Data wykonania ćwiczenia: 26.10.2011.

Uczeń: Konrad Nowak

SPRAWOZDANIE – reaktywność metali

I. Cel doświadczeń: sprawdzenie i porównanie reaktywności poszczególnych metali.

II. Wykorzystany sprzęt i odczynniki: probówki, szczypce metalowe, metale (glin, miedź, żelazo, magnez, ołów, cyna, cynk), 6M roztwór wodorotlenku sodu, 6M roztwór kwasu solnego, 0,1M roztwory: CUSO₄, FeSO₄, PB(NO₃)_2.

III. Przebieg doświadczenia:

1) Etap I- reakcje metali z wodą:

• Reakcja sodu z wodą:

1. Umyty i opłukany wodą destylowaną krystalizator wypełniono wodą destylowaną do połowy.

2. Sód wyjęto ostrożnie z pojemnika z naftą i osuszono na bibule.

3. Za pomocą noża odkrojono niewielki kawałek (ok. 2-3mm).

4. Odkrojony kawałek wrzucono ostrożnie do wypełnionego wodą destylowaną krystalizatora.

5. Reakcja w krystalizatorze przebiegła bardzo gwałtownie. Sód zaczął poruszać się po powierzchni wody. Wydzieliło się ciepło.

• Reakcja potasu z wodą:

1. Umyty i opłukany wodą destylowaną krystalizator wypełniono wodą destylowaną do połowy.

2. Potas wyjęto ostrożnie z pojemnika i osuszono na bibule.

3. Za pomocą noża odkrojono niewielki kawałek (ok. 2-3mm).

4. Odkrojony kawałek wrzucono ostrożnie do wypełnionego wodą destylowaną krystalizatora.

5. Reakcja w krystalizatorze przebiegła bardzo gwałtownie. Potas zaczął poruszać się po powierzchni wody. Wydzieliło się ciepło. Nastąpiło zapalenie metalu.

• Reakcje pozostałych metali z wodą:

1. Do siedmiu umytych i opłukanych wodą destylowaną, opisanych probówek, wlano ok. 3cm³ wody destylowanej.

2. Wszystkie metale oczyszczono mechanicznie (za pomocą papieru ściernego).

3. Do każdej z probówek z wodą destylowaną dodano za pomocą szczypiec odpowiednie metale.

4. W próbówce do której dodano magnez zauważono powstawanie bąbelków gazu. Pozostałe probówki podgrzano do temp. ok. 100°C.

5. W pozostałych probówkach – brak reakcji.

3) Etap II – reakcje metali z wodorotlenkiem sodu (6M)

1. Metale które nie przereagowały z wodą destylowaną w temp. pokojowej wyjęto z probówek i osuszono, probówki opróżniono i osuszono.

2. Do sześciu opisanych probówek dodano po ok. 3cm³ wodorotlenku sodu.

3. Do probówek wrzucono za pomocą szczypiec odpowiednie metale, które ni przereagowały z wodą w temp. pokojowej (tj: Al, Cu, Pb, Zn, Sn, Fe)

4. W probówce do której dodano glin od razu rozpoczęła się reakcja roztwarzania glinu. Wydzieliły się bąbelki gazu.

5. W probówce do której dodano cynk reakcja zaczęła zachodzić powoli.

6. W pozostałych probówkach – brak reakcji.

4) Etap III – reakcje metali z kwasem solnym (6M)

1. Metale, które nie przereagowały z NaOH, wyjęto z probówek , opłukano wodą destylowaną i osuszono. Probówki umyto, opłukano wodą destylowaną i osuszono.

2. Do pięciu opisanych probówek dodano po ok. 3cm³ kwasu solnego.

3. Do probówek wrzucono za pomocą szczypiec odpowiednie metale, które nie przegarowały z roztworem wodorotlenku sodu (tj. Zn, Cu, Pb, Sn, Fe)

4. W probówce z cynkiem reakcja zaszła bardzo gwałtownie wraz z wydzieleniem do otoczenia ciepła i wydzieleniem bąbelków gazu.

5. W probówce do której dodano żelazo, wydziela się jasnozielony gaz.

6. W pozostałych probówkach brak reakcji.

5) Etap IV – reakcje metali z solami.

1. Metale wyjęto z probówek, opłukano wodą destylowaną i osuszono. Probówki umyto, opłukano wodą destylowaną i osuszono.

2. Do jednej z próbówek dodano roztwór CuSO₄ a następnie wrzucono Pb. Reakcja zaszła w niej stosunkowo powoli, wytrącił się galaretowaty osad.

3. Do drugiej probówki dodano 3cm³ roztworu Pb(NO₃)₂ a następnie wrzucono Cu. W próbówce tej nie zaobserwowano reakcji.

4. Do probówki trzeciej dodano 3cm³ roztworu Pb(NO₃)₂, a następnie wrzucono Sn. Pojawił się biały osad.

5. Do czwartej probówki dodano 3cm³ roztworu SnCl₂, a następnie rzucono Pb. Nie zaobserwowano objawów reakcji.

6. Do piątej probówki dodano 3cm³ roztworu SnCl₂, a następnie dodano Fe. Reakcja zaszła powoli, wydzielił się gaz.

7. Do szóstej probówki dodano 3cm³ roztworu FeSO₄, a następnie wrzucono Sn. W probówce nie zaobserwowano objawów reakcji.

6) Etap V – reakcja roztwarzania miedzi w kwasie azotowym (V) o stężeniu 1:1.

1. Podczas roztwarzania miedzi w kwasie azotowym (V) w proporcji 1:1 wydzielił się żółty gaz. Roztwór zmienił zabarwienie na niebieską. Reakcja była silnie egzotermiczna.

IV. Wnioski:

• W reakcjach opisanych powyżej zbadano reaktywność metali.

1. Na podstawie obserwacji objawów reakcji metali z wodą stwierdzono, że największą reaktywnością spośród badanych metali wykazał się potas, gdyż jego reakcja z wodą w temperaturze pokojowej przebiegła najbardziej gwałtownie.

2. Nieco mniejszą reaktywnością wykazał się sód. Jego reakcja z wodą w temperaturze pokojowej również przebiegła gwałtownie, jednak mniej gwałtownie niż reakcja potasu.

3. Mniejszą (lecz nadal wysoką) reaktywnością wykazał się magnez, który jako jeden trzech metali reagował z wodą w temperaturze pokojowej.

4. Po podgrzaniu zawartości probówek do temp. ok. 100°C w kolejnych dwóch probówkach zaszły reakcje (probówki z Al i Sn). Jednak na podstawie objawów reakcji z NaOH stwierdzono, że to Al ma większą reaktywność, gdyż tylko on z tych dwóch metali przereagował z NaOH. W dodatku jego reakcja z NaOH przebiegła gwałtownie.

5. Podczas reakcji metali z kwasem solnym reakcja zaszłą tylko w jednej probówce (probówka z Zn). Można więc stwierdzić, że kolejnym metalem w szeregu aktywności jest właśnie cynk.

• Reaktywność pozostałych metali należało sprawdzić stosując roztwory ich soli.

1. Reakcja Fe z SnCl₂ zaszła i wydzielił się gaz. Natomiast reakcja Sn z FeSO₄ nie zaszła. Można więc stwierdzić, że żelazo jest bardziej aktywne niż cyna.

2. W reakcji Sn z Pb(NO₃)₂ pojawił się biały osad, natomiast reakcja Pb z SnCl₂ nie zaszłą. Stwierdzono więc, że cyna jest bardziej reaktywna niż ołów.

3. Reakcja Pb z CuSO₄ zaszła, pojawił się galaretowaty osad, a reakcja Cu z Pb(NO₃)₂ nie zaszła. Można stwierdzić, że ołów jest bardziej reaktywny niż miedź.

VI. Reakcje zachodzące w probówkach:

1) 2Na + H₂O→2NaOH + H₂↑

2) 2K + H₂O → 2KOH + H₂↑

3) Mg + 2 H20 Mg(OH)2 + H₂↑

4) Zn + HCl ZnCl₂ + H₂↑

V. Podsumowanie:

Oto pełne zestawienie reaktywności badanych metali wynikające z wyników przeprowadzonych doświadczeń (metale uszeregowane w kolejności od najbardziej do najmniej aktywnego).

K > Na > Mg > Al > Zn > Fe > Sn > Pb > Cu

Wyniki doświadczenia (szereg aktywności metali) w pełni pokrywa się z szeregiem elektrochemicznym metali.

SPRAWOZDANIE – reakcje redoksowe

I. Cel doświadczeń: sprawdzenie wpływu odczynu środowiska na redukcję manganianu (VII) potasu.

II. Wykorzystany sprzęt i odczynniki: probówki, 0,02M roztwór KMnO₄, 0,05M roztwór NaHSO_3, 12M roztwór H₂SO₄, 12M roztwór NaOH.

III. Przebieg doświadczenia:

1) Etap 1.

1. Do trzech umytych, opłukanych wodą destylowaną i oznakowanych probówek dodano po dwie krople KMnO₄.

2. 2) Następnie do każdej z probówek dodajemy ok. 0.5cm³ NaHSO₃.

3. 3) Do probówki nr 1 dodajemy ok. 1cm³ H₂SO₄

4. 4) Do probówki nr 2 dodajemy ok. 1cm³ wody destylowanej

5. 5) Do probówki nr 3 dodajemy ok. 1 cm³ NaOH

Obserwacje:

1. W probówce nr 1 (środowisko kwaśne) fioletowy roztwór się odbarwił.

2. W probówce nr 2 (środowisko obojętne) wytrącił się brunatny osad.

3. W probówce nr 3 (środowisko zasadowe) roztwór zabarwił się na zielono.

Reakcje zachodzące w probówkach:

1. Probówka nr 1 (środowisko kwaśne):

10 NaHSO₃ + 4 KMnO₄ + H₂SO₄ = 5 Na₂SO₄ + 2 K₂SO₄ + 4 MnSO₄ + 6 H₂O

Mn (+VII) Mn (+II)

1. Probówka nr 2 (środowisko obojętne):

2MnO₄^- + OH^- + 3HSO₃^- =2 MnO₂ + 3SO₄^2- + H₂O

Mn (+VII) Mn (+IV)

1. Probówka nr 3 (środowisko zasadowe):

MnO₄^- + 3OH^- + HSO₃^- = SO₄^2- + MnO₄^2- + 2H₂O

Mn (+VII) Mn (+VI)

2) Etap 2.

1. Do probówki nr 3 (środowisko zasadowe) dodajemy H₂SO₄

2. Roztwór zabarwia się na różowo i pojawia się brunatny osad.

3) Etap 3.

1. Do probówki nr 4 (powstałej w wyniku dodania kwasu do probówki nr 3) dodajemy NaOH oraz ogrzewamy zawartość.

2. Pojawia się zielone zabarwienie roztworu.

Wniosek: Ze wzrostem stężenia jonów H⁺ rosną właściwości utleniające MnO₄^- . Zgodnie z równaniem Nernsta dla jonów MnO₄^- wartość potencjału E układu w dużej mierze zależy od stężenia jonów H⁺.

E=E⁰ + 0,059/n * log [MnO₄^-]*[H⁺]⁸ / [Mn²⁺].

Im niższe pH roztworu, tym lepsze właściwości utleniające MnO₄^-.

SPRAWOZDANIE – roztwarzanie miedzi w kwasie azotowym (V)

I. Wykorzystany sprzęt i odczynniki: probówka, pipeta, metalowe szczypce, stężony HNO₃, płytka miedzi o długości 0,5cm.

II. Przebieg doświadczenia:

1. Do czystej, opłukanej wodą destylowaną i osuszonej zlewki przeniesiono za pomocą pipety 1cm³ stężonego kwasu azotowego (V).

2. Dolano 1cm³ wody.

3. Do tak przygotowanego roztworu HNO₃ za pomocą szczypiec dodano płytkę miedzi. (wszystkie czynności wykonywane były pod wyciągiem).

4. Roztwór przyjął barwę lazurowo-niebieską. Zlewka gwałtownie się ogrzała i wydzielił się żółty gaz.

III. Wnioski:

1. Miedź w temperaturze reaguje tylko z kwasami silnie utleniającymi, ze względu na swój dodatni potencjał elektrochemiczny.

2. Podczas wykonywania doświadczenia wydze się żółty gaz (NO₂)

3. W powyższym doświadczeniu zaszła reakcja:

Cu + 4HNO₃ → Cu(NO)₂ + 2NO₂ +2H₂O

SPRAWOZDANIE – właściwości redukujące aldehydów (Próba Tollensa)

I. Cel doświadczenia: określenie właściwości redukujących aldehydów.

II. Wykorzystany sprzęt i odczynniki: probówka, uwodniony azotan (V) srebra, amoniak, glukoza.

III. Przebieg doświadczenia:

1. Do czystej, opłukanej wodą destylowaną i osuszonej probówki przelano 0,5cm³ roztworu azotanu (V) srebra.

2. Do probówki dodawano następnie kroplami amoniak, aż do otrzymania klarownego roztworu.

3. Do tak przygotowanego roztworu wsypano niewielką ilość glukozy, następnie zawartość probówki wymieszano.

4. Tak przygotowaną mieszaninę odstawiono do podgrzania w łaźni wodnej na ok. 5min.

5. Po 5min próbówkę wyjęto, i stwierdzono, że na jej ściankach pojawił się srebrzysty nalot.

IV. Wnioski:

1. Doświadczenie udowodniło właściwości redukujące aldehydów (np. glukozy)

2. Kationy srebra (I) zredukowały się do metalicznego srebra, które osadziło się na ściankach probówki.

Reakcje:

2AgNO₃ + 2NH₃ + H₂O Ag₂O + 2NH₄NO₃

Ag₂O + 4NH₃ + H₂O 2[Ag(NH₃)₂]⁺ + 2OH^-

2[Ag(NH₃)₂]⁺ + 2OH^-+ C₆H₁₂O₆ 2Ag + C₆H₁₁O₇ + 4NH₃ +H₂O

Właściwości redukujące mają także kwasy, np. kwas mrówkowy, gdyż zawiera grupę –CHO.

SPRAWOZDANIE – reakcje utleniana i redukcji w grupie chlorowców

I. Cel doświadczeń: sprawdzenie i porównanie zachowań pierwiastków z grupy chlorowców względem reakcji utleniania i redukcji.

II. Wykorzystany sprzęt i odczynniki: probówki, Cl₂₍aq), Br₂₍aq), roztwór I₂ w KI, roztwór KBr, roztwór KI, roztwór H₂SO₄, CH ₃Cl

III. Przebieg doświadczenia:

1) Etap I- reakcje CHCl₃ z Cl₂, Br₂ i I₂

1. Do trzech umytych, opłukanych i osuszonych probówek dodano kolejno: kilka kropel wody chlorowej, wody bromowej i roztworu jodu w jodku potasu.

2. Do każdej z probówek dodano następnie kilka kropel CHCl₃

3. Wszystkie trzy probówki mocno wstrząsano.

4. W każdej probówce zaobserwowano pojawienie się dwóch faz: organicznej i nieorganicznej.

5. W probówce nr 1 (Cl₂) faza organiczna jest bezbarwna.

6. W probówce nr 2 (Br₂) faza organiczna przyjęła zabarwienie pomarańczowe.

7. W probówce nr 2 (I₂) faza organiczna przyjęła zabarwienie fioletowe.

Pierwszy etap doświadczenia wykonano by otrzymać pewien punkt odniesienia (barwy faz) dzięki któremu zinterpretować będzie można wyniki doświadczeń w kolejnych etapach.

2) Etap II:

1. Do dwóch umytych, opłukanych i osuszonych probówek dodano: do pierwszej – 5 kropel 0,01M KBr, do drugiej – 5 kropel roztworu KI.

2. Do każdej z probówek dodano następnie 0,5cm³ CHCl₃, 5kropel H₂SO₄ oraz 10kropel Cl₂

3. Wszystkie probówki mocno wstrząsano.

4. W probówce nr 1(KBr) zauważono pojawienie się dwóch faz. Faza organiczna przyjęła pomarańczowe zabarwienie.

5. W probówce nr 2 (KI) faza organiczna przyjęła barwę różową.

W probówce nr 1 (KBr) w fazie organicznej zidentyfikowano brom, co świadczy o tym, ze został on utleniony przez chlor. Br^- → Br₂

W probówce nr 2 (KI) w fazie organicznej zidentyfikowano jod, co świadczy o tym, ze został on utleniony przez chlor. I^- → I₂

3) Etap III:

1. Do obydwu probówek z etapu II dodano kilka kropel Cl₂.

2. W obydwu probówkach nastąpiło całkowite odbarwienie fazy organicznej.

W probówce nr 1 (KBr) chlor utlenił brom, co doprowadziło do powstania bezbarwnego BrCl₂

W probówce nr 2 (KI) chlor utlenił jod, co doprowadziło do powstania bezbarwnego HIO_3.

4) Etap IV:

1. Do umytej, opłukanej wodą destylowaną i osuszonej probówki przelano 5 kropli roztworu KI.

2. Do probówki następnie dodano 10 kropli wody bromowej.

3. Następnie do probówki dodano kilka kropel CH₃OH a zawartość wymieszano.

4. W probówce tej, warstwa organiczna, przybrała fioletowe zabarwienie.

5. Do umytej, opłukanej wodą destylowaną i osuszonej probówki przelano 5 kropli roztworu KBr.

6. Następnie do probówki wprowadzono 10 kropli roztworu jodu w KI.

7. Następnie do probówki dodano kilka kropel CH₃OH a zawartość wymieszano.

8. W probówce tej, warstwa organiczna, przybrała fioletowe zabarwienie (tak samo jak probówce nr1)

W probówce nr 1 brom wyparł jod z KI,

W próbówce nr 2 jod nie wyparł bromu z KBr.

IV. Wnioski:

1. Doświadczenie to pozwala na określenie aktywności pierwiastków z grupy chlorowców.

2. Pierwiastkiem o największej aktywności okazał się być chlor gdyż wypierał i brom i jod z KBr i KI.

3. Mniej aktywnym jest brom, gdyż udało mu się wyprzeć tylko jod z roztworu KI.

4. Najmniej aktywnym okazał się być jod, gdyż był on wypierany przez brom i chlor z roztworu KI.

Równania:

1 etap – próba kontrolna.

Cl₂ + CHCl₃ CCl₄ + HCl

Br₂ + CHCl₃ CBr₄ + HBr

I₂ + CHCl₃ CI₄ + HI

Aby zbadać reaktywność te grupy przeprowadzono następujące reakcje.

2KBr + Cl₂ = 2KCl + Br₂

2KI + Cl₂ = 2KCl + I₂

2KI + Br₂ = 2KBr + I₂

KBr + I₂ = nie zachodzi bo jod nie wyprze bromu.