UNIVERZA V LJUBLJANI -...
Transcript of 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
12.2. Dokaz sulfatnega iona SO42-
.................................................................................. 35
12.3. Dokaz fosfatnega iona PO43-
.................................................................................. 35
12.4. Dokaz karbonatnega iona CO32-
............................................................................. 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]
Univerza v Ljubljani – Pedagoška fakulteta Kim Munih: Diplomsko delo
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]
Univerza v Ljubljani – Pedagoška fakulteta Kim Munih: Diplomsko delo
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]
Univerza v Ljubljani – Pedagoška fakulteta Kim Munih: Diplomsko delo
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]
Univerza v Ljubljani – Pedagoška fakulteta Kim Munih: Diplomsko delo
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
Splošne značilnosti in uporaba:
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]
Univerza v Ljubljani – Pedagoška fakulteta Kim Munih: Diplomsko delo
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]
Nevarnosti, varnost in zaščita
Slika 4: Korozivno Slika 5: Strupeno
Slika 6: Okolju nevarno Slika 7: Oksidativno
OPOZORILNI STAVKI (R)
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]
Univerza v Ljubljani – Pedagoška fakulteta Kim Munih: Diplomsko delo
7
2.5.3. Fosforjeva(V) kislina
Splošne značilnosti in uporaba:
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]
Nevarnosti, varnost in zaščita
Slika 8: Korozivno
OPOZORILNI STAVKI (R)
R34 Povzroča 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. [12]
Univerza v Ljubljani – Pedagoška fakulteta Kim Munih: Diplomsko delo
8
2.5.4. Ogljikova(IV) kislina
Splošne značilnosti in uporaba:
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
Splošne značilnosti in uporaba:
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]
Univerza v Ljubljani – Pedagoška fakulteta Kim Munih: Diplomsko delo
9
Nevarnosti, varnost in zaščita
Slika 9: Korozivno Slika 10: Oksidativno
OPOZORILNI STAVKI (R)
R35 Povzroča hude opekline.
OBVESTILNI STAVKI (S)
S1/2 Hraniti zaklenjeno izven dosega otrok.
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]
Univerza v Ljubljani – Pedagoška fakulteta Kim Munih: Diplomsko delo
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]
Univerza v Ljubljani – Pedagoška fakulteta Kim Munih: Diplomsko delo
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]
Univerza v Ljubljani – Pedagoška fakulteta Kim Munih: Diplomsko delo
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]
Univerza v Ljubljani – Pedagoška fakulteta Kim Munih: Diplomsko delo
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
Univerza v Ljubljani – Pedagoška fakulteta Kim Munih: Diplomsko delo
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
Univerza v Ljubljani – Pedagoška fakulteta Kim Munih: Diplomsko delo
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
Univerza v Ljubljani – Pedagoška fakulteta Kim Munih: Diplomsko delo
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]
Univerza v Ljubljani – Pedagoška fakulteta Kim Munih: Diplomsko delo
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]
Univerza v Ljubljani – Pedagoška fakulteta Kim Munih: Diplomsko delo
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]
Univerza v Ljubljani – Pedagoška fakulteta Kim Munih: Diplomsko delo
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
Univerza v Ljubljani – Pedagoška fakulteta Kim Munih: Diplomsko delo
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]
Univerza v Ljubljani – Pedagoška fakulteta Kim Munih: Diplomsko delo
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
Univerza v Ljubljani – Pedagoška fakulteta Kim Munih: Diplomsko delo
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]
Univerza v Ljubljani – Pedagoška fakulteta Kim Munih: Diplomsko delo
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]
Univerza v Ljubljani – Pedagoška fakulteta Kim Munih: Diplomsko delo
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
Univerza v Ljubljani – Pedagoška fakulteta Kim Munih: Diplomsko delo
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
Univerza v Ljubljani – Pedagoška fakulteta Kim Munih: Diplomsko delo
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.
Univerza v Ljubljani – Pedagoška fakulteta Kim Munih: Diplomsko delo
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.
Univerza v Ljubljani – Pedagoška fakulteta Kim Munih: Diplomsko delo
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.
Univerza v Ljubljani – Pedagoška fakulteta Kim Munih: Diplomsko delo
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.
Univerza v Ljubljani – Pedagoška fakulteta Kim Munih: Diplomsko delo
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)
Univerza v Ljubljani – Pedagoška fakulteta Kim Munih: Diplomsko delo
31
11.2. Dokaz sulfatnega iona SO42-
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
Univerza v Ljubljani – Pedagoška fakulteta Kim Munih: Diplomsko delo
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
Univerza v Ljubljani – Pedagoška fakulteta Kim Munih: Diplomsko delo
33
11.3. Dokaz fosfatnega iona PO43-
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
11.4. Dokaz karbonatnega iona CO32-
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
Univerza v Ljubljani – Pedagoška fakulteta Kim Munih: Diplomsko delo
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
Univerza v Ljubljani – Pedagoška fakulteta Kim Munih: Diplomsko delo
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]
12.2. Dokaz sulfatnega iona SO42-
Raztopina barijevega klorida BaCl2 obarja beli kristalinični barijev sulfat, ki ni topen v
kislinah:
Ba2+
+ SO42-
↔ BaSO4(s) bela oborina. [1]
12.3. Dokaz fosfatnega iona PO43-
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]
12.4. Dokaz karbonatnega iona CO32-
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]
Univerza v Ljubljani – Pedagoška fakulteta Kim Munih: Diplomsko delo
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.
Univerza v Ljubljani – Pedagoška fakulteta Kim Munih: Diplomsko delo
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.
Univerza v Ljubljani – Pedagoška fakulteta Kim Munih: Diplomsko delo
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
Univerza v Ljubljani – Pedagoška fakulteta Kim Munih: Diplomsko delo
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/