kod kursu:
WPC 2002l
CHEMIA NIEORGANICZNA
Ćwiczenia laboratoryjne
REAKCJE CHEMICZNE I ICH KLASYFIKACJA
Opracowanie: Maria Kucharska-Zoń
WPROWADZENIE
Reakcją chemiczną nazywamy proces, w którym jedna lub kilka substancji chemicznych
ulega przemianie tworząc nową lub nowe substancje, w wyniku zerwania jednych, a utworzenia
innych wiązań między atomami reagujących cząsteczek lub jonów. Związane to jest zawsze ze
zmianami energetycznymi w układzie reagującym. Gdy zachodzi reakcja chemiczna występują
często widoczne oznaki, \
e coś się dzieje. Mogą zmieniać się barwy, wytrącać osady lub wydzie-
lać się gazy. Przebieg reakcji zapisujemy w postaci równania chemicznego, które jest symbolicz-
nym stwierdzeniem obserwowanych zjawisk chemicznych.
Reakcje chemiczne mo\
na klasyfikować na wiele sposobów, w zale\
ności od wyró\
niają-
cych je cech, biorąc pod uwagę:
1. charakter przemiany (reakcje syntezy, analizy, wymiany),
2. efekt energetyczny towarzyszący przemianie chemicznej (reakcje egzotermiczne i endo-
termiczne),
3. stan fazowy reagujących substratów i produktów (reakcje homogeniczne i heterogeniczne),
4. wymianę elektronów między reagującymi cząsteczkami (reakcje oksydacyjno-redukcyjne i
reakcje bez wymiany elektronów),
5. odwracalność reakcji (równowagowe i nierównowagowe),
6. charakter jednostek biorących udział w reakcji (reakcje jonowe, cząsteczkowe, rodnikowe).
Określenie typu reakcji wg charakteru zachodzących przemian
Biorąc pod uwagę liczbę substratów i produktów biorących udział w reakcji mo\
emy je po-
dzielić na: reakcje syntezy, analizy i wymiany.
Reakcja syntezy - otrzymywanie z dwu lub więcej reagentów, nowej, bardziej zło\
onej substancji,
zawierającej wszystkie atomy zawarte w substratach.
S + O2 = SO2
Szczególnym przypadkiem syntezy jest reakcja dimeryzacji, czyli proces łączenia się dwu cząste-
czek tego samego rodzaju w cząsteczki większe, np.:
2NO2 = N2O4
Reakcja analizy (reakcja rozkładu)  rozło\
enie substancji na związki prostsze lub pierwiastki.
Rozkład związku mo\
e następować:
f& pod wpływem ogrzewania (dysocjacja termiczna)
CaCO3 = CaO + CO2ę!
f& pod wpływem światła (fotoliza)
2AgCl + h� = 2Ag + Cl2ę!
Reakcje wymiany:
f& pojedynczej  dwie lub więcej substancji prostych i zło\
onych przekształca się w dwie lub
więcej substancji , przy czym jedna z nich jest prosta
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2ę! lub jonowo: Zn + 2H+ = Zn2+ + H2ę!
f& podwójnej  dwie lub więcej substancji zło\
onych przekształca się w inne substancje zło\
o-
ne
BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaCl lub jonowo: Ba2+ + SO42- = BaSO4
Określenie typu reakcji wg efektu energetycznego
Zasadniczo wszystkie przemiany fizyczne i chemiczne wią\
ą się z wytworzeniem lub zu-
\
yciem energii. Dla przemian chemicznych zachodzących pod stałym ciśnieniem wielkość efek-
tu energetycznego charakteryzuje wydzielone lub pobrane ciepło, które w tym wypadku jest równe
zmianie entalpii reakcji ("Hr). Standardowe ciepło reakcji chemicznej określa wyra\
enie:
"H�r = Ł"H� (tworzenia produktów)  Ł"H� (tworzenia substratów)
Zmiana entalpii zale\
y od rodzaju reakcji, liczności, ciśnienia i temperatury i mo\
e przybie-
rać wartości dodatnie i ujemne. Porównywanie zmian entalpii dla ró\
nych reakcji wymaga okre-
ślenia warunków standardowych: temperatury (T=298 K) i ciśnienia (p� =101,325 kPa).
Je\
eli entalpia produktów jest mniejsza od entalpii substratów wówczas ciepło rozpatrywa-
nej reakcji jest wydzielane do otoczenia , czyli zmiana entalpii układu jest ujemna, przebiega pro-
ces egzotermiczny (" H < 0).
Rozpatrzmy proces spalania węgla w tlenie:
C(s) + O2(g) = CO2(g) "H = -393,5 kJ
Reakcji spalania jednego mola węgla z jednym molem tlenu cząsteczkowego prowadzącej
do powstania jednego mola ditlenku węgla, towarzyszy cieplny przepływ 395, 5 kJ energii od re-
agentów do otoczenia.
W przypadku pobierania ciepła z otoczenia , czyli dodatniej zmianie entalpii układu, zacho-
dzi proces endotermiczny (" H > 0)
2CaO(s)= 2 Ca(s)+ O2(g) "H = +1270,2 kJ
Z reakcji wynika, \
e rozkładowi dwóch moli tlenku wapnia, prowadzącemu do powstania
2
dwóch moli wapnia i jednego mola tlenu cząsteczkowego towarzyszy cieplny przepływ 1270,2 kJ
energii z otoczenia do reagentów.
Zmianę entalpii jaka towarzyszy syntezie jednego mola związku chemicznego z substancji
prostych w warunkach standardowych ("H�tw) nazywamy molową standardową entalpią tworzenia
związku.
Poniewa\
entalpia molowa termicznego rozkładu tlenku wapnia wynosi 635,1kJ, (przeciwny
znak do molowej entalpii tworzenia  patrz tabela), a z molowych współczynników stechiome-
trycznych wynika, \
e w reakcji biorą udział dwa mole tlenku wapnia, więc efekt cieplny będzie
dwukrotnie większy.
W tabeli przedstawiono standardowe entalpie molowe tworzenia niektórych związków nie-
organicznych w warunkach standardowych (kJ/mol)*
Związek** "Hotw
CO(g) -110,5
CO2(g) -393,5
CaCO3 (kalcyt) -1206
CaO(s) -635,1
HCl(g) -92,3
NO2(g) 33,9
NH4Cl(s) -17,.9
MgO(s) -600,1
CuO(s) -155,2
NO(g) 90,4
*Je\
eli rozpatrujemy entalpię rozpadu związków nale\
y zmienić znak zmiany entalpii na przeciwny
**Wskaz
niki g, c, s oznaczają, \
e dana substancja znajduje się odpowiednio w stanie gazowym,
ciekłym lub stałym. U\
ywamy tych wskaz
ników wyjątkowo, gdy chcemy tę informację wyraz
nie za-
znaczyć .
Reakcje egzotermiczne są zwykle reakcjami samorzutnymi, do zapoczątkowania których
wystarczy zetknięcie się reagentów. Niektóre reakcje wymagają jednak zainicjowania przez do-
prowadzenie do układu niewielkiej ilości energii (energia aktywacji) , po czym reakcja biegnie ju\

samorzutnie ( np. spalanie magnezu w powietrzu).
2Mg(s) + O2(g) = 2MgO(s)
Określenie typu reakcji wg stanu fazowego reagujących substratów i produktów
Faza jest to część lub całość układu, która wykazuje w całej masie jednakowe właściwości
fizyczne i jest oddzielona wyraz
nie od reszty układu (otoczenia).
Jedną fazą jest np. mieszanina gazów, jednorodny roztwór ciekły, kryształy dowolnej soli.
Natomiast dwie odmiany krystalograficzne tej samej substancji (np.CaCO3) są dwiema oddziel-
nymi fazami (kalcyt i aragonit). Ilość faz w reakcji liczymy podczas jej trwania wg równania suma-
rycznego (produkty reakcji pośrednich nie tworzą odrębnych faz).
Je\
eli podczas trwania reakcji substraty i produkty znajdują się w tej samej fazie to zacho-
dzi reakcja homogeniczna (jednofazowa), Dotyczy to:
3
f& reakcji w roztworach całkowicie mieszających się ze sobą,
NaOH(aq)) + HCl(aq)= NaCl(aq) + H2O(aq) lub jonowo: OH- + H+ = H2O
f& reakcji w fazie gazowej w całej objętości (bez udziału powierzchni stałych i ciekłych)
2CO(g) + O2(g) = 2CO2(g)
Natomiast reakcje heterogeniczne (wielofazowe) przebiegają na granicy dwu faz z udziałem
katalizatora lub bez. Nale\
ą do nich :
f& wszystkie reakcje przebiegające z udziałem faz stałych,
Fe(s) + S(s) =FeS(s)
f& reakcje w których powstający produkt jest w innej fazie ni\
substraty,
CaCl2(aq) + (NH4)2C2O4(aq) = CaC2O4(s) + 2NH4Cl(aq) lub jonowo: Ca2+ + C2O42- = CaC2O4
f& reakcje w których substraty znajdują się w ró\
nych fazach,
C(s) + O2(g) = CO2(g)
f& reakcje w których substraty i produkty znajdują się w tej samej fazie, ale reakcja przebiega
na powierzchni granicznej z inną fazą (np. spalanie amoniaku w obecności katalizatora pla-
tynowego w temperaturze 1100 K )
NH3(g) + 5O2(g) = 6H2O(g) + 4NO(g)
Podział reakcji ze względu na wymianę elektronów między reagującymi cząsteczkami
lub jonami.
Je\
eli w czasie trwania reakcji stopień utlenienia \
adnego z pierwiastków nie ulega zmianie
przebiega reakcja bez wymiany elektronów.
MgO + H2O = Mg(OH)2
W reakcjach oksydacyjno-redukcyjnych zachodzi wymiana elektronów między reagującymi
substratami i zmiana stopnia utlenienia pierwiastka. Reakcji utlenienia zawsze towarzyszy proces
redukcji. Ze względu na miejsce występowania utleniacza i reduktora wyró\
nia się:
f&  zwykłe reakcje utleniania i redukcji, w których atomy pierwiastka pobierające elektrony i
atomy pierwiastka oddające elektrony występują w ró\
nych substancjach chemicznych
Sn2+ + Zn = Zn2+ + Sn
f& reakcje dysproporcjonowania, w których atomy pobierające i oddające elektrony występują
w tej samej substancji chemicznej i na tym samym stopniu utlenienia i dotyczą atomów tego
samego pierwiastka
2Br2 + HgO + H2O = HgBr2 + 2HBrO
f& reakcje utleniania i redukcji wewnątrzcząsteczkowej, w których atomy pobierające i oddają-
ce elektrony występują w tej samej cząsteczce bądz
jonie i dotyczą atomów ró\
nych pier-
wiastków lub atomów tego samego pierwiastka ró\
niących się stopniem utlenienia
4
2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2ę!
Szczegółowe informacje o reakcjach oksydacyjno-redukcyjnych podano w ćwiczeniu  Re-
akcje chemiczne II  utlenianie i redukcja .
Podział reakcji ze względu na ich odwracalność
Zasadniczo wszystkie reakcje chemiczne z teoretycznego punktu widzenia są odwracalne
(równowagowe), tzn. mogą przebiegać w dwu przeciwnych kierunkach. Po pewnym czasie ustala
się stan równowagi chemicznej, (patrz: ćwiczenie  Równowaga chemiczna ) charakteryzujący się
tym, \
e obok siebie mogą istnieć zarówno substraty jak i produkty. Je\
eli w danych warunkach
reakcja nie zachodzi do końca i po pewnym czasie ustala się stan równowagi chemicznej , a pod
działaniem czynników zewnętrznych (temperatury, ciśnienia, stę\
enia reagentów) następuje prze-
sunięcie poło\
enia stanu równowagi reakcji chemicznej w stronę przeciwną to reakcja jest od-
wracalna. Jako przykład rozpatrzmy syntezę tlenku siarki (VI)
2SO2 + O2 = 2SO3
Je\
eli zwiększymy stę\
enie SO3 to nastąpi przesunięcie poło\
enia stanu równowagi i od-
tworzenie substratów (SO2, O2). Natomiast wzrost stę\
enia np.O2 przesuwa poło\
enie stanu rów-
nowagi w prawo.
W praktyce istnieją reakcje, które mo\
na uwa\
ać za nieodwracalne (nierównowagowe).
Mamy z nimi do czynienia wtedy, gdy:
f& reakcje odwrotne prowadzące do odtworzenia substratów wymagają skrajnych warunków
(np. spalanie glinu w tlenie)
4Al + 3O2 2Al2O3
f& jeden z produktów opuszcza środowisko reakcji (układ otwarty), co uniemo\
liwia osiągnię-
cie stanu równowagi i substraty całkowicie przechodzą w produkty:
CaCO3 + 2H+ Ca2+ + H2O + CO2ę!
ę!
ę!
ę!
Natomiast je\
eli reakcja rozkładu węglanu wapnia przebiega w układzie zamkniętym, to
wówczas po pewnym czasie ustali się stan równowagi chemicznej między substratami i produk-
tami.
Określanie typu reakcji zale\
nie od charakteru jednostek biorących udział w reakcji
Reakcje jonowe są to reakcje, w których substraty i produkty występują w postaci jonów
(przynajmniej jeden z nich). Oznacza to, \
e jeśli obok jonów występują jako substraty lub produk-
ty cząsteczki ( słabe elektrolity, związki trudno rozpuszczalne) to reakcja jest jonowa.
Fe3+ + 3NH3�H2O = Fe(OH)3 + 3NH4+
W reakcjach cząsteczkowych wszystkie substraty i produkty występują w postaci cząste-
czek lub atomów
SiO2 + CaO = CaSiO3
Do reakcji cząsteczkowych nale\
y te\
zakwalifikować reakcje w fazie stałej zachodzące
5
między związkami jonowymi
HgCl2 +2KI = HgI2 +2KCl
Nale\
y odró\
nić typ reakcji od zapisu równania reakcji. Reakcja jonowa mo\
e być zapisa-
na w sposób jonowy i cząsteczkowy,
H+ + OH- = H2O
HCl + NaOH = NaCl + H2O
natomiast reakcja cząsteczkowa mo\
e być zapisana tylko w sposób cząsteczkowy.
2NO + O2 = 2NO2
Reakcje rodnikowe przebiegają z udziałem wolnych rodników zainicjowanych pochłonię-
ciem kwantu promieniowania.
2AgCl + h� 2Ag + Cl2ę!
ę!
ę!
ę!
LITERATURA
1. A Bielański,  Podstawy chemii nieorganicznej PWN, Warszawa, 2002
2. T,Lipiec, Z Szmal,  Chemia analityczna z podstawami analizy elementarnej , PZWL, War-
szawa 1980 ( i póz
niejsze)
3. F.A. Cotton, G. Wilkinson, P.L. Gaus,  Chemia nieorganiczna-podstawy , PWN, Warszawa,
1998
4. I Barycka, K.Skudlarski,  Podstawy Chemii , PWN, Warszawa, 2001
Pytania kontrolne:
1. Jaki proces nazywamy reakcją chemiczną?
2. Wymień znane sposoby podziału reakcji chemicznych.
3. Podaj po dwa przykłady reakcji :syntezy, analizy, wymiany. Napisz równania chemiczne.
4. Zdefiniuj terminy: egzotermiczny i endotermiczny. Jakie są znaki "H dla ka\
dego typu pro-
cesu?
5. Korzystając z tabeli zamieszczonej w części teoretycznej podaj po dwa dowolne przykłady
reakcji: egzotermicznych i endotermicznych. Napisz równania chemiczne do podanych
przykładów.
6. Napisać reakcje chemiczne dwu dowolnych procesów dysocjacji termicznej.
6
7. Które z podanych reakcji przebiegają do całkowitego wyczerpania przynajmniej jednego z
substratów, a które prowadzą do stanu równowagi?
a) H2 + I2 = 2HI
b) Zn + 2H+ = Zn2+ + H2
c) Si + O2 = SiO2
d) N2 + 3H2 = 2NH3
8. Podczas pra\
enia węglanu wapnia otrzymujemy ditlenek węgla i tlenek wapnia. Uło\
yć rów-
nanie reakcji i zaklasyfikować ją wg następujących. kryteriów: charakter przemiany, efekt
energetyczny, stan fazowy reagentów i wymiana elektronów.
9. Uło\
yć równanie reakcji spalania magnezu w ditlenku węgla. Dokonać klasyfikacji tej reakcji
wg następujących kryteriów: charakter przemiany, efekt energetyczny, stan fazowy re-
agentów, wymiana elektronów.
10. Napisać równanie redukcji tlenku miedzi (II) przy pomocy węgla drzewnego. Uło\
yć równa-
nie reakcji i zaklasyfikować ją wg następujących kryteriów: charakter przemiany efekt
energetyczny, stan fazowy reagentów, wymiana elektronów.
11. Uzupełnij współczynniki stechiometryczne reakcji i określ jej przynale\
ność ze względu na:
charakter przemian, efekt energetyczny, stan fazowy reagentów i wymianę elektronów:
KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2 "H>0
12. Uzupełnij współczynniki stechiometryczne reakcji i określ jej przynale\
ność ze względu na:
schemat reakcji, efekt energetyczny, stan fazowy reagentów i wymianę elektronów
(NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + H2O "H<0
13. Napisz reakcje chemiczne dwu dowolnych reakcji równowagowych.
14. Napisz reakcje chemiczne dwu dowolnych reakcji nierównowagowych.
15. Co jest charakterystycznego w reakcji rozkładu AgCl?
16. Określić liczbę faz w następujących reakcjach: reakcji dysocjacji termicznej siarczanu wap-
nia, reakcji zobojętniania wodorotlenku sodu za pomocą kwasu siarkowego(VI), spalania
węgla w tlenie.
17. W wyniku spalania gazowego amoniaku w tlenie na powierzchni katalizatora powstaje para
wodna i tlenek azotu(II).Czy jest to reakcja homogeniczna czy heterogeniczna?
7
WYKONANIE DOŚWIADCZEC

Celem ćwiczenia jest klasyfikacja reakcji chemicznych wg kryteriów poznanych w części
teoretycznej, na podstawie obserwowanych zjawisk zachodzących w trakcie reakcji che-
micznych.
Doświadczenie 1. Spalanie magnezu w powietrzu
Odczynniki: wstą\
ka magnezowa (Mg), 0,1 % roztwór fenoloftaleiny
Na końcu \
elaznego grubego drutu umocować kawałek cienkiej wstą\
ki magnezowej.
Do zlewki wlać ok. 50 cm3 wody destylowanej i dodać 2-3 krople 0.1 % roztworu fenolofta-
leiny. Następnie spalić nad zlewką wstą\
kę magnezową tak, aby produkt reakcji opadł do
zawartej w niej wody. Po wymieszaniu roztworu obserwować jego barwę i klarowność.
" Napisać równania:
a) reakcji spalania magnezu,
b) reakcji powstałego produktu spalania z wodą.
" Wiedząc, \
e fenoloftaleina przy pH < 8,3 jest bezbarwna, powy\
ej pH = 10 przyjmuje
barwę purpurowo - czerwoną, a w zakresie pH od 8,3 do 10 wykazuje przejściową bar-
wę ró\
ową określ jakie jony wywołują ró\
owe zabarwienie fenoloftaleiny?
" Określić typ reakcji wg następujących kryteriów z części teoretycznej:
a) 1,2,3,4,6; b) 1,3,4.
Doświadczenie 2. Spalanie magnezu w ditlenku węgla
(doświadczenie wykonać grupowo)
Odczynniki: wstą\
ka magnezowa (Mg), cylinder z ditlenkiem węgla (CO2)
Na końcu drutu umocować kawałek cienkiej wstą\
ki magnezowej. Zapalić wstą\
kę w pło-
mieniu palnika i szybko wprowadzić do dolnej części cylindra napełnionego ditlenkiem wę-
gla. Po spaleniu magnezu drut szybko wyjąć i przykryć cylinder szkiełkiem. Dokładnie ob-
serwować produkty reakcji.
" Zapisać równanie reakcji
" Co jest produktem całkowitego spalenia magnezu w ditlenku węgla?
" Określić typ reakcji wg następujących kryteriów: 1,2,3,4,6.
8
Doświadczenie 3. Badanie efektu cieplnego reakcji zobojętniania
Odczynniki: 2 M wodorotlenek sodu (NaOH), 2 M kwas solny (HCl), 0,1 % r-r fenoloftaleiny
Do ok. 5 cm3 2 M NaOH dodać kroplę 0,1 % roztworu fenoloftaleiny. Następnie dodawać
po 1 cm3 (pipetką plastikową) 2 M HCl i mieszać a\
do trwałego odbarwienia roztworu
(całkowite zobojętnienie zasady kwasem), dotykając jednocześnie ręką dolnej części pro-
bówki.
" Napisać równanie reakcji zobojętniania cząsteczkowo i jonowo.
" O czym świadczy zaobserwowany efekt cieplny reakcji?
" Określić typ reakcji wg następujących kryteriów: 1,2,3,4,6
Doświadczenie 4. Otrzymywanie i roztwarzanie wodorotlenku glinu(III)
Odczynniki: 0,5 M roztwór chlorku glinu(III) (AlCl3), 1 M roztwór wodorotlenku sodu
(NaOH), 1 M kwas solny (HCl)
Do dwóch probówek wprowadzić po 1 cm3 roztworu chlorku glinu i do ka\
dej dodawać kro-
plami (ok. 1 cm3) 1 M roztwór NaOH a\
do utworzenia się osadu Al(OH)3. Następnie do
pierwszej probówki do otrzymanej zawiesiny dodać ok. 3 cm3 roztworu HCl, do drugiej tyle
samo roztworu NaOH. Wymieszać roztwory poprzez wytrząsanie probówek.
" Obserwować przebieg reakcji.
" Napisać równania przeprowadzonych reakcji, podać nazwy produktów reakcji.
" Określić charakter chemiczny wodorotlenku glinu.
" Określić typ reakcji wg następujących kryteriów: 1,3,4,6
Doświadczenie 5. Roztwarzanie Zn i Cu w kwasach
Odczynniki: 2 M kwas solny (HCl), 2 M kwas azotowy(V) (HNO3), metaliczna miedz
, meta-
liczny cynk
a) W dwóch probówkach umieścić po kawałeczku miedzi. Do pierwszej dodać ok. 2 cm3 2 M
roztworu HCl, do drugiej ok, 2 cm3 2 M roztworu HNO3.
b) W trzeciej probówce umieścić granulkę metalicznego cynku i dodać ok. 2 cm3 2 M roztwo-
ru HCl.
W celu przyspieszenia zauwa\
alnego efektu reakcji nale\
y probówki ogrzać w łaz
ni wodnej.
" Porównać działanie kwasów na metaliczną miedz
i zapisać zachodzącą reakcję czą-
steczkowo i jonowo.
" Jakie jony powodują zmianę zabarwienia roztworu?
" Jaki gaz wydziela się w probówce nr 3? Zapisać reakcję cząsteczkowo i jonowo.
" Wyjaśnić obserwowane ró\
nice w zachowaniu się metali podczas roztwarzania w kwa-
9
sach wykorzystując dane zawarte w tabeli.
" Określić typ reakcji wg następujących kryteriów: 1,3,4,5,6.
Potencjały normalne pierwiastków (T=298 K)
Układ utleniająco- Potencjał normalny,
redukujący E�(V)
Zn2+/Zn -0.763
H+/H2 0.000
Cu2+/Cu +0.345
Doświadczenie 6. Rozkład KMnO4
Odczynniki: Manganian (VII) potasu (KMnO4), stę\
ony kwas solny (HCl).
Do suchej cienkościennej probówki wsypać szczyptę KMnO4. Dno probówki powinno być
przykryte warstwą nie grubszą ni\
2 mm. Umocować probówkę w drewnianym uchwycie
i ogrzewać w płomieniu palnika. Obserwować zachodzące procesy. Wprowadzić do pro-
bówki cienkie \
arzące się (nie palące się) łuczywko, obserwować zachodzące zjawisko.
Ogrzewać probówkę do czasu, gdy \
arzące się łuczywko wprowadzone do probówki nie
zapali się. Po ostygnięciu do probówki nalać ok. 5 cm3 wody. Wstrząsając zawartość pro-
bówki obserwować barwę cieczy na ściankach probówki. Ciemnozielone zabarwienie roz-
tworu pochodzące od jonów MnO42- i brunatny osad na dnie probówki (MnO2) świadczą o
prawidłowo wykonanym ćwiczeniu. Je\
eli w roztworze znajdują się jony MnO4- barwa roz-
tworu jest fioletowa. Oznacza to, \
e doświadczenie zostało z
le wykonane i nale\
y je powtó-
rzyć. Zwrócić uwagę na zmianę barwy roztworu po 5 minutach. Czym jest spowodowana ta
zmiana barwy? Po wykonaniu doświadczenia nale\
y probówkę umyć stę\
onym kwasem
solnym.
" Zapisać równanie reakcji rozkładu KMnO4 i podać schemat wymiany elektronów.
" Określić typ reakcji wg następujących kryteriów: 1,2,3,4,5,6.
" Dlaczego ogrzewamy probówkę do czasu, gdy \
arzące się łuczywko nie zapala się?
Doświadczenie 7. Rozkład roztworu wodnego Na2S2O3 pod wpływem kwasu.
Odczynniki: 0,5 M tiosiarczan sodu (Na2S2O3), 2 M kwas siarkowy (VI) (H2SO4).
Do probówki wlać dokładnie 5 kropli 0,5 M Na2S2O3 i dodać 10 cm3 wody. Do otrzymane-
go roztworu dodać 1 kroplę 2 M H2SO4. W celu przyspieszenia zauwa\
alnego efektu reak-
cji mo\
na probówkę ogrzać w łaz
ni wodnej.
" Zanotować obserwacje i zapisać równanie reakcji.
" Jaki osad powstał się i jaki wydzielił się gaz (ostry, dra\
niący zapach)?
" Określić typ reakcji wg następujących kryteriów: 3,4,6.
10
Doświadczenie 8. Otrzymywanie AgCl i jego rozkład pod wpływem światła
(doświadczenie wykonać grupowo)
Odczynniki: 1 M chlorek sodu (NaCl), 0,1 M azotan srebra (AgNO3).
a) Do małej probówki wlać ok. 1 cm3 wody destylowanej i 5 kropli 1 M NaCl, Po wymiesza-
niu dodać 5 kropli 0.1 M AgNO3. Wstrząsnąć kilkakrotnie zawartość probówki w celu sko-
agulowania osadu. Otrzymany osad oddzielić od roztworu na małym sączku. Sączek z
osadem podzielić na dwie części. Jedną z nich schować do szafki (a), drugą wystawić na
działanie światła dziennego (b). Po 20-30 minutach porównać barwy obu osadów.
Zlewki srebra wlać do przygotowanego pojemnika.
" Zanotować obserwacje. O czym świadczy zmiana barwy osadu?
" Napisać reakcję rozkładu AgCl pod wpływem światła.
" Określić typ reakcji wg następujących kryteriów: a): 1,3,4,6; b): 1,2,3,4,6.
Doświadczenie 9. Synteza NH4Cl
(doświadczenie wykonać grupowo)
Odczynniki: stę\
ony kwas solny (HCl), stę\
ony wodny roztwór amoniaku (NH3�H2O)
Do jednego małego naczyńka wlać kilka kropli stę\
onego kwasu solnego (pod wycią-
giem), do drugiego kilka kropli stę\
onego wodnego roztworu amoniaku. Oba naczynka po-
stawić blisko siebie i przykryć zlewką. Zamiast tego mo\
na nalać kwas i stę\
ony roztwór
amoniaku do sąsiednich wgłębień płytki porcelanowej i przykryć małą zlewką.
" Zanotować obserwacje i wyjaśnić przebieg zachodzącego procesu.
" Napisać równanie reakcji, wiedząc, \
e ju\
w temperaturze pokojowej istnieje wysoka
prę\
ność par amoniaku i chlorowodoru nad stę\
onym wodnym roztworem amoniaku i
stę\
onym kwasem solnym.
" Określić typ reakcji wg następujących kryteriów: 1,3,4,6.
Doświadczenie 10. Reakcja syntezy w fazie stałej
(doświadczenie wykonać grupowo)
Odczynniki: sześciohydrat chlorku kobaltu(II) (CoCl2� 6H2O), tiocyjanian potasu (KNCS)
Na płytce porcelanowej, w suchym wgłębieniu umieścić porównywalne, niewielkie ilości
stałego CoCl2�6 H2O i stałego KNCS. Ucierać mieszaninę bagietką do zmiany barwy.
" Zanotować zmianę barwy i zapisać równanie reakcji.
" Określić typ reakcji wg następujących kryteriów: 1,3,4,
11
12