OBJAWY REAKCJI - OBSERWACJE

OBJAWY REAKCJI - OBSERWACJE I. ODCZYN ROZTWORU BARWY WSKAŹNIKÓW O odczynie roztworu decyduje zawartość kationów wodorowych i anionów wodorotlenkowych: [H + ] [OH ] odczyn kwasowy (kwaśny); ph 7 [H + ] = [OH ] odczyn obojętny; ph = 7 [H + ] [OH ] odczyn zasadowy; ph 7 Obserwacje barw wskaźników odczyn odczyn odczyn zasadowy kwasowy obojętny fenoloftaleina bezbarwna bezbarwna malinowa oranż metylowy czerwony pomarańczowy żółty lakmus czerwony niebieski niebieski papierek uniwersalny czerwony żółty niebieskozielony ( zielony w roztworach mniej zasadowych, niebieski w bardziej. W zadaniach może być określenie ph, odczynu lub barwy któregoś ze wskaźników. 1. Roztwory kwasowe: (lakmus, uniwersalny, oranż czerwony, ph 7 ) roztwory kwasów nieorganicznych rozpuszczalnych w wodzie. Np. nie dają odczynu kwasy krzemowe H 2 SiO 3 HCl H + + Cl roztwory kwasów organicznych rozpuszczalnych w wodzie: HCOOH H + + HCOO fenole (alkohole alifatyczne odczyn obojętny) C 6 H 5 OH C 6 H 5 O + H + 2. Roztwory zasadowe: ( fenoloftaleina malinowy, oranż żółty, uniwersalny żółtozielony, lakmus niebieski, ph > 7 ) zasady wodorotlenki rozpuszczalne w wodzie koniecznie sprawdzać w tabeli rozpuszczalności NaOH Na + + OH woda amoniakalna ( roztwór amoniaku w wodzie) + NH 3 + H 2 O NH 4 + OH aminy + CH 3 NH 2 + H 2 O CH 3 NH 3 + OH 1

3. Odczyn kwasowy po reakcji substancji z wodą: tlenki kwasowe rozpuszczalne w wodzie trzeba zapamiętać, które są rozpuszczalne: - tlenki metali bloku d na wyższych stopniach utlenienia: CrO 3, Mn 2 O 7, - tlenki niemetali: B 2 O 3, CO 2, N 2 O 3, N 2 O 4, N 2 O 5, P 2 O 3, P 2 O 5, As 2 O 3 (słabo), As 2 O 5, Sb 2 O 3 (słabo), Sb 2 O 5 (słabo), SO 2, SO 3, SeO 2, SeO 3 (SiO 2 nierozpuszczalny) N 2 O 3 + 3H 2 O 6H + + 2NO 3 4. Odczyn zasadowy po reakcji substancji z wodą: metale aktywne ( metale I i II grupy oprócz berylu, magnez na gorąco) 2Na + 2H 2 O 2Na + + 2OH + H 2 - druga obserwacja - wydzielanie gazu tlenki zasadowe rozpuszczalne w wodzie trzeba zapamiętać, które są rozpuszczalne (tlenki metali I i II grupy oprócz tlenku berylu, tlenek magnezu na gorąco) Na 2 O + H 2 O 2Na + + 2OH wodorki 2NaH + H 2 O 2Na + + 2OH + H 2 - druga obserwacja - wydzielanie gazu alkoholany CH 3 ONa + H 2 O CH 3 OH + Na + + OH 5. Mieszanie roztworów kwasów i zasad: Dodawanie roztworu kwasu do roztworu zasady w nadmiarze (lub odwrotnie) powoduje zmianę odczynu i barwy wskaźnika. Analogicznie przy wprowadzaniu tlenku kwasowego do roztworu zasady i tlenku zasadowego do kwasu. Zmieszanie określonych ilości roztworów zasady i kwasu(stężenie, objętość roztworu): obliczamy liczbę moli kationów wodorowych i anionów wodorotlenkowych, porównujemy i na tej podstawie określamy odczyn i barwę wskaźnika. 6. Roztwory soli rozpuszczalnych w wodzie (hydroliza): Sole mocnych zasad i słabych kwasów np. Na 2 CO 3 odczyn zasadowy PO 3 4 + 3H 2 O H 3 PO 4 + 3OH Sole słabych zasad i mocnych kwasów np. CuSO 4 odczyn kwasowy Cu 2+ + 2H 2 O Cu(OH) 2 + 2H + Sole słabych zasad i słabych kwasów np. Fe(NO 2 ) 3 odczyn obojętny (jeżeli kwas i zasada są zbliżonej mocy, jeżeli nie, odczyn jest lekko kwaśny lub lekko zasadowy) Fe 2+ + 2NO 2 Fe(OH) 2 + 2HNO 2 Sole mocnych zasad i mocnych kwasów np. NaCl odczyn obojętny ( hydroliza nie zachodzi) NaCl + H 2 O Na + + Cl + H + + OH - mocne kwasy: HCl, HBr, HI, H 2 SO 4, HNO 3, HClO 4, HMnO 4 2

- mocne wodorotlenki: wodorotlenki metali I i II grupy oprócz wodorotlenku berylu i magnezu 7. Elektroliza KATODA ANODA 1K. Cu 2+ + 2e Cu 1A. 2Cl Cl 2 + 2e 2K. 2H + + 2e H 2 2A. 2OH H 2 O + ½ O 2 + 2e 3K. 2H 2 O + 2e 2OH + H 2 3A. H 2 O ½ O 2 + 2H + + 2e Kwasy beztlenowe (2K 1A): na K kationy wodorowe zobojętniają się, na A odczyn nie zmienia się. Sumarycznie ph roztworu rośnie, może dojść do obojętnego, gdy wszystkie jony się zobojętnią. Kwasy tlenowe (2K 3A): na K kationy wodorowe się zobojętniają ( ph rośnie), na A powstają (ph maleje). Sumarycznie odczyn roztworu nie zmieni się. Zasady (3K 2A): na K aniony wodorotlenkowe powstają, na A się zobojętniają. Sumarycznie odczyn roztworu nie zmienia się. Sole metali ciężkich i kwasów beztlenowych (1K 1A): odczyn nie zmienia się Sole metali ciężkich i kwasów tlenowych (1K 3A): na K bez zmian, na A powstają kationy wodorowe przestrzeń wokół A ulega zakwaszeniu. Sumarycznie ph roztworu maleje. Sole metali lekkich i kwasów beztlenowych (3K 1 A): na A bez zmian, na K powstają aniony wodorotlenkowe przestrzeń wokół K ulega alkalizacji. Sumarycznie ph roztworu rośnie. Sole metali lekkich i soli kwasów tlenowych (3K 3A): na K powstają aniony wodorotlenkowe przestrzeń wokół K ulega alkalizacji, na A powstają kationy wodorowe przestrzeń wokół A ulega zakwaszeniu. Sumarycznie odczyn roztworu nie zmienia się. 8. Inne: Tlenki, wodorotlenki, kwasy nierozpuszczalne w wodzie odczyn obojętny np. CuO, SiO 2, Fe(OH) 3, Cu(OH) 2, H 2 SiO 3, H 4 SiO 4 Tlenki obojętne odczyn obojętny (CO, SO, SiO, N₂O, NO) Alkohole odczyn obojętny Aminokwasy: - jeżeli jest tyle samo grup karboksylowych i aminowych odczyn zależy od wartości punktu izoelektrycznego. W roztworze o ph większym od punktu izoelektrycznego cząsteczka staje się anionem (odczyn roztworu kwasowy), a poniżej punktu izoelektrycznego kationem (odczyn roztworu zasadowy). W punkcie izoelektrycznym cząsteczka staje się najmniej rozpuszczalna, przez co może ulec wytrąceniu z roztworu. - odczyn zasadowy, jeżeli jest więcej grup aminowych niż karboksylowych - odczyn kwasowy, jeżeli jest więcej grup karboksylowych niż aminowych. 3

II. WYDZIELANIE GAZU Wydzielanie gazu, pęcherzyki gazu, pienienie się 1. Reakcje kwasów z metalami nieszlachetnymi W wyniku reakcji wydziela się bezbarwny, bezwonny gaz (H 2 ). Zn + 2HCl ZnCl 2 + H 2 Porównanie aktywność metali : przy tym samym kwasie (jednakowe stężenie i ilość) tym gwałtowniej będzie wydzielał się gaz, im aktywniejszy metal - o niższym potencjale elektrochemicznym. Metal również musi być w jednakowym rozdrobnieniu i jednakowej ilości. Porównanie mocy kwasów: przy tym samym metalu (jednakowe rozdrobnienie, jednakowa ilość), gaz będzie wydzielał się intensywniej przy mocniejszym kwasie ( oba kwasy o jednakowym stężeniu i w jednakowej ilości) Badanie wpływu różnych czynników na szybkość reakcji (stężenie, temperatura, rozdrobnienie). Wszystko musi być jednakowe oprócz czynnika badanego. Reakcja zachodzi szybciej tam, gdzie intensywniej wydziela się gaz. 2. Reakcje kwasów utleniających z metalami szlachetnymi - Kwasy utleniające: HNO 3 stężony, HNO 3 rozcieńczony, H 2 SO 4 stężony, HClO 4, HMnO 4, HBrO 4, HIO 4, H 2 CrO 4. - Metale szlachetne: metale o wyższym potencjale niż wodór w szeregu elektrochemicznym. Wyjątek złoto i platyna, które reagują z wodą królewską (mieszaniną kwasów: solnego i azotowego w stosunku objętościowym 1:3). stężony azotowy(v) wydziela się brunatny gaz, o ostrym zapachu (NO 2 ). Cu + 4HNO 3 Cu(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O rozcieńczony azotowy(v) wydziela się bezbarwny gaz 3Cu + 8HNO 3 3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O stężony, gorący siarkowy(vi) wydziela się bezbarwny gaz o ostrym gryzącym i duszącym zapachu, silnie drażniący drogi oddechowe (SO 2 ) Cu + 2H 2 SO 4 CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O - dodatkowo, jeśli metalem jest miedź, roztwór barwi się na niebieskozielono lub niebiesko. 3. Reakcje aktywnych metali z wodą W wyniku reakcji powstaje bezbarwny, bezwonny gaz (H 2 ) Metale aktywne: metale I i II grupy oprócz berylu, magnez na gorąco 2Na + 2H 2 O 2Na + + 2OH + H 2 - Druga obserwacja: dodatek fenoloftaleiny roztwór barwi się na malinowo Reakcja może służyć do porównania aktywności metali wrzucamy taką samą ilość różnych metali to wody ten metal jest aktywniejszy, gdzie intensywniej wydziela się gaz. 4

3. Reakcje metali amfoterycznych z mocnymi zasadami w wyniku reakcji powstaje bezbarwny, bez zapachu gaz (H 2 ) Zn + 2NaOH + 2H 2 O Na 2 [Zn(OH) 4 ] + H 2 4. Reakcje alkoholi z aktywnymi metalami W wyniku reakcji wydziela się bezbarwny, bezwonny gaz (H 2 ) 2CH 3 OH + 2Na 2CH 3 ONa + H 2 5. Reakcja zasadowych wodorków z wodą w wyniku reakcji powstaje bezbarwny, bez zapachu gaz (H 2 ) NaH + H 2 O NaOH + H 2 Druga obserwacja: wprowadzony wskaźnik kwasowo-zasadowy przyjmuje odpowiednią barwę (odczyn zasadowy). 6. Reakcja zasadowych wodorków z kwasami w wyniku reakcji powstaje bezbarwny, bez zapachu gaz (H 2 ) CaH 2 + 2HCl CaCl 2 + 2H 2 7. Wypieranie kwasu słabszego z jego soli przez kwas mocniejszy Gaz wydziela się, jeżeli wyparty kwas jest nietrwały lub lotny Sole kwasu węglowego wydziela się gaz bezbarwny, bez zapachu Na 2 CO 3 +2HCl 2NaCl + CO 2 + H 2 O Druga obserwacja umieszczony u wylotu probówki wilgotny papierek uniwersalny barwi się na czerwono Sole kwasu siarkowego(iv) wydziela się bezbarwny gaz o charakterystycznym, ostrym zapachu Na 2 SO 3 +2HCl 2NaCl + SO 2 + H 2 O Druga obserwacja umieszczony u wylotu probówki wilgotny papierek uniwersalny barwi się na czerwono Sole kwasu siarkowodorowego wydziela się bezbarwny gaz o charakterystycznym zapachu ( zgniłych jajek) Na 2 S + 2HCl H 2 S + 2NaCl Druga obserwacja umieszczony u wylotu probówki wilgotny papierek uniwersalny barwi się na czerwono Sole kwasu octowego czuć charakterystyczny zapach octu CH 3 COONa + HCOOH CH 3 COOH + HCOONa Te reakcje służą również do porównywania mocy kwasów. Jeżeli reakcja zachodzi (widać, czuć objawy) to kwas atakujący jest mocniejszy od tego w soli, jeżeli nie, jest słabszy. Najsłabszy jest fenol. 5

8. Wypieranie zasady słabszej z jej soli przez zasadę mocniejszą: Sole amonowe wydziela się bezbarwny gaz o charakterystycznym zapachu NH 4 Cl + NaOH NH 3 + H 2 O + NaCl - druga obserwacja umieszczony u wylotu probówki wilgotny papierek uniwersalny barwi się na niebieskozielono 9. Inne Reakcja węgliku glinu (karbidu) z wodą wydziela się bezbarwny, bezwonny gaz acetylen: CaC 2 + 2H 2 O C 2 H 2 + Ca(OH) 2 Reakcja węgliku glinu z wodą lub kwasem wydziela się bezbarwny, bezwonny gaz metan. Al 4 C 3 + 12 H 2 O 3CH 4 + 4 Al(OH) 3 Al 4 C 3 + 12 HCl 3CH 4 + 4 AlCl 3 III. PORÓWNANIE AKTYWNOŚCI 1. Porównanie aktywności fluorowców Bardziej aktywny fluorowiec wypiera ze związku mniej aktywny i sam wchodzi na jego miejsce. Objawem reakcji jest zmiana barwy roztworu. Dla fluoru nie stosujemy, zachodzą inne reakcje - aktywność fluorowców rośnie: F, Cl, Br, I - Cl 2(aq) roztwór lekko żółtawy, Br 2(aq) roztwór jasnobrunatny, - I 2(aq z KI lub w etanolu) roztwór ciemnobrunatny. Roztwory wprowadzamy do roztworów KI, KCl, KBr. 2KBr + Cl 2(aq) 2KCl + Br 2 roztwór barwi się na brązowo 2KCl + Br 2(aq) reakcja nie zachodzi brak objawów Inny wariant tych reakcji: roztwory jak wyżej z dodatkiem chloroformu, tetrachlorometanu lub nawet benzyny. Tworzą się dwie warstwy. Wolne fluorowce łatwiej rozpuszczają się w chloroformie, dlatego przechodzą do tej warstwy ( można wstrząsnąć). Wyparty przez chlor lub brom jod barwi warstwę chloroformu na fioletowo. Wyparty przez chlor brom barwi warstwę chloroformu na brązowo. 2. Porównanie aktywności metali Reakcja metali z kwasami punkt II.1 Reakcja metali z wodą punkt II.3 Wypieranie z soli metalu mniej aktywnego przez metal bardziej aktywny. Uwaga: aktywność metalu sprawdzamy w szeregu elektrochemicznym 6

Płytka metalowa zanurzona w roztworze soli innego metalu. Jeżeli metal w roztworze jest bardziej aktywny niż metal płytki nie ma objawów reakcji. Jeżeli metal płytki jest bardziej aktywny niż metal w roztworze następuje wymiana: CuSO 4 + Zn ZnSO 4 + Cu Objawy: na płytce pojawia się nalot, osad. Dodatkowo może następować zmiana zabarwienia roztworu. Jeżeli barwny kation ulega redukcji roztwór się odbarwia, jeżeli atomy metalu płytki utleniają się ( przechodzą do roztworu) roztwór przyjmuje charakterystyczne dla danego kationu zabarwienie. CuSO 4 + Zn ZnSO 4 + Cu : niebieski roztwór odbarwia się 2AgNO 3 + Cu Cu(NO 3 ) 2 + 2Ag : bezbarwny roztwór zabarwia się na niebiesko Ni(NO 3 ) 2 + Zn Zn(NO 3 ) 2 + Ni : zielony roztwór odbarwia się Barwy kationów: Jon Barwa Jon Barwa Cu 2+ niebieska Fe 2+ jasnozielona Cr 3+ od zielonej do fioletowej Fe 3+ żółtobrunatna Ni 2+ Zielona Co 2+ różowa IV. POWSTAWANIE OSADÓW Uwaga: jeżeli w pytaniu nie pytają o barwę osadu, podawać ją tylko, jeżeli jesteście jej pewni. Większość reakcji zachodzi w roztworach: do roztworu jednej substancji dodajemy roztwór drugiej. 1. Osady wodorotlenków Rozpuszczalna sól + mocny wodorotlenek CuSO 4 + 2NaOH Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4 Jeżeli wodorotlenek jest amfoteryczny dalsze dodawanie zasady powoduje jego roztworzenie: Zn(NO 3 ) 2 + 2NaOH Zn(OH) 2 + 2NaNO 3 Zn(OH) 2 + 2NaOH Na 2 [Zn(OH) 4 ] Wodorotlenek żelaza(ii) utlenia się tlenem z powietrza do wodorotlenku żelaza(iii) FeSO 4 + 2NaOH Na 2 SO 4 + Fe(OH) 2 4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O 4Fe(OH) 3 Fe(OH) 2 - zielonkawy osad przechodzi w Fe(OH) 3 brunatny osad Wodorotlenek manganu(ii) utlenia się tlenem z powietrza do tlenku manganu (IV) MnSO 4 + 2NaOH Mn(OH) 2 + Na 2 SO 4 2Mn(OH) 2 + O 2 2MnO 2 + 2H 2 O Mn(OH) 2 białawy (cielisty) osad przechodzi w MnO 2 brunatny osad 2. Osady kwasów Rozpuszczalna sól + kwas Na 2 SiO 3 + 2HCl H 2 SiO 3 + 2NaCl 7

3. Osady soli kwas + zasada 2H 3 PO 4 + 3Ca(OH) 2 Ca 3 (PO 4 ) 2 + 6H 2 O sól + kwas AgNO 3 + HCl AgCl + HNO 3 sól + zasada Ca(OH) 2 + Na 2 CO 3 CaCO 3 + 2NaOH sól + sól AgNO 3 + NaCl AgCl + NaNO 3 zasada + bezwodnik kwasowy Ca(OH) 2 + CO 2 CaCO 3 + H 2 O sól + bezwodnik kwasowy Ca(NO 3 ) 2 + CO 2 + H 2 O CaCO 3 + 2HNO 3 V. ROZTWARZANIE OSADÓW (ZANIK OSADU) Uwaga: realizacja poniższych reakcji: do roztworu jednej substancji wsypujemy, wrzucamy drugą lub do suchej substancji, metalu, zawiesiny dolewamy roztwór drugiej. 1. Roztwarzanie metali metal + kwas (aq) (metale o potencjale wyższym niż wodór) Zn + 2HCl ZnCl 2 + H 2 Obserwacja: wydzielanie się gazu, można zaobserwować roztworzenie całkowite metalu jeżeli jest go niewiele i metal jest aktywny, a kwas stężony. Np. szczypta wiórków cynkowych lub magnezowych. W przypadku większych granulek metalu obserwujemy zmniejszenie masy (ważenie przed i po reakcji). Dodatkowo można obserwować zabarwienie roztworu jeżeli powstaje barwny kation ( pkt. III.2). metal aktywny + woda (metale I i II grupy oprócz berylu, magnez na gorąco) 2Na + 2H 2 O 2NaOH + H 2 Obserwacje: wydzielanie gazu też. Tu zawsze bierzemy niewielką ilość metalu ( ze względu na ich wielką aktywność), cały metal się roztwarza, sód również się topi. metal szlachetny + kwas utleniający Punkt II.2. Oprócz obserwacji z tego punktu zaobserwujemy całkowite roztworzenie metalu, jeśli jest go mało a kwasu dużo. Jeżeli nie - zmniejsza się masa próbki ważenie przed i po reakcji. metal amfoteryczny + mocna zasada Zn + 2NaOH (aq) + 2H 2 O Na 2 [Zn(OH) 4 ] + H 2 Obserwacje: wydzielanie gazu, zmniejszenie masy metalu lub całkowite roztworzenie, jeśli nie jest go zbyt dużo. 8

2. Roztwarzanie osadów tlenków tlenek zasadowy + woda ( trzeba zapamiętać, które reagują z wodą: tlenki metali I i II grupy oprócz tlenku berylu, tlenek magnezu na gorąco) CaO (s) + H 2 O Ca(OH) 2 Obserwacje: rozpuszczenie osadu lub zanik osadu lub powstanie klarownego osadu. Wszystkie tlenki, o których tu mowa są białe, ich roztwory bezbarwne. Dodatkowa obserwacja: wprowadzenie wskaźnika kwasowo-zasadowego daje odpowiednie zabarwienie (odczyn zasadowy). tlenek zasadowy i amfoteryczny + kwas CaO (s) + 2HCl (aq) CaCl 2 + H 2 O ZnO (s) + 2HCl (aq) ZnCl 2 + H 2 O Osad roztwarza się, jeśli powstająca sól jest rozpuszczalna w wodzie sprawdzać w tabeli rozpuszczalności. I jeżeli tlenku nie jest zbyt dużo wtedy roztwarza się tylko część. Jeżeli sól nie jest rozpuszczalna nie zaobserwujemy zaniku osadu. Ag 2 O + 2HCl (aq) 2AgCl + H 2 O Może też nastąpić zabarwienie roztworu: CuO + H 2 SO 4(aq) CuSO 4 + H 2 O CuO - czarny, CuSO 4 (a właściwie kationy Cu 2+ ) niebieski tlenek kwasowy + woda ( dotyczy tylko tlenków reagujących z wodą patrz punkt I.3 P 2 O 5 + 3H 2 O 2H 3 PO 4 Dodatkowa obserwacja: wprowadzenie wskaźnika kwasowo-zasadowego daje odpowiednie zabarwienie (odczyn kwasowy). 3. Roztwarzanie osadów zasadowych wodorków Wodorek zasadowy + woda NaH + H 2 O NaOH + H 2 Obserwacje: osad roztwarza się, powstaje bezbarwny, bez zapachu gaz (H 2 ), wprowadzony wskaźnik kwasowo-zasadowy przyjmuje odpowiednią barwę (odczyn zasadowy). Wodorek zasadowy + kwas CaH 2 + 2HCl CaCl 2 + 2H 2 Obserwacje: osad roztwarza się, powstaje bezbarwny, bez zapachu gaz (H 2 ) 4. Roztwarzanie osadów, zawiesin wodorotlenków wodorotlenek + kwas (aq) w nadmiarze NaOH (s) + HCl (aq) NaOH + H 2 O Obserwacje: osad roztwarza się Cu(OH) 2(s) + H 2 SO 4(aq) CuSO 4 + 2H 2 O Obserwacje: osad roztwarza się powstaje klarowny roztwór. Sprawdzamy w tabeli rozpuszczalności rozpuszczalność powstającej soli. Jeżeli nie będzie rozpuszczalna osad nie zaniknie. Cu(OH) 2(s) + H 2 S CuS + 2H 2 O 9

Obserwacje: niebieski osad(cu(oh) 2 ) zamienia się na osad czarnoniebieski (CuS) Wodorotlenek amfoteryczny + mocna zasada w nadmiarze Al(OH) 3(s) + 3NaOH (aq) Na 3 [Al(OH) 4 ] Obserwacje: osad roztwarza się 5. Roztwarzanie osadów kwasów kwas + wodorotlenek w nadmiarze H 2 SiO 3(s) + 2NaOH (aq) Na 2 SiO 3 Obserwacje: osad roztwarza się. Tu nie ma zbyt wielkiego pola do manewru. Wymagane nierozpuszczalne kwasy to oba krzemowe i tylko ich sole sodowe, potasowe i amonowe są rozpuszczalne. 6. Roztwarzanie osadów soli osad soli + kwas mocniejszy niż kwas w soli w nadmiarze CaCO 3(s) + 2HCl (aq) CaCl 2 + CO 2 + H 2 O Obserwacje: osad roztwarza się, wydziela się gaz (CO 2 ) CuS (s) +2HCl (aq) H 2 S + CuCl 2 Obserwacje: osad roztwarza się, wydziela się gaz o charakterystycznym zapachu. Trzeba sprawdzać w tabeli rozpuszczalności czy powstająca sól jest rozpuszczalna i czy powstający kwas jest rozpuszczalny. CaSiO 3(s) + HCl (aq) CaCl 2 + H 2 SiO 3 osad soli + zasada mocniejsza od soli w nadmiarze NH 4 Cl (s) + NaOH (aq) NaCl + NH 3 + H 2 O Obserwacje: osad roztwarza się, wydziela się gaz o charakterystycznym zapachu Trzeba sprawdzać w tabeli rozpuszczalności czy powstająca sól jest rozpuszczalna i czy powstający wodorotlenek jest rozpuszczalny. MgCl 2(s) + 2NaOH (aq) 2NaCl + Mg(OH) 2 Trzeba też pamiętać czy aby powstały wodorotlenek nie jest amfoteryczny. Jeżeli tak, to początkowo powstanie osad, który w nadmiarze zasady się roztworzy: AlPO 4(s) + 3NaOH (aq) Al(OH) 3 + Na 3 PO 4 Al(OH) 3(s) + NaOH Na[Al(OH) 4 ] 10

VI. Żelazo ZMIANY BARWY OSADÓW I ROZTWORÓW Fe 2 O 3 czerwonobrunatny ogrzewanie K 2 FeO 4 czerwonofioletowy Fe(OH) 3 czerwonobrunatny Fe 2 (SO 4 ) 3 żółtawy VI stopień utlenienia żelaza III FeO czarny ogrzewanie Fe(OH) 2 zielonkawy FeSO 4 zielonkawy II Fe srebrny 0 Chrom K 2 CrO 4 żółty K 2 Cr 2 O 7 pomarańczowy VI stopień utlenienia chromu CrSO 4 niebieski Cr 2 (SO 4 ) 3 fioletowozielony O2 Cr 2 O 3 zielony III II Cr srebrny 0 11

Miedź CuO czarny ogrzewanie Cu(OH) 2 niebieski lub HNO3 uwodnione CuSO 4 lub Cu(NO 3 ) 2 niebieski stopień utlenienia miedzi II Cu 2 O czerwony lub HNO3 I Cu różowoczerwony 0 Mangan K 2 MnO 4 zielony KMnO 4 fioletowy H 2 O H 2 SO 4 VII stopień utlenienia manganu VI MnO 2 brunatny IV MnSO 4 cielisty (bezbarwny) II Mn srebrny H 2 SO 4 0 12