli. Napisać jonowe równania reakcji

jednego z użytych metali z roztworami podanych soli. Ułożyć badane pierwiastki

metaliczne według malejącej zdolności redukcyjnej, natomiast użyte w

doświadczeniu jony metali według rosnących zdolności utleniających.

Ćw. 3.2. Przy którym z zacisków nastąpiła zmiana zabarwienia fenoloftaleiny?

Jakie są znaki elektrod w ogniwie złożonym z półogniw miedziowego i

cynkowego?Które półogniwo jest anodą, a które katodą? Ćw. 3.3., 3.4. Wyniki zestawić w tabelce:

schemat ogniwa* SEM ogniwa reakcja ogniwa pracującego

* Zapisać według konwencji sztokholmskiej - z prawej strony półogniwo dodatnie

Przyjmując, że potencjał standardowy elektrody kalomelowej wynosi +0,244 V

i korzystając ze wzoru SEM = Eoprawego - Eo

lewego obliczyć potencjał standardowy

elektrody Cu | Cu2+. Z kolei obliczoną wartość Eo(Cu2+/Cu) wykorzystać do

obliczenia standardowych potencjałów pozostałych półogniw. Obliczone wartości

zestawić w tabelce i porównać z danymi tablicowymi.

CuZn

V

CuZn CuZn

19

Ćw. 4. Podać zmierzoną wartość SEM, napisać schemat ogniwa (które z połógniw

jest anodą, a które katodą?). Obliczyć potencjał półogniwa CuCu2+ (0,25 M) na podstawie pomiaru. Niezależnie obliczyć wartość teoretyczną z równania Nernsta:

E = Eo – (RT/nF)ln Q = Eo – (0,0591V/n)log Q,

gdzie Q jest wyrażeniem na działanie mas dla reakcji połówkowej redukcji; w

drugiej części wzoru przyjęto T = 298 K.

Ćw. 5. Porównać zmierzoną wartość SEM dla pojedynczego ogniwa oraz układu

dwóch i trzech ogniw.

Podać przykład baterii/akumulatora, w której ogniwa zostały połączone

szeregowo w celu zwiększenia napięcia. Napisać równania reakcji, jakie zachodzą na elektrodach takiego ogniwa.

Czym różnią się procesy zachodzące w pracującym ogniwie galwanicznym od

procesów zachodzących podczas elektrolizy?

20

Ćwiczenie 21

KINETYKA CHEMICZNA

Cel ćwiczenia. Poznanie praw kinetyki, sposobu wyznaczania szybkości reakcji,

rzędów reak cji i wyprowadzania równania kinetycznego.

Zakres materiału. Kinetyka chemiczna i kataliza, kwasy tlenowe siarki (struktura,

nazewnictwo, stopnie utlenienia siarki).

Literatura. L. Jones, P. Atkins, „Chemia ogólna”, PWN Warszawa 2004, Rozdz.

13.1 – 13.4 str. 599 – 610.

M. J. Sienko, R. A. Plane, "Chemia. Podstawy i zastosowania", WNT Warszawa, 1999, Rozdz. 12.2. __________________________________________________________________

*** W ćwiczeniu badamy kinetykę reakcji utlenienia jonu jodkowego

nadtlenodisiarczanem :

S2O82 + 2I 2 SO4

2 + I2 (1) Reakcję prowadzimy w obecności skrobi, która pod wpływem powstającego

jodu zabarwia się granatowo. Jod można zredukować tiosiarczanem sodu wg reakcji :

I2 + 2S2O32 S4O6

2 + 2I (2)

Jeżeli reakcję (1) prowadzić w obecności stechiometrycznej ilości tiosiarczanu

sodu, skrobia nie zabarwia się, ponieważ zachodzą dwa procesy:

a) powstawanie I2 - reakcja (1)

b) natychmiastowa redukcja I2 - reakcja (2)

Jeżeli reakcję (1) prowadzić w obecności niedomiaru tiosiarczanu, skrobia zabarwi się dopiero po pewnym czasie od chwili zmieszania reagentów, ponieważ:

a) bezpośrednio po zmieszaniu zachodzą obydwie reakcje - (1) i (2),

b) po wyczerpaniu tiosiarczanu zachodzi tylko reakcja (1), roztwór natychmiast

zabarwia się granatowo.

Moment pojawienia się zabarwienia jest miarą czasu, jaki upłynął od chwili

rozpoczęcia reakcji S2O82 z I do chwili, w której ilość produktu tej reakcji, I2,

zrównoważy ilość dodanego tiosiarczanu.

Wprowadzenie ściśle określonej i niewielkiej ilości tiosiarczanu sodu pozwala

zmierzyć początkową szybkość reakcji (1):

[I2] [S2O32]

v = =

2

[I2] - przyrost stężenia produktu

[S2O32] - zmiana stężenia jonów tiosiarczanowych od stężenia

początkowego do zera

- czas, jaki upłynął od chwili zmieszania roztworów do momentu pojawienia się granatowego zabarwienia .

_______________________________________________________________

Wykonanie ćwiczenia

Do suchej zlewki odmierzyć, za pomocą suchych lub przemytych

odmierzanym roztworem pipet, odpowiednie ilości (według tabelki) 0,2 M

roztworu KI (zawierającego skrobię) i 0,2 M Na2SO4 (lub KNO3) oraz 10

cm3 0,01 M roztworu Na2S2O3. Do drugiej zlewki odmierzyć odpowiednią

ilość 0,2 M roztworu Na2S2O8. Następnie roztwór Na2S2O8 szybko wlać do zlewki zawierającej roztwór KI + Na2S2O3 i włączyć stoper. Roztwór

mieszać energicznie bagietką. Z chwilą pojawienia się niebieskiego

zabarwienia zatrzymać stoper.

1. Zależność szybkości reakcji od stężenia nadtlenodisiarczanu

Należy wykonać sześć pomiarów w stałej temperaturze, stałej objętości

całkowitej roztworu (50 cm3), stałych stężeniach początkowych KI i

Na2S2O3 i zmiennych stężeniach początkowych Na2S2O8 We wszystkich

przypadkach należy dodać ponadto odpowiednią ilość Na2SO4 dla zachowania stałej mocy jonowej roztworu.

OBJĘTOŚCI ROZTWORÓW [cm3]

Pomiar nr KI 0,2 M

Na2S2O3 0,01 M

Na2SO4 0,2 M

Na2S2O8 0,2 M

1

2

3

4

5

6

20

20

20

20

20

20

10

10

10

10

10

10

15

10

7,5

5

2,5

0

5

10

12,5

15

17,5

20

2. Zależność szybkości reakcji od stężenia jodku potasu.

Należy wykonać sześć pomiarów w stałej temperaturze, stałej objętości całkowitej roztworu (50 cm

3), stałych stężeniach początkowych Na2S2O8 i

21

Na2S2O3 i zmiennych stężeniach początkowych KI. We wszystkich

przypadkach należy dodać ponadto odpowiednią ilość KNO3 dla

zachowania stałej mocy jonowej roztworu..

OBJĘTOŚCI ROZTWORÓW [cm3]

pomiar nr KI

0,2M

Na2S2O3 0,01M

KNO3 0,2 M

Na2S2O8 0,2 M

1

2

3

4

5

6

5

10

12,5

15

17,5

20

10

10

10

10

10

10

15

10

7,5

5

2,5

0

20

20

20

20

20

20

Opracowanie wyników.

Szybkość badanej reakcji określona jest równaniem:

v = k [S2O82]a [I]b

Na podstawie wyników uzyskanych w doświadczeniu 1 i 2 należy

wyznaczyć graficznie rząd reakcji, czyli wykładniki potęgowe a i b w

powyższym równaniu oraz stałą szybkości reakcji k.

Zależność badana w ćwiczeniu 1 opisana jest wzorem:

v = k1* [S2O82]a , gdzie k1 = k [I]b

= const

,

po zlogarytmowaniu: log v = log k1+ a log [S2O82]

Z wykresu zależności log v (oś rzędnych) od log [S2O82] (oś odciętych)

można obliczyć a (tangens kąta nachylenia prostej) oraz wyznaczyć wartość

log k1 (punkt przecięcia wykresu z osią rzędnych). Z kolei zależność badana w ćwiczeniu 2 dana jest wzorem:

v = k2 [I]b, gdzie k2 = k [S2O82]a = const,

po zlogarytmowaniu: log v = log k2 + b log[I]

Z wykresu zależności log v (oś rzędnych) od log [I] (oś odciętych)

można zatem wyznaczyć graficznie wartości wykładnika b i log k2.

Znając a i b oraz początkowe stężenie jodku (doświadczenie 1) i

nadtlenodisiarczanu (doświadczenie 2) z wartości log k1 i log k2 można

obliczyć stałą szybkości reakcji k (k = k1/[I]

b = k2/[ S2O8

2]a).

Sprawozdanie Wyniki eksperymentalne zestawić wg poniższych schematów:

Ćwiczenie 1. całkowita objętość roztworu .................. stężenie początkowe KI .................. stężenie początkowe Na2S2O3 (cT) ..................

wzrost stężenia jodu [I2] = cT/2 ..................

pomiar nr

objętość Na2S2O8

[cm3]

stęż. pocz. Na2S2O8 (cA)

[mol/dm3]

czas reakcji

[s]

szybkość po- czątkowa (v) [mol/(dm3

s)]

k'1= v/ cA log cA log v

Ćwiczenie 2. całkowita objętość roztworu ................... stężenie początkowe Na2S2O8 ................... stężenie początkowe Na2S2O3 (cT) ...................

wzrost stężenia jodu [I2] = cT/2 . ...................

pomiar nr

objętość KI

[cm3]

stęż.pocz. KI (cB)

[mol/dm3]

czas reakcji

[s]

szybkość po- czątkowa (v) [mol/(dm3

s)]

k2= v/cB log cB log v

Na papierze milimetrowym sporządzić wykres zależności log v (oś rzędnych) od

log [S2O82] (oś odciętych). Z wykresu obliczyć a (tangens kąta nachylenia prostej)

oraz wyznaczyć wartość log k1 (punkt przecięcia wykresu z osią rzędnych). Analogicznie na podstawie wyników uzyskanych w ćwiczeniu 2 sporządzić

wykres zależności log v (oś rzędnych) od log [I] (oś odciętych) i wyznaczyć

graficznie wartości wykładnika b i log k2. Znając a i b (zaokrąglone do liczb całkowitych wartości odczytane z wykresów)

oraz początkowe stężenie jodku (doświadczenie 1) i nadtlenodisiarczanu

(doświadczenie 2) z wartości log k1 i log k2 obliczyć stałą szybkości reakcji k (k =

k1/[I]b = k2/[ S2O82]a), pamiętając o podaniu właściwych jednostek.

Podać pełne równanie kinetyczne (wstawiając obliczone wartości do równania

v = k [S2O82]a [I]b).

Napisać wzory sumaryczne i strukturalne jonów: tiosiarczanowego,

nadtlenodisiarczanowego (peroksodisiarczanowego(VI)) i tetrationianowego,

obliczając formalny stopień utlenienia siarki w tych jonach.

22

Ćwiczenie 22

ZWIĄZKI KOMPLEKSOWE

Cel ćwiczenia. Przeprowadzenie szeregu reakcji chemicznych w celu: otrzymania

różnego typu związków kompleksowych, obserwacji związków kompleksowych w

reakcjach wymiany, zbadania trwałości związków kompleksowych.

Zakres materiału. Związki kompleksowe: definicja, własności, budowa

przestrzenna, nomenklatura. Równowaga w roztworach związków kompleksowych.

Stała trwałości, stała nietrwałości, chelaty.

Literatura. A. Bielański, "Chemia ogólna i nieorganiczna", rozdz.10.1, 10.3, 10.5,

L.Pajdowski, "Chemia ogólna", rozdz. 19.2.

Związki o kationie kompleksowym

1.1. Kompleksowanie wodorotlenku niklu(II)

Wytrącić osad wodorotlenku niklu(II), dodając do roztworu siarczanu niklu(II) taką samą objętość zasady sodowej. Osad odwirować i pipetą

usunąć ciecz znad osadu. Do osadu dodać stężony roztwór amoniaku. Porównać barwę jonów Ni2+ w roztworze siarczanu niklu(II) z barwą

otrzymanego roztworu.

1.2. Siarczan tetraaminamiedzi(II)

Do kilku kropli roztworu siarczanu miedzi(II) dodać stężonego roztworu amoniaku aż do całkowitego rozpuszczenia wytrącającego się początkowo

osadu soli miedzi. Zanotować barwę roztworu, spowodowaną powstaniem

kompleksowego jonu tetraaminamiedzi(II). Do roztworu dodać etanolu.

Obserwować strącanie się osadu kompleksu.

1.3. Akwakompleksy kobaltu(II)

Małą ilość stałego CoCl26H2O rozpuścić osobno w wodzie destylowanej

i etanolu. Zwrócić uwagę na różnicę zabarwienia roztworu wodnego i

alkoholowego.

1.4. Hydroliza akwakompleksów

W czterech probówkach sporządzić roztwory następujących soli:

Cu(NO3)2, Zn(NO3)2, Fe(NO3)3, Cr(NO3)3, przez rozpuszczenie stałych

hydratów soli w wodzie. Za pomocą papierka uniwersalnego zmierzyć pH

sporządzonych roztworów.

Związki o anionie kompleksowym

2.1. Hydroksokompleksy

Do probówek z roztworami soli z dośw. 1.4. dodać 2 M roztworu NaOH,

aż do odczynu słabo alkalicznego. Zanotować barwy osadów. Następnie

dodawać 6 M roztwór NaOH, aż przestaną zachodzić zmiany. Które z badanych jonów tworzą hydroksokompleksy?

2.2. Tetrajodobizmutan(III) potasu

Do kilku kropli roztworu azotanu bizmutu(III) dodać kroplami roztwór

jodku potasowego, aż do wytrącenia się osadu jodku bizmutu(III). Osad rozpuścić w małym nadmiarze jodku potasowego. Zapisać barwy osadu i roztworu.

2.3. Ditiosiarczanosrebrzan(I) sodu

Do kilku kropli roztworu azotanu srebra szybko dodać nadmiar

tiosiarczanu sodowego aż do rozpuszczenia, wytrącającego się początkowo, osadu tiosiarczanu srebrowego.

3. Związki zawierające kation i anion kompleksowy

Do kilku kropli roztworu K4[Fe(CN)6] (heksacyjanożelazian(II) potasu)

dodać kilka kropli roztworu siarczanu niklu(II). Do otrzymanego osadu heksacyjanożelazianu(II) niklu(II) dodawać stężonego amoniaku do

rozpuszczenia osadu. Zaobserwować strącanie kryształów kompleksu.

4. Związki kompleksowe w reakcjach wymiany

4.1. Do roztworu siarczanu miedzi(II) dodać taką samą objętość

roztworu K4[Fe(CN)

6].

4.2. Otrzymać roztwór tetratiocyjanianortęcianu(II) amonu, dodając

nasycony roztwór tiocyjanianu amonu (NH4SCN) do roztworu azotanu

rtęci(II), aż do rozpuszczenia wytrącającego się początkowo osadu

tiocyjanianu rtęci. Do otrzymanego roztworu związku kompleksowego

23

dodać taką samą objętość roztworu azotanu kobaltu(II). Wstrząsnąć

probówką. Zwrócić uwagę na zabarwienie tworzącego się osadu tetratiocyjaniano-

rtęcianu(II) kobaltu(II).

5. Badanie trwałości związków kompleksowych. Rozpad kompleksów

5.1. Porównanie trwałości związków kompleksowych

W dwóch probówkach wytrącić chlorek srebra(I), wprowadzając roztwór

azotanu srebra do takiej samej objętości roztworu chlorku sodowego. Do

pierwszej probówki dodać 3 objętości 1 M roztworu amoniaku. W drugiej rozpuścić osad chlorku srebra, dodając 3 objętości 1 M roztworu

tiosiarczanu sodu. Do obu probówek dodać po kilka kropli roztworu jodku

potasowego i lekko wstrząsnąć. W której probówce wytrąca się osad jodku srebra(I), nieznikający w trakcie wstrząsania?

5.2. Rozkład kompleksu przez wytrącenie jonu kompleksotwórczego

Eksperyment prowadzimy pod wyciągiem! Do dwóch probówek

wprowadzić roztwór siarczanu miedziowego, do pierwszej dodać roztwór szczawianu amonu, do drugiej — siarczku amonu. Probówki zachować jako

wzorcowe (porównawcze). Napisać równania reakcji.

W dwóch probówkach otrzymać kompleksowy związek miedzi(II),

dodając 1 M roztwór amoniaku do roztworu siarczanu miedzi(II), aż do rozpuszczenia, wytrącającego się początkowo, osadu soli miedzi. Zbadać

działanie szczawianu amonu i siarczku amonu na otrzymany roztwór

kompleksu miedzi(II). Który odczynnik powoduje wytrącenie osadu? Opisać i wyjaśnić obserwowane

zjawiska.

6. Wymiana liganda w jonie kompleksowym

Do pięciu kropli 0,5 M roztworu Fe(NO3)3 dodać 3 krople stężonego

HCl, a następnie 1 kroplę 2 M roztworu KSCN, po czym 10 kropli 2 M roztworu KF. Obserwować zmiany barwy zachodzące podczas dodawania

kolejnych odczynników.

Sprawozdanie Przy każdym z równań reakcji podać barwy reagentów.

Ćw. 1.1. Napisać równania przeprowadzonych reakcji (l.k. Ni2+ = 6).

Ćw. 1.2. Napisać równania reakcji powstawania i dysocjacji otrzymanego

kompleksu.

Ćw. 1.3. Podać wzór koordynacyjny CoCl26H2O, biorąc pod uwagę, że wszystkie

cząsteczki wody wchodzą do wewnętrznej sfery koordynacyjnej. Podać równanie dysocjacji tej soli. Jakie jony powodują barwę wodnego roztworu tej soli?

W obecności etanolu liczba koordynacji jonu Co2+ ulega zmianie (jon

kompleksowy traci dwie cząsteczki wody). Napisać równanie tej reakcji.

Ćw. 1.4. Podać barwy i wzory stałych hydratów oraz barwy i wzory akwajonów

obecnych w wodnych roztworach tych soli (l.k. = 6, dla Zn2+ l.k. = 4). Podać

oznaczone wartości pH roztworów. Na wybranym przykładzie przedstawić

równowagi istniejące w tych roztworach, odpowiedzialnych za obserwowany

odczyn roztworu.

Ćw. 2.1. Napisać wzory koordynacyjne otrzymanych hydroksokompleksów, zakła-

dając liczbę koordynacji 4. Na wybranym przykładzie soli metalu o własnościach

amfoterycznych napisać równania reakcji zachodzących po dodaniu zasady. Ćw. 2.2. Napisać równania reakcji. Wiedząc, że skład otrzymanego związku

kompleksowego wyraża się wzorem KIBiI3, podać jego wzór koordynacyjny.

Ćw. 2.3. Napisać równania reakcji tworzenia się tiosiarczanu srebra i

kompleksowego związku srebra (liczba koordynacji Ag+ = 2).

Ćw. 3. Napisać równanie przeprowadzonej reakcji.

Ćw. 4.1. Podać równanie reakcji, barwę produktu oraz jego nazwę.

Ćw. 4.2. Napisać równania reakcji (l.k. Hg2+ = 4).

Ćw. 5.1. Podać równania reakcji chlorku srebra z amoniakiem i tiosiarczanem sodu

(l.k. Ag+ = 2), w których otrzymuje się odpowiednie związki kompleksowe, podać

równania ich dysocjacji. Napisać równanie reakcji wytracania jodku srebra w

jednej z probówek, wyjaśnić obserwowane zjawisko opierając się na równaniu

dysocjacji odpowiedniego jonu kompleksowego i prawie iloczynu rozpuszczalności. Dlaczego w drugiej probówce osad się nie wytrącił?

Który z otrzymanych kompleksów jest bardziej trwały? Napisać wyrażenie na

stałe trwałości obu kompleksów. Która z nich jest mniejsza?

Ćw. 5.2. Podać równania przeprowadzonych reakcji, równanie dysocjacji

elektrolitycznej kompleksowej soli miedzi oraz równanie dysocjacji kationu

kompleksowego.

Ćw. 6. Przyjmując, że liczba koordynacji jonów Fe3+

w kompleksach z anionami

fluorowców wynosi 4, a w kompleksie tiocyjanianowym 6, podać równania

zachodzących reakcji. Uszeregować ligandy według malejącej tendencji do

tworzenia kompleksów z jonem Fe(III).

24

Ćwiczenie 6

ROZDZIELANIE I OCZYSZCZANIE SUBSTANCJI.

CHROMATOGRAFIA.

Cel ćwiczenia. Zastosowanie chromatografii bibułowej do rozdziału i identyfikacji

jonów metali.

Zakres materiału naukowego. Podstawy chromatografii rozdzielczej. Reakcje

charakterystyczne.

Literatura. "Preparatyka organiczna" pod redakcją Bochwica PWN W-wa 1975, str.

86-87; dowolny podręcznik analizy jakościowej.

1. Rozdział na drodze chromatograficznej jonów:

Cu2+

, Ni2+

, Co2+

oraz Fe3+

Chromatografia obejmuje wiele technik i metod rozdziału, których wspólną cechą jest występowanie dwóch faz: stacjonarnej i ruchomej. Faza

stacjonarna, którą może stanowić Al2O3, SiO2, bibuła (substancje o silnie

rozwiniętej powierzchni), adsorbuje jony lub cząsteczki rozdzielanej

substancji. Przez fazę stacjonarną przepływa w sposób ciągły faza ruchoma (eluent) wymywając składniki rozdzielanej substancji. Różne powinowactwo

poszczególnych składników do fazy stacjonarnej sprawia, że wędrują one z

różną szybkością wraz z przepływającym rozpuszczalnikiem, co prowadzi do rozdziału.

1.1. Rozdział metodą wstępującą

Na pasek bibuły chromatograficznej o wymiarach dopasowanych do

wielkości komory chromatograficznej (cylinder z korkiem) nanieść w odległości 5 cm

od końca roztwór zawierający jony Cu

2+, Ni

2+, Co

2+, Fe

3+.

Roztwór nanosić kilkakrotnie przy użyciu kapilarki, susząc bibułę za

każdym razem. Średnica plamki naniesionego roztworu nie powinna być

większa od 5 mm. Ołówkiem zaznaczyć miejsce naniesienia roztworu. Do cylindra nalać eluentu, którym jest mieszanina acetonu, stężonego kwasu

solnego i wody, do wysokości ok. 1,5 cm. Cylinder zamknąć korkiem z

zawieszonym paskiem bibuły. Miejsce naniesienia rozdzielanej próbki powinno się znajdować nad powierzchnią eluentu. Rozwijanie

chromatogramu zakończyć, gdy czoło rozpuszczalnika zbliży się do miejsca

zawieszenia bibuły. Wyjąć wówczas pasek bibuły z komory, szybko

zaznaczyć ołówkiem czoło rozpuszczalnika i pasek wysuszyć. Następnie

nasycić chromatogram parami amoniaku. W tym celu umieścić pod wyciągiem duży krystalizator. Do krystalizatora wstawić naczyńko ze

stężonym roztworem amoniaku i chromatogram. Całość przykryć

szkiełkiem zegarkowym. Po kilku minutach wyjąć chromatogram z krystalizatora, spryskać roztworem dimetyloglioksymu lub kwasu

rubeanowodorowego i wysuszyć.

Można również wywołać chromatogram przy użyciu roztworu

K4[Fe(CN)6], nie wysycamy go wówczas parami amoniaku.

1.2. Reakcje charakterystyczne

Oddzielnie dla każdego z wymienionych w tytule jonów przeprowadzić na bibule reakcje:

a) z amoniakiem

b) z amoniakiem i kwasem rubeanowodorowym

c) z amoniakiem i dimetyloglioksymem d) z roztworem K4[Fe(CN)6].

Sporządzona w ten sposób skala barw może być użyta do identyfikacji jonów na

chromatogramie, po wywołaniu chromatogramu w odpowiednim odczynniku.

Sprawozdanie 1) Naszkicować zestaw, w którym wykonano chromatografię oraz wywołany

chromatogram. Podać skład eluentu, nazwę odczynnika wywołującego i barwy

otrzymanych na chromatogramie plam, przypisać je odpowiednim jonom.

2) Na chromatogramie otrzymanym metodą wstępującą zmierzyć w mm odległość

czoła rozpuszczalnika (A) i środka plamy substancji (B) od punktu startowego.

Wyznaczyć i podać dla każdego jonu wartość współczynnika retencji Rf = B/A.

Uszeregować jony według wzrastającej szybkości ich wędrówki.

3) Wyjaśnić pojęcia: chromatogram, punkt startowy chromatogramu, czoło

chromatogramu, wywołanie chromatogramu, eluent.

4) Napisać jonowe równania reakcji (określić barwy powstałych kompleksów lub osadów): badanych jonów metalu z amoniakiem, jonu Ni2+ z dimetyloglioksymem

(ligand oraz powstający kompleks chelatowy zapisz w postaci wzorów

strukturalnych), jonu Cu2+ i Fe3+ z [Fe(CN)6]

4. Narysować wzór strukturalny kwasu rubeanowodorowego.

5) Na podstawie jakich informacji można zidentyfikować substancję w

chromatograficznej metodzie analizy?