Sprawozdanie I

Ewelina Szafraniec

Grupa B4

Reaktywność metali

Cel ćwiczenia

Celem przeprowadzonego ćwiczenia było porównanie reaktywności wybranych metali i ułożenie ich w szereg aktywności.

Opis ćwiczenia

Ćwiczenie składało się z 5 części: reakcji metali z wodą, reakcji metali z wodorotlenkiem sodu, reakcji metali z kwasem solnym, reakcji metali z wybranymi solami (siarczan(VI) miedzi(II), siarczan(VI) żelaza(II), azotan(V) ołowiu(II), chlorkiem cyny(II) ) oraz reakcji roztwarzania miedzi w kwasie azotowym (V). Badano reaktywność następujących metali: K, Na, Mg, Al, Zn, Pb, Sn, Fe, Cu.

Sposób przeprowadzenia ćwiczenia

Dwie z pośród przeprowadzanych reakcji - sodu i potasu z wodą - wykonywano pod wyciągiem. Najpierw oczyszczono metale nożykiem i osuszono bibułą, następnie każdy metal z osobna wrzucono do krystalizatora napełnionego wodą i kilkoma kroplami fenoloftaleiny. W celu przeprowadzenia reakcji pozostałych metali z wodą przygotowano 7 probówek napełnionych wodą w objętości ok. 5 cm³ i umieszczono w nich metale. Analogicznie prowadzono reakcje metali z wodorotlenkiem sodu i kwasem solnym, używając ich 6-molowych roztworów w objętości ok. 3cm³. Do reakcji metali z solami przygotowano 6 probówek napełnionych odpowiednimi solami w objętości ok. 3cm³, następnie wrzucono do nich metale w następującym zestawieniu: FeSO₄ +Sn, SnCl₂ + Fe, SnCl₂ +Pb, Pb(NO₃)₂ +Sn, Pb(NO₃)₂ +Cu, CuSO₄ +Pb. Do ostatniej części ćwiczenia przygotowano 50% kwas azotowy(V), nalano do probówki w objętości ok. 3 cm³ i wrzucono miedź. Większość metali użytych w ćwiczeniu nie wymagała oczyszczania z wyjątkiem glinu, który oczyszczono z warstwy tlenków metoda chemiczną przy pomocy 6-molowego roztworu kwasu solnego.

Podczas prowadzenia doświadczeń zapisywano obserwacje w celu późniejszego opracowania wyników i uszeregowania metali według ich malejącej reaktywności.

Magnez

1. Magnez reagował z wodą. Obserwowano roztwarzanie się metalu i wydzielanie pęcherzyków gazu. Reakcja zachodziła według równania:

Mg + 2H₂O → Mg(OH)₂ +H₂

1. Magnez nie reagował z wodorotlenkiem sodu.

2. Metal gwałtownie reagował z kwasem solnym, obserwowano intensywne roztwarzanie metalu oraz wzrost temperatury probówki.Równanie reakcji:

Mg + HCl → MgCl₂ + H₂

Sód

1. Sód gwałtownie reagował z wodą, paląc się żółto-pomarańczowym płomieniem. Obserwowano szybkie roztwarzanie metalu i zabarwienie wody z fenoloftaleiną na malinowo. Zachodziła reakcja:

2Na + 2H₂O →2 NaOH +H₂

Potas

1. Metal reagował z wodą jeszcze gwałtowniej niż sód, paląc się różowym płomieniem, powodując zabarwienie wody z fenoloftaleiną na malinowo. Równanie zachodzącej reakcji:

2K + 2H₂O → 2KOH +H₂

Cynk

1. Cynk nie reagował z wodą.

2. Podczas reakcji z wodorotlenkiem sodu zaobserwowano roztwarzanie się metalu i wydzielanie gazu. Zachodziła reakcja:

Zn +2 NaOH + 2H₂O→ Na₂[Zn(OH)₄] + H₂

1. Cynk reagował z kwasem solnym, obserwowano wydzielanie się gazu, roztwarzanie metalu, wydzielanie ciepła. Reakcja zachodziła według równania:

Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂

Glin

1. Nie zaobserwowano żadnych objawów reakcji glinu z wodą.

2. Glin intensywnie roztwarzał się w roztworze wodorotlenku sodu, powodując zmętnienie roztworu i wydzielanie gazu. Obserwacje to potwierdza równanie reakcji:

2Al + 2NaOH + 6 H₂O → 2 Na[Al(OH)₄] + 3 H₂

1. Metal gwałtownie reagował z kwasem powodując pienienie się roztworu i zmianę jego zabarwienia na kolor szary, reakcji towarzyszyło wydzielanie ciepła. Równanie reakcji:

2Al +6 HCl →2 AlCl₃ + 3H₂

Żelazo

1. Podczas reakcji żelaza z wodą obserwowano pojawienie się rdzawego nalotu na powierzchni metalu, co mogło być wynikiem jego niedokładnego oczyszczenia .

2. Żelazo nie reagowało z wodorotlenkiem sodu.

3. Metal gwałtownie reagował z kwasem solnym. Obserwowano roztwarzanie się metalu, wydzielanie gazu oraz zabarwienie zawartości próbówki na jasnozielony kolor. Reakcje ilustruje równanie:

Fe +2 HCl → FeCl₂ +H₂

1. Podczas reakcji żelaza z chlorkiem cyny (II) zaobserwowano pokrycie się powierzchni metalu srebrnym osadem. Zachodziła reakcja opisana równaniem:

Fe + SnCl₂ → FeCl₂ + Sn

Cyna

1. Nie zaobserwowano objawów reakcji metalu z wodą, wodorotlenkiem sodu, czy też z kwasem solnym, cyna nie reagowała również z roztworem siarczanu (VI) żelaza (II). Brak objawów reakcji cyny z kwasem solnym mogło być spowodowane zanieczyszczeniami obecnymi na powierzchni metalu.

2. W reakcji cyny z roztworem azotanu (V) ołowiu(II) zaobserwowano pojawienie się czarnego osadu na powierzchni metalu. Równanie zachodzącej reakcji:

Sn + Pb(NO₃)₂ → Sn(NO₃)₂ +Pb

Ołów

1. Metal nie reagował z wodą, wodorotlenkiem sodu, kwasem solnym. Podobnie jak w przypadku cyny reakcja z kwasem została prawdopodobnie uniemożliwiona przez zanieczyszczenia.

2. W reakcji ołowiu z roztworem chlorku cyny (II) zaobserwowano pojawienie się jasnożółtego osadu, co świadczy o zajściu reakcji hydrolizy:

Sn²⁺ +4 H₂O → Sn(OH)₂ + 2H₃O⁺

1. Podczas reakcji ołowiu z roztworem siarczanu (VI) miedzi (II) zaobserwowano pojawienie się białego nalotu na powierzchni metalu, prawdopodobnie były to zanieczyszczenia pozostałe na powierzchni metalu.

Miedź

1. Miedź nie reagowała z wodą, wodorotlenkiem sodu, kwasem solnym, azotanem(V) ołowiu(II).

2. Podczas reakcji roztwarzania miedzi w kwasie azotowym (V) zaobserwowano: zmianę zabarwienia zawartości próbówki na zieloną, wydzielanie brunatnego gazu o nieprzyjemnym zapachu. Reakcja zachodziła według równania:

Cu + 4HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

Cu⁰ - 2e → Cu^+II | 1

N^V + e → N^+IV | 2

Opracowanie wyników

W oparciu o przeprowadzone reakcje uszeregowano metale według malejącej reaktywności:

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

Otrzymany szereg jest zgodny z szeregiem elektrochemicznym metali.

Sprawozdanie II

Reakcje redoksowe

Cel ćwiczenia

Celem ćwiczenia było przeprowadzenie reakcji redoks oraz zinterpretowanie wyników w oparciu o wartości potencjałów redoks.

Opis ćwiczenia

Ćwiczenie składa się z 3 części:

1. Badanie wpływu odczynu środowiska na redukcję manganianu (VII) potasu.

2. Badanie właściwości redukujących aldehydów.

3. Reakcje utleniania i redukcji w grupie chlorowców.

Sposób prowadzenia ćwiczenia cz.I

Przygotowano 3 probówki, kolejno dodawano do nich odpowiednie odczynniki w celu wytworzenia innego odczynu środowiska: do pierwszej probówki 5 kropli 12-molowego kwasu siarkowego(VI), do następnej probówki wprowadzono 5 kropli wody destylowanej, do trzeciej 5 kropli 12-molowego wodorotlenku sodu. Następnie do każdej probówki wprowadzano po kilka kropli 0,05-molowego wodorosiarczanu(IV) sodu, na końcu dodano po pięć kropli 0,02-molowego roztworu manganianu(VII) potasu. Obserwowano zabarwienie zawartości probówek. W dalszej części do trzeciej probówki dodano kilka kropli 12-molowego kwasu siarkowego(VI), po wystąpieniu zmiany barwy roztworu wprowadzono kilka kropli 12-molowego wodorotlenku sodu, po czym probówkę ogrzano (reakcja kameleonowa).

Podczas każdej reakcji prowadzono obserwacje i zapisywano zmiany barwy roztworów zachodzące w probówkach.

Środowisko kwasowe

Powstał bladoróżowy roztwór - nastąpiła redukcja jonu manganianowego(VII) na jon manganu(II). Równanie zachodzącej reakcji:

2KMnO₄ + 3H₂SO₄ + 5NaHSO₃ → 2MnSO₄ + 5 NaHSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

Mn^+VII + 5e → Mn^+II | 2

S^+IV - 2e → S^+VI | 5

Środowisko obojętne

Wytrącił się brunatny osad - nastąpiła redukcja jonu manganianowego(VII) na jon manganu(IV). Równanie zachodzącej reakcji:

2KMnO₄ + H₂O + 3NaHSO₃ → MnO₂ + 3 NaHSO₄ + 2KOH

Mn^+VII +3e → Mn^+IV | 2

S^+IV - 2e → S^+VI | 3

Środowisko alkaliczne

Roztwór przyjął ciemnozieloną barwę- redukcja jonu manganianowego(VII) na jon manganu(VI). Równanie zachodzącej reakcji:

2KMnO₄ + 2NaOH + NaHSO₃ → K₂MnO₄ + Na₂MnO₄ + NaHSO₄ + H₂O

Mn^+VII + e → Mn^+VI | 2

S^+IV - 2e → S^+VI | 1

Reakcja kameleonowa

Roztwór zmienił barwę z zielonej na czerwono-fioletową, wytrącił się brunatny osad, następnie powrócił do barwy zielonej. W pierwszej reakcji nastąpiło przejście jonu manganianowego(VI) w jon manganianowy(VII) i jon manganowy(IV). W drugiej reakcji zaszedł proces odwrotny do poprzedniego. Reakcje te byłby wynikiem przesuwania się stanu równowagi reakcji. Obie reakcje ilustrują równania:

2K₂MnO₄ + H₂SO₄ → MnO₂ + KMnO₄ + 2K₂SO₄ + H₂O

Mn^+VI +2 e → Mn^+iV | 1

Mn^+VI - e → Mn^+VII | 2

MnO₂ + 2KMnO₄ + 4NaOH → K₂MnO₄ + 2 Na₂MnO₄ + 2H₂O

Mn^+IV -2 e → Mn^+VI | 1

Mn^+VII + e → Mn^+VI | 2

Opracowanie wyników

Uleganie redukcji jonów MnO₄^- do jonów na różnych stopniach utlenienia w zależności od pH roztworu jest związane z potencjałem redukcyjnym jonów manganianowych(VII).

Potencjał redukcyjny zależy w dużym stopniu od stężenia jonów wodorowych, a zdolność utleniająca jonów MnO₄^- rośnie wraz ze wzrostem stężenia jonów H⁺ ,które zmienia się przy różnym pH. Zgodnie z równaniem Nernsta:

$$E = E^{0} + \ \frac{0,059}{n}\text{\ log}\frac{\left\lbrack \text{Mn}O_{4\ }^{-} \right\rbrack{\lbrack H^{+}\rbrack}^{8}}{\lbrack\text{Mn}^{2 +}\rbrack}$$

Sposób prowadzenia ćwiczenia cz.II

Przygotowano próbówkę, do której wprowadzono 0,5-molowy roztwór azotanu(V) srebra w objętości ok. 0,5 cm³, następnie dodano 3-molowy roztwór amoniaku. Następnie dodano glukozę. Probówkę ogrzewano.

W wyniku reakcji glukoza utleniła się do kwasu glukonowego, a na ściankach probówki powstało lustro srebrne(metaliczne srebro). Reakcje zachodziły według równań:

AgNO₃ + NH₃ H₂O → AgOH + NH₄NO₃

2AgOH → Ag₂O + H₂O

C₆H₁₂O₆ + Ag₂O → CH₂(OH)(CHOH)₄CHO → 2 Ag + CH₂(OH)(CHOH)₄COOH

C^+I - 2e → C^+III | 1

Ag^+I + e → Ag⁰ | 2

Wśród związków organicznych właściwości redukujące wykazują min. monosacharydy należące do aldoheksoz np. mannoza, aldehydy np. metanal, z grupy kwasów karboksylowych właściwości redukujące wykazuje jedynie kwas metanowy.

Sposób prowadzenia ćwiczenia cz.III

A. Przygotowano 3 probówki, w których umieszczono kolejno: kilka kropel wody chlorowej, wody bromowej, roztworu jodu w jodku potasu. Następnie do każdej probówki wprowadzono 0,5 cm³ czterochlorku węgla i wytrząśnięto. Obserwowano zabarwienie warstwy organicznej.

B. Następnie przygotowano 3 probówki : jedną z 5 kroplami 0,01-molowego roztworu bromku potasu, a drugą z taką samą ilością 0,01-molowego roztworu jodku potasu. Następnie do obu

probówek dodano ok. 0,5 cm³ czterochlorku węgla i 5 kropli kwasu siarkowego(VI) o stężeniu 1mol/dm³ oraz 10 kropel wody chlorowej. Probówki wytrząśnięto i obserwowano zabarwienie warstwy organicznej. Następnie do obu probówek dodano jeszcze nadmiar wody chlorowej. Obserwowano zmiany.

C. W dalszej części przygotowano następne 2 probówki : pierwszą z 5 kroplami 0,01-molowego roztworu jodku potasu, do której dodano dziesięć kropli wody bromowej, drugą z pięcioma kroplami 0,01-molowego roztworu bromku potasu, do której dodano dziesięć kropli jodku potasu. Do obu probówek dodano czterochlorku węgla i obserwowano jego zabarwienie.

Obserwacje i wnioski

A.

Warstwa czterochlorku węgla w obecności wody chlorowej jest bezbarwna. W obecności wody bromowej pomarańczowa, jodu w jodku potasu- fioletowa.

B.

Zawartość pierwszej probówki barwi się na żółto, zaszła reakcja wypierania bromu z bromku potasu przez chlor, według równania:

2KBr + Cl₂ → 2KCl + Br₂

Po dodaniu nadmiaru wody chlorowej roztwór odbarwia się.

W drugiej probówce warstwa organiczna barwi się na fioletowo. Zachodzi reakcja wypierania jodu z jodku potasu przez chlor, o czym świadczy zabarwienie warstwy organicznej . Równanie zachodzącej reakcji:

KI + Cl₂ → 2KCl +I₂

Po dodaniu dużego nadmiaru wody chlorowej następuje odbarwienie .

C.

W pierwszej probówce warstwa organiczna barwi się na fioletowo, co świadczy o wyparciu jodu z jodku potasu przez brom:

KI + Br₂ → I₂ +KBr

W drugiej próbówce zabarwienie warstwy organicznej również jest fioletowe i również pochodzi od jodu, oznacza to, że nie zaszła żadna reakcja.

Opracowanie wyników

Opisane wyżej reakcje, można wyjaśnić posługując się wartościami standardowych potencjałów dla chlorowców:

E_jod⁰ =   + 0, 536 V

E_brom ⁰ =   + 1, 065

E_chlor⁰ =   + 1, 36

Największy potencjał redukcyjny posiada chlor, za nim brom i dopiero jod, co wyjaśnia zachodzenie reakcji wypierania jodu i bromu z ich soli przez chlor oraz wypierania jodu przez brom.

Na podstawie przeprowadzonych doświadczeń, można uszeregować chlorowce według ich malejącej aktywności: Cl, Br, I.