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

ester

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

Hořící trimethylester kyseliny borité

Hořící trimethylester 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 CrO42- + 16 H+ → 3 Sn4+ + 2 Cr3+ + 8 H2O

Olovo

Chromová žluť

Pb2+ + CrO42- → 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.

Kontaktní způsob výroby kyseliny sírové

Kontaktní způsob výroby kyseliny sírové

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.

Komorový způsob výroby kyseliny sírové

Komorový způsob výroby kyseliny sírové

Selen

Redukce seleničitanu na červený selen

2 SeO32- + 4 SO2 + 2 H2O → 2 Se + 4 SO42- + 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 kelimku dáme pevný fluorid vápenatý a přidáme konc. kyselinu sírovou. Překlopíme hodinovým sklířkem s nápisem HF vyrytým do vosku. Po určité době pozorujeme vyleptaný nápis.

Chlor

Příprava chloru oxidací kyseliny chlorovodíkové

16 HCl + 2 MnO4- → 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 manganistanu draselného 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.

11. skupina

Dehydratace CuSO4.5 H2O

Na krystalky modré skalice ve zkumavce nalejeme konc. 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.

 

Napsat komentář