VAJE IZ SPLOŠNE KEMIJE za študente študijskega programa Gozdarstvo in obnovljivi gozdni viri Avtorici Marija Zupančič, Nives Kitanovski Strokovni pregled Romana Cerc Korošec, Franc Perdih Oblikovanje in prelom Marija Zupančič, Darko Kokot Naslovnica Darko Kokot Urednica založbe Barbara Modec © (2025) Univerza v Ljubljani, Fakulteta za kemijo in kemijsko tehnologijo Založila Univerza v Ljubljani, Fakulteta za kemijo in kemijsko tehnologijo Za založbo prof. dr. Andreja Žgajnar Gotvajn Izdaja 1. spletna izdaja Ljubljana, 2025 Vse pravice pridržane. To delo je objavljeno pod licenco Creative Commons Priznanje avtorstva-Nekomercialno 4.0 Mednarodna (CC BY-NC 4.0). Licenca dovoljuje nekomercialno uporabo, kopiranje in razširjanje vsebin v kakršnemkoli mediju in obliki, pri čemer mora biti vir ustrezno naveden (© (2025) Univerza v Ljubljani, Fakulteta za kemijo in kemijsko tehnologijo). Kopija licence se nahaja na sledeči povezavi: https://creativecommons.org/licenses/by-nc/4.0/deed.sl. Gradivo dostopno (URL): https://fkkt.uni-lj.si/fileadmin/user_upload/o_fakulteti/e_gradiva/ Vaje_iz_splosne_kemije-GOGV-2025-Zupancic-Kitanovski.pdf Kataložni zapis o publikaciji (CIP) pripravili v Narodni in univerzitetni knjižnici v Ljubljani COBISS.SI-ID 240138499 ISBN 978-961-7078-56-5 (PDF) Vaje iz splošne kemije za študente študijskega programa Gozdarstvo in obnovljivi gozdni viri Marija Zupančič, Nives Kitanovski Ljubljana, 2025 Predgovor k prvi izdaji Učno gradivo, ki ga imate pred seboj, je vsebinsko prilagojeno praktičnemu delu pri predmetu Splošna kemija na univerzitetnemu študijskemu programu Gozdarstvo in obnovljivi gozdni viri Biotehnične fakultete v Ljubljani. Namen praktičnega dela tega predmeta je, da študenti pridobijo osnovne praktične spretnosti v laboratoriju ter usvojijo osnove kemijskega računanja (stehiometrija). V uvodnem delu gradiva so zajeti splošni napotki za delo v laboratoriju in obveznosti študentov ter red v laboratoriju. Sledi slikovni pregled osnovnega laboratorijskega inventarja, poglavje o merskih enotah ter osnove kemijske nomenklature (poimenovanja spojin). Celotna snov, ki je zajeta v praktičnem delu, je združena v osmih laboratorijskih vajah. V uvodu posamezne vaje so na kratko predstavljene teoretične vsebine, ki so predpogoj za razumevanje praktičnega dela te vaje in so se študenti predhodno z njimi že srečali na predavanjih predmeta Splošna kemija. Posamezna vaja je razdeljena na več eksperimentalnih nalog, ki jih študenti sami izvedejo v laboratoriju. Eksperimentalnim nalogam vaje sledi poglavje z računskimi nalogami, ki so namenjene utrjevanju poznavanja osnov kemijskega računanja. Avtorici se zahvaljujeva recenzentoma prof. dr. Romani Cerc Korošec in prof. dr. Francu Perdihu za skrben pregled pričujočega dela ter izvajalcem praktičnega dela vaj za vse konstruktivne predloge k njegovi izboljšavi. Posebno zahvalo za vse predano znanje in spodbude pa izrekava tudi prof. dr. Primožu Šegedinu, dolgoletnemu predavatelju tega predmeta. Ljubljana, september 2025 Kazalo Uvod ........................................................................................................ 1 Splošni napotki in obveznosti študentov ................................................ 1 Red v laboratoriju ................................................................................... 1 Najpogostejši laboratorijski inventar ..................................................... 3 Merske enote .......................................................................................... 5 Osnove kemijske nomenklature ..............................................................9 Elementi .........................................................................................9 Spojine ...........................................................................................9 Formule kemijskih spojin .........................................................9 Imena kemijskih spojin ........................................................... 10 1. vaja: Osnovni kemijski pojmi. Kemijska reakcija in njena enačba. .. 15 Teoretične osnove ........................................................................ 15 Eksperimentalna naloga 1 ............................................................ 19 Računske naloge ........................................................................... 22 2. vaja: Raztopine. Topnost. ................................................................. 27 Teoretične osnove ........................................................................ 27 Eksperimentalna naloga 1 ............................................................ 34 Računske naloge ........................................................................... 36 3. vaja: Elektroliti. Trdota vode. ........................................................... 41 Teoretične osnove ........................................................................ 41 Eksperimentalna naloga 1 ........................................................... 44 Eksperimentalna naloga 2 ............................................................ 45 Računske naloge ........................................................................... 47 4. vaja: Protolitska ravnotežja in pH raztopin ..................................... 51 Teoretične osnove ........................................................................ 51 Eksperimentalna naloga 1 ............................................................ 55 Računske naloge ........................................................................... 57 5. vaja: Topnostni produkt. Amfoternost. ............................................ 61 Teoretične osnove ........................................................................ 61 Eksperimentalna naloga 1 ............................................................ 63 Eksperimentalna naloga 2 ............................................................ 65 Računske naloge .......................................................................... 68 6. vaja: Nekatere lastnosti rastlinskih pigmentov ............................... 71 Teoretične osnove ........................................................................ 71 Eksperimentalna naloga 1 ............................................................ 75 Eksperimentalna naloga 2 ............................................................ 77 Eksperimentalna naloga 3 ............................................................ 79 7. vaja: Hitrost kemijske reakcije .........................................................83 Teoretične osnove ........................................................................83 Eksperimentalna naloga 1 ............................................................85 8. vaja: Redoks reakcije ....................................................................... 89 Teoretične osnove ....................................................................... 89 Eksperimentalna naloga 1 ............................................................ 93 Eksperimentalna naloga 2 ............................................................ 95 Eksperimentalna naloga 3 ............................................................ 97 Računske naloge ......................................................................... 100 Dodatek ............................................................................................... 103 Literaturni viri ........................................................................... 105 Periodni sistem elementov ......................................................... 107 Uvod Uvod V uvodnem delu se seznanimo s splošnimi napotki za red v laboratoriju, osnovnim laboratorijskim priborom, merskimi enotami in osnovami kemijske nomenklature. 1 Uvod Splošni napotki in obveznosti študentov Vsebino in potek posameznih eksperimentalnih vaj ter osnove kemijskega računanja, ki je vsebinsko vezano na posamezno vajo, bodo študenti spoznali na uvodnih seminarjih pred vajo. Pred samostojno praktično izvedbo vaje se bodo študenti v laboratoriju seznanili z laboratorijskim inventarjem in z različnimi metodami eksperimentalnega dela. Za izvedbo nekaterih eksperimentalnih nalog mora študent predhodno izračunati zahtevane količine. Ker je učno gradivo za vaje oblikovno in vsebinsko mišljeno kot delovni zvezek, študent vsa opažanja, meritve, izračune in rezultate nalog beleži neposredno v gradivo. Meritve naj bodo zapisane na toliko zanesljivih mest, kot to omogoča analitska metoda oz. merilni pripomoček (natančnost). Pri računskih nalogah morajo biti vpisane enote fizikalnih veličin in potek reševanja nalog. Študenti izpolnjena gradiva (poročila) po vsaki vaji oddajo asistentu v skladu z dogovorom o načinu predaje. Asistent poročila vaj pregleda in po potrebi zahteva popravke. Praktičen del laboratorijskih vaj je zaključen z opravljenimi eksperimentalnimi vajami in urejenimi poročili vaj. Red v laboratoriju Pred začetkom praktičnega dela v laboratoriju bo študent seznanjen z varstvom pri delu. Opravljeno usposabljanje za varno delo, uspešno opravljen test iz varnosti in zdravja pri delu ter izpolnjena podpisana izjava so predpogoj za vstop v kemijski laboratorij. V izjavi študent potrjuje, da so mu pravila varnega dela na UL FKKT znana in jasna ter da jih je dolžan v celoti upoštevati in se po njih ravnati, da z njihovim neupoštevanjem ne bo ogrožal varnosti sebe in drugih v prostorih fakultete. Pri samostojnem delu v laboratoriju mora študent dosledno upoštevati laboratorijski red in navodila asistenta. Študenti morajo nositi zaščitne halje, zaščitna očala, spete dolge lase, spredaj zaprto obuvalo in po potrebi/želji rokavice. V laboratoriju je dovoljeno izvajati le predpisane poskuse. Uživanje hrane in pijače v laboratoriju je strogo prepovedano. V PRIMERU KAKRŠNEKOLI NEZGODE ALI POŠKODBE MORA ŠTUDENT NEMUDOMA OBVESTITI ASISTENTA. Po končanih vajah mora študent pospraviti svoj delovni prostor. Vsako odsotnost z vaje in uvodnega seminarja mora študent opravičiti s primernim opravičilom (npr. zdravniškim spričevalom). Vajo, ki jo študent zaradi opravičljivih razlogov ni opravil, mora po dogovoru z asistentom opraviti naknadno. 1 Uvod Najpogostejši laboratorijski inventar urno steklo epruveta steklena palčka kapalka terilnica s pestilom izparilnica čaša stekleni lij Büchnerjev lij erlenmajerica s erlenmajerica z presesalna buča širokim vratom ozkim vratom mufa z prižema mufa obročem puhalka 3 Uvod keramični trikotnik lesene klešče za epruvete trinožno stojalo in grelna mrežica merilni valj merilna bučka bireta merilna pipeta polnilna pipeta (žogica za pipetiranje) stojalo za epruvete Bunsenov gorilnik propipeta 4 Uvod Merske enote Mednarodni urad za uteži in mere (fran. Bureau international des poids et mesures) je bil ustanovljen leta 1875 s t.i. metrsko konvencijo, ki jo je takrat podpisalo 17 držav. Trenutno je držav podpisnic metrske konvencije že 64, med njimi tudi Republika Slovenija, pridruženih članic pa je 37. Naloga te mednarodne organizacije je vzdrževanje mednarodnega sistema enot SI (fran. Systéme international d'unites) in skrb za skladnost merskih enot na mednarodni ravni. V Republiki Sloveniji izražanje merilnih rezultatov in vrednosti fizikalnih veličin z enotami mednarodnega sistema enot SI trenutno določata Zakon o meroslovju (Uradni list RS, št. 22/00, 86/04, 26/05) in Odredba o merskih enotah (Uradni list RS, št. 26/01, 109/09, 80/19). Za vzpostavitev, upravljanje in vzdrževanje nacionalne meroslovne infrastrukture skrbi Urad RS za meroslovje (MIRS). V mednarodnem sistemu enot SI poznamo osnovne enote SI, izpeljane enote SI in predpone SI, s katerimi so zabeleženi desetiški mnogokratniki in delitelji enot SI. Poleg tega določa tudi enote, ki so še sprejemljive za uporabo s sistemom enot SI (posebne dovoljene enote), in enote, katerih uporaba s sistemom enot SI ni sprejemljiva (merske enote izven SI). V sistemu SI obstaja sedem osnovnih veličin z ustreznimi osnovnimi enotami. Vsaka osnovna enota je ustrezno definirana. Od maja 2019 nobena izmed enot ni več določena z materializirano mero, temveč so vse definirane prek naravnih konstant, ki so v nam znanem vesolju povsod enake. Spremembe so bile narejene tako, da se vrednosti novo definiranih enot SI niso spremenile glede na vrednosti, ki so veljale do sprejetja redefinicije. veličina enota ime simbol ime simbol dolžina l meter m masa m kilogram kg čas t sekunda s električni tok I amper A termodinamska temperatura T kelvin K množina snovi n mol mol svetilnost Iv kandela cd Iz osnovnih veličin lahko izpeljemo sestavljene veličine. Izpeljana veličina in ustrezna izpeljana merska enota sta enolično določeni z definicijsko enačbo. Nekatere izpeljane enote SI: ime veličina enota izraženo definicijska z drugimi z osnovnimi simbol enačba ime simbol enotami SI enotami SI sila F F = m · a newton N kg m s−2 tlak = F p p S pascal Pa N m−2 kg m−1 s−2 delo A = F · l A joule J N m kg m2 s−2 moč A − P P = watt W t J s1 kg m2 s−3 molska masa M = m M n g mol−1 temperatura stopinja t po Celziju 1) t = T − 273,15 K °C Celzija 1) 0 Temperatura po Celziju t je opredeljena kot razlika t = T – T med dvema termodinamskima temperaturama T in T0, pri čemer je T0 = 273,15 K. Interval ali razliko v temperaturi je mogoče izraziti bodisi v kelvinih bodisi v stopinjah Celzija. Enota »stopinja Celzija« je enakovredna enoti »kelvin« 5 Uvod Poleg osnovnih in izpeljanih enot v mednarodnem sistemu enot uporabljamo tudi desetiške mnogokratnike in delitelje enot SI, ki jih zapišemo s predponami SI. Pri zapisu med predpono in enoto SI ni presledka. ime simbol faktor ime simbol faktor deka 1 −1 da 10 deci d 10 hekto h 102 centi c 2 10 − kilo 3 −3 k 10 mili m 10 mega 6 −6 µ M 10 mikro 10 giga G 109 nano n 10−9 tera T 1012 piko p 10−12 peta 15 −15 P 10 femto f 10 eksa E 1018 ato a −18 10 zeta Z 1021 zepto z 10−21 jota 24 −24 Y 10 jokto y 10 V mednarodnem sistemu enot SI je poleg navedenih merskih enot dovoljeno uporabljati tudi nekatere posebne dovoljene merske enote SI. Med njimi so tudi: veličina enota pomen ime simbol ime simbol prostornina V liter l ali L 1 L = 1 dm3 = 10−3 m3 masa m tona t 1 t = 1 Mg = 103 kg tlak 5 p bar bar 1 bar = 10 Pa revolucija 1 revolucija = 2π rad gon, grad gon 1 gon = (π/200) rad ravninski kot (kotna) stopinja ° 1° = (π/180) rad (kotna) minuta ' 1' = (π/10 800) rad (kotna) sekunda '' 1'' = (π/648 000) rad minuta min 1 min = 60 s čas t ura h 1 h = 3 600 s dan d 1 d = 86 400 s 6 Uvod Pri laboratorijskem delu in v industriji pa se srečamo z merilniki, ki vsebujejo tudi enote izven SI, ki se z Odredbo o merskih enotah smejo uporabljati le tako, da so navedene v oklepaju za zapisom dovoljenih enot. Tu so zbrane nekatere najpogostejše: veličina enota pretvorba v SI ime simbol ime simbol palec, cola1) in 1 in. = 25,4 mm dolžina l čevelj1) ft 1 ft = 0,3048 m milja1) mi 1 mi = 1 609,344 m navtična milja nmi 1 nmi = 1 852 m prostornina V 2) galon 1) 3 gal 1 gal = 4,54609 dm sodček bbl 1 bbl = 158,987 dm3 moč P konjska moč KM 1 KM = 745,7 W masa m unča3) oz. 1 oz. = 28,34952 g funt 4) lb 1 lb = 0,4535924 kg sila F kilopond kp 1 kp = 9,80665 N tehn. atm. at 1 at = 98066,5 Pa tlak fiz. atm. atm 1 atm = 101325 Pa P mm Hg, torr mm Hg 1 mm Hg = 133,322 Pa mm H2O mm H2O 1 mm H2O = 9,807 Pa toplota Q kalorija cal 1 cal = 4,1840 J 1) Imperialne enote oziroma anglosaški merski sistem, ki se je uporabljal (se še uporablja) v Združenem kraljestvu in njegovih kolonijah 2) Sodček surove nafte 3) Unča za drage kovine in zdravila je enaka 31,10348 g 4) Funt za drage kovine in zdravila je enak 0,3732417 kg 7 Uvod Osnove kemijske nomenklature Zaradi potrebe po enotnem poimenovanju elementov in spojin so se kemiki dogovorili za enotno kemijsko poimenovanje ali nomenklaturo. Pravila je sprejela Mednarodna zveza za čisto in uporabno kemijo (IUPAC − v zadnji obliki leta 2005). V nadaljevanju je s pomočjo značilnih zgledov podan povzetek najvažnejših pravil anorganske kemijske nomenklature. Elementi Kemijski elementi imajo imena in simbole. Imena izhajajo pretežno iz prvotnih latinskih ali grških imen za snovi. Imena spojin tvorimo iz osnov latinskih imen. Simbol elementa ima eno ali dve črki, izpeljani iz latinskega imena. Za imena alotropskih modifikacij elementov, ki so sestavljene iz molekul, navajamo število atomov v molekuli z grškim števnikom, strukturo pa označimo s predpono. Primeri: IUPAC ime trivialno ime O − kisik atomarni kisik O2 − dikisik kisik O3 − trikisik ozon S8 − ciklo-oktažveplo λ-žveplo Sx − katena-poližveplo μ-žveplo, plastično žveplo Spojine Formule kemijskih spojin S formulo najpogosteje in najbolj nedvoumno predstavimo neko spojino. Formule so zlasti pomembne pri pisanju kemijskih enačb. V besedilih praviloma ne uporabljamo formul, ampak imena spojin. SPOJINE ionsko zgrajene molekulsko zgrajene KATION ANION MOLEKULE Empirična (enostavna) formula je najenostavnejši način izražanja kemijske sestave spojine. V formuli pišemo simbole elementov drugega za drugim, število atomov označimo spodaj za simbolom, v primeru atomskih skupin pa za oklepajem, ki označuje atomsko skupino. V formuli navedemo bolj pozitivni del (kation) na prvem mestu. Primeri: NaCl, Cl2O, LiF, MgSO4, H2O, Fe2O3, Cd(NO3)2, Cr2(SO4)3 Kadar je spojina zgrajena iz molekul, moramo uporabljati molekulsko (pravo) formulo, to je formulo, ki je v skladu z molsko maso spojine. Primeri: P4O10, S2Cl2, Mo2(CH3COO)4 Prostorski razpored atomov v molekuli lahko označimo s strukturno formulo. 9 Uvod Imena kemijskih spojin Imena binarnih spojin (spojin, ki so sestavljene iz dveh elementov) Pravila: a) Najprej imenujemo kation oziroma bolj pozitivni del spojine, ki dobi pridevniško obrazilo -ov ali -ev. b) Nato imenujemo anion ali bolj negativni del spojine, ki dobi pripono-id. c) Številčno razmerje med atomi lahko podajamo na tri načine: ⇒ z grškimi števniki (mono, di, tri, tetra, penta, heksa, hepta, okta, nona, deka, undeka, dodeka …) ⇒ z oksidacijskim številom (Stockov način) kationa oziroma bolj pozitivnega elementa (oksidacijsko število označimo z rimsko številko v okroglem oklepaju takoj − brez presledka − za imenom elementa) ⇒ z navedbo naboja kationa (Ewens-Bassettov način) Oznako oksidacijskega števila z rimsko številko lahko izpustimo, če ima kation samo eno možno oksidacijsko število. Enako velja tudi v primeru najvišjega (oziroma najstabilnejšega) oksidacijskega števila centralnega atoma. Primeri: formula ime spojine KCl kalijev klorid CO ogljikov oksid (ogljikov monoksid) CO2 ogljikov dioksid N2O didušikov oksid NO dušikov oksid (dušikov monoksid) N2O5 didušikov pentaoksid FeCl2 železov diklorid ali železov(II) klorid ali železov(2+) klorid FeCl3 železov triklorid ali železov(III) klorid ali železov(3+) klorid WBr4 volframov tetrabromid ali volframov(IV) bromid ali volframov(4+) bromid MoCl6 molibdenov heksaklorid ali molibdenov(VI) klorid ali molibdenov(6+) klorid SiCl4 silicijev tetraklorid Imena spojin s tremi ali več atomi a) Po enakih pravilih kot v primeru binarnih spojin imenujemo tudi spojine, ki vsebujejo nekatere enostavne dvoatomne katione in anione. Primeri: formula ime spojine NaCN natrijev cianid NH3 amonijak, azan NH4I amonijev jodid, azanijev jodid Cu(OH)2 bakrov dihidroksid ali bakrov(II) hidroksid ali bakrov(2+) hidroksid b) Če je negativni del spojine oziroma anion sestavljen iz več atomov, dobi skupina pripono-at. Pri anorganskih večatomnih skupinah in anionih je vselej mogoče opredeliti nek atom kot karakteristični ali centralni atom (npr. Cl v ClO − 3 4 ali P v PO− 4). Ime celotne skupine je izpeljano iz latinskega imena tega elementa, ki dobi pripono -at. Kation (ali bolj pozitivni del spojine) tudi v tem primeru navajamo najprej. Kation dobi pridevniško obrazilo -ov ali -ev. 10 Uvod V določenih primerih − npr. imena oksokislin − uporabljamo namesto racionalnih imen poimenovanje kislin po centralnem atomu. Ime centralnega atoma dobi pridevniško obrazilo -ova ali -eva ter oznako oksidacijskega števila. Imena kislin smemo poenostaviti tako, da izpustimo število in ime liganda okso. Tako je za H2SO4 mnogo enostavnejše in bolj v uporabi poenostavljeno ime po centralnem atomu žveplova(VI) kislina. Po najnovejši IUPAC nomenklaturi (IUPAC priporočila 2005) je v uporabi tudi poimenovanje kislin po centralnem atomu, tako da izražamo oksidacijska števila centralnega atoma s priponami in predponami. Pripona-ova ali -eva ima centralni atom z značilnim oksidacijskim številom (za VII. skupino periodnega sistema je po dogovoru +5, v drugih skupinah pa maksimalno oksidacijsko število), pripono-asta ima centralni atom, katerega oksidacijsko število je za 2 manjše od značilnega. Če je oksidacijsko število še za dva manjše, uporabimo še predpono hipo-. Za oksidacijska števila, ki so za 2 višja od značilnega (v VII. skupini), pa uporabimo predpono per-(ne smemo zamenjati predpon per-in perokso-). Primeri: Na prvem mestu je navedeno poimenovanje oksokislin po najnovejši IUPAC nomenklaturi (IUPAC priporočila 2005), pri kateri izražamo oksidacijska števila centralnega atoma s priponami in predponami. Na drugem mestu je navedeno poimenovanje oksokislin po centralnem atomu v skrajšani obliki, ki se še vedno največ uporablja. V primeru soli oksokislin lahko imena poenostavimo na enak način kot pri imenih oksokislin samih. Za vsako kislino je tako navedeno ime soli po najnovejši IUPAC nomenklaturi in ime po centralnem atomu v racionalni obliki. ime oksokisline po ime iona po formula IUPAC ime oksokisline centralnem atomu v IUPAC ime soli centralnem atomu v racionalni obliki racionalni obliki H2SO4 žveplova kislina žveplova(VI) kislina sulfati sulfati(VI) H2S2O3 tiožveplova kislina tiožveplova(VI) kislina tiosulfati tiosulfati(VI) HNO3 dušikova kislina dušikova(V) kislina nitrati nitrati(V) HNO2 dušikasta kislina dušikova(III) kislina nitriti nitrati(III) HCl vodikov klorid (plin); klorovodikova kislina (raztopina) kloridi kloridi HClO hipoklorasta kislina klorova(I) kislina hipokloriti klorati(I) HClO2 klorasta kislina klorova(III) kislina kloriti klorati(III) HClO3 klorova kislina klorova(V) kislina klorati klorati(V) HClO4 perklorova kislina klorova(VII) kislina perklorati klorati(VII) H3PO4 fosforjeva kislina fosforjeva(V) kislina fosfati fosfati(V) H2CO3 ogljikova kislina ogljikova(IV) kislina karbonati karbonati HMnO4 permanganova kislina manganova(VII) kislina permanganati manganati(VII) Še nekaj primerov poimenovanja soli oksokislin: formula IUPAC ime spojine ime iona po centralnem atomu v racionalni obliki KMnO4 kalijev permanganat kalijev manganat(VII) Na2SO3 natrijev sulfit natrijev sulfat(IV) Fe(NO2)2 železov(II) nitrit železov(II) nitrat(III) Al(ClO)3 aluminijev hipoklorit aluminijev klorat(I) Ba3(PO4)2 barijev fosfat barijev fosfat(V) 11 Uvod Imena ionov Pri pisanju imen ionov uporabljamo ista pravila kot pri pisanju imen soli. Zato v nadaljevanju podajamo samo pregled imen nekaterih kationov in anionov, ki jih najpogosteje srečamo. Kationi: ion poimenovanje ion poimenovanje Li+ litijev ion Cu+ bakrov(1+) ion, bakrov(I) ion Na+ natrijev ion Cu2+ bakrov(2+) ion, bakrov(II) ion K+ kalijev ion Fe2+ železov(2+) ion, železov(II) ion Cs+ cezijev ion Fe3+ železov(3+) ion, železov(III) ion Mg2+ magnezijev ion Hg 2+ 2 diživosrebrov(2+) ion Ca2+ kalcijev ion H + 3 O oksonijev ion, oksidanijev ion Ba2+ barijev ion NH + 4 amonijev ion, azanijev ion Anioni: ion poimenovanje ion poimenovanje F− fluoridni ion, fluoridni(1−) ion SO 2− 4 sulfatni ion, sulfatni(VI) ion Cl− kloridni ion, kloridni(1−) ion HSO − 4 hidrogensulfatni ion, hidrogensulfatni(VI) ion Br− bromidni ion, bromidni(1−) ion SO 2− 3 sulfitni ion, sulfatni(IV) ion I− jodidni ion, jodidni(1−) ion HSO − 3 hidrogensulfitni ion, hidrogensulfatni(IV) ion H− hidridni ion, hidridni(1−) ion S 2− 2 O 3 tiosulfatni ion, tiosulfatni(VI) ion O2− oksidni ion, oksidni(2−) ion ClO − 4 perkloratni ion, kloratni(VII) ion O 2− 2 peroksidni ion, dioksidni(2−) ion, ClO − 3 kloratni ion, kloratni(V) ion OH− hidroksidni ion ClO − 2 kloritni ion, kloratni(III) ion S2− sulfidni ion, sulfidni(2−) ion ClO− hipokloritni ion, kloratni(I) ion HS− hidrogensulfidni ion PO 3− 4 fosfatni ion, fosfatni(V) ion CN− cianidni ion HPO 2− 4 hidrogenfosfatni ion, hidrogenfosfatni(V) ion NH − 2 amidni ion, azanidni ion H2PO − 4 dihidrogenfosfatni ion, dihidrogenfosfatni(V) ion NO − 3 nitratni ion, nitratni(V) ion CrO 2− 4 kromatni ion, kromatni(VI) ion NO − 2 nitritni ion, nitratni(III) ion Cr2O 2− 7 dikromatni ion, dikromatni(VI) ion CO 2− − 3 karbonatni ion MnO 4 permanganatni ion, manganatni(VII) ion HCO − − 3 hidrogenkarbonatni ion MnO 2 4 manganatni ion, manganatni(VI) ion CH − 3 COO etanoatni ion (acetatni ion) C 2− 2 O 4 oksalatni ion 12 1. vaja: Osnovni kemijski pojmi. Kemijska reakcija in njena enačba. OSNOVNI KEMIJSKI POJMI. KEMIJSKA REAKCIJA IN NJENA ENAČBA. Spoznajmo postopek preproste sinteze. 13 1. vaja: Osnovni kemijski pojmi. Kemijska reakcija in njena enačba. 1. vaja: Osnovni kemijski pojmi. Kemijska reakcija in njena enačba. Namen vaje: Spoznati postopek preproste sinteze in ovrednotiti njen izkoristek. Potrebno znanje: Fizikalne veličine (število, masa, prostornina), množina snovi, Avogadrova konstanta, relativna atomska masa, relativna molekulska (formulska) masa, molska masa, formule kemijskih spojin, kemijska reakcija, urejanje enačb kemijskih reakcij brez pomoči oksidacijskih števil, množinska (stehiometrična) razmerja, limitni reaktant, prebitni reaktant, teoretični dobitek, praktični dobitek, izkoristek, čiste snovi, primesi. Teoretične osnove Fizikalne veličine so merljive lastnosti naravnih pojavov. Veličine, s katerimi izražamo količino snovi, so število delcev, masa, prostornina. Za snovi z znano kemijsko sestavo oz. formulo pa količino lahko izrazimo tudi z množino. veličina simbol enota število delcev N nima enote masa m kg, g, mg prostornina 3 3 3 V m , dm = L, cm= mL množina n kmol, mol, mmol Množina snovi n(X) je osnovna veličina v mednarodnem sistemu enot SI. Definirana je kot tista množina snovi, je numerična vrednost Avogadrove konstante NA. Avogadrova konstanta je neodvisna od vrste snovi in − pogojev, njena enota je mol ki vsebuje natanko 6,02214076⋅1023 osnovnih delcev (atomi, molekule, ioni, elektroni, protoni...). To število 1. Množino določene snovi lahko povežemo s številom delcev te snovi N(X) oz. maso te snovi m(X) preko Avogadre konstante NA oz. molske mase te snovi M(X) snovi. n N(X) – število delcev snovi (X) = = N N n(X) – množina snovi (X) m (X) N Avogadrov konstanta A M (X) A – a m (X) – masa snovi M(X) – molska masa snovi Molska masa je odvisna od vrste snovi. Pomeni maso enega mola določene snovi, njena enota je g mol−1. Izračunamo jo iz sestave (formule) snovi iz relativnih atomskih mas elementov Ar, ki snov sestavljajo. Relativne atomske mase elementov so zapisane v periodnem sistemu. ELEMENT: natrij, KEMIJSKI SIMBOL: Na Relativna atomska masa (Ar) natrija Molska masa (M) natrija Ar(Na) = 22,993 M(Na) = 22,993 g mol−1 15 1. vaja: Osnovni kemijski pojmi. Kemijska reakcija in njena enačba. SPOJINA: voda, FORMULA: H2O Relativni atomski masi (Ar) vodika in kisika Ar(H) = 1,008 Ar(O) = 15,999 Relativna molekulska oz. formulska (Mr) masa vode Molska masa (M) vode Mr(H2O) = 2⋅Ar(H) + 1⋅Ar(O) M(H2O) = 18,015 g mol−1 Mr(H2O) = 2⋅1,008 + 1⋅15,999 = 18,015 Sestavo spojine lahko zapišemo s kemijsko formulo in/ali deleži zastopanosti posameznega elementa v snovi. Deleži so lahko množinski x ali masni w. Iz formule spojine lahko izračunamo deleže posameznih elementov v njej. Prav tako pa lahko iz zastopanosti (deležev) posameznih elementov izračunamo enostavno formulo spojine. Spojine lahko tudi poimenujemo in tako opišemo njihovo sestavo. Pravila poimenovanja spojin so navedena v uvodu. Množinski delež določenega elementa v spojini xi je kvocient med številom atomov tega elementa Ni v spojini in številom vseh atomov, ki spojino sestavljajo ΣNi. V primeru zmesi je množinski delež podan kot kvocient med množino komponente v zmesi ni in množino celotne zmesi n. Vsota množinskih deležev vseh elementov/komponent je enaka 1. x i i – množina komponente i N i i = n n = n1 + n2 + n3 + n4 + … + nk n xi – množinski delež komponente i n k = n – množina celotne zmesi N k Ni – število delcev komponente i i n = ∑ n i ∑ x i = 1 Σ N i – število vseh delcev v spojini i =1 i =1 Masni delež določenega elementa v spojini wi je podan kot razmerje med maso elementa v spojini mi in maso spojine m. V primeru zmesi je masni delež kvocient med maso komponente v zmesi mi in maso celotne zmesi m. Vsota masnih deležev vseh elementov/komponent je enaka 1. Oba deleža pogosto pretvorimo v odstotni (procentni) sestav. w m w m = m 1 + m 2 + m 3 + mi – masni delež komponente i i 4 + … + m k i = m i – masa komponente i m m – masa celotne zmesi k k m = ∑ m i ∑ w i = 1 i = 1 i = 1 SPOJINA: voda, FORMULA: H2O Množinski delež vodika Masni delež vodika x N 2 2 (H) m(H) m(H) 2⋅Ar(H) (H) = = = w (H) = = = N (H) + N (O) 2 + 1 3 O) m (H) + m (O) m (H 2 O) M r (H 2 w 2⋅1,008 (H) = = 0,1119 18,016 Množinski delež kisika Masni delež kisika x N 1 (O) 1 m(O) m(O) Ar(O) (O) = = = w (O) = = = N (H)+ N (O) 2 + 1 3 M m (H) + m (O) m (H 2 O) r (H 2 O) w 16,00 (O) = = 0,8881 18,016 x(H) + x(O) = 1 w(H) + w(O) = 1 16 1. vaja: Osnovni kemijski pojmi. Kemijska reakcija in njena enačba. Kemijska formula spojine je lahko empirična (enostavna) ali molekulska (prava). Enostavno formulo lahko izračunamo iz množinskih ali masnih deležev elementov, ki spojino sestavljajo. Za izračun prave formule pa moramo poznati njeno molsko maso. ZAPIS EMPIRIČNE FORMULE IZ MNOŽINSKIH DELEŽEV Spojino sestavljata vodik in kisik. Množinski delež kisika v spojini je 1/3. x 1 1 2 (O) = x (H) = 1 − x (O) = 1 − = 3 3 3 n(O) : n(H) = N(O) : N(H) = 1 : 2 Empirična formula spojine je OH2 oz. H2O ZAPIS EMPIRIČNE FORMULE IZ MASNIH DELEŽEV Spojina vsebuje 26,68 % ogljika, 71,08 % kisika, ostalo je vodik. w(H) = 1 − (w(C) + w(O)) = 1 − (0,2668 + 0,7108) = 0,0224 n w(C) w(O) w(H) 0,26688 0,7108 0,0224 (C) : n (O) : n (H) = N (C) : N (O) : N (H) = : : = : : A r (C) A r (O) A r (H) 12,01 16,00 1,008 = 0,02221482 : 0,04442500 : 0,02222222 razmerje delimo z najmanjšim številom v razmerju, v tem primeru s številom ≅ 0,02221482 1: 1,9999791 : 1,000333 ≅ 1 : 2: 1 Empirična formula spojine je CO2H ZAPIS MOLEKULSKE FORMULE IZ EMPIRIČNE FORMULE Molska masa spojine je 90,0 g mol−1, njena empirična formula je CO2H. Empirična formula: CO2H Mr(CO2H)= 45,018 Molekulska formula = število ponovitev · empirična formula = (empirična formula)število ponovitev število ponovitev = Mr(prava) 90,0 = = 1,9992 ≅ 2 M r (enostavna) 45,018 Molekulska formula: (CO2H)2 oz. C2O4H2 oz. H2C2O4 17 1. vaja: Osnovni kemijski pojmi. Kemijska reakcija in njena enačba. Kemijsko reakcijo ponazori urejena enačba kemijske reakcije, v kateri je število atomov posameznih elementov na obeh straneh enačaja (puščice) enako. S pomočjo urejene enačbe kemijske reakcije določimo množinsko stehiometrično razmerje, ki je osnova za vse stehiometrične izračune. H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O n(H2SO4) : n(NaOH) : n(Na2SO4) : n(H2O) = 1: 2 : 1 : 2 MNOŽINSKO n(H2SO4) n(NaOH) n(Na2SO4) n(H2O) RAZMERJE STEHIOMETRIČNO 1 = = = 2 1 2 Reaktanti zreagirajo in pri tem nastanejo produkti v množinskih razmerjih, ki jih določa stehiometrično razmerje urejene enačbe kemijske reakcije. Kadar se množinsko razmerje reaktantov v reakcijski zmesi razlikuje od stehiometričnega razmerja, je potrebno določiti limitni reaktant, to je reaktant, ki popolnoma zreagira (ni v presežku oz. prebitku). V tem primeru zreagirane količine ostalih reaktantov izračunamo iz stehiometričnega razmerja glede na ta (limitni) reaktant. Prav tako iz količine (množine, mase, …) limitnega reaktanta izračunamo teoretične dobitke reakcij, to so teoretične količine (običajno mase) nastalih produktov. V praksi iz mas nastalih produktov ( praktičnih dobitkov sintez) in teoretičnih dobitkov reakcij izračunamo izkoristke η. η m(produkta)praktična = m (produkta ) teoretična Kemijske reakcije v praksi pogosto izvajamo tako, da kot limitni reaktant uporabimo tistega, ki je cenovno najdražji, ostale pa vzamemo v presežku. S tem dosežemo kar največjo izrabo dražjega reaktanta. Kot izhodne snovi lahko uporabljamo čiste snovi (reaktante) ali snovi, ki vsebujejo primesi. Pogosto za izvedbo reakcij uporabljamo že pripravljene raztopine reaktantov. Pri izračunih količin izhodnih snovi potrebnih za izvedbo reakcij moramo upoštevati vsebnost reaktantov v njih. 18 1. vaja: Osnovni kemijski pojmi. Kemijska reakcija in njena enačba. Eksperimentalna naloga 1 V žarilnem lončku izvedite oksidacijo železa v prahu. Napišite in uredite enačbo reakcije, če pri reakciji nastane triželezov tetraoksid. Izračunajte izkoristek kemijske reakcije. Potrebščine tehtnica, keramični žarilni lonček, spatula, keramični trikotnik, trinožno stojalo, Bunsenov gorilnik, železo v prahu Železovi oksidi in hidroksidi v naravi Železo je tehnološko daleč najpomembnejša kovina in ima v naravi pomembno vlogo pri kemijskih procesih v živih organizmih. V naravi ga najdemo predvsem v obliki Fe(II) in Fe(III) spojin, med katerimi so najštevilčnejši oksidi in oksid-hidroksidi, ki so zaradi obstojnosti in cenovne dostopnosti pomembni pigmenti v barvah, premazih in barvnih betonih. Med oksidnimi/hidroksidnimi minerali železa so najpomembnejši hematit (α-Fe2O3), magnetit (Fe3O4), getit (α-FeO(OH)) in lepidokrokit (γ-FeO(OH)). Spojina Fe3O4 (železov(II,III) oksid; triželezov tetraoksid), ki jo bomo sintetizirali z oksidacijo železa v prahu pri višji temperaturi, je pomemben črn pigment in vsebuje tako Fe2+ kot Fe3+ ione (»dejanska« formula je FeO∙Fe2O3). Reakcija ne poteče popolnoma, zato bo produkt, ki ga bomo dobili po končani reakciji, zmes Fe3O4 in nezreagiranega železa. Bunsenov gorilnik in vrste plamena termočlen Bunsenov gorilnik (poimenovan po izumitelju Robertu W. Bunsenu, 1811−1899) je visokotemperaturni plinski gorilnik. Gorilni plin cev gorilnika (zemeljski plin) doteka v notranjost gorilnika preko šobe, kjer se zmeša z zrakom, ki prihaja skozi regulator dovoda zraka nastavljivo odprtino za zrak. Temperatura plamena položaj, kjer se v zgorevanja plina. Bolj ko je odprt dotok zraka, bolj notranjosti gorilnika popolno zgoreva plin in višja je temperatura je odvisna od količine zraka, ki pogojuje stopnjo nahaja šoba plamena. Termočlen je dodatna varnostna ventil za plin komponenta, ki, kadar ni plamena, zapre dovod plina v gorilnik. termično stikalo Svetleč plamen: Dovod zraka je zaprt. Plin zgoreva z dolgim rumenim plamenom, katerega zgornji del sveti. Plamen ni zelo vroč in na predmetih pušča saje. Nesvetleč plamen: Dovod zraka odpiramo, dokler plamen ne sveti več. Plamen postane moder in ima zaradi boljšega izgorevanja višjo temperaturo. Šumeč plamen: Dovod zraka je popolnoma odprt. V notranjosti plamena je svetlo moder stožec (redukcijski plamen). V njegovem območju je mešanica nezgorelega plina in zraka, ki ima temperaturo okoli 300 °C. Stožec obdaja vroč ognjeni ovoj (oksidacijski plamen), katerega temperatura je najvišja nad vrhom notranjega stožca (1000−1200 °C). Avtor fotografij: Igor Ponikvar svetleč plamen nesvetleč plamen šumeč plamen 19 1. vaja: Osnovni kemijski pojmi. Kemijska reakcija in njena enačba. Praktična izvedba naloge Stehtajte prazen žarilni lonček in si zabeležite maso. S pritiskom na gumb TARA (ZERO) tehtnico nastavite na vrednost nič in v žarilni lonček previdno zatehtajte med 0,3 g in 0,4 g železa v prahu. Zabeležite si točno maso železa in žarilni lonček postavite v keramični trikotnik, nameščen na trinožnem stojalu nad Bunsenovim gorilnikom. Prvi dve minuti žarilni lonček najprej segrevajte tako, da s krožnimi gibi Bunsenovega gorilnika v rokah oblivate lonček z majhnim nesvetlečim plamenom. Nato povišajte jakost in temperaturo plamena ter lonček segrevajte neposredno nad stožcem šumečega plamena. Opazujte, kaj se dogaja in zabeležite opažanja. Po petih minutah je reakcija končana. Ugasnite gorilnik in počakajte, da se lonček na keramičnem trikotniku ohladi. Nato žarilni lonček s produktom stehtajte. Meritve m(žarilnega lončka) = g m(železa) = g m(žarilnega lončka s produktom) = g Vprašanja in naloge a) Iz meritev izračunajte maso nastalega Fe3O4 (praktični dobitek sinteze). b) Koliko gramov železa je ostalo nezreagiranega? 20 1. vaja: Osnovni kemijski pojmi. Kemijska reakcija in njena enačba. c) Izračunajte masna deleža Fe3O4 in elementarnega Fe v zmesi po končani reakciji. d) Koliko gramov Fe3O4 bi nastalo, če bi zreagiralo vse železo (teoretični dobitek sinteze)? e) Izračunajte izkoristek kemijske reakcije. 21 1. vaja: Osnovni kemijski pojmi. Kemijska reakcija in njena enačba. Računske naloge 1.) Uredite enačbi kemijskih reakcij: 2.) Izračunajte pravo (molekulsko) formulo spojine iz naslednjih podatkov w = , w = , w = , w = , Mr = . 3.) V kateri izmed navedenih treh spojin , , , je masni delež največji? 22 1. vaja: Osnovni kemijski pojmi. Kemijska reakcija in njena enačba. 4.) Praženje ZnS poteka pri 950 °C. Pri praženju se porablja zračni kisik in nastaja plinasti SO2. Izračunajte množino ZnO, ki pri reakciji nastane, če imamo pred praženjem g ZnS in je izkoristek reakcije %. 5.) Kateri izmed reaktantov ostane nezreagiran, če g silicijevega dioksida in g ogljika zreagira po enačbi: SiO2(s) + 3C(s) SiC(s) + 2CO(g)? Izračunajte njegovo nezreagirano maso. Koliko trdnega produkta nastane pri tej reakciji? Rezultati računskih nalog številka listka: 1.) urejena enačba: . urejena enačba: 2.) formula: 3.) spojina: 4.) n = mol 5.) formula nezreagiranega reaktanta: m = g formula trdnega produkta: m = g 23 2. vaja: Raztopine. Topnost. RAZTOPINE. TOPNOST. Pri vaji usvojimo nekatere osnovne tehnike dela v laboratoriju in se seznanimo z različnimi tehnikami priprave raztopin. 25 2. vaja: Raztopine. Topnost. 2. vaja: Raztopine. Topnost. Namen vaje: Usvojiti nekatere osnovne tehnike laboratorijskega dela (tehtanje, odmerjanje prostornin, razredčevanje, merjenje gostote) in se seznaniti z različnimi tehnikami priprave raztopin. Potrebno znanje: Raztopina (topljenec, topilo), topnost, brezvodne snovi/brezvodne soli, solvati/kristalohidrati, načini podajanja sestave raztopin (masni delež topljenca, množinska koncentracija, masna koncentracija, molalnost), gostota, masna bilanca. Teoretične osnove Raztopina je homogena zmes (večkomponentni sistem), sestavljena iz topljencev in topil. Obravnavali bomo dvokomponentni sistem, ki ga sestavlja en topljenec in eno topilo. Topilo je tista komponenta raztopine, katere masa je običajno večja, topljenec pa tista, ki jo je manj. Masa raztopine je vsota mase topljenca in mase topila, ki jo sestavljata (masna bilanca raztopine). topljenec raztopina m(raztopine) = m(topljenca) + m(topila) topilo Najpogostejši načini priprave raztopin so sledeči: - raztapljanje trdne snovi v topilu, - redčenje že pripravljenih raztopin z dodatkom topila in - mešanje dveh ali več raztopin različnih koncentracij istega topljenca med seboj. Trdne snovi, ki jih uporabljamo za pripravo raztopin, so lahko brezvodne snovi/brezvodne soli BS ali kristalohidrati KH. Kadar raztopino pripravimo z raztapljanjem kristalohidrata v vodi, masa brezvodne soli v kristalohidratu predstavlja maso topljenca, masa vode v njem pa se prišteje masi topila. V nadaljevanju bomo zato za topljenec uporabljali oznako BS (brezvodna snov/brezvodna sol). Sestavo raztopine opišemo tako, da navedemo kemijsko sestavo (kemijsko formulo) topljenca in topila ter navedemo količinsko razmerje med topljencem in topilom oz. raztopino. Količinsko razmerje običajno izrazimo z masnim deležem topljenca v raztopini w(BS), masno koncentracijo raztopine γ , množinsko koncentracijo raztopine c, imenovano tudi molarnost, in molalnostjo b. Gostota raztopine ρ(r) je odvisna od sestave raztopine (kemijske sestave topljenca in topila in njunih količinskih razmerij) ter od temperature. Raztopine enake sestave imajo pri različnih temperaturah različne gostote, tako ima enaka masa določene raztopine pri različnih temperaturah različne prostornine. Zato poleg gostote raztopine vedno izmerimo in zabeležimo tudi njeno temperaturo. Gostota je kvocient med maso in prostornino, za raztopine se podaja z enoto g mL−1. Pri pripravi raztopin bomo pri naši vaji predpostavili, da je gostota vode neodvisna od temperature, ter da je njena vrednost 1,00 g mL−1. Gostoto raztopin lahko merimo z različnimi merilnimi pripravami, pri delu v laboratoriju najpogosteje uporabljamo areometer. ρ m ρ(r) – gostota raztopine (r) (r) = m (r) – masa raztopine V (r) V (r) – prostornina raztopine 27 2. vaja: Raztopine. Topnost. Masni delež topljenca v raztopini w(BS) je podan kot razmerje med maso topljenca v raztopini m(BS(r)) in maso raztopine m(r). Vsota masnih deležev topljenca in topila je enaka 1. Masni delež topljenca lahko pretvorimo tudi v odstotke (procente). Ta način izražanja imenujemo procentnost. w(BS) = m m(BS(r)) w(BS) – masni delež topljenca v raztopini m (BS(r)) – masa topljenca v raztopini (r) m (r) – masa raztopine Procentnost: w(BS)⋅100 Masna koncentracija raztopine γ je kvocient med maso topljenca v raztopini m(BS(r)) in prostornino 1 raztopine V (r). Podaja se v gramih topljenca na liter raztopine z enoto g L − . γ m γ – masna koncentracija raztopine (BS (r) m (BS (r)) – masa topljenca v raztopini = V (r) V (r) – prostornina raztopine raztopine V(r). Njena enota je mol L−1 (M). c – množinska koncentracija raztopine n Množinska koncentracijo raztopine c (molarnost) pove kolikšno množino topljenca n(BS(r)) vsebuje en liter c = (BS(r)) n(BS(r)) – množina topljenca v raztopini V (r) V (r) – prostornina raztopine Molalnost b je definirana kot množina topljenca n(BS(r)), ki je raztopljena v enem kilogramu topila (vode) in ima − enoto mol kg 1 (m). b – molalnost raztopine n (BS (r)) b = n (BS (r)) – množina topljenca v raztopini m (H 2 O (r)) m (H 2 O (r)) – masa vode v raztopini Uporaba definicijskih enačb omogoča enostavno preračunavanje koncentracij, če poznamo gostoto raztopine ali/in molsko maso topljenca. γ b = = w(BS) w(BS) ⋅ρ (r) = c ⋅ M(BS) (1 − w) ⋅ M(BS) Pri izračunih za priprave raztopin moramo upoštevati masne bilance. Eno že poznamo, to je masna bilanca za raztopino, ki smo jo zapisali na začetku tega poglavja in pravi, da je masa raztopine enaka vsoti mas topljenca in topila. Tokrat jo bomo zapisali ponovno z dogovorjenimi oznakami. BS (topljenec) m(r) – masa raztopine raztopina m(r) = m(BS(r)) + m(H2O(r)) m(BS(r)) – masa topljenca v raztopini H m(H2O(r)) – masa vode v raztopini 2 O (topilo) Masne bilance, ki jih uporabljamo pri pripravi raztopin, so še: - masna bilanca za topljenec in - masna bilanca za topilo. Za topljenec in topilo lahko zapišemo tudi množinski bilanci. Pri izračunih seveda ne zapišemo vseh bilanc, ampak le toliko, kot jih potrebujemo, odvisno od tega, koliko količin izhodnih snovi (trdnih snovi, topila, raztopin) je potrebno izračunati pred pripravo raztopine. Najpogosteje uporabljamo bilanco za topljenec, kadar je potreben izračun ene količine. Če želimo izračunati dve količini, poleg nje uporabimo še bilanco za raztopino, v določenih primerih pa namesto te bilanco za topilo. Pri izračunih potrebnih mas in prostornin, fizikalne veličine (mase, množine), ki nastopajo v masnih oz. množinskih bilancah, zamenjamo s podatki izhodnih snovi, topil ali raztopin (ki jih imamo na voljo) in podatki za raztopino, ki jo pripravljamo. 28 2. vaja: Raztopine. Topnost. PRIPRAVA RAZTOPINE IZ BREZVODNE SOLI IN VODE BS(r) BS + H2O ⇒ r H2O(r) Za raztopino velja, da je masa raztopine enaka vsoti mas topljenca in vode v njej. m m(r) – masa raztopine (r) = m (BS(r)) + m (H 2 O(r)) m (BS(r)) – masa topljenca v raztopini (H m 2 O(r)) – masa vode v raztopini Masa topljenca v raztopini je enaka masi topljenca, ki smo ga zatehtali pri pripravi. Enako velja za njeno množino. m (BS) = m(BS(r)) n(BS) = n(BS(r)) m(BS) – masa zatehtanega topljenca m(BS(r)) – masa topljenca v raztopini n(BS) – množina zatehtanega topljenca n(BS(r)) – množina topljenca v raztopini Masa topila v raztopini je enaka masi topila, ki smo ga odmerili za pripravo. Prav tako je enaka množina topila. m(H2O) = m(H2O(r)) n(H2O) = n(H2O(r)) m(H2O) – masa odmerjenega topila m(H2O(r)) – masa topila v raztopini n(H2O) – množina odmerjenega topila n(H2O(r)) – množina topila v raztopini 29 2. vaja: Raztopine. Topnost. PRIPRAVA RAZTOPINE IZ KRISTALOHIDRATA IN VODE BS(KH) BS(r) KH + H2O ⇒ r H2O(KH) H2O(r) Za kristalohidrat KH velja, da je masa kristalohidrata enaka vsoti mas topljenca (brezvodnega dela BS) in vode v njem. m m(KH) – masa zatehtanega kristalohidrata (KH) = m (BS(KH)) + m (H 2 O(KH)) m (BS(KH) ) – masa topljenca v KH m(H2O(KH)) – masa vode v KH Za raztopino velja, da je masa raztopine enaka vsoti mas topljenca in vode v njej. m (r) = m(BS(r)) + m(H2 m(r) – masa raztopine O(r)) m (BS (r)) – masa topljenca v raztopini ( m H 2 O(r) ) – masa vode v raztopini Za celoten sistem velja, da je masa raztopine enaka vsoti mas kristalohidrata in vode, v kateri smo kristalohidrat raztopili. m m(KH) – masa zatehtanega kristalohidrata (KH) + m (H 2 O) = m (r) m (H 2 O) – masa odmerjene vode m (r) – masa raztopine Množina (masa) topljenca v raztopini je enaka množini (masi) topljenca v kristalohidratu. Ker sta množina kristalohidrata in množina topljenca v njem enaki, je množina topljenca v raztopini enaka množini kristalohidrata, ki smo ga zatehtali pri pripravi. m(BS(r)) – masa topljenca v raztopini m m(BS(KH)) – masa topljenca v KH (BS(r)) = m (BS(KH)) n n(BS(r)) – množina topljenca v raztopini (BS(r)) = n (BS(KH)) = n (KH) n (BS(KH) ) – množina topljenca v KH n ( KH ) – množina KH Maso topljenca lahko torej izrazimo kot maso kristalohidrata pomnoženega z masnim deležem brezvodne soli v kristalohidratu (w(BS), ki ga predstavlja razmerje molskih mas brezvodne soli (M(BS)) in kristalohidrata (M(KH)). m(BS(r)) m(KH) M(BS) = m ( BS(r) ) = m (KH) · m(BS(r)) m = (KH) · w(BS) (KH) M (KH) M M (BS) Masa topila v raztopini je enaka vsoti mas vode, ki je že prisotna v kristalohidratu, in vode, v kateri smo kristalohidrat raztopili. m(H2O(r)) – masa vode v raztopini m m(H2O) – masa odmerjene vode (H 2 O(r)) = m (H 2 O) + m (H 2 O(v KH)) m (H2O(KH)) – masa vode v KH Masa vode v kristalohidratu pa je razlika med maso kristalohidrata in maso brezvodne snovi (topljenca) v njem. Ker je masa topljenca v kristalohidratu enaka njegovi masi v raztopini, lahko zapišemo: m(H2O(v KH)) = m(KH) – m(BS(KH)) =m(KH) – m(BS(r)) 30 2. vaja: Raztopine. Topnost. PRIPRAVA RAZTOPINE Z REDČENJEM BS(1) BS(2) r(1) + H2O r(2) ⇒ H2O(1) H2O(2) Za vsako od raztopin velja, da je masa raztopine enaka vsoti mas topljenca in vode v njej. m(BS(1)) – masa topljenca v izhodni raztopini m (r(1)) = m (BS(1)) + m (H 2 O(1)) m m(r(1)) – masa izhodne raztopine (H2O(1)) – masa vode v izhodni raztopini m(r(2)) = m(BS(2)) + m(H2O(2)) m m(r(2)) – masa nastale raztopine (BS(2)) – masa topljenca v nastali raztopini m(H2O(2)) – masa vode v nastali raztopini Za celoten sistem velja, da je masa končne raztopine enaka vsoti mas izhodne raztopine in dodanega topila, ki ju uporabimo za pripravo. m(r(1)) + m(H2 m(H2O) – masa dodane vode O) = m (r(2)) m m(r(1)) – masa izhodne raztopine (r(2)) – masa nastale raztopine Masa topljenca v obeh raztopinah je enaka, saj dodamo le topilo. Prav tako njegova množina. m(BS(1)) = m(BS(1)) – masa topljenca v izhodni raztopini m(BS(2)) m(BS(2)) – masa topljenca v nastali raztopini n(BS(1)) – množina topljenca v izhodni raztopini n(BS(1)) = n(BS(2)) n(BS(2)) – množina topljenca v nastali raztopini Masa topila v raztopini se zaradi redčenja (dodatka vode) poveča. Enako velja za njegovo množino m(H2O(1)) – masa vode v izhodni raztopini m(H2O(1)) + m(H2O) = m(H2O(2)) m(H2O) – masa dodane vode m(H2O(2)) – masa vode v nastali raztopini n(H2O(1)) – množina vode v izhodni raztopini n (H 2 O(1)) + n (H 2 O) = n (H 2 O(2)) n ( H 2 O ) – množina dodane vode n ( H 2 O(2) ) – množina vode v nastali raztopini 31 2. vaja: Raztopine. Topnost. PRIPRAVA RAZTOPINE Z MEŠANJEM DVEH RAZTOPIN BS(1) BS(2) BS(3) R(1) + R(2) ⇒ R(3) H2O(1) H2O(2) H2O(3) Za vsako od raztopin velja, da je masa raztopine enaka vsoti mas topljenca in vode v njej. m m(BS(1)) – masa topljenca v prvi izhodni raztopini (r(1)) = m (BS(1)) + m (H 2 O(1)) m m(r(1)) – masa prve izhodne raztopine (H2O(1)) – masa vode v prvi izhodni raztopini m (r(2)) = m(BS(2)) + m(H2O(2)) m(r(2)) – masa druge izhodne raztopine m m(BS(2)) – masa topljenca v drugi izhodni raztopini (r(3)) = m (BS(3)) + m (H 2 ( O(3)) m H2O(2)) – masa vode v drugi izhodni raztopini m(r(3)) – masa nastale raztopine m(BS(3)) – masa topljenca v nastali raztopini m(H2O(3)) – masa vode v nastali raztopini Za celoten sistem velja, da je masa končne raztopine enaka vsoti mas izhodnih raztopin, ki ju uporabimo za pripravo. m (r(1)) + m(r(2)) = m(r(3)) m m(r(1)) – masa prve izhodne raztopine (r(2)) – masa druge izhodne raztopine m(r(3)) – masa nastale raztopine Masa topljenca v nastali raztopini je enaka vsoti mas topljencev v obeh izhodnih raztopinah. Enako velja za množino topljenca. m(BS(1)) – masa topljenca v prvi izhodni raztopini m (BS(1)) + m(BS(2)) – masa topljenca v drugi izhodni raztopini m(BS(2)) = m(BS(3)) m(BS(3)) – masa topljenca v nastali raztopini n(BS(1)) – množina topljenca v prvi izhodni raztopini n n(BS(2)) – množina topljenca v drugi izhodni raztopini (BS(1)) + n (BS(2)) = n (BS(3)) n(BS(3)) – množina topljenca v nastali raztopini Masa topila v nastali raztopini je prav tako enaka vsoti mas topil v obeh izhodnih raztopinah. Enako velja za množino topil. m(H2O(1)) – masa vode v prvi izhodni raztopini m(H2O(2)) – masa vode v drugi izhodni raztopini m (H2O(1)) + m(H2O(2)) = m(H2O(3)) m(H2O(3)) – masa vode v nastali raztopini n n(H2O(2)) – množina vode v drugi izhodni raztopini (H 2 O(1)) + n (H 2 O(2)) = n (H 2 O(3)) n n(H2O(1)) – množina vode v prvi izhodni raztopini (H2O(3)) – množina vode v nastali raztopini 32 2. vaja: Raztopine. Topnost. Topnost. Količina topljenca, ki se lahko raztopi v določeni količini topila, je odvisna od temperature in v primeru raztapljanja trdnih topljencev s temperaturo večinoma narašča. Nasičena raztopina je raztopina, v kateri je pri dani temperaturi raztopljena največja možna količina topljenca v določeni količini topila. Sestavo nasičene raztopine podaja topnost (t), ki pove, največ koliko gramov nekega topljenca se raztopi pri dani temperaturi v 100 g nekega topila. t m(topljenca) m(topljenca) ⋅ ( T ) = =100 100 g m (topila) Pri ohlajanju se zaradi zmanjšanja topnosti iz raztopin izločajo v njih raztopljene snovi v obliki trdnih produktov. Snovi, ki se pri ohlajanju izločajo iz raztopin, so lahko brezvodne snovi (topljenci) ali pa je v njih poleg brezvodnega dela prisotna še ena ali več molekul topila. Takšne snovi imenujemo solvati. Obsežno skupino solvatov predstavljajo kristalohidrati (hidrati), ki so, kot smo že spoznali, sestavljeni iz brezvodnih ionsko zgrajenih soli (brezvodna snov) in vode (topilo). V primeru izločanja brezvodnih soli/snovi je količina topila (vode) v raztopinah (pred izločanjem in po izločanju) enaka. Kadar se iz raztopine izločajo kristalohidrati, se količina topila (vode) v raztopini, ki ostane po izločanju zmanjša, saj se del vode »izloči« v obliki kristalohidrata. 33 2. vaja: Raztopine. Topnost. Eksperimentalna naloga 1 Pripravite raztopino kalcijevega klorida iz trdnega kalcijevega klorida dihidrata in vode. Izmerite gostoto raztopine in izračunajte njeno masno in množinsko koncentracijo ter molalnost. Potrebščine žlička (spatula), tehtnica, terilnica s pestilom, čaše (400 mL ali 600 mL), merilni valj (50 mL), steklena palčka, termometer, areometer, kiveta za merjenje gostote, trden CaCl2·2H2O, deionizirana voda Kalcijev klorid je bela kristalinična snov, dobro topna v vodi (topnost CaCl2 pri 20 °C je 74,5 g/100 g H2O). Brezvodna sol je higroskopna (zmožnost snovi, da z absorpcijo ali adsorpcijo nase veže vodo) in se uporablja kot sušilno sredstvo. CaCl2 tvori več kristalohidratov s splošno formulo CaCl2·nH2O, kjer je n = 0, 1, 2, 4 ali 6. Zdaleč največ kalcijevega klorida se uporablja za preprečevanje nastajanja ledu, saj je relativno neškodljiv za rastline in talne organizme in precej bolj učinkovit kot NaCl. Pri tej vaji boste pripravili raztopine CaCl2 določene koncentracije iz CaCl2·2H2O. Z raztopino CaCl2 precej nižje koncentracije pa se boste ponovno srečali pri 4. vaji, kjer se za določanje potencialne kislosti tal uporablja 0,01 M raztopina CaCl2. Izračun pred praktično izvedbo naloge Koliko gramov CaCl2·2H2O in koliko mililitrov vode potrebujete za pripravo 250 g % raztopine kalcijevega klorida? Praktična izvedba naloge Trden CaCl2·2H2O najprej dobro strite v terilnici. V suho čašo zatehtajte izračunano maso strte soli in ji dolijte izračunano prostornino deionizirane vode, odmerjene z merilnim valjem. Mešajte, dokler se vsa sol ne raztopi. Pripravljeno raztopino nalijte v čisto kiveto za merjenje gostote do ¾ višine. Nato previdno spustite vanjo areometer. Odčitajte gostoto raztopine. Raztopino po končanem merjenju gostote prelijte nazaj v čašo in ji izmerite temperaturo. Odmerjanje prostornine Za odmerjanje prostornine tekočin/raztopin uporabljamo (pri določeni temperaturi, običajno 20 °C ali 25 °C) umerjeno steklovino, ki omogoča hitro, natančno in ponovljivo odmerjanje želene prostornine. Za hitro in manj natančno odmerjanje uporabljamo merilne valje. Z njimi lahko odmerjamo različne prostornine. Manjši kot je njihov največji možni odmerek, večja 20,18 je njihova natančnost. 20,30 Ko tekočino natočimo v merilni valj, se površina tekočine pri dotiku s steno merilnega valja usloči. Prostornine prosojnih 20,38 tekočin odmerjamo tako, da se spodnji del konkavno ukrivljenega površja (menisk) dotika oznake želene prostornine. Odčitek naredimo »v višini oči« (pravilen odmerek na sliki je 20,30 mL). Vir slike: povzeto po E. Generalic, https://glossary.periodni.com/glossary.php?en=parallax 34 2. vaja: Raztopine. Topnost. Areometer in merjenje gostote Areometer je sestavljen iz steklene, na zgornjem vrat areometra delu zaprte cevi, ki se v spodnjem delu razširi. Napolnjen je z zrakom. Na dnu areometra so svinčene kroglice, ki so zalite s plastično maso. Takšna sestava areometra omogoča njegovo lebdenje v navpičnem položaju med merjenjem. Na zgornjem, tanjšem delu cevi (vratu areometra) je graduirana skala za odčitavanje gostote. V spodnjem razširjenem delu imajo nekateri areometri vgrajene tudi termometre. V raztopino, ki jo vlijemo v merilno kiveto, nežno spustimo areometer, tako da ne zadene dna čaše. Pri odčitavanju gostote mora biti kiveta navpično vpeta in areometer mora prosto plavati oziroma se ne dotikati dna in sten kivete. Gostoto odčitamo, ko areometer lebdi. Pri prosojnih raztopinah/tekočinah odčitek opravimo na točki (na vratu areometra), kjer površina tekočine plastična masa (spodnji menisk) seka skalo. Odčitek naredimo »v višini oči«. Vrednost gostote je izražena v g mL−1. svinčene kroglice Meritve m(CaCl2·2H2O) = g V(H2O) mL ρ (raztopine) = g mL−1 T(raztopine) = °C Vprašanja in naloge a) Izračunajte molarnost, molalnost in masno koncentracijo pripravljene raztopine. 35 2. vaja: Raztopine. Topnost. Računske naloge 1.) Pripraviti želimo 250 mL M raztopine iz % raztopine z gostoto g mL−1. Koliko mililitrov izhodne raztopine potrebujete za njeno pripravo? 2.) Koliko mililitrov vode mora izpareti iz mL % raztopine z gostoto g mL−1, da dobimo % raztopino? 36 2. vaja: Raztopine. Topnost. 3.) V mL merilni bučki zmešate 10,0 g Na2CO3, 10,0 g Na2CO3·10H2O, 10,0 g 5,00 % Na2CO3 in 10,0 mL 1,00 M raztopine Na2CO3 ter razredčite z vodo do oznake. Izračunajte množinsko koncentracijo (molarnost) dobljene raztopine. 4.) Koliko gramov KNO3 se izloči, če g nasičene raztopine KNO3, pripravljene pri 100 °C ohladimo na 20 °C? Topnost KNO3 pri 100 °C je 246 g KNO3/100 g H2O, pri 20 °C pa 32,0 g KNO3/100 g H2O. 37 2. vaja: Raztopine. Topnost. 5.) Koliko mililitrov vode moramo dodati g Na2CO3·10H2O, da dobimo pri 60 °C nasičeno raztopino? Topnost natrijevega karbonata pri 60 °C je 46,4 g Na2CO3 na 100 g vode. Rezultati računskih nalog številka listka: 1.) V = mL 2.) V = mL 3.) c = mol L−1 4.) m = g 5.) V = mL 38 3. vaja: Elektroliti. Trdota vode. ELEKTROLITI. TRDOTA VODE. Spoznajmo praktični postopek nevtralizacijske titracije. 39 3. vaja: Elektroliti. Trdota vode. 3. vaja: Elektroliti. Trdota vode. Namen vaje: Spoznati praktični postopek nevtralizacijske titracije in osnovne indikatorje. Potrebno znanje: Elektroliti, ionske reakcije, nevtralizacija, trdota vode. Teoretične osnove Elektroliti so snovi, katerih vodne raztopine prevajajo električni tok. Prevodnost raztopin elektrolitov je posledica prisotnosti električno nabitih delcev (ionov). Med raztapljanjem ionsko zgrajenih trdnih snovi (večina soli in hidroksidov) se ioni na površini kristala obdajo s plaščem molekul topila in preidejo v raztopino (proces poimenujemo elektrolitska disociacija). Ioni nastanejo tudi pri raztapljanju nekaterih kovalentno zgrajenih snovi (kisline in baze), kjer pride do reakcije med molekulami topljenca in topila (proces poimenujemo ionizacija). Zaradi obeh procesov je v raztopinah elektrolitov večje število delcev, kot ustreza množinski koncentraciji. V kolikšni meri potekajo ti procesi, ovrednotimo s stopnjo disociacije (oziroma ionizacije) α, ki je definirana kot razmerje med številom disociiranih (ioniziranih) molekul in celotnim številom molekul pred disociacijo. Primeri: močni elektroliti: 0,8 < α < 1 (HCl, H2SO4, HNO3, NaOH, vse soli) šibki elektroliti: α < 0,3 (CH3COOH, NH3, HNO2) neelektroliti: α = 0 (H2O, C2H5OH, C6H12O6) Po Arrheniusovi definiciji so kisline snovi, ki v vodni raztopini pri ionizaciji dajejo vodikove ione (H+), baze − pa snovi, ki v vodni raztopini pri disociaciji dajejo hidroksidne ione (OH ) . Reakcijo med kislino in bazo (nastane sol in voda) imenujemo nevtralizacija . Z oznako (aq) želimo poudariti, da je snov raztopljena v raztopini in HCl(aq) H+(aq) + Cl−(aq) NaOH(aq) Na+(aq) + OH−(aq) obdana z molekulami topila (vode), ki so na površino topljenca vezane. HCl(aq) + NaOH(aq) H Za tekočine uporabljamo oznako (l), O(aq) + NaCl(aq) 2 za trdne snovi oznako (s), za pline pa oznako (g). Glavna pomanjkljivost Arrheniusove definicije je v tem, da je pojem baze v vodnih raztopinah omejen le na snovi, ki vsebujejo hidroksidne ione. Ustreznejša Brønsted-Lowryjeva definicija kisline opredeljuje kot snovi, ki oddajajo protone (vodikove ione), baze pa snovi, ki protone sprejemajo. Reakcija prehoda protona od kisline na bazo se imenuje protoliza. NH3(aq) + H2O(aq) NH + 4(aq) + OH−(aq) baza kislina konjugirana konjugirana kislina baza CH3COOH(aq) + H − 2 O(aq) CH 3 COO(aq) + H3O+(aq) kislina baza konjugirana konjugirana baza kislina Dvojna puščica v zgornji enačbi pomeni, da gre za ravnotežni reakciji, o katerih boste več izvedeli pri 4. vaji. 41 3. vaja: Elektroliti. Trdota vode. V uporabi je tudi Lewisova definicija kislin in baz, ki ne temelji na prenosu protona s kisline na bazo. Po tej teoriji so baze donorji elektronskega para, kisline pa akceptorji elektronskega para. Z njo razlagamo nastanek donorske-akceptorske vezi v koordinacijskih spojinah, kar pa presega nivo zahtevanega znanja na vašem študijskem programu. Ionske reakcije: Če imamo v raztopini prisotne ione različnih elektrolitov (npr. talna raztopina kot primer raztopini tvorijo slabo topno snov (AgCl, CaCO3, BaSO4, PbSO4 ...), lahko hlapno snov (H2S, HCN ...) ali − slabo disociirano snov (H takšne raztopine v okolju), lahko med določenimi ioni pride do reakcije. Ionske reakcije potečejo, če ioni v 2 2 2 O, HgCl , [Ag(CN)] ...) Primer ionske reakcije je tudi reakcija nevtralizacije, ki poteče med kislino in bazo. Kot primer si poglejmo reakcijo, ki poteče, če raztopini klorovodikove kisline dodamo raztopino natrijevega hidroksida. Enačbo reakcije v splošnem zabeležimo takole: HCl(aq) + NaOH(aq) H2O(aq) + NaCl(aq) V raztopini klorovodikove kisline imamo dejansko prisotne kloridne in oksonijeve ione, v raztopini natrijevega hidroksida pa natrijeve in hidroksidne ione. Ionska reakcija poteče le med oksonijevimi in hidroksidnimi ioni (nastane slabo disociirana snov – voda), medtem ko ostali ioni v reakciji ne sodelujejo (v bistvu gre za ravnotežno reakcijo, več o njih pri 4. vaji, ki pa je močno premaknjena v desno): H + − + − − + O (aq) + Cl (aq) + Na (aq) + OH (aq) 2H O(l) + Cl (aq) + Na(aq) 3 2 Enačba dejanske reakcije torej je: H + 3 O(aq) + OH−(aq) 2H2O(l) Titracija je volumetrična metoda kvantitativne kemijske analize za določanje koncentracije raztopin. Nevtralizacijska titracija temelji na reakciji nevtralizacije, pri kateri določeni prostornini kisline (ali baze) neznane koncentracije postopoma dodajamo bazo (oziroma kislino) z znano koncentracijo in merimo prostornino dodanega reagenta. Ko kislina in baza popolnoma zreagirata (reaktanta sta takrat v stehiometričnem razmerju), pravimo, da smo dosegli ekvivalentno točko. Da pri titraciji ugotovimo, kdaj smo dosegli to stanje, si pomagamo z dodatkom ustreznega indikatorja (glej poglavje Eksperimentalna naloga 1). Titracijo zaključimo, ko opazimo spremembo barve indikatorja (govorimo o končni točki titracije, za katero pa si seveda želimo, da čim bolj sovpada z ekvivalentno točko). V praksi raztopino neznane koncentracije zelo natančno (z uporabo pipete) odmerimo v erlenmajerico, reagent znane koncentracije pa odmerjamo s pomočjo birete, ki omogoča zelo natančno dodajanje reagenta (po kapljicah), zato lahko z malo vaje določimo končno točko titracije z natančnostjo ± 0,03 mL (pri standardnih biretah je prostornina kapljice približno 0,03 mL). Trdota vode. Nevtralizacijsko titracijo bomo praktično spoznali preko določanja karbonatne trdote vode. Pojem trdota vode se uporablja kot kvantitativno merilo prisotnosti raztopljenih mineralnih snovi. V vodovodni vodi so raztopljeni razni minerali oziroma soli, katerih koncentracija je odvisna od področja, kjer voda izvira, in od kemijske sestave podlage, preko katere teče. Največji delež predstavljajo kalcijeve in magnezijeve soli, prisotne so tudi železove in aluminijeve, v še nižjih koncentracijah pa so lahko prisotne tudi soli drugih kovin. Vzrok karbonatne trdote sta raztopljeni kalcijev in magnezijev hidrogenkarbonat. Imenujemo jo tudi prehodna trdota, ker jo lahko s segrevanjem zmanjšamo. Reakciji raztapljanja karbonatnih kamenin sta sledeči: CaCO3(s) + H2O(l) + CO2(g) Ca(HCO3)2(aq) MgCO3(s) + H2O(l) + CO2(g) Mg(HCO3)2(aq) Gre za ravnotežni reakciji. Pri segrevanju vode se zmanjša topnost CO2 (topnost plinov se z višanjem temperature manjša), kar povzroči, da ravnotežni reakciji potečeta v levo. S tem se povečata koncentraciji CaCO3 in MgCO3 v vodi in se zaradi presežene topnosti izločita v obliki oborine (vodni kamen). 42 3. vaja: Elektroliti. Trdota vode. Karbonatno trdoto najenostavneje določimo kar s titracijo s klorovodikovo kislino in uporabo primernega indikatorja (metiloranž), saj med hidrogenkarbonatnimi in oksonijevimi ioni poteče reakcija nevtralizacije: HCO − 3 + H + 3 O H2O + H2CO3 Poleg karbonatov voda vsebuje še druge soli (sulfati, kloridi…), ki jih s segrevanjem ne moremo odstraniti, zato trdoto, ki je posledica prisotnosti naštetih soli, imenujemo stalna trdota. Vsota prehodne in stalne trdote je skupna trdota (imenovana tudi totalna trdota). Za izražanje trdote vode se uporablja več različnih načinov. Pri nas je največ v rabi nemška lestvica, kjer eno stopinjo na lestvici (°dH) predstavlja 1,00 mg CaO v 100 mL vode (množino vseh raztopljenih soli, tudi magnezijevih, s pomočjo množinskih razmerij preračunamo v mg CaO). V zadnjem času se za izražanje trdote vode pogosto uporablja tudi množinska koncentracija CaCO3, izražena v milimolih na liter. Lestvica trdote vode: 0–4 °dH zelo mehka (destilirana voda) 4–8 °dH mehka voda (deževnica) 8–18 °dH srednje trda voda (večina vodovodnih vod) 18–30 °dH trda voda nad 30 °dH zelo trda voda 43 3. vaja: Elektroliti. Trdota vode. Eksperimentalna naloga 1 Določite barve nekaterih indikatorjev v kislem in bazičnem mediju Potrebščine epruvete in stojalo za epruvete, kapalke, 2 M HCl, 2 M NaOH, raztopine indikatorjev Praktična izvedba naloge V tri epruvete nalijte po 3 mL 2 M raztopine HCl. V prvo epruveto dodajte dve kapljici raztopine indikatorja lakmusova tinktura, v drugo dve kapljici raztopine indikatorja fenolftalein in v tretjo dve kapljici raztopine indikatorja metiloranž. Zabeležite barvo, ki jo daje posamezen indikator v kislem mediju. Ponovite poskus z 2 M raztopino NaOH in zabeležite barve indikatorjev v bazičnem. Indikatorji so barvila ali zmesi barvil (univerzalni indikator), ki se v kislih in bazičnih raztopinah različno obarvajo. Po kemijski strukturi so šibke organske kisline (ali baze), pri katerih so ionizirane zvrsti drugače obarvane kot neionizirana oblika. Najpogostejši indikatorji, s katerimi se srečamo v laboratorijih, so lakmus, fenolftalein in metiloranž. pH območje, v katerem indikatorji spremenijo barvo: lakmus: 4,5–8,3 metiloranž: 3,1–4,4 fenolftalein: 8,2–10,0 Organsko barvilo lakmus je Metiloranž je sintetično Tudi fenolftalein je sintetično zmes različnih barvil, pripravljena spojina s formulo: pripravljena spojina s formulo: pridobljenih iz lišajev rodu Roccella in je eno od najstarejših znanih indikatorjev. Barvo mu daje predvsem ta spojina: Pri titracijah se uporablja kot 0,1 % raztopina v mešanici vode in etanola (4:1). Lakmusova tinktura je vodna Je tudi eno od barvil, ki raztopina lakmusa. sestavljajo univerzalni indikator. V laboratoriju se uporablja pripravljen kot alkoholna raztopina. Vprašanja in naloge a) V preglednico zabeleži barve indikatorjev v kislem in v bazičnem mediju indikator v kislem v bazičnem lakmusova tinktura fenolftalein metiloranž 44 3. vaja: Elektroliti. Trdota vode. Eksperimentalna naloga 2 Določite karbonatno trdoto vodovodne vode. Vzorec vodovodne vode si lahko po želji prinesete s seboj ali pa uporabite vodovodno vodo iz pipe v laboratoriju. Potrebščine merilni valj, erlenmajerica s širokim vratom, bireta, 0,1 M raztopina HCl, metiloranž Inventar za izvedbo titracije Birete so dolge kalibrirane cevke, ki se uporabljajo za natančno odmerjanje reagentov. Opremljene so z ventilom (»petelinčkom«), ki nam omogoča nastavljanje pretoka raztopine iz birete. Polavtomatske birete nam omogočajo hitro in natančno polnitev kalibriranega dela birete. Povezane so s steklenico, ki vsebuje titracijsko raztopino. S pomočjo gumijaste pumpice lahko načrpamo zrak v steklenico (luknjico na stekleni cevki, ki vodi do pumpice, zatesnimo s prstom) in s tem povečamo tlak v steklenici, kar povzroči, da se raztopina po zadnji cevki dvigne in pretoči v graduirani del birete. Ko se bireta napolni, prenehamo s črpanjem zraka in odtesnimo luknjico (odmaknemo prst), kar povzroči padec tlaka v steklenici, odvečna raztopina se po zadnji cevki vrne nazaj v steklenico in s tem avtomatsko nastavi bireto na 0 (začetno prostornino raztopine). Pri titraciji primemo vrat erlenmajerice z desno roko (desničarji), stekleni »petelinček« birete pa z levo roko (levičarji ravno obratno). Previdno odpremo petelinček birete, da reagent izteka po kapljicah, in raztopino v erlenmajerici ves čas titracije mešamo s krožnimi gibi roke. V primeru brezbarvnih tekočin lahko prostornino porabljene titracijske raztopine zelo natančno očitamo s pomočjo Schellbachove birete, ki ima na notranji steni, nasproti merilnih oznak za prostornino, vtopljen trak iz mlečnega stekla, v sredini katerega je modra črta. Raven tekočine je zdaj zelo enostavno opaziti, ker je svetlobni prelom v modri črti meniska zdaj videti kot dvojna konica. Vir slik: E. Generalic,https://glossary.periodni.com/glossary.php?en=automatic+burette in https://glossary.periodni.com/glossary.php?en=Schellbach%E2%80%99s+burette 45 3. vaja: Elektroliti. Trdota vode. Praktična izvedba naloge Z merilnim valjem odmerite 100 mL vzorca vode v erlenmajerico in dodajte dve kapljici indikatorja metiloranž. Titrirajte z 0,1 M raztopino HCl do preskoka barve iz rumene v čebulno (oranžno) barvo. Rdeča barva raztopine pomeni, da ste dodali HCl v presežku (raztopino ste pretitrirali). Titracijo ponovite še dvakrat. Če je razlika med dvema vrednostma večja od 0,2 mL, je potrebno meritev ponoviti. Prva titracija je namenjena ugotavljanju okvirne porabe, medtem ko povprečje ostalih dveh uporabite za nadaljnje izračune. Meritve V(HCl)1 = mL (orientacijska meritev) V(HCl)2 = mL (točna meritev) V(HCl)3 = mL (točna meritev) Vprašanja in naloge a) Predpostavite, da je ves hidrogenkarbonatni ion v vodovodni vodi prisoten v obliki Ca(HCO3)2 in zabeležite enačbo reakcije Ca(HCO3)2 s HCl. b) Izračunajte množino HCO − 3 ionov v 100 mL vašega vzorca vodovodne vode. c) Izračunajte, koliko miligramov CaO je (teoretično) v 100 mL vode, če predpostavite, da je ves kalcij v vodovodni vodi prisoten v obliki Ca(HCO3)2. d) Primerjajte rezultat naloge c) z vrednostmi lestvice trdote vode v nemških stopinjah (glejte poglavje Teoretične osnove te vaje). 46 3. vaja: Elektroliti. Trdota vode. Računske naloge 1.) Pri titraciji 20,0 mL raztopine H2SO4 neznane koncentracije porabimo mL 0,100 M raztopine NaOH. Napišite urejeno enačbo reakcije nevtralizacije, ki poteče, in izračunajte množinsko koncentracijo raztopine H2SO4. 2.) Antacidi, zdravila s katerimi nevtraliziramo presežno želodčno kislino, vsebujejo različne anorganske baze, kot je npr. Mg(OH)2. Določiti želimo vsebnost Mg(OH)2 v tabletki antacida. Tabletko, ki tehta g, raztopimo v deionizirani vodi in jo titriramo z 2,00 M raztopino HCl. Napišite enačbo reakcije, ki poteče, in jo uredite. Kolikšen je masni delež Mg(OH)2 v tabletki, če pri titraciji porabimo mL raztopine HCl? 47 3. vaja: Elektroliti. Trdota vode. 3.) Koliko mililitrov 0,500 M H2SO4 potrebujemo za nevtralizacijo zmesi mL 0,200 M NaOH in mL 0,200 M Ba(OH)2? Napišite in uredite vse enačbe reakcij nevtralizacije, ki potečejo. Rezultati računskih nalog številka listka: 1.) c = M 2.) w = % 3.) V = mL 48 4. vaja: Protolitska ravnotežja in pH raztopin PROTOLITSKA RAVNOTEŽJA IN pH RAZTOPIN. Spoznajmo protolitske reakcije pomembnih ionov v naravi, postopek merjenja pH raztopin in metodo določevanja pH vzorcev tal. 49 4. vaja: Protolitska ravnotežja in pH raztopin 4. vaja: Protolitska ravnotežja in pH raztopin Namen vaje: Spoznati protolitske reakcije pomembnih ionov v naravi, postopek merjenja pH raztopin in metodo določevanje pH vzorcev tal. Potrebno znanje: Protolitska ravnotežja v vodnih raztopinah, protolitske reakcije soli, pH raztopin. Teoretične osnove Teoretične osnove o elektrolitih, disociaciji, ionizaciji in protolizi ste spoznali že pri 3. vaji. Kadar je stopnja ionizacije manjša od 1, gre za ravnotežni proces, kjer razmerje med koncentracijami reaktantov in koncentracijami produktov opredeljuje ravnotežna konstanta Kc. Zapišimo splošno reakcijo ravnotežja: aA + bB cC + dD Ravnotežna konstanta je odvisna od temperature in je definirana kot: Kc = Kc = f(T) a [C]c d · [D] [A] · [B]b kjer oglati oklepaj označuje množinsko koncentracijo snovi v ravnotežju. To zvezo imenujemo tudi zakon o 1 vplivu koncentracij . Po dogovoru pri konstantah ravnotežja množinske koncentracije podajamo v mol L − (M) in podamo le številčno vrednost konstante. Šibke kisline in šibke baze so kisline oziroma baze, ki v vodi le deloma ionizirajo (le del molekul odda oziroma sprejme protone; stopnja ionizacije α je <1). V raztopini imamo tako v ravnotežju vedno prisotno tako protonirano kot neprotonirano obliko molekule. Kot primer zabeležimo protolitsko reakcijo pentanojske kisline (poimenovana tudi valerenska kislina – po baldrijanu (Valeriana officinalis), katerega sestavina je): C − + H COOH(aq) + H O(l) C H COO (aq) + H O(aq) 4 9 2 4 9 3 c ∙ (1 – α) c ∙ α c ∙ α Ravnotežna konstanta te protolitske reakcije je: K [C 4 ‒ + H 9 COO ] ∙[H 3 O] c = [C 4 H 9 COOH ] ∙ [H 2 O] V razredčenih vodnih raztopinah le majhen delež molekul vode protolitsko zreagira, zato lahko predpostavimo, da se koncentracija vode med reakcijo skoraj ne spreminja. Tako lahko vpeljemo novo konstanto Ka, ki jo imenujemo ravnotežna konstanta ionizacije (protolize) kisline: K [H [C ‒ + 2 ∙[H 4 H 9 COO ] 3 O ] ( c ∙ α ) ∙ ( c ∙ α ) c ∙ α O] = = = 1,51∙10‒5 a = K c ∙ 2 = (pri 25 °C) [C 4 H 9 COOH ] (1 ‒ α c ∙ (1 ‒ α ) ) Deprotonirano obliko neke šibke kisline (v primeru pentanojske kisline je to pentanoatni ion) poimenujemo konjugirana baza (zakaj »baza«, boste ugotovili v poglavju Protolitske reakcije soli šibkih kislin in šibkih baz). 51 4. vaja: Protolitska ravnotežja in pH raztopin Podobno vpeljemo tudi ravnotežno konstanto ionizacije (protolize) baze Kb (kot primer izpostavimo amonijak): NH + − 4+ ‒ [NH ] ∙ [OH] 3 2 4 c (aq) + H O(l) NH (aq) + OH (aq) K = [NH c 3 2 ] ∙ [HO] ∙ (1 – α ) c ∙ α c ∙ α K [NH +] ‒ 4 ∙ [OH] (c ∙α) ∙ (c ∙α) c ∙α 2 = = = 1,75 ∙10‒5 b = K c ∙ [H 2 O] = (pri 25 °C) [NH 3 ] α (1 ‒ α ) c ∙ (1 ‒ ) Protonirano obliko neke šibke baze (v primeru amonijaka je to amonijev ion) poimenujemo konjugirana kislina. Zaradi lažjega zapisa pogosto navajamo protolitske konstante kislin in baz kot pKa in pKb, izražene kot: pKa = −log Ka in pKb = −log Kb Tako sta pKa pentanojske kisline in pKb amonijaka: p ‒5 ‒5 K = −log K = −log 1,51∙ 10 = 4,82 oziroma p K = −log K = −log 1,75 ∙ 10 = 4,76 a a b b pH raztopin. Stopnjo kislosti ali bazičnosti neke raztopine šibke kisline oziroma šibke baze opredeljujemo z množinsko koncentracijo oksonijevih oziroma hidroksidnih ionov v raztopini. Tudi kemijsko čista voda v manjši meri prevaja električni tok (specifična električna prevodnost pri 20 −6 −1 −1 ºC je 4 ⋅ 10 Ω m), kar kaže, da so tudi v čisti vodi prisotni ioni. Protolitsko ravnotežje v čisti vodi podaja naslednja enačba: 2H2O(l) H − 3 O + (aq) + OH(aq) Ravnotežje je močno premaknjeno na stran reaktantov, ravnotežna konstanta je majhna: [H + − [OH 3 ‒ O ] ∙ ] Kc 2 18 (pri 22 °C) = = 3,26 ∙ 10 [H2O] Če upoštevamo, da torej le majhen delež vode protolitsko zreagira, lahko zanemarimo delež molekul vode, ki je protolitsko zreagiral, ter vpeljemo novo konstanto Kw, ki jo poimenujemo ionski produkt vode. K 2 + − −14 = K ∙ [H O] = [H O ] ∙ [OH ] = 1,0 ⋅ 10 (pri 22 ºC) w c 2 3 Iz zapisanega sledi: + − −7 −1 nevtralne raztopine: [H O ] = [OH ] = 1·10 mol L 3 kisle raztopine: + − + −7 −1 [H O ] > [OH ] [H O ] > 1·10 mol L 3 3 bazične raztopine: + − + −7 −1 [H O ] < [OH ] [H O ] < 1·10 mol L 3 3 Zaradi enostavnejše oblike številskega podajanja je za izražanje kislosti raztopine uveljavljena uporaba pojmov pH in pOH, katerih definicija je: pH = ‒log [H + 3 O] in pOH = ‒log [OH‒] in ker je + ‒ −14 K w = [H 3 O ] ∙[OH ] = 1 , 0 ⋅ 10 , torej velja pH + pOH = 14 Po navadi je za izražanje »kislosti« raztopin v uporabi pH, ne glede na to ali je raztopina kisla ali bazična. V primeru bazičnih raztopin (pH > 7), najprej izračunamo pOH raztopine, nato pa izrazimo pH s pomočjo zgornje enačbe. 52 4. vaja: Protolitska ravnotežja in pH raztopin Protolitske reakcije soli šibkih kislin in šibkih baz. Zaradi ravnotežne reakcije, v kateri sta udeležena šibka kislina in njena deprotonirana oblika (imenujemo jo konjugirana baza) ali baza in njena protonirana oblika (protonirano) obliko. Kot primer si poglejmo raztapljanje amonijevega klorida. Če v vodi raztopimo NH4Cl, + − − le (konjugirana kislina), je težnja po vzpostavitvi ravnotežja tudi, kadar v vodi raztopimo ustrezno deprotonirano -ta najprej disociira na NH4 in Cl ione. Cl ioni z molekulami vode in njenimi nabitimi zvrstmi ne reagirajo, NH + 4 ioni pa nadalje protolitsko reagirajo (reakcijo imenujemo hidroliza): NH + − Cl(s) NH (aq) + Cl(aq) 4 4 NH + 4(aq) + H2O(l) NH3(aq) + H + 3 O(aq) Raztopina NH4Cl tako ni nevtralna, ampak rahlo kisla. Ravnotežna konstanta za to reakcijo je: Kc = + [NH [NH [H3O+ 3 ] ∙] 4 2 ] ∙ [HO] Podobno kot smo definirali konstanto kisline Ka in konstanto baze Kb, definiramo tudi konstanto protolize (oziroma konstanto hidrolize) konjugiranih baz (označimo jo z Kb') in konjugiranih kislin (označimo jo z Ka'). zapišemo: + [NH V primeru amonijevega iona, ki je protonirana oblika baze NH3 in zato z vodo reagira kot kislina, torej Ka' = Kc ∙ [H2O] = + [NH 3 3 ] ∙ [HO ] 4 ] ustrezne šibke kisline (oziroma Kb ustrezne šibke baze). Če zapišemo izraz za Kb amonijaka in jo v števcu in + imenovalcu pomnožimo s [H Konstanto protolize za določeno konjugirano bazo (oziroma konjugirano kislino) lahko izračunamo iz Ka 3 O ], dobimo: K [NH + − + 4 ] ∙ [OH ] [NH]∙[OH‒ 4]∙[H3O+ + ] [NH 4]∙ Kw Kw b = = + = [NH 3 ] ∙ [H 3 O ] [NH 3 ] ∙ [H + = [NH 3 ] 3 O ] K a ' Torej velja: Kw = Ka' ⋅ Kb Raztopine soli šibkih baz so torej nekoliko kisle, raztopine soli šibkih kislin pa nekoliko bazične. Vodni raztopini NaCH3COO in Na2CO3 sta torej bazični: CH3COO− + H2O CH3COOH + OH− CO 2− − − + H O HCO + OH 3 2 3 pH tal (reakcija tal, kislost tal) je eden od najpomembnejših parametrov tal, ki ima zelo velik vpliv na mobilnost kemijskih zvrsti v tleh in posledično na njihovo biodostopnost oziroma na stopnjo njihovega spiranja v globlje plasti tal ali celo v podtalnico. Na pH tal med drugim močno vplivajo proces razpadanja odmrle organske snovi (humifikacija), pri katerem se tvorijo huminske in fulvo kisline, oksidacija reduciranih oblik žvepla in dušika v sulfatne in nitratne zvrsti, izločanje organskih kislin preko koreninskega sistema rastlin, izločanje CO2 kot posledico dihanja talnih mikroorganizmov in sama matična podlaga. Oksonijevi ioni v talni raztopini so tudi posledica prisotnosti Fe3+ in Al3+ ionov, ki v hidratirani obliki (kot ioni [Al(H2O)6]3+ in [Fe(H 3+ 2 O) 6 ]) protolitsko reagirajo z vodo, pri čemer nastanejo H3O+ in [Al(H2O)5OH]2+ oziroma [Fe(H2O)5OH]2+ ioni. primer enačbe reakcije: [Al(H2O)6]3+ + H2O [Al(H2O)5OH]2+ + H3O+ 53 4. vaja: Protolitska ravnotežja in pH raztopin Protokol za merjenje pH tal. Določanje pH vzorcev tal se izvaja skladno s standardom SIST EN ISO 10390:2022 - Tla, obdelani biološki odpadki in blato - Določevanje pH-vrednosti. Vzorec tal predhodno posušimo pri največ 40 °C in presejemo skozi sito s premerom por 2 mm. Odmerimo določeno prostornino (vsaj 5 mL) tako pripravljenih tal in jim dodamo petkratno prostornino 0,01 M raztopine CaCl2. Tako pripravljeno suspenzijo dobro stresamo vsaj 5 minut, nato pa jo pustimo stati vsaj 2 uri, toda ne več kot 24 ur. Tik pred merjenjem pH zopet dobro pretresemo suspenzijo in izmerimo pH v usedajoči se suspenziji. Rezultat zabeležimo na dve decimalni mesti natančno. Z ekstrakcijo tal z 0,01 M raztopino CaCl2 določimo t. i. potencialno kislost tal. Kot ekstrakcijska raztopina se uporablja tudi deionizirana voda (določimo aktivno kislost tal) ali pa 1,0 M raztopina KCl (potencialna kislost tal). Vzorec tal lahko po želji prinesite s seboj (vzorec boste ustrezno predpripravili s pomočjo osebja FKKT) ali pa uporabite že predpripravljene vzorce tal v laboratoriju. 54 4. vaja: Protolitska ravnotežja in pH raztopin Eksperimentalna naloga 1 Izmerite pH raztopin: 0,10 M raztopine NaCH3COO 0,10 M raztopine NH4Cl 0,10 M raztopine AlCl3 0,10 M raztopine FeCl3 Izmerite pH suspenzij različni vrst tal v 0,01 M raztopini CaCl2. Potrebščine čaša (50 mL), pH-meter in ustrezne elektrode, PE centrifugirka (50 mL), 0,01 M CaCl2, 0,10 M NaCH3COO, 0,10 M NH4Cl, 0,10 M AlCl3 0,10 M FeCl3 Merjenje pH Več o elektrokemiji boste slišali na predavanjih pri poglavju redoks reakcije, tu si pa le na kratko poglejmo, kako je sestavljena elektroda za merjenje pH. Za merjenje pH uporabljamo kombinirano stekleno elektrodo, kjer sta delovna (steklena elektroda) in referenčna elektroda združeni v eno ohišje. pH meter meri potencialno razliko med obema elektrodama (v mV). Medtem ko je potencial referenčne elektrode konstanten (za Ag/AgCl elektrodo je 0,199 V pri 25 °C), je potencial steklene elektrode odvisen od koncentracije Aktivni del steklene elektrode je steklena membrana, ohišje elektrode iz pritrjena na stekleno ali plastično cev. V notranjosti se H + 3 O ionov v raztopini, v katero je elektroda potopljena. nahaja notranja AgCl/Ag elektroda, obdana z 3 referenčna neprevodne M plastike ali stekla elektrodna raztopina raztopino KCl. Odziv steklene membrane temelji na zunanja referenčna (3 M KCl) različni stopnji izmenjanosti ionov na zunanji strani AgCl/Ag elektroda je odvisno od aktivnosti H3O+ ionov na zunanji strani keramična frita membrane. V bistvu poteče zamenjava Na steklene membrane. V kolikšni meri poteče ta izmenjava, + ionov v steklu s H+ ioni iz zunanje raztopine. Zaradi razlike v koncentraciji H+ ionov na obeh straneh membrane pride notranja Ag/AgCl do razlike v potencialu. Enačba reakcije ionske elektroda ⸺SiO notranja pufrska ki se odziva na − Na + (s) + H + (aq) ⸺SiO − H + (s) + Na + (aq) koncentracijo H + 3 O raztopina (3 M KCl) izmenjave: steklena membrana, ionov v merjeni raztopini Praktična izvedba naloge Predhodno pripravljeno raztopino soli prelijte v suho 50-mililitrsko čašo. Elektrodo dobro sperite z deionizirano vodo, jo nežno obrišite in potopite v raztopino. Ko se na pH metru vrednost pH merjene raztopine ustali, jo odčitajte. Po merjenju pH zopet sperite elektrodo z deionizirano vodo. Suspenzije tal so že predhodno pripravljene po postopku opisanem v poglavju teoretičnih osnov. Pred meritvijo suspenzijo ponovno dobro pretresite, vanjo potopite elektrodo in odčitajte pH. 55 4. vaja: Protolitska ravnotežja in pH raztopin Vprašanja in naloge a) Zabeležite izmerjen pH raztopin soli in suspenzij tal. b) Napišite enačbe protolitskih reakcij z vodo, ki potečejo v raztopinah soli (pomagajte si z vsebino teoretičnega uvoda, poglavje pH tal). c) Dopolnite preglednico z manjkajočimi podatki. Ka( CH −5 3 COOH) = 1,75·10 pKa(CH3COOH) = Kb'( CH3COO−) = pKb'(CH3COO−) = Kb(NH3) = pKb(NH3) = 4,74 Ka'(NH + 4) = pKa'(NH + 4) = K 3+ 3+ ( [Al(H O) ] ) = p K ( [Al(H O) ]) = 4,85 a 2 6 a 2 6 Ka([Fe(H2O) 3+ −3 6 ] ) = 6,92·10 p 3+ K a ( [Fe(H 2 O) 6 ]) = 56 4. vaja: Protolitska ravnotežja in pH raztopin Računske naloge 1.) Izračunajte pH raztopine, ki jo dobimo, če k 10,0 mL M raztopine HCl dodamo 1,00 mL M raztopine NaOH. Predpostavite aditivnost prostornin. 2.) Izračunajte pH vrednost M raztopine Ca(OH)2. 3.) Izračunajte pH M raztopine NH3 s stopnjo ionizacije . 57 4. vaja: Protolitska ravnotežja in pH raztopin 4.) V naravi so, z nekaj izjemami, prisotne predvsem šibke kisline. Z razpadom organske snovi tal nastane množica različnih organskih kislin. Butanojska kislina (maslena kislina) npr. nastane kot končni produkt fermentacije glukoze in škroba pod vplivom določenih anaerobnih bakterij. pKa butanojske kisline (C4H7COOH) pri 25 °C je 4,82. Izračunajte množinsko koncentracijo oksonijevih ionov v M raztopini butanojske kisline. Kolikšna je stopnja disociacije butanojske kisline pri tej koncentraciji? Izračunajte pH te raztopine. Rezultati računskih nalog številka listka: 1.) pH = a 2.) pH = a 3.) pH = a 4.) + c (H O) = M 3 α = M pH = M 58 5. vaja: Topnostni produkt. Amfoternost. TOPNOSTNI PRODUKT. AMFOTERNOST. Spoznajmo topnost in amfoternost nekaterih pomembnih spojin in ionov v naravi. 59 5. vaja: Topnostni produkt. Amfoternost. 5. vaja: Topnostni produkt. Amfoternost. Namen vaje: Spoznati topnost in amfoternost nekaterih pomembnih spojin in ionov v naravi. Potrebno znanje: Kemijsko ravnotežje, topnostni produkt, amfoternost. Teoretične osnove Topnost. Razpoložljivost hranil in mineralnih snovi v naravi je odvisna od njihove topnosti. Topnost določene trdne snovi je odvisna od vrste topila, v katerem jo raztapljamo, od temperature in tlaka (predvsem pri plinih) ter od prisotnosti drugih ionov v raztopini. Kot ste že spoznali pri 2. vaji, raztopino, v kateri je pri določeni temperaturi raztopljena največja možna količina topljenca, imenujemo nasičena raztopina. V grobem govorimo, da je snov dobro topna, če je množinska koncentracija nasičene raztopine pri sobni temperaturi vsaj 0,1 M oziroma več (razen določenih izjem v to skupino spadajo predvsem soli alkalijskih kovin in amonijeve soli, acetati, nitrati, halogenidi in sulfati), delno topna, če je koncentracija nasičene raztopine med 0,0001 M in 0,1 M, in slabo topna, če je koncentracija nasičene raztopine manj kot 0,0001 M (razen določenih izjem so to predvsem karbonati, kromati, fosfati, sulfidi in hidroksidi). Glede na obseg topnosti, topnost dobro topnih snovi izražamo v gramih topljenca, ki se raztopi v 100 g vode (ta način izražanja topnosti smo spoznali že pri 2. vaji), medtem ko za ponazoritev sestave nasičene raztopine v primeru slabo topnih snovi uporabljamo topnostni produkt. Topnostni produkt. Nasičena raztopina je vedno v ravnotežju z neraztopljeno trdno snovjo. Če je neka snov slabo topna, je koncentracija nasičene raztopine majhna in lahko predpostavimo, da je raztopljena snov popolnoma disociirana: AaBb(s) AaBb(aq) aAb+(aq) + bBa−(aq) Oznaka (s) se nanaša na trdno snov (ang. solid), oznaka (aq) pa na Ravnotežna konstanta tega ravnotežja je: Kc = [A [A b b+ a− + ] a ∙ [B a − ] b raztopljeno zvrst (A , B). a b B] Če je nasičena raztopina v stiku s trdno fazo, lahko predpostavimo, da je koncentracija trdne snovi ([AaBb]) konstantna in jo vključimo v novo konstanto Ksp, ki jo imenujemo konstanta topnostnega produkta oz. krajše topnostni produkt. K b [Ab+]a b ∙ [B a − ] b b + a a − Oznaka sp izvira iz angleškega c ⋅ [A a B ]= = K sp oziroma K sp ( A a B b ) = [A ] ∙ [B ] jezika ( sp – solubility product ) Topnost in okolje. V tleh so za rastline najpogostejši vir železovih ionov železovi oksidi in hidroksidi. Z raztapljanjem teh spojin železovi ioni preidejo v talno raztopino in tako postanejo rastlinam dostopni. Na proces raztapljanja neke slabo topne spojine ima močan vpliv predvsem stopnja kristaliničnosti te spojine, temperatura, pH medija (v našem primeru pH tal), prisotnost drugih ionov v talni raztopini in njihova koncentracija ter narava topila. Kot primer si poglejmo raztapljanje Fe(OH)3 v čisti vodi in v raztopini, kjer so že prisotni hidroksidni ioni. 61 5. vaja: Topnostni produkt. Amfoternost. Raztapljanje snovi v čisti vodi: Zapišemo enačbo reakcije raztapljanja Fe(OH)3 in izrazimo množinsko koncentracijo nasičene raztopine (s) − Fe(OH) 3 , če je topnostni produkt Fe(OH) 3 pri 25 °C 2,8∙10 39 : Fe(OH)3(s) Fe3+(aq) + 3OH−(aq) s s 3s Ksp 10 Ksp = [Fe3+]·[OH−]3 = s ·(3s)3 = s ·27s3 = 27s4 in s = 4 = 1,0∙10− M 27 Nasičena raztopina Fe(OH)3 v čisti vodi je teoretično torej 1,0∙10−10 molarna (zaradi protolitske reakcije Fe3+ ionov je dejanska topnost nekoliko višja – protolitsko reakcijo Fe3+ ionov ste spoznali že pri 4. vaji). Raztapljanje snovi v prisotnosti istoimenskih (skupnih) ionov: Če snov raztapljamo v vodni raztopini, v kateri je že prisoten skupni ion, bo njena topnost manjša kot v čisti vodi. V primeru Fe(OH)3 je njegova topnost manjša, če so v raztopini že prisotni Fe3+ ali OH− ioni. Kot primer izračunajmo, koliko Fe(OH)3 (v gramih) se lahko teoretično raztopi v 1,0 L raztopine NaOH, ki ima pH 12. V raztopini NaOH imamo Na+ − + in OH ione. Na ioni ne vplivajo na topnost Fe(OH) , medtem ko 3 prisotnost OH− ionov v raztopini vpliva na topnost Fe(OH)3. pH raztopine NaOH je 12, torej je koncentracija OH− ionov v raztopini NaOH: [OH−] = 10−pOH = 10−(14−pH) = 0,010 M Če v tej raztopini pripravimo nasičeno raztopino Fe(OH) − 3 , so koncentracije Fe 3+ in OH ionov sledeče: Fe(OH)3(s) Fe3+(aq) + 3OH−(aq) s1 s1 3s1 + 0,01 M kjer smo z s1 označili množinsko koncentracijo nasičene raztopine Fe(OH)3 v 0,010 M raztopini NaOH, ki prav tako vsebuje hidroksidne ione. Ksp = [Fe3+]·[OH−]3 = s1 · (3 s1 + 0,01)3 Ker je bila topnost Fe(OH)3 (izražena v mol L−1) v čisti vodi samo 1,0∙10−10 M in bo v primeru raztapljanja Fe(OH)3 v raztopini NaOH še manjša, lahko poenostavimo, da je 3s + 0,01 ≈ 0,01. Iz tega sledi: Ksp = [Fe3+]·[OH−]3 = s1 · (3 s1 + 0,01)3 = s1 · (0,01)3 in Ksp s − 1 = 3 = 2,8∙ 1033 M ( 0,01 ) Rezultat nam lepo pokaže, kako velik vpliv imajo lahko istoimenski ioni na topnost posameznih snovi. Izračunajmo še maso raztopljenega Fe(OH)3 v 1,0 L takšne raztopine: m(Fe(OH)3) = n(Fe(OH)3) ∙ M(Fe(OH)3) = s1 ∙ V ∙ M(Fe(OH)3) = = 2,8∙10−33 mol L−1 ∙ 1,0 L ∙ 106,9 g mol−1 = 3,0∙10−31 g V naravi sestava raztopin seveda ni tako preprosta. Množica prisotnih ionov lahko preko raznovrstnih ravnotežnih reakcij, v katerih sodelujejo ti ioni, precej vpliva na dejansko topnost posameznih kemijskih zvrsti. Amfoterni hidroksidi. Amfoternost je lastnost snovi, da lahko reagira kot kislina in kot baza. Amfoterni hidroksidi se v presežku hidroksidnih ionov (za razliko od »pravih hidroksidov«, kot je npr. Fe(OH)3) zaradi nastanka hidroksido kompleksov raztopijo. Primer pomembnega amfoternega hidroksida v naravi je Al(OH)3, katerega protolitski reakciji lahko poenostavljeno zabeležimo takole: Al(OH)3(s) + 3H3O+(aq) [Al(H2O)6]3+(aq) Al(OH)3(s) + OH−(aq) [Al(OH)4]−(aq) 62 5. vaja: Topnostni produkt. Amfoternost. Eksperimentalna naloga 1 Opazujte ionske reakcije svinčevih soli. Potrebščine čaša (50 mL), epruvete, stojalo za epruvete, merilni valj (10 mL), kapalke, stekleni lij, stekleni trikotnik, stojalo, mufa, filtrirni papir, nasičena raztopina PbCl2, 2 M raztopina NaCl, 0,1 M raztopina KI Praktična izvedba naloge V epruveto odmerite 5,0 mL nasičene raztopine PbCl2. Raztopini dodajte 3,0 mL 2 M raztopine NaCl in dobro premešajte (s previdnim stresanjem epruvete ali pa z uporabo zamaška za epruvete). Nastalo oborino odfiltrirajte v čisto suho čašo in 3,0 mL filtrata prelijte v suho epruveto (poimenujmo jo epruveta A). V drugo epruveto (poimenujmo jo epruveta B) nalijte 3,0 mL prvotne nasičene raztopine PbCl2. Nato tako v epruveto A kot v epruveto B dodajte 6 kapljic 0,1 M raztopine KI. Dobro premešajte vsebino obeh epruvet in primerjajte količini oborine, nastale v obeh epruvetah. Vprašanja in naloge a) Katera oborina je nastala od dodatku raztopine NaCl nasičeni raztopini PbCl2? Pojasnite, zakaj se oborina izloči. b) Katera oborina je nastala od dodatku raztopine KI v epruveti A in B (pomagajte si s podatki v preglednici)? V kateri epruveti se izloči več oborine in zakaj? spojina formula Ksp Pb(II) klorid PbCl −5 2 1,7∙10 Pb(II) jodid PbI 9 2 9,8∙10 − c) Napišite enačbe reakcij, ki potečejo. 63 5. vaja: Topnostni produkt. Amfoternost. Eksperimentalna naloga 2 Pripravite Ca(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3 in Fe(OH)3 in ugotovite, kateri hidroksidi so amfoterni. Potrebščine epruvete, stojalo za epruvete, merilni valj (10 mL), kapalke, 0,1 M raztopina CaCl2, 0,1 M raztopina AlCl3, 0,1 M raztopina CrCl3, 0,1 M raztopina FeCl3, 2 M raztopina NaOH, 2 M raztopina HNO3 Praktična izvedba naloge V epruveto odmerite 5 mL 0,1 M raztopine CaCl2. Počasi dodajajte 5 do 10 kapljic 2 M raztopine NaOH in nastalo suspenzijo dobro premešajte (s previdnim stresanjem epruvete ali pa z uporabo zamaška za epruvete). Vsebino razdelite v dve epruveti. V prvo med mešanjem (previdno stresajte epruveto) počasi dokapavajte 2 M raztopino HNO3 (10 do 15 kapljic), v drugo pa 2 M raztopino NaOH (10 do 30 kapljic) in opazujte, ali se oborina raztopi. Ponovite eksperiment še z raztopino AlCl3, CrCl3 in FeCl3. 2 M NaOH 0,1 M CaCl2 ali 0,1 M AlCl3 ali 0,1 M CrCl3 ali 0,1 M FeCl3 2 M HNO3 2 M NaOH 65 5. vaja: Topnostni produkt. Amfoternost. Vprašanja in naloge a) Kovinski ioni so v vodnih raztopinah hidratirani. V primeru kovinskih ionov naše vaje je formula x+ hidratiranega iona [M(H + 2 O) 6 ] , kjer “M” predstavlja ustrezno kovino, “x ” pa naboj iona. Ob dodatku raztopine natrijevega hidroksida k raztopinam soli so nastali ustrezni hidroksidi. Kemijske reakcije, ki potečejo, lahko zabeležimo s splošno enačbo reakcije: [M(H x+ − O) ] + xOH M(OH) + 6H O 2 6 x 2 Zapišite urejeno enačbo ionske reakcije, ki poteče med hidratiranim kovinskim ionom in hidroksidnim ionom, za vse štiri kovinske ione, ki smo jih proučevali pri vaji. b) Izpolnite preglednico s svojimi opažanji (vpliv dodatka kisline ali baze na raztapljanje hidroksida). spojina raztopina HNO3 raztopina NaOH Ca(OH)2 Al(OH)3 Cr(OH)3 Fe(OH)3 66 5. vaja: Topnostni produkt. Amfoternost. c) Kateri kovinski hidroksidi imajo amfoterne lastnosti? d) S pomočjo že zabeleženih enačb protolitskih reakcij Al(OH)3 (glej poglavje teoretičnih osnov te vaje), zapišite še urejene enačbe protolitskih reakcij, ki potečejo ob dodatku kisline ali baze v suspenzijo hidroksida ostalih treh kovin. 67 5. vaja: Topnostni produkt. Amfoternost. Računske naloge 1.) Topnostni produkt je . Izračunajte molarnost nasičene raztopine. Koliko miligramov se lahko raztopi v 150 litrih vode? 2.) Topnost železovih(II) in železovih(III) soli se precej razlikuje. Izračunajte, kolikokrat je topnost (izražena kot množinska koncentracija nasičene raztopine) Fe(OH)2 večja od topnosti Fe(OH)3, če sta pri 25 °C K −17 −39 (Fe(OH) ) = 4,87·10 in K (Fe(OH) ) = 2,79·10. Koliko miligramov Fe(OH) oziroma koliko sp 2 sp 3 2 miligramov Fe(OH)3 se teoretično raztopi v L vode? Rezultati računskih nalog številka listka: 1.) s = M m = g 2.) s(Fe(OH)2)/s(Fe(OH)3) = M m(Fe(OH)2) = g m(Fe(OH)3) = g 68 6. vaja: Nekatere lastnosti rastlinskih pigmentov. NEKATERE LASTNOSTI RASTLINSKIH PIGMENTOV. Spoznajmo vpliv kemijske strukture osnovnih rastlinskih pigmentov na njihovo barvo. 69 6. vaja: Nekatere lastnosti rastlinskih pigmentov. 6. vaja: Nekatere lastnosti rastlinskih pigmentov Namen vaje: Spoznati vpliv kemijske strukture osnovnih rastlinskih pigmentov na njihovo barvo Teoretične osnove Barve spojin. Človeško oko je občutljivo za elektromagnetno valovanje z valovnimi dolžinami med približno 400 nm in 750 nm. Barva je posledica absorpcije svetlobe določene valovne dolžine. Z očesom pa ne opazimo barve, ki se je absorbirala, pač pa njeno komplementarno barvo. Človek je že od nekdaj želel ugotoviti povezavo med strukturo spojine in njeno barvo. Tako so v preteklosti z opazovanji ugotovili, da je za barvo spojine potrebna prisotnost nenasičenih skupin (večkratnih vezi), ki so jih imenovali kromoforji. Znano je bilo tudi, da nekatere skupine (−OH, −NH2 ...), ki jih imenujemo avksokromi, povečajo intenziteto barve. Kasneje so ugotovili, da je barvo spojine moč razložiti s prehodom elektronov med različnimi energijskimi nivoji v molekuli. UV-Vis spektroskopija. Ena izmed analitskih metod, s katero lahko proučujemo absorpcijo svetlobe v vzorcu snovi, je UV-VIS spektroskopija. Instrument, ki ga pri tej metodi uporabljamo, UV-Vis spektrofotometer, vsebuje vir polikromatske svetlobe (npr. ksenonova žarnica), ki se s pomočjo monokromatorja razdeli v posamezne valovne dolžine. Ko monokromatska svetloba vstopa v absorpcijsko celico (po navadi je to kiveta iz kvarčnega stekla), v kateri se nahaja raztopina vzorca, ki ga želimo proučevati, se del svetlobe absorbira, ker se njena energija porabi za prehode elektronov v višja energijska stanja. Rezultat meritev je UV-Vis spekter, na katerem vidimo odvisnost absorbance (veličina, ki opredeljuje stopnjo absorpcije svetlobe) vzorca od valovne dolžine svetlobe. Rastlinski pigmenti. Rastlinska tkiva so pogosto obarvana, kar je posledica prisotnih pigmentov. Najpomembnejši pigmenti, ki jih srečamo v rastlinah, so klorofili, karotenoidi in antocianini. V večini rastlinskih ekstraktov imamo opravka z zmesmi različnih pigmentov. Klorofili so zeleni pigmenti, strukturno podobni molekuli hema, ki je sicer sestavina krvi. Klorofil a je modrozelen in dvakrat bolj pogost od klorofila b, ki je olivno zelene barve. Nahajajo se v kloroplastih, ne najdemo pa jih v citoplazmi. Klorofili so pomembni pri pretvorbi sončne energije pri fotosintezi. Ta energija služi za sintezo sladkorjev in kisika iz ogljikovega dioksida in vode. Karotenoidi so dobili ime po korenju, v katerem jih med drugim tudi najdemo. Za strukture teh spojin je značilna prisotnost večjega števila dvojnih vezi. Delimo jih na karotene (splošna formula C40Hx) in ksantofile (splošna formula C40HxOy). Spojine iz te družine imajo rumeno in oranžno barvo in se nikdar ne pojavljajo posamezno, pač pa v zmeseh. Tudi karotenoidi sodelujejo pri fotosintezi. V zelenih listih se nahajajo predvsem β-karoten, ki ga je od vseh prisotnih karotenoidov od 25–30 %, lutein (okoli 45 %), violaksantin (15 %) in neoksantin (15 %). Antocianini formalno pripadajo fenolom, saj vsebujejo več −OH skupin, vezanih na aromatske obroče. Lahko so obarvani v različnih odtenkih rdeče, rožnate ali vijolične barve. Njihova funkcija ni dodobra razjasnjena, nahajajo pa se v vakuolah. V sezoni rasti je klorofil zelo pogost v rastlinah. Nekatere rastline so sposobne pretvarjati ogljikove hidrate v antocianine, zato so njihovi listi rdeče obarvani, še posebej jeseni, ko klorofil ne nastaja več. Listi rastlin, ki niso sposobne proizvajati antocianinov, se jeseni obarvajo oranžno oziroma rumeno, kar je posledica prisotnosti karotenoidov. 71 6. vaja: Nekatere lastnosti rastlinskih pigmentov. OCH3 OH OH + + HO O HO O OH OH OH OH peonidin (škrlatno rdeča barva) pelargonidin (oranžna barva) Formuli dveh antocianinov R= −CH3 klorofil a −CHO klorofil b Formula klorofila a oziroma klorofila b β-karoten likopen Formuli karotenoidov β-karotena in likopena 72 6. vaja: Nekatere lastnosti rastlinskih pigmentov. območja abscisne in ordinatne osi) UV-Vis spekter klorofila a in klorofila b ter nekaterih karotenoidov (bodite pozorni na različna Kromatografija. S kromatografijo se je prvi ukvarjal ruski botanik Mihail Cvet na začetku dvajsetega stoletja. To tehniko je uporabil za ločevanje različnih rastlinskih pigmentov. Sledil je velik razcvet te metode in razvoj novih kromatografskih metod, predvsem zaradi potrebe po ločevanju sestavin v bolj kompleksnih zmeseh. Metoda omogoča ločitev, izolacijo in identifikacijo sorodnih sestavin v zmeseh. Pri vseh vrstah kromatografije ločimo stacionarno in mobilno fazo. Sestavine zmesi z mobilno fazo potujejo skozi stacionarno fazo; ločitev temelji na razlikah v hitrosti prehajanja posameznih sestavin. Za uspešno kromatografijo morajo biti sestavine zmesi topne v mobilni fazi. Prav tako pa morajo biti tudi sposobne interakcije s stacionarno fazo; lahko se v njej raztapljajo, se na njej adsorbirajo ali celo kemijsko reagirajo z njo. Posledica tega je, da se sestavine zmesi porazdelijo med obe fazi. Papirna kromatografija je ena od enostavnejših oblik te tehnike, s katero ste se verjetno srečali že v srednji šoli. V porah papirja se nahajajo minimalne količine vode, ki predstavlja stacionarno fazo. Zmes, ki jo želimo ločiti, nanesemo na trak filtrirnega papirja in spodnji del filtrirnega papirja potopimo v mobilno fazo. Mobilna faza se z raztopljeno zmesjo zaradi kapilarnosti prične širiti proti vrhu papirnatega traku. Pri tem prihaja do interakcije sestavin zmesi z vodo v porah papirja. Ker so lastnosti sestavin različne, se sestavine ločijo in jih opazimo kot jasno izražene lise na razvitem kromatogramu. Seveda ločitev včasih ne poteka tako uspešno, še posebej, če so lastnosti spojin zelo podobne. Precej boljšo ločljivost kot papirna kromatografija omogoča tankoplastna kromatografija. Osnovni princip tankoplastne kromatografije je enak kot pri papirni kromatografiji. Mobilna faza potuje zaradi kapilarnih sil med porami delcev velikosti 10−15 nm. Kot adsorbent se v večini uporablja SiO2 (v 90 % vseh uporab), ki je nanešen na trden nosilec. 73 6. vaja: Nekatere lastnosti rastlinskih pigmentov. Eksperimentalna naloga 1 Iz listov zelene rastline pripravite rastlinski ekstrakt. Zaželeno je, da liste izbrane rastline prinesete s seboj, lahko pa uporabite vzorce v laboratoriju. Posnemite UV-Vis spekter razredčenega ekstrakta. S pomočjo tankoplastne kromatografije ločite klorofila a in b in karotenoide iz rastlinskega ekstrakta. Potrebščine škarje, terilnica in pestilo, kremenčev pesek, epruveta, gumijasti zamašek, aceton, petroleter, steklenička, kapalka, UV-Vis spektrofotometer, kivete iz kvarčnega stekla z zamaškom, silikagel na aluminijasti foliji Praktična izvedba naloge Priprava ekstrakta: S škarjami na drobne koščke narežite približno 10 g zelenih listov (listi dreves, špinača, trava ...). Razrezani material prenesite v terilnico, dodajte malo kremenčevega peska in dobro strite. V epruveto stresite toliko zmesi, da bo v višino segala 3−4 centimetre. Dolijte 5 mL acetona, zamašite z gumijastim zamaškom in med desetminutnim čakanjem večkrat dobro pretresite. Nato dodajte 5 mL deionizirane vode in spet večkrat pretresite. Končno dodajte 3 mL petroletra, dobro premešajte in počakajte, da se plasti ločita. Zeleni ekstrakt (zgornja plast) prefiltrirajte in shranite v čisto stekleničko. Praktična izvedba UV-Vis spektroskopije: V kiveto iz kvarčnega stekla odmerite 3 mL acetona in posnemite ozadje v območju od 350 nm do 700 nm. V kiveto z acetonom nato dodajte 60 µL pripravljenega rastlinskega ekstrakta in posnemite spekter v istem območju valovnih dolžin kot ste posneli ozadje. Praktična izvedba tankoplastne kromatografije: Kromatografsko ločbo izvedite na tanki plasti silikagela, nanešeni na aluminijasti foliji. Centimeter od roba traku narišite tanko črto in s kapilaro nanesite eno kapljico ekstrakta na sredino črte. Trak vstavite v 50 mL čašo, v kateri ste predhodno pripravili 5 mL mobilne faze (petroleter : aceton = 3 : 1 (vol. %)), in čez to čašo poveznite večjo (150 mL) čašo. Ko fronta topila naredi 4−5 cm dolgo pot, ločbo prekinite in s svinčnikom označite fronto topila. Izmerite razdalje (v mm) med spodnjo črto in središčem vsake od lis, ki so se pojavile na traku. Spodnji lisi na papirju sta klorofil b in klorofil a, zgornje lise so različni karotenoidi. Izgled razvitega kromatograma je odvisen tudi od vrste vzorca, ki ste ga pripravili. Vprašanja in naloge a) Primerjajte dobljeni UV-Vis spekter s spektri posameznih pigmentov, ki jih najdete v poglavju teoretičnih osnov vaje. Kaj opazite? b) Prilepite kromatogram in pojasnite, zakaj je prišlo do ločbe posameznih sestavin. 75 6. vaja: Nekatere lastnosti rastlinskih pigmentov. Eksperimentalna naloga 2 Opazujte reakcijo med karotenoidi in bromovico ter razložite vzrok spremembe barve. Potrebščine pasiran paradižnik, merilni valj (50 mL), kapalka, bromovica, steklena palčka Praktična izvedba naloge V 50 mL čašo natehtajte približno 15 g pasiranega paradižnika. Dodajte 15 mL deionizirane vode in dobro premešajte. Nastalo raztopino prelijte v 50 mL merilni valj in s pomočjo kapalke po kapljicah dodajajte 5 mL bromovice ter vsebino v merilnem valju rahlo premešajte s stekleno palčko. Vprašanja in naloge a) Zabeležite opažene barve v merilnem valju in njihov položaj (skica). b) Razložite vzrok spremembe barve. 77 6. vaja: Nekatere lastnosti rastlinskih pigmentov. Eksperimentalna naloga 3 Ugotovite, kakšna je odvisnost barve antocianinov od pH raztopine. Potrebščine filtrirni papir, ekstrakt rdečega zelja, pufrske raztopine, kapilare Praktična izvedba naloge Vzemite pripravljen filtrirni papir, ki je prepojen z ekstraktom barvila rdečega zelja. Na papir si s svinčnikom narišite sedem krogov in pod vsakega zabeležite določeno pH vrednost (2, 4, 5, 7, 9, 12 in 13). S kapilaro prenesite kapljico raztopine z določenim pH na sredino ustreznega kroga. Zabeležite si, kakšne barve ste opazili. Opis priprave ekstrakta (to delo je predhodno opravil strokovni sodelavec) : Rdeče zelje razrežemo na koščke in ga prenesemo v sesekljalnik ali drug primerljiv gospodinjski aparat. Dodamo toliko destilirane vode, da prekrijemo zelje in vključimo aparaturo za toliko časa, da dobimo zmes enakomernih majhnih delcev. Prefiltriramo skozi gazo s pomočjo večje presesalne buče in nuče. Namočimo filtrirni papir v ekstrakt in ga obesimo, da se dobro posuši. Vprašanja in naloge a) Prilepite filtrirni papir z ekstraktom barvila rdečega zelja, na katerega ste kanili raztopine z različnimi pH vrednostmi, in pojasnite, zakaj je prišlo do različnega obarvanja barvila rdečega zelja. 79 7. vaja: Hitrost kemijske reakcije HITROST KEMIJSKE REAKCIJE. Spoznajmo kako začetne koncentracije reaktantov vplivajo na hitrost kemijske reakcije. 81 7. vaja: Hitrost kemijske reakcije 7. vaja: Hitrost kemijske reakcije Namen vaje: Seznaniti se s tem kako začetne koncentracije reaktantov vplivajo na hitrost kemijske reakcije. Potrebno znanje: Hitrost kemijske reakcije, reakcijski diagram, eksotermne in endotermne reakcije, aktivacijska energija, katalizator. Teoretične osnove Hitrost kemijske reakcije podamo s spremembo množinske koncentracije snovi (∆c) v časovnem intervalu (∆t). Pri kemijski reakciji se s časom zmanjšujejo koncentracije reaktantov (reaktanti se porabljajo) in povečujejo koncentracije produktov (produkti nastajajo). Za splošen zapis reakcije: aA + bB cC + dD Lahko izrazimo hitrost (v) na sledeč način: v ∆c(A) ∆c (B) ∆c(C) ∆c(D) = − = − = = ⋅∆ a ⋅∆ t b ⋅∆ t c t d ⋅∆ t Pri kemijski reakciji se določene vezi (v reaktantih) cepijo in nastajajo nove (v produktih). Za cepitev vezi je potrebna energija, pri nastanku vezi pa se energija sprošča. Odvisno od tega, koliko energije se za razcep vezi v reaktantih porabi in koliko se je pri nastanku novih vezi v produktih sprosti, reakcije delimo na eksotermne in endotermne. Potek kemijske reakcije lahko prikažemo z reakcijskim diagramom, ki prikazuje spreminjanja energije med kemijsko reakcijo. Iz reakcijskega diagrama lahko razberemo, ali se pri določeni reakciji energija sprosti ali porabi. Med potekom kemijske reakcije pride do prehodnega stanja, imenovanega aktivacijski kompleks. Aktivacijski kompleks predstavlja stanje maksimuma energije (maksimum energetskega praga), ki ga je potrebno preseči, da kemijska reakcija poteče. Aktivacijska energija (Ea) je razlika med energijo aktivacijskega kompleksa in energijo reaktantov in predstavlja najmanjšo količino energije, ki je potrebna za kemijsko reakcijo. Kemijska reakcija se prične tako, da delci reaktantov trčijo med seboj. Kadar imajo delci ob trku dovolj visoko energijo, večjo kot je aktivacijska, je reakcija uspešna. aktivacijski aktivacijski kompleks kompleks ‒1 J m J m E a/k E /ka ija ol ‒1 ol ija A + B C + D rg rg ene ene C + D A + B EKSOTERMNA REAKCIJA ENDOTERMNA REAKCIJA E(reaktantov) > E(produktov) E(reaktantov) < E(produktov) energija se sprošča energija se porablja 83 7. vaja: Hitrost kemijske reakcije Na hitrost kemijske reakcije lahko poleg lastnosti reaktantov (njihove reaktivnosti) vplivajo še velikost in površina delcev (majhni delci z veliko površino reagirajo hitreje), mešanje, prisotnost katalizatorja in temperatura. S povišanjem temperature narašča kinetična energija delcev, s čimer se veča število trkov med delci reaktantov. Zaradi povečane kinetične energije delci reaktantov lažje presežejo aktivacijski prag, kar prav tako vpliva na večjo hitrost kemijske reakcije. Pri določeni (konstantni) temperaturi je hitrost reakcije odvisna le od koncentracije reaktantov. Za večino kemijskih reakcij velja, da potekajo hitreje pri večji koncentraciji reaktantov, saj večja koncentracija pomeni, da bo večje tudi število trkov med njimi, zato bo večja tudi hitrost reakcije. Za splošno zapisano reakcijo aA + bB cC + dD izrazimo hitrost kemijske reakcije (pri konstantni temperaturi) s sledečo enačbo, ki odraža odvisnost hitrosti kemijske reakcije od koncentracije reaktantov. v = k⋅c(A)n⋅c(B)m Pri čemer je k konstanta reakcijske hitrosti kemijske reakcije, eksponent n red reakcije glede na reaktant A in m red reakcije glede na reaktant B. Celotni red reakcije pa je vsota vseh delnih redov reakcije (v zapisanem primeru je to vrednost n + m). Ob prisotnost katalizatorja kemijske reakcije potekajo hitreje, saj ta zniža aktivacijsko energijo snovi. Katalizator vpliva na aktivacijsko energijo reakcije tako, da z delci reaktantov tvori aktivacijski kompleks z nižjo energijo. Katalizator po reakciji ostane nespremenjen. Ea Ea katalizirana ‒1 ol J m /k ija rg ene produkti reaktanti začetek reakcije konec reakcije potek reakcije Razgradnjo vodikovega peroksida katalizirajo različni katalizatorji, eden izmed njih je tudi encim katalaza, ki se nahaja v kvasu. V telesih sesalcev je koncentracija tega encima največja v jetrih in v eritrocitih, v visokih koncentracijah se nahaja tudi v ostalih tkivih z večjo vsebnostjo maščob ter v ledvicah. Manj ga je v pljučih in trebušni slinavki, zelo malo v možganih in v srcu, popolnoma pa je odsoten v celicah, ki sestavljajo žile. Funkcija katalaze v telesu je preprečevanje oksidativnega stresa, ki je posledica prisotnosti vodikovega peroksida, ki v telesu nastaja v metabolnih procesih celice, ki potekajo v njej. Katalizatorji, ki služijo pri razgradnji vodikovega peroksida so še, MnO2, PbO2, Fe2O3. 84 7. vaja: Hitrost kemijske reakcije Eksperimentalna naloga 1 Oksidativni razpad vodikovega peroksida Potrebščine merilni valj 50 mL (3x), merilni valj 500 mL (3x), čaša 50 mL (3x), steklena palčka (4x), tempera barva (3x), batna pipeta z nastavki, puhalka z deonizirano vodo, detergent za pranje posode, suhi kvas (3x), 30 % raztopina H2O2 Praktična izvedba naloge V tri 50 mL merilne valje odmerite 5 mL detergenta, ga razredčite z deonizirano vodo na 20 mL ter nastalo raztopino dobro premešajte. V tri 500 mL merilne valje z batno pipeto natančno odmerite po vrsti 5,00 mL, 7,00 mL in 10,00 mL 30 % vodne raztopine vodikovega peroksida. Raztopine v 500 mL merilnih valjih razredčite z deonizirano vodo do oznake 50 mL ter dobro premešajte. V vsako od 50 mL čaš odmerite 20 mL deonizirane vode, vanjo iztisnite tempera barvo in premešajte, da dobite bistro obarvano raztopino. V vsako od njih stresite vrečko suhega kvasa (ki služi kot katalizator razpada vodikovega peroksida) in zopet dobro premešajte. Razredčene raztopine detergenta, ki se nahajajo v 50 mL merilnih valjih, vlijte v raztopine peroksidov z različnimi koncentracijami in dobro premešajte. Vanje nato istočasno vlijte obarvane vsebine iz čaš. Vprašanja in naloge a) Zapišite urejeno enačbo reakcije razpada vodikovega peroksida (kateri plin nastaja pri reakciji?). b) V katerem valju (pri kateri odmerjeni količini vodikovega peroksida) je reakcija potekla hitreje in zakaj? 85 8. vaja: Redoks reakcije REDOKS REAKCIJE. Spoznajmo različna oksidacijska stanja elementov, reakcije raztapljanja kovin v kislinah in postopek redoks titracije. 87 8. vaja: Redoks reakcije 8. vaja: Redoks reakcije Namen vaje: Usvojiti nekatere osnovne tehnike laboratorijskega dela (razredčevanje raztopin v merilni bučki, pipetiranje), oksidacijska stanja mangana in reakcije raztapljanja kovin v razredčenih in koncentriranih raztopinah kislin. Spoznati redoks titracijo. Potrebno znanje: Redoks reakcija, oksidacija, redukcija, reducent, oksidant, oksidacijsko število, urejanje enačb kemijskih reakcij s pomočjo oksidacijskih števil. Teoretične osnove Redoks reakcije so povezane s prenosom elektronov. Pri vsaki takšni reakciji reagirata vsaj en oksidant in en reducent. Oksidant je snov, ki oksidira okolico, sam se pri reakciji reducira (sprejme elektrone), preide v svojo reducirano obliko, pri tem se mu oksidacijsko število zmanjša. Reducent je snov, ki svojo okolico reducira, pri tem se sam oksidira (odda elektrone), preide v svojo oksidirano obliko, oksidacijsko število se mu poveča. Oksidacija je torej oddajanje, redukcija pa sprejemanje elektronov. Reducirano in oksidirano obliko iste snovi imenujemo redoks par. V naravi potekajo številni redoks procesi kemijskega in biokemijskega značaja (delovanje encimov). Oksidacijska števila elementov so kemiki vpeljali, da bi olajšali urejanje redoks reakcij. Določimo jih lahko za vsak atom v spojini, če upoštevamo naslednja pravila, ki jim sledimo po sledečem vrstnem redu: 1. Oksidacijska števila prostih elementov so 0. 2. Fluor ima v spojinah oksidacijsko število −1. 3. Kovine imajo v spojinah pozitivna oksidacijska števila. 4. Vodik v spojinah ima oksidacijsko število +1. 5. Kisik v spojinah ima oksidacijsko število −2. 6. Halogeni imajo v spojinah oksidacijsko število −1. 7. Vsota vseh oksidacijskih števil v spojini je enaka nič, v primeru ionov pa naboju iona. 8. Če so si pravila v protislovju, velja tisto, ki je navedeno prej. Po dogovoru pri označevanju naboja iona najprej zapišemo številko, ki označuje velikost naboja, in nato predznak naboja, pri označevanju oksidacijskega števila pa obratno, najprej napišemo predznak in nato velikost. OKSIDACIJSKO ŠTEVILO KLORA V KLOROVI (VII) KISLINI HClO4 4. pravilo H +1 1·(+1) = +1 5. pravilo O −2 4·(−2) = −8 7. pravilo Cl 1·(+1) + 4·(−2) + 1·(Cl) = 0 1·(+1) + 4·(−2) + 1·(+7) = 0 torej: Cl +7 89 8. vaja: Redoks reakcije OKSIDACIJSKO ŠTEVILO VODIKA V CaH2 3. pravilo Ca +2 1·(+2) = +2 7. pravilo H 1·(+2) + 2·(H) = 0 1·(+2) + 2·(−1) = 0 torej: H −1 OKSIDACIJSKO ŠTEVILO ŽVEPLA V SO 2− 4 5. pravilo O −2 4·(−2) = −8 7. pravilo S 4·(−2) + 1·(S) = 2− 4·(−2) + 1·(+6) = 2− torej: S +6 OKSIDACIJSKO ŠTEVILA MANGANA V Mn2+ 7. pravilo Mn 1·(Mn) = 2+ torej: Mn +2 Pri urejanju enačb redoks reakcij veljata obe pravili, ki smo ju spoznali pri prvi vaji (enako število atomov posameznega elementa ter enaka vsota nabojev na obeh straneh enačaja). Pri urejanju redoks reakcij pa moramo izenačiti še število elektronov, ki preidejo z reducenta na oksidant (skupno število »oddanih« in »prejetih« elektronov mora biti enako). Pri kemijskih reakcijah, kjer sodelujejo nabite zvrsti, moramo poleg teh pravil upoštevati še, da je vsota nabojev na obeh straneh enačbe enaka. 90 8. vaja: Redoks reakcije UREDIMO: K2Cr2O7(aq) + H2S(aq) + H2SO4(aq) Cr2(SO4)3(aq) + S(s) + K2SO4(aq) + H2O(l) +6 +3 oksidant: Cr + 3e−→ Cr +6 +3 V spojini imamo dva atoma kroma, torej sledi: 2Cr + 6e−→ 2Cr − 2 0 S → S + 2e− Žveplu v sulfatnem(VI) ionu (SO 2− 4) se oksidacijsko število ne spremeni. Prav tako se ne spremeni oksidacijsko število vodika in kisika (4. in 5. pravilo). Ker mora biti število izmenjanih elektronov enako, bo razmerje sledeče: +6 +3 −2 0 2Cr + 6e−→ 2Cr 3S − → 3S + 6e Iz zapisanega sledi: K2Cr2O7(aq) + 3H2S(aq) + H2SO4(aq) Cr2(SO4)3(aq) + 3S(s) + K2SO4(aq) + H2O(l) Izenačimo še število preostalih atomov na obeh straneh enačbe: K2Cr2O7(aq) + 3H2S(aq) + 4H2SO4(aq) Cr2(SO4)3(aq) + 3S(s) + K2SO4(aq) + 7H2O(l) 91 8. vaja: Redoks reakcije UREDIMO: MnO − 2− + 2+ 4 + SO 3 + H 3 O Mn + SO 2− 4 + H2O +7 +2 oksidant: Mn + 5e−→ Mn +4 +6 reducent: S → S + 2e− Da bo število izmenjanih elektronov enako, v enačbo zapišemo koeficiente: 2MnO − 4 + 5SO 2− 2− 3 + H 3 O + 2 Mn 2+ + 5 SO 4 + H2O Urediti moramo še število kisikovih in vodikovih atomov na obeh straneh enačbe. Spomnimo se na pravilo, da mora biti pri reakcijah, zabeleženih v ionski obliki, vsota nabojev ionov na obeh straneh enačbe enaka. Na desni strani enačbe imamo vsoto nabojev ionov že določeno (ker molekula vode seveda nima naboja). Če seštejemo vse naboje na desni strani enačbe, dobimo: 2⋅(2+) + 5⋅(2−) = 6− Na levi strani pa: 2⋅(1−) + 5⋅(2−) + x⋅(1+) = (12−) + x⋅(1+) Ker mora biti vsota nabojev tudi na levi strani enaka 6−, ima x vrednost 6 in je torej urejena enačba: 2MnO − + 4 + 5 SO 2− 3 + 6 H 3 O 2Mn2+ + 5SO 2− 4 + 9H2O Kalijev manganat(VII) (kalijev permanganat) je spojina s formulo KMnO4 in je eden močnejših oksidantov, zato se pogosto uporablja kot titrant pri določitvi količine (množine, mase) določenih kemijskih zvrsti (ki imajo pri reakciji titracije vlogo reducenta) v vzorcih. Njegova oksidacijska moč je odvisna od pH vrednosti medija v katerem reakcija poteka. Za volumetrične analize je primeren tudi zato, ker je dobro topen v vodi in ker so spojine/ioni, v katerih se mangan nahaja v različnih oksidacijskih stanjih, različno obarvane. Zato uporaba indikatorja pri titraciji z njim ni potrebna. Barve in značilnosti različnih zvrsti mangana so sledeče: -manganatni(VII) ion (MnO − 4): vodna raztopina je vijolično obarvana- 2− − manganatni(VI) ion (MnO ): nastaja pri redukciji MnO v bazičnem mediju, vodna raztopina je zeleno 4 4 obarvana - − manganov(II) oksid (MnO ): nastaja pri redukciji MnO v nevtralnem mediju, je rjave barve, v vodi je 2 4 slabo topen -manganov(II) ion (Mn2+): nastaja pri redukciji MnO − 4 v kislem mediju, vodna raztopina je brezbarvna 92 8. vaja: Redoks reakcije Eksperimentalna naloga 1 Opazujete jakost kalijevega manganata(VII) kot oksidanta v različnih medijih. Potrebščine epruvete, zamaški za epruvete, stojalo za epruvete, 0,0200 M raztopina KMnO4, 1 M H2SO4, 20 % NaOH, 0,1 M Na2SO3 Praktična izvedba naloge V prvo epruveto nalijte 2 mL 1 M H2SO4, v drugo 2 mL vode in v tretjo 2 mL 20 % NaOH. V vsako od treh epruvet dodajte 10 kapelj 0,0200 M KMnO4 ter z rahlim stresanjem raztopine v epruvetah premešajte. V vsako epruveto dolijte po 2 mL 0,1 M Na2SO3. Epruvete zamašite in močno pretresite ter zabeležite nastale barvne spremembe. Vprašanja in naloge a) Opišite vse barvne spremembe in jih razložite. b) Napišite urejene enačbe reakcij v ionski obliki. c) V kakšnem mediju je KMnO4 (MnO − 4) najmočnejši oksidant? 93 8. vaja: Redoks reakcije Eksperimentalna naloga 2 Opazujete reakcije kovin s kislinami. Potrebščine epruvete, zamaški za epruvete, stojalo za epruvete, 0,0200 M raztopina KMnO4, 1 M raztopina H2SO4, 20 % raztopina NaOH, 0,1 M raztopina Na2SO3 Praktična izvedba naloge V prvo in drugo epruveto nalijte po 1 mL 63 % HCl, v tretjo in četrto po 1 mL 30 % HNO3 in v peto in šesto po 3 mL koncentrirane HNO3 (približno 68 %). V prvo, tretjo in peto epruveto vrzite košček cinka, v drugo, četrto in šesto pa košček bakra. Razložite opažanja in napišite enačbe reakcij, ki potečejo. Nezreagirane koščke kovin po vaji vrzite v za to pripravljene čaše. Celoten eksperiment izvedite v odduhi (dokler izhajajo plini epruvete pustite v digestoriju). Vprašanja in naloge a) Napišite urejene enačbe reakcij, ki potečejo. b) Zakaj nekatere reakcije potečejo in druge ne? c) Razvrstite elemente H2, Cu in Zn po njihovih reduktivnih lastnostih. 95 8. vaja: Redoks reakcije Eksperimentalna naloga 3 S titracijo z raztopino kalijevega manganata(VII) določite maso železovih(II) ionov v vzorcu. Potrebščine 250 mL merilna bučka, 20 mL polnilna pipeta, merilni valj, erlenmajerica, 1 M raztopina H2SO4, 0,02 M raztopina KMnO4 Praktična izvedba naloge Vzorec dobite v 250 mL bučki. Z deionizirano vodo ga razredčite do oznake, bučko zamašite in razredčen vzorec dobro premešajte. S polnilno pipeto odmerite 20,0 mL razredčene raztopine vzorca v erlenmajerico s širokim vratom. Raztopini v erlenmajerici dodajte 20 mL 1 M H2SO4, ki jo odmerite z merilnim valjem. Nastalo raztopino, ki je v erlenmajerici, titrirajte z 0,0200 M raztopino kalijevega manganata(VII) do rahlo rožnate barve. Titracijo ponovite še dvakrat. Če je razlika med dvema določenima prostorninama večja od 0,1 mL, je potrebno meritev ponoviti. Prva titracija je namenjena ugotavljanju okvirne porabe, povprečje ostalih dveh uporabite za izračun. Slika prikazuje pravilno razredčeno raztopino v merilni bučki, upoštevajoč spodnji menisk prosojne raztopine. Merilna bučka sodi med umerjene volumetrične steklovine in služi za pripravo točno določene prostornine raztopine. Manjša kot je njena umerjena prostornina, večja je natančnost priprave raztopine v njej. Raztopino v njej pripravimo tako, da vanjo nalijemo topilo (destilirano vodo) do približno 1/3 prostornine in ji dolijemo ustrezno (izračunano) prostornino izhodne raztopine. Vsebino v bučki premešamo s kroženjem bučke okoli njene osi. Če se pri tem raztopina segreje, jo ohladimo na sobno temperaturo. Nadaljujemo z dolivanjem topila (vode) po porcijah in mešanjem (v primeru segretja vmes hladimo). To ponavljamo, dokler nivo raztopine ne doseže vratu bučke. Zadnjih nekaj mililitrov topila (vode) dodajamo zelo počasi (s puhalko ali kapalko), da ne presežemo oznake. Pri prosojnih tekočinah/raztopinah upoštevamo spodnji menisk. Bučko zapremo z zamaškom ter vsebino močno premešamo z obračanjem »bučke na glavo«. Vir slike: E. Generalic, https://glossary.periodni.com/glossary.php?en=volumetric+flask 97 8. vaja: Redoks reakcije Merilna in polnilna pipeto. Za natančnejše odmerjanje prostornine tekočin/raztopin uporabljamo pipete. Manjši kot je njihov največji možni odmerek, večja je njihova natančnost. Poznamo merilne in polnilne pipete. Polnilne so namenjene odmerjanju ene same prostornine. Z merilnimi pa lahko odmerjamo različne prostornine, zato so manj natančne. Običajno pri merilnih pipetah prostorninske oznake proti konici naraščajo, zato jih napolnimo do zgornje oznake (0 mL) in raztopino spustimo iz nje do željene vrednosti. Pri odmerjanju prostornine prosojnih tekočin s pipetami prav tako prostornino odmerjamo glede na spodnji menisk in odčitek naredimo »v višini oči«. Zaradi kapilarnosti, ki je posledica površinske napetosti tekočine, se je nekaj zadrži v konici pipete. Ta del tekočine, ki v pipeti ostane, je bil upoštevan pri umerjanju pipete. Če bi pipeto na silo popolnoma izpraznili (iztresli, izpihali, izprali iz nje tekočino), bi bila z njo odmerjena prostornina večja od na njej navedene. Vir slike: E. Generalic, https://glossary.periodni.com/glossary.php?en=graduated+pipette Propipeta Pri vleku raztopine v pipeto si pomagamo s propipetami. To so najpogosteje gumijaste žogice s cevmi, v katere so vstavljene kroglice. Kroglice se stenam cevi tesno prilegajo. Če na mestu, kjer je kroglica cev stisnemo, se kroglica ne prilega več tesno k steni, zato mimo nje lahko prehaja zrak. Takšne propipete imajo najpogosteje tri ventile (označene z A, S in E). Pred začetkom pipetiranja hkrati stisnemo zgornji ventil (A) in žogico, da iz nje iztisnemo zrak. S tem v žogici ustvarimo podtlak, ki omogoča dvig tekočine/raztopine po pipeti. Propipeto nato spojimo s pipeto. S stiskom ventila (S), ki je pod žogico, se začne po pipeti dvigovati tekočina/raztopina. S stiskom na stranski ventil (E), v propipeto vdre zrak, ki omogoča iztekanje tekočine/raztopine z pipete. Pipeta mora biti ves čas pipetiranja v navpičnem položaju. Pipeto in »posodo« (bučko), iz katere odmerjamo, držimo v rokah. Med pipetiranjem pazimo, da je pipeta globoko v tekočini/raztopini, da ne začnemo sesati zraka. Tekočino potegnemo v pipeto približno en centimeter nad prostorninsko oznako. Pipeto dvignemo iz raztopine (pazimo, da ventil za sesanje ne stiskamo več). Zunanje stene pipete obrišemo z vpojnim papirjem, tako da potegnemo po njej v smeri proti konici, pri tem pazimo, da se konice ne dotikamo. Menisk uravnavamo z izpuščanjem tekočine v posodo, ki služi za odpad. Konico pipete, ki je v navpičnem položaju, naslonimo ob steno »posode« v katero odmerjamo (erlenmajerico). Ko začnemo iz pipete izpuščati tekočino/raztopino mora biti oznaka, s katero želimo uravnati menisk, v višini oči in pipeta v raztopino ne sme segati. V nasprotnem bi bila odmera prostornine nepravilna. Vir slike: E. Generalic, https://glossary.periodni.com/glossary.php?en=three-way+safety+bulb 98 8. vaja: Redoks reakcije Meritve V1 = mL (orientacijska meritev) V2 = mL (točna meritev) V3 = mL (točna meritev) Vprašanja in naloge a.) Izračunajte maso železovih(II) ionov v vzorcu. 99 8. vaja: Redoks reakcije Računske naloge 1.) Uredite enačbi kemijskih reakcij 2.) −1 Izračunajte prostornino % HNO z gostoto g mL, ki jo potrebujete, da raztopite 3 gramov . 3.) gramov zlitine bakra in cinka, v kateri je masni delež bakra %, raztopimo v prebitni količini 2 M raztopine klorovodikove kisline. Izračunajte prostornino nastalega plina merjenega pri kPa in °C. 100 8. vaja: Redoks reakcije 4.) Neznano maso Na2SO3 smo raztopili v 250 mL vode. mL nastale raztopine smo prenesli v erlenmajerico, prilili 20 mL 2 M H2SO4 in titrirali z 0,0200 M KMnO4. Pri titraciji smo porabili mL titranta (raztopine KMnO4). Izračunajte maso Na2SO3, ki smo ga raztopili. Rezultati računskih nalog številka listka: 1.) urejena enačba: urejena enačba: 2.) V = mL 3.) V = L 4.) m = g 101 Dodatek Literaturni viri Pri pripravi gradiva »Vaje iz splošne kemije za študente študijskega programa Gozdarstvo in obnovljivi gozdni viri« so bili uporabljeni naslednji viri: Generalic, Eni. "Chemistry images gallery." EniG. Periodic Table of the Elements. KTF-Split, 14 Jan. 2023. Web. 10 Aug. 2023. . Bukovec N., Cerc Korošec R., Tratar-Pirc E.: Praktikum iz splošne in anorganske kemije, 3. dopolnjena izd., 3. natis, UL Fakulteta za kemijo in kemijsko tehnologijo, Ljubljana, 2020. Connelly N. G., Damhus T., Hartshorn R. M., Hutton A. T.: Nomenklatura anorganske kemije, Priporočila IUPAC 2005, slov. prevod, Slovensko kemijsko društvo, 2008. Čeh B.: Splošna kemija, 1. izdaja, UL Fakulteta za kemijo in kemijsko tehnologijo, Ljubljana, 2018. Čeh B.: Anorganska kemija, 1. izdaja, UL Fakulteta za kemijo in kemijsko tehnologijo, Ljubljana, 2019. Golič L., Leban I., Šegedin P. in Šiftar J.: Vaje iz splošne in anorganske kemije, 2. izd., DZS, Ljubljana 1995. Petriček S., Perdih F., Pevec A., Demšar A.: Vaje iz anorganske kemije, Prenovljena izdaja, UL Fakulteta za kemijo in kemijsko tehnologijo, Ljubljana, 2023. Shakashiri B. Z.: Chemical Demonstrations, A Handbook for Teachers of Chemistry, The University of Wisconsin Press, Madison 1989. Šegedin P., Turel I.: Vaje iz splošne kemije, UL Biotehniška fakulteta, Ljubljana 2002. Turel I., Zupančič M.: Vaje iz splošne kemije, 2. izd., 1. natis, UL Fakulteta za kemijo in kemijsko tehnologijo, Ljubljana, 2013. Turel I., Leban, I., Zupančič M., Zbirka nalog iz kemijskega računanja, 6. dopolnjena izdaja, Zbirka nalog iz kemijskega računanja. 6., dopolnjena izd., UL Fakulteta za kemijo in kemijsko tehnologijo, Ljubljana, 2022. Uradni list RS, Zakon o meroslovju, št. 22/2000, dopolnila št. 86/2004 in 26/2005. Uradni list RS, Odredba o merskih enotah, št. 26/2001, dopolnila št. 109/2009 in 80/2019. Goyal M. M., Basak A. Human catalase: looking for complete identity. Protein & Cell, 1(10), 2010, 888– 897, https://doi.org/10.1007/s13238-010-0113-z Literaturni viri 18 2 18 8 3 0 36 86 118 103 4,003 He 20, Ne 95 10 39, Ar 18 83, Kr 131, Xe 54 (222) Rn (294) Og 175, Lu 71 (262) Lr 17 00 9 9 0 45 17 35 85 79, I 53 117 19, F 9 35, Cl Br 126, (210) At (294) Ts173, Yb 70 (259) No 102 16 00 6 9 06 96 8 16 34 52 84 116 16, O 32, S 78, Se 127, Te (209) Po (293) Lv168, Tm 69 (258) Md 101 15 01 8 0 3 97 92 7 15 33 51 83 115 14, N 30, P 74, As 121, Sb 209, Bi (290) Mc167, Er 68 100 (257) Fm 14 01 7 2 9 09 64 6 14 32 50 82 12, C 28, Si 72, Ge 118, Sn 207, Pb (289) Fl 114164, Ho 67 99 (254) Es 13 81 8 4 5 98 72 5 13 31 49 81 10, B 26, Al 69, Ga 114, In 204, Tl (286) Nh 113162, Dy 66 (251) Cf 98 12 38 4 6 9 30 48 80 65, Zn 112, Cd 200, Hg (285) Cn 112158, Tb 65 (247) Bk 97 v (222) 86 55 9 0 3 29 11 47 79 Rn 63, Cu 107, Ag 197, Au (280) Rg 111157, Gd 64 96 (247) Cm to a ni to lo as 4 1 iv as bol 0 vi 69 28 4695 kt m te 10 78 58, Ni 106, Pd 195, Pt (271) Ds 110 152, Eu 63 (243) a sim plin en š oa Am sk e, di no ra st 9 2 4 om koč 93 vr 9 27 45 58, Co 102, Rh 192, Ir Pu em o 77 (269 Mt 109 150, Sm 6294 at te (244) s na el opi iv no, 1 2 0 at rd 85 zot 8 26 44 76 55, Fe 101, Ru 190, Os (269) Hs 108 (145) Pm 61 : t i i rel Np93 em 237, vs C) st f 2 2 0 7 94 91) 25 43 75 60 (25 ° 54, Mn 186, (264) (97, Tc Re Bh 107 144, U Nd92 si 238, tov ni en p 9 9 0 00 94 m ja 6 24 42 74 59 52, Cr 95, Mo 183, W (266) Sg 106 le 140, Pr Pa91 231, od oč e e ri nj d 9 1 0 podr 94 91 ta 5 41 73 50, V 23 92, Nb 180, Ta (262) Db 105 140, Ce 58 Th90 232, Pe no s at s 5 88 22 eg 4 40 72 47, Ti 22 91, Zr 178, Hf (261) Rf 104 IDI agr IDI 3 96 9 91 39 57 44, Sc 21 88, Y 138, La (227) Ac 89 ANO TINO 2 4 31 3 08 62 12 38 AK 56 9,012 Be 24, Mg 40, Ca 20 87, Sr 137, Ba (226) Ra 88 LANT 1 99 9 10 47 1 3 11 55 1,008 H 6,941 Li 22, K Fr Na 19 87 39, Rb 37 85, 132, Cs (223) 1 2 3 4 5 6 7 Periodni sistem elementov