UNIWERSYTET GDA
Ń
SKI
Katedra Chemii Ogólnej i Nieorganicznej
CHEMIA NIEORGANICZNA
K
IERUNEK
:
OCHRONA
Ś
RODOWISKA –
STUDIA I STOPNIA
(3-
LETNIE
-
LICENCJACKIE
)
(ćwiczenia laboratoryjne)
Ć
wiczenia laboratoryjne odbywają się raz w tygodniu. Program ćwiczeń
laboratoryjnych realizowany jest na podstawie instrukcji i obejmuje zestaw 10 ćwiczeń
laboratoryjnych z zakresu chemii nieorganicznej (nr 2-11) oraz spotkanie dotyczące spraw
organizacyjnych (45 min. na początku semestru). Ćwiczenia 2-10 trwają się z 2 h i 15 minut,
a ćwiczenie 11 trwa 1 h 30 minut. W ramach ćwiczeń laboratoryjnych z chemii
nieorganicznej studenci będą mieli okazję samodzielnie wykonać kilkadziesiąt ciekawych
doświadczeń.
Laboratorium z chemii nieorganicznej obejmuje następujące ćwiczenia:
1. Spotkanie organizacyjne
2. Podstawowe czynności laboratoryjne
3. Metody oczyszczania i rozdzielania substancji. Roztwory właściwe
4. Podstawowe typy związków nieorganicznych
5. Szybkość reakcji chemicznych i równowaga chemiczna
6. Dysocjacja jonowa
7. StęŜenie jonów wodorowych. Wskaźniki pH
8. Roztwory buforowe
9. Protolityczne reakcje jonów w roztworze wodnym
10. Iloczyn rozpuszczalności
11. Podstawy elektrochemii
Ć
wiczenia mają na celu wyrobienie umiejętności samodzielnego eksperymentowania
i rozwiązywania problemów.
Gdańsk 2010
Ćwiczenie 1
SPOTKANIE ORGANIZACYJNE. SZKOLENIE BHP
Ćwiczenie 2
PODSTAWOWE CZYNNOŚCI LABORATORYJNE
1. Proste czynności laboratoryjne
a) przygotowanie roztworu w probówce
Do probówki wsypać szczyptę azotanu(V) miedzi(II). Pipetą miarową odmierzyć
7,5 cm
3
wody destylowanej i przenieść do probówki. Probówkę zamknąć korkiem i
wstrząsając rozpuścić jej zawartość. Uzyskany roztwór zachować do doświadczenia 2a.
b) przygotowanie roztworu nasyconego w zlewce szklanej
W zlewce o pojemności 50 cm
3
odwaŜyć około 8 g azotanu(V) potasu. Przy pomocy cylindra
miarowego odmierzyć 25 cm
3
wody destylowanej i przenieść do zlewki. Mieszając bagietką
rozpuścić moŜliwie najdokładniej KNO
3
w wodzie. Zdekantować roztwór znad
nierozpuszczonej pozostałości do drugiej zlewki i pozostawić do doświadczenia 2b.
2. Ogrzewanie i odparowywanie roztworów wodnych
a) w probówce
Do probówki z roztworem uzyskanym w doświadczeniu 1a wrzucić niewielki kawałek
kaolinu. Probówkę ująć w łapę i ogrzewać w nieświecącym płomieniu palnika poruszając
łagodnie probówką ruchem wirowym.
b) w zlewce szklanej
Do zlewki szklanej, z uzyskanym w doświadczeniu 1b nasyconym roztworem KNO
3
, wrzucić
kilka kawałków kaolinu. Zlewkę umieścić na płytce metalowej na trójnogu i ogrzewać
płomieniem palnika odparowując około połowę ilości wody z roztworu. Zawartość zlewki
pozostawić do ostudzenia.
c) w parownicy porcelanowej
Do parownicy porcelanowej wlać około 15 cm
3
wodnego roztworu siarczanu(VI) kobaltu(II).
OstroŜnie odparować do sucha na małym płomieniu palnika.
3. WaŜenie
a) Zapoznanie się z głównymi zasadami waŜenia na wagach w pracowni laboratoryjnej.
b) ZwaŜyć na wadze dowolny przedmiot (np. szkiełko zegarkowe).
4. Przygotowanie roztworu o określonym stęŜeniu
a) sporządzenie roztworu chlorku baru o określonym stęŜeniu (0,25 M)
Obliczoną ilość odczynnika (BaCl
2
·2H
2
O) odwaŜyć na wadze analitycznej i przenieść do
kolby miarowej o pojemności 50 cm
3
przy pomocy suchego lejka szklanego. Spłukać ścianki
lejka wodą destylowaną z tryskawki. Rozpuścić BaCl
2
·2H
2
O poruszając kolbą ruchem
wirowym. Do kolby wprowadzić wodę destylowaną dopełniając ją „pod kreskę” i ponownie
wymieszać roztwór. Poczekać, aŜ krople wody spłyną ze ścianek kolby i potem dopełnić „do
kreski” (menisk dolny).
b) sporządzenie roztworu kwasu siarkowego(VI) o określonym stęŜeniu (0,5 M)
Do kolby miarowej o pojemności 100 cm
3
wprowadzić 5 cm
3
wody destylowanej. Obliczoną
ilość stęŜonego kwasu siarkowego(VI) odmierzyć pipetą miarową i przenieść do kolby.
Spłukać ścianki lejka wodą z tryskawki i dopełnić wodą „pod kreskę” i wymieszać roztwór.
Poczekać, aŜ krople wody spłyną ze ścianek kolby i potem dopełnić wodą „do kreski”
(menisk dolny).
5. Strącanie osadu siarczanu(VI) baru
Odmierzyć pipetą miarową 20 cm
3
przygotowanego wcześniej roztworu BaCl
2
i przelać do
zlewki o pojemności 250 cm
3
. Dodać 100 cm
3
wody destylowanej i ogrzewać do wrzenia
roztwór na płytce metalowej nad palnikiem. Do gorącego roztworu wlewać przy
jednoczesnym mieszaniu bagietką roztwór kwasu siarkowego(VI) w takiej ilości, aby jego
nadmiar w stosunku do BaCl
2
wynosił 10%.
6. Mycie szkła laboratoryjnego
a) mycie mechaniczne (szczotki do mycia naczyń laboratoryjnych, tryskawki, pompki wodne)
b) mycie chemiczne (kwasy, ługi, rozpuszczalniki, detergenty)
Pytania i zagadnienia
1.
Omówić źródła ciepła stosowane w laboratorium chemicznym.
2.
Omówić typy palników gazowych.
3.
W jakich przypadkach nie moŜna stosować palnika gazowego do ogrzewania?
4.
W jakich naczyniach przeprowadza się ogrzewanie cieczy?
5.
Dlaczego podczas ogrzewania cieczy stosuje się kaolin?
6.
W jaki sposób zabezpiecza się ogrzewany roztwór przed utratą rozpuszczalnika?
7.
Do czego słuŜy łaźnia wodna i w jakich przypadkach się z niej korzysta?
8.
Co to są roztwory mianowane i w jaki sposób przygotowuje się je?
9.
Ile gramów CaCl
2
·6H
2
O naleŜy odwaŜyć, aby przygotować 50 cm
3
0,25 M roztworu?
10.
Wymienić i omówić przeznaczenie naczyń miarowych.
11.
Omówić metody mycia szkła laboratoryjnego.
12.
Zdefiniować pojęcia: roztwór rzeczywisty, roztwór nasycony, roztwór przesycony,
13.
Zdefiniować stęŜenia: molowe, molalne, normalne, procentowe, ppm, ppb, ułamek
molowy.
Ćwiczenie 3
METODY OCZYSZCZANIA I ROZDZIELANIA SUBSTANCJI. ROZTWORY
WŁAŚCIWE
1. Strącanie osadu fosforanu(V) wapnia
Do 10 cm
3
roztworu węglanu wapnia otrzymanego przez rozpuszczenie stałego CaCO
3
w
zimnej wodzie destylowanej dodać przy jednoczesnym mieszaniu bagietką, 5 cm
3
roztworu
2 M kwasu fosforowego(V). Zlewkę z wytrąconym osadem fosforanu(V) sodu rozlać do
trzech zlewek.
2.Oddzielanie osadu od roztworu
a) dekantacja
Mieszaninę z pierwszej zlewki zdekantować zlewając moŜliwie najdokładniej roztwór znad
osadu.
b) sączenie pod zmniejszonym ciśnieniem
Mieszaninę z drugiej zlewki przesączyć pod zmniejszonym ciśnieniem przy uŜyciu kolby
ssawkowej, pompki wodnej i lejka Büchnera. Sączek przyciąć w taki sposób, aby przykrywał
wszystkie otwory lejka, po czym zwilŜyć wodą z tryskawki. Sprawdzić czy przylega
dokładnie i rozpocząć sączenie.
c) wirowanie
Zawartość trzeciej zlewki rozlać do probówek wirówkowych, rozmieścić równomiernie w
wirówce w płaszczach zabezpieczających i odwirować.
3. Oddzielanie osadu od roztworu z uŜyciem filtracji chemicznej
Karbowany sączek umieścić w szklanym lejku i wsypać do niego pięć łyŜeczek węgla
aktywnego. Do 100 cm
3
wody w zlewce dodać jedną kroplę atramentu (lub trzy kryształki
manganianu(VII) potasu). Kolorowy roztwór przesączyć przez węgiel aktywny do probówki
umieszczonej w statywie.
4. Oczyszczanie substancji przez rozpuszczanie i krystalizację
Do roztworu, otrzymanego przez rozpuszczenie 8 g azotanu(V) potasu w 50 cm
3
wody
wsypać ok. 1 g piasku. Po paru minutach energicznego mieszania mieszaninę przesączyć
przez sączek karbowany do zlewki. Klarowny przesącz ogrzewać w zlewce do około
odparowania połowy rozpuszczalnika i pozostawić do krystalizacji.
5. Oczyszczanie jodu przez sublimację (Uwaga! Doświadczenie naleŜy wykonać pod
wyciągiem!)
Do suchej, czystej zlewki o pojemności 200 cm
3
wsypać ok. 1 g jodu zanieczyszczonego
piaskiem. Zlewkę postawić na płytce metalowej umieszczonej na trójnogu. Okrągłodenną
kolbę o pojemności 250 cm
3
napełnić zimną wodą i umieścić na zlewce z jodem. Ogrzewać
słabym płomieniem palnika. Obserwować uwaŜnie zmiany stanów skupienia jodu. Zebrać
ostroŜnie oczyszczony jod z powierzchni kolby i przenieść do słoika.
6. Ekstrakcja
Do rozdzielacza o poj. 100 cm
3
wlać 10 cm
3
wodnego roztworu jodu w jodku potasu i
następnie 10 cm
3
chloroformu. Zamknąć rozdzielacz korkiem szlifowym i wytrząsać
zawartość przez około 2 min. W trakcie wytrząsania otworzyć kilkakrotnie kran rozdzielacza
w celu wyrównania ciśnienia. Oddzielić warstwę organiczną. Do warstwy wodnej (w
rozdzielaczu) wlać świeŜą porcję chloroformu i powtórzyć wytrząsanie. Ekstrakcję prowadzić
do momentu uzyskania bezbarwnej warstwy wodnej.
7. Destylacja
Zbudować zestaw do destylacji składający się z kolby okrągłodennej, płaszcza elektrycznego,
nasadki destylacyjnej z termometrem 0-100
o
C, chłodnicy i odbieralnika. Do kolby wlać około
500 cm
3
wody morskiej, wrzucić kilka kawałów kaolinu i ogrzewać. Przerwać ogrzewanie,
zanim roztwór całkowicie odparuje! Po zakończeniu destylacji wykonać próbę na obecność
jonów chlorkowych i siarczanowych(VI) w wodzie przed i po destylacji.
8. Chromatografia
Do komory chromatograficznej (lub cylindra miarowego albo wysokiej zlewki) wlać
mieszaninę (1:1) rozcieńczonego kwasu octowego i etanolu. Wyciąć pasek bibuły mieszczący
się w cylindrze, ale nie dotykający ścian. Na jednym końcu paska, w odległości 2 cm od dołu
narysować kropkę kolorowym pisakiem (np. czarnym, brązowym, zielonym). Plamkę
wysuszyć. Drugi koniec paska zagiąć w odległości ok. 2 cm od końca i zamocować na
szklanym pręciku. Bibułę wsunąć do cylindra tak, aby jej koniec na którym jest plamka
zanurzył się w cieczy na głębokość ok. 1 cm. Naczynie przykryć. Gdy front rozpuszczalnika
przesunie się prawie do końca, bibułę wyjąć i wysuszyć. Określić wartości współczynników
R
f
składników analizowanej mieszaniny.
Pytania i zagadnienia
1.
Omówić metody oddzielania osadu od roztworu.
2.
Kiedy przeprowadza się sączenie pod zmniejszonym ciśnieniem? W jaki sposób wytwarza
się podciśnienie?
3.
Dlaczego proces strącania przeprowadza się na gorąco i wobec nadmiaru odczynnika
strącającego?
4.
Wymienić metody rozdzielania mieszanin.
5.
Wytłumaczyć jakie róŜnice właściwości składników wykorzystuje się w poszczególnych
metodach rozdzielania mieszanin.
6.
Wyjaśnić znaczenie terminów: filtracja, przesącz, pozostałość, destylacja, destylat, pogon,
odparowanie, krystalizacja, rozwarstwienie, ekstrakcja, desaturacja, sedymentacja,
dekantacja, sublimacja, adsorbent, adsorpcja.
7.
W jakim celu stosuje się chromatografię?
8.
Zdefiniować pojęcia: roztwór rzeczywisty, roztwór nasycony, roztwór przesycony,
rozpuszczalność.
9.
Zmiana jakich parametrów prowadzi do przejścia od roztworu nienasyconego do
nasyconego i odwrotnie?
10.
Jak zaleŜy rozpuszczalność ciał stałych od temperatury?
11. Rozpuszczalność chlorku sodu w temperaturze 20
o
C wynosi 36 g/100 g wody. Obliczyć
stęŜenie procentowe i molalne roztworu.
11.
Zdefiniować pojęcia: rozpuszczalność, roztwór nasycony, roztwór przesycony.
12.
Jak przeprowadzić roztwór w roztwór nasycony i odwrotnie?
13.
Rodzaje oddziaływań międzycząsteczkowych.
Ćwiczenie 4
PODSTAWOWE TYPY ZWIĄZKÓW NIEORGANICZNYCH
1. Otrzymywanie i właściwości tlenków
1.1. Spalanie magnezu w powietrzu i identyfikacja produktu reakcji
Kawałeczek wstąŜki magnezowej zapalić wprowadzając ją na chwilę do płomienia palnika.
Następnie palący się magnez wprowadzić do zlewki lub cylindra. Do uzyskanego białego
produktu dodać kilka cm
3
wody, wymieszać i sprawdzić odczyn roztworu dodając kilka
kropli fenoloftaleiny.
1.2. Spalanie siarki w powietrzu i identyfikacja właściwości powstałego tlenku (Uwaga!
Doświadczenie naleŜy wykonać pod wyciągiem!)
Niewielką ilość sproszkowanej siarki umieścić na łyŜeczce do spalań, zapalić w płomieniu
palnika i szybko wsunąć łyŜeczkę do cylindra do zbierania gazów, przykrytego szkiełkiem
zegarkowym. OstroŜnie powąchać powstający gaz, dodać do cylindra trochę wody i
wytrząsnąć zawartość do rozpuszczenia się gazu. Następnie dodać kilka kropli oranŜu
metylowego lub błękitu bromotymolowego.
1.3. Otrzymywanie tlenku miedzi(II) przez rozkład wodorotlenku
Do kilku cm
3
2 M roztworu siarczanu(VI) miedzi(II) dodawać 2 M roztworu NaOH do
wytrącenia niebieskiego osadu wodorotlenku miedzi(II). Następnie zawartość probówki
ogrzać lekko w płomieniu palnika zwracając uwagę na zmianę barwy osadu.
1.4. Otrzymywanie tlenków przez rozkład soli (Uwaga! Doświadczenie naleŜy wykonać
pod wyciągiem!)
Niewielką ilość stałego azotanu(V) ołowiu, Pb(NO
3
)
2
, wsypać do probówki i ogrzać w
płomieniu palnika do rozkładu związku. Zwrócić uwagę na barwy powstających tlenków:
NO
2
i PbO. Do probówki wsunąć lekko tlące się łuczywko w celu identyfikacji obecności
tlenu.
2. Kwasy. Niektóre metody otrzymywania
2.1. Reakcja tlenku kwasowego z wodą
Do probówki zawierającej kilka cm
3
wody destylowanej wsypać szczyptę P
4
O
10
(ostroŜnie –
reakcja silnie egzotermiczna). Wymieszać bagietką i po całkowitym
rozpuszczeniu osadu
rozlać roztwór do dwóch probówek. Do kaŜdej z nich dodać po 2 krople
następujących
wskaźników: błękitu bromotymolowego i oranŜu metylowego. Zanotować
barwę roztworów.
2.2. Otrzymywanie kwasów z ich soli
Do dwóch probówek wsypać niewielką ilość: do pierwszej węglanu sodu, a do drugiej octanu
sodu. Do kaŜdej dodać po około 3 cm
3
2 M roztworu kwasu siarkowego(VI). Zawartość
drugiej probówki ogrzać. Zwrócić uwagę na intensywność wydzielania się gazu w pierwszej
probówce i ostroŜnie powąchać substancję wydzielającą się w drugiej probówce.
3. Wodorotlenki. Wybrane metody otrzymywania
3.1. Reakcja metalu z wodą
Do wysokiej zlewki o pojemności 200 cm
3
wlać około 50 cm
3
wody i wrzucić świeŜo
odkrojony, wielkości małego ziarna grochu, kawałek sodu. Za pomocą błękitu
bromotymolowego i fenoloftaleiny sprawdzić odczyn roztworu.
3.2. Reakcja tlenku zasadowego z wodą
Do probówki wsypać szczyptę tlenku baru, dodać 5 cm
3
wody i wymieszać. Wybranym
wskaźnikiem sprawdzić odczyn roztworu.
3.3. Otrzymywanie wodorotlenków z soli
Do trzech probówek wlać po około 3 cm
3
roztworu chlorku Ŝelaza(III), chlorku glinu i
azotanu(V) magnezu. Do kaŜdej probówki dodawać kroplami 2 M roztworu NaOH do
wytrącenia osadu. Probówki zawierające osady wodorotlenków glinu i magnezu pozostawić
do doświadczenia 3.4.
3.4. Badanie amfoteryczności wodorotlenków
Otrzymane w poprzednim doświadczeniu osady wodorotlenków glinu i magnezu oddzielić od
roztworów przez odwirowane. KaŜdy z osadów podzielić na dwie części. Do jednej dodać
2 M roztwór HCl, do drugiej 4 M roztwór NaOH, do rozpuszczenia osadów.
4. Sole. Niektóre metody otrzymywania soli
4.1. Reakcja kwasu z zasadą
Do około 2 cm
3
0,1 M roztworu wodorotlenku baru dodać kilka cm
3
2 M roztworu H
2
SO
4
.
4.2. Reakcja tlenku zasadowego z kwasem
Do dwóch probówek wsypać kolejno niewielkie ilości tlenku miedzi(II) i tlenku kobaltu(II), a
następnie dodać kilka cm
3
2 M roztworu kwasu azotowego(V). Zawartość ogrzać zwracając
uwagę na barwę otrzymanych roztworów.
4.3. Reakcja metalu z kwasem (Uwaga! Doświadczenie naleŜy wykonać pod wyciągiem!)
Do dwóch probówek wsypać nieco sproszkowanej miedzi, a następnie dodać do pierwszej z
nich 2 M roztworu HCl, do drugiej 2 M HNO
3
. Zawartość probówek lekko ogrzać. Zwrócić
uwagę na róŜnicę w zachowaniu się miedzi wobec obu kwasów.
4.4. Reakcja między dwiema solami
Do probówki zawierającej około 2 cm
3
roztworu Pb(NO
3
)
2
dodać kilka kropli roztworu jodku
potasu.
4.5. Otrzymywanie wodorosoli
Do probówki wlać około 2 cm
3
nasyconego roztworu wodorotlenku wapnia, wrzucić kilka
kryształków „suchego lodu” (stały CO
2
) lub wprowadzić gazowy CO
2
(z butli) do wytrącenia
osadu. Do otrzymanego osadu dodać kolejną porcję CO
2
doprowadzając do rozpuszczenia
osadu. Uzyskany roztwór ogrzać obserwując ponowne tworzenie się osadu.
Pytania i zagadnienia
1.
Opisać równaniami reakcji chemicznych wykonane doświadczenia podając jednocześnie
barwę roztworów, otrzymanych osadów i inne zaobserwowane zjawiska.
2.
Podać co najmniej po pięć przykładów tlenków metali o właściwościach: zasadowych,
amfoterycznych i kwasowych.
3.
Podzielić następujące tlenki według ich charakteru chemicznego podając odpowiednie
reakcje chemiczne: N
2
O
3
, Na
2
O NO
2
, CuO, MgO, Cr
2
O
3
, SnO, I
2
O
5
, CrO
3
, CO, B
2
O
3
,
Mn
2
O
7
, Bi
2
O
3
.
4.
Podać zapis reakcji spalania wapnia, fosforu i Ŝelaza w tlenie. Czy kaŜdy z otrzymanych
tlenków reaguje z wodą? Podać reakcje i określić odczyn wodnych roztworów.
5.
Jak zmienia się charakter chemiczny tlenków pierwiastków V grupy głównej układu
okresowego na: (a) III stopniu utlenienia, (b) V stopniu utlenienia. W uzasadnieniu podać
równania odpowiednich reakcji chemicznych.
6.
Zilustrować przykładami zmianę charakteru chemicznego tlenków tego samego
pierwiastka ze zmianą jego stopnia utlenienia.
7.
Podać równania reakcji chemicznych świadczące o tym, Ŝe NO
2
jest tlenkiem kwasowym,
CaO tlenkiem zasadowym, a Al
2
O
3
wykazuje właściwości amfoteryczne.
8.
Zilustrować reakcjami metody otrzymywania kwasów, podając po dwa przykłady dla
kaŜdej z metod.
9.
W jaki sposób otrzymać kwas krzemowy z SiO
2
?
10.
Jakie czynniki wpływają na moc kwasów (przykłady)?
11.
W podanych parach kwasów i zasad zaznaczyć, który(a) jest mocniejszy(a): HClO
2
-
HClO
3
, H
2
SO
3
– HNO
3
, Fe(OH)
2
- Fe(OH)
3
, HCl - HBr, NaOH - Mg(OH)
2
, Ca(OH)
2
-
Ba(OH)
2
, H
3
PO
4
– HNO
3
, KOH – CsOH. Uzasadnić wybór.
12.
Jak zmienia się moc zasadowa wodorotlenków tej samej grupy oraz tego samego okresu
(przykłady)?
13.
Zilustrować równaniami reakcji chemicznych metody otrzymywania wodorotlenków.
14.
Wymienić znane wodorotlenki o charakterze amfoterycznym. Dla dwóch z nich podać
reakcje potwierdzające te właściwości.
15.
Podać wszystkie moŜliwe reakcje otrzymywania następujących soli: CuSO
4
, Zn(NO
3
)
2
,
MgCl
2
.
16.
Wymienić trudno rozpuszczalne w wodzie: siarczany(VI), węglany, chlorki i siarczki.
17.
Jakie nowe sole moŜna otrzymać mając do dyspozycji: AgNO
3
, CuSO
4
, Na
3
PO
4
, BaCl
2
i
K
2
CO
3
. Podać cząsteczkowe i jonowe zapisy zachodzących reakcji.
18.
Podać po pięć sposobów – równania reakcji chemicznych − otrzymywania chlorków,
azotanów(V), siarczanów(VI) i ortofosforanów(V) róŜnych pierwiastków.
19.
Dlaczego entalpia zobojętniania dowolnego mocnego kwasu dowolną mocną zasadą jest
jednakowa? Jaka jest jej wartość?
20.
Podać po dwa przykłady reakcji roztwarzania metali w kwasach nieutleniających i
utleniających.
21.
Podać (wraz z komentarzem) zapisy reakcji zachodzących podczas stopniowego
wprowadzania CO
2
do roztworu Ca(OH)
2
na zimno i po ogrzaniu.
22.
Jak moŜna ortofosforan(V) wapnia przeprowadzić w diwodoroortofosforan(V) wapnia?
Podać równania reakcji.
23.
Jak moŜna hydroksoazotan(V) magnezu przeprowadzić w azotan(V) magnezu? Podać
równania reakcji.
24.
Napisać równania reakcji: Pb(NO
3
)
2
, Na[Cr(OH)
4
], K
2
CrO
4
i Al(OH)SO
4
z wodnym
roztworem kwasu siarkowego(VI).
25.
Napisać równania reakcji: Al, ZnSO
4
, NH
4
NO
3
, NO
2
i NaH
2
PO
4
z wodnym roztworem
wodorotlenku potasu (nadmiar !).
26.
Napisać równania reakcji: Zn, ZnO i Zn(OH)
2
z wodnymi roztworami wodorotlenku sodu
i kwasu solnego.
27.
Spośród poniŜszych reakcji wybrać te, które rzeczywiście zachodzą i podać dla nich pełny
zapis cząsteczkowy i jonowy:
a) CuSO
4
+ NaOH (nadmiar)
f) NH
4
Cl + Ca(OH)
2
b) Na
2
SiO
3
+ CO
2
+ H
2
O
g) Cl
2
+ KOH
c) Ag + HCl (rozc.)
h) FeSO
4
+ Cu
d) Zn + HNO
3
(rozc.)
i) Na
3
PO
4
+ CaCl
2
e) CrO
3
+ SO
3
j) Mn
2
O
7
+ KOH
28.
W pięciu probówkach znajdują się rozcieńczone roztwory: CuSO
4
, AgNO
3
, HCl, NaOH i
ZnCl
2
. Jak je rozróŜnić bez uŜycia wskaźników pH i innych odczynników?
29.
UłoŜyć równania reakcji, za pomocą których moŜna dokonać następujących przemian:
Ca → CaO → Ca(OH)
2
→
CaCO
3
→ Ca(HCO
3
)
2
→ CaCO
3
30.
W jaki sposób moŜna otrzymać: (a) wodorotlenek Ŝelaza(III) z Ŝelaza, (b) wodorotlenek
miedzi(II) z metalicznej miedzi ? Podać równania odpowiednich reakcji chemicznych.
31.
Podać wzory i nazwy chemiczne następujących związków: sól kuchenna, soda
oczyszczona, soda Ŝrąca, sól gorzka, lapis, szkło wodne, saletra chilijska, salmiak, wapno
palone, wapno gaszone, siny kamień, sól glauberska, potaŜ.
32.
Ile gramów MgS powstanie w reakcji 6 g Mg i 6 g S, przy załoŜeniu 100% wydajności
reakcji?
33.
2,3 g metalicznego sodu wrzucono do 50 g wody. Obliczyć stęŜenie procentowe
otrzymanego roztworu wodorotlenku sodu.
34.
Do 100 cm
3
0,1 M roztworu H
3
PO
4
dodano:(a) 0,8 g NaOH, (b) 0,31g Na
2
O, (c) 30 cm
3
1
M roztworu NaOH, (d) 0,345 g metalicznego Na. Jakie sole otrzymano w poszczególnych
przypadkach? Podać odpowiednie obliczenia i zapisy równań reakcji.
Ćwiczenie 5
SZYBKOŚĆ REAKCJI CHEMICZNYCH I RÓWNOWAGA CHEMICZNA
1. ZaleŜność szybkości reakcji od stęŜenia substancji reagujących
(badanie kinetyki reakcji Landolta)
W zlewkach o pojemności 50 cm
3
przygotować roztwory zawierające jodan(V) potasu, kwas
siarkowy(VI) i skrobię w ilościach podanych w poniŜszej tabeli. Cylindrem miarowym
odmierzyć 5 cm
3
siarczanu(IV) sodu, wlać do mieszaniny w zlewce, szybko wymieszać i
odmierzać czas aŜ do momentu pojawienia się granatowego zabarwienia. Czynności wykonać
dla wszystkich podanych roztworów zawierających róŜne stęŜenia jodanu(V) potasu.
Lp
.
Zawartość zlewki
0,01 M
Na
2
SO
3
c
KIO3
[mol/dm
3
]
czas
[s]
0,02 M KIO
3
woda
0,5 M
H
2
SO
4
skrobia
1
5 ml
30 ml
1 ml
0,5 ml
5 ml
2
10 ml
25 ml
1 ml
0,5 ml
5 ml
3
15 ml
20 ml
1 ml
0,5 ml
5 ml
2. Wpływ temperatury na szybkość reakcji chemicznych
a) 3 g NH
4
Cl rozpuścić w ciepłej wodzie, w małej zlewce, uŜywając do tego celu 10 cm
3
wody. Analogicznie przygotować roztwór zawierający 4 g NaNO
2
, rozpuszczając go w 10
cm
3
wody. Odmierzyć po 3 cm
3
kaŜdego z roztworów i wlać je do probówki z korkiem, lekko
wstrząsnąć jego zawartość i pozostawić otwierając korek.
b) Powtórzyć doświadczenie zlewając takie same objętości substratów, ogrzane uprzednio do
temperatury 70
o
C. Zaobserwować zmianę w intensywności wydzielania gazowego produktu
reakcji, wywołaną podwyŜszeniem temperatury reakcji.
3. Wpływ katalizatora na szybkość reakcji chemicznych
a) kataliza heterogeniczna
Do trzech probówek nalać ostroŜnie perhydrolu (30% H
2
O
2
) do 1/3 objętości. Do pierwszej z
probówek wrzucić grudkę braunsztynu, do drugiej nieco węgla aktywnego, w trzeciej
zostawić dla porównania sam perhydrol. Sprawdzić Ŝarzącym się łuczywkiem intensywność
wydzielania się gazu.
4. Wpływ temperatury na równowagę chemiczną reakcji
Do dwóch probówek wlać po 1 cm
3
1 M roztworu CoCl
2
w 3 M roztworze NaCl. Jedną
probówkę pozostawić jako porównawczą, drugą ogrzać w płomieniu palnika – do zmiany
barwy z Ŝółtej na niebieską. Następnie probówkę tę ochłodzić i porównać zabarwienie
ochłodzonego roztworu z barwą roztworu nie ogrzewanego.
5. Wpływ zmiany stęŜeń substancji na stan równowagi chemicznej - równowaga między
jonami chromianowymi i dichromianowymi
Do probówki wlać około 1 cm
3
0,5 M roztworu K
2
CrO
4
i dodać kilka kropli 1 M roztworu
H
2
SO
4
do zmiany barwy z Ŝółtej na pomarańczową. W drugiej probówce przeprowadzić
reakcję odwrotną, tzn. do roztworu K
2
Cr
2
O
7
o stęŜeniu 0,5 M dodawać roztworu NaOH do
zmiany barwy.
6. Wpływ wydzielania się produktów trudno rozpuszczalnych, łatwo lotnych oraz słabo
zdysocjowanych na równowagę reakcji chemicznych
a) powstaje produkt trudno rozpuszczalny
Do dwóch probówek wlać po około 5 cm
3
0,1 M roztworu NaCl. Następnie do pierwszej z
nich dodać około 3 cm
3
0,1 M roztworu KNO
3
, a do drugiej 0,1 M roztworu AgNO
3
.
b) powstaje produkt łatwo lotny
Do około 5 cm
3
1 M Na
2
CO
3
dodać około 2 cm
3
1 M HCl.
c) powstaje produkt słabo zdysocjowany
Przygotować w probówce roztwór octanu sodu. Do tak przygotowanego roztworu dodać 2 M
roztworu kwasu siarkowego(VI). OstroŜnie powąchać zawartość probówki.
7. Reakcja oscylacyjna Briggsa-Rauschera
Przygotować następujące roztwory:
a) w 25 cm
3
wody rozpuścić 0,4 g kwasu malonowego i 0,25 g MnSO
4
·5H
2
O;
b) w 25 cm
3
wody rozpuścić 1,1 g KIO
3
i dodać 2 krople H
2
SO
4(stęŜ.);
c) do 10 cm
3
30% H
2
O
2
dodać 15 cm
3
0,05 % roztworu skrobi.
W krystalizatorze zmieszać po 10 cm
3
wszystkich roztworów. Po 1-minutowym okresie
wstępnym rozpoczyna się reakcja, której przebieg charakteryzują oscylacje zabarwienia
roztworu: Ŝółty – bezbarwny – niebieski.
Pytania i zagadnienia
1.
Zdefiniować szybkość reakcji chemicznej, od czego zaleŜy jej wartość?
2.
Co to jest stała szybkości reakcji i od czego zaleŜy jej wartość?
3.
Zdefiniować rzędowość i cząsteczkowość reakcji, czy zawsze są one sobie równe?
4.
Nadtlenek wodoru w wodnym roztworze ulega rozkładowi z wydzieleniem tlenu. Określić,
czy szybkość tej reakcji wzrośnie, czy zmaleje, jeŜeli:
a) zwiększy się stęŜenie roztworu
b) ogrzeje się roztwór
c) do roztworu doda się MnO
2
, który jest katalizatorem reakcji rozkładu H
2
O
2
.
5.
Na czym polega rola katalizatora w reakcjach chemicznych?
6.
Które z podanych katalizatorów naleŜy zaliczyć do homogenicznych, a które do
heterogenicznych? Uzasadnić odpowiedź.
a) tlenek wanadu(V), katalizujący utlenianie tlenku siatki(IV) do tlenku siarki(VI)
b) mieszanina tlenku azotu(II) i tlenku azotu(IV), katalizująca utlenianie tlenki siarki(IV)
do tlenki siarki(VI)
c) węgiel aktywny, katalizujący reakcję rozkładu nadtlenku wodoru w roztworze wodnym
d) jodek potasu, katalizujący reakcję rozkładu nadtlenku wodoru w roztworze wodnym
e) nikiel, katalizujący reakcję syntezy amoniaku z pierwiastków
f) złoto, katalizujące reakcję rozkładu gazowego jodowodoru
g) stęŜony roztwór wodny kwasu siarkowego(VI), katalizujący reakcję estryfikacji etanolu
kwasem octowym
h) platyna, katalizująca reakcję przyłączenia wodoru do etenu
7. Jak, zgodnie z regułą van
’
t Hoffa, zmieni się szybkość reakcji po podwyŜszeniu
temperatury o 20
o
C?
8. Reakcja syntezy A + 2 B = C przebiega według równania kinetycznego v = k ⋅ cA ⋅ cB.
Początkowe stęŜenie substratu A wynosi 1 mol⋅dm-3, substratu B – 2 mol⋅dm
-3
, stała
szybkości k = 0,2 s
-1
·mol
-2
·dm
6
. Obliczyć szybkość reakcji: a) w momencie jej
rozpoczęcia; b) po upływie pewnego czasu, gdy stęŜenie substratu A zmniejszyło się do
0,4 mol·dm
-3
.
9. Kiedy układ osiąga stan równowagi?
10. Co to jest stała równowagi chemicznej i od czego zaleŜy jej wartość?
11. Jakie reakcje moŜna uwaŜać za praktycznie nieodwracalne?
12. W jakich warunkach zmiana ciśnienia wpływa na układ znajdujący się w równowadze?
13. Sformułować zasadę Le Chateliera-Brauna i na jej podstawie wyjaśnić, w jakim kierunku
przesunie się równowaga reakcji: N
2
+ 3 H
2
←
→
2 NH
3
∆
H = - 22 kcal
a) po zwiększeniu ciśnienia wywieranego na reagujący układ
b) po zwiększeniu objętości naczynia
c) po podwyŜszeniu temperatury
d) po wprowadzeniu katalizatora (Fe z dodatkiem Al)
14. Jak wpłynie: a) zwiększenie ciśnienia, b) podwyŜszenie temperatury, na równowagę
następujących reakcji:
a)
2 H
2
+ O
2
←
→
2 H
2
O
∆
H < 0
b)
CaCO
3
←
→
CaO + CO
2
∆
H > 0
c)
2 C + O
2
←
→
2 CO
∆
H < 0
15. Określić, jak wpłynie na połoŜenie równowagi poniŜszej reakcji:
CO
2 (g)
+ H
2
(g)
←
→
CO
(g)
+ H
2
O
(g)
a)
dodanie CO
2
do mieszaniny reakcyjnej
b)
dodanie H
2
do mieszaniny reakcyjnej
c)
dodanie CO do mieszaniny reakcyjnej
d)
dodanie H
2
O do mieszaniny reakcyjnej
e)
usunięcie części CO
2
z mieszaniny reakcyjnej
f)
usunięcie części CO z mieszaniny reakcyjnej
16. Określić w jaki sposób na połoŜenie równowagi reakcji syntezy kwasu węglowego z
tlenku węgla (IV) i wody wpłynie:
a) zagotowanie roztworu
b) zwiększenie ciśnienia tlenku węgla(IV).
17. Określić w której reakcji zwiększenie ciśnienia mieszaniny reakcyjnej spowoduje
zwiększenie wydajności:
a)
synteza chlorowodoru
b)
termiczny rozkład węglanu wapnia
c)
synteza amoniaku
d)
termiczny rozkład jodowodoru
Ćwiczenie 6
DYSOCJACJA JONOWA
1. Przewodnictwo elektryczne jako kryterium podziału substancji na elektrolity i
nieelektrolity
Zbadać konduktometrycznie przewodnictwo roztworów następujących substancji: stęŜ.
roztworu sacharozy (C
12
H
22
O
11
), 0,1 M HCl, 0,1 M CH
3
COOH, 0,1 M NaOH, 0,1 M NH
3 (aq)
,
0.1 M NaCl. W tym celu zanurzyć do cieczy sondę konduktometryczną, skalibrować przyrząd
i zanotować wartość przewodnictwa. Zbadać takŜe przewodnictwo wody wodociągowej i
wody destylowanej.
UWAGA ! Przed wykonaniem kaŜdego pomiaru, naleŜy pamiętać o przemyciu
i osuszeniu sondy konduktometrycznej!
2. ZaleŜność stopnia dysocjacji elektrolitu od jego stęŜenia
Do zlewki (100 cm
3
) odmierzyć cylindrem miarowym 20 cm
3
lodowatego kwasu octowego.
Zlewkę postawić na płycie mieszadła elektromagnetycznego i zanurzyć w niej elektrody
węglowe. Sprawdzić intensywność światła Ŝarówki. Następnie odpipetować 10 cm
3
kwasu i
za pomocą pipety dodać tyle samo wody destylowanej. Zawartość zlewki dokładnie
wymieszać i wykonać kolejny pomiar.
3. Wpływ dodatku wspólnych jonów na przesunięcie równowagi dysocjacji słabego
elektrolitu w roztworze wodnym
a) wpływ soli słabego kwasu na dysocjację tego kwasu
Do probówki wlać 5 cm
3
0,1 M roztworu CH
3
COOH a następnie dodać 2 krople oranŜu
metylowego. Zawartość probówki podzielić na dwie równe części. Jedną probówkę
pozostawić jako kontrolną, do drugiej wsypać niewielką ilość octanu sodu (stałego)
zamieszać roztwór bagietką. Porównać zabarwienie otrzymanego roztworu z zabarwieniem
roztworu w probówce kontrolnej.
b) wpływ soli słabej zasady na dysocjację tej zasady
Do probówki wlać 5 cm
3
0,1 M roztworu amoniaku, a następnie dodać 2 krople
fenoloftaleiny. Jedną probówkę z zasadą pozostawić jako kontrolną, do drugiej wsypać
niewielką ilość chlorku amonu i zamieszać roztwór bagietką. Porównać zabarwienie
otrzymanego roztworu z zabarwieniem roztworu w probówce kontrolnej.
4. Wpływ rodzaju rozpuszczalnika na wartość stopnia dysocjacji
Stosując zestaw z Ŝarówką i sondę sprawdzić, przewodzenie prądu gotowych roztworów
chlorowodoru w wodzie, metanolu i toluenie.
5. Reakcje jonowe z utworzeniem słabych elektrolitów
Do probówki wlać 1 cm
3
1 M NH
4
Cl. Następnie dodawać kroplami 1 cm
3
1,0 M NaOH.
Delikatnie sprawdzić zapach wydzielającego się w probówce gazu (zawartość probówki
moŜna lekko podgrzać umieszczając ją w łaźni wodnej). Do wylotu probówki zbliŜyć
zwilŜony wodą uniwersalny papierek wskaźnikowy (nie dotykać papierkiem ścianek
probówki). Obserwować barwę papierka.
Pytania i zagadnienia
1.
Podać podstawowe załoŜenia teorii dysocjacji elektrolitycznej Arrheniusa.
2.
Jakie są doświadczalne dowody występowania jonów w roztworach?
3.
Wymienić czynniki wpływające na stopień dysocjacji elektrolitu.
4.
Wyjaśnić zmianę przewodnictwa kwasu octowego w miarę dodawania do niego wody.
5.
Zdefiniować stałą dysocjacji oraz podać od jakich czynników zaleŜy jej wartość.
6.
Do dwóch probówek, zawierających roztwór kwasu octowego dodano: do pierwszej –
wody, do drugiej – roztworu HCl. Jak wpłynie to na stopień i stałą dysocjacji kwasu
octowego?
7.
Podać równania dysocjacji kwasu siarkowodorowego oraz wyraŜenia na kolejne stałe
dysocjacji. Uszeregować występujące w roztworze jony według malejącej wartości ich
stęŜeń.
8.
Wyprowadzić zaleŜność pomiędzy stopniem dysocjacji, stałą dysocjacji i stęŜeniem
elektrolitu.
9.
Kryterium podziału elektrolitów na mocne i słabe.
10.
Dlaczego w przypadku mocnych elektrolitów wprowadzono pojęcie aktywności?
11.
W wodnym roztworze kwasu HA stęŜenie jonów H
3
O
+
wynosi 0,3 M, zaś stęŜenie
cząsteczek niezdysocjowanych kwasu wynosi 1,7 M. Obliczyć stopień i stałą dysocjacji
kwasu.
12.
Obliczyć stęŜenie jonów wodorotlenowych w 0,01 M roztworze słabej zasady, której stała
dysocjacji wynosi 1,75·10
-5
.
13.
Obliczyć stęŜenie jonów H
3
O
+
w 0,01 M roztworze kwasu solnego i 0,05 M roztworze
kwasu octowego.
14.
Czym naleŜy tłumaczyć duŜe przewodnictwo roztworów wodnych HCl i NaOH?
15.
Zapisać jonowo reakcje zachodzące po zmieszaniu wodnych roztworów:
a)
(NH
4
)
2
SO
4
+ NaOH
b)
K
2
CO
3
+ HCl
c)
NH
3
+ CH
3
COOH
16.
Przy jakim stęŜeniu roztworu stopień dysocjacji kwasu azotowego(III) będzie równy 0,1?
17.
Omówić wpływ wspólnych jonów na dysocjację słabych elektrolitów.
18.
Wskazać, które z wymienionych substancji są elektrolitami i podać równania ich
dysocjacji: Na
3
PO
4
, NaOH, CH
3
COOH, FeCl
3
, Cu(NO
3
)
2
, NH
3
, HNO
3
, H
2
SO
4
, H
3
PO
4
,
C
6
H
6
, C
6
H
12
O
6
, CH
3
COONH
4
, (NH
4
)
2
SO
4
.
Ćwiczenie 7
STĘśENIE JONÓW WODOROWYCH. WSKAŹNIKI pH
1. Badanie zmiany barwy wskaźników w roztworach o róŜnych wartościach pH
Do trzech probówek wlać po około 2 cm
3
roztworu wzorcowego o znanym pH. Do kaŜdej z
nich dodać dwie krople następujących wskaźników: oranŜ metylowy, błękit bromotymolowy,
fenoloftaleina. Zanotować barwę wskaźników. Porównać uzyskane wyniki z wartościami pH
zawartymi w poniŜszej tabeli:
Lp.
Wskaźnik
Barwa
1.
OranŜ metylowy
Czerwona gdy pH < 3,2 śółta gdy pH > 4,5
2.
Błękit bromotymolowy
ś
ółta gdy pH < 6 Niebieska gdy pH > 7,6
3.
Fenoloftaleina
Bezbarwna gdy pH < 8,2 Malinowa gdy pH > 10
2. Sprawdzanie odczynu wybranych roztworów
Do ośmiu ponumerowanych probówek dodać kolejno po 1 cm
3
następujących roztworów: 0,1
M HCl; 0,1 M CH
3
COOH; 0,1 M NaCl; H
2
O (destylowana); 0,1 M NH
3 (aq)
; 0,1 M NaOH; 0,1
M NH
4
Cl; 0,1 M K
2
CO
3
. Przygotować osiem papierków wskaźnikowych. Z kaŜdej probówki
pobrać dobrze opłukaną i osuszoną bagietką kropelkę roztworu i zwilŜyć nią jeden papierek
wskaźnikowy. Zanotować zabarwienie papierka.
3. Oznaczanie pH roztworów
Określić wartość pH roztworu otrzymanego od prowadzącego ćwiczenia stosując metodę
opisaną w doświadczeniu 1.
3. Oznaczanie wartości pH roztworów z zastosowaniem pehametru
NaleŜy zmierzyć pH następujących roztworów:
1) 0,1 M roztworu kwasu chlorowodorowego otrzymanego z roztworu stęŜonego
(36%, d = 1,18 g/cm
3
),
2) 0,1 M roztworu wodorotlenku sodu otrzymanego ze stałego NaOH,
3) 0,1 M roztworu kwasu octowego – uŜyć gotowego roztworu,
4) 0,1 M roztworu amoniaku – uŜyć gotowego roztworu.
Orientacyjną wartość pH określić papierkiem uniwersalnym. Następnie zmierzyć pH za
pomocą pehametru wyposaŜonego w elektrodę kombinowaną. Uzyskane wyniki, łącznie z
wartościami wynikającymi z obliczeń zestawić w tabeli:
Lp.
Odczynnik
pH określone papierkiem
uniwersalnym
pH zmierzone
pehametrem
pH obliczone
1.
0,1 M HCl
2.
0,1 M NaOH
3.
0,1M CH
3
COOH
4.
0,1 M NH
3
4. Badanie zmiany pH podczas miareczkowania mocnej zasady mocnym kwasem
Odmierzyć 25 cm
3
0,1 M roztworu NaOH i przenieść do zlewki o pojemności 100 cm
3
.
Następnie dodać do tego roztworu kilka kropli fenoloftaleiny i umieścić zlewkę na mieszadle
magnetycznym. W roztworze zanurzyć elektrodę kombinowaną połączoną z pehametrem.
Biuretę napełnić 0,1 M roztworem HCl. Miareczkować, aŜ do zobojętnienia (barwa
wskaźnika zaniknie). Po uzyskaniu zobojętnienia miareczkować dalej, aŜ do wprowadzenia
20% nadmiaru HCl (w stosunku do stechiometrycznej ilości miareczkowanej zasady).
Zmiany pH podczas miareczkowania przedstawić graficznie jako wykres zaleŜności pH
roztworu od objętości wprowadzonego kwasu (krzywa miareczkowania).
5. Oznaczanie pehametrem pH kilku produktów Ŝywnościowych
Do zlewek o pojemności 100 cm
3
wlać do połowy jej wysokości kilka wybranych, aktualnie
dostępnych w laboratorium, produktów (napój Coca Cola, ocet spoŜywczy, sok jabłkowy,
kawa, piwo, woda gazowana) i pehametrem zmierzyć ich wartość pH.
6. Oznaczanie pH preparatu kosmetycznego (szamponu do włosów, mydła do rąk lub
Ŝelu pod prysznic)
Otrzymany kosmetyk rozcieńczyć wodą i wlać po około 2 cm
3
do dziesięciu probówek. Do
kaŜdej z nich dodać kilka kropli następujących wskaźników: błękit tymolowy, Ŝółcień
metylowa, błękit bromofenolowy, oranŜ metylowy, czerwień metylowa, lakmus, błękit
bromotymolowy, czerwień obojętna, fenoloftaleina, tymoloftaleina. Zanotować barwę
otrzymanych roztworów i przybliŜoną wartość pH. Wyznaczyć pH otrzymanego preparatu
kosmetycznego.
7. Naturalne wskaźniki
a) liście czerwonej kapusty
Do kaŜdej z sześciu probówek z roztworami 0,1 M HCl; 0,1 M CH
3
COOH; 0,1 M NaCl; H
2
O
(destylowana); 0,1 M NH
3 (aq)
; 0,1 M NaOH dodać po skrawku ugotowanego liścia czerwonej
kapusty. Porównać zmiany zabarwienia liści czerwonej kapusty w kwasach i zasadach.
Ocenić czy liście czerwonej kapusty mogą być wskaźnikami mocy kwasów i zasad.
b) esencja herbaciana
Do trzech probówek wlać po 2 cm
3
esencji herbacianej. Do jednej z nich dodać 4 krople
0,1 M CH
3
COOH, do drugiej dodać 4 krople 0,1 M roztworu NaOH, zawartość trzeciej
probówki pozostawić bez zmian. Wyjaśnić zmiany zabarwienia esencji z herbaty po dodaniu
kwasu i zasady.
Pytania i zagadnienia
1.
Co to jest iloczyn jonowy wody i od czego zaleŜy jego wartość?
2.
Co to jest pH roztworu? Dlaczego zakres pH dla roztworów wodnych wynosi 0 – 14?
3.
Co to są wskaźniki pH? Co rozumie się pod pojęciem zakresu zmiany barwy wskaźnika?
4.
Wymienić najczęściej stosowane wskaźniki pH. Podać mechanizm ich działania.
5.
Obliczyć stęŜenie jonów wodorowych w roztworze, w którym stęŜenie jonów
wodorotlenowych wynosi 3,16·10
-4
, a pKw = 14.
6.
Ustalić jakie zabarwienie występuje w roztworze a) kwasu, b) zasady po dodaniu
wskaźnika typu HInd, którego dysocjacja związana jest z następującymi barwami: (barwa
Ŝ
ółta) HInd = H
+
+ Ind
-
(barwa niebieska).
7.
Obliczyć stęŜenie jonów wodorowych w roztworze dla którego:
a) pH= 3,92, b) pOH = 5,86.
8.
Który roztwór jest bardziej kwasowy, ten w którym stęŜenie jonów H
3
O
+
wynosi
7·10
-7
M, czy ten w którym stęŜenie jonów OH
-
jest równe 3·10
-8
M?
9.
Obliczyć pH następujących roztworów: a) 0,01 M kwasu solnego; b) 0,1 M kwasu
cyjanowodorowego zakładając, Ŝe stopień dysocjacji tego kwasu wynosi 0,01%;
c) 0,1 M roztworu kwasu octowego.
10.
Na czym polega potencjometryczne miareczkowanie kwasów i zasad?
11.
Próbkę 5 cm
3
roztworu NaOH rozcieńczono do 100 cm
3
. Na zmiareczkowanie 20 cm
3
otrzymanego roztworu zuŜyto 12,5 cm
3
0,1 M roztworu HCl. Jakie było stęŜenie molowe
próbki przed jej rozcieńczeniem?
12.
W roztworze I stęŜenie jonów wodorotlenowych wynosi 1·10
-4
M, a w roztworze II
1·10
-10
M. W którym roztworze stęŜenie jonów wodorowych jest większe? Odpowiedź
uzasadnić obliczeniami.
Ćwiczenie 8
ROZTWORY BUFOROWE
1. Bufor octanowy jako przykład buforu typu HA/A
-
a) przygotowanie roztworu buforu octanowego o pH = 4,25
Korzystając z 0,5 M roztworów kwasu octowego i octanu sodu w cylindrze o poj. 50 cm
3
przygotować 40 cm
3
buforu octanowego o pH = 4,25 (stosunek objętości obu roztworów
obliczyć naleŜy z zaleŜności obowiązującej dla buforu typu HA/A
-
). Sprawdzić pH roztworu
poprzez dodanie 10 kropli zieleni bromokrezolowej. Przygotowany, zabarwiony wskaźnikiem
roztwór pozostawić do doświadczenia 1c.
b) równowaga w roztworze buforu octanowego
Do probówki wlać 5 cm
3
0,1 M roztworu kwasu octowego i 5 cm
3
wody, a następnie dodać
2 krople oranŜu metylowego. Zawartość probówki starannie wymieszać i podzielić na dwie
równe części. Do pierwszej dodać około 2 cm
3
0,5 M octanu sodu i wymieszać. Drugą
probówkę pozostawić jako punkt odniesienia dla porównania barwy roztworów.
c) badanie stałości pH roztworu buforu octanowego
Przygotować około 40 cm
3
roztworu kwasu octowego o pH = 4,25 dodając do wody
destylowanej 10 kropli zieleni bromokrezolowej, a następnie 0,01 M roztworu kwasu
octowego (po 1 kropli) tak, aby barwa roztworu była identyczna (jasnozielona) jak
otrzymanego w doświadczeniu 1a roztworu buforu octanowego. Następnie przygotowany
roztwór kwasu rozdzielić na dwie równe części rozlewając go do cylindrów miarowych o poj.
50 cm
3
. Do dwóch następnych cylindrów wlać przygotowany w doświadczeniu 1a roztwór
buforowy w taki sposób, aby objętość roztworów we wszystkich czterech cylindrach była
jednakowa. Cylindry ponumerować i ustawić na białym tle. Do jednej części roztworu
niezbuforowanego dodawać 0,5 M roztworu kwasu solnego (po jednej kropli) do pojawienia
się Ŝółtej barwy roztworu. Powtórzyć tę samą czynność dla roztworu buforowego i odczytać
objętość dodanego roztworu kwasu solnego. PoniewaŜ w trakcie dodawania kwasu solnego
do roztworu buforowego znacznie wzrasta objętość roztworu, naleŜy uzupełniać ilość
wskaźnika tak, aby jego stęŜenie wynosiło 10 kropli/40 cm
3
. Do drugiej części
niezbuforowanego roztworu kwasu octowego dodawać kroplami 0,5 M roztwór wodorotlenku
sodu (po jednej kropli) do uzyskania barwy niebieskiej. Analogicznie postępować z
roztworem buforowym utrzymując stęŜenie wskaźnika na poziomie 10 kropli/40 cm
3
.
Odczytać zmianę objętości roztworu.
2. Bufor amoniakalny jako przykład buforu typu B/BH
+
a) przygotowanie roztworu buforu amoniakalnego o pH = 8,4
Korzystając z 0,5 M roztworów amoniaku i chlorku amonu w cylindrze o poj. 50 cm
3
przygotować 40 cm
3
buforu amoniakalnego o pH = 8,4 (stosunek objętości obu roztworów
obliczyć naleŜy z zaleŜności obowiązującej dla buforu typu B/BH
+
). Sprawdzić pH roztworu
poprzez dodanie 2 kropli fenoloftaleiny. Przygotowany zabarwiony wskaźnikiem roztwór
pozostawić do doświadczenia 2b.
b) badanie pojemności buforowej roztworu buforu amoniakalnego
Zawartość cylindra z doświadczenia 2a podzielić na dwie równe części i rozlać do cylindrów
o poj. 50 cm
3
(roztwory 1 i 2). Do 40 cm
3
wody destylowanej z dodatkiem 2 kropli
fenoloftaleiny dodawać kroplami 0,01 M roztwór NH
3aq
, aŜ do uzyskania takiej samej, jak w
roztworze buforowym, barwy jasnoróŜowej. Otrzymany roztwór podzielić na dwie równe
części do dwóch cylindrów o poj. 50 cm
3
(roztwory 3 i 4). W kolejnym etapie doświadczenia
ustawić cylindry na białym tle i do jednej części roztworu buforowego oraz
niezbuforowanego (roztwory 1 i 3) dodawać 0,5 M roztwór NaOH, aŜ do zmiany barwy
roztworu na malinową. Zanotować objętości roztworu NaOH potrzebne do wywołania
zmiany barwy. Do drugiej pary roztworów (roztwory 2 i 4) dodawać 0,5 M roztwór HCl, do
odbarwienia roztworów. Ze względu na to, Ŝe fenoloftaleina wykazuje barwę przejściową w
zakresie pH od 8 do 10, zaś wyjściowy roztwór buforowy miał pH równe 8,4, obserwowane
w doświadczeniu zmiany barwy pozwalają na wyznaczenie pojemności buforowej.
c) zastosowanie buforu amoniakalnego
Przygotować w probówkach po około 5 cm
3
roztworów soli: Ŝelaza(III) i magnezu(II).
Roztwory podzielić na dwie równe części. Do pierwszej części kaŜdego roztworu dodać
kroplami 2 M roztwór amoniaku, aŜ do wytrącenia osadu. Do drugiej części roztworów dodać
bufor amoniakalny, przygotowany przez zmieszanie równych objętości 2 M roztworu
amoniaku oraz 2 M roztworu chlorku amonu.
3. ZaleŜność pH roztworu buforowego od stosunku stęŜeń jego składników
Przygotować w probówkach trzy roztwory buforowe mieszając ze sobą 0,5 M roztwory
kwasu octowego i octanu sodu w następujących stosunkach objętościowych:
1)
10 cm
3
roztworu CH
3
COOH i 1 cm
3
roztworu CH
3
COONa,
2)
5 cm
3
roztworu CH
3
COOH i 5 cm
3
roztworu CH
3
COONa,
3)
1 cm
3
roztworu CH
3
COOH i 10 cm
3
roztworuCH
3
COONa.
Obliczyć wartości pH otrzymanych roztworów, a następnie obliczone wartości sprawdzić
eksperymentalnie dodając do probówek po kilka kropli zieleni bromokrezolowej.
4. Porównanie wpływu rozcieńczania na pH roztworu buforowego i niezbuforowanego
a) roztwór buforowy
Przygotować w probówce roztwór buforowy mieszając 10 cm
3
1 M roztworu kwasu
octowego i 1 cm
3
1 M roztworu octanu sodu. 1 cm
3
tego roztworu rozcieńczyć 50-krotnie
i pobrać do drugiej probówki 10 cm
3
rozcieńczonego roztworu. Do obu probówek dodać po 2
krople oranŜu metylowego i porównać barwy. Pozostawić roztwory do doświadczenia 2b.
b) roztwór niezbuforowany
Do probówki wlać 10 cm
3
1 M roztworu kwasu octowego, do drugiej probówki tę samą
objętość roztworu rozcieńczonego 50-krotnie. Do obu probówek dodać po 2 krople oranŜu
metylowego. Porównać barwy wskaźnika w obu parach probówek (2a i 2b).
5. Wyznaczanie pojemności buforowej buforu węglanowego, wody bałtyckiej,
syntetycznej wody atlantyckiej, wody wodociągowej i wody destylowanej
Sporządzić bufor węglanowy rozpuszczając 0,19 mola Na
2
CO
3
oraz 0,41 mola NaHCO
3
w 1
dm
3
wody destylowanej. Do kolb stoŜkowych o poj. 250 cm
3
pobrać po 50 cm
3
badanych
cieczy (buforu węglanowego, wody bałtyckiej, syntetycznej wody atlantyckiej, wody
wodociągowej i wody destylowanej). Za pomocą uprzednio skalibrowanego pehametru
zmierzyć pH w kaŜdej kolbie. Następnie do kaŜdej próbki dodawać z biurety o poj. 25 cm
3
po
kropli rozwór HCl ciągle mieszając (w przypadku buforu węglanowego uŜyć 0,5 M, a w
pozostałych przypadkach 0,005 M roztworu HCl). NaleŜy dodać taką ilość roztworu
miareczkującego, aby nastąpiła zmiana pH nie mniejsza niŜ jedna jednostka.
Pytania i zagadnienia
1.
Zinterpretować róŜnicę barw roztworów w doświadczeniu 1b.
2.
Porównać i zinterpretować wyniki otrzymane w doświadczeniu 1c dla roztworu
niezbuforowanego i mieszaniny buforowej.
3.
Obliczyć pojemność buforu badanego w doświadczeniu 2b.
4.
Na podstawie wyników z doświadczenia 3 i 4 wyjaśnić, od czego zaleŜy pH roztworu
buforowego.
5.
Wyniki miareczkowań uzyskanych w doświadczeniu 5 zestawić w tabeli zawierającej dla
kaŜdej z 5 badanych cieczy pH wyjściowe, ilość dodanego kwasu (oraz jego stęŜenie) i pH
po dodaniu kwasu. Na podstawie danych doświadczalnych obliczyć pojemność buforową i
zestawić w tej samej tabeli. Dla buforu węglanowego obliczyć pojemność buforową
(przyjmując w obliczeniach dla kwasu węglowego wartość K
a2
równą 5·10
–11
) i porównać
z wartością wyznaczoną doświadczalnie.
6.
Co to są roztwory buforowe? Podać przykłady trzech typów roztworów buforowych.
7.
Na czym polega buforujące działanie roztworów buforowych?
8.
Wyprowadzić wzory na stęŜenie jonów wodorowych w roztworze buforu octanowego i
amoniakalnego.
9.
Zmieszano 50 cm
3
1 M roztworu kwasu octowego i 150 cm
3
0,1 M roztworu NaOH.
Obliczyć pH otrzymanego roztworu.
10.
Obliczyć zmiany pH po dodaniu 10 cm
3
0,1 M roztworu NaOH do: a) 100 cm
3
wody, b)
100 cm
3
buforu amoniakalnego, w którym stęŜenia obu składników są równe 0,1 M.
Ćwiczenie 9
PROTOLITYCZNE REAKCJE JONÓW W ROZTWORZE WODNYM
1. Hydratacja kationów
a) Do trzech probówek wsypać szczyptę bezwodnych soli: do pierwszej siarczanu(VI)
miedzi(II), do drugiej siarczanu(VI) niklu(II), do trzeciej siarczanu(VI) kobaltu(II). Do kaŜdej
z probówek dodać po około 2 cm
3
wody destylowanej i wytrząsać zawartość probówki aŜ sól
ulegnie rozpuszczeniu. Porównać barwy otrzymanych roztworów z barwami odpowiednich
soli bezwodnych i stałych hydratów.
b) Cienkim pręcikiem szklanym zwilŜonym 1 M roztworem chlorku kobaltu(II) napisać
dowolny wyraz na białym papierze. Papier wysuszyć i obejrzeć napis. Zwrócić uwagę na
odbarwienie napisu po ostygnięciu, względnie po skierowaniu nań oddechu lub ciepłego
strumienia powietrza z suszarki. Wyjaśnić zaobserwowane zjawiska.
2. Badanie odczynu wybranych soli
a) reakcje kationów z wodą (protoliza kationowa)
Do trzech probówek wsypać szczyptę odpowiedniej soli: do pierwszej siarczan(VI) glinu, do
drugiej chlorek Ŝelaza(III), do trzeciej chlorek amonu. Do kaŜdej z probówek dodać po około
2 cm
3
wody destylowanej i przez chwilę wytrząsać zawartość probówki. Określić za pomocą
papierków wskaźnikowych pH otrzymanych roztworów.
b) reakcje anionów z wodą (protoliza anionowa)
Przygotować po ok. 2 cm
3
wodnych roztworów: węglanu sodu, ortofosforanu(V) sodu
i siarczku sodu. Do otrzymanych roztworów dodać po kilka kropli błękitu bromotymolowego.
c) sole obojętne
Określić za pomocą papierków wskaźnikowych pH przegotowanej i ochłodzonej wody, która
będzie uŜywana do przygotowywania roztworów w czasie wykonywania ćwiczenia.
Do dwóch probówek wsypać szczyptę odpowiedniej soli: do pierwszej azotanu(V) potasu, do
drugiej siarczanu(VI) sodu. Do kaŜdej z probówek dodać po około 2 cm
3
wody destylowanej i
wytrząsać zawartość probówki aŜ sól ulegnie rozpuszczeniu. Określić za pomocą papierków
wskaźnikowych pH otrzymanych roztworów.
3. Wyznaczanie stałych i stopnia protolizy
Przygotować po 50 cm
3
gotowych 0,5 M roztworów następujących soli: węglanu sodu,
wodorowęglanu
sodu,
ortofosforanu(V)
sodu,
wodorofosforanu(V)
sodu,
diwodorofosforanu(V) sodu, chlorku amonu, octanu sodu, azotanu(V) glinu, azotanu(V)
chromu(III) i octanu amonu. Oznaczyć wartość pH przygotowanych roztworów za pomocą
pehametru. Wykorzystując zmierzone wartości pH, obliczyć stopień i stałą protolizy
poszczególnych jonów.
Pytania i zagadnienia
1.
Co to jest hydratacja? Od jakich własności jonu zaleŜy jego zdolność do tworzenia
hydratów?
2.
Jakie są następstwa hydratacji jonów?
3.
Dlaczego odwodnienie siarczanu(VI) miedzi(II) i siarczanu(VI) niklu(II) towarzyszy
zmiana barwy soli? Podać inne przykłady takiego zachowania soli.
4.
Solwatacja a hydratacja.
5.
Uszeregować następujące jony według malejącej zdolności do hydratacji: H
+
, K
+
, Li
+
,
Al
3+
, Mg
2+
, Cu
2+
, NO
3
-
, SO
4
2-
, Cl
-
.
6.
Pojęcie kwasu i zasady Broensteda.
7.
Hydroliza jako reakcja protolityczna anionowej zasady lub kationowego kwasu z wodą.
8.
Co to są stopień i stała hydrolizy?
9.
Jakie czynniki i w jaki sposób wpływają na stopień hydrolizy?
10.
Napisać
równania
reakcji
protolitycznych
przebiegających
w
wykonanych
doświadczeniach.
Ćwiczenie 10
ILOCZYN ROZPUSZCZALNOŚCI
1. Reakcje wytrącania osadów jako reakcje jonowe
Do dwóch probówek zawierających roztwór azotanu(V) srebra dodać: do pierwszej kilka
kropli 2 M roztworu kwasu solnego, do drugiej roztworu chlorku sodu.
2. Efekt wspólnego jonu
Do dwóch probówek wlać nasycony roztwór chlorku ołowiu(II). Do jednej probówki dodać
10 kropli nasyconego roztworu octanu ołowiu(II), do drugiej zaś taką samą ilość nasyconego
roztworu chlorku sodu.
3. RóŜnice w rozpuszczalności soli trudno rozpuszczalnych
Do probówki z roztworem chlorku wapnia dodać roztworu siarczanu(VI) sodu. Zawartość
probówki odstawić na 2-3 minuty, osad odwirować i przemyć. Następnie sporządzić
nasycony roztwór otrzymanego siarczanu(VI) wapnia wytrząsając przez kilka minut osad w
probówce z około 5 cm
3
wody. Osad odwirować, a następnie dodać szczawianu amonu.
4. Przeprowadzenie soli trudno rozpuszczalnych w trudniej rozpuszczalne
Do probówki z roztworem azotanu(V) ołowiu(II) dodać taką samą objętość siarczanu(VI)
sodu. Osad odwirować, oddzielić od roztworu i zadać kilkoma kroplami siarczku amonu.
Dokładnie wymieszać bagietką. Wlać do probówki roztwór azotanu(V) ołowiu(II), a
następnie dodać roztworu chlorku sodu. Osad odwirować i zadać roztworem chromianu(VI)
potasu. Zamieszać bagietką.
5. Wpływ stęŜenia jonów wodorowych na rozpuszczalność soli słabych kwasów
Strącić osad szczawianu wapnia przez zmieszanie roztworów szczawianu amonu i soli
wapnia. Osad odwirować i po zdekantowaniu roztworu podzielić na dwie części. Do
pierwszej części dodać 2 M roztworu kwasu solnego, a do drugiej 2 M roztworu kwasu
octowego.
6. Frakcjonowane strącanie osadów
Do jednej probówki wprowadzić kilka kropli 0,5 M roztworu chlorku amonu, do drugiej taką
samą objętość 0,1 M roztworu jodku potasu. Do kaŜdej z nich dodać po kilka kropli 0,1 M
roztworu azotanu(V) srebra. Następnie zmieszać równe objętości roztworów chlorku sodu i
jodku potasu, zakwasić kwasem azotowym(V) i dodać kilka kropli azotanu(V) srebra. Po
upływie 5 minut osad odwirować. Za pomocą pipetki pobrać ciecz znad osadu, przenieść do
drugiej probówki i dodać kilka kropli azotanu(V) srebra. Pobieranie cieczy znad osadu i
ponowne wytrącanie osadu naleŜy powtarzać tak długo, aŜ otrzyma się zupełnie biały osad.
Porównać zabarwienie kolejno otrzymanych osadów z osadami otrzymanymi na początku.
7. Zastosowanie buforu amoniakalnego do selektywnego wytrącania osadów
Przygotować po około 10 cm
3
0,1 M roztworów azotanu(V) Ŝelaza(III) i azotanu(V) magnezu.
Roztwory podzielić na dwie części. Do pierwszej części kaŜdego z roztworów naleŜy dodać
około 10 cm
3
2 M roztworu amoniaku. Do drugiej porcji roztworów azotanów(V) naleŜy
wprowadzić około 10 cm
3
buforu amoniakalnego, przygotowanego przez zmieszanie równych
objętości 2 M roztworów amoniaku i chlorku amonu. Zaobserwować róŜnice w wytrącaniu
się osadów.
8. Czynniki wpływające na przebieg procesu rozpuszczania - polarność rozpuszczalnika
i substancji rozpuszczonej
8.1. Rozpuszczalność soli nieorganicznych
Do jednej probówki wlać około 2 cm
3
wody destylowanej (demineralizowanej) a do drugiej
taką samą objętość etanolu. Do kaŜdej z nich wsypać po kilka kryształków chlorku sodu i
wymieszać zawartość. Porównać rozpuszczalność soli w obu rozpuszczalnikach.
8.2. Rozpuszczalność stałych substancji niepolarnych
Do probówek wlać po 2 ml wody, wodnego roztworu jodku potasu, etanolu oraz chloroformu.
Do kaŜdego z tych rozpuszczalników wsypać po kilka kryształków jodu, wymieszać
zawartości i porównać rozpuszczalność jodu oraz barwy otrzymanych roztworów.
Pytania i zagadnienia
1.
Podać zaleŜność pomiędzy rozpuszczalnością i iloczynem rozpuszczalności dla trudno
rozpuszczalnych elektrolitów typu AB, AB
2
i A
2
B
3
.
2.
Jak wytłumaczyć stwierdzenie, Ŝe Ŝadne wytrącanie nie moŜe być całkowite?
3.
Przedyskutować jakościowo i ilościowo wpływ wspólnego i obcego jonu na
rozpuszczalność osadów.
4.
Jak wpływa stopień dysocjacji odczynnika strącającego na proces strącania osadów?
5.
Jak przebiega proces wytrącania osadów trudno rozpuszczalnych w przypadku, kiedy
odczynnik strącający tworzy osady z kilkoma jonami obecnymi w roztworze?
6.
Zmieszano parami następujące roztwory elektrolitów: Pb(NO
3
)
2
, Na
2
S, CuSO
4 ,
KCl (w 6
moŜliwych kombinacjach). W których przypadkach przebiega reakcja? Podać równania
reakcji w formie cząsteczkowej i jonowej.
7.
Iloczyn rozpuszczalności Pb
3
(PO
4
)
2
wynosi 1,5·10
-32
. Obliczyć rozpuszczalność tej soli w
gramach na litr oraz znaleźć stęŜenie jonów Pb
2+
i PO
4
3-
w jej roztworze nasyconym.
8.
W jakim celu wprowadzamy w reakcjach strącania nadmiar odczynnika strącającego?
Dlaczego nie zaleca się uŜywania zbyt wielkiego nadmiaru odczynnika strącającego?
9.
Iloczyn rozpuszczalności chlorku srebra jest równy 1,6·10
-10
,
a chromianu(VI) srebra
9·10
-12
(w temperaturze 25
o
C). Podać, która z tych soli jest łatwiej rozpuszczalna w
roztworze wodnym.
10.
Czynniki wpływające na rozpuszczalność gazów w cieczach.
11.
Dlaczego rozpuszczalność gazów zawsze maleje ze wzrostem temperatury?
12.
Który z gazów – wodór, chlor, chlorowodór – jest najlepiej rozpuszczalny, a który
najgorzej? Wyjaśnić dlaczego.
13.
Od czego zaleŜy, czy rozpuszczanie ciał stałych w cieczach jest procesem egzo- czy
endotermicznym?
14.
Jak zmienia się rozpuszczalność siarczanu(VI) amonu w wodzie ze wzrostem
temperatury? Proces jest endotermiczny.
15.
Dlaczego kwas benzoesowy, w przeciwieństwie do benzenu, rozpuszcza się w wodzie?
16.
Dlaczego rozpuszczalność związków jonowych zwiększa się wraz ze wzrostem
względnej przenikalności elektrycznej rozpuszczalników?
17.
Dlaczego gęstość wodnego roztworu amoniaku jest mniejsza od gęstości wody i maleje
ze wzrostem stęŜenia?
Ćwiczenie 11
PODSTAWY ELEKTROCHEMII
1. Potencjały standardowe układów redoks
Na podstawie podanych poniŜej wartości standardowych potencjałów układów redoks
określić moŜliwość reakcji w grupie następujących utleniaczy: KMnO
4
, FeCl
3
i reduktorów:
KI, KBr Sprawdzić doświadczalnie trafność doboru, przeprowadzając reakcje między
roztworami utleniaczy i reduktorów zakwaszonymi 4 M roztworem H
2
SO
4
. W reakcjach, w
których powstaje wolny jod lub brom, zidentyfikować je dodatkowo na podstawie
zabarwienia warstwy dodanego chloroformu.
Pt/ MnO
4
-
,H
3
O
+
, Mn
2+
E
0
= +1,52 V
Pt/ Fe
3+
, Fe
2+
E
0
= +0,77 V
Pt/ I
2
, I
-
E
0
= +0,53 V
Pt/ Br
2
, Br
-
E
0
= +1,09 V
2. ZaleŜność przebiegu procesu utleniania i redukcji od środowiska reakcji
Do trzech zlewek o pojemności 50 cm
3
nalać po około 2 cm
3
0,1 M roztworu siarczanu(IV)
sodu. Roztwór w pierwszej zlewce zakwasić 2 M roztworem H
2
SO
4
, do drugiej dodać
stęŜonego roztworu NaOH, trzecią próbkę pozostawić bez zmian. Następnie do kaŜdej ze
zlewek dodawać kroplami, mieszając, 0,1 M roztwór KMnO
4
.
3. Reakcje, w których substancja spełnia rolę utleniacza bądź reduktora, w zaleŜności
od partnera reakcji
a) 1 cm
3
0,1 M roztworu jodku potasu zakwasić w probówce 2 M roztworem H
2
SO
4
, dodać
roztworu skrobi, a następnie kilka kropli 10 % roztworu nadtlenku wodoru. Zwrócić uwagę
na zmianę zabarwienia w probówce.
b) Do probówki zawierającej kilka cm
3
10% roztworu nadtlenku wodoru zakwaszonego 4 M
roztworem H
2
SO
4
, dodawać kroplami 0,1 M roztwór KMnO
4
. Zwrócić uwagę na zmiany
zachodzące w probówce.
4. Reakcje z udziałem substancji organicznych jako reduktorów
Do probówki z roztworem dichromianu potasu wprowadzić po kilka kropli stęŜonego kwasu
siarkowego(VI) i alkoholu etylowego. Zwrócić uwagę na zmianę zabarwienia roztworu i
pojawienie specyficznego zapachu, charakterystycznego dla aldehydu octowego (CH
3
CHO).
5. Porównanie aktywności chemicznej metali
Przygotować probówki z roztworami: azotanu(V) ołowiu(II), azotanu(V) miedzi(II),
azotanu(V) srebra. Do kaŜdej z probówek dodać kawałek metalicznego cynku, przemytego
uprzednio 2 M roztworem HCl, a następnie opłukanego wodą destylowaną. Probówki
odstawić na 20 min. Powtórzyć operacje wrzucając do kaŜdej z próbówek po małym kawałku,
oczyszczonego w 2 M HNO
3
i opłukanego wodą destylowaną, drutu miedzianego.
Zaobserwować, w których wypadkach zachodzi wypieranie metali z ich soli.
6. Sporządzanie ogniwa galwanicznego
Zestawić ogniwo Daniella przygotowując dwa półogniwa: miedziane i cynkowe. W tym celu
do dwóch zlewek o pojemności ok. 150 cm
3
wlać do 2/3 wysokości: do pierwszej - 1 M
roztwór siarczanu(VI) miedzi(II), do drugiej – 1 M roztwór siarczanu(VI) cynku. Zlewki
połączyć kluczem elektrolitycznym, wypełnionym nasyconym roztworem KNO
3
,
zmieszanym z agar-agarem. Do zlewki z roztworem ZnSO
4
wprowadzić płytkę cynkową, zaś
do roztworu CuSO
4
– płytkę miedzianą. Zanurzone w roztworach płytki połączyć z zaciskami
woltomierza prądu stałego (potencjometru). Zanotować SEM ogniwa.
7. Elektroliza wodnego roztworu siarczanu(VI) sodu
Napełnić elektrolizer Hoffmana 1 M roztworem siarczanu(VI) sodu z dodatkiem błękitu
bromotymolowego, wypierając całkowicie powietrze z aparatu. Połączyć przyrząd ze źródłem
prądu stałego i ustalić napięcie zasilające na około 10 V. Prowadzić elektrolizę około 10
minut. Zwrócić uwagę na stosunek objętościowy gazów wydzielonych przy katodzie i
anodzie. Gaz z przestrzeni katodowej zebrać do probówki, odwróconej dnem do góry,
następnie otwór probówki zbliŜyć do płomienia palnika. Otworzyć kranik od przestrzeni
anodowej, zebrać nieco gazu do probówki, a następnie u wylotu probówki umieścić Ŝarzące
się łuczywko.
8. Miedziowanie elektrolityczne
Napełnić naczynie elektrolizera (np. zlewkę o pojemności 50 cm
3
) do 2/3
objętości 0,05 M
roztworem CuSO
4
. Przygotować elektrody. W tym celu gruby drut Ŝelazny (np. gwóźdź)
oczyścić starannie papierem ściernym, przemyć strumieniem wody wodociągowej, a
następnie wodą destylowaną, po czym poddać go wytrawianiu 2 M roztworem H
2
SO
4
w ciągu
1-2 minut. Wytrawiony drut opłukać wodą destylowaną i osuszyć kawałkiem bibuły. Tak
przygotowany drut Ŝelazny będzie stanowił katodę, anodę zaś - płytka lub gruby drut
miedziany. Umieścić elektrody w roztworze CuSO
4
i włączyć w obwód prądu. Prowadzić
elektrolizę przez 5-10 min., stosując prąd o natęŜeniu ok. 500 mA.
Uwaga ! W trakcie operacji nie dotykać palcami tej części drutu, która ma być
zanurzona w roztworze elektrolitu.
Pytania i zagadnienia
1.
Zdefiniować pojęcia: stopień utlenienia pierwiastka, utleniacz, reduktor, utlenianie,
redukcja.
2.
Obliczyć stopnie utlenienia podkreślonych pierwiastków w następujących związkach i
jonach: NO
2
-
, Ca(MnO
4
)
2
, (NH
4
)
2
Cr
2
O
7
, SO
3
2-
,C
6
H
6
, NaH, OF
2
, HSO
4
-
, Mg, H
2
O
2
,
HNO
3
, ClO
-
, CH
3
OH, MnO
4
2-
, CH
3
COOH, K
4
[Fe(CN)
6
].
3.
Dobrać współczynniki w następujących równaniach redoks:
a)
Cr
2
O
7
2-
+ S
2-
+ H
3
O
+
→
Cr
3+
+ S + H
2
O
b)
FeS + HNO
3
→
Fe(NO
3
)
3
+ S + NO + H
2
O
c)
Ca(OH)
2
+ Cl
2
→
Ca(ClO)
2
+ CaCl
2
+ H
2
O
d)
KNO
3
+ C + S →
N
2
+ CO
2
+ K
2
S
e)
MnO
4
-
+ C
2
H
4
+ H
2
O →
MnO
2
+ CH
2
OH-CH
2
OH + OH
-
f)
CrCl
3
+ H
2
O
2
+ NaOH →
Na
2
CrO
4
+ NaCl + H
2
O
g)
Zn + NO
3
-
+ H
3
O
+
→
Zn
2+
+ NH
4
+
+ H
2
O
4.
Jak ze wzrostem liczby atomowej zmieniają się redukujące właściwości jonów
halogenkowych oraz utleniające właściwości wolnych fluorowców?
5.
Który pierwiastek w układzie okresowym jest najsilniejszym utleniaczem, a który jest
najsilniejszym reduktorem w roztworze wodnym? Odpowiedź podać na podstawie
standardowych potencjałów redoks układów w roztworze wodnym.
6.
Zdefiniować pojęcia: półogniwo, potencjał standardowy (normalny) elektrody metalicznej.
7.
Jaki jest związek między połoŜeniem metalu w szeregu elektrochemicznym a moŜliwością
reagowania tego metalu z: a) z wodą, b) z kwasami nie utleniającymi, c) z kwasami
utleniającymi?
8.
Co to jest siła elektromotoryczna ogniwa? Obliczyć SEM dla normalnego ogniwa Daniella.
9.
Omówić mechanizm elektrolizy. Podać szkic typowego zestawu do elektrolizy.
10.
Podać równania reakcji elektrodowych zachodzących na elektrodach platynowych
podczas elektrolizy wodnych roztworów CuSO
4
, NaOH, KNO
3
, NaCl, CH
3
COONa.