Pobierz Wodne roztwory elektrolitów. Hydroliza soli, roztwory buforowe i więcej Laboratoria w PDF z Biotecnologia tylko na Docsity!
CHEMIA LABORATORIUM, wersja 30godz / semestr, W. Fizyki i kierunek Biotechnologia
1. Wodne roztwory elektrolitów
4.2.1.2. Elektrolity i nieelektrolity
Zmierzyć przewodność podanych poniżej roztworów. Przed przystąpieniem do pomiarów należy zapoznać się z instrukcją obsługi konduktometru. Pomiary przewodności należy wykonać w wysokiej zlewce o pojemności 50cm^3. Do badań należy sporządzić roztwory wymienionych poniżej związków (w nawiasach, podano ilości substancji, jakie należy rozpuścić w wodzie destylowanej lub ilości i stężenia roztworów, które należy rozcieńczyć).
Zmierzyć przewodność: a) wody destylowanej i wody wodociągowej; b) roztworu sacharozy, C 6 H 12 O 6 , (0,5g / 50cm^3 wody); c) roztworu mocznika, CO(NH 2 ) 2 , (0,5g / 50cm^3 wody); d) kwas solny, HCl, (5 kropli, 2M / 50cm^3 wody); e) wodorotlenek sodu, NaOH, (5 kropli, 2M / 50cm^3 wody); f) chlorek sodu, NaCl, (0,5g / 50cm^3 wody).
Wyja ś ni ć przyczyn ę ró ż nicy przewodno ś ci badanych substancji. Napisa ć odpowiednie reakcje dysocjacji. Sformułowa ć wnioski.
4.2.1.3. Elektrolity mocne i słabe w reakcjach zoboj ę tnienia
Zmierzyć przewodność podanych poniżej roztworów: a) 0,1M NaCl; 0,1M KCl; 0,1M CH 3 COOH; 0,1M NH 4 OH; 0,1M HCl i 0,1M NaOH; b) roztworu otrzymanego przez zmieszanie 25cm^3 0,1M NaCl z 25cm^3 0,1M KCl; c) roztworu otrzymanego przez zmieszanie 25cm^3 CH 3 COOH z 25cm^3 0,1M NH 4 OH; d) roztworu otrzymanego przez zmieszanie 25cm^3 NaOH z 25cm^3 0,1M HCl. (do odmierzania roztworów użyć cylindrów miarowych o pojemności 25÷50cm^3 ).
Na jakie dwie grupy mo ż na podzieli ć wyj ś ciowe elektrolity? W jakich przypadkach przewodno ść zmierzona po zmieszaniu roztworów jest podobna do przewodno ś ci wyj ś ciowych roztworów, a w jakich przypadkach znacznie si ę ró ż ni i dlaczego? Napisa ć jonowo równania reakcji zachodz ą ce w badanych układach.
4.2.1.4. Wpływ st ęż enia słabego elektrolitu na stopie ń dysocjacji
Zmierzyć, przy użyciu pehametru (przed przystąpieniem do pomiarów zapoznać się z instrukcją obsługi przyrządu), wartości pH roztworów słabego elektrolitu: a) 0,100M CH 3 COOH; b) 0,010M CH 3 COOH; c) 0,001M CH 3 COOH.
Roztwór 0,01M CH 3 COOH sporządzić z roztworu kwasu octowego o stężeniu 0,1M w następujący sposób: za pomocą pipety pobrać (przy pomocy gumowej gruszki) 5cm^3 roztworu kwasu i przenieść ilościowo do kolby miarowej o pojemności 50cm^3 (należy przy tym pamiętać, że pipety są kalibrowane „na wylew”, co oznacza, że nie należy nigdy wydmuchiwać resztek roztworu z końcówki pipety), roztwór dopełnić wodą destylowaną do kreski znajdującej się na szyjce kolby i wymieszać. Podobnie postępować przy sporządzaniu roztworu kwasu octowego o stężeniu 0,001M, dziesięciokrotnie rozcieńczając przygotowany wcześniej roztwór o stężeniu 0,01M.
Na podstawie uzyskanych warto ś ci pH obliczy ć stopie ń dysocjacji kwasu octowego w badanych roztworach. Obliczy ć warto ś ci pH kwasu solnego o identycznych st ęż eniach. Otrzymane wyniki zestawi ć w tabeli. Porówna ć zmierzone warto ś ci pH roztworów kwasu octowego z obliczonymi dla kwasu solnego o identycznych st ęż eniach i sformułowa ć wnioski. Jaki jest wpływ st ęż enia słabego elektrolitu, jakim jest kwas octowy, na stopie ń dysocjacji?
2. Hydroliza soli, roztwory buforowe, reakcje kwasowo-zasadowe
4.2.2.1. Badanie hydrolizy wybranych soli
W ośmiu próbówkach przygotować po około 1cm^3 roztworów następujących soli: a) AlCl 3 ; b) Pb(NO 3 ) 2 ; c) NH 4 Cl; d) CH 3 COONH 4 ; e) CH 3 COONa; f) wodoroftalanu potasu; g) NaHCO 3 ; h) Na 2 CO 3. Roztwory AlCl 3 i Pb(NO 3 ) 2 sporządzić przez rozpuszczenie niewielkiej ilości stałej soli w wodzie destylowanej. W pozostałych przypadkach używać roztworów będących na wyposażeniu pracowni. Do każdej próbówki dodać po 2 krople roztworu błękitu bromotymolowego, jako wskaźnika pH i zaobserwować zabarwienie roztworów. Jako próbę porównawczą barwy roztworu o pH obojętnym należy użyć buforu fosforanowego z dodatkiem 2 kropli roztworu błękitu bromotymolowego.
Napisa ć reakcje hydrolizy. Jaki odczyn powinny wykazywa ć te sole? Wnioski porówna ć z wynikami uzyskanymi w do ś wiadczeniu. Sformułowa ć wnioski.
4.2.2.3. Wpływ temperatury i st ęż enia na hydroliz ę
a) W próbówce umieścić 10 kropli roztworu FeCl 3 o stężeniu 1M oraz 30 kropli roztworu CH 3 COONa o stężeniu 1M. Zawartość próbówki ogrzewać kilka minut na łaźni wodnej. Proces hydrolizy można odwrócić przez dodanie mocnego kwasu, np. 2M HCl. Zanotować wszystkie obserwacje.
b) W próbówce umieścić 20 kropli roztworu CH 3 COONa o stężeniu 1M oraz 5 kropli roztworu fenoloflaleiny jako wskaźnika. Zanotować zabarwienie roztworu. Próbówkę ogrzewać kilka minut na łaźni wodnej. Zaobserwować jak zmienia się zabarwienie roztworu po ogrzaniu, a następnie po ochłodzeniu próbówki.
Napisa ć równania reakcji hydrolizy zachodz ą cych w przeprowadzonych do ś wiadczeniach. Jaki wpływ na proces hydrolizy ma st ęż enie soli? Jaki wpływ na proces hydrolizy ma temperatura?
4.2.3.1. Badanie wła ś ciwo ś ci roztworów buforowych
b) do dwóch próbówek – a i b – wlać po około 2cm^3 buforu fosforanowego o pH = 7,0 (zawierającego dwuwodorofosforan potasu o stężeniu 0,12 M i jednowodorofosforan sodu o stężeniu 0,08 M), a do następnych dwóch – c i d – po około 2cm^3 wody redestylowanej. Do każdej próbówki dodać po 2 krople roztworu błękitu bromotymolowego (zakres pH zmiany barwy wskaźnika wynosi 6,0 ÷ 7,6). Zanotować barwę otrzymanych roztworów i porównać z zakresem pH zmiany barwy wskaźnika Do próbówek a i c dodawać kroplami kwasu solnego o stężeniu 1 M, a do próbówek b i d roztworu NaOH o stężeniu l M aż do uzyskania zmiany zabarwienia badanych roztworów. Zanotować liczbę dodanych kropel HCl i NaOH. Uwaga
- Jeśli nie używamy wody świeżo redestylowanej, wskaźnik w próbkach wody destylowanej może barwić się na żółtawy kolor, należy wtedy doprowadzić je do pH obojętnego, wkraplając ostrożnie kropla po kropli rozcieńczony roztwór NaOH ( 0,001M). Jako odnośnik użyć próbek buforu fosforanowego z dodanym wskaźnikiem. ( Woda destylowana, szczególnie po pewnym czasie przechowywania, wykazuje lekko kwaśny odczyn – uniemożliwia to poprawną obserwację zjawisk).
- Aby móc obserwować niewielkie zmiany w barwie roztworów, należy przygotować w 5-tej próbówce odnośnik – bufor fosforanowy zabarwiony błękitem bromotymolowym, i do niego porównywać efekty dodawania każdej kropli roztworów 0,1M kwasu i zasady.
Porówna ć wyniki do ś wiadcze ń w próbówkach a i c oraz b i d. Jaki wpływ na zmian ę pH badanych roztworów, podczas dodawania kwasu solnego lub roztworu wodorotlenku sodu, ma obecno ść buforu?
4.2.3.2. Wpływ rozcie ń czania na pH buforu
Zmierzyć przy użyciu pehametru pH roztworów uzyskanych w wyniku rozcieńczania wodą buforu mrówczanowego o pH = 3,3. W tym celu do czterech zlewek o pojemności 25cm^3 wlać następujące ilości roztworu buforowego i wody, odmierzone za pomocą cylindra miarowego lub pipetki:
Wyniki wszystkich do ś wiadcze ń przedstawi ć w tabeli i przedyskutowa ć je w oparciu o porównanie warto ś ci potencjałów standardowych układów Men+/Me.
6.6.4. Wypieranie rt ę ci z roztworu jej soli za pomoc ą miedzi
Na blaszkę miedzianą oczyszczoną uprzednio papierem ściernym nanieść 1 kroplę wodnego roztworu azotanu(V) rtęci(II), Hg(NO 3 ) 2. Po kilku minutach blaszkę opłukać wodą bieżącą i wypolerować bibułą. Zanotować zmiany, jakie zaszły na powierzchni blaszki miedzianej.
Napisa ć jonowo przebiegaj ą c ą reakcj ę oraz wskaza ć utleniacz i reduktor.
6.6.5. Roztwarzanie miedzi w kwasie utleniaj ą cym
W probówce umieścić kawałeczek blaszki miedzianej, dodać około 2 cm^3 roztworu 2M HNO 3. Jeżeli reakcja nie zachodzi na zimno, probówkę ostrożnie ogrzać pod wyciągiem na łaźni wodnej. Obserwować zmiany zachodzące w próbówce (jony Cu2+^ w roztworze mają niebieskie zabarwienie, a wydzielający się gazowy NO 2 − czerwono- brunatne). Reakcja przebiega dalej samorzutnie, zwłaszcza jeżeli dodatkowo dodać kilka kropli stężonego kwasu azotowego.
Napisa ć równanie zachodz ą cej reakcji w postaci jonowej i cz ą steczkowej. Przy pisaniu reakcji nale ż y wzi ąć pod uwag ę fakt, ż e powstaje w rzeczywisto ś ci NO, który utlenia si ę dopiero tlenem powietrza do NO 2 Wskaza ć utleniacz i reduktor.
6.6.6. Porównanie zdolno ś ci utleniaj ą co-redukuj ą cych układów X 2 /2X
W siedmiu probówkach przeprowadzić następujące reakcje używając po 2 cm^3 wodnego roztworu soli fluorowca: a) KCl + Br2(aq), b) KCl + I2(aq), c) KBr + Cl2(aq) d) KBr + I2(aq) e) KI + Cl2(aq), f) KI + Br2(aq). Przed rozpoczęciem wkraplania Cl2(aq), Br2(aq) oraz I2(aq) w próbówkach umieścić po 10 kropli chloroformu (w celu lepszego zrozumienia obserwowanych zjawisk w dwóch dodatkowych próbówkach umieścić po 2-3 krople chloroformu i dadać po 1 kropli Br2(aq) oraz I2(aq), żeby stwierdzić jaką barwę przyjmują chloroformowe roztwory bromu i jodu). Roztwory wodne fluorowców dodawać kroplami wstrząsając często zawartością probówki. Obserwować zabarwienie warstwy chloroformowej.
Jaka jest kolejno ść wzajemnego wypierania fluorowców z roztworów ich soli? Napisa ć jonowo odpowiednie reakcje. Przedyskutowa ć osi ą gni ę te wyniki w oparciu o porównanie standardowych potencjałów odpowiednich reakcji elektrodowych.
6.6.8. Wpływ odczynu ś rodowiska na przebieg reakcji utleniania-redukcji
Do trzech probówek dodać po około 0,5 cm^3 roztworu 0,1M KMnO 4. Następnie do pierwszej próbówki wlać około 1 cm^3 roztworu 1M H 2 SO4, do drugiej − około 5 cm^3 wody destylowanej, a do trzeciej − około 1 cm^3 roztworu 2M NaOH. Do każdej probówki dodać po szczypcie stałego azotanu(III) potasu (KNO 2 ) lub sodu (NaNO 2 ). Zawartość probówek wstrząsnąć. Szybkość reakcji można zwiększyć poprzez ogrzewanie probówek na łaźni wodnej.
W wyniku zachodzących reakcji następuje zmiana zabarwienia roztworów z fioletowego (barwa anionu MnO 4 - ): na
zielone (barwa anionu MnO 4 2-), brunatne (wytrącający się MnO 2 ) lub słabo różowe charakterystyczne dla kationu
Mn2+. Podczas reakcji anion NO 2 -^ utlenia się do anionu NO 3 -.
Na podstawie obserwacji zmian, jakie zaszły w poszczególnych próbówkach zaproponowa ć równania zachodz ą cych reakcji i wyci ą gn ąć wnioski.
6.6.10. Ogniwa galwaniczne
Z oczyszczonych papierem ściernym płytek: cynkowej (Zn), ołowianej (Pb) i miedzianej (Cu) oraz 1M roztworów ZnSO 4 , Pb(NO 3 ) 2 oraz CuSO 4 sporządzić półogniwa typu Me/Men+^ Półogniwa połączyć kluczem elektrolitycznym napełnionym roztworem 0,1M KCl, a elektrody metaliczne − z woltomierzem za pomocą przewodów elektrycznych.
Zmierzy ć napi ę cie ka ż dego z trzech mo ż liwych do otrzymania ogniw i porówna ć z obliczon ą warto ś ci ą siły elektromotorycznej (SEM). Narysowa ć schematy ogniw oraz zaznaczy ć katod ę (+) i anod ę ( − ). Napisa ć reakcje zachodz ą ce na elektrodach i sumaryczn ą reakcj ę przebiegaj ą c ą w ka ż dym ogniwie.
6.6.11. Ogniwo st ęż eniowe
Dwie elektrody miedziane zanurzyć w roztworach CuSO 4 − pierwszą w roztworze o stężeniu 1M, drugą w roztworze o stężeniu 0,01M. Roztwory połączyć kluczem elektrolitycznym wypełnionym roztworem 0,lM KCl, a elektrody − z woltomierzem.
Zmierzy ć napi ę cie otrzymanego ogniwa i porówna ć z obliczon ą warto ś ci ą siły elektromotorycznej (SEM). Narysowa ć schemat ogniwa, zaznaczy ć katod ą (+) i anod ę ( Napisa ć reakcje zachodz ą ce na elektrodach. Jak długo takie ogniwo mo ż e pracowa ć?
4. Iloczyn rozpuszczalno ś ci
5.4.1. Str ą canie osadów trudno rozpuszczalnych
Biorąc po kilka kropli odpowiednich roztworów przeprowadzić w próbówkach następujące reakcje:
a) 0,1M AgNO 3 + 2M HCl 1) 0,3M Pb(NO 3 ) 2 + 2M HCl b) 0,1M AgNO + 0,1M KI g) 0,3M Pb(NO 3 ) 2 + 0,5M K 2 CrO 4 c) 0,1M AgNO 3 + 0,5M K 2 CrO 4 h) 0,3M Pb(NO 3 ) 2 + 0,1M KI d) 0,3M BaCl 2 + 1M H 2 SO 4 i) 0,3M FeCl 3 + 0,2M NaOH e) 0,3M BaCl 2 + 0,5M K 2 CrO 4 j) 0,3M Cr(NO 3 ) 3 + 0,2M NaOH
Zanotowa ć obserwacje i wyci ą gn ąć wnioski. Napisa ć równania zachodzących reakcji w postaci jonowej.
5.4.2. Zale ż no ść rozpuszczalno ś ci substancji od temperatury
A) W próbówce umieścić po 5 kropli roztworów 0,3M Pb(NO 3 ) 3 i 2M HCl. Poczekać chwilę aż wytrącony chlorek ołowiu(II) osiądzie na dnie próbówki i za pomocą pipetki oddzielić roztwór znad osadu do czystej próbówki (roztwór będzie potrzebny do wykonania ćwiczenia 5.4.3). W drugiej próbówce wykonać reakcję pomiędzy 0,3M Pb(NO 3 ) 3 i O,5M K 2 CrO 4 , rozdzielając w analogiczny sposób osad chromianu(VI) ołowiu(II) od roztworu (roztwór będzie potrzebny do wykonania ćwiczenia 5.4.3).
Do próbówek z osadami wlać znaczną ilość wody destylowanej i ogrzewać na łaźni wodnej, okresowo wstrząsając.
Poda ć wyniki obserwacji. Zapisa ć jonowo równania przebiegaj ą cych reakcji. Co obserwuje si ę po ozi ę bieniu roztworów?
5.4.3. Str ą canie osadów z nasyconych roztworów trudno rozpuszczalnych soli
Do obu roztworów uzyskanych w ćwiczeniu 5.4.2.A dodać po kilka kropli roztworu 0,1M KI.
Zapisa ć obserwacje. W oparciu o definicj ę iloczynu rozpuszczalno ś ci, warto ś ci iloczynów rozpuszczalno ś ci i rozpuszczalno ś ci PbCl 2 , PbCrO 4 i PbI 2 wyja ś ni ć przebiegaj ą ce reakcje.
5.4.4. Badanie kolejno ś ci str ą cania osadów
W dużej próbówce umieścić po 5 kropli roztworów 0,5M NaCl i 0,5M K 2 CrO 4. Dolać wody destylowanej do 2/ objętości próbówki i wymieszać. Dodawać kroplami roztwór 0,lM AgNO 3.
Obserwowa ć kolejno ść str ą cania osadów. W oparciu o definicj ę iloczynu rozpuszczalno ś ci, porównanie warto ś ci iloczynów rozpuszczalno ś ci i rozpuszczalno ś ci AgCl i Ag 2 CrO 4 wyja ś ni ć przebiegaj ą ce zjawiska.
5.4.5. Str ą canie osadów - zale ż no ść od st ęż enia
A) W trzech jednakowych probówkach umieścić po jednej kropli roztworu 0,3M Pb(NO 3 ) 2. Do dwóch z nich dodać wody destylowanej - do połowy objętości i prawie do pełna. Następnie do każdej z próbówek dodać po jednej kropli roztworu 0,1M KI i wymieszać zawartość. W której próbówce wytrącił się osad i dlaczego?
B) Przeprowadzić analogiczne doświadczenie z roztworami 0,3M Pb(NO 3 ) 2 i 2M HCl.
Do roztworów związków kompleksowych zawierających jony [Cu(NH 3 ) 4 ]2+, [Ag(NH 3 ) 2 ]+, [Al(OH) 4 ]−^ dodawać kroplami roztworu lM H 2 SO 4 obserwując w odpowiednich próbówkach pojawianie się osadów. Proszę zauważyć, że osady te rozpuszczają się w nadmiarze kwasu (dlaczego?). c) Rozkład kompleksów przez reakcję strącania Do roztworów związku kompleksowego zawierającego jony [Ag(NH 3 ) 2 ]+^ dodawać kroplami roztworu 0,3M KI, a do roztworu zawierającego jony [HgI 4 ]2−^ – 0,3M Na 2 S Zaobserwować zachodzące zmiany w roztworach.
Wyja ś ni ć zmiany jakie zaszły w obu do ś wiadczeniach. Napisa ć równania zachodz ą cych reakcji chemicznych. Wyci ą gn ąć wnioski.
4.2.5.3. Porównanie stałych trwało ś ci kompleksów
a) porównanie trwałości [Cu(NH 3 ) 4 ]2+^ i [Cu(EDTA)]2− Do roztworu związku kompleksowego zawierającego jon kompleksowy [Cu(NH 3 ) 4 ]2+^ dodawać kroplami roztworu 0,2M EDTA (skrót od angielskiej nazwy popularnie używanego w chemii odczynnika kompleksującego, którego polska nazwa brzmi — sól disodowa kwasu etylenodiaminotetraoctowego; skrótem EDTA oznacza się zarówno sól sodową, sam kwas jak i anion kwasu). Obserwować zmianę zabarwienia roztworu. b) porównanie trwałości [Fe(SCN)x]3-x, [Fe(F)x]3-x^ oraz [Fe(EDTA)x]− W dużej próbówce umieścić 2 krople roztworu 0,3M FeCl 3 dodać około 5 cm^3 wody redestylowanej, a następnie 1 kroplę roztworu 2M KSCN. Zapisać zaobserwowane zmiany. Następnie do roztworu dodawać, aż do całkowitego odbarwienia, roztwór 0,3M NaF (około 10 kropli). Do otrzymanego roztworu dodawać następnie roztwór 0,2M EDTA (około 10 kropli) obserwując zmianę zabarwienia na charakterystyczną dla powstających jonów kompleksowych.
Wyja ś ni ć zmiany, jakie zaszły w probówkach w oparciu o porównanie warto ś ci stałych trwało ś ci kompleksów. Napisa ć równania reakcji chemicznych w formie jonowej ilustruj ą ce przebieg do ś wiadcze ń.
4.2.5.3c. Badanie równowagi kompleksowania jonów srebra
Przedmiotem ćwiczenia jest porównanie zdolności kompleksujących wybranych ligandów − NH 3 , S 2 O 3 2−, − w stosunku do kationu Ag+. Do zlewki o pojemności 150cm^3 wlać przy użyciu pipety 5cm^3 roztworu 0,1M AgNO 3 a następnie 45cm^3 roztworu podstawowego NaNO 3 Całość dokładnie wymieszać. W roztworze umieścić elektrodę srebrową i kalomelową pamiętając o tym, że elektrody muszą być przed pomiarem dokładnie umyte wodą redestylowaną przy użyciu tryskawki. Po ustaleniu wskazań miliwoltomierza (około 1 min.) odczytać wartość różnicy potencjałów elektrycznych ogniwa. Następnie pomiary wykonać po dodaniu roztworu 2M NH 3 ⋅H 2 O − pierwszego czynnika kompleksującego. Kolejne porcje roztworu odmierzać za pomocą biurety, pipety jednomiarowej lub cylindra miarowego( wg przygotowanego wyposażenia), pamiętając o dokładnym wymieszaniu roztworów i odczekaniu około 1 minuty przed odczytem z miliwoltomierza. Poniżej podano objętości roztworów, jakie należy kolejno dodawać:
Roztwór czynnika kompleksującego
Objętości kolejnych porcji roztworów [cm^3 ]
Całkowita objętość roztworów 1 2 3 4 [cm^3 ] 2M NH 3 ⋅H 2 O 0,0^ 10,0^ 10,0^ 10,0^30
2M Na2S 2 O 3 0,0 10,0 10,0 10,0 30
Po dodaniu całej wymaganej ilości amoniaku należy przygotować nowy roztwór AgNO 3 w roztworze podstawowym i wykonać następną serię pomiarów z roztworem tiosiarczanu(VI) sodu
Na podstawie otrzymanych wyników narysowa ć wykres zale ż no ś ci ró ż nicy potencjałów elektrycznych ogniwa E w funkcji st ęż enia ligandu i porówna ć zdolno ść kompleksuj ą c ą badanych czynników kompleksuj ą cych wzgl ę dem jonów Ag+. Zakładaj ą c, ż e potencjał dyfuzyjny jest równy zeru, oszacowa ć aktywno ść jonów Ag+^ w roztworze podstawowym bez czynnika kompleksuj ą cego i po dodaniu całej jego ilo ś ci. W obliczeniach przyj ąć , ż e w
temperaturze 25 °C potencjał standardowy elektrody srebrowej EO^ = +799mV, a potencjał nasyconej elektrody kalomelowej Ekal = +277mV.
6. Reakcje charakterystyczne wybranych kationów i anionów.
Przeprowadzić indywidualnie reakcje opisane w załączonych tabelach KATIONY i ANIONY, w kolejności od odczynników „grupowych” ( kwasy, NaOH, NH3) do reakcji uzupełniających, własne obserwacje zanotować i zachować do następnego zadania. Pogrupować jony wg zaobserwowanych efektów reakcji (strącanie lub brak efektów po dodaniu odczynnika strącającego). Będzie to pomocne w następnym zadaniu.
Wykonać oznaczenie jakościowe 6 próbek roztworowych ( 3 kationy i 3 aniony), wyniki z uzasadnieniem przedstawić do oceny. UWAGA! Reakcje charakterystyczne ( ostatnia kolumna) są przydatne dla upewnienia się co do oznaczenia jonu lub w celu eliminacji spośród małej grupy wytypowanych jonów, nie zastępują całego ciągu postępowania.
Następnie przeprowadzić oznaczenie jakościowe 2 próbek stałych soli, podając dla każdej rodzaj kationu i anionu. Wyniki przedstawić do oceny.
