Docsity
Docsity

Przygotuj się do egzaminów
Przygotuj się do egzaminów

Studiuj dzięki licznym zasobom udostępnionym na Docsity


Otrzymaj punkty, aby pobrać
Otrzymaj punkty, aby pobrać

Zdobywaj punkty, pomagając innym studentom lub wykup je w ramach planu Premium


Informacje i wskazówki
Informacje i wskazówki

[Sprawozdania] Chemia, Opracowania z Chemia

[Sprawozdania] Chemia Sprawozdanie 1 - METODY OTRZYMYWANIA SOLI

Typologia: Opracowania

2020/2021

Załadowany 22.06.2024

nieznany użytkownik
nieznany użytkownik 🇵🇱

38 dokumenty

1 / 18

Toggle sidebar

Dokumenty powiązane


Podgląd częściowego tekstu

Pobierz [Sprawozdania] Chemia i więcej Opracowania w PDF z Chemia tylko na Docsity! Chemia Laboratorium Sprawozdanie 1 - METODY OTRZYMYWANIA SOLI I. Cel ćwiczenia: Zapoznanie się z różnymi metodami otrzymywania soli. II. Wstęp teoretyczny: Rodzaje reakcji otrzymywaniu soli: 1. Reakcja kwasu z zasadą – reakcja zobojętnienia. 2. Reakcja tlenku kwasowego z zasadą (tylko w przypadku soli kwasów tlenowych np. MgSO4) 3. Reakcja tlenku zasadowego z kwasem. 4. Reakcja tlenku zasadowego z tlenkiem kwasowym (tylko w przypadku soli kwasów tlenowych) 5. Reakcja metalu z kwasem Możliwość zachodzenia tych reakcji zależy od położenia metalu w szeregu elektrochemicznym. 6. Reakcja metalu z niemetalem (tylko sole kwasów beztlenowych np. HCl) 7. Reakcja metalu z rozpuszczoną solą innego metalu (możliwość zachodzenia zależy od położenia metalu w szeregu elektrochemicznym innymi słowami metal znajdujący się wyżej w szeregu wypiera z soli metal znajdujący się niżej) 8. Reakcja niemetalu z zasadą. 9. Reakcja soli z kwasem Kwas biorący udział w reakcji musi być mocniejszy niż kwas z którego powstała sól będąca substratem . 10. Reakcja soli z zasadą Zasada biorąca udział w reakcji musi być mocniejsza niż zasada z której powstała sól będąca substratem. 11. Reakcja między dwiema solami Reakcja ta zachodzi wówczas jeśli powstaje sól trudno rozpuszczalna lub osad np. AgCl, BaSO4. III. Równania reakcji chemicznych: 1. Reakcja kwasu z zasadą – reakcja zobojętnienia: 1)NaOH + HCl → NaCl +H₂O Wodorotlenek sodu + kwas chlorowodorowy → chlorek sodu + woda Na+ + OH- + H+ + Cl- →Na+ + Cl-+ H2O OH-+ H+  H20 2)2NaOH + H₂CO₃ → Na₂CO₃ +2H₂O Wodorotlenek sodu + kwas węglowy → węglan sodu +woda 2Na+ + 2OH- + 2H+ + CO3 2-  2Na+ + CO3 2-+ H2O 2OH- + 2H+  H2O 3)2NH₃*H₂O + 2HCl → 2NH₄Cl +2H₂O Zasada amonowa + kwas chlorowodorowy → chlorek amonu + woda NH4 + + OH- + H+ + Cl- →NH4 + + Cl- + H2O OH- + H+ →H2O 4)3H₂SO₄ + 2Al(OH)₃ → Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O Kwas siarkowy(VI) + wodorotlenek glinu(III) → siarczan(VI) glinu(III) + woda 2Al3+ + 6OH- 6H+ + 3SO4 2- --> 2Al3++ 3SO4 2-+ 6H2O 2. Reakcja tlenku kwasowego z zasadą: 1) sól beztlenowa 2) 2NaOH + CO₂ → Na₂CO₃ + H₂O Wodorotlenek sodu + tlenek kwasowy → węglan sodu + woda 2Na+ + 2OH- → 2Na+ + CO3 2- + H₂O 3)- sól beztlenowa 4) Al(OH)₃ + SO₃→ Al₂(SO₄)₃ + H₂O Wodorotlenek glinu (III) + tlenek kwasowy → siarczan(VI) glinu (III) +woda Al+ + 3OH- + SO3 → 2Al⁺+ 3SO₄2-+ H2O 3. Reakcja tlenku zasadowego z kwasem: 1)Na₂O + 2HCl → 2NaCl + H₂O Tlenek sodu + kwas chlorowodorowy → chlorek sodu + woda Na2O + 2H+ + 2Cl- → 2Na+ + 2Cl- + H2O Na2O + 2H+ → 2Na+ + H2O 2)Na₂O + H₂CO₃ → Na₂CO₃ + H₂O Tlenek sodu + kwas węglowy→ węglan sodu + woda Na₂O + 2H+ + CO3 2→ 2Na+ + CO3 2- +H20 Na₂O +2H+→ 2Na+ + H2O 3)NH3*H2O + HCl → NH₄Cl +H₂0 Zasada amonowa + kwas chlorowodorowy → chlorek amonu + woda NH3*H2O + H+ + Cl-→ NH4 + + Cl- + H2O NH3*H2O + H+→NH4 + + H2O 4)SO₃ + 3H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O Tlenek kwasowy + kwas siarkowy (VI) → siarczan(VI) glinu (III) +woda SO3 + 2H+ + SO4 2-→ Al3+ + SO4 2-+H20 SO3 + 2H+ +→ Al3+ +H20 4. reakcja tlenku zasadowego z tlenkiem kwasowym: 1) NaCl sól kwasu beztlenowego 2) Na₂O + CO₂ → Na₂CO₃ Tlenek sodu + tlenek kwasowy → węglan sodu Na2O + CO₂ → 2Na+ + C03 - 3) NH₄Cl sól kwasu beztlenowego 4) Al₂O₃ + 3SO₃ →Al₂(SO₄)₃ Tlenek glinu (III) + tlenek kwasowy → siarczan (VI) glinu (III) Al2O3+ 3SO3 →2 Al³+ + 3SO4 2- 5. Reakcja metalu z kwasem: Chemia Laboratorium Sprawozdanie 2 - HYDORLIZA ORAZ PH SOLI I. Cel ćwiczenia: Sprawdzanie odczynu ph wybranych soli. II. Wstęp teoretyczny: Hydroliza soli – reakcja chemiczna zachodząca zaraz po dysocjacji elektrolitycznej soli w trakcie rozpuszczania ich w wodzie. Reakcja ta powoduje, że roztwory wielu soli nie mają obojętnego pH, lecz są bardziej lub mniej kwasowe lub zasadowe. Jony powstające w wyniku dysocjacji soli, są z punktu widzenia teorii Lewisa kwasami (kationy) lub zasadami (aniony), mogą więc one reagować z wodą tak, jakby były kwasami i zasadami w tradycyjnym rozumieniu (zgodnie z teorią Arrheniusa). To właśnie ta reakcja jest zwana hydrolizą elektrolityczną soli. Przebiega podobnie do reakcji innych słabych elektrolitów, a więc w przybliżeniu zgodnie z prawem rozcieńczeń Ostwalda. III. Wykonanie ćwiczenia: Dodawanie: oranżu metylowego, błękitu bromotylowego, fenoloftaleiny do roztworów soli (NaCl, Na2CO3, Na2CO3, Al2(SO4)3, Al2(SO4)3, (NH4)2CO3). IV. Obserwacja: W skutek dodania soli do oranżu metylowego i błękitu bromotyllowego zmienia się kolor soli. W fenoloftaleinie tylko węglan(IV)sodu zmienia zabarwienie. Roztwór soli Oranż metylowy Błękit bromotymolowy Fenoloftaleina pH Zabarwienie pH Zabarwienie pH Zabarwienie pH NaCl żółty +4,4- 14 zielony 6,0- 7,6 bezbarwny 8,2 6,0- 7,6 Na2CO3 żółty +4,4- 14 niebieski +7,6 różowy 8,2- 10 10- 14 NH₄Cl pomarańcz 3,1- 4,4 żółty 0-6 bezbarwny 0- 8,2 3,1- 4,4 Al2(SO4)3 czerwony 0-3,1 żółty 6,0 bezbarwny 0- 8,2 0- 3,1 (NH4)2CO3 żółty +4,4- 14 niebieski +7,6 bezbarwny 0- 8,2 7,6- 8,2 V. Równania reakcji chemicznych: NaCl + H₂O↔ HCl + NaOH Na⁺+Cl⁻+H₂O↔H⁺+Cl⁻+Na⁺+OH⁻ H₂O↔H⁺+OH⁻ pH = 6-7,6 Wniosek: Hydroliza nie zachodzi. Na₂CO₃+2H₂O↔H₂O+ CO₂+2NaOH 2Na⁺+CO₂²⁻+2H₂O↔ H₂O+CO₂+2Na⁺+2OH⁻ CO₃²⁻+2H₂O↔H₂O+CO₂+2OH⁻ pH=10-14 Wniosek: Jest to hydroliza anionowa. NH₄Cl+H₂O↔HCl+ NH₃*H₂O NH₄⁺+Cl⁻+H₂O↔H⁺+Cl⁻+NH₃*H₂O NH₄⁺+H₂O↔H⁺+NH₃*H₂O pH=3,1-4,4 Wniosek: Jest to hydroliza kationowa. Al₂(SO₄)₃+6H₂O↔3H₂SO₄+2Al(OH)₃ 2Al³⁺+3SO₄²⁻+6H₂O↔3H⁺+3SO₄²⁻+2Al(OH)₃ 2Al³⁺+6H₂O↔6H⁺+2Al(OH)₃ pH=0-3,1 Wniosek: Jest to hydroliza kationowa. (NH₄)₂CO₃+2H₂O↔CO₂+H₂O+2NH₃*H₂O 2NH₄⁺+CO₃²⁻+2H₂O↔CO₂+H₂O+2NH₃*H₂O Wniosek: Jest to hydroliza kationowo – anionowa. VI. Wnioski z ćwiczenia: Hydroliza reakcja z wodą ulegają jej sole: o kwasów i mocnych zasad np. NaCl - sól mocnego kwasu i słabej zasady sól ta nie ulega hydrolizie. Ponieważ żaden z jonów pochodzących od soli nie reaguje z wodą o braku hydrolizy świadczy obojętne ph roztworu pochodzące od dysocjacji wodoru (nie zachodzi hydroliza). W hydrolizie Na₂CO₃ - zasadowy odczyn ph jest przyczyną obecności jonów wodorotlenkowych powstałych podczas zdysocjowania zasady sodowej (hydroliza aminowa) o mocnego kwasu i słabej zasady takie sole dysocjują się na jony NH₄⁺ i Cl⁻ które słabo reagują z wodą w efekcie powstaje kwaśne ph (hydroliza kationowa),w wyniku hydrolizy Al₂(SO₄)₃ - powstają jony H⁺ od którego bierze się bardzo kwaśny odczyn ph (hydroliza kationowa), o hydroliza słabej zasady i słabego kwasu w wyniku czego powstaje odczyn ph jest obojętno zasadowy ( hydroliza kationowo - anionowa) . VII. Literatura: https://pl.wikipedia.org/wiki/Hydroliza_soli Chemia Laboratorium Sprawozdanie 4 - Amfoteryczność 1. Cel ćwiczenia: Określenie amfoteryczności danych wodorotlenków. 2. Wstęp teoretyczny: Amfoteryczność - jest to właściwość niektórych tlenków metali, półmetali oraz ich wodorotlenków gdzie w zależności od charakteru chemicznego drugiego reagenta są one albo kwasami albo zasadami.  Reakcja z tlenku i wodorotlenku cynku z kwasami: ZnO + 2HCl ⇔ ZnCl₂ + H2O Zn(OH)₂ + 2HCl ⇔ ZnCl₂ + 2H2O ma charakter zasadowy.  Reakcja tlenku i wodorotlenku cynku z zasadami: ZnO + 2NaOH ⇔ Na₂ZnO₂ + H2O Zn(OH)₂ + 2NaOH ⇔ Na₂ZnO₂ + 2H₂O ma charakter kwasowy . WŁAŚCIWOŚCI AMFOTERYCZNE SĄ ŚCIŚLE ZWIĄZANE Z STOPNIEM UTLENIENIA PIERWIASTKA. 3. Utworzenie osadów określonych wodorotlenków Przebieg ćwiczenia: Do 8 probówek (w obu szeregach) zawierających 0,1M roztwory Pb(NO3)2, ZnSO4, NiSO4, Al2(SO4)3 dodać powoli kroplami 1M roztwór NaOH aż do momentu wytrącenia osadu. Sól +NaOH Pb(NO₃)₂ Biały krystaliczny NiSO₄ Miętowy galaretowaty Al₂(SO₄)₃ Biały galaretowaty ZnSO₄ Biały galaretowaty Równania reakcji chemicznych: Pb(NO₃)₂ + 2NaOH →2NaNO₃ + Pb(OH)₂↓ Azotan (V) ołowiu (II) + wodorotlenek sodu → azotan (V) sodu + wodorotlenek ołowiu (II) +2OH⁻ Pb²⁺ + 2NO₃ + 2Na⁺ + 2OH⁻ → 2Na⁺ + 2NO₃ + Pb(OH)₂↓ Pb²⁺ + 2OH⁻ → Pb(OH)₂ NiSO₄ + 2NaOH → Ni(OH)₂↓ + Na₂SO₄ Siarczan (VI) niklu (II) + wodorotlenek sodu → wodorotlenek niklu (II) + siarczan (VI) sodu Ni²⁺ + SO₄²⁻ + 2Na⁺ + 2OH⁻ → Ni(OH)₂↓ + 2Na⁺ + SO₄²⁻ Ni²⁺+ 2OH⁻ → Ni(OH)₂↓ Al₂(SO₄)₃ + 6NaOH → Al(OH)₃↓ + 3Na₂SO₄ Siarczan(VI) glinu + wodorotlenek sodu → wodorotlenek glinu + siarczan 2Al³⁺ + 3SO₄²⁻ + 6Na⁺ + 60H⁻ → Al(OH)₃ + 6Na⁺ + 3SO₄²⁻ 2Al³⁺ + 6OH → Al(OH)₃↓ ZnSO₄ + NaOH → Zn(OH)₂ ↓ + Na₂SO₄ Zn²⁺ + SO₄²⁻ + Na⁺ + OH⁻ → Zn(OH)₂↓ + 2Na⁺ + SO₄²⁻ Zn²⁺ + OH⁻ → Zn(OH)₂↓ Wnioski z ćwiczenia Poszczególne sole reagują z NaOH a produktami są inna sól oraz osad. 4. Określenie amfoteryczności: Przebieg ćwiczenia: 1. Osady wodorotlenków — znajdujące się w statywie w pierwszym szeregu — zadać powoli 1M roztworem kwasu: HCl lub HNO₃. Określić rozpuszczalność wodorotlenków w obecności kwasu. 2. Osady wodorotlenków — znajdujące się w statywie w drugim szeregu — zadać powoli 1M roztworem NaOH. Określić rozpuszczalność wodorotlenków w nadmiarze odczynnika strącającego. Osad +HCl, HNO₃ +NaOH Pb(OH)₃ Roztworzyły się Roztworzył się Ni(OH)₂ Roztworzyły się Nie roztworzył się Al(OH)₃ Roztworzyły się Roztworzył się Zn(OH)₂ Roztworzyły się Roztworzył się Równania reakcji chemicznych: 1. Ni(OH)2↓+ 2HNO3  Ni(NO3)2 + 2H2O Wodorotlenek niklu (II) + kwas azotowy (V) azotan (V) niklu (II) + woda Ni(OH)2 + 2H+ +2NO3 -  Ni2+ + 2NO3 - + 2H2O Ni(OH)2+ 2H+  Ni2+ + 2H2O 2. Zn(OH)↓ + 2HCL ZNCl2 +2H2O Wodorotlenek cynku + kwas chlorowodorowy chlorek cynku + woda Zn(OH)2 + 2H+ +2Cl-  Zn2+ + 2Cl- + 2H2O Zn(OH)2↓ + 2H+  Zn2+ + 2H2O 3. Pb(OH) 2↓ + 2HNO3  Pb(NO3)2 + 2H20 Wodorotlenek ołowiu (II) + kwas azotowoy (V) azotan (V) ołowiu (II) Pb(OH)2 + 2H+ + 2NO3 - Pb²⁺ + 2NO₃⁻ +2H2O Pb(OH)2 +2H+ Pb²⁺ +2H2O 4. Al(OH)3↓ + 3 HCl AlCl3 + 3 H2O Wodorotlenek glinu + kwas chlorowodorowy chlorek glinu + woda Al(OH)3 + 3H+ + 3Cl- Al+ + 3Cl- + 3H2O Al(OH)3 + 3H+ Al++ 3H2O 5. Ni(OH)2+ NaOH -> brak 6. Pb(OH)2↓+2NaOH Na2[Pb(OH)4] - tetrahydroksyołowian (II) sodu Pb(OH) 2↓ +2Na+ + 2OH-  2Na+ + [Pb(OH)4]2- Pb(OH) 2↓+ 2OH- [Pb(OH)4]2- - anion tetrahydroksyołowian (II) 1. Do probówki należy wlać 1 cm3 0,1M roztworu AgNO3 następnie dodać kroplami 0,1M roztwór HCl. 2. Do probówki z osadem wprowadzić powoli kroplami 1M roztwór amoniaku NH3·H2O. Obserwacje: Po dodaniu roztworu HCl do probówki z AgNO3 , roztwór staje się mętny oraz na dnie probówki wytrąca się osad. Równania reakcji: AgNO3+HCl ⇄ AgCl↓+HNO3 Azotan(V) srebra(I)+ kwas chlorowodorowy ⇄ chlorek srebra (I)+ kwas azotowy (V) Ag⁺+NO3⁻+H⁺+Cl⁻ ⇄ AgCl↓+H⁺+NO3⁻ Ag⁺+ Cl⁻ ⇄AgCl↓ Wnioski: Sól AgNO₃ w wyniku połączenia z kwasem chlorowodorowym wydziela osad oraz powstaje kwas azotowy(V). Ćwiczenie 2 Wykonanie ćwiczenia: 1. Do probówki należy wlać 1 cm3 0,1M roztworu AgNO3 następnie dodać kroplami 0,1M roztwór HCl. 2. Do probówki z osadem wprowadzić powoli kroplami 1M roztwór amoniaku NH3·H2O. Obserwacje: Po dodaniu roztworu amoniaku do probówki z osadem, roztwór zmienia swoją barwę z mętnej na bezbarwną. Równania reakcji: AgNO3+HCl ⇄ AgCl↓+HNO3 Ag⁺+NO3⁻+H⁺+Cl⁻ ⇄ AgCl↓+H⁺+NO3⁻ AgCl↓ + 2NH3*H2O ⇄ [Ag(NH3)2]Cl+2H2O AgCl↓ + NH3*H2O ⇄ [Ag(NH3)2] ⁺ + Cl⁻ + 2H2O Wnioski: Roztwór HCl wytrąca osad AgCl z roztworu AgNO₃ w reakcji wymiany podwójnej. Powstały osad ulega roztworzeniu pod wpływem NH₃ z wytworzeniem związku koordynacyjnego w którym jon Ag⁺ jest atomem centralnym a cząsteczka NH₃ jako dawca wolnej pary elektronowej ligandem. Ćwiczenie 3 Wykonanie ćwiczenia: 1. Do probówki należy wlać 1 cm3 0,1M roztworu CdSO4 następnie dodać kroplami 1M roztwór amoniaku NH3·H2O. 2. Do probówki z osadem wprowadzić powoli nadmiar użytego odczynnika strącającego. Obserwacje: Po dodaniu roztworu NaOH do probówki z roztworem CdSO₄ wytrącił się jasnoniebieski galaretowaty osad. Powstały osad ulega roztworzeniu pod wpływem roztworu aomniaku a sam roztwór przybiera barwę szafirową. Równania reakcji: CdSO₄ + 2NH₃*H₂O → [Cd(NH₃)₂]SO₄ + 2H₂O siarczan (VI) diaminokadmu Cd + SO₄²⁻ + 2NH₃*H₂O → [Cd(NH₃)₂]⁺ + SO₄²⁻+ 2H₂O Wnioski: Po dodaniu soli CdSO₄ powstaje związek kompleksowy [Cd(NH₃)₂]SO₄, którego atomem centralnym jest cd a ligandem jest NH₃ Ćwiczenie 4 Wykonanie ćwiczenia: Do probówki należy wlać 1 cm3 0,1M roztworu FeCl3 następnie dodać kroplami 0,1M roztwór KSCN. Obserwacje: Po dodaniu bezbarwnego roztoworu KSCN do jasnożółtego roztworu FeCl₃ roztwór przybiera barwę krwistoczerwoną. Równanie reakcji: FeCl3+6KSCN: ⇄ K3[Fe(SCN)6] + 3KCl Chlorek żelaza (III)+tiocyjanian potasu⇄ heksatiocyjanianożelazian(III) potasu+chlorek potasu Fe3⁺+3Cl⁻+6K⁺+6SCN⁻⇄ 3K⁺+ [Fe(SCN)₆]3⁻ + 3K⁺ + 3Cl⁻ Fe3⁺+ 6SCN⁻ ⇄ [Fe(SCN)]3⁻ Wnioski: Po dodaniu soli FeCl₃ do KSCN powstał związek kompleksowy w którym atomem centralnym jest Fe a ligandem SCN. Ćwiczenie 5 Wykonanie ćwiczenia: Do kompleksu wytworzonego w ćwiczeniu 4 dodawać kroplami 0,1M roztwór KF. Obserwacje: Po dodaniu bezbarwnego roztworu KF do krwistoczerwonego roztworu K3[Fe(SCN)6], roztwór odbarwił się. Równania reakcji: K3[Fe(SCN)6]+KF ⇄ K3[Fe(SCN)5F]+KSCN fluoropentatiocyjanianożelazian(III) potasu 3K⁺ + [Fe(SCN)6]3⁻ + K⁺ + F⁻ ⇄ 3K⁺ + [Fe(SCN)5F] 3⁻ + K⁺ + SCN⁻ [Fe(SCN)6]3⁻+ F⁻ ⇄ [Fe(SCN)5F] 3⁻ + SCN⁻ fluoropentatiocyjanożelazian(III) K3[Fe(SCN)5F] + KF ⇄ K3[Fe(SCN)4F2] + KSCN difluorotetratiocyjanianożelazian(III) potasu 3K⁺ + [Fe(SCN)5F]3⁻ + K⁺ + F⁻ ⇄ 3K⁺ + [Fe(SCN)₄F₂] 3⁻ + K⁺ + SCN⁻ [Fe(SCN)₅F]3⁻+ F⁻ ⇄ [Fe(SCN)5F] 3⁻ + SCN⁻ K3[Fe(SCN)4F2] + KF ⇄ K3[Fe(SCN)3F₃] + KSCN trifluorotritiocyjanianożelazian(III) potasu 3K⁺ + [Fe(SCN)₄F₂]3⁻ + K⁺ + F⁻ ⇄ 3K⁺ + [Fe(SCN)₃F₃] 3⁻ + K⁺ + SCN⁻ [Fe(SCN)₄F₂]3⁻+ F⁻ ⇄ [Fe(SCN)₃F₃] 3⁻ + SCN⁻ K3[Fe(SCN)3F3] + KF ⇄ K3[Fe(SCN)2F4] + KSCN tetrafluoroditiocyjanianożelazian(III) potasu 3K⁺ + [Fe(SCN)₃F₃]3⁻ + K⁺ + F⁻ ⇄ 3K⁺ + [Fe(SCN)₂F₄] 3⁻ + K⁺ + SCN⁻ [Fe(SCN)₃F₃]3⁻+ F⁻ ⇄ [Fe(SCN)₂F₄] 3⁻ + SCN⁻ K3[Fe(SCN)2F4] + KF ⇄ K3[Fe(SCN)F₅] + KSCN pentafluorotiocyjanianożelazian(III) potasu 3K⁺ + [Fe(SCN)₂F₄]3⁻ + K⁺ + F⁻ ⇄ 3K⁺ + [Fe(SCN)F₅] 3⁻ + K⁺ + SCN⁻ [Fe(SCN)₂F₄]3⁻+ F⁻ ⇄ [Fe(SCN)F₅] 3⁻ + SCN⁻ K3[Fe(SCN)2F4] + KF ⇄ K3[FeF₅] + KSCN pentażelazian(III) potasu 3K⁺ + [Fe(SCN)F₅]3⁻ + K⁺ + F⁻ ⇄ 3K⁺ + [FeF₅] 3⁻ + K⁺ + SCN⁻ [Fe(SCN)F₅]3⁻+ F⁻ ⇄ [FeF₅] 3⁻ + SCN⁻ Wnioski: Po zmieszaniu K3[Fe(SCN)6] i KF powstaje fluoropentatiocyjanianożelazian(III) potasu a następnie ligandy SCN są etapowo wypierane przez ligandy F. Ćwiczenie 6 Wykonanie ćwiczenia: Do probówki należy wlać 2 cm3 0,5M roztworu (NH4)2C2O4 następnie dodawać kroplami 0,3M roztwór Fe(NO3)3. Obserwacje: Po dodaniu żółtego roztworu FeCl₃do bezbarwnego roztworu (NH₄)₂C₂O₄ roztwór przybiera barwę rdzawą. Równania reakcji: FeCl3+3(NH4)2C2O4(NH4)3[Fe(C2O4)3]+3NH4Cl Chlorek żelaza(III)+ siarczan amonutriszczawianożelazian(III) amonu + chlorek amonu Fe3++C2O42-[Fe(C2O4)3]3- amon triszczawianożelazianowy(III) Wnioski: W reakcji FeCl3 z (NH4)2C2O4 tworzy się związek koordynacyjny w którym jon Fe3+ jest atomem centralnym, a cząsteczka C2O4 jest ligandem 4. Pytania dodatkowe: