univerza v ljubljani -...

UNIVERZA V LJUBLJANI

PEDAGOŠKA FAKULTETA

KIM MUNIH

KVALITATIVNI TESTI ZA DOLOČANJE ANORGANSKIH

KISLIN

DIPLOMSKO DELO

LJUBLJANA, 2013

UNIVERZA V LJUBLJANI

PEDAGOŠKA FAKULTETA

DVOPREDMETNI UČITELJ BIOLOGIJA-KEMIJA

KIM MUNIH

MENTOR: DOC. DR. DRAGO KOČAR

KVALITATIVNI TESTI ZA DOLOČANJE ANORGANSKIH

KISLIN

DIPLOMSKO DELO

LJUBLJANA, 2013

ZAHVALA

Zahvaljujem se svojima staršema, Danijeli in Vojku, ki sta mi študij omogočila, za njuno

podporo, spodbudo in zaupanje.

Iskreno se zahvaljujem svojemu mentorju, Doc. dr. Dragu Kočarju, za strokovno pomoč,

namenjen čas in omogočitev izvedbe diplomskega dela.

Prav tako se zahvaljujem osebju laboratorija na katedri za analizno kemijo, predvsem gospe

Zdenki Držaj, za vso pomoč in namenjen čas pri izvedbi raziskovalnega dela diplomskega

projekta.

IZJAVA O AVTORSTVU

Izjavljam, da sem avtorica predloženega diplomskega dela.

Kim Munih

POVZETEK

Namen mojega diplomskega dela je bil razviti preproste kvalitativne teste, za identifikacijo

kislin pri pouku kemija v osnovni šoli.

Glede na pregled literature, sem skušala ugotoviti, katere metode za določanje kislin in

identifikacijo le teh so za eksperimentiranje v osnovnih šolah najbolj primerne. Zanimalo me

je ali so metode časovno izvedljive v skladu s številom opredeljenih ur v učnem načrtu za

osnovne šole. In ne nazadnje ali so eksperimenti zasnovani na stopnji razumevanja

osnovnošolcev.

V sklopu eksperimentalnega dela, sem izvedla eksperimente na področju kvalitativne analizne

kemije. Najprej sem s pomočjo indikatorjev določevala kisline in baze, nato pa skušala

dokazati posamezno kislino. V raziskovanje sem vključila pet anorganskih kislin. Kislinske

anione sem dokazovala kot nastanke plinov ali oborin pri ionskih reakcijah.

Kot rezultate sem s pomočjo specifičnih reagentov dobila različno obarvane oborine ali plin,

ki so dokaz za posamezni anion.

KLJUČNE BESEDE: kislina, indikator, pH, reagent, raztopina, topnost, reakcija, oborina

ABSTRACT

The aim of my thesis was to develop simple, qualitative tests for research and identification of

acids in teaching chemistry in elementary school.

According to the literature overview, I tried to establish the most suitable method to be used

for experimentation in elementary schools in determining and identifying the acids. The

method had to be time effective in order to be done within the number of hours specified in

the curriculum for primary schools. And, finally, the experiments had to be based on the level

of understanding of primary school.

As part of the experimental work, I conducted an experiment in qualitative analytical

chemistry. First, I determined the acids and bases using indicators, and then I tried to prove

each acid. There were five inorganic acids included in the research. Acid anions were proved

as precipitates or gases in ionic reactions.

Using specific reagents, I got different colored precipitate or gas, which serves as evidence for

a particular anion.

KEYWORDS: acid, indicator, pH, reagent, solution, solubility, reaction, precipitate

KAZALO VSEBINE

1. UVOD ................................................................................................................................. 1

2. TEORETIČNA IZHODIŠČA ............................................................................................ 2

2.1. Definicija kislin ............................................................................................................ 2

2.2. Splošne značilnosti kislin ............................................................................................. 2

2.3. Močne in šibke kisline ................................................................................................. 2

2.4. Stopnja kislosti kislin ................................................................................................... 3

2.5. Anorganske kisline ...................................................................................................... 3

2.5.1. Klorovodikova kislina .......................................................................................... 3

2.5.2. Žveplova(VI) kislina............................................................................................. 5

2.5.3. Fosforjeva(V) kislina ............................................................................................ 7

2.5.4. Ogljikova(IV) kislina ............................................................................................ 8

2.5.5. Dušikova(V) kislina .............................................................................................. 8

3. SOLI ANORGANSKIH KISLIN ..................................................................................... 10

3.1. Kloridi ........................................................................................................................ 10

3.2. Sulfati ......................................................................................................................... 10

3.3. Fosfati ........................................................................................................................ 10

3.4. Karbonati ................................................................................................................... 11

3.5. Nitrati ......................................................................................................................... 11

4. PH VREDNOST ............................................................................................................... 12

5. PH-LESTVICA ................................................................................................................ 13

6. INDIKATORJI KISLIN ................................................................................................... 14

6.1. Lakmus ....................................................................................................................... 14

6.2. Metiloranž .................................................................................................................. 15

6.3. Univerzalni indikator ................................................................................................. 15

6.3.1. Papirni univerzalni indikator-pH lističi .............................................................. 16

6.3.2. Barvilo rdečega zelja .......................................................................................... 16

7. KEMIJSKA REAKCIJA .................................................................................................. 17

7.1. Ionske reakcije ........................................................................................................... 17

7.1.1. Obarjalne reakcije .................................................................................................. 18

8. TOPNOST ........................................................................................................................ 19

8.1. Razdelitev snovi glede na topnost ............................................................................. 20

8.2. Topnost oborin ........................................................................................................... 22

9. ANALIZNE REAKCIJE IN REAGENTI ........................................................................ 23

10. METODE IN MATERIALI .......................................................................................... 24

10.1. Pregled uporabljenih reagentov in pripomočkov ................................................... 24

10.2. Priprava osnovnih raztopin..................................................................................... 26

10.3. Redčenje osnovnih raztopin ................................................................................... 27

10.3.1. Prvo redčenje- priprava 0,2M raztopine ......................................................... 27

10.3.2. Drugo redčenje-priprava 0,02M raztopine ...................................................... 27

10.3.3. Tretje redčenje-priprava 0,002M raztopine .................................................... 27

10.3.4. Četrto redčenje-priprava 0,0002M raztopine .................................................. 27

10.4. Dokazovanje anionov ............................................................................................. 28

10.4.1. Dokaz kloridnega iona Cl- .............................................................................. 28

10.4.2. Dokaz sulfatnega iona SO42-

........................................................................... 28

10.4.3. Dokaz fosfatnega iona PO43-

........................................................................... 28

10.4.4. Dokaz karbonatnega iona CO32-

..................................................................... 29

10.4.5. Dokaz nitratnega iona NO3- ............................................................................ 29

11. REZULTATI ................................................................................................................. 30

11.1. Dokaz kloridnega iona Cl- ...................................................................................... 30

11.2. Dokaz sulfatnega iona SO42-

.................................................................................. 31

11.3. Dokaz fosfatnega iona PO43-

.................................................................................. 33

11.4. Dokaz karbonatnega iona CO32-

............................................................................. 33

11.5. Dokaz nitratnega iona NO3-.................................................................................... 34

12. RAZLAGA REZULTATOV ......................................................................................... 35

12.1. Dokaz kloridnega iona Cl- ...................................................................................... 35


.................................................................................. 35


.................................................................................. 35


............................................................................. 35

12.5. Dokaz nitratnega iona NO3-.................................................................................... 35

13. SKLEPI .......................................................................................................................... 36

14. LITERATURA .............................................................................................................. 38

KAZALO SLIK

Slika 1: Disociacijska konstanta kisline ..................................................................................... 4

Slika 2: Korozivno ...................................................................................................................... 5

Slika 3: Strupeno ........................................................................................................................ 5

Slika 4: Korozivno ...................................................................................................................... 6

Slika 5: Strupeno ........................................................................................................................ 6

Slika 6: Okolju nevarno .............................................................................................................. 6

Slika 7: Oksidativno ................................................................................................................... 6

Slika 8: Korozivno ...................................................................................................................... 7

Slika 9: Korozivno ...................................................................................................................... 9

Slika 10: Oksidativno ................................................................................................................. 9

Slika 11: Prikaz pH lestvice ..................................................................................................... 13

Slika 12: Razpon pH in vrednosti pH nekaterih raztopin ......................................................... 13

Slika 13: Rdeč in moder lakmusov papir.................................................................................. 14

Slika 14: Obarvanje modrega lakmusovega papirja v rdeče v kisli raztopini .......................... 14

Slika 15: Prehod barve metiloranža iz oranžne, prek čebulne v rumeno ................................. 15

Slika 16: Barvna lestvica univerzalnega indikatorja ................................................................ 15

Slika 17: Papirni univerzalni indikator ..................................................................................... 16

Slika 18: Prikaz spreminjanja topnosti nekaterih trdnih snovi s temperaturo .......................... 19

Slika 19: Nastanek bele oborine po dodatku AgNO3(aq) v 0˙02 M raztopino ......................... 30

Slika 20: Nastanek prozorne raztopine po dodatku NH3(aq) ................................................... 30

Slika 21: Prozorna raztopina po dodatku BaCl2 v 0˙0002 M raztopino ................................... 31

Slika 22: Nastanek motne raztopine po dodatku BaCl2 v 0˙002 M raztopino .......................... 32

Slika 23: Nastanek bele borine po dodatku BaCl2 v 0˙02M, 0˙2 M in 2 M raztopino ............. 32

Slika 24: Nastanek bele oborine po dodatku Mg-miksture v 0,2 M raztopino ......................... 33

Slika 25: Penjenje ob dodatku H2SO4(konc.) 0˙002 M raztopini ............................................. 33

Slika 26: Nastanek modre raztopine po dodatku difenilamina 0˙02 M raztopini ..................... 34

Slika 27: Nastanek vijolično-rjavega obročka po dodatku FeSO4 in H2SO4(konc.) 0˙02 M

raztopini .................................................................................................................................... 34

KAZALO TABEL

Tabela 1: Nekatere močne in šibke kisline ................................................................................. 3

Tabela 2: Sprememba barve indikatorja metiloranž ................................................................. 15

Tabela 3: Plini, ki nastajajo iz spojin pri ionskih reakcijah ...................................................... 18

Tabela 4: Spojine topne v vodi ................................................................................................. 21

Tabela 5: Spojine, ki so v vodi slabo topne .............................................................................. 21

Tabela 6: Rezultati dokazovanja kloridnega iona v raztopinah z različno molarno

koncentracijo ............................................................................................................................ 30

Tabela 7: Rezultati dokazovanja sulfatnega iona v raztopinah z različno molarno

koncentracijo ............................................................................................................................ 31

Tabela 8: Rezultati dokazovanja fosfatnega iona v raztopinah z različno molarno kncentracijo

.................................................................................................................................................. 33

Tabela 9: Rezultati dokazovanja karbonatnega iona v raztopinah z različno molarno

koncentracijo ............................................................................................................................ 33

Tabela 10: Rezultati dokazovanja nitratnega iona v raztopinah z različno molarno

koncentracijo ............................................................................................................................ 34

Univerza v Ljubljani – Pedagoška fakulteta Kim Munih: Diplomsko delo

1

1. UVOD

Obširen del učnega načrta za 9. razred osnovne šole zajema sklop kislin, baz in soli. V svojem

diplomskem delu sem se opredelila na kisline. S pomočjo kvalitativnih analiznih tehnik sem

skušala ugotoviti, kako na najpreprostejši in učencem zanimiv način dokazati posamezno

anorgansko kislino. Diplomsko nalogo sem razdelila na teoretični in eksperimentalni del.

Raziskovalni metodi, ki sem se ju posluževala sta, pregled literature in eksperimentiranje na

področju analizne kemije. Skozi delo, sem skušala odgovoriti na zastavljena vprašanja

oziroma hipoteze: Ali v literaturi lahko najdemo metode za določevanje kislin, ali so

eksperimenti primerni, finančno sprejemljivi in časovno izvedljivi za delo v osnovni šoli, ter

ali so zasnovani na stopnji razumevanja učencev.

Kisline imajo pomembno vlogo v našem življenju. Z njimi se srečujemo vsak dan, čeprav se

tega mogoče ne zavedamo. Srečujemo se predvsem z organskimi kislinami. Ob uživanju

citrusov, ki vsebujejo veliko vitaminov in kislin, med katerimi je najbolj znana citronska

kislina. Skisano mleko je kislega okusa zaradi mlečne kisline. Kislino vsebujejo tudi sadni

sokovi, ena od prisotnih je recimo askorbinska kislina. [4, 5]

V našem življenju pa so prisotne tudi nekatere anorganske kisline. Fosforjevo kislino vsebuje

kokakola, ki daje osvežilni pijači prijeten okus. Tudi proces prebavljanje hrane v našem

želodcu poteka ob prisotnosti kisline. V našem želodcu se izloča razredčena klorovodikova

kislina HCl s katero se začne presnova beljakovin. [4, 5]

Številne anorganske kisline so prisotne tudi v našem okolju. Velikokrat se omenja vrednost

pH prsti. Vrednost pH je pomembna saj nekatere rastline za preživetje potrebujejo izrazito

kislo prst. Vsem dobro poznan je tudi kisli dež, ki nastane pri reakciji žveplovega(IV) oksida

in dušikovega oksida z vodo. Tudi dež v čisti atmosferi je zaradi prisotnosti ogljikovega

dioksida rahlo kisel. [5]

Kisline, ki se uporabljajo pri delu v laboratoriju, pa niso tako nenevarne. Poznamo kisline, ki

so korozivne, strupene, zdravju škodljive in dražilne. Pri delu s takimi kislinami moramo

ravnati zelo previdno, nujna pa je tudi ustrezna zaščita. Posode v katerih take kisline hranimo

morajo biti opremljene z varnostnimi znaki. [4]


2

2. TEORETIČNA IZHODIŠČA

2.1. Definicija kislin

Poznamo več različnih definicij kislin. Podali so jih Arrhenius, Brønsted in Lewis. [8]

Švedski kemik Svante Arrhenius je postavil prvo moderno definicijo kislin. Kisline so snovi,

ki v vodni raztopini disociirajo vodikove ione H+.

Kisline vsebujejo vodik, in ko se

raztopijo v vodi, nastane H3O+ ion, ki ga imenujemo oksonijev ion. Torej so kisline snovi, ki

povečajo koncentracijo oksonijevih ionov v vodi. [5, 7]

Johannes Nicolaus Brønsted: kisline so snovi, ki oddajajo protone. V vseh kislih vodnih

raztopinah se nahajajo oksonijevi ioni H3O+. [4]

Gilbert N. Lewis: kisline so snovi, ki sprejemajo elektronski par, so akceptorji

elektronskega para. [7]

2.2. Splošne značilnosti kislin

Med splošne lastnosti kislin štejemo, da so:

Jedke,

Imajo oster vonj,

Kisel okus,

Organska barvila kot sta lakmus in metiloranž pa obarvajo rdeče,

Vse vodne raztopine kislin prevajajo električni tok. [2, 8]

2.3. Močne in šibke kisline

Kisline lahko razdelimo na močne in šibke.

Reakcija močne kisline z vodo:

HCl(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl

-(aq)

Za močne kisline je značilno, da v vodi popolnoma disociirajo. Z vodo reagirajo vse molekule

vodikovega klorida v raztopini. Molekula klorovodikove kisline odda molekuli vode proton

H+. Pri tem nastaneta oksonijev H3O

+ in kloridni Cl

- ion. V vodni raztopini klorovodikove

kisline imamo tako oksonijeve ione H3O+ in kloridne ione Cl

-, ki prevajajo električni tok. [2]


3

Reakcija šibke kisline z vodo:

CH3COOH(aq) + H2O(l) ↔ H3O+(aq) + CH3COO

-(aq)

V vodni raztopini ocetne kisline CH3COOH, ki je šibka kislina, imamo v vodni raztopini

poleg molekul ocetne kisline CH3COOH tudi oksonijeve ione H3O+ in acetatne ione

CH3COO-. Majhno število molekul ocetne kisline v primerjavi z vsemi molekulami kisline v

raztopini, odda proton molekuli vode. V raztopini se vzpostavi ravnotežje med raztopljenimi

molekulami kisline in oksonijevimi H3O+ in acetatnimi CH3COO

- ioni. Električni tok

prevajajo oksonijevi in acetatni ioni, medtem ko so molekule kisline brez naboja in

električnega toka ne prevajajo. [2]

Tabela 1: Nekatere močne in šibke kisline [2]

MOČNE KISLINE ŠIBKE KISLINE

HClO4 klorova(VII) kislina CH3COOH ocetna kislina

H2SO4 žveplova(VI) kislina HCOOH mravljična kislina

HCl klorovodikova kislina H2S vodikov sulfid

HNO3 dušikova(V) kislina HCN vodikov cianid

2.4. Stopnja kislosti kislin

Na kislost raztopine vpliva kislina, ki jo uporabimo in količina te kisline, ki jo dodamo v

določeno prostornino. Čim več je oksonijevih ionov H3O+ v določeni prostornini

raztopine, tem bolj je ta kisla. Količino oksonijevih ionov H3O+ v določeni prostornini

raztopine opredelimo s koncentracijo. Koncentracija raztopine nam pove, kolikšna je količina

snovi v določeni prostornini raztopine. [4]

2.5. Anorganske kisline

2.5.1. Klorovodikova kislina

Splošne značilnosti in uporaba:

Klorovodikova ali solna kislina HCl je vodna raztopina vodikovega klorida. Je močna in zelo

korozivna kislina s široko rabo v industriji. Uporablja se za proizvodnjo vinil klorida, v

gospodinjskih čistilih, proizvodnji želatine, prehranskih dodatkih, za odstranjevanje vodnega

kamna, …. V naravi jo najdemo kot sestavino želodčne kisline. [6]


4

Disociacija:

Disociacija je razpad molekul na enostavnejše molekule. Gre za ravnotežen proces, ki ga

simbolno zapišemo kot:

HA ↔ A-+ H

+

Kjer je HA kislina, ki disociira na A-(konjugirana baza kisline) in vodikov ion H

+. Konstanto

kisline Ka (disociacijska konstanta kisline), ki je merilo moči neke kisline, lahko izrazimo kot

kvocient ravnotežnih koncentracij HA, A- in H

+.

. [7]

Slika 1: Disociacijska konstanta kisline

Kot merilo za delež molekul, ki disociirajo na ione je Arrhenius vpeljal stopnjo disociacije

(α). Je razmerje med številom disociiranih molekul in celotnim številom molekul pred

disociaciijo. [7]

Klorovodikova kislina HCl, je monoprotonska kislina, kar pomeni da lahko disociira samo

enkrat in odda samo en vodikov proton H+. tako se v vodnih raztopinah H

+ ion veže na

molekulo vode in nastane oksonijev ion H3O+.

HCl(aq) H+(aq) + Cl

-(aq)

Pri disociaciji nastane tudi kloridni ion Cl-. Klorovodikova kislina lahko tvori soli kloride, kot

je natrijev klorid NaCl. Je močna kislina, ker v vodi skoraj popolnoma disociira. [5, 6]


5

Nevarnosti, varnost in zaščita

Pri rokovanju s klorovodikovo kislino pod obvezna zaščitna sredstva sodijo: očala, PVC ali

gumijaste rokavice in kemijsko odporna zaščitna obleka. [9]

Slika 2: Korozivno Slika 3: Strupeno

OPOZORILNI STAVKI (R)

R34 - Povzroča opekline.

R36 – Draži oči.

R37 – Draži dihala.

R38 – Draži kožo. [10]

2.5.2. Žveplova(VI) kislina


Je močna in zelo korozivna kislina. Je brezbarvna ali rahlo rumena viskozna tekočina. V vseh

koncentracijah se popolnoma topi v vodi. Zaradi svojih močno kislih lastnosti najeda

kamnine, kovine, kožo, oči in ostala tkiva. V večjih koncentracijah je higroskopna, veže vlago

iz zraka. [6, 11]

Ima široko območje uporabe. Uporabljajo jo kot elektrolit v svinčevih akumulatorjih, v

proizvodnji umetnih gnojil, sredstvo za rafiniranje mineralnih olj, v raznih čistilih za

industrijsko in domačo rabo,.. [11]

Proste žveplove kisline v brezvodni obliki v naravi ni mogoče najti, razredčena pa se pojavlja

v kislem dežju. [11]


6

Disociacija:

Je dvoprotonska kislina, kar pomeni da lahko odda dva vodikova iona. Pravimo da H2SO4

ionizira v dveh stopnjah:

H2SO4(aq) H+(aq) + HSO4

-(aq) HSO4

- hidrogensulfatni(VI) ion močna kislina

HSO4-(aq) ↔ H

+(aq) + SO4

2-(aq) SO4

2- sulfatni(VI) ion šibka kislina

V prvi stopnji H2SO4 popolnoma razpade na H+(aq) in HSO4

-(aq) ione. V drugi stopnji HSO4

-

(aq) ioni, delno razpadejo na H+(aq) in SO4

2-(aq) ione. V vodni raztopini žveplove(VI) kisline

so torej prisotni ioni H+, HSO4

- in SO4

2-. Molekul H2SO4 v raztopini ni. [5]


Slika 4: Korozivno Slika 5: Strupeno

Slika 6: Okolju nevarno Slika 7: Oksidativno


R35 Povzroča hude opekline.

OBVESTILNI STAVKI (S)

S1/2 Hraniti zaklenjeno izven dosega otrok.

S26 Če pride v oči takoj izprati z obilico vode in poiskati zdravniško pomoč.

S30 Nikoli dolivati vode.

S45 Ob nezgodi ali slabe počutju takoj poiskati zdravniško pomoč. [11]


7

2.5.3. Fosforjeva(V) kislina


Je korozivna kislina, ki se meša z vodo. Je šibka, nestrupena kislina, zato jo v veliki meri

uporabljajo v živilski industriji. Uporablja pa se tudi za pridobivanje umetnih gnojil, premaze

kovinskih površin proti rjavenju, kot dodatek pijačam, za sintezo fosfatov,…[12]

Proizvodnja fosforjeve(V) kisline je razmeroma poceni, ker jo pridobivajo iz fosfatnih

mineralov, ki jih najdemo v naravi in obdelajo z žveplovo(VI) kislino. [6]

Disociacija:

Je večprotonska kislina, ki odda vse tri vodikove ione. V vodni raztopini razpade v treh

stopnjah. V nobeni od teh treh stopenj ne pride do popolne ionizacije.

H3PO4(aq) ↔ H+(aq) + H2PO4

-(aq) H2PO4

-(aq) dihidrogenfosfatni(V) ion

H2PO4-(aq) ↔ H

+(aq) + HPO4

2-(aq) HPO4

2-(aq) hidrogenfosfatni(V) ion

HPO42-

(aq) ↔ H+(aq) + PO4

3-(aq) PO4

3-(aq) fosfatni(V) ion

V vodni raztopini fosforjeve(V) kisline so prisotni H+, H2PO4

-, HPO4

2-, PO4

3- in pa molekule

H3PO4. Fosforjeva(V) kislina je tako šibka kislina. [5]


Slika 8: Korozivno


R34 Povzroča opekline.



S26 Če pride v oči takoj izprati z obilico vode in poiskati zdravniško pomoč. [12]


8

2.5.4. Ogljikova(IV) kislina


Je zelo šibka kislina. Nastaja pri raztapljanju ogljikovega dioksida v vodi. V naravi praktično

ne obstaja, ker v vodi razpade na ogljikov dioksid in vodo. Njene soli so karbonati. [6]

Disociacija:

Ogljikova(IV) kislina je dvoprotonska kislina. Odda lahko dva vodikova iona H+, enako kot

žveplova(VI) kislina. [5]

H2CO3(aq) ↔ H+(aq) + HCO3

-(aq) HCO3

-(aq) hidrogenkarbonatni ion

HCO3-(aq) ↔ H

+(aq)+ CO3

2-(aq) CO3

2-(aq) karbonatni ion. [6]

2.5.5. Dušikova(V) kislina


Je zelo močna in obstojna kislina. Je v tekočem agregatnem stanju, brez barve in jedkega

vonja. Na svetlobi razpade na dušikove okside in se obarva oranžno rdeče zaradi NO2. Njene

soli so nitrati. Uporablja se za luženje kovin, izdelavo barvil, razstreliv in streliv. [6, 14]

Hrani se jo v dobro zaprtih prostorih, na suhem in hladnem. Je akutno strupena, LD50 = 430

mg/kg (človek). Draži in razjeda sluznico, kožo in oči. [14]

Disociacija:

Dušikova(V) kislina je monoprotonska kislina. Odda lahko samo en vodikov ion H+, enako

kot klorovodikova kislina.

HNO3(aq) H+(aq) + NO3

-(aq). [5]


9


Slika 9: Korozivno Slika 10: Oksidativno


R35 Povzroča hude opekline.



S23 Ne vdihovati hlapov.

S26 Če pride v oči takoj izprati z obilico vode in poiskati zdravniško pomoč.

S36 Nositi primerno zaščitno obleko.

S45 Ob nezgodi ali slabe počutju takoj poiskati zdravniško pomoč. [14]


10

3. SOLI ANORGANSKIH KISLIN

3.1. Kloridi

Kloridni ion nastane, ko element klor pridobi elektron. Tvori se negativno nabit ion-anion Cl-.

Soli klorovodikove kisline se imenujejo kloridi. Poznamo veliko vrst kloridov. Navadno se

obnašajo kot mnoge halogenidne soli. Njihove lastnosti se ločijo glede na element na katerega

je klor vezan. Kloridi I. in II. skupine periodnega sistema so brezbarvne, v vodi močno topne

soli. Najbolj znan primer je namizna sol, natrijev klorid s kemijsko formulo NaCl. V vodi

razpade na Na+ in Cl

- ione. [6, 15]

3.2. Sulfati

Sulfat je sol žveplove(VI) kisline. Sulfatni ion s formulo SO42-

, je več atomski anion.

Sestavljen je iz centralnega atoma žvepla obdanega s štirimi atomi kisika. Razporeditev

atomov je tetraedrična. Sulfatni ion je konjugirana baza hidrogensulfatnega iona HSO4-, ta pa

je konjugirana baza žveplove(VI) kisline H2SO4. Poznamo številne ionske sulfate, ki so v

vodi večinoma dobro topni. Sulfatni ion je lahko tudi ligand, ki se veže preko enega ali dveh

kisikovih atomov. V kemični industriji so sulfati zelo pomembni. Bakrov sulfat je algicid

uporabljamo ga za škropljenje vinske trte, magnezijev sulfat v terapevtskih kopelih, sadra je

naravni mineral, ki se ga uporablja za proizvodnjo mavca,… Sulfati nastajajo pri izgorevanju

fosilnih goriv in biomase. Povzročijo kisel dež. [6, 16]

3.3. Fosfati

V anorganski kemiji so fosfati estri in soli fosfatne kisline. Fosfatni ion s formulo PO43-

je več

atomski anion. Sestavljen je iz enega centralnega atoma fosforja in štirih atomov kisika.

Razporeditev atomov je tetraedrična. Najdemo jih v fosfornih mineralih. Pomembno vlogo

imajo v biokemiji saj gradijo pomembne organske molekule kot sta DNK in ATP. [6, 17]


11

3.4. Karbonati

So estri, soli in naravni minerali s karbonatnim anionom CO32-

. Karbonatni ion je več

atomski. Sestavljen je iz centralnega ogljikovega atoma, ki ga obkrožajo trije kisikovi atomi.

Razporeditev atomov je trikotno planarna. Je konjugirana baza rahlo kislega

hidrogenkarbonata HCO3-, ki je konjugirana baza ogljikove kisline H2CO3. V naravi so zelo

razširjeni karbonatni minerali in soli. Najpogostejši so kalcijev karbonat CaCO3, kalcit in

kalcijev magnezijev karbonat CaMg(CO3)2.

Prisotnost CO32-

v soleh in raztopinah se dokazuje z dodatkom razredčene mineralne kisline,

ki sproži izhajanje mehurčkov ogljikovega dioksida CO2. [6,18]

3.5. Nitrati

V anorganski kemiji so soli dušikove(V) kisline, v organski kemiji pa so estri dušikove kisline

in alkoholov. Nitratni ion ima formulo NO3-, je poli atomski. Razporeditev atomov je

triagonalno planarna. Sestavljen je iz centralnega dušikovega atoma in treh kisikovih atomov.

Je konjugirana baza dušikove kisline. Nitrati(V) so v vodi dobro topni. [6, 19]


12

4. PH VREDNOST

Je merilo za kislost in bazičnost vodnih raztopin. Definiran je kot negativni dekadični

logaritem koncentracije vodikovih ionov.

pH = - log [H3O+]

V kislih raztopinah je pH manjši od 7, v bazičnih pa večji od 7. Analogno je definiran tudi

pOH. Vsota pH in pOH je 14, pri temperaturi 20°C. [7]

Kisle, bazične in nevtralne raztopine se razlikujejo predvsem po koncentracijah hidroksidnih

in oksonijevih ionov. V bazičnih raztopinah prevladujejo hidroksidni, v kislih pa oksonijevi

ioni. V nevtralnih raztopinah je koncentracija oksonijevih in hidroksidnih ionov enaka, 1 x 10-

7 mol/L. [2]


13

5. PH-LESTVICA

Poznavanje pH vrednosti raztopin nam omogoča, da lahko vodno raztopino neznane snovi

opredelimo kot kislo, bazično ali nevtralno raztopino. Pri določanju pH vrednosti raztopin si

pomagamo s pH lestvico. [20]

Slika 11: Prikaz pH lestvice

pH-vrednosti naraščajo od 0 proti 14. Kisle raztopine imajo pH-vrednost med 0 in 7. Čim

bolj je raztopina kisla, tem manjša je njena pH-vrednost. Bazične raztopine imajo pH-

vrednost med 7 in 14. Tem bolj je raztopina bazična, tem večja je njena pH-vrednost.

Nevtralne raztopine, kot je navadna voda, pa imajo pH-vrednost 7. Za določanje pH-

vrednosti raztopin uporabljamo univerzalni indikator. [4]

Slika 12: Razpon pH in vrednosti pH nekaterih raztopin


14

6. INDIKATORJI KISLIN

Definicija: indikatorji so šibke kisline ali baze, pri katerih je kislina drugače obarvana od

konjugirane baze. [7]

Ime izvira iz latinske besede indicare, kar pomeni pokazati. Indikatorji oziroma pokazatelji so

barvila s pomočjo katerih lahko hitro določimo kislost in bazičnost raztopin. Barvo

spremenijo že v ozkem območju vrednosti pH. [5]

6.1. Lakmus

Lakmus je rastlinsko vodotopno barvilo. Pridobivamo ga iz lišajev, predvsem iz lišaja

Roccella tinctoria. Je indikator, ki spremeni svojo barvo v vodnih raztopinah baz in kislin. Če

je absorbiran v filtrirni papir, mu pravimo lakmusov papir. Poznamo dve vrsti lakmusovega

papirja, moder in rdeč. [6]

Slika 13: Rdeč in moder lakmusov papir

Za določanje kislosti raztopin uporabljamo moder lakmusov papir. V kislih raztopinah se

moder lakmusov papir obarva rdeče. [4]

Slika 14: Obarvanje modrega lakmusovega papirja v rdeče v kisli raztopini


15

6.2. Metiloranž

Metiloranž je organsko barvilo. Je indikator za kisline, ki se pogosto uporablja za titracijo.

Primeren je za uporabo saj ima jasen barvni prehod. Raztopina metiloranža je oranžne barve.

Barvo spremeni v kislem mediju iz oranžne, preko čebulne v rumeno. [21]

Tabela 2: Sprememba barve indikatorja metiloranž [8]

Indikator pH prehoda Sprememba barve

Metiloranž 3,1-4,4 Rdečerumeno

Slika 15: Prehod barve metiloranža iz oranžne, prek čebulne v rumeno

S pomočjo lakmusa in metiloranža lahko ocenimo kako bazična ali kisla je raztopina, ne

moremo pa določiti točne pH vrednosti. [4]

6.3. Univerzalni indikator

Univerzalni indikator je mešanica različnih barvil, od katerih vsako spremeni barvo pri točno

določeni pH vrednosti. Na območju pH lestvice sestavimo barvno lestvico, s pomočjo katere

lahko preiskovanim raztopinam natančno določimo pH vrednost. Pozorni moramo biti na to,

da so vodne raztopine preiskovanih snovi brezbarvne. Številke so vrednosti pH. [4]

Slika 16: Barvna lestvica univerzalnega indikatorja


16

6.3.1. Papirni univerzalni indikator-pH lističi

To so papirčki, ki so impregnirani z različnimi indikatorji. Navadno gre za kombinacijo štirih

indikatorjev. Papirček pomočimo v preiskovano vodno raztopino in njegovo obarvanost

primerjamo z barvno lestvico na ohišju škatlice. [5]

Slika 17: Papirni univerzalni indikator

6.3.2. Barvilo rdečega zelja

Znani univerzalni indikator je naravni indikator, ki ga lahko pripravimo iz rdečega zelja. To

vsebuje velike količine različnih barvil, ki jih imenujemo antociani. To so vodotopna barvila,

ki se kopičijo v rastlinski vakuoli. Ta barvila drugače spremenijo barvo v močno kisli kot v

šibko kisli raztopini oziroma v močno bazični kot šibko bazični raztopini. [4]

V zelo kislih raztopinah se obarvajo rdeče, v nevtralnih vijolično in v zelo bazičnih vodnih

raztopinah rumeno zeleno. [22]

Poznamo pa tudi nekatere druge naravne indikatorje, iz rdeče pese, črnega ribeza, robidnic.

[4]


17

7. KEMIJSKA REAKCIJA

Kemijska reakcija opisuje kemijske spremembe snovi. Pri kemijski spremembi se gradniki

snovi med spremembo prerazporedijo v drugo snov. Prekinejo se vezi med atomi v molekulah

ali med ioni v ionskih kristalih. Med delci nastanejo nove vezi in s tem nova snov s

spremenjenimi kemijskimi in fizikalnimi lastnostmi. Nastanek nove snovi spoznamo po:

Spremembi barve in videza snovi,

Nastanek oborine,

Nastajanju saj, plina,

Sproščanje ali poraba toplote. [24]

Reaktanti: so snovi, ki vstopajo v reakcijo. Produkti: so snovi, ki iz reakcije izstopajo.

Kemijske reakcije zapisujemo s kemijskimi enačbami. [23]

7.1. Ionske reakcije

Ionske reakcije so reakcije, ki potekajo med anioni in kationi v vodni raztopini. V vodni

raztopini poteče reakcija med ioni ali ionska reakcija, če pri tem nastane slabo disociirana ali

slabo topna snov.

Slabo disociirane snovi so snovi, ki so skoraj popolnoma v molekularni obliki in v zelo

majhni meri v ionski obliki. Izraz slabo disociirane snovi zelo pogosto uporabljamo tudi za

vodo, šibke baze in kisline in nekatere soli v vodnih raztopinah. [2]

Reakcije med ioni so hitre reakcije, ki pogosto zelo hitro dosežejo ravnotežje. Raztopine

kislin, baz in soli vsebujejo hidratirane pozitivne katione in negativne anione, to velja za

močne elektrolite. Lahko pa vsebujejo tudi hidratirane molekule nedisociiranega topljenca, to

velja za šibke elektrolite. Ioni v raztopini se gibljejo prosto in neurejeno, hitreje pri višji

temperaturi. Ioni so hidratirani zato je privlak med njim manjši, tudi če med seboj trčijo, ni

nujno, da poteče kemijska reakcija in posledično nastane nova spojina. [5]


18

Do nastanka nove spojine oziroma do poteka kemijske reakcije pride samo v treh

primerih:

če nastane plin; molekule plina zapustijo raztopino

če iz ionov nastane trdna snov, bodisi ionski kristal ali amorfna snov, netopna v vodi-

OBORINA

če iz posameznih ionov nastanejo molekule, nastale molekule lahko v hidratirani

obliki ostanejo v raztopini-nastanek slabo disociirane snovi. [5]

Tabela 3: Plini, ki nastajajo iz spojin pri ionskih reakcijah [5]

PLIN REAKCIJA

H2S Katerikoli sulfid (sol, ki vsebujeS2-

) s

kislinami

CO2 Katerikoli karbonat (sol, ki vsebuje CO32-

) s

kislinami

SO2 Katerikoli sulfat(IV) (sol, ki vsebuje SO32-

) s

kislinami

7.1.1. Obarjalne reakcije

Obarjalne reakcije, so ionske reakcije, pri katerih nastajajo oborine. V analizni kemiji, pri

velikem številu izvedenih reakcij nastanejo oborine. Oborine so slabo topne snovi, ki se ob

nastanku izločijo v trdnem stanju iz raztopine. Oborina nastane, ko je raztopina prenasičena s

topljencem. Nastanek oborine nam služi za dokazovanje določenih anionov. [1]

Če hočemo napovedati ionsko reakcijo, pri kateri nastane oborina, moramo poznati topnosti

posameznih spojin. [5]


19

8. TOPNOST

V vodi se ne vse snovi topijo enako dobro. Nekatere snovi se v enaki količini topila bolje

raztapljajo kot druge, pravimo, da so dobro topne. Topnost snovi je odvisna tudi od

temperature, zato podatke o topnosti snovi podajamo pri točno določeni temperaturi.

Temperatura pri kateri navajamo topnost snovi je običajno 20°C. [4]

Veliko topljencev se v topilih ne raztaplja v vseh razmerjih, ampak se v topilu raztopi le

določena količina topljenca. Maksimalna količina topljenca, ki se raztopi v topilu pri določeni

temperaturi, je določena z njegovo topnostjo. [3]

Definicija:

Topnost snovi nam pove, koliko gramov neke snovi (topljenca) se raztopi v 100 g vode pri

20°C. [4]

Takrat je raztopina nasičena. V taki raztopini je raztopljena največja možna količina topljenca

pri določeni temperaturi. [4]

Slika 18: Prikaz spreminjanja topnosti nekaterih trdnih snovi s temperaturo


20

Izračun topnosti:

tT = m(topljenca) / m (topila) = m (topljenca) / 100g H2O

t = topnost

T = temperatura [°C]

m = masa [g]

Če imamo podan masni delež topljenca:

w(topljenca) = m(topljenca) / t + 100 t = 100 / (1-w)

w = masni delež

m = masa [g]

t = topnost

8.1. Razdelitev snovi glede na topnost

Topnost soli podajamo s koncentracijo nasičene raztopine, zato lahko iz podatkov za topnost

razberemo kako dobro je neka snov topna v vodi ali drugih topilih. Nekatere snovi se v vodi

zelo dobro raztapljajo, tak primer je natrijev klorid NaCl. Nekatere snovi pa so v vodi slabo

topne. V nasičenih raztopinah takih snovi so zelo majhne koncentracije teh snovi, npr. 10-5

mol/L ali celo 10-56

mol/L. [2]

V nasičenih raztopinah slabo topnih ionskih snovi, je koncentracija ionov teh spojin zelo

majhna. Nobena ionska reakcija, pri kateri nastaja slabo topna snov, ne poteče do konca. Med

trdno snovjo in raztopino se vedno vzpostavi ravnotežje in v raztopini še vedno ostane nekaj

ionov teh snovi. [2]

Primer: v nasičeni raztopini srebrovega klorida AgCl je koncentracija srebrovih Ag+ in

kloridnih Cl- ionov 1x10

-5 mol/L. Pri obarjanju srebrovega klorida ostane v raztopini nekaj

kloridnih in nekaj srebrovih ionov. [2]


21

Spojine, ki so v vodi topne

Tabela 4: Spojine topne v vodi [5]

Nitrati(V), NO3- Vsi nitrati

Acetati, CH3COO- Vsi acetati

Klorati(V), ClO3- Vsi klorati

Kloridi, Cl- Vsi kloridi, razen AgCl, Hg2Cl2 in PbCl2

Bromidi, Br- Vsi bromidi, razen AgBr, Hg2Br2, PbBr2,

HgBr2

Jodidi, I- Vsi jodidi, razen AgI, Hg2I2, PbI2, HgI2

Sulfati(VI), SO42-

Vsi sulfati(VI), razen CaSO4, SrSO4, BaSO4,

PbSO4, Hg2SO4, Ag2SO4

Spojine, ki v vodi niso topne, slabo topne

Tabela 5: Spojine, ki so v vodi slabo topne [5]

Sulfidi, S- Vsi sulfidi, razen tistih iz 1. in 2. skupine

periodnega sistema (PSE) in (NH4)2S

Karbonati, CO32-

Vsi karbonati, razen tistih iz 1. skupine PSE

in (NH4)2CO3

Sulfati(IV), SO32-

Vsi sulfati(IV), razen tistih iz 1. skupine PSE

in (NH4)2SO3

Fosfati(V), PO43-

Vsi fosfati(V), razen tistih iz 1. skupine PSE

in (NH4)2PO4

Hidroksidi, OH Vsi hidroksidi, razen tistih iz 1. skupine PSE

in Ba(OH)2, Sr(OH)2, Ca(OH)2


22

8.2. Topnost oborin

Topnost oborine je določena z množinsko koncentracijo nasičene raztopine. Odvisna je od

temperature, tlaka, pH medija, koncentracije drugih snovi v raztopini in od vrste topila.

Topnost oborin narašča z naraščajočo temperaturo, razen nekaterih izjem. Ta odvisnost v

analizni kemiji velikokrat služi za separacijo. Topnost oborine v raztopini je odvisna od

narave izločene spojine in koncentracije drugih ionov v raztopini. Razlika je med vplivom

skupnih oziroma istoimenskih ionov ali pa tujih ionov. Skupni ion je ion, ki je sestavni del

oborine. To lahko pojasnimo na ravnotežnem primeru srebrovega klorida:

AgCl(s) ↔ Ag+ + Cl

-

Srebrovemu kloridu sta skupna iona Ag+ in Cl

-, vsi ostali ioni so tuji. Če povečamo

koncentracijo skupnih ionov se premakne smer ravnotežne reakcije v levo. Topnost AgCl se

zmanjša. [1]

Če dodamo tuje ione se topnost oborine poveča, vendar le neznatno. Razen v primeru, če

poteče kemijska reakcija med oborino in tujimi ioni, ko postane topnost oborine bolj opazna.

[1]


23

9. ANALIZNE REAKCIJE IN REAGENTI

Kvalitativna analiza je osnovana na poteku ionskih reakcij v vodnih raztopinah. Redkeje se

uporabljajo druge vrste topil. Pri reakcijah, ki jih uporabljamo za dokazovanje posameznih

ionov v raztopini mora nastati vidna sprememba. Ta je lahko:

sprememba barve raztopine

nastanek oborine značilne kristalinične oblike ali barve

izhajanje plina. [1]

Izbira reagenta:

Pri analizi je zelo pomembna izbira pravega reagenta. Večina reagentov ne reagira le z eno

vrsto ionov. Reagente, ki se jih v analizni kemiji uporablja, delimo glede na uporabo in

njihove značilne reakcije v:

Skupinske

Selektivne in

Specifične reagente. [1]

Skupinski reagenti so reagenti, ki reagirajo na isti način s celo skupino ionov. Tipičen

skupinski reagent je vodikov sulfid, ki daje z velikim številom kationov težko topne oborine

različno obarvanih sulfidov. [1]

Selektivni reagenti so reagenti, ki reagirajo le z določeno skupino ionov. [1]

Specifični reagenti so reagenti, ki reagirajo le z določenim ionom. Takih reagentov je zelo

malo. [1]

Za identifikacijo določenih ionov, je mogoče pri določenih pogojih uporabiti tako skupinske

kot tudi selektivne reagente. Selektivnost ni odvisna samo od karakteristike reagenta, ampak

tudi od ustreznih pogojev v raztopini in same izvedbe reakcije. [1]

Pri obarjalnih reakcijah je lahko skupaj z ioni, ki motijo dokaz pomemben tudi medij v

katerem bomo reakcijo izvedli. Reagent, ki velja za selektivnega pa lahko uporabimo kot

specifičen reagent, če vzorec ne vsebuje drugih sestavin, ki reagirajo s tem reagentom. [1]


24

EKSPERIMENTALNI DEL

10. METODE IN MATERIALI

Eksperimentalni del sem izvedla v dveh stopnjah. Najprej sem neznane raztopine s pomočjo

indikatorjev opredelila kot kisline. Ko sem ugotovila, da so v čašah kisline, me je zanimalo

katera izmed petih anorganskih kislin, ki sem jih izbrala za raziskavo je v posamezni čaši.

Kisline sem dokazovala z reakcijami za dokazovanje anionov. Za eksperimentalni del sem se

odločila, da bom dokazne reakcije izvedla na raztopinah soli, ki imajo kislinam ekvivalente

anione.

10.1. Pregled uporabljenih reagentov in pripomočkov

Pri izvedbi eksperimentalnega dela, ki sem ga izvajala v laboratoriju katedre za analizno

kemijo, sem uporabila naslednje pripomočke in reagente:

Uporabljeni pripomočki:

5x steklena bučka z zamaškom (100 mL)

25x steklena čaša (100 mL)

5x steklena palčka

5x žlička

5x steklen lij

5x puhalka

Stojalo za epruvete

20x male epruvete

Urno steklo

5x steklena kapalka

Merilni valj (100 mL)

Analitska tehtnica


25

Uporabljeni reagenti:

Destilirana voda

H2O

Natrijev karbonat

Na2CO3- p.a. (za analizo), (Carlo Erba)

Natrijev nitrat

NaNO3 – p.a. (Alkaloid Skopje)

Natrijev sulfat

Na2SO4 – p.a. (Merck), brezvodni

Natrijev klorid

NaCl – p.a. (Kemika)

Natrijev fosfat

Na3PO4 – p.a. (Merck)

Raztopina srebrovega nitrata

AgNO3(aq)

Raztopina amonijaka

NH3(aq)

Raztopina barijevega klorida

BaCl2(aq)

Mg-mikstura

MgCl2 + NH4Cl v vodni raztopini NH3

Konc. Žveplova(VI) kislina

H2SO4(aq)

Difenilamin

C12H11N

Železov sulfat

FeSO4


26

10.2. Priprava osnovnih raztopin

Pripravila sem 2 M raztopine soli v 100 mL destilirane vode. Za pripravo raztopin sem

uporabila pet natrijevih soli in sicer, natrijev karbonat (Na2CO3), natrijev nitrat (NaNO3),

natrijev sulfat (Na2SO4), natrijev fosfat (Na3PO4) in natrijev klorid (NaCl).

Izhodišča za pripravo raztopin:

Mase posamezne soli, za pripravo 2 M raztopin v 100 mL destilirane vode sem izračunala po

enačbi za molarno oziroma množinsko koncentracijo:

C = n / V = m / M x 1 / V m = C x V x M

n = množina topljenca [mol]

C = molarna koncentracija [mol/L]

V = volumen [L]

m = masa [g]

M = molska masa [g/mol]

Priprava 2M raztopin soli:

Za pripravo 2M raztopin soli sem potrebovala:

- 11,7 g NaCl / 100 mL H2O

- 28,42 g Na2SO4 / 100 mL H2O

- 32,8 g Na3PO4 / 100 mL H2O

- 21,2 g Na2CO3 / 100 mL H2O

- 17 g NaNO3 / 100 mL H2O

Na analitski tehtnici sem v čaše zatehtala izračunane količine posamezne soli. V čaše s soljo

sem dodala 50 mL destilirane vode in s pomočjo steklene palčke mešala dokler se sol ni

popolnoma raztopila. V 100 mL bučke sem postavila steklen lij in ob stekleni palčki iz čaše

raztopino prelila v bučko. Čašo sem trikrat splaknila z nekoliko destilirane vode in raztopino

prelila v bučko. Nato sem raztopine redčila do oznake. Bučko sem zaprla s steklenim

pokrovčkom in dobro premešala.


27

Raztopina natrijevega fosfata je bila prenasičena, sol se ni popolnoma raztopila, zato sem se

odločila, da bom pripravila raztopino z 10x manjšo maso izračunane. Ponovno sem v čašo

zatehtala Na3PO4 tokrat 3,28 g. Sol sem raztopila v destilirani vodi, raztopino prelila v bučko

in redčila do oznake. Tako sem pripravila 0˙2 M osnovno raztopino natrijevega fosfata.

10.3. Redčenje osnovnih raztopin

Ker me je zanimala najmanjša molarna koncentracija pri kateri dokazna reakcija še poteče,

sem pripravljene raztopine redčila. Osnovne raztopine sem desetkratno redčila štirikrat, da

sem dobila 0˙2 M; 0˙02 M; 0˙002 M in 0˙0002 M raztopine. (Osnovna raztopina natrijevega

fosfata je bila 0˙2M, tako sem pri štirikratnem redčenju dobila 0˙02 M, 0˙002 M, 0˙0002 M in

0˙00002 M raztopino).

10.3.1. Prvo redčenje- priprava 0,2M raztopine

Pripravila sem 10 mL raztopine posamezne soli določene koncentracije. S pomočjo kapalke

sem odmerila po 1 mL vsake izmed izhodiščnih raztopin soli in jih prenesla vsako v svojo

označeno stekleno čašo. Vsakemu mL izhodiščne raztopine sem dodala po 9 mL destilirane

vode. Tako sem dobila 0˙2 M raztopine. (Za natrijev fosfat sem dobila 0˙02M raztopino).

10.3.2. Drugo redčenje-priprava 0,02M raztopine

Pripravila sem 10 mL 0˙02 M raztopine posamezne soli. Od predhodno pripravljenih 0˙2 M

raztopin sem zopet s pomočjo kapalke odmerila po 1 mL posamezne 0˙2 M raztopine soli in

jo prenesla vsako v svojo označeno čašo. Vsakemu mililitru posamezne raztopine sem dodala

po 9 mL destilirane vode. Tako sem dobila 0˙02 M raztopine posamezne soli. (Za natrijev

fosfat sem dobila 0˙002 M raztopino).

10.3.3. Tretje redčenje-priprava 0,002M raztopine

Pripravila sem 10 mL 0˙002 M raztopine posamezne soli. Od predhodno pripravljenih 0˙02 M

raztopin sem zopet s pomočjo kapalke odmerila po 1mL posamezne 0˙02 M raztopine soli in

jo prenesla vsako v svojo označeno čašo. Vsakemu mililitru posamezne raztopine sem dodala

po 9 mL destilirane vode. Tako sem dobila 0˙002 M raztopine posamezne soli. (Za natrijev

fosfat sem dobila 0˙0002 M raztopino).

10.3.4. Četrto redčenje-priprava 0,0002M raztopine

Pripravila sem 10 mL 0˙0002 M raztopine posamezne soli. Od predhodno pripravljenih 0˙002

M raztopin sem zopet s pomočjo kapalke odmerila po 1 mL posamezne 0˙002 M raztopine

soli in jo prenesla vsako v svojo označeno čašo.


28

Vsakemu mililitru posamezne raztopine sem dodala po 9 mL destilirane vode. Tako sem

dobila 0˙0002 M raztopine posamezne soli. (Za natrijev fosfat sem dobila 0˙00002 M

raztopino).

10.4. Dokazovanje anionov

Za raztopino vsake soli sem izvedla serijo petih reakcij z različnimi molarnimi

koncentracijami.

10.4.1. Dokaz kloridnega iona Cl-

Za dokaz Cl- iona potrebujemo:

1 mL 2 M raztopine NaCl

1-2 kapljici raztopine AgNO3

vodno raztopino NH3

V epruveto sem dala 1 mL 2 M raztopine natrijevega klorida. Vanjo sem kanila 1 kapljico

srebrovega nitrata in oborini dodala še nekaj kapljic 2 M raztopine amonijaka. Postopek sem

ponovili pri raztopinah z različno molarno koncentracijo.

10.4.2. Dokaz sulfatnega iona SO42-

Za dokaz SO42-

ionov potrebujemo:

1 mL 2 M raztopine Na2SO4

1-2 kapljici raztopine BaCl2

V epruveto sem dala 1 mL 2 M raztopine natrijevega sulfata. Vanjo sem kanila 1 kapljico

raztopine barijevega klorida.

10.4.3. Dokaz fosfatnega iona PO43-

Za dokaz PO43-

potrebujemo:

1 mL 2 M raztopine Na3PO4

1-2 kapljici Mg-miksture

V epruveto sem dala 1 mL 2 M raztopine natrijevega fosfata. Vanjo sem kanila 1 kapljico

Mg-miksture.


29

10.4.4. Dokaz karbonatnega iona CO32-

Za dokaz CO32-

potrebujemo:

2 mL 2 M raztopine Na2CO3

koncentrirano H2SO4

Na urno steklo sem dala 2 mL 2 M raztopine natrijevega nitrata. Nanjo sem kanila nekaj

kapljic koncentrirane žveplove kisline.

10.4.5. Dokaz nitratnega iona NO3-

Nitratni ion sem dokazovala na dva načina.

Za dokaz NO3- potrebujemo:

1 mL 2 M raztopine NaNO3

1-2 kapljici difenilamina

železov(II) sulfat

koncentrirano H2SO4

1. Dokaz z difenilaminom

V epruveto sem dala 1 mL 2 M raztopine natrijevega nitrata. Vanjo sem kanila 1 kapljico

difenilamina.

2. Dokaz z železovim(II) sulfatom in žveplovo kislino

V epruveto sem dala 1 mL 2 M raztopine natrijevega nitrata. Vanjo sem dodala nekaj

kristalčkov FeSO4. Dobro sem premešala. Počasi, ob steni epruvete sem po kapljicah dodajala

koncentrirano žveplovo kislino.


30

11. REZULTATI

11.1. Dokaz kloridnega iona Cl-

Tabela 6: Rezultati dokazovanja kloridnega iona v raztopinah z različno molarno koncentracijo

Reagenti

NaCl(aq)

0˙0002 M 0˙002 M 0˙02 M 0˙2 M 2 M

AgNO3(aq) / / Bela oborina Bela oborina Bela oborina

NH3(aq) / / Prozorna

raztopina

Prozorna

raztopina

Prozorna

raztopina

Slika 19: Nastanek bele oborine po dodatku AgNO3(aq) v 0˙02 M raztopino

Slika 20: Nastanek prozorne raztopine po dodatku NH3(aq)


31


Tabela 7: Rezultati dokazovanja sulfatnega iona v raztopinah z različno molarno koncentracijo

Reagenti

Na2SO4(aq)

0˙0002 M 0˙002 M 0˙02 M 0˙2 M 2 M

BaCl2(aq) / Motna

raztopina

Bela oborina Bela oborina Bela oborina

Slika 21: Prozorna raztopina po dodatku BaCl2 v 0˙0002 M raztopino


32

Slika 22: Nastanek motne raztopine po dodatku BaCl2 v 0˙002 M raztopino

Slika 23: Nastanek bele borine po dodatku BaCl2 v 0˙02M, 0˙2 M in 2 M raztopino


33


Tabela 8: Rezultati dokazovanja fosfatnega iona v raztopinah z različno molarno kncentracijo

Reagent

Na3PO4(aq)

0˙00002 M 0˙0002 M 0˙002 M 0˙02 M 0˙2 M

Mg-mikstura / / / / Bela oborina

Slika 24: Nastanek bele oborine po dodatku Mg-miksture v 0,2 M raztopino


Tabela 9: Rezultati dokazovanja karbonatnega iona v raztopinah z različno molarno koncentracijo

Reagent

Na2CO3(aq)

0˙0002M 0˙002M 0˙02M 0˙2M 2M

H2SO4(konc.) / peni peni peni peni

Slika 25: Penjenje ob dodatku H2SO4(konc.) 0˙002 M raztopini


34

11.5. Dokaz nitratnega iona NO3-

Tabela 10: Rezultati dokazovanja nitratnega iona v raztopinah z različno molarno koncentracijo

Reagenti

NaNO3(aq)

0˙0002 M 0˙002 M 0˙02 M 0˙2 M 2 M

difenilamin / / Modro

obarvanje

Modro

obarvanje

Modro

obarvanje

FeSO4+ H2SO4(konc.) / / Vijolično-

rjav

obroček

Vijolično-

rjav obroček

Vijolično-rjav

obroček

Slika 26: Nastanek modre raztopine po dodatku difenilamina 0˙02 M raztopini

Slika 27: Nastanek vijolično-rjavega obročka po dodatku FeSO4 in H2SO4(konc.) 0˙02 M raztopini


35

12. RAZLAGA REZULTATOV

12.1. Dokaz kloridnega iona Cl-

Srebrov nitrat AgNO3 obarja beli amorfni srebrov klorid.

Cl- + Ag

+ ↔ AgCl(s) bela oborina

Srebrov klorid je topen v raztopini amonijaka, zaradi nastanka stabilnega diaminsrebrovega

kompleksnega iona:

AgCl(s) + 2NH3 ↔ [Ag(NH3)2]+ + Cl

- brezbarvna raztopina. [1]


Raztopina barijevega klorida BaCl2 obarja beli kristalinični barijev sulfat, ki ni topen v

kislinah:

Ba2+

+ SO42-

↔ BaSO4(s) bela oborina. [1]


Magnezijeva mikstura je mešanica magnezijevega klorida in amonijevega klorida v vodni

raztopini amoniaka. V amoniakalni raztopini reagira fosfatni(V) ion z magnezijevo miksturo.

Tvori belo kristalinično oborino amonij-magnezijevega fosfata(V) heksahidrata:

HPO42-

+ Mg2+ NH3 + 6H2O ↔ MgNH4PO4 x 6H2O (s) bela oborina. [1]


Kisline, npr. H2SO4(konc.), razkrajajo karbonate. Pri tem izhaja plin ogljikov dioksid.

Na2CO3(aq) + 2H + ↔ Na + CO2(g) + H2O penjenje. [1]

12.5. Dokaz nitratnega iona NO3-

Majhne koncentracije nitrata(V) dokažemo z difenilaminom. Na stični površini nitrata in

difenilamina nastane moder obroč.

V raztopini nitrata daje kristal železovega(II) sulfata na stični površini s koncentrirano

žveplovo kislino vijolično-rjav obroč.

NO3- + 3Fe

2+ + 4H

+ ↔ 3Fe

3+ + NO + 2H2O

Fe2+

+ NO ↔ Fe(NO)2+

. [1]


36

13. SKLEPI

Po pregledu literature in izvedbi eksperimentalnega dela, sem prišla do naslednjih zaključkov.

Na stopnji obravnave učnega sklopa kislin, baz in soli v osnovnih šolah, imajo učenci že

pridobljeno potrebno predznanje o kemijskih spremembah in reakcijah. Po pregledu literature

in učnega načrta za kemijo v osnovnih šolah, bi glede na namen diplomskega dela, prekrila

naslednje cilje učnega načrta: učenci z uporabo indikatorjev razlikujejo med kislimi,

bazičnimi in nevtralnimi snovmi, uporabljajo pH-lestvico kot merilo za oceno kislosti in

(bazičnosti) raztopin, opredelijo pojme raztopine, topnost snovi, koncentracija.

V knjigah, učbenikih, delovnih zvezkih in priročnikih za učitelje, lahko najdemo številne

eksperimente in metode za določanje kislin. Največkrat omenjena in za učence najprimernejša

je uporaba lakmusa, ki je cenovno sprejemljiv in nepogrešljiv pripomoček na vsaki osnovni

šoli. Če imamo na voljo, lahko uporabimo tudi indikator metiloranž, sicer ga omenimo samo

teoretično. V nekaterih učbenikih ali na spletu imamo tudi recepturo za pripravo naravnega

univerzalnega indikatorja iz rdečega zelja. Tako ga lahko vsak učitelj pripravi sam, saj je

postopek enostaven in poceni. Učenci lahko uporabijo tudi pH-lističe, vendar jih pri tem

opozorimo, da z njimi ravnajo varčno ali jim namenimo določeno število pH-lističev.

Glede na to, da so anorganske kisline s katerimi rokujemo v laboratorijih nevarne, je

pomembno, da za eksperimentiranje učencem pripravimo kisle raztopine iz vsakdanjega

življenja, ki ne predstavljajo nobene nevarnosti. Poleg tega so lahko in cenovno dostopne.

Učence vedno opozorimo na pravilno rabo in zaščito.

Cilj, ki ga učni načrt za kemijo v osnovnih šolah ne prekriva in ga obravnavam v svojem

diplomskem delu pa je, dokaz prisotnosti določene anorganske kisline oziroma njenega

aniona, s pomočjo vidne spremembe. Po izvedbi eksperimentalnega dela in pregledu

literature, sem mnenja, da bi v osnovnih šolah lahko izvajali tovrstne poskuse pri rednem

pouku ali izbirnem predmetu, poskusi v kemiji. Pomembno je, da učence razdelimo v manjše

skupine nad katerimi imamo pregled, če učenci eksperimentirajo samostojno. Učence vedno

opozorimo na varnost in zaščito. Eksperimente pa lahko izvedemo tudi demonstracijsko.

Eksperimenti so izvedljivi v eni šolski uri.

Najbolje, da raztopine in reagente predhodno pripravimo učitelji sami, saj bi v nasprotnem

primeru prihajalo do zmede in prevelike porabe časa. Za varnejše delo je najbolje, da

raztopine pripravimo iz soli z ekvivalentnimi anioni, kot sem to naredila jaz.


37

Učence opozorimo na to, da dokazujemo anione in posledično določeno kislino. Mislim, da bi

eksperimente za dokaz kloridnih in sulfatnih ionov lahko izvajali pri pouku v osnovnih šolah,

saj so reagenti dostopni in je eksperimentiranje z njimi varno. Pri dokazovanju karbonatnih

ionov rokujemo s koncentrirano žveplovo kislino, zato je bolje, da poskus izvede učitelj.

Nekoliko bolj zapleteno je dokazovanje fosfatnih in nitratnih ionov. Predvsem iz vidika

varnosti in dostopnosti reagentov.

Razlage reakcij so po mojem mnenju za osnovnošolce nekoliko prezapletene. Dovolj je, da

učenci vedno, da je potekla kemijska reakcija, ker je nastala oborina ali plin. Vedo kaj so

oborine in zakaj nastanejo. Učencem lahko podamo razlago, in enačbe kemijskih reakcij,

vendar od njih ne zahtevamo in pričakujemo, da bi znali povedati s katerim reagentom smo

določili katero izmed kislin. Zahtevamo le splošno znanje, barvo oborine pri določeni kislini

in mogoče najbolj splošen primer reakcije za dokaz kloridnega iona. Vse ostalo, po mojem

mnenju pustimo za srednje šole.


38

14. LITERATURA

[1.] Avsec, H., & Francetič, V. (1897). Kvalitativna analiza anorganskih spojin. Ljubljana:

Državna založba Slovenije.

[2.] Bukovec, N., & Brenčič, J. (2004). Kemija za gimnazije 1-učbenik. Ljubljana: DZS.

[3.] Devetak, I., & Perdih, F. (2012). Kemija 1: učbenik za kemijo v 1. letniku gimnazij.

Ljubljana: Mladinska knjiga.

[4.] Glažar, S. A., Godec, A., Vrtačnik, M., & Wissiak Grm, K. (2005). Moja prva kemija

2: kemija za 9. razred osnovne šole. Ljubljana: Modrijan.

[5.] Godec, A., & Leban, I. (2010). Kemijske reakcije: učbenik za kemijo v gimnaziji.

Ljubljana: Modrijan.

[6.] Kač, M. (2004). Leksikon kemija. Tržič: Učila international

[7.] Lazarini, F., & Brenčič, J. (1992). Splošna in anorganska kemija. Ljubljana: DZS.

[8.] Pihlar, B. (2000). Osnove analizne kemije: zapiski predavanj, I. del. Ljubljana:

Katedra za analizno kemijo Univerza v Ljubljani.

[9.] WIKIPEDIA: Klorovodikova kislina. (9.4.2013). Ljubljana: tehniška založba

Slovenije. Pridobljeno 8.8.2013 s svetovnega spleta:

http://sl.wikipedia.org/wiki/Klorovodikova_kislina.

[10.] WIKIPEDIA: Seznam stavkov R. (11.3.2013). Pridobljeno 8.8.2013 s

svetovnega spleta: http://sl.wikipedia.org/wiki/Seznam_stavkov_R.

[11.] WIKIPEDIA: Žveplova kislina. (8.3.2013). Pridobljeno 8.8.2013 s svetovnega

spleta: http://sl.wikipedia.org/wiki/%C5%BDveplova_kislina.

[12.] WIKIPEDIA: Fosforna kislina. (26.4.2013). Pridobljeno 8.8.2013 s svetovnega

spleta: http://sl.wikipedia.org/wiki/Fosforna_kislina

[13.] WIKIPEDIA: Ogljikova kislina. (9.3.2013). Pridobljeno 8.8.2013 s svetovnega

spleta: http://sl.wikipedia.org/wiki/Ogljikova_kislina

[14.] WIKIPEDIA: Dušikova kislina. (9.3.2013). Pridobljeno 8.8.2013 s svetovnega

spleta: http://sl.wikipedia.org/wiki/Du%C5%A1ikova_kislina

[15.] WIKIPEDIA: Chloride. (15.8.2013). Pridobljeno 20.8.2013 s svetovnega

spleta: http://en.wikipedia.org/wiki/Chloride

[16.] WIKIPEDIA: Sulfat. (12.3.2013). Pridobljeno 20.8.2013 s svetovnega spleta:

http://sl.wikipedia.org/wiki/Sulfat

[17.] WIKIPEDIA: Fosfat. (18.4.2013). Pridobljeno 20.8.2013 s svetovnega spleta:

http://bs.wikipedia.org/wiki/Fosfat

http://sl.wikipedia.org/wiki/Klorovodikova_kislina

http://sl.wikipedia.org/wiki/Seznam_stavkov_R

http://sl.wikipedia.org/wiki/%C5%BDveplova_kislina

http://sl.wikipedia.org/wiki/Fosforna_kislina

http://sl.wikipedia.org/wiki/Ogljikova_kislina

http://sl.wikipedia.org/wiki/Du%C5%A1ikova_kislina

http://en.wikipedia.org/wiki/Chloride

http://sl.wikipedia.org/wiki/Sulfat

http://bs.wikipedia.org/wiki/Fosfat


39

[18.] WIKIPEDIA: Karbonat. (16.4.2013). Pridobljeno 20.8.2013 s svetovnega

spleta: http://sl.wikipedia.org/wiki/Karbonat

[19.] WIKIPEDIA: Nitrat. (16.4.2013). Pridobljeno 20.8.2013 s svetovnega spleta:

http://sl.wikipedia.org/wiki/Nitrat

[20.] E-KEMIJA: pH lestvica. (september 2008). Pridobljeno 21.8.2013 s

svetovnega spleta: http://www.kii3.ntf.uni-lj.si/e-kemija/

[21.] WIKIPEDIA: metiloranž. (19.4.2013). Pridobljeno 20.8.2013 s svetovnega

spleta: http://bs.wikipedia.org/wiki/Metil_oran%C5%BE

[22.] ZELENI ŠKRAT: Rdeče zelje v akciji. (17.5.2005). Ljubljana: Katedra za

botaniko. Pridobljeno 21.8.2013 s svetovnega spleta:

http://botanika.biologija.org/zeleni-skrat/poskusi_sam/rdece_zelje.htm

[23.] WIKIPEDIA: Kemijska reakcija. (9.3.2013). Pridobljeno 20.8.2013 s

svetovnega spleta: http://sl.wikipedia.org/wiki/Kemijska_reakcija

[24.] E-KEMIJA: Kemijska reakcija je sprememba. (september 2008). Pridobljeno

21.8.2013 s svetovnega spleta: http://www.kii3.ntf.uni-lj.si/e-kemija/

http://sl.wikipedia.org/wiki/Karbonat

http://sl.wikipedia.org/wiki/Nitrat

http://www.kii3.ntf.uni-lj.si/e-kemija/

http://bs.wikipedia.org/wiki/Metil_oran%C5%BE

http://botanika.biologija.org/zeleni-skrat/poskusi_sam/rdece_zelje.htm

http://sl.wikipedia.org/wiki/Kemijska_reakcija

http://www.kii3.ntf.uni-lj.si/e-kemija/

univerza v ljubljani -...

Documents