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 amonutriszczawianożelazian(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: