Podstawy chemii, ćwiczenia laboratoryjne8

Przykłady równań reakcji utleniania-redukcji do samodzielnego uzupełnier

1 JMn0₂ + KCIO3+KOH —»;K₂Mn0₄ + KC1 + H₂0 2. K₂Cr₂0₇ + H₂S + H₂S0₄ —> K₂S0₄ + Cr₂ (S0₄ )₃ + S + H₂0 , 3. NaOH + C10₂ + H₂0₂ -> NaC10₂ + 0₂ + H₂0

4. Cr₂0₃ + KN0₃ + KOH -> K₂Cr0₄ + KN0₂ + H₂0

5. Cr(OH)₄ + H₂0₂ + OH" —> Cr0₄~ + H₂0

6. Cr³⁺ + H₂0₂ + OH" Cr0₄~ + H₂0

7. Mn0₄ + Mn²⁺ + OH" -» Mn0₂ + H₂0

8. Mn0₄ + N0₂ + H⁺ —> Mn²⁺ + NO3 + H₂0

9. Br" + S0₄~ + H⁺ —> Br₂ +SO3" + H₂0

10. hcio₃ + hci-»ci₂+h₂o

11. kno₂ + ki+h₂so₄ -> k₂so₄ +I₂ +no + h₂o

12. HCIO3 -»C10₂ + HCI0₄

13. C1₂0₆+0H“->C10J+C10^+H₂0

14. MnO²" + C0₂ -> Mn0₄ + MnO_z + CO^"

15. I₂ + Na₂S₂0₃ —> Nal + Na₂S₄0^

16. C₂H₅OH + KMn0₄ -> CH3COOK + Mn0₂ +K0H + H₂0

17. CH3OH + KMn0₄ + H₂S0₄ -> HCOOH + MnS0₄ + K₂S0₄ + H₂0

18. H₂C₂0₄ + KMn0₄ +H₂S0₄ ->C0₂ +MnS0₄ + K₂S0₄ +H₂0

19. CH3CHO + Cu (OH) ₂ -» CH3COOH + Cu₂0 + H₂0

20. C₆H₁₂0₆ +Mn0₄ +H⁺ ->C0₂ +Mn²⁺ +H₂0

21. HCHO + H₂0 —> CH3OH + HCOOH

22. (NH₄)₂Cr₂0₇ —> N₂ + Cr0₃ + H₂0

23. H₂S + H₂S0₃ -»S° + H₂0

24. NH₄N0₂ -> N₂ +H₂0

25. Fe²⁺ + H₂0₂ + H⁺ -» Fe³⁺ +H₂0

26. Mn0₄ + H₂0₂ %H⁺ -40₂ + Mn²⁺ -|H₂0

27. K₂Mn0₄ + H_zO -> KMn0₄ + Mn0₂ + KOH

28. NaClO -> NaC10₃ + NaCl

ę ~ i, -2-f /. O I

U. '■^<2 -V O? /' ¹

IINOj > IINO3+NO+H2O I I ll_?(> —> IICIO+HCI ■lino, 1 ASO3" -> Mn²⁺ + AsO|^_ + U₂0 111 t 12 + H 2O —> AsO:j + I + H

• '\ lił^ lwości związków nieorganicznych

1 i i \ likiicja związków chemicznych ze względu na ich różnorodność jest

¹ ...... dość trudnym. Wszystkie substancje chemiczne możemy podzielić

M"i‘ \nlu niusa na elektrolity i nieelektrolity. Elektrolitami są sole, kwasy i za-

.......elektrolitów należy większość substancji organicznych.

I h Mmlitami nazywamy związki chemiczne, które w roztworze ulegają dyli i lrktmlitycznej, czyli rozpadowi na jony pod wpływem rozpuszczalnika, • ' d\ alkoholi itp. Dysocjacji ulegają związki, w których występują wiązania

lub kowalencyjne spolaryzowane. Cechą charakterystyczną roztworów tthi.-litów jest zdolność przewodzenia prądu elektrycznego na skutek znacznej ¹ I mchu jonów w roztworze. Przewodzenie prądu przez roztwór elektrolitu ■i-i im‘ |cnI, w przeciwieństwie do metali, z przenoszeniem masy. Roztwory ¹ imlitów prądu nie przewodzą. Elektrolity możemy podzielić na mocne ■ mili I.7.), w zależności od stopnia dysocjacji elektrolitycznej danego i-l 11 I Icklrolitami mocnymi są substancje, które w roztworach są w dużym 1 hi ils aicjowane na jony i zawierają niewiele (albo w ogóle) cząsteczek nie-¹ 1 ' auych. Elektrolity mocne są niezależnie od stężenia całkowicie zdyso-

na jony. Natomiast elektrolity słabe dysocjują tylko częściowo na jony.

ima dysocjacji elektrolitów piszemy następująco:

E ......... h elektrolitów, np.: NaCl

NaCI Na⁺ + Cl" t -lah\i h elektrolitów, np.: CH^COOH

(’l IjCOOH CH.iCOO" + H⁺