Przebieg doświadczenia:
1). Po sporządzeniu roztworu chlorku cynku zamaczamy w nim uniwersalny papierek wskaźnikowy.
2). Do roztworu kroplami dodajemy zasady sodowej aż do wytrącenia się osadu. Połowę powstałej substancji przelewamy do drugiej probówki.
3). Do jednej probówki ostrożnie dodajemy nadmiaru zasady sodowej, a do drugiej kwasu solnego.

Obserwacje:
1). Uniwersalny papierek wsaźnikowy nie zmienił zabarwienia.
2). Po dodaniu zasady sodowej wytrącił się biały, galaretowaty osad.
3). Po dodaniu nadmiaru zasady sodowej koloidalny roztwór zgęstniał, natomiast w kwasie osad rozpuścił się,

Wnioski:
1). Badany roztwór soli cynku ma odczyn obojętny.
2). Wytrącony osad to wodorotlenek cynku Zn(OH)2.
ZnCl2 + 2NaOH → Zn(OH)2 ↓ + 2NaCl
3). Po dodaniu nadmiaru zasady sodowej wytrącił się osad tetrahydroksycynkanianu sodu.
Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2[Zn(OH)4]
Po dodaniu kwasu solnego osad rozpuścił się
Zn(OH)2 + 2HCl → ZnCl2 + 2H2O

DOŚWIADCZENIE 2.
Tytuł i cel: Reakcja kwasu z tlenkiem zasadowym. Badanie zmian odczynu roztworu.
Wykorzystane przyrządy i odczynniki:
- zlewka;
- zakraplacz;
- kwas solny (HCl);
- oranż metylowy;
- tlenek wapnia (CaO);

Przebieg doświadczenia:
1). Do roztworu kwasu solnego dodajemy zakraplaczem oranżu metylowego.
2). Do zlewki z roztworem wsypujemy tlenek wapnia CaO do pierwszej zmiany barwy.

Obserwacje:
1). Roztwór zabarwił się na kolor czerwony.
2). Po dodaniu tlenku wapnia roztwór przybrał barwę pomarańczową.

Wnioski:
1). Kwas solny ma charakter kwasowy.
2). Zasadowy tlenek wapnia spowodował zobojętnenie roztworu, co ilustruje reakcja:
2HCl + CaO → CaCl2 + H20
Powstały chlorek wapnia ma odczyn obojętny,

DOŚWIADCZENIE 3.
Tytuł i cel: Badanie sposobu reagowania kwasów z metalami aktywnymi.
Wykorzystane przyrządy i odczynniki:
- probówka;
- statyw;
- łuczywko;
- kwas siarkowy (VI);
- magnez;

Przebieg doświadczenia:
1). Probówkę z kwasem siarkowym (VI) umieszczamy w statywie. Wrzucamy do niej niewielki kawałek manezu.
2). Do wylotu probówki zbliżamy zapalone łuczywko.

Obserwacje:
1). Po wrzuceniu magnezu zachodzi gwałtowna reakcja z wydzieleniem bezbarwnego gazu.
2). Po zbliżeniu palącego się łuczywka, wydzielający się gaz daje efekt dźwiękowy.

Wnioski:
1). Zaszła reakcja:
H2SO4 + Mg → MgSO4 + H2↑
2). Wydzielający się gaz to wodór, którego cechą charakterystyczną jest wybuchowość.

DOŚWIADCZENIE 4.
Tytuł i cel: Badanie właściwości soli metali nieaktywnych.
Wykorzystane przyrządy i odczynniki:
- 2 probówki;
- pipeta;
- azotan (V) srebra (AgNO3);
- chlorek sodu (NaCl);
- jodek potasu (KI);
- azotan (V) ołowiu (Pb(NO3)2);

Przebieg doświadczenia:
A1). Do roztworu chlorku sodu dodajemy kroplami azotanu(V)srebra.
B1). Do roztworu jodku potasu dodajemy kroplami azotanu(V)ołowiu.

Obserwacje:
A1). Wytrącił się biały, serowaty osad ciemniejący na świetle.
B1). Osad przyjął formę zawiesiny o kolorze żółtym.

Wnioski:
A1). Wytrącony osad to chlorek srebra. Zaszła reakcja:
NaCl + AgNO3 → AgCl↓ + NaNO3
B1). Powstała żółta zawiesina to jodek ołowiu. Zaszła reakcja:
2KI + Pb(NO3)2 → PbI2↓ + 2KNO3
Większość soli ołowiu i srebra (metali nieaktywnych) jest trudno rozpuszczalna w wodzie.

DOŚWIADCZNIE 5.
Tytuł i cel: Badanie zachowania się uwodnionego siarczanu (VI) miedzi (II) pod wpływem wysokiej temperatury.
Wykorzystane przyrządy i odczynniki:
- parowniczka;
- palnik gazowy;
- trójnóg;
- uwodniony siarczan (VI) miedzi (II) (CuSO4 ∙ 5H20);

Przebieg doświadczenia:
1). Do parownicy nasypujemy uwodniony siarczan (VI) miedzi (II).
2). Parowniczkę umieszczamy na trójnogu i ogrzewy nad palnikiem.
3). Po ogrzaniu nalewamy na parowniczkę odrobinę wody.

Obserwacje:
2). Po ogrzaniu obserwujemy odbarwienie się substancji z ciemno niebieskiej w białą.
3). Woda spowodowała przywrócenie pierwotnej barwy.

Wnioski:
2). Ogrzanie substancji spowodowało wyparowanie wody, co można zilustrować równaniem:
CuSO4 ∙ 5H20 →temp.→ CuSO4 + 5H20↑
3). Dodanie wody spowodowało ponowne uwodnienie się siarczanu (VI) miedzi (II), a tym samym przywrócenie pierwotnej barwy.
CuSO4 + H20 → CuSO4∙ 5H20
Siarczan (VI) miedzi (II) to hydrat.

DOŚWIADCZENIE 6.
Tytuł i cel: Badanie sposobu powstawania hydratów.
Wykorzystane przyrządy i odczynniki:
- probówka
- palnik gazowy
- pipeta
- węglan hydroksomiedzi (CuHCO3)
- kwas siarkowy(VI) (H2SO4)

Przebieg doświadczenia:
1). Do probwki nasypujemy węglanu hydroksomiedzi(II) i ogrzewamy nad palnikiem.
2). Do powstałego produktu dodajemy kroplami kwasu siarkowego(VI)

Obserwacje:
1). W wyniku długotrwałego ogrzewania węglan hydroksomiedzi(II) zmienił barwę na czarną.
2). Po dodaniu kwasu barwa substancji uległa zmianie na niebieską.

Wnioski:
1). W wyniku ogrzewania powstał tlenek miedzi(II), który ma czarną barwę. Przedstawia to reakcja:
2CuHCO3 →temp.→ 2CuO + 2H2↑ + 2CO2↑
2). Dodanie kwasu spowodowało zajście reakcji:
CuO + H2SO4 → CuSO4 ∙ 5H2O
Niebieska barwa substancji pochodzi od powstałego w reakcji hydratu CuSO4 ∙ 5H2O.

EWALUACJA:
Przeprowadzone doświaczenia zostały wykonane dokładnie i w zupełności wystarczyły do sformułowania wniosków. Jedyne zniekształcenia mogły wynikać z niewłaściwych proporcji odczynników lub ograniczonego czasu na wykonanie prób.

1.Elektroliza- jest to proces zachodzący wskutek przepływu prądu stałego przez roztwór elektrolitu lub elektrolit stopiony tzw. Termoelektroliza. W pobliżu elektrod biegną reakcje utleniania przy anodzie i przy katodzie redukcji jonów elektrolitu związków chemicznych, rozpuszczonych w roztworze lub elektrod. Elektroliza stosowana jest między innymi do oczyszczenia i otrzymywania wielu metali oraz do wytwarzania powłok galwanicznych i otrzymywania wielu substancji np. wodoru, chloru.
2.Napięcie rozkładowe- jest to minimalne napięcie przewyższające siłę elektrolityczną ogniwa, niezbędne do wywołania elektrolizy i jest ona równa różnicy potencjału chemicznego obu elektrod:
EV=EA-EK
gdzie
EV- napięcie rozkładowe
EA- napięcie anody
EK- napięcie katody
3. Prawa Faradaya
I Prawo Faradaya
Masa substancji wydzielonej na elektrodzie podczas elektrolizy w reakcji katodowej lub anodowej jest wprost proporcjonalna do ilości elektryczności przepływającej przez elektrolit.

gdzie:
K- równoważnik elektrochemiczny
m.- masa substancji wydzielonej na elektrodzie
g- ilość elektryczności
II Prawo Faradaya
Masa różnych substancji wydzielonych przez jednakową ilość elektryczności są proporcjonalne do równoważnika chemicznego tych substancji. Równoważnik chemiczny danego zjawiska jest to masa odpowiedniej substancji ulegająca redukcji lub utleniania podczas elektrolizy przez przepływ w roztworze 1 Kulomba.
Stała Faradaya – jest to wielkość ładunku elektrycznego potrzebna do wydzielenia w trakcie elektrolizy 1 gramorównoważnika chemicznego substancji. Stała Faradaya wynosi 1F=96491C

gdzie:
R- gramorównoważnik chemiczny
K- równoważnik elektrochemiczny
m.- masa substancji wydzielonej na elektrodzie
M.- masa atomowa wydzielonej substancji
n- liczba elementów biorących udział w reakcji
Q- ilość elektryczności
4. wydajność prądową procesu. Obliczamy ze wzoru:
Wp=Mp/Mt *100%
Gdzie: Mp-przyrost masy katody (mg)
Mt-teoretyczna wartość wydzielonego niklu (mg)
5. Zabiegi ochronne przed korozją

Ochrona anodowa
Ochrona katodowa
Ochrona protektorowa
Ochrona chemiczna metali
Natryskiwanie – proces powlekania powierzchni różnych elementów, polegający na rozpyleniu drobnych cząstek materiałów powłokowych.
Natryskiwanie płomieniowe
Natryskiwanie bezpłomieniowe
Natryskiwanie elektrostatyczne
Metalizowanie – wytwarzanie powłok metalowych na elementach metalowych lub niemetalowych.
Metalizowanie elektrolityczne
Metalizowanie natryskowe
Metalizowanie próżniowe
Metalizowanie kontaktowe
Metalizowanie ogniowe
Metalizowanie dyfuzyjne
Platerowanie – nakładanie powłok metalowych przez dociśnięcie ich do metalu podłoża w podwyższonej temperaturze (najczęściej przez nawalcowywanie).
Fosforanowanie
Aluminiowanie
Kadmowanie
Krzemowanie
Miedziowanie
Mosiądzowanie
Niklowanie
Ołowiowanie
Chromowanie
Cynkowanie
Cynowanie
Chromokrzemowanie
Chromianowanie

6. Klasyfikacja z punktu widzenia składu chemicznego i rodzaju powłoki
•1) powłoki metalowe nakładane elektolitycznie,
•2) powłoki stopowe,
•3) powłoki konwersyjne – niemetalowe, nieorganiczne
a) chromianowe,
b) fosforanowe,
c) szczawianowe,
d) tlenkowe na aluminium, otrzymywane metodą anodowego oksydowania,
e) tlenkowe na innych metalach.

Klasyfikacja z punktu widzenia sposobów nakładania lub wytworzenia powłok
•1) powłoki elektrolityczne
a) jednowarstwowe,
b) wielowarstwowe,
•2) powłoki osadzane metodą chemiczną (chemiczne),
•3) powłoki konwersyjne
a) wytwarzane chemicznie,
b) wytwarzane elektrochemicznie.

Klasyfikacja z punktu widzenia stanu powierzchni i struktury powłoki
•1) powłoki matowe
•2) powłoki błyszczące
•3) powłoki półbłyszczące,
•4) powłoki z połyskiem lustrzanym,
•5) powłoki mikrospękane,
•6) powłoki mikroporowate,
•7) powłoki szczelne (bez porów i spękań).

Klasyfikacja z punktu widzenia dodatkowej obróbki powłok po ich osadzeniu lub wytworzeniu
•1) powłoki polerowane (mechanicznie, chemicznie lub elektrochemicznie),
•2) powłoki obtapiane (dotyczy wyłącznie powłok cynowych),
•3) powłoki barwione,
•4) powłoki uszczelniane
•5) powłoki impregnowane

Klasyfikacja z punktu widzenia warunków użytkowania wyrobów pokrywanych powłokami
•1) powłoki stosowane jedynie w celach dekoracyjnych
•2) powłoki użytkowane wewnątrz w atmosferach ciepłych i suchych -
•3) powłoki użytkowane w miejscach, gdzie może pojawić się kondensacja
•4) powłoki użytkowane na zewnątrz w warunkach umiarkowanych
•5) powłoki użytkowane na zewnątrz w warunkach o silnym oddziaływaniu korozyjnym, np. morskich lub przemysłowych
7.Schemat przebiegu korozji powłok:
a) anodowe, b) katodowe

GrupaData 29.11.2005
Temat ćwiczenia
Analiza kationów I – V grupy analitycznej
Nr zestawu

Ocena

IV GRUPA ANALITYCZNA
1. Odczynnik grupowy i reakcje z odczynnikiem grupowym

Do IV grupy analitycznej należą kationy Ba2+ , Sr2+ , Ca2+ i w roztworach wodnych są one bezbarwne. Odczynnikiem grupowym dla IV grupy analitycznej jest (NH4)2CO3 w środowisku buforu amonowego (NH3aq + NH4Cl). Odczynnik grupowy wytrąca z roztworów węglany analizowanych kationów według reakcji:
Ba2+ + CO32- = BaCO3 ↓ biały osad
Sr2+ + CO32- = SrCO3 ↓ biały osad
Ca2+ + CO32- = CaCO3 ↓ biały osad

2. Reakcje charakterystyczne

Ba2+ + CrO42- = BaCrO4 ↓ żółty osad rozpuszczalny w kwasie octowym i solnym
Sr2+ + CrO42- = SrCrO4 ↓ żółty osad rozpuszczalny w kwasie solnym
Ca2+ nie tworzy osadów z CrO42-

Ba2+ + Cr2O72- + H2O = BaCrO4 ↓ + 2H+
Sr2+ i Ca2+ nie reagują za jonami Cr2O72-

Nasycony roztwór wodny CaSO4 ( woda gipsowa)
Ba2+ + SO42- = BaSO4 ↓ biały osad natychmiast po dodaniu
Sr2+ + SO42- = SrSO4 ↓ biały osad najpierw nieznaczne zmętnienie po ogrzaniu osad

3. Zabarwienie płomienia palnika

Lotne sole kationów IV grupy analitycznej barwią nie świecący płomień palinka gazowego na
Ba2+ – żółto zielony
Sr2+ – karminowy
Ca2+ – ceglastoczerwony

V GRUPA ANALITYCZNA
1. Odczynnik grupowy ( brak odczynnika)

Do V grupy analitycznej należą kationy Na+ , K+ , NH4+ , Mg2+ . Grupa to nie ma odczynnika grupowego ponieważ większość soli tych kationów są dobrze rozpuszczalne w wodzie, co stwarza problemy z ich identyfikacją z powodu małej ilości reakcji charakterystycznych.

2. Reakcje charakterystyczne

NH4+ + OH- = NH3 ↑ + H2O
Jony NH4+ można wykryć za pomocą zwilżonego wodą papierka lakmusowego. Jeżeli po zbliżeniu do wylotu probówki zabarwi się na niebiesko , świadczy to o obecności jonów amonu.
Hg
2[HgI4]2- + 4OH- + NH4+ = 7I- + 3H2O + O NH2 I ↓ brunatny osad
Hg

Jest to tzw. Odczynnik Nesslera , mieszanina soli kompleksowej K2[HgI4] i KOH – nawet w obecności małej ilości jonów NH4+ zamiast osadu występuje żółte zabarwienie, co czyni tę reakcję niezwykle czułą na obecność jonów NH4+.

Mg2+ + 2OH- = Mg(OH)2 ↓ biały , galaretowaty osad
Pozostałe kationy grupy V nie tworzą osadów z wodorotlenkami.

5.Próba płomieniowa
Lotne sole kationów grupy V barwią płomień palnika gazowego na :
Na+ – żółty
K+ – różowofioletowy

Imię i Nazwisko

GrupaData 26.11.2005
Temat ćwiczenia
Analiza kationów I i II grupy analitycznej
Nr zestawu

Ocena

1) Liczba najczęściej spotykanych w przyrodzie kationów wynosi około 30. Ich wykrycie w roztworze wymaga przeprowadzenia wielu reakcji chemicznych pozwalających na ich identyfikacji. W celu ułatwienia identyfikacji kationów dokonano ich podziału na grupy analityczne, wprowadzając podział kationów w zależności od wyników ich reakcji z różnymi substancjami. Charakterystyczne produkty reakcji z określonymi substancjami przypisują dany kation do odpowiedniej grupy analitycznej.
Substancje te noszą nazwę odczynników grupowych. Pozwalają na przypisanie badanej próbki do odpowiedniej grupy analitycznej, a następnie wynik reakcji charakterystycznych dla poszczególnych kationów pozwala na ich jednoznaczną identyfikację. W wyniku reakcji z odczynnikami grupowymi powstają produkty charakterystyczne dla danej grupy analitycznej, niepowstające w reakcjach kationów z innych grup z tymi odczynnikami. Produktami tymi są trudno rozpuszczalne osady.
2) Podział kationów na grupy analityczne wraz z odczynnikami grupowymi i produktami reakcji przedstawia poniższa tabela:

Lp.Odczynnik grupowyKationy Osady
I3M HClAg+ , Hg22+ , Pb2+, Tl+ , W6+Chlorki
IIH2S w środowisku 1M HCl wprowadzany do roztworu jako gazowy H2S lub amin kwasu tiooctowegoCH2CSNH4 Hg2+ , Cu2+ , Cd2+ , Bi3+ , AsIII , AsV , SbIII , SbV , SnII , SnIV , Mo6+ Pt4+ , Au3+ , Se6+ Siarczki
III(NH4)2S w środowisku buforu amonowego (NH3aq + NH4Cl ) wprowadzany do roztworu jako roztwór (NH4)2 lub amin kwasu tiooctowegoCH2CSNH4 Ni2+ , Co2+ , Fe2+ , Fe3+ , Mn2+, Zn2+ , Al3+ , Cr3+ , V4+ , Ti4+ Zr4+ , Ge4+ , Be2+Siarczki za wyjątkiem Al3+ i Cr3+ , które strącają się jako wodorotlenki
IV(NH4)2CO3 w środowisku buforu amonowego (NH3aq + NH4Cl )Ca2+ , Sr2+ , Ba2+węglany
VbrakMg2+ , Na+ , K+ , NH4+ , Li+________________________________________

Odczynniki grupowe są charakterystyczne dla każdej z grup kationów i nie tworzą podobnych związków w reakcjach kationami innych grup analitycznych.

3) W I grupie analitycznej kationów do najczęściej spotykanych należą kationy Ag+ , Hg22+ , Pb2+.

Reakcje z odczynnikiem grupowym 3M HCl
W reakcji z odczynnikiem grupowym kationy te tworzą trudno rozpuszczalne w wodzie osady – chlorki
Ag+ + Cl- = AgCl ↓ biały
Hg22+ + 2Cl- = Hg2Cl2 ↓ biały
Pb2+ + 2Cl- = PbCl2 ↓ biały

Zestawienie produktów reakcji kationów GRUPY I z podstawowymi odczynnikami:
OdczynnikKationy
Ag+Hg22+Pb2+
3M HClAgCl ↓ białyHg2Cl2 ↓ białyPbCl2 ↓ biały
NaOHAg2O ↓ brunatnyHg2O ↓ czarnyPb(OH)2 ↓ biały
KIAg I ↓ żółtyHg2I2 ↓ żółtozielonyPbI2 ↓ żółty
K2CrO4Ag2 CrO4 ↓ czerwonobrunatnyHg2 CrO4↓ brunatnyPb CrO4 ↓
żółty
H2SO4Ag2SO4 w roztworach stężonych________________________________________PbSO4 biały

4) Odczynnikiem grupowym dla kationów II grypy analitycznej jest H2S w środowisku kwaśnym HCl ( optymalną kwasowość ma roztwór 0,3 M HCl )

Do kationów tej grupy analitycznej należą:
Podgrupa A – Hg2+ , Bi3+ , Cu2+ , Cd2+
Podgrupa B – AsIII , AsV , SbIII , SbV , SnII , SnIV

Reakcje z odczynnikiem grupowym

Hg2+ + S2- = Hg S ↓ czarny
2Bi3+ + 3S2- = Bi2S3↓ brunatnoczarny
Cu2+ + S2- = CuS↓ czarny
Cd2++ S2- = CdS↓ żółty lub pomarańczowy

Kationy podgrupy B w środowisku kwasu solnego tworzą chlorokompleksy
[AsCl6]3- , [AsCl6]- , [SbCl6]3- , [SbCl6]- , [SnCl4]2- , [SnCl6]2-

2[AsCl6]3- + 3S2- = As2S3 ↓ + 12Cl-
żółty
4[AsCl6]- + 10S2- = As2S5↓ + As2S3↓ + 2S↓ +24Cl-
2[SbCl6]3- + 3S2- = Sb2S3 ↓ + 12Cl-
4[SbCl6]- + 10S2- = As2S5↓ + As2S3↓ + 2S↓ +24Cl-
[SnCl4]2- + S2- = SnS↓ + 4Cl-
[SnCl6]2- + 2S2- = SnS2↓ + 6Cl-

Zestawienie produktów reakcji kationów GRUPY II z podstawowymi odczynnikami:
KATIONOdczynnik
H2S + HClNaOHNH3aq
Hg2+Hg S ↓ czarnyHgO↓ żółtyW obecności Cl- HgNH2Cl ↓ biały
Bi3+Bi2S3 ↓ brunatnoczarnyBi(OH)3↓ białyBi(OH)3↓ biały
Cu2+CuS ↓ czarnyCu(OH)2 ↓ niebieskiW obecności SO42- (CuOH)2 SO4↓ niebiesko-zielony rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika
Cd2+CdS ↓ żółty lub pomarańczowyCd(OH)2↓Cd(OH)2↓ biały rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika
AsIII , AsV As2S3↓ , As2S5↓ żółty
SbIII , SbVSb2S3↓ , Sb2S5↓ pomarańczowy Sb(OH)3↓ biały Sb(OH)3↓ biały
SnIISnS ↓ brunatnySn(OH)2 ↓ biały rozpuszczalny w nadmiarze odczynnikaSn(OH)2 ↓ biały
SnIVSnS2 ↓ żółtySn(OH)4↓ biały rozpuszczalny w nadmiarze odczynnikaSn(OH)4 ↓ biały

5) Amfoteryczność związków polega na zdolności do zobojętniania zarówno zasad, jak też kwasów. Związek może reagować jako zasada lub jako kwas. Zależnie od warunków substancje amfoteryczne mogą dysocjować jak zasada lub kwas. Amfoteryczność związków substancji do przyłączania lub oddawania protonów. Przykładem substancji amfoterycznej jest woda H2O , która w reakcjach z kwasami zachowuje się jak zasada
H2O +HSO4- ↔ H3O+ + SO42-
a w stosunku do zasad zachowuje się jak kwas
H2O + NH3 ↔ OH- + NH4+
Charakter amfoteryczny mają produkty pośrednie dysocjacji kwasów , tlenki, wodorotlenki i siarczki niektórych metali ( np. Be, Al., Sn, Pb, Zn )

Imię i Nazwisko

GrupaData 30.11.2005
Temat ćwiczenia
Analiza wybranych anionów
Nr zestawu

Ocena

I. PODZIAŁ ANIONÓW

Ze na rozpuszczalność w solach srebra i baru aniony dzieli się na trzy grupy:

Grupa I – z BaCl2 tworzą sole trudno rozpuszczalne w wodzie i należą do niej :

BO2- , CO32- , C2O42- , SiO32- , PO43- , AsO33- , AsO43- , SO32- , S2O32- , SO42- ,
F- , CrO42- , Cr2O72-

Grupa II –z AgNO3 tworzą sole trudno rozpuszczalne w wodzie oraz rozpuszczalne w rozcieńczonym kwasie azotowym i należą do niej:

C4H4O62- , S2- , Cl- , ClO- , Br- , CN- , SCN- , [Fe(CN)6]4- , [Fe(CN)6]3- , I-

Grupa III – aniony, które tworzą trudno rozpuszczalne w wodzie sole srebra i baru i należą do niej :

CH3COO- , NO2- , NO3- , ClO3- , ClO4- , MnO4-

II. REAKCJE WYBRANYCH ANIONÓW Z AgNO3 oraz BaCl2

BO2- + Ag+ = AgBO2 ↓biały osad rozpuszczalny w kwasach
C2O42- + Ag+ = Ag2 C2O4 ↓
biały, serowaty osad szczawianu srebra rozpuszczalny
w kwasach i NH3aq
PO43- + Ag+ = Ag3PO4 ↓żółty osad rozpuszczalny w kwasach
C4H4O62- + Ag+= Ag2 C4H4O6 ↓
biały, serowaty osad winianu srebra rozpuszczalny w
NH3aq
SCN- + Ag+= AgSCN ↓biały osad tiocyjanianu srebra
[Fe(CN)6]3- + 3Ag+= Ag3[Fe(CN)6] ↓
pomarańczowoczerwony osad sześciocyjano-
żelazianu (III) srebra
CH3COO- + Ag+= AgCH3COO ↓
w dużych stężeniach CH3COO- biały osad octanu srebra
dobrze rozpuszczalny w wodzie
NO2- + Ag+= AgNO2 ↓
w stężonych roztworach azotanów(III) wytrąca się biało-
żółty osad AgNO2 rozpuszczalny w gorącej wodzie

2BO2- + Ba2+ = Ba(BO2)2 ↓biały osad metaboranu baru
C2O42- + Ba2+ = BaC2O4 ↓biały osad szczawianu wapnia, rozpuszczalny w kwasach
HPO42- + Ba2+ = BaHPO4 ↓
biały, amorficzny osad wodorofosforanu(V) baru,
rozpuszczalny w kwasach
F- + Ba2+ = BaF2 ↓biały osad fluorku baru, rozpuszczalny w stężonym HCl
CrO42- + Ba2+ = BaCrO4 ↓żółty osad chromianu(VI) baru, rozpuszczalny w kwasach
S2O32- + Ba2+ = BaS2O3 ↓biały osad tiosiarczanu baru

III. Reakcje charakterystyczne wybranych anionów.
SiO32-
SiO32- + 2H+ = H2SiO3 ↓ biały galaretowaty osad
H2SiO3 + 20HNO3 + 12(NH4)2MoO4 = (NH4)4[SiMo12O40] ↓ + 20NH4NO3 + 11H2O
Żółty osad
AsO43-
AsO43- + I- + 2H+ = AsO33- + I2 ↓ + H2O I2 zabarwia roztwór na kolor brunatny

SO32-
SO32- z Na2[Fe(CN)5NO] w środowisku obojętnym, tworzy z wiązek o intensywnie czerwonym zabarwieniu.

C4H4O62-
C4H4O62- + H2SO4 = CO ↑ + CO2 ↑ + 2C↓ + SO42- + 3H2O
Wytrącanie się węgla powoduje czernienie roztworu

Cl-
Cl- + Ag+ = AgCl ↓ ciemniejący pod wpływem światła
2Cl- + Hg22+ = Hg2Cl2 ↓
osad pod wpływem amoniaku rozkłada się z wydzieleniem metalicznej rtęci

I-
Pb2+ + I- = PbI2 ↓ wytrąca się żółty osad jodku ołowiu

[Fe(CN)6]3-
3Fe2+ + [Fe(CN)6]3- = Fe3[Fe(CN)6]2 ↓
Wytrąca się niebieski osad przechodzący w błękit pruski

CH3COO-
6CH3COO- + Fe3+ = [Fe(CH3COO)6]3-
w wyniku tej reakcji roztwór zabarwia się na cimnoczerwono

NO3-
8FeSO4 + 2HNO3 + 3H2SO4 = 2[FeNO]SO4 + 3Fe2(SO4)3 + 4H2O
Do umieszczony w probówce kryształka FeSO4 dodajemy badany roztwór i powoli dolewamy stężony H2SO4 . Jeśli roztwór zawiera NO3- na granicy warstw pojawi się brunatna obrączka.

3. Oddziaływanie fal radiowych przenośnych aparatów telefonicznych na organizm człowieka.Telefony komórkowe emitują promieniowanie o częstotliwościach radiowych, kiedy są używane, oraz nieznaczące ilości promieniowania podczas czuwania. Efekt
promieniowania zależy od jego częstotliwości. Częstotliwość jest częstością, z jaką zmienia się pole elektromagnetyczne podawaną w hercach (Hz), gdzie 1 Hz jednym cyklem (jedną zmianą kierunku pola) na sekundę, a 1 megaherc (MHz) to 1 milion cykli na sekundę. Fale radiowe AM mają częstotliwość około 1 MHz, FM (zwane dawniej UKF) około 100 MHz, kuchenki mikrofalowe około 2450 MHz.Cyfrowa telefonia komórkowa, używa dwóch częstotliwości: 860-900 MHz (system GSM) oraz 1800-2200 MHz (GSM 1900,zwany dawniej systemem DCS). Dla porównania rentgenowskie (używane w pracowniach diagnostyki obrazowej wykonania zdjęć) powyżej miliona Megahercy (dokładniej rzędu 3 * 1013.
Przy bardzo wysokich częstotliwościach charakterystycznych dla promieni Rentgena (a tym bardziej promieniowania gamma, o jeszcze wyższej częstotliwości fal) występują wystarczające ilości energii by rozbić wiązania chemiczne (jonizacja). W ten sposób promienie Rentgena mogą uszkadzać materiał genetyczny komórek, potencjalnie prowadząc do raka, lub defektów płodu. W przypadku mniejszych częstotliwości,
jak mikrofale, energia jest zbyt mała, by rozbijać wiązania chemiczne. Dlatego mikrofale nazywamy „nie jonizującymi”. Fale radiowe te powodują podgrzewanie tkanek, dokładnie tak samo jak robi to kuchenka mikrofalowa. Efekt ten obserwuje się jedynie przy dużych poziomach promieniowania i nie jest pewne, czy jego niskie poziomy mogą powodować jakiekolwiek niepożądane efekty biologiczne. Tymczasem mc kuchenki mikrofalowej to 1000-2000 Watów, podczas gdy moc nadajnika w aparacie telefonicznym nie przekracza 2 Watów. Podczas rozmowy przez komórkę moc promieniowania jest zbyt mała, aby efektywnie „podgrzać” mózg.Podstawą, na jakiej uważa się, iż głowa jest najbardziej
narażoną częścią ciała jest fakt, że elementem promieniującym jest antena telefonu. Nie rozważa się możliwości wpływu telefonów, których antena jest zainstalowana na dachu samochodów, gdyż siła promieniowania spada drastycznie wraz ze wzrostem odległości od jego źródła.Dlatego większość prowadzonych badań odrzuca tezę, jakoby rak mózgu mógł być powodowany przez telefony komórkowe. Długoterminowe badania komplikują się poprzez szybki postęp technologiczny, który zmienia brane pod uwagę czynniki.
Do najważniejszych należy z pewnością generalny wzrost „produkcji” fal radiowych.

Doświadczenie 1
vtemat:
ŘBadanie właściwości fizycznych glukozy i fruktozy
vsprzęt laboratoryjny:
Řszalki Petriego, probówki
vodczynniki
Řglukoza ( C6H12O6 – aldoza ) i fruktoza ( C6H12O6 – ketoza )
vobserwacje:
ŘGlukoza i fruktoza są to krystaliczne, białe substancje praktycznie bezzapachowe o smaku słodkim. Są nierozpuszczalne w benzynie i alkoholu, jednakże bardzo dobrze rozpuszczają się w wodzie. Wodny roztwór obu badanych substancji posiada odczyn obojętny.
vwnioski:
ŘWnioskując z bardzo dobrej rozpuszczalności glukozy i fruktozy związki te są silnie polarne. W środowisku wodnym nie ulegają dysocjacji jonowej z uwolnieniem jonów OH- ani H+.

Doświadczenie 2
vtemat:
ŘBadanie reakcji glukozy i fruktozy z odczynnikiem Trommera.
vsprzęt laboratoryjny:
Řprobówki, łaźnia wodna, palnik
vodczynniki:
Řodczynnik Trommera, glukoza ( C6H12O6 ), fruktoza ( C6H12O6 )
vobserwacje:
ŘZarówno dla glukozy jak i również fruktozy efekt wykonywanej próby Trommera jest pozytywny – po ogrzewaniu nad płomieniem palnika zawartość w obu probówkach zmieniała zabarwienie z intensywnie niebiesko-szafirowej galaretki na pływający osad o barwie ceglasto-pomarańczowej.
vwnioski:
ŘZ doświadczenia wynika, że zarówno glukoza jak i fruktoza wykazują właściwości redukcyjne.
vzapis reakcji
ŘDla Glukozy reakcja ta przebiega według wzoru:
§CuSO4 + 2NaOH č Cu (OH)2 + Na2SO4
§Cu(OH)2 + glukoza č Cu2O + H2O + kwas glukonowy

Doświadczenie 3
vtemat:
ŘBadanie reakcji glukozy i fruktozy z odczynnikiem Tollensa
vsprzęt laboratoryjny:
Řprobówki, łaźnia wodna, palnik
vodczynniki:
Řodczynnik Tollensa, glukoza ( C6H12O6 ), fruktoza ( C6H12O6 )
vobserwacje:
ŘGlukoza i fruktoza poddane próbie tollensa dają wynik pozytywny, gdyż pod wpływem ogrzewania na ścianach obu probówek pojawia się warstwa lustra srebrnego.
vwnioski:
ŘObie poddawane próbie Tollensa substancje wykazują właściwości redukujące. Jest to spowodowane obecnością hemiacetalowego ugrupowania w cząsteczkach obu tych monosacharydów.
vzapis reakcji:
ŘDla glukozy reakcja ta zachodzi według równania
§AgNO3 + NaOH č AgOH + NaNO3
§2AgOH č Ag2O + H2O
§Ag2O + glukoza č 2Ag + kwas glukonowy

Doświadczenie 4
vtemat:
ŘBadanie właściwości redukujących sacharozy
vsprzęt laboratoryjny:
Řprobówki, łaźnia wodna, palnik
vodczynniki:
Řodczynnik Trommera, sacharoza (C12H22O11)
vobserwacje:
ŘPróba Trommera wykonana z sacharozą nie wychodzi.
vwnioski:
ŘSacharoza nie posiada właściwości redukujących. Dwucukier ten ma wiązanie glikozydowe utworzone przy udziale dwóch anomerycznych grup OH. Powoduje to, iż sacharoza nie posiada zdolności otwierania pierścienia, nie ulega również mutarotacji i dlatego nie ma właściwości redukujących.
Doświadczenie 5
vtemat:
ŘHydroliza sacharozy i badanie jej produktów.
vsprzęt laboratoryjny:
Řprobówki, łaźnia wodna, palnik,
vodczynniki:
Řodczynnik Trommera, sacharoza (C12H22O11), woda (H2O)
vobserwacje:
ŘPo wykonaniu hydrolizy za pomocą kwasu solnego, sacharoza dała pozytywny wynik próby Trommera, ponieważ podczas ogrzewania powstał ceglasto-pomarańczowy roztwór.
vwnioski:
ŘSacharoza w środowisku kwaśnym ulega hydrolizie i powstają dwa monocukry: glukoza i fruktoza.
HCl
Sacharoza + H2O č glukoza + fruktoza
Oba te cukry wykazują właściwości redukujące i dzięki temu po hydrolizie uzyskujemy pozytywny wynik próby Trommera.

Doświadczenie 6
vtemat:
ŘBadanie właściwości fizycznych skrobi.
vsprzęt laboratoryjny:
Řprobówka, szalka Petriego
vodczynniki:
Řskrobia ( (C6H10O5)n )
vobserwacje:
ŘSkrobia w temperaturze pokojowej jest bezpostaciową substancją stałą o barwie białej, bez zapachu i smaku. W zimnej wodzie – nierozpuszczalna, natomiast w gorącej – tworzy roztwór koloidalny. Powstaje „kleik skrobiowy”, który po ochłodzeniu ulega zżelowaniu. Ten proces wykorzystuje się do produkcji krochmalu, budyniu i kisielu.

Doświadczenie 7
vtemat:
ŘBadanie właściwości redukujących skrobi.
vsprzęt laboratoryjny:
Řprobówki, łaźnia wodna, palnik
vodczynniki:
Řodczynnik Trommera, skrobia ( (C6H10O5)n )
vobserwacje:
ŘWodny roztwór skrobi nie daje żadnego efektu pod wpływem próby Trommera (reakcja nie zachodzi, nic się nie dzieje)
vwnioski:
ŘSkrobia to polisacharyd, którego jeden łańcuch składa się z kilkuset lub kilku tysięcy reszt glukozowych. Zdolność otwierania pierścienia ma tylko ostatnia reszta glukozowa, co wobec długości łańcucha skrobi nie ma wpływu na jej właściwości. Dlatego też skrobia nie wykazuje właściwości redukujących.

Doświadczenie 8
vtemat:
ŘHydroliza skrobi i badanie właściwości jej produktów..
vsprzęt laboratoryjny:
Řprobówki, łaźnia wodna, palnik.
vodczynniki:
Řodczynnik Trommera, skrobia ( (C6H10O5)n ), woda (H2O).
vobserwacje:
ŘZawartość obu probówek, zarówno tej, w której wykonano hydrolizę skrobi przy pomocy stężonego HCl, jak i tej ze śliną, wykazała dodatni efekt próby Trommera. Po ogrzewaniu roztwory zmieniały barwę na ceglasto-pomarańczowy.
vwnioski:
ŘSkrobia ogrzewana z roztworami mocnych kwasów ulega hydrolizie. Jest to proces wieloetapowy, w którym to skrobia rozpada się najpierw na długie łańcuchy zwane dekstrynami, później na dwucukier – maltozę, a w etapie końcowym na glukozę. Glukoza jak również maltoza wykazują właściwości redukcyjne, dlatego skrobia poddana hydrolizie ulega próbie Trommera. Identyczny proces hydrolizy skrobi zachodzi pod wpływem śliny, a dokładnie enzymów w niej zawartych (głównie ptialina).

Doświadczenie 9
vtemat:
ŘReakcja charakterystyczna skrobi.
vsprzęt laboratoryjny:
Řprobówki, palnik
vodczynniki:
Řroztwór jodu, skrobia ( (C6H10O5)n )
vobserwacje:
ŘPo dodaniu roztworu jodu do rozcieńczonego roztworu skrobi, roztwór od razu zmienia kolor na ciemnogranatowy. Kiedy następnie podgrzejemy zawartość probówki, to roztwór zaczyna powoli się odbarwiać co doprowadzi do zupełnego zaniku ciemnogranatowej barwy. Podczas ochładzania do temperatury pokojowej roztwór znowu nabiera ciemnogranatowego koloru.
vwnioski:
ŘW temperaturze pokojowej łańcuchy skrobi (a dokładniej amylozy) przyjmują kształt heliksu. Cząsteczki jodu mogą dostać się do wnętrza heliksu i zostać tam uwięzione. W podwyższonej temperaturze ulega zniszczeniu helikalna struktura łańcucha skrobi, a cząsteczki jodu zostają uwolnione. Dlatego też podczas ogrzewania roztwór się odbarwia. Obniżenie temperatury powoduje odtworzenie się heliksu, a w konsekwencji ponowne pojawienie się ciemnogranatowego koloru.

Doświadczenie 10
vtemat:
ŘBadanie właściwości fizycznych celulozy
vsprzęt laboratoryjny:
Řprobówka, szalka Petriego
vodczynniki:
Řceluloza( (C6H10O5)n)
vobserwacje:
ŘCeluloza jest ciałem stałym o strukturze typowo włóknistej. Jest nierozpuszczalna zarówno w zimnej jak i gorącej wodzie, a ponadto również nierozpuszczalna w (bardzo trudno rozpuszczalna) w żadnych rozpuszczalnikach organicznych.

Doświadczenie 11
vtemat:
ŘHydroliza celulozy i badanie właściwości jej produktów..
vsprzęt laboratoryjny:
Řprobówki, łaźnia wodna, palnik.
vodczynniki:
Řodczynnik Trommera, celuloza ( (C6H10O5)n ), woda (H2O).
vobserwacje:
ŘPo przeprowadzeniu hydrolizy celuloza dała pozytywny efekt próby Trommera – otrzymany roztwór podczas ogrzewania nabrał zabarwienia ceglasto-pomarańczowego.
vwnioski:
ŘCelulozę można zhydrolizować do glukozy, ale reakcja ta przebiega znacznie trudniej niż hydroliza skrobi. Wymaga to obecności stężonego kwasu siarkowego (VI) [H2SO4] oraz długotrwałego ogrzewania. Wskutek hydrolizy celuloza rozpada się na coraz to krótsze łańcuchy dochodząc do stanu końcowego, którym to jest glukoza.

gdzie:
0,1 – liczba mg tlenu przypadająca na 1 cm3 ściśle 0,0125 N roztworu
KMnO4
10 – objętość roztworu 0,0125 N szczawianu sodu pobrana do miareczkowania
V1 – objętość roztworu KMnO4 zużyta na zmiareczkowanie 10 cm3 0,0125 N roztworu szczawianu sodu (cm3)

Należy wykonać przynajmniej trzy próby.

Oznaczenie utlenialności wody czy ścieku nie jest prostym oznaczeniem, z uwagi na fakt, że tak naprawdę nie wiemy ile dokładnie znajduje się związków organicznych w próbce i czy należy ją rozcieńczyć czy może zatężyć, aby uzyskać odpowiednie wyniki dostosowane do miana roztworu KMnO4 (które zostało tak ustawione, aby łatwo można było policzyć potrzebną ilość tlenu dla danej próbki tzn. utlenialność). Dlatego też niżej przedstawiony przepis został podzielony na kilka części:

Na początku należy przygotować w kolbie o poj. 300 cm3 mieszaninę: próbkę wody o objętości ok. 100 cm3 (w zależności od przewidywanej utlenialności można przygotować próbkę rozcieńczoną – 10 cm3 wody wyrównanej 100 cm3 wody destylowanej), 10 cm3 kwasu siarkowego (1+3), 10 cm3 roztworu KMnO4 z biurety. Zawartość kolby należy wymieszać i ogrzać w łaźni wodnej (umieścić tak, aby powierzchnia wody w łaźni była powyżej wody w kolbie). Następnie po wyjęciu kolby odmierzyć z biurety 10 cm3 roztworu szczawianu sodu i wlać do kolby. Po wymieszaniu i odbarwieniu roztworu w kolbie miareczkować go na gorąco roztworem KMnO4 do uzyskania zabarwienia słabo różowego utrzymującego się przez 2-3 min.

Przygotowaną próbkę wody należy zatężyć, gdy modelowa próbka (100 cm3 wody lub ścieku odpowiednio rozcieńczonego) zostaje zmiareczkowana przez mniej niż 2 cm3 roztworu KMnO4. Wówczas należy zastosować próbkę o objętości 100 cm3 bez wody destylowanej.

Próbkę wody należy rozcieńczyć, gdy próbka modelowa zostanie zmiareczkowana przez więcej niż 6 cm3 roztworu KMnO4.

Musimy pamiętać, że do oznaczenia utlenialności nie należy stosować próbki wody większej niż 5 cm3 w 100 cm3 analizowanego roztworu. Dlatego należy wstępnie rozcieńczyć próbkę i oczywiście osobno oznaczyć utlenialność wody destylowanej użytej do rozcieńczania próbek i do sporządzania roztworów.
Wyniki możemy uzyskać stosując wzory i oznaczenia:
V – objętość roztworu KMnO4 zużyta na zmiareczkowanie próbki
Vs – objętość roztworu KMnO4 zużyta na zmiareczkowanie 10 cm3 szczawianu sodu (cm3)
Y – utlenialność próbki wody lub ścieku (w O2 mg/dm3)
Vw – objętość wody w 100 cm3 wstępnie rozcieńczonej próbki (cm3)
Vp – objętość badanej próbki w 100 cm3 wstępnie rozcieńczonej próbki (cm3)
V0 – objętość roboczego roztworu KMnO4 zużyta na zmiareczkowanie 100 cm3 wody destylowanej użytej do rozcieńczenia próbki (cm3)

Za wynik końcowy należy uznać średnią arytmetyczną z kilku wykonanych równocześnie oznaczeń, które nie różnią się między sobą nie więcej niż o 5%.

W wyżej opisanej metodzie stosujemy metody miareczkowania redoksymetrycznego, a dokładniej manganometrycznego, opartego na reakcji przeprowadzanej na ciepło:

2KMnO4 + 5H2C2O4 + 3H2SO4  2MnSO4 + 10CO2 + K2SO4 + 8H2O

oraz na innych reakcjach utleniania związków organicznych do CO2. Punkt końcowy wyznaczamy wzrokowo – w momencie, gdy odbarwia się fioletowy roztwór KMnO4. Ponieważ zazwyczaj w małych próbkach wody lub ścieku jest niewiele związków organicznych, a więc należy prowadzić miareczkowanie bardzo ostrożnie, by właściwie uchwycić moment końcowy. Jest to niezwykle ważne dla analityka, który prowadzi fachowe analizy wód powierzchniowych, głębinowych czy ścieków. Należy jednak zwrócić uwagę na fakt, że przy oznaczaniu utlenialności ścieków nie stosuje się manganometrycznej metody, ale raczej chromianometryczną, która jest w tym przypadku właściwsza i dokładniejsza (choćby dlatego, że ścieki zazwyczaj mają dużo rozpuszczonych związków żelaza). Metoda chromianometryczna odnosi się do oznaczenia chemicznego zapotrzebowania tlenu. Używamy tutaj roztworu K2Cr2O7 lub roztworu KJO3, bo roztwór KMnO4 nie utlenia w 100% wszystkich związków organicznych. Taką analizę przeprowadza się w podobny sposób i na podobnych zasadach. Utlenialność wody czy ścieków jest jednym z podstawowych oznaczeń w każdej analizie skróconej jak i pełnej. Jest tak między innymi dlatego, że ta cecha wody i ścieku od razu decyduje o przydatności do spożycia wody czy użycia przemysłowego ścieków.
Ilość związków organicznych można też oznaczyć w inny sposób, ale te inne metody nie są całkowicie metodami redoksymetrycznymi. Wyżej opisana metoda oznaczania utlenialności przy pomocy roztworu KMnO4 jest najczęściej stosowaną metodą na oznaczenie związków organicznych w wodzie naturalnej i ściekach. Dzieje się tak dlatego, że utlenialność decyduje o przydatności wody do spożycia i ścieków do oczyszczenia i przyszłego wykorzystania. Metoda ta jest o tyle ciekawa, że nie jest typową, podręcznikową metodą, ale jedynie wykorzystuje pewne metody i zasady miareczkowania redoksymetrycznego.

Ogólny wzór estrów. Gdzie R1 to alki pochodzący od
kwasu, R2 to alki pochodzący od alkoholu.

Reakcję estryfikacji ogólnie można zapisać tak:

na przykład:
Reakcja ta jest odwracalna i dlatego chcąc zestryfikować pewną ilość alkoholu, należy działać nadmiarem kwasu lub też usuwać wodę z mieszaniny przez dodanie ciał wiążących ją. Metoda ta jest ogólną; można ją, bowiem stosować zarówno w celu otrzymania estrów kwasów nieorganicznych jak i organicznych. Estry kwasów nieorganicznych to np. azotanowy (VI), siarkowy (VI), fosforowy (V). Najbardziej znane wśród kwasów nieorganicznych są: triazotan (V) gliceryny, zwany pospolicie nitrogliceryną.
Azotan (V) celulozy służący do produkcji celuloidu i prochu bezdymnego. Estry kwasu siarkowego (VI) i wyższych alkoholi, które są składnikami detergentów.
Istnieje cały szereg metod otrzymywania tych związków, stosowanych zarówno w przemyśle, jak i w pracach laboratoryjnych. Kwasy jednozasadowe dają jeden rodzaj estrów obojętnych; wielozasadowe zaś mogą tworzyć oprócz obojętnych także estry kwaśne, zawierające jeszcze wolne wodory kwasowe. Wszystkie estry, zarówno kwaśne jak i obojętne rozkładają się pod działaniem wody na kwas i alkohol. W wyniku działania silnych zasad na wiązanie estrowe powstaje z powrotem alkohol i sól kwasu karboksylowego – hydroliza zasadowa. Reakcja ta w przypadku tłuszczy prowadzi do otrzymania mydeł i dlatego nazywa się ją zmydlaniem estrów, nawet wtedy gdy nie chodzi o estry będące tłuszczami.
W skrócie hydroliza estrów polega na rozkładzie estru pod wpływem wody na kwas i alkohol:

ESTER + WODA KWAS + ALKOHOL

.Reakcja kwasowej hydrolizy estrów: Reakcja kwasowej hydrolizy estrów – reakcja odwrotna do reakcji estryfikacji

Reakcja hydrolizy zasadowej pod wpływem jonów OH- – reakcja zmydlania

na przykład:

Nazwy estrów tworzy się od nazw kwasów, np. estry kwasu mrówkowego to mrówczany, a estry kwasu octowego to octany. Druga część nazwy pochodzi od nazwy alkoholu , np. w reakcji kwasu octowego z etanolem powstaje ester o nazwie octan etylu (CH3COOC2H5,).
Estry należą do związków ogromnie ważnych, nie tylko ze względu na rozpowszechnienie w przyrodzie (estry kwasów organicznych), lecz także ze względu na łatwość ulegania przemianom chemicznym, dzięki czemu znajdują szerokie zastosowanie tak w przemyśle związków organicznych, jak i w zakresie prac laboratoryjnych. Wchodzą one w skład ustrojów zwierzęcych i roślinnych, zwłaszcza estry wyższych kwasów tłuszczowych, jak na przykład kwasu masłowego, walerjanowego, kopronowego, palmitynowego, stearynowego i innych.

Oprócz bezpośredniej syntezy z kwasu karboksylowego i alkoholu można je też otrzymywać w wyniku reakcji chlorków kwasów karboksylowych z alkoholami, oraz w wyniku reakcji transestryfikacji – czyli reakcji wymiany jednego estru z drugim.
Estry niższych kwasów karboksylowych i alkoholi alifatycznych o krótkich łańcuchach węglowych są cieczami słabo mieszającymi się z wodą, o intensywnym i dość przyjemnym zapachu. Są one jednak w większych dawkach toksyczne, a niektóre są też rakotwórcze. Estry kwasów karboksylowych z długimi grupami alkilowymi, czyli z kwasami tłuszczowymi i alkoholami alifatycznymi o długich łańcuchach węglowych, są głównymi składnikami wosku naturalnego. Z kolei estry kwasów tłuszczowych i gliceryny to tłuszcze.
Istnieją również estry innych związków np. kwasów nieorganicznych i cukrów (np. azotan celulozy, DNA). Zawsze jednak jeden ze związków musi być kwasem, a drugi posiadać grupę hydroksylową (np. siarczan dietylu).

Zapach estrów
Estry znajdują się w olejkach, tłuszczach, niektóre w częściach zielonych organizmów roślinnych. Pewnie z nich posiadają przyjemny zapach, który w wielu przypadkach przypomina zapach owoców; dlatego też przygotowuje się je fabrycznie jako tak zwane esencje owocowe. Na przykład ester izoamylowy kwasu izowalerjanowego posiada zapach jabłek, ester etylowy kwasu masłowego zapach ananasów, ester izoamylowy kwasu octowego zapach gruszek.
Mrówczan butylu ma zapach malinowy, mrówczan decylu – pomarańczowy, octan winylu – bananowy, a mrówczan benzylu pachnie jaśminem. Dzięki swoim właściwościom estry i ich mieszaniny znalazły zastosowanie przy wytwarzaniu różnych substancji zapachowych. Produkuje się z nich perfumy, wody kwiatowe, mydła. Estrów używa się również do produkcji esencji smakowych i zapachowych, stosowanych przy wyrobie produktów cukierniczych. Estry są dobrymi rozpuszczalnikami. Estry kwasów organicznych o dłuższych łańcuchach węglowych występują w przyrodzie w postaci półpłynny substancji, których wyglądem przypominają tłuszcz lub wosk, np. wosk pszczeli.
Najliczniejszą grupą estrów o intensywnym i przyjemnym zapachu są pochodne kwasu octowego i kwasu masłowego:

Maślan butylu (zapach ananasa)

Octan izoamylu (zapach bananów)
Octan oktylu (zapach pomarańczy)
Octan benzylu (zapach jaśminu)
Octan etylu (zapach gruszek)

Wbrew rozpowszechnionym sądom estrów octanowych i maślanowych raczej nie używa się już jako związków zapachowych w przemyśle spożywczym i kosmetycznym, gdyż prawie wszystkie one posiadają mniejsze bądź większe własności rakotwórcze. Ponadto, w kontakcie z organizmem (wilgocią) rozkładają się one z utworzeniem kwasu octowego lub masłowego, z których oba mają nieprzyjemny zapach i są toksyczne. Obecnie olbrzymia większość związków zapachowych stosowanych w przemyśle to rozmaite alkohole, aldehydy i ketony.
Właściwości chemiczne:
- estry ulegają reakcji spalania
- hydrolizują w wodzie w środowisku kwaśnym, tworząc przy tym kwas i alkohol
(reakcja wrotna do estryfikacji Fischera)
- ulegają reakcji saponifikacji czyli zmydlania (hydroliza zasadowa estrów):
- w reakcji amonolizy estrów powstają amidy:
- estry reagują z związkami Grignarda dając alkohole trzeciorzedowe:
- alkoholiza estrów czyli transestryfikacja:
- estry mogą być redukowane glinowodorkiem litu do piewszorzędowych alkoholi.
- estry ulegają również reakcji kondensacji Claisena; reakcja ta zachodzi w przypadku estrów posiadających wodór α, czyli taki wodór, który jest przyłączony do węgla połączonego z grupą karbonylową; w kondensacji Claisena ester poddaje się reakcji alkoholanu, np. etanolu sodu, i powstają tzw. β-ketonoestry oraz alkohol pierwszorzędowy

Właściwości fizyczne:
- Estry organiczne o krótkich łańcuchach są ruchliwymi cieczami, o średnich łańcuchach
oleistymi cieczami a o długich łańcuchach – ciałami stałym. Wszystkie posiadają
charakterystyczne zapachy, są trudno rozpuszczalne w wodzie (oprócz estrów o krótkich
łańcuchach); są dobrymi rozpuszczalnikami wielu substancji organicznych)

Podział estrów kwasów karboksylowych:
- estry niższych kwasów monokarboksylowych i alkoholi monohydroksylowych; występują
one w olejkach eterycznych i mają przyjemny zapach, np. maślan butylu ma zapach ananasu,
maślan etylu zapach jabłek, a mrówczan etylu rumu
- estry wyższych kwasów karboksylowych i gliceryny, czyli tzw. tłuszcze
- estry wyższych kwasów tłuszczowych i wyższych alkoholi o łańcuchach węglowych
nierozgałęzionych, czyli woski.

Jak widać w naszym życiu spotykamy estry niemalże wszędzie: w przyrodzie, w laboratoriach, kosmetykach, żywności a nawet w medycynie. Poprawiają nasz wygląd, pomagają nam w pracy a nawet ratują życie.

*wykresy w załączniku

Kawalek wstążki magnezowej nalezy uchwycic w szczypce i wprowadzic do płomienia palnika.(Pokaz)

Uwaga:nie patrzcie na palący się magnez ze wzgledu na oślepiajacy blask.

Magnez spala sie jasnym płomieniem , a produktem tej reakcji jest tlenek magnezu.
*Dokonajmy teraz elektronowej interpretacji tej reakcji.Znanenam równanie możemy uzupełnic, wpisując nadsymbolami odpowiednie stopnie utlenienia:

0 0 II -II
2Mg+O(2) —>2MgO

*Analizując ten zapis,mozemy stwierdzic, że magnez podwyższył stopień utlenienia z 0 do II, czyli oddał
dwa elektrony , natomiast atomy tlenu pobrały elektrony i pierwiastek ten obniżył stopień utlenienia z 0 do -II.W celu zilustrowania tych procesów stwierdzenia te możemy zapisac w formie tzw.równań połówkowych (cząstkowych)opisujących oba przebiegające jednocześnie procesy:

0 II 0 -II
Mg-2e—>Mg 2O=2x2e—>2O
proces utleniania proces redukcji

*Z nauki chemii wiemy , żeproces łączenia się z tlenem to utlenianie , czyli w reakcji tej utlenia się magnaz.Wiemy również , że procesem odwrotnym jest redukcja ,a zatemredukcjiulegatu tlen.Analizując oba równania połówkowe , możemyzauwazyc,żemagnez przekazał elektronytlenowi-spowodował jego redukcję,czyli w tej reakcji spełnił funkcje reduktora.tlen natomiast odwrotnie:pobrał elektrony od atomu magnezu,czyli spowodował jego utlenienie,a wiec w tej reakcji spełnił funkcje utleniacza.-Możemy więc uzupełnic nasze równania połówkowe,wpisując nad strzałkami rodzaj(typ)
0 utlenianie II
reduktor: Mg-2e———> Mg
0 redukcja -II
utleniacz: 2O+4e——–> 2O
procesu,a obok symbolu rolę,jaką odgrywa ta substancja w danej reakcji.Musimy zapamiętac jeszcze jedną informację:
W każdej reakcji utleniania-redukcji liczba elektronów oddawanych przez atom(atomy) jednego pierwiastka musi byc równa liczbie elektronow pobranych przez atom(atomy)drugiego pierwiastka.

Pamietając o tym,robimy bilans elektronowy.Wpisujemy obok równań połówkowych liczbę pobranych lub oddanych elektronów pobranych i oddanych była taka sama.

/ Liczba elektronów / /
/ (pobranych lub / Mnożnik / Bilans elektronowy
proces / oddanych) / /
utleniania} / -2 / 2 / -4
} / / /
}równania / / /
}połow- / / /
proces }kowe / / /
redukcji } / +4 / 1 / +4

Dobrane mnożniki informują nas o współczynnikach stechiometrycznych równania reakcji.podsumujmy dotychczasowe rozważania:
Proces utleniania polega na oddawaniu elektronów,co zawsze prowadzi do podwyzszenia stopnia utlenienia pierwiastka,natomiast proces redukcji polega na pobieraniu elektronów,co zawsze powoduje obniżenie stopnia utlenienia.procesowi utlenienia toważyszy proces redukcji.Często reakcje utleniania-redukcji nazywamy reakcjami redoks od słów łacińskich reducere (obniżanie) i oxygenium(tlen) stad oxygenencja (utlenianie).
*Rozpatrując więc naszą reakcję utleniania-redukcji,mozemy ją opisac:

____utlenianie__________
0 / 0 II/-II
2 Mg + O(2)———–> 2MgO
^ ^ ^
/ / /
reduktor utleniacz__redukcja__ /
*Wiemy juz ze:
*utlenianie-oddawanie elektronów
*redukcja -pobieranie elektronów
*utleniacz -biorca elektronów
*reduktor -dawca elektronów

Metody rozdzielania substancji organicznych to:

•Destylacja
•Krystalizacja
•Ekstrakcja
•Chromatografia

Destylacja: jako metoda rozdzielania substancji ciekłych.

Jakie zjawisko wykorzystywane jest w określonej metodzie rozdzielczej?

W procesie destylacji wykorzystuje się różny skład fazy gazowej i ciekłej w temperaturze wrzenia mieszaniny.

Co to jest temperatura wrzenia?

Temperatura wrzenia to temperatura, w której prężność par nad cieczą równa się ciśnieniu zewnętrznemu. Im niższe ciśnienie tym niższa temperatura wrzenia.

Jakie wyróżnia się wieloskładnikowe układy ciekłe?

1.Układ cieczy mieszających się ze sobą.

Prężność par w tym układzie wynosi: P = PA • xA + PB • xB

PA , PB — prężność par nad czystymi składnikami mieszaniny
xA , xB — ułamki molowe

xA = xB =

2.Układ dwu składnikowy (wieloskładnikowy) cieczy niemieszających się ze sobą

Prężność par w tym układzie wynosi: P = PA + PB

Jakie znamy rodzaje destylacji?

•Destylacja prosta
•Destylacja frakcjonowana (rektyfikacja)
•Destylacja pod zmniejszonym ciśnieniem
•Destylacja z udziałem pary wodnej.

ROZDZIELENIE MIESZANINY DICHLOROMETANU I CYKLOHEKSANU

•Destylacją prostą
•Destylacją frakcjonowaną

Destylacja prosta jest to jednokrotny proces przeprowadzenia fazy ciekłej przez fazę gazową do fazy ciekłej. Destylację prostą prowadzi się tylko dla mieszanin składników o dużej różnicy temperatury wrzenia (kilkadziesiąt stopni).

Destylacja frakcjonowana jest to wielokrotnie powtórzony proces przeprowadzenia fazy ciekłej poprzez fazę gazową do fazy ciekłej realizowany w deflegmatorze (kolumnie rektyfikacyjnej).

Jakie są istotne różnice zestawów do destylacji?

Jaka jest rola deflegmatora w procesie destylacji?

Jeżeli deflegmator będzie odpowiedniej konstrukcji adekwatnej dla danej mieszaniny to do chłodnicy wejdzie czysty składnik.

Wykonanie destylacji:

1.Odmierzyć cylindrem miarowym mieszaninę 100 cm3 dichlorometanu i cykloheksanu następnie przelać do kolby kulistej.
2.Wsypać kilkanaście kawałków porcelanki.
3.Zamontować zestaw do destylacji.
4.Włączyć medium chłodzące.
5.Podstawić cylinder miarowy jako odbieralnik.
6.Włączyć ogrzewanie czaszy elektrycznej, regulując moc tak, aby destylacja przebiegała z szybkością jednej kropli na sekundę.
7.Notować objętość zebranego destylatu w cylindrze miarowym oraz temperaturę.
8.Sporządzić wykres zależności temperatury wrzenia od objętości zebranego destylatu (wykres wykonać komputerowo lub na papierze milimetrowym).
9.Z wykresu odczytać skład destylowanej mieszaniny.

Destylację pod zmniejszonym ciśnieniem oraz z udziałem pary wodnej prowadzi się dla substancji o wysokich temperaturach wrzenia, gdy zachodzi niebezpieczeństwo rozkładu tych substancji przed osiągnięciem temperatury wrzenia. W destylacji pod zmniejszonym ciśnieniem zamiast porcelanki stosuje się kapilarę.
Destylację z parą wodną stosuje się wyłącznie dla substancji niemieszających się z wodą. W tym przypadku temperatura wrzenia jest niższa od temperatury wrzenia wody.