Wszystko o gazach

WSZYSTKO O GAZACH
Tabela 1. Przyrządy do otrzymywania gazów.
Stan skupienia reagentów
Ciecz + ciecz

Ciało stałe + ciecz
Ciało stałe + ciało stałe
Ciało stałe
Reżim temperaturowy
Podgrzewanie
Bez podgrzewania
Podgrzewanie

Schemat typowego przyrządu

3. Lejek kroplowy

4. Naczynie z mieszaniną reakcyjną

5. Korek z rurką do odprowadzania gazu

Warianty typowych przyrządów

Tabela 2. Otrzymywanie gazów.

Gaz
Reagenty, ich stężenie i stan skupienia

Ilość reagentów
Warunki reakcji
Reżim temperaturowy
Szczególne warunki

O2
KMnO4 (st.)
1/5 probówki
podgrzewanie
prażyć
KClO3 (st.)
katalizator MnO2 (st.)
1 część masowa
3 części
podgrzewanie
prażyć
KNO3 (st.)
1/5 probówki
podgrzewanie
prażyć
KMnO4 (st.)
H2SO4 – roztw. 10%
H2O2 – roztw. 3%
3 g
40–50 ml
60–70 ml
Bez podgrzewania
KMnO4 i H2SO4 zmieszać, następnie dodać H2O2

H2
Roztw. H2SO4 1:5
Zn (st.)
2–3 ml
Kilka granulek
Bez podgrzewania

Roztw. HCl 1:1
Zn (st.)
2–3 ml
Kilka granulek
Bez podgrzewania

Roztw. NaOH
Al (st.)
2–3 ml
Kilka granulek
podgrzewanie
Jeśli reakcja przebiega zbyt gwałtownie – przerwać podgrzewanie

Cl2
MnO2 (st.)
Stęż. roztw. HCl
Łyżka stołowa
10–15 ml
podgrzewanie
Jeśli reakcja przebiega zbyt gwałtownie – przerwać podgrzewanie
Ca(OCl)2 (st.)
Roztw. HCl
Łyżka stołowa
10–15 ml
Bez podgrzewania
Suchy Ca(OCl)2
MnO2 (st.)
NaCl (st.)
Roztw. H2SO4 1:2
MnO2 + NaCl
1:1
podgrzewanie
MnO2 i NaCl zmieszać 1:1, następnie dodać H2SO4
HCl
NaCl (st.)
Roztw. H2SO4 3:2
60–70 g (2 łyżki stołowe)
80–100 ml
podgrzewanie
Kwas dodać do soli

NH3
NH4Cl (st.)
Ca(OH)2 (st.)
1 część objętościowo
1 część objętościowo
podgrzewanie
Ca(OH)2 lekko wilgotny

H2S
FeS (st.)
Roztw. H2SO4 1:5
Bez podgrzewania

S (proszek)
Parafina (wiórki)
Kalafonia (st.)
1 część objętościowo
1 część objętościowo
1 część objętościowo
podgrzewanie

SO2
Cu (wiórki)
Stęż. H2SO4 (c.)
30 g
70 ml
podgrzewanie
Jeśli reakcja przebiega zbyt gwałtownie – przerwać podgrzewanie
Na2SO4 (st.)
(NaHSO3 lub Na2S2O3)
Stęż. H2SO4 (c.)
Bez podgrzewania

S (st. proszek)
MnO2 (st.)
9 g
12 g
podgrzewanie

N2
Fe (st. wiórki)
KNO3 (st.)
20 części masowych
1 część
podgrzewanie

Roztw. nasycony NaNO2
Roztw. nasycony NH4Cl
25 g soli w 35 ml wody
20 g soli w 55 ml wody
podgrzewanie
Kąpiel wodna. Roztwór NaNO2 dodawać kroplami do gorącego roztworu NH4Cl

NO
Cu (st. wiórki)
Roztw. 32% HNO3 (1:1)
2–3 wiórki
3–5 ml
Bez podgrzewania
Jeśli reakcja nie zachodzi, lekko podgrzać mieszankę
NO2
Cu (st. wiórki)
Stęż. HNO3
2–3 wiórki
2–3 ml
Bez podgrzewania
Jeśli reakcja przebiega słabo, lekko podgrzać

CO
NaHCO3 (st.)
Stęż. roztw. H2SO4
1 łyżeczka
1 łyżeczka
Bez podgrzewania
Jeśli reakcja przebiega słabo, lekko podgrzać mieszaninę
Roztwór kwasu mrówkowego
Stęż. roztw. H2SO4
5 ml (gęstość 1,2 g/ml)
20 ml (gęstość 1,84 g/ml)
Bez podgrzewania

CO2
CaCO3 (kawałki marmuru)
Roztw. HCl 1:4
2–3 kawałki
2–3 ml
Bez podgrzewania

MgCO3 (st.)
1/5 probówki
podgrzewanie
prażenie

CH4
CH3COONa (st.)
Wapno sodowane
(NaOH + CaO)
1 część
2 części
podgrzewanie
Wcześniej octan sodu prażyć w porcelanowej miseczce, by usunąć wodę
Al4C3 (st.)
Roztw. H2O2
Kilka kawałków
Bez podgrzewania

C2H4
Roztw. C2H5OH
Stęż. H2SO4
1 część
3 części
podgrzewanie
Mieszankę alkoholu i kwasu lepiej przygotować wcześniej

C2H2
CaC2 (st.)
Roztw. H2SO4 1:3
3–4 kawałki
2–3 ml
Bez podgrzewania
Zamiast kwasu siarkowego można użyć wody, ale wtedy reakcja jest bardzo gwałtowna

Tabela 3. Rozpoznawanie gazów.

Gaz
Właściwości fizyczne
Właściwości chemiczne
kolor
zapach
rozp. w wodzie
toksyczność
lakmus
czy pali się / wspomaga spalanie
odbarwia KMnO4 (zakwaszony H2SO4)
inne reakcje charakterystyczne

O2
bezbarwny
–
średnia
–
–
Wspomaga spalanie
–
Żarzące się drewienko zapala się
C + O2 = CO2 + Q

N2
bezbarwny
–
niska
–
–
–
–

H2
bezbarwny
–
niska
–
–
Pali się
Mieszanina z powietrzem wybuchowa
–
2H2 + O2 = 2H2O
CuO + H2 = Cu + H2O – Q

Cl2
żółtozielony
+
rozp.
+
odbarwia
–
–
Niebieszczenie papierka jodowo-skrobiowego

HCl
bezbarwny
+
rozp.
+
czerwony
–

• Cl2↑
  Ag+ + Cl- = AgCl↓ biały osad
  „Biały dym” przy kontakcie z amoniakiem

NO
bezbarwny
+
średnia
+
–
–
2NO (bezbarwny) + O2 = 2NO2 (brunatny)

NO2
brunatny
+
rozp.
+
czerwony
Wspomaga spalanie
+
chłodzenie
2NO2 (brunatny) ↔ N2O4 (bezbarwny)

NH3
bezbarwny
+
rozp.
+
niebieski
Słabo się pali
–
Cu(OH)2 + 4NH3 = Cu[(NH3)4]OH – jasno niebies