Demonstrační pokusy z anorganické chemie

Mapa analytických reakcí (format .pdf, 104 kB)

Odkaz na stránky o nakládání s nebezpečnými látkami

1. skupina

Vodík

Příprava vodíku v Kippově přístroji

Zn + 2 HCl → ZnCl₂ + H₂

Třaskavý plyn

2 H₂ + O₂ → 2 H₂O
Tato zkouška je důležitá, pokud pracujeme s vodíkem. Ten se na konci aparatury zapaluje, aby nedošlo k výbuchu musíme se nejdříve přesvědčit, že už v aparatuře není kyslík.

Elektrolýza vody

2 H₂O → 2 H₂ + O₂
Do vody je třeba přidat trochu kyseliny sírove, aby se zvýšila vodivost!

Reakce vodíku ve stavu zrodu

K₂Cr₂O₇ + 4 H₂SO₂ + 8 H⁺ → Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7 H₂O
Na filtrační papír nasypeme jemně namletý zinek a přefiltrujeme přes něj okyselený roztok dichromanu draselného. Filtrát změnil barvu na zelenou, což je typická barva chromitých solí. Tento jev se vysvětluje tím, že při reakci kyseliny se zinkem na filtračním papiře, vzniká na velmi krátkou dobu vodik ve stavu zrodu(in stati nascenti) a tento vodík má velmi silné redukční účinky.

Alkalické kovy

Plamenové reakce

Používají se v analytické chemii k důkazu iontů některých kovů.

Prvek	Barva plamene
Sodík	Žlutá
Draslík	Fialová
Rubidium	Červená

Sodík

Reakce sodíku s vodou

2 Na + 2 H₂O → 2 NaOH + H₂
Probíhá bouřlivě, ale k zapálení dojde pouze, pokud sodíku zabráníme v pohybu, např. filtračním papírem na hladině vody.

Draslík

Reakce draslíku s vodou

2 K + H₂O → 2 KOH + H₂
Probíha bouřlivěji než u sodíku a k zapálení vodíku dojde i na volné hladině.

Reakce draslíku s bromem

2 K + Br₂ → 2 KBr
Draslik reaguje explozivně s bromem, je to způsobeno velkým rozdílem elektronegativit obou reagujících prvků.

2. skupina

Srážení síranu a šťavelanu

Ion	SO42-	(COO–)2
Ca2+	Nesráží se	Sráží se okamžitě
Sr2+	Sráží se po chvíli	Sráží se po chvíli
Ba2+	Sráží se okamžitě	Nesráží se

Hořčík

Hoření hořčíku

2 Mg + O₂ → 2 MgO

Hořčík hoří oslnivým, velmi teplým plamenem, nelze hasit vodou, protože má tak vysokou teplotu plamene, že se v něm voda rozkládá na kyslík a vodík, a kyslik podporuje hoření, takže plamen se rozhoří ještě víc.

Vápník

Hydrolýza karbidu vápníku

CaC₂ + H₂O → 2 H₂ + Ca(OH)₂

Při hydrolýze se uvolňuje acetylen, který můžeme na konci aparatury zapálit.

13. skupina

Bor

Hoření trimethylesteru kyseliny borité

H₃BO₃ + 3 CH₃OH → B(OMe)₃ + 3 H₂O

Trimethylester kyseliny borité hoří zeleným plamenem, toho se využívá v analytické chemii, pro detekci i malých množství kyseliny borité.

Hliník

Amfoterita hliníku

Al₂(SO₄)₃ + 6 NaOH → 2 Al(OH)₃ + 3 Na₂SO₄

Al(OH)₃ + NaOH → Na[Al(OH)₄]

Oxidace hliníku vzdušným kyslíkem

4 Al + 3 O₂ → 2 Al₂O₃

Hliník se na vzduchu pokrývá kompaktní vrstvičkou oxidu hlinitého, která brání jeho další oxidaci, pokud tuto vrstvičku rozrušíme, např. amalgamací bude se povrch hliníku oxidovat a vznikne tzv. hliníkovy květ.

Aluminotermie

2 Al + Fe₂O₃ → Al₂O₃ + 2 Fe

Aluminotermie, je metoda na získávání čistých kovů z oxidů, využívá se vysoké afinity hliníku ke kyslíku. Reakce je silně exotermní, používá se i ke svařování kolejnic. Pokus se provádí v šamotovém kelímku, jako iniciační činidlo je možné použít prskavku, nebo hořčíkovou pásku. Pokud je na dně kelímku udělaná díra, vyteče ven čisté železo.

Reakce hliníku s bromem

4 Al + 3 Br₂ → 2 Al₂Br₆

Reakce hliníku s jodem

4 Al + 3 I₂ → 2 Al₂I₆

Smíchame jemně rozetřený jod s jemným práškovým hliníkem. Reakce se iniciuje kapkou vody, kdy dochází k reakci hliníku s vodou, za vzniku Al(OH)₃ tato reakce je velmi exotermická a uvolněné teplo zahájí reakci s jodem.

14. skupina
Uhlík

Dehydratace cukru koncentrovanou kyselinou sírovou

C₆H₁₂O₆ → 6 C + 6 H₂O

Výroba oxidu uhličitého rozkladem uhličitanu vápenatého kyselinou chlorovodíkovou

CaCO₃ + 2 HCl → CO₂ + CaCl₂ + H₂O

Krasové jevy

Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃ ¯

CaCO₃ + CO₂ + H₂O → Ca(HCO₃)₂

Ca(HCO₃)₂ + ΔT → CaCO₃ + CO₂ + H₂O

Hydrolýza karbidu vápníku

CaC₂ + 2 H₂O → C₂H₂ + Ca(OH)₂

Cín

Reakce cínu s bromem

Sn + 2 Br₂ → SnBr₄

Redukční účinky chloridu cínatého

3 Sn²⁺ + 2 CrO₄^2- + 16 H⁺ → 3 Sn⁴⁺ + 2 Cr³⁺ + 8 H₂O

Olovo

Chromová žluť

Pb²⁺ + CrO₄^2- → PbCrO₄

15. skupina
Dusík

Reakce NH₃ s HCl

NH₃ + HCl → NH₄Cl

Pokud necháme vedle sebe stát otevřené láhve s amoniakem a kyselinou chlorovodíkovou, pozorujeme u hrdla vznik bílých dýmu chloridu amonného.

Dimerace NO₂ na N₂O₄

2 NO₂ → N₂O₄

Pokud ochladíme trubici s červenohnědým NO₂ pozorujeme odbarvovaní plynu, vzniká bezbarvý dimerní N₂O₄.

Fosfor

Rozdilná reaktivita červeného a bílého fosforu

4 P + 5 O₂ → P₄O₁₀

Pásek plechu připevníme do lapáku a položíme na něj kousek bílého a červeného fosforu. Plíšek zahříváme kahanem tak, aby byl plamen blíže červenému fosforu. Nejdříve se vznítí bílý fosfor.

Rozpustnost fosforu v sirouhlíku a samozápalnost bíleho fosforu

Kousek bílého fosforu rozpustíme ve zkumavce v sirouhlíku. Roztokem polejeme filtrační papír, po vypařeni sirouhlíku papír vzplane.

Hydrolýza oxidu fosforečného

P₄O₁₀ + 6 H₂O → 4 H₃PO₄

Do kádinky s vodou vhodíme lžicku oxidu fosforečného, pozorujeme prudkou reakci.

 Arsen

Marsch-Liebigova zkouška

As₂O₃ + 6 Zn + 6 H₂SO₄ → 2 AsH₃ + 6 ZnSO₄ + 3 H₂O

2 AsH₃ → 2 As + 3 H₂

Analytická zkouška uživaná v soudním lékařství. Oxidačně redukční reakce. Vznik arsanu a jeho rozklad na As.

Gutzeitova zkouška

Ag₃As.3AgNO₃ + 3 H₂O → 6 Ag + As(OH)₃ + 3 HNO₃

Analytická zkouška na arsen. Do baňky nalejeme malé množství koncentrované HCl, vložíme kousek zinku a přidáme As₂O₃. K ústí baňky dáme ovlhčený filtrační papír s krystalkem AgNO₃. Vytváří se hnědá skvrna, přičemž arsan reaguje s AgNO₃ na AsAg₃.3AgNO₃, který se vodou hydrolyzuje.

Chalkogeny

Síra

Chování síry při zahřívání, plastická síra

Sα → Sβ → Sμ → S(l)

Ve zkumavce zahříváme práškovou síru, nejdříve vznikne žlutá kapalina, která začne postupně tmavnout až do hněda, přičemž silně vzrůstá viskozita, při určité teplotě, okolo 200 °C je viskozita tak vysoká, že můžeme zkumavku otočit dnem vzhůru. Pokud síru dále ohříváme, viskozita klesá. Když siru, která je zahřátá téměř k varu vylejeme do vody, vznikne tzv. plastická síra, která během několika dní přejde na Sα.

Reakce zinku se sírou

Zn + S → ZnS

Smícháme práškový zinek s práškovou sírou a zapálíme, pozorujeme rychlou reakci.

Výroba kyseliny sírové

Kontaktni způsob

2 SO₂ + O₂ → 2 SO₃

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

Trubici s katalyzátorem zahříváme kahanem, po zahřátí ženeme trubicí SO₂ vysušený konc. kyselinou sírovou. Dochází k oxidaci na SO₃, který vháníme do vody a vzniká H2SO4.

Komorový způsob

SO₂ + NO₂ + H₂O → H₂SO₄ + NO

Do trubice ženeme oxid siřičitý a oxid dusičitý, na stěnách trubice se vyloučí bílý síran nitrosylu NOHSO₄, který hydrolyzujeme vodou na kyselinu sírovou.

Selen

Redukce seleničitanu na červený selen

2 SeO₃^2- + 4 SO₂ + 2 H₂O → 2 Se + 4 SO₄^2- + 4 H⁺

Do roztoku seleničitanu zavedeme SO₂. Vyredukuje se červený selen.

Halogeny

Fluor

Leptání skla kyselinou fluorovodíkovou

SiO₂ + 4 HF → SiF₄ + 2 H₂O
3 SiF₄ +H₂O → SiO₂ + 2 H₂SiF₆

Do kelímku dáme pevný fluorid vápenatý a přidáme koncentrovanou kyselinu sírovou. Překlopíme hodinovým sklíčkem s nápisem HF vyrytým do vosku. Po určité době pozorujeme vyleptaný nápis.

Chlor

Příprava chloru oxidací kyseliny chlorovodíkové

16 HCl + 2 KMnO₄ → 5 Cl₂ + 8 H₂O + 2 MnCl₂ + 2 KCl

Hoření chloru ve vodíku

H₂ + Cl₂ → 2 HCl

Naplníme válec chlorem a ponoříme do něho hořící vývod z Kippova přístroje na vodík.

Reakce chloru s vodou a vlastnosti chlorové vody

H₂O + Cl₂ → HCl + HClO
2 HClO → 2 HCl + O₂

Chlor se „rozpouští“ ve vodě na chlorovou vodu, dochází k disproporcionační reakci. Chlorem obsaženým v chlorové vodě můžeme vytěsnit brom a jod z bromidu a jodidu.

2 KBr + Cl₂ → Br₂ + 2 KCl
2 KI + Cl₂ → I₂ + 2 KCl

Jod

Rozpustnost jodu

Pokud nasypeme krystalky jodu do destilované vody, prakticky se jod nerozpouští, ale pokud do vody přidáme jodid dojde ke vzniku aniontu I₃^–, který je ve vodě dobře rozpustný. Rozpuštěný jod můžeme vytřepat do organických rozpouštědel, např. benzenu za vzniku tmavěfialového roztoku.

6. skupina

Přechod chromanu na dichroman a obráceně

2 K₂CrO₄ + H₂SO₄ → K₂Cr₂O₇ + K₂SO₄ + H₂O
K₂Cr₂O₇ + 2 KOH → 2 K₂CrO₄ + H₂O

K roztoku chromanu draselného přilejeme zředěnou kyselinu sírovou. Žlutá barva roztoku přechází v oranžovou. Přilejeme-li k oranžovému roztoku dichromanu draselného roztok hydroxidu draselného, roztok opět zežloutne.

7. skupina

Tepelný rozklad manganistanu draselného

2 KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂

Manganistan zahříváme ve zkumavce. Vznikající kyslík dokážeme zapálenou špejlí.

Dehydratace kyseliny manganisté na oxid manganistý

K manganistanu draselnému ve zkumavce nalijeme kyselinu sírovou, vznikne oxid manganistý, který prudce oxiduje organické látky. Po přikápnutí ethanolu dojde k vzplanutí.

Nejprve dochází k vytěsnění kyseliny manganisté a následně k její dehydrataci:

2 KMnO₄ + H₂SO₄ → 2 HMnO₄ + K₂SO₄

2 HMnO₄ → Mn₂O₇ + H₂O

11. skupina

Dehydratace CuSO₄.5 H₂O

Na krystalky modré skalice ve zkumavce přidáme koncentrovanou H₂SO₄. Pozorujeme jejich odbarvování.

Komplexotvorné vlastnosti mědi

Cu²⁺ + 4 NH₃ → [Cu(NH₃)₄]²⁺

K roztoku modré skalice přidáváme amoniak, nejdříve dojde k vysrážení bazických solí, po dalším přídavku amoniaku se sraženina rozpustí.