KVALITATIVNI TESTI ZA DOLOČANJE ANORGANSKIH KISLIN

PEDAGOŠKA FAKULTETA

KIM MUNIH

KVALITATIVNI TESTI ZA DOLOČANJE ANORGANSKIH KISLIN

DIPLOMSKO DELO

LJUBLJANA, 2013

PEDAGOŠKA FAKULTETA

DVOPREDMETNI UČITELJ BIOLOGIJA-KEMIJA

KIM MUNIH

MENTOR: DOC. DR. DRAGO KOČAR

KVALITATIVNI TESTI ZA DOLOČANJE ANORGANSKIH KISLIN

DIPLOMSKO DELO

LJUBLJANA, 2013

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

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

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

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

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 CO₃^2- ... 29

10.4.5. Dokaz nitratnega iona NO3- ... 29

11. REZULTATI ... 30

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

11.2. Dokaz sulfatnega iona SO₄^2- ... 31

11.3. Dokaz fosfatnega iona PO43- ... 33

11.4. Dokaz karbonatnega iona CO₃^2- ... 33

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

12. RAZLAGA REZULTATOV ... 35

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

12.2. Dokaz sulfatnega iona SO₄^2- ... 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

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

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

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 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]

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) + SO42-

(aq) SO42-

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 SO42-

(aq) ione. V vodni raztopini žveplove(VI) kisline so torej prisotni ioni H⁺, HSO4-

in SO42-

. 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]

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) + HPO42-

(aq) HPO42-

(aq) hidrogenfosfatni(V) ion HPO42-

(aq) ↔ H⁺(aq) + PO43-

(aq) PO43-

(aq) fosfatni(V) ion V vodni raztopini fosforjeve(V) kisline so prisotni H⁺, H2PO4-

, HPO42-

, PO43-

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]

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)+ CO32-

(aq) CO32-

(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]

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]

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 PO₄^3- 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 Rdečerumeno

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 vsebujeS^2-) s kislinami

CO2 Katerikoli karbonat (sol, ki vsebuje CO32-

) s kislinami

SO₂ Katerikoli sulfat(IV) (sol, ki vsebuje SO₃^2-) 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:

t^T = 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, CO₃^2- Vsi karbonati, razen tistih iz 1. skupine PSE in (NH4)2CO3

Sulfati(IV), SO₃^2- Vsi sulfati(IV), razen tistih iz 1. skupine PSE in (NH₄)₂SO₃

Fosfati(V), PO₄^3- 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 SO4^2- 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 CO₃^2- 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

11.2. Dokaz sulfatnega iona SO

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

11.3. Dokaz fosfatnega iona PO

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 CO

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 NO

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]

12.2. Dokaz sulfatnega iona SO

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 PO

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:

HPO₄^2- + Mg₂+ NH₃ + 6H₂O ↔ MgNH₄PO₄ x 6H₂O (s) bela oborina. [1]

12.4. Dokaz karbonatnega iona CO

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 NO

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-

+ 3Fe²⁺ + 4H⁺ ↔ 3Fe³⁺ + 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

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/