Badanie amfoterycznych właściwości wodorotlenków

1. Wykonanie ćwiczenia:

Do czterech probówek wlewamy po około 1cm³ roztworów:

a)Pb(NO₃)₂ - azotan (V) ołowiu (III)

b)Al₂(SO₄)₃ - siarczan (VI) glinu

c)ZnSO₄ - Siarczan (VI) cynku (II)

d)Cr₂(SO₄)₃ - siarczan (VI) chromu (III)

Do każdej z nich dodajemy roztwór NaOH aż do wytrącenia osadów wodorotlenków wyżej wymienionych metali. Otrzymane osady dzielimy na dwie części i do jednej dodajemy kwasu solnego HCl, a do drugiej zasadę sodową.

2. Reakcje:

a) Pb(NO₃)₂ + 2NaOH → Pb(OH)₂↓ + 2NaNO₃ - wytrącił się biały osad

Pb(OH)₂↓ + 2HCl → PbCl₂ + 2H₂O

Pb(OH)₂↓ + 2NaOH→ Na₂PbO₂ + 2H₂O

b) Al₂(SO₄)₃ + 6NaOH → 2Al(OH)₃↓ + 3Na₂SO₄ - wytrącił się biały osad

Al(OH)₃↓ + 3HCl → AlCl₃ + 3H₂O

Al(OH)₃↓ + 3NaOH→ Na₃AlO₃ + 3H₂O

c) ZnSO₄ + 2NaOH → Zn(OH)₂↓ + Na₂SO₄ - wytrącił się biały osad

Zn(OH)₂↓ + 2HCl → ZnCl₂ + 2H₂O

Zn(OH)₂↓ + 2NaOH→ Na₂ZnO₂ + 2H₂O

d) Cr₂(SO₄)₃ + 6NaOH → 2Cr(OH)₃↓ + 3Na₂SO₄ - wytrącił się szarozielony osad

Cr(OH)₃↓ + 2HCl → CrCl₃ + 3H₂O

Cr(OH)₃↓ + 3NaOH→ Na₃CrO₃ + 3H₂O

3. Wnioski:

Wodorotlenek sodu wytrącił z każdego z tych związków [Pb(NO₃)₂, Al₂(SO₄)₃, ZnSO₄, Cr₂(SO₄)₃] osady w postaci wodorotlenków tych metali [Pb(OH)₂, Al(OH)₃, Zn(OH)₂, Cr(OH)₃]. W środowisku kwaśnym wodorotlenki te rozpuszczają się w kwasach tworząc proste sole - wówczas mają charakter zasadowy. Natomiast w środowisku zasadowym, rozpuszczają się w nadmiarze mocnej zasady tworząc rozpuszczalne hydroksokompleksy.

Wpływ iloczynu rozpuszczalności na kolejność strącania osadów

1. Wykonanie ćwiczenia:

Do trzech probówek wprowadzamy:

a) ZnCl₂ - chlorek cynku (II)

b) MnCl₂ - chlorek manganu (II)

c) mieszaninę tych dwóch związków.

Następnie do każdej z nich dodajemy kroplami (NH₄)₂S uważnie obserwując w pierwszych dwóch barwę i postać produktu, a w trzeciej kolejność wytrącania się osadów soli.

2. Reakcje:

1. ZnCl₂ + (NH₄)₂S →ZnS↓ + 2NH₄Cl - wytrącił się biały osad

2. MnCl₂ + (NH₄)₂S →MnS↓ + 2NH₄Cl - wytrąciła się pomarańczowa zawiesina

3. ZnCl₂ + MnCl₂ + (NH₄)₂S →ZnS↓ + MnCl₂ + NH₄Cl - wytrącił się biały osad

MnCl₂ + (NH₄)₂S →MnS↓ + 2NH₄Cl - wytrąciła się cielista zawiesina

3. Wnioski:

W probówce trzeciej najpierw wytracił się biały osad (ZnS) a następnie przeszedł on w cielisty (MnS). Najpierw wytracił się siarczek cynku, a następnie dalej kropelkując wytracił się siarczek manganu. Spowodowane to było tym, iż ZnS ma niższy iloczyn rozpuszczalności (1,2⋅10^-23) niż MnS (2,4⋅10^-15).

Wpływ środowiska na przebieg reakcji redoks

1. Wykonanie ćwiczenia:

Do każdej z trzech probówek dodajemy po 1 cm³ Na₂SO₃, a następnie kolejno do każdej z nich:

1. roztwór H₂SO₄;

2. roztwór NaOH;

3. wody destylowanej;

Do każdej z probówek dodajemy kroplami KMnO₄ i obserwujemy zachodzące (lub nie) zmiany.

2. Reakcje:

a) 5Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + H₂SO₄ → 2MnO + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Mn⁺⁷ + 5e^- → Mn⁺² | x2

S⁺⁴ - 2e^- → S⁺⁶ | x5

5SO₃^2- + 2MnO₄^- + 6H⁺ → 2Mn²⁺ + 5SO₄^2- + 3H₂O

MnO - bezbarwny

Bilans jonowy:

- 10 - 2 + X = +4 -10

X = +6

b) Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 2NaOH→ K₂MnO₄ + Na₂MnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O

Mn⁺⁷ + 1e^- → Mn⁺⁶ | x2

S⁺⁴ - 2e^- → S⁺⁶ | x1

SO₃^2- + 2MnO₄^- + 2OH^- → 2MnO₄^2- + SO₄^2- + H₂O

MnO₄^2- - zielona barwa

Bilans jonowy:

- 2 - 2 + X = -4 -2

X = -2

c) 3Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + H₂O→ 2MnO₂ + 3Na₂SO₄ + 2KOH

Mn⁺⁷ + 3e^- → Mn⁺⁴ | x2

S⁺⁴ - 2e^- → S⁺⁶ | x3

3SO₃^2- + 2MnO₄^- + H₂O→ 2MnO₂ + 3SO₄^2- + 2OH^-

MnO₂ - brązowy osad

Bilans jonowy:

- 6 - 2 = -6 + X

X = -2

3. Wnioski:

Na podstawie tych reakcji widzimy, że mangan w zależności od środowiska przechodzi na różne stopnie utlenienia. I tak fioletowy roztwór KMnO₄ w środowisku kwaśnym całkowicie się odbarwia MnO (przechodzi z +7 na +2 stopień utlenienia), w środowisku obojętnym wytrąca się brązowy osad MnO₂ (z +7 na +4), a w środowisku zasadowym zabarwia się na zielono K₂MnO₄ (z +7 na +6).

Właściwości związków redoks na pośrednich stopniach utlenienia.

1. Wykonanie ćwiczenia:

Do dwóch probówek dodajemy po 1 cm³ roztworu NaNO₂ i każdą zakwaszamy dodając H₂SO₄. Następnie wprowadzamy do tego roztwór:

a) KMnO₄ - manganian (VII) potasu

b) KI - jodek potasu

Obserwujemy zmiany.

2. Reakcje:

a) 2KMnO₄ + 5NaNO₂ + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 5NaNO₃ + 3H₂O

Mn⁺⁷ + 5e^- → Mn⁺² | x2

N⁺³ - 2e^- → N⁺⁵ | x5

2MnO₄^- + 5NO₂^- + 6H⁺ → 2Mn²⁺ + 5NO₃^- + 3H₂O

Bilans jonowy:

-2 - 5 + X = +4 - 5

X = +6

Roztwór w probówce jest bezbarwny.

b) 2KI + 2H₂SO₄ + 2NaNO₂ → I₂ + Na₂SO₄ + 2NO + 2H₂O + K₂SO₄

2I^- - 2e^- → I₂ | x1

N⁺³ + 1e^- → N⁺² | x2

2I^- + 2NO₂^- + 4H⁺ → I₂ + 2NO + 2H₂O

Bilans jonowy:

-2-2 + X = 0

X = 4

Roztwór w probówce zabarwił się na brązowo.

3. Wnioski:

W pierwszej reakcji NaNO₂ pełni rolę reduktora (redukując mangan z +7 na +2), a w drugiej utleniacza (utleniając jod z -1 na 0).

4

---