Нормальная концентрация раствора: Концентрации растворов. Массовая и молярная концентрация, Титр, Моляльность, Мольная, массовая, объемная доли. Нормальная (эквивалентная) концентрация, Фактор эквивалентности, Молярная масса эквивалента вещества - Управленческое образование

Содержание

Приготовление растворов нормальной концентрации — Справочник химика 21

Домашняя подготовка. Определение понятия раствор. Ненасыщенные, насыщенные и пересыщенные растворы. Концентрация растворов. Способы выражения концентраций. Процентные, молярные, моляльные и нормальные растворы. Титр раствора. Приготовление растворов различных концентраций. Пересчет концентраций с одного выражения в другое. Кривые растворимости и их применение. [c.90]
Приготовление растворов нормальной и молярной концентрации см. в разд. 7. [c.121]

Плотность 40%-ного раствора гидроксида калия 1,4 г/см . Сколько граммов КОН потребуется для приготовления 500 мл 40%-ного раствора Какова нормальная концентрация этого раствора Ответ 280 г 10 н. [c.390]

Диагональную схему можно применять для расчетов при приготовлении раствора заданной нормальности путем смешения в определенном объемном соотношении двух растворов — большей и меньшей нормальности сравнительно с заданной. Схема может быть использована и при разбавлении раствора с известной концентрацией водой для получения раствора с заданной концентрацией. В этом случае в левый нижний угол диагональной схемы ставят нуль и далее поступают как обычно.

[c.15]

ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ НОРМАЛЬНОЙ КОНЦЕНТРАЦИИ [c.38]

Приготовление растворов заданной процентной концентрации. .. 13 4. Приготовление растворов заданной молярной, нормальной и моляльной концентрации. ………………………….16 [c.347]

Все объемно-аналитические определения ведут при помощи титрованных растворов. Так как приготовление точно нормальных растворов сопряжено с трудностями и со значительной затратой времени, то обычно в практике работают с растворами приблизительно нормальных концентраций, определяя для каждого раствора титр его и вводя поправочный коэффициент к нормальности. [c.128]

I. Если вещество не удовлетворяет перечисленным выше требованиям, то сначала готовят раствор его приблизительно нул ной нормальности. Параллельно с этим готовят титрованный раствор какого-нибудь подходящего исходного вещества. Далее оди из растворов оттитровывают другим и, зная концентрацию раствора исходного вещества, вычисляют точную концентрацию приготовленного раствора. [c.216]

Опыт 4. Приготовление раствора заданной нормальной концентрации из концентрированного раствора. Этот способ применяется для приготовления растворов кислот и щелочей в том случае, когда не требуется особой точности или когда концентрация будет впоследствии определена более точно методом титрования. [c.100]

Нахождение количеств растворенного вещества и воды, необходимых для приготовления заданного количества раствора указанной нормальной концентрации. [c.63]

Опыт 3. Приготовление раствора заданной нормальной концентрации из навески твердого вещества. Этот способ применяется для приготовления раствора солей и кристаллических кпслот, когда концентрация раствора должна удовлетворять точности 0,01 г-экв/л.

[c.99]

Определение понятий раствор, растворенное вещество, растворитель. Состояние вещества в растворе. Объемный и тепловой эффект растворения. Сольватация и гидратация. Гидратная теория растворов Менделеева. Ненасыщенные, насыщенные и пересыщенные растворы. Рассмотрение их с точки зрения подвиаРастворимость веществ в воде и способы ее выражения. Кривая растворимости и ее применение. Определение понятия концентрации. Процентное содержание растворенного вещества в растворе по весу и по объему. Молярный, мо-ляльный и нормальный растворы. Титр и молярные доли. Приготовление растворов различных концентраций и пересчет концентраций из одного выражения в другое. [c.62]

Приготовление растворов нормальной концентрации 38 А. Приготовление растворов приблизительной концентрации ………….. 38

[c.219]

Грамм-эквиваленты — это те весовые количества веществ, в которых они вступают в реакцию друг с другом. Практическое значение грамм-эквивалентов состоит в том, что они используются в различного рода вычислениях. Необходимо знать их в случае приготовления растворов нормальных концентраций. [c.148]

Для приготовления среды нормальной концентрации 10 г пептона, 5 г хлорида натрия и 5 г глюкозы растворяют в 1 л дистиллированной воды, прибавляют 2 мл, 6%-ного спиртового раствора бромтимолового синего или 10 мл индикатора Андре-де, устанавливают pH 7,4—7,6, разливают по 10 мл в пробирки с поплавками или комочками ваты и стерилизуют 12 мин в автоклаве при 112° С (0,5 кгс/см ). Для приготовления концентрированной среды количество всех ингредиентов увеличивают в 10 раз [c.387]

Определив титр или нормальность концентрированного раствора кислоты, вычисляют объем исходной кислоты, необходимый для приготовления раствора заданной концентрации.

[c.247]

Вычислите, воспользовавшись значением навески соли, точное значение нормальной концентрации приготовленного раствора. [c.181]

В тех случаях, когда вещество, применяемое для приготовления раствора, строго соответствует химической формуле и является хи.мически чистым, навеску этого вещества можно рассчитать в соответствии с заданной нормальностью раствора и отвесить на аналитических весах с точностью до 0,0002 г. Навеску помещают в откалиброванную мерную колбу, растворяют в воде, доводят объем раствора до метки и тщательно перемешивают. Приготовление растворов известной концентрации треб)-ет соблюдения очень точных приемов работы и большого опыта. [c.196]

Это выражение получено из уравнения Нернста в предположении, что диффузионный потенциал, нормальный потенциал электрода и коэффициенты активности измеряемого иона практически не изменяются при введении добавки. Как видно из уравнения (1.3), погрешность анализа методом стандартных добавок будет зависеть от точности измерения , Ух, Уд б. правильности приготовления раствора с концентрацией Сд б. а также стабильности величин 5 и о — нормального электродного потенциала индикаторного электрода. Многочисленные данные указывают на нестабильность значений 5 и Ед, поэтому для снижения погрешности анализа этим методом предложено вводить в анализируемый раствор несколько добавок (л З) и по результатам измерения потенциала индикаторного электрода, решая систему линейных уравнений, рассчитывать значения 5, Ед непосредственно в момент измерения и затем находить с .

[c.8]

Для приготовления растворов с заданной молярной или нормальной концентрацией используются мерные колбы — плоскодонные круглые колбы с узким горлом и пришлифованной стеклянной пробкой. Мерные колбы выпускаются различной вместимости на 25, 50, 100, 200, 250, 500, 1000 и более миллилитров. Вместимость колбы, так же как и температура, которой она соответствует, указаны на самой колбе.

[c.16]

Определив титр или нормальность раствора, вычисляют нужное коли чество кислоты для приготовления раствора определенной концентрации. [c.265]

Приготовленный раствор жидкого стекла является одним из гелеобразующих рабочих растворов и поступает на процесс формования катализатора. Перед формованием его еще раз перемешивают воздухом и повторно определяют концентрацию (контрольный анализ). Без контрольного анализа раствор брать не рекомендуется так как при хранении его в емкости (а тем более при длительном хранении) в раствор может попасть вода или растворы другой концентрации, т. е. нормальность рабочего раствора изменится. Качество раствора жидкого стекла устанавливают по плотности и количеству окиси натрия, определенного титрованием. Эти две величины позволяют ориентировочно найти модуль силикат-глыбы. Для точ-

[c.38]

Л —концентрация приготовленного раствора, вес. % , yV—нормальность приготовленного раствора, г-зкв/л [c.29]

Какое количество 10%-ного раствора серной кислоты (пл. 1,07 г/см ) нужно взять для приготовления 1 л раствора с титром 0,001 г/мл Рассчитайте нормальную концентрацию приготовленного раствора. Ответ 9,65 мл 0,020 н. [c.390]

Ион 1з в растворах ведет себя так же, как и Гз. Для того чтобы иод хорошо растворялся, раствор К1 должен иметь концентрацию не ниже 10%. Приготовление раствора иода точно известной нормальности из навески представляет ряд трудностей. Поэтому сначала готовят раствор иода приблизительной концентрации, а затем определяют его точную нормальность, титруя раствором тиосульфата натрия. [c.145]

Концентрация растворов, выраженная в единицах нормальности или молярности, определяется исходя из количества растворенного вещества, отвешенного на технохимических или аналитических весах, в зависимости от степени заданной точности, и общего объема раствора. В этом случае нет надобности отдельно отмерять или взвешивать воду, так как ее объем определяется вместимостью мерной колбы, взятой для приготовления раствора.

[c.12]

Приготовление рабочего титрованного раствора азотнокислого серебра. Азотнокислое серебро содержит некоторое количество примесей (до 0,25%) иногда препараты AgNO, имеют темный цвет из-за присутствия в них металлического серебра, образовавшегося вследствие восстановления азотнокислого серебра под действием света. Для приготовления раствора точной концентрации непосредственно из навески можно пользоваться перекристаллизованным и высушенным при 200—210° препаратом. В большинстве случаев предпочитают готовить раствор азотнокислого серебра приблизительной концентрации и после этого устанавливать нормальность по раствору исходного вещества.

[c.420]

Рассчитывают массу соли, необходимую для приготовления заданного раствора, учитывая при этом и кристаллизационную воду. Это -объясняется тем, что при приготовлении растворов, концентрация которых выражена в единицах нормальности или молярности, количество воды отдельно не вычисляется, а определяется, как об этом было сказано ранее, общим объемом приготовляемого раствора, а следовательно, вместимостью мерной колбы, взятой для приготовления раствора. [c.16]

Какое количество хлорида аммония необходимо для приготовления 500 мл 0,2 М NH l Рассчитайте нормальную концентрацию и титр этого раствора. Ответ 5,35 г 0,2 н. Г = 0,0107 г/мл. [c.390]

Подсчитайте нормальную концентрацию раствора по формуле (8). Приготовленный раствор сдайте лаборанту. [c.99]

Определение по отмеренному объему раствора буры. Готовят раствор X. ч. буры строго определенной концентрации. Предварительно рассчитывают количество х.ч. N32640,-ЮНаО для приготовления раствора, нормальность которого приблизительно равна нормальности рабочего раствора кислоты. ЭкагВ.о,-юн о = 190,71 г. Для приготовления 1 л 0,1 н. раствора необходимо 19,071 г/л буры. Чтобы иметь 200 мл 0,1 н. раствора (объем мерной колбы), необходимо взять 19,071 5=3,8142 г буры.

[c.245]

Определение нормальности кислоты титрованием определенного объема раствора буры. Готовят раствор х. ч. буры строго определенной концентрации. Предварительно рассчитывают количество X. ч. ЫагВцОт-1ОН2О, необходимое для приготовления раствора, нормальность которого приблизительно равна нормальности стандартного раствора кислоты (ЭыагВ40,1он,о равен 190,69 г). Для приготовления 0,1 н. раствора необходимо 19,069 г буры на 1 л раствора. Чтобы приготовить 200 мл 0,1 н. раствора, необходимо взять 19,069 5=3,8138 г буры. [c.286]

Из 10,66 г h3SO4 и 95,94 г Н2О приготовлен раствор серной кислоты. Объем полученного раствора 100,00 мл. Вычислите молярную, моляль-ную и нормальную концентрации раствора, а также его плотность. [c.107]

Методы приготовления сульфокислот с нормальной цепью углеродных атомов и сульфогрупной на конце цепи уже описаны выше [246, 25, 26, 28]. Физические свойства водных растворов этих кислот и их солей изучены полно главным образом благодаря исследованиям, которые провели Мак-Бэн и Тартар с сотрудниками [246, 118] в течение последних лет. Эти соединения обладают свойствами коллоидных электролитов. Первое отклонение от поведения обычных электролитов отмечено для кислоты с семью углеродными атомами в растворах с концентрацией выше 0,4 н., в то время как высшие члены ряда ведут себя, согласно правилу Дебая-Гюккеля-Онзагера, только при крайне большом разбавлении. [c.126]

Раствор точной концентрации может быть приготовлен непосредственно из навески вещества. Чаще, однако, готовят раствор приблизительной концентрации и устанавливают его нормальность по стандартному раствору сульфата магния MgSO [c.155]

Приготовление раствора серной кислоты и определение его нормальности. Определение нормальности раствора серной кислоты основано на реакции нейтрализации между приготовленным раствором Н2504, нормальность которого необходимо определить, и раствором щелочи известной концентрации (нормальности). Окончание реакции нейтрализации определяют при помощи одного из индикаторов, сведения о которых приведены ниже. [c.82]

Какое количество 96%-ного раствора серной кислоты (пл. 1,84 г/см ) нужно взять для приготовления 250 мл 0,5 М h3SO4 Какова нормальная концентрация приготовленного раствора Ответ 6,94 мл 1 н. [c.390]

Приготовление раствора титранта. Металлический натрий 0,05— 0,07 г, тщательно очищенный от окиси растворяют в колбе с притертой пробкой в 100 мл смеси абсолютного изопропилового и обезвоженного метилового спиртов (2 1). После полного растворения натрия колбу закрывают и содержимое колбы тщательно перемешивают. Затем приблизительно определяют нормальность полученного раствора титрованием его аликвотной части 0,01 и. раствором хлористоводородной кислоты по метиловому красному. В случае, если концентрация спиртового раствора метплата натрия сильно отличается от 0,02 н., добавляют илн еще металлического натрия, или раствор разбавляют той же смесью спиртов. Полученный раствор выдерживают в течение суток в колбе, закрытой пробкой. За это время из раствора выпадает карбонат натрия. Раствор осторожно сливают с осадка и точно устанавливают нормальность титранта, титруя им навеску салициловой кислоты при а = = 330 нм таким же образом, как это описано ниже для смеси кислот. [c.460]

Как правильно пересчитать концентрации растворов из одних единц в другие — 27 Ноября 2012 — Примеры решений задач

Пересчет концентраций растворов из одних единиц в другие

При пересчете процентной концентрации в молярную и наоборот, необходимо помнить, что процентная концентрация рассчитывается на определенную массу раствора, а молярная и нормальная — на объем, поэтому для пересчета необходимо знать плотность раствора. Если мы обозначим: с — процентная концентрация; M — молярная концентрация; N — нормальная концентрация; э — эквивалентная масса, p — плотность раствора; m — мольная масса, то формулы для пересчета из процентной концентрации будут следующими:

M = (c · p · 10) / m
N = (c · p · 10) / э

Этими же формулами можно воспользоваться, если нужно пересчитать нормальную или молярную концентрацию на процентную.

Пример
Какова молярная и нормальная концентрация 12%-ного раствора серной кислоты, плотность которого р = 1,08 г/см3?

Решение
Мольная масса серной кислоты равна 98. Следовательно,

m(H₂SO₄) = 98 и э(H₂SO₄) = 98 : 2 = 49.

Подставляя необходимые значения в формулы, получим:
а) Молярная концентрация 12% раствора серной кислоты равна

M = (12 · 1,08 · 10) / 98 = 1,32 M

б) Нормальная концентрация 12% раствора серной кислоты равна

N = (12 ·1,08 ·10) / 49 = 2,64 H.

Иногда в лабораторной практике приходится пересчитывать молярную концентрацию в нормальную и наоборот. Если эквивалентная масса вещества равна мольной массе (Например, для HCl, KCl, KOH), то нормальная концентрация равна молярной концентрации. Так, 1 н. раствор соляной кислоты будет одновременно 1 M раствором. Однако для большинства соединений эквивалентная масса не равна мольной и, следовательно, нормальная концентрация растворов этих веществ не равна молярной концентрации.
Для пересчета из одной концентрации в другую можно использовать формулы:

M = (N · Э) / m
N = (M · m) / Э

Пример
Нормальная концентрация 1 М раствора серной кислоты

N = (1 · 98) / 49 = 2 H.

Пример
Молярная концентрация 0,5 н. Na₂CO₃

M = (0,5· 53) / 106 = 0,25 M.

Упаривание, разбавление, концентрирование, смешивание растворов

Имеется mг исходного раствора с массовой долей растворенного вещества w₁ и плотностью ρ₁.

Упаривание раствора

В результате упаривания исходного раствора его масса уменьшилась на D_m г. Определить массовую долю раствора после упаривания w₂

Решение
Исходя из определения массовой доли, получим выражения для w₁ и w₂ (w₂ > w₁):

w₁ = m₁ / m

(где m1 – масса растворенного вещества в исходном растворе)

m1 = w₁·m
w₁ = m1 / (m – D_m) = (w₁· m) / (m – D_m)

Пример
Упарили 60 г 5%-ного раствора сульфата меди до 50 г. Определите массовую долю соли в полученном растворе.

m = 60 г; Dm = 60 – 50 = 10 г; w₁ = 5% (или 0,05)
w₂ = (0,05 · 60) / (60 – 10) = 3 / 50 = 0,06 (или 6%-ный)

Концентрирование раствора

Какую массу вещества (X г) надо дополнительно растворить в исходном растворе, чтобы приготовить раствор с массовой долей растворенного вещества w₂?

Решение
Исходя из определения массовой доли, составим выражение для w₁ и w₂:

w₁ = m₁ / m₂,

(где m1 – масса вещества в исходном растворе).

m₁ = w₁ · m
w₂ = (m₁+x) / (m + x) = (w₁ · m + x) / (m+x)

Решая полученное уравнение относительно х получаем:

w₂ · m + w₂ · x = w₁ · m + x
w₂ · m – w₁ · m = x – w₂ · x
(w₂– w₁ ) · m = (1 – w₂ ) · x
x = ((w₂ – w₁) · m) / (1 – w₂ )

Пример
Сколько граммов хлористого калия надо растворить в 90 г 8%-ного раствора этой соли, чтобы полученный раствор стал 10%-ным?

m = 90 г
w₁ = 8% (или 0,08), w₂ = 10% (или 0,1)
x = ((0,1 – 0,08) ·90) / (1 – 0,1) = (0,02 · 90) / 0,9 = 2 г

Онлайн сервис решения задач по химии

Расчет нормальной концентрации — Студопедия

Нормальная концентрация (эквивалентная) показывает количество эквивалентов растворенного вещества в 1 л раствора.

С_N= = . (18)

Количество эквивалентов растворенного вещества определяется:

n_{Э в-ва} = ® C_N =

где n_{Э в-ва}– число эквивалентов растворенного вещества, г/экв.;

m_в-ва– масса растворенного вещества, г;

M_{Э в-ва}– масса эквивалента растворенного вещества, г/экв;

u_р-ра– объем раствора, л.

Рассчитаем массу эквивалента К₂СО₃. Масса 1 моля К₂СО₃ равна:

Масса моль – эквивалента К₂СО₃:

где В – суммарная валентность катиона или аниона соли и для К₂СО₃ равна 2.

Вычислим количество грамм-эквивалентов К₂СО₃ в растворе:

n = .

Определим объем полученного раствора по формуле:

u= ,

где m – масса раствора, г;

u — объем раствора, мл;

r — плотность раствора, г/см³.

По определению найдем нормальную концентрацию раствора:

С_N = .

Расчет молярной концентрации

Молярная концентрация определяется количеством молей растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора. Количество молей растворенного вещества равно:

n_в-ва =

следовательно, молярная концентрация раствора:

, (19)

где n – количество молей растворенного вещества, моль;

m_в-ва— масса растворенного вещества, г;

M_в-ва— молекулярная масса растворенного вещества, г/моль;

u_р-ра— объем раствора, л.

Зная процентную концентрацию и плотность (r) полученного раствора, можно определить молярную концентрацию этого раствора.

Масса 1л раствора К₂СО₃:

m_р-ра = u_р-ра × r = 1000 см³×1,02 г/см³ = 1020 г.

Теперь определим массу растворенного К_{2/sub>СО₃ в 1 л раствора:}

m = m_р-ра×w ,

где w = — массовая доля растворенного вещества, равная отношению массы растворенного вещества к массе всего раствора:

w = .

Отсюда m = 1020 г × 0,0196 =19,99 г.

Находим молярную концентрацию раствора, т.е. количество молей К₂СО₃ в 1 л раствора:

С_М=

Расчет моляльной концентрации раствора

Моляльность раствора (С_m) показывает количество молей растворенного вещества, содержащихся в 1000 г растворителя:

С_m= ;

т.к. n_M = ,

где n_M — количество молей растворенного вещества;

m_в-ва – масса растворенного вещества, г;

M_в-ва – молярная масса растворенного вещества, г/моль;

m_р-ля – масса растворителя, кг,

то С_m = . (20)

Найдем массу К₂СО₃, растворенного в 1 кг растворителя (Н₂О). Для этого определим массовую долю растворителя w_р-ля:

w = .

Масса К₂СО₃в одном кг растворителя:

Пример 2. Вычислите массовые доли веществ в растворе, полученном при сливании 100 мл 10%-го раствора СаСl₂ (r₁= 1,083 г/мл) и 150 мл 4%-го раствора Nа₃РО₄(r₂ = 1,04 г/мл) после отделения образовавшегося осадка.

Решение. Запишем уравнение реакции, протекающей при сливании данных растворов:

3СаСl₂ + 2Nа₃РО₄ = 6NаСl + Cа₃ (РО₄)₂¯.

Эта реакция необратима, т.к. Cа₃(РО₄)₂ выпадает в осадок.

Разобьем решение задачи на следующие этапы:

1) Вычислим массы растворов и растворенных веществ.

Раствор СаСl₂: m₁ (р-ра) = r₁× u₁ = 1,083 × 100 = 108,3 г.

Раствор Nа₃РО₄: m₂ (р-ра) = r₂ × u₂ = 1,04 × 150 = 156 г.

m_C_аС_l= m₁ × w₁ = 108,3 × 0,1 = 10,83 г,

т.к.× w₁= ;

m_N_а_РО= m₂ × w₂ = 156 × 0,04 = 6,24 г,

т.к.× w₂ =

2) Находим количество вещества СаСl₂ и Nа₃РО_4::

n_C_аС_l= ;

n = .

3) Из уравнения реакции видим, что вещества реагируют в соотношении 3:2 и из расчета по этапу 2) очевидно, что СаСl₂ находится в избытке, а Nа₃РО₄ прореагирует полностью.

4) Находим массы образовавшихся веществ, т.к. количество образовавшегося фосфата кальция в 2 раза меньше количества молей Nа₃РО₄, вступившего в реакцию:

n = ,

m 0,01904×310,2 = 5,906 г;

n_N_аС_l = 3n₍₎= 0,1142 моль;

m_N_аС_l = n×M = 0,1142 × 58,44 = 6,674 г.

5) Находим массу остатка СаСl₂; прореагировало СаСl₂:

n₃ = 3/2 n₍₎ = 0,05711 моль;

m₁₍_C_аС_l₎ = n₃×M_C_аС_l= 6,339 г;

m_{остатка}= 10,83 — 6,339 = 4,491 г.

6) Вычислим массу образовавшегося раствора:

m_3(р-ра)= m_1(р-ра)+m_2(р-ра) – m = 108,3 + 156 – 5,906 = 258,39 г.

7) Вычислим массовые доли солей в растворе:

w _N_аС_l = .

Пример 3. На нейтрализацию 50 см³ раствора НСl израсходовано 25 см³ 0,5 н раствора едкого натра. Чему равна нормальность кислоты?

Решение. Как видно из уравнения, растворы взаимодействуют в эквивалентных количествах:

НСl + NаОН = NаСl + Н₂О.

При разных нормальностях растворы реагирующих веществ взаимодействуют между собой в объемах, обратно пропорциональных их нормальностям:

или С₁×V₁ = C₂×V₂ , (21)

где С₁, С₂ – нормальные концентрации НСl и NаОН соответственно,

V₁, V₂ – объемы растворов НСl и NаОН.

С₁×50 = 25×0,5; С₁ = .

ЗАДАЧИ

101. К 1 л 10%-го раствора КОН (r = 1,092 г/мл) прибавили 0,5 л 5%-го раствора КОН (r = 1,045 г/мл). Объем смеси довели до 2 л. Вычислите молярную концентрацию полученного раствора.

Ответ: 1,2 М.

102. Сколько и какого вещества останется в избытке, если к 75 см³ 0,3 н раствора Н₂SO₄ прибавить 125 см³ 0,2 н раствора КОН .

Ответ: 0,14 г КОН.

103. Для осаждения в виде АgCl всего серебра, содержащегося в 100 см³ раствора АgNО₃, потребовалось 50 см³ 0,2 н раствора НСl. Чему равна нормальность раствора АgNO₃.Сколько граммов АgCl выпало в осадок?

Ответ: 0,1 н; 1,433 г.

104. Какой объем 0,3 н раствора НСl требуется для нейтрализации раствора, содержащего 0,32 г NаОН в 40 см³?

Ответ: 26,6 см³.

105. На нейтрализацию 31 см³ 0,16 н раствора щелочи потребуется 217 см³ раствора Н₂SO₄. Чему равна нормальность раствора кислоты?

Ответ: 0,023 н.

106. Сколько граммов НNO₃ содержалось в растворе, если на его нейтрализацию потребовалось 35 см³ 0,4 н раствора NаОН?

Ответ: 0,882 г.

107. Определите объем раствора 1,2 М NаОН, который потребуется для полного осаждения железа в виде гидроксида из раствора FеСl₃ с массой 300 г с массовой долей соли в нем 12%.

Ответ: 554 мл.

108. 1 л 0,5 М раствора едкого натра смешали с 1 л 0,4 н раствора серной кислоты. Сколько молей и какого вещества осталось в избытке?

Ответ: 0,1 моль NаОН.

109. На нейтрализацию 10 мл раствора едкого натра пошло 6 мл 0,5 н раствора НСl. Вычислите нормальность раствора щелочи.

Ответ: 0,3 н.

110. Сколько миллилитров 2 н раствора Nа₂СО₃ надо прибавить к 50 мл 1,5 н раствора ВаСl₂, чтобы полностью осадить барий в виде ВаСО₃?

Ответ: 37,5 мл.

111. Смешивают раствор едкого натра, содержащий 8 г NаОН в 1 л, с раствором соляной кислоты, содержащим 24 г НСl в 1 л. В каком объемном соотношении нужно взять растворы, чтобы произошла полная нейтрализация.

Ответ: 3,3 объёма NаОН на 1 объём НСl?

112. Вычислить молярность 20%-го раствора НСl плотностью 1,10 г/мл

Ответ: 6,03 М НСl.

113. Какой объем 20,01%-го раствора НСl (r = 1,100 г/мл) требуется для приготовления 1 л 10,17%-го раствора (r= 1,050 г/мл)?

Ответ: 485,38 см³.

114. Какой объем 50 %-го раствора КОН (r = 1,538 г/мл) требуется для приготовления 3 л 6%-го раствора плотностью 1,048 г/мл?

Ответ: 245,5 мл.

115. Смешали 10 см³ 10%-го раствора НNО₃ (r = 1,056 г/мл) и 100 см³ 30%-го раствора НNО₃ (r = 1,184 г/мл). Вычислите процентную концентрацию полученного раствора.

Ответ: 28,38%.

116. Определите массу осадка, который образуется при смешении раствора с массовой долей хлорида бария 5% и раствора с массовой долей сульфата натрия 8% . Масса раствора ВаСl₂ равна 15 г, раствора Nа₂SO₄— 10 г.

Ответ: m_Ва_SO₌0,84 г.

117. Какое количество вещества нитрата натрия содержится в растворе объемом 1 л с массой долей NаNO₃ 40%, плотность которого 1,32 г/мл?

Ответ: 6,2 моль.

118. Определите массовую долю хлорида кальция в растворе 1,4 М СаСl₂, плотность которого равна 1,12 г/мл.

Ответ: 0,139.

119. Какой объем раствора с массовой долей карбоната натрия 0,15 (r= 1,16 г/мл) надо взять для приготовления раствора 0,45 М Nа₂СО₃ объемом 120 мл?

Ответ: 32,9 мл.

120. К 3л 10 %-го раствора НNO₃ плотностью 1,054 г/мл прибавили 5 л 2%-го раствора той же кислоты плотностью 1,009 г/мл. Вычислите процентную и молярную концентрации полученного раствора, объем которого равен 8 л.

Ответ: 5,0%, 0,82 М.

Растворы электролитов

Электролитами называются вещества, которые при растворении в воде диcсоциируют (распадаются) на ионы и проводят электрический ток. Неорганические кислоты, основания и соли являются электролитами.

Сила электролита характеризуется степенью диссоциации (a), которая показывает отношение числа молекул, продиссоциированных на ионы (Nд), к общему числу молекул электролита в растворе (Nо), и выражается в процентах:

a = 100%. (22)

Условно считают электролиты, диссоциированные на 3% и менее (т.е. a £ 3%) – слабыми, а на 30% и более (a ³ 30%) – сильными.

В растворе слабого электролита устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и продуктами их распада – ионами. Например, в растворе уксусной кислоты:

СН₃СООН « СН₃СОО^— + Н⁺

Константа такого равновесия выражается через концентрации соответствующих частиц в растворе и называется константой диссоциации К_Д.:

К_д = (23)

Многоосновные кислоты диссоциируют по ступеням, каждая из которых характеризуется своей константой. Например:

Н₃ВО₃ «Н⁺ + Н₂ВО К₁

Н₂ВО « Н⁺ + НВО К₂

НВО « Н⁺ + ВО К₃

Согласно закону разбавления Оствальда, К_д и a связаны уравнением

К_д = (24)

где С_эл – молярная концентрация электролита, моль/л.

При a<

К_д = a²×C_эл. (25)

Для расчетов, связанных с диссоциацией кислот, часто используют не К_дис, а показатель константы диссоциации рК, который равен:

рК = -lgК_д. (26)

С возрастанием К_д, т.е. с увеличением силы кислоты, значение рК уменьшается, следовательно, чем больше рК, тем слабее кислота. Так, значения рК для слабых кислот от СН₃СООН до НСN лежат в пределах от 4,76 до 9,21.

Для одноосновных кислот, например уксусной – СН₃СООН, концентрации [Н⁺ ] и [А^—] равны и составляют:

[Н⁺] = [СН₃СОО^—] = a× С_эл.

С учетом уравнения (25) имеем:

[Н⁺ ] = [ СН₃СОО^—] = С_эл × .

Пример 1. Степень диссоциации СН₃СООН в 0,1М растворе равна 1,32×10^—². Найдите константу диссоциации кислоты и значение рК. По величине рК сделайте вывод о силе кислоты.

Решение. Запишем уравнение диссоциации уксусной кислоты:

СН₃СООН« Н⁺ + СН₃СОО^–

Подставим данные задачи в уравнение Оствальда:

К_Д = = .

Откуда рК = -lg К_Д = -lg(1,77×10^—⁵) = 5- lg1,77 =5-0,25 = 4,75.

Пример 2. Какова концентрация ионов водорода в 0,1 М растворе германиевой кислоты Н₂GеО₃, если константа диссоциации кислоты по первой ступени равна 2,6×10^—⁹?

Решение. Запишем уравнение диссоциации германиевой кислоты по первой ступени:

Н₂GеО₃ « Н⁺ + НGеО

С_н+ = = 1,61×10^—⁵г-ион/л.

В насыщенном растворе малорастворимого сильного электролита устанавливается равновесие между осадком (твердой фазой) электролита и ионами электролита в растворе, например:

ВаSO₄ « Ва²⁺ + SO

в осадке в растворе

По закону действующих масс:

К_равн_. = или К_равн×С_Ва_SO= C_Ва×С ,

где К_равн – константа равновесия;

C_{Ва ,}С , С_Ва_SO– концентрации катиона, аниона и электролита (в осадке).

Концентрация твердой фазы остается неизменной и её условно принимают равной единице, а величину К_равн×С_Ва_SOназывают произведением растворимости и обозначают ПР:

ПР = К_равн ×С_Ва_SOили ПР = C_Ва×С . (27)

Величина ПР является важной термодинамической константой и характеризует равновесие между насыщенным раствором и твердой фазой. С помощью ПР можно решать многие вопросы химической практики.

Условием образования осадка является превышение произведения концентраций ионов малорастворимого электролита над его ПР. Растворение осадка такого электролита происходит, когда произведение концентраций его ионов меньше, чем ПР.

Пример 3. Произведение растворимости Аg₂Cr₂O₇ равно 2,0×10^—⁷.

Вычислить концентрацию ионов Аg⁺ в насыщенном растворе Аg₂Cr₂O_7,не содержащем одноименных ионов.

Решение. Уравнение диссоциации Аg₂Cr₂O₇ имеет вид:

Аg₂Cr₂O₇= 2Аg⁺ + Cr₂O

Поэтому ПР = С = 2,0×10^—⁷.

Так как при диссоциации Аg₂Cr₂O₇ ионов Cr₂O получается в 2 раза меньше, чем ионов Аg⁺, следовательно:

Cr₂O = ; C × = 2,0×10^—⁷;

C = = = 0,74×10^—² моль/л.

Пример 4. Установлено, что произведение растворимости ПР равно 5,6×10^—¹⁶. Выпадает ли осадок при смешивании равных объемов растворов 0,02М МnSO₄ и 0,01М (NН₄)₂S ?

Решение. Запишем уравнение реакции:

МnSO₄ + (NН₄)₂S = МnS¯ + (NН₄)₂SO₄

При смешении двух растворов объем раствора увеличивается вдвое, а концентрации взятых веществ в смеси будут в 2 раза меньше.

Концентрация раствора МnSO будет равна 0,01 моль/л, а раствора (NН ) S – 0,005 моль/л.

С_S= 0,005 г-ион/л, С_М_n= 0,01 г-ион/л.

Отсюда С_S× С_М_n= 0,01×0,005 = 5×10^-5, что больше, чем ПР_М_nS = 5,6×10^-16. Следовательно, осадок выпадает.

Водородный показатель – рН

Вода частично диссоциирована:

Н₂О « Н⁺ + ОН^–

По закону действующих масс:

_Д; К_Д. × С_Н_O = С_н× С_он — = К_Н_O.

К_Н_O – ионное произведение воды. На основании опыта установлено, что при t = 25⁰С оно составляет 10^—¹⁴ (моль/л)². Тогда для чистой воды:

К_Н_O = 10^-14 = С_н× С_он — ; (28)

С_{н =}С_он — = = 10^—⁷моль/л .

Для удобства расчетов используют водородный показатель рН:

рН = – lg С_н.

рН – величина, характеризующая характер среды. При рН< 7 – кислая среда, т.к. С_н_>> С_он -, при рН = 7- среда нейтральная и С_н= С_он -, при рН >7 – щелочная среда , т.к. С_н<< С_он -.

Из вышеизложенного справедливо уравнение:

рН + рОН = 14.

Пример 5. Чему равна концентрация ОН – ионов в растворе, рН которого равен 10,80?

Решение. Воспользуемся приведенной формулой:

рОН = 14-рН = 14 — 10,80 = 3,20.

— lg[ОН^—] = 3,2 ; lg[ОН^—] = — 3,20.

По таблице антилогарифмов находим, что [ОН^—] = 6,31×10^—⁴ моль/л.

ЗАДАЧИ

121-123. Вычислите константу диссоциации кислот по следующим данным и запишите уравнения диссоциации кислот по всем ступеням.

№ задачи	кислота	Концентрация, моль/л	a (для 1 ступени), %	Ответы
	Н₂СО₃	0,006	0,85	4,3×10^-7
	Н₃РО₃	0,1		1×10^—²
	Н₂S	0,1	0,07	5×10^—⁸

124. Определите концентрацию ОН^— — ионов в а) 1М; б) 0,02М растворе NН₄ОН. К_Д основания равно 1,8×10^—⁵.

Ответ: а) 0,4×10^—² г-ион/л; б) 0,6×10^—³г-ион/л.

125. Степень диссоциации уксусной кислоты СН₃СООН в 1М растворе при 19⁰С равна 0,004. Вычислите концентрацию ионов СН₃СОО^–, Н⁺ и общую концентрацию ионов в растворе.

Ответ: 0,004 моль/л; 0,008 моль/л.

126. Вычислите степень электролитической диссоциации 0,05 М раствора НIО₃, если константа диссоциации кислоты равна 3×10^—⁵.

Ответ: 2,45×10^—².

127. Вычислите концентрацию ионов водорода в 0,1 М растворе хлорноватистой кислоты НСlО (К_Д= 5×10^—⁸).

Ответ: 7×10^—⁵моль/л

128. Определите рН и рОН раствора NaOH с концентрацией 0,1 моль/л.

Ответ: 13 и 1.

129. Ступенчатые константы диссоциации Н₂S равны К₁ = 6 × 10^—⁸,

К₂=1×10^—¹⁴. Вычислите константу полной диссоциации и концентрации ионов Н⁺, НS^—, S²^— в 0,1 М растворе сероводородной кислоты.

Ответ: 7,7×10^—⁵моль/л, 1×10^—¹⁴моль/л.

130-134. Вычислите произведение растворимости вещества (ПР) по данным о его растворимости в воде.

№ задачи	Вещество	Растворимость, моль/л	Ответы
	ВаС₂О₄ Ўtd>	4,03×10^—⁴	1,62×10^—⁷
	Аg₂СО₃	1,15×10^—⁴	6,15×10^—¹²
	ВаСО₃	8,40×10^—⁵	7,05×10^—⁹
	Аg₂SО₄	2,68×10^—²	7,70×10^—⁵
	Вi(IО₃)₃	2,80×10^—⁴	1,66×10^—¹³

135-139. Выпадет ли осадок при сливании равных объемов растворов 1 и 2 с концентрацией С, моль/л? Напишите уравнения реакций.

№ задачи	Растворы	Осадки	ПР
	С₁		С₂
	СаСl₂	0,02	Nа₂SО₄	0,02	СаSО₄	1,0×10^—⁵
	LаСl₃	0,02	NаОН	0,03	Lа(ОН)₃	5×10^—²¹
	Sr(NО₃)₂	0,002	К₂SО₄	0,002	SrSO₄	3,6×10^—⁷
	СuSO₄	0,01	(NН₄)₂S	0,02	СuS	4×10^—³⁸
	АgNO₃	0,02	Н₂SO₄		Аg₂SO₄	2×10^—⁵

140. Вычислите концентрацию [Н⁺] в растворах, в которых концентрация [ОН^—] – ионов (в моль/л) составляет:

а) 10^—⁴ , б) 3,2×10^—⁶ , в) 7,4×10^—¹¹.

Ответы: а) 10^—¹⁰моль/л, б) 3,12×10^—⁹ моль/л, в) 1,35×10^—⁴моль/л.

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Окислительно-восстановительными реакциями называются реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов.

Степени окисления определяются числом электронов, передаваемых от атома с меньшей электроотрицательностью к атому с большей электроотрицательностью. Например, в молекуле NаСl менее электроотрицательным является атом натрия, более электроотрицательным – атом Сl, поэтому электроны смещаются в сторону атома хлора. Натрий приобретает степень окисления +1, а хлор -1.

Процесс присоединения электронов частицами (атомами, ионами, молекулами) называется их восстановлением, а вещество, содержащее такую частицу, является окислителем.

Процесс отдачи электронов – окисление, а вещество – восстановитель. Следует также учесть, что если атомы окислителя и восстановителя содержатся в одной и той же молекуле, то реакция называется реакцией внутримолекулярного окисления – восстановления. Например:

2КСlО₃ = 2 КCl +3О₂

Если же в таких реакциях окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента, то окислительно-восстановительный процесс называется диспропорционированием. Например, в реакции:

3К₂МnО₄ + 2Н₂О = 2КМnО₄ + МnО₂ + 4КОН

Mn⁺⁶ диспропорционирует в Mn⁺⁷ и в Мn⁺⁴.

Имеют место и реакции обратного диспропорционирования, в которых атомы, находящиеся в различных степенях окисления, приобретают одинаковую окисленность (степень окисления), например:

NH₄NO₃ = N₂О + 2H₂O

где N^—³, окисляясь, а N⁺⁵ , восстанавливаясь, переходят в N⁺¹.

Типичными окислителями являются : F₂, О₂, Сl₂, перманганат-ион MnО, дихромат-ион Cr₂O , диоксид свинца РbО₂. Типичными восстановителями являются: активные металлы (К, Nа, Са), углерод (С), сульфид-ион (S^—²), иодид-ион (I^–), сульфит-ион (SO ), Fе²⁺, Sn²⁺ и др.

В простых веществах О₂, Cl₂, Н_2,N₂ и др. оба атома имеют одинаковую электроотрицательность. При образовании из этих атомов молекул смещения электронов не происходит, поэтому степень окисления в простых веществах равна нулю. Некоторые простые вещества, например Fе, S, С и другие могут иметь разную степень окисления. Так, железо может иметь степень окисления +2 и +3, медь – +1 и +2, сера – +2, +4, +6. Кислород, как правило, имеет степень окисления –2, но в пероксидах его степень окисления равна (–1), во фторидах (+2). Постоянную степень окисления имеют щелочные металлы (+1), элементы II группы – (+2), алюминий – (+3), галоген-ионы – (-1).

В зависимости от того, к какому атому больше смещена электронная пара, говорят о положительной или отрицательной степени окисления. Степень окисления элемента, ближе к которому смещена электронная пара, является отрицательной, тогда как степень окисления другого атома в молекуле – положительна. Например, в молекуле воды электронная пара смещена в сторону атома кислорода. Следовательно, атом кислорода проявляет отрицательную степень окисления, а атомы водорода положительную.

В связи с тем что молекула в целом электронейтральна, то количество всех отрицательных единиц степени окисления должно быть равно количеству положительных единиц.

Положительная степень окисления, как правило, присуща тем элементам, которые на внешнем энергетическом уровне имеют 1, 2, 3 электрона, и, чтобы создать устойчивую 8-электронную оболочку, им легче отдать эти электроны, чем присоединить 7, 6, 5 электронов соответственно. Поэтому эти атомы будут отталкивать электроны.

Отрицательную по знаку степень окисления, как правило, будут иметь те элементы, у которых на внешнем энергетическом уровне 5, 6, 7 электронов, и для создания 8-электронного энергетического уровня им легче принять недостающие, чем отдать 5, 6, 7 электронов. Эти атомы будут притягивать электроны.

Знание знака и величины степени окисления атомов с постоянным значением позволяет вычислить степени окисления других атомов в сложных соединениях.

Пример 1. Определить степень окисления серы в серной кислоте Н₂SO₄.

Решение. Для определения степени окисления серы в серной кислоте вспомним, что атом кислорода имеет степень окисления (-2), а атом водорода (+1). В целом молекула любого вещества электронейтральна, следовательно, 2×(+1) + х + (-2)×4 = 0. Отсюда сера в серной кислоте имеет степень окисления +6.

Пример 2. Определить степень окисления марганца в перманганате калия КМnO₄.

Решение. Степень окисления кислорода –2, калия +1. Молекула КМnO₄ электронейтральна, следовательно: (+1)×1 + х + 4×(-2)=0.

Степень окисления марганца в перманганате калия равна +7.

Подбор коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях

При подборе коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций пользуются двумя методами: электронного баланса и ионно-электронного баланса. Остановимся на первом.

Для успешной расстановки коэффициентов в окислительно-восстановительных уравнениях важно соблюдать следующую последовательность:

1. Записать уравнение реакции, отметить элементы, изменяющие в результате реакции свои степени окисления, найти окислитель и восстановитель.

2. Составить схемы полуреакций окисления и восстановления с указанием исходных и образующихся частиц.

3. Уравнять число частиц каждого элемента в левой и правой частях полуреакций.

4. Уравнять суммарное число зарядов в левой и правой частях каждой полуреакции; для этого прибавить или отнять в левой части полуреакций необходимое число электронов.

5. Подобрать множители для полуреакций так, чтобы число электронов, отдаваемых при окислении, было равно числу электронов, принимаемых при восстановлении.

6. Сложить уравнения полуреакций с учетом найденных коэффициентов.

7. Расставить коэффициенты в уравнении реакции и проверить правильность расстановки. Число частиц каждого элемента в правой части уравнения должно быть равно числу частиц в левой части.

Рассмотрим применение метода электронного баланса в окислительно-восстановительных реакциях на нескольких примерах.

Пример 3.

К₂

Решение. Определим степень окисления всех элементов и установим, у каких из них она меняется. В молекуле К₂Сr₂O₇ ионы кислорода имеют суммарный электрический заряд, равный (–2)×7 = -14. Молекула электронейтральна. Заряд двух ионов калия равен +2, а два иона хрома имеют заряд +12, следовательно, на долю одного иона хрома приходится +6 зарядов.

В правой части уравнения в молекуле Сr₂(SO₄)₃ хром связан с кислотным остатком серной кислоты, имеющим заряд –2. Молекула электронейтральна, следовательно, два иона хрома должны быть связаны с тремя SО – ионами. Рассуждая таким же образом, приходим к выводу, что степень окисления серы в сульфите натрия Nа₂SO₃ равна +4, а в сульфате натрия Nа₂SO₄ +6.

Составим электронные уравнения и приводим к балансу количество отданных и принятых электронов (окислителя и восстановителя). С учетом коэффициентов складываем ионы левых и правых частей полуреакций.

2Сr⁺⁶ + 6? ® 2Сr⁺³ 2 1 восстановление, окислитель

S⁺⁴ — 2? ® S⁺⁶ 6 3 окисление, восстановитель

2Сr⁺⁶+ 3S⁺⁴® 2Cr⁺³ + 3S⁺⁶

Полученные коэффициенты переносим в молекулярное уравнение, причем коэффициент для хрома не удваиваем, чтобы сохранить его баланс в левой и правой частях уравнения.

Приводим к балансу ионы калия и натрия.

Подсчитываем количество кислотных остатков справа и вычитаем три кислотных остатка в составе Nа₂SO₃, участвующих в окислении. Разница в коэффициентах дает коэффициент для кислоты.

Уравниваем водород в составе молекулы воды.

Проверку правильности расстановки коэффициентов проводим по количеству атомов кислорода. В левой и правой частях уравнения оно равно 32.

Окончательное уравнение реакции: К₂Сr .

Пример 4.

Решение. Определяем степень окисления всех элементов и устанавливаем, что они меняются у марганца и хлора.

Составляем электронные уравнения и приводим к балансу ионы окислителя и восстановителя. С учетом коэффициентов складываем ионы левой и правой частей уравнений:

6 3 окисление, восстановитель

Сl⁺⁵ + 6? ®Сl^— 3 1 восстановление, окислитель

3Мn⁺⁴ + Cl⁺⁵ ® 3Мn⁺⁷+ Cl^–

Коэффициенты краткого уравнения переносим в молекулярное уравнение, затем приводим к балансу коэффициенты других ионов.

Проверку правильности расстановки коэффициентов проводим по кислороду. В левой и правой части уравнения количество атомов кислорода равно 15.

3 МnO₂ + КСlO₃ + 6КОН ® 3К₂МnO₄ + КСl + 3Н₂О

ЗАДАЧИ

Расставьте коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций. Укажите окислитель и восстановитель.

141. МnSO₄ + КМnO₄ + Н₂О ® МnO₂ + К₂SO₄ + Н₂SO₄

142. FеSO₄ + КClO₃ + Н₂SO₄ ® Fе₂(SO₄)₃ + КСl + Н₂О

143. КIО₃ + КI + Н₂SO₄ ® I₂ + К₂SO₄ + Н₂О

144. I₂ + Сl₂ + Н₂О ® НIО₃ + НСl

145. NаСrO₂ + Вr₂ + NаОН ® Nа₂СrO₄ + NаВr + Н₂О

146. Р + НClO₃ + Н₂О ® Н₃РО₄ + НСl

147. РbS + НNO₃ ® S + Рb(NO₃)₂ + NO + Н₂О

148. КВr + РbО₂ + НNO₃ ® Рb(NO₃)₂ + Вr₂ + КNO₃ +Н₂О

149. Sb₂O₃ + НВrO₃ ® Sb₂O₅ + НВr

150. Сr₂O₃ + КNО₃ + КОН ® К₂СrO₄ + КNO₂ + Н₂О

151. Н₂S + Cl₂ + Н₂О ® Н₂SO₄ + НСl

152. Nа₂МnO₄ + NаNO₂ + Н₂О ® МnO₂ + NаNO₃ + NаОН

153. КМnО₄ + НСl ® МnСl₂ + КCl + Сl₂ + Н₂O

154. Н₂SO₃ + К₂Сr₂О₇ + Н₂SO₄ ® Cr₂ (SO₄)₃ + К₂SO₄ + Н₂О

155. FеSO₄ + КМnO₄ + Н₂SO₄ ® Fе₂(SO₄)₃ + МnSO₄ + Н₂О + К₂SO₄

156. NаBr + MnO₂ + Н₂SO₄ ® МnSO₄ + Nа₂SO₄ + Br₂ + Н₂О

157. Мg + Н₂SO₄ ® МgSO₄+ S+ Н₂О

158. Н₂SO₃ + Cl₂ + Н₂О ® Н₂SO₄ + НСl

159. Н₂S + НNO₃ ® S + NO₂ + Н₂О

160. КNО₃ + КI + Н₂SO₄ ® NO + I₂ + К₂SO₄+ Н₂О

5.4. Способы выражения концентрации растворов

5.4. Способы выражения концентрации растворов

Концентрацией растворов называют количественные соотношения между компонентами раствора.

Массовая доля (ω) показывает число единиц массы растворенного вещества, содержащееся в 100 единицах массы раствора. Так, 5% раствор NaCl содержит 5 единиц массы NaCl в 100 единицах массы раствора. Для приготовления, например, 100 г 5%-ного раствора NaCl следует взять 5 г хлорида натрия и 95 г воды.

Определить массовую долю растворенного вещества можно, найдя отношение массы растворенного вещества к общей массе раствора, т.е.

ω=m/m₁,

где ω – массовая доля растворенного вещества; m – масса растворенного вещества; m₁ – масса раствора. Массовую долю вещества обычно выражают в долях единицы или в процентах:

ω=(m/m₁)100%.

Молярная концентрация (С_М) показывает количество молей растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора.

Расчеты при приготовлении растворов молярной и нормальной концентрации

Для приготовления растворов молярной и нормальной концентрации навеску вещества отвешивают на аналитических весах, а растворы готовятся в мерной колбе. При приготовлении растворов кислот нужный объем концентрированного раствора кислоты отмеряют бюреткой со стеклянным краном.

Навеска растворяемого вещества подсчитывается с точностью до четвертого десятичного знака, а молекулярные массы берутся с точностью, с которой они приведены в справочных таблицах. Объем концентрированной .кислоты подсчитывается с точностью до второго десятичного знака.

Пример 1. Сколько граммов хлорида бария необходимо для приготовления 2 л 0,2 М раствора?

Решение. Молекулярная масса хлорида бария равна 208,27. Следовательно. 1л 0,2 М раствора должен содержать 208,27-0,2= = 41,654 г ВаС1₂. Для приготовления 2 л потребуется 41,654-2 = 83,308 г ВаС1₂.

Пример 2. Сколько граммов безводной соды Na₂C0₃ потребуется для приготовления 500 мл 0,1 н. раствора?

Решение. Молекулярная масса соды равна 106,004; эквивалент-пая масса 5_Na₂C0₃ =М : 2 = 53,002; 0,1 экв. = 5,3002 г.

1000 мл 0,1 н. раствора содержат 5,3002 г Na₂C0₃500 »» » » » х » Na₂C0₃

5,3002-500
х=—— Гооо—- = 2-6501 г Na₂C0₃.

Пример 3. Сколько концентрированной серной кислоты (96%: d=l,84) требуется для приготовления 2 л 0,05 н. раствора серной кислоты?

Решение. Молекулярная масса серной кислоты равна 98,08. Эквивалентная масса серной кислоты 3h₂so₄ =М : 2=98,08 : 2 = 49,04 г. Масса 0,05 экв. = 49,04-0,05 = 2,452 г.

Найдем, сколько H₂S0₄ должно содержаться в 2 л 0,05 н. раствора:

1 л—2,452 г H₂S0₄

2 »— х » H₂S0₄

х = 2,452-2 = 4,904 г H₂S0₄.

ЧтобА определить, сколько для этого надо взять 96,% раствора H₂S0₄, составим пропорцию:

\ в 100 г конц. H₂S0₄—96 г H₂S0₄

У » » H₂S0₄—4,904 г H₂S0₄

4,904-100
У =——– §6—— = 5,11 г H₂S0₄.

Пересчитываем это количество на объем: ,. Р 5,11

^К⁼ 7 ⁼ ТЖ ⁼²‘⁷⁷^мл–

Таким образом, для приготовления 2 л 0,05 н. раствора надо взять 2,77 мл концентрированной серной кислоты.

Пример 4. Вычислить титр раствора NaOH, если известно что его точная концентрация равна 0,0520 н.

Решение. Напомним, что титром называется содержание в 1 мл раствора вещества в граммах. Эквивалентная масса NaOH=40 01 г Найдем, сколько граммов NaOH содержится в 1 л данного раствора:

40,01-0,0520 = 2,0805 г.

2,0805

1итр раствора: -щ=- =0,00208 г/мл. Можно воспользоваться также формулой:

~ 1000 •

где Т — титр, г/мл; Э — эквивалентная масса; N — нормальность раствора.

Тогда титр данного раствора:

_ф 40,01 0,0520

“NaOH =——— jooo—– 0,00208 г/мл.

„ “Р^иеР ⁵– Вычислить нормальную концентрацию раствора HN0₃, если известно, что титр данного раствора равен 0,0065 Для расчета воспользуемся формулой:

Т ■ 1000 63,05

5hno₃ = j— = 63,05.

Нормальная концентрация раствора азотной кислоты равна:

„ 0,0065-1000

–^V= 63,05 = 0,1030 н.

Пример 6. Какова нормальная концентрация раствора, если известно, что в 200 мл этого раствора содержится 2,6501 г Na₂C0₃

Решение. Как было вычислено в примере 2, Зма₂со(=53,002.
Найдем, сколько эквивалентов составляет 2,6501 г Na₂C0₃: Г
2,6501 : 53,002 = 0,05 экв. /

Для того чтобы вычислить нормальную концентрацию раствора, составим пропорцию:

200 мл содержат 0,05 экв.

1000 » » х »

1000-0,05
х =—————— =0,25 экв.

В 1 л данного раствора будет содержаться 0,25 эквивалентов, т. е. раствор будет 0,25 н.

Для такого расчета можно воспользоваться формулой:

Р-1000

где Р — количество вещества в граммах; Э — эквивалентная масса вещества; V — объем раствора в миллилитрах.

Зыа₂со₃=53,002, тогда нормальная концентрация данного раствора

2,6501-10С0 ^N⁼ 53,002-200

Концентрации и доли. Как переводить концентрации? In-chemistry.ru

При решении химических задач, при расчётах на работе, да и просто в жизни иногда приходится рассчитывать концентрации. Неважно, будет это школьная теоретическая задача, необходимость приготовить электролит для аккумулятора автомобиля, надобность узнать количество сахара для компота — все расчёты концентраций выполняются по известным формулам, которых не так много. Однако, с этим часто возникают трудности.

Прочитав эту статью, Вы научитесь легко рассчитывать концентрации веществ и при надобности играючи переводить одну концентрацию в другую. В статье приводятся примеры задач с решениями, а в конце приведём справочную табличку с формулами, которую можно распечатать и держать под рукой.

Массовая доля

Начнём с простого, но в то же время нужного способа выражения концентрации компонента в смеси — массовой доли.

Массовая доля есть отношение массы данного компонента к сумме масс всех компонентов. Обозначать её принято буквой w или ω (омега).

Рассчитывается массовая доля по формуле:

\Large w_{i}=\frac{m_{i}}{m}, \;\;\;\;\;(1)

где \Large w_{i} — массовая доля компонента i в смеси,

\Large m_{i} — масса этого компонента,

m — масса всей смеси.

И сразу разберём на примере:

Задача:

Зимой дороги посыпают песком с солью. Известно, что куча имеет массу 50 кг, и в неё всыпали 1 кг соли и перемешали. Найти массовую долю соли.

Решение:

Масса соли есть \Large m_{i} по формуле выше. Масса всей смеси нам пока неизвестна, но найти её легко. Просуммируем массу песка и соли:

\Large m = m_{п}+m_{с}= 50 кг + 1 кг = 51 кг

А теперь находим и массовую долю:

\Large w_{с} = \frac{m_{с}}{m} = 1 кг / 51 кг = 0.0196,

или умножаем на 100% и получаем 1.96%.

Ответ: 0.0196, или 1.96%.

Теперь решим что-то посложнее, и ближе к ЕГЭ.

Задача:

Смешали 200 г раствора глюкозы с массовой концентрацией 25% и 300 г раствора глюкозы с массовой концентрацией 10%. Найти массовую концентрацию полученного раствора, ответ округлить до целых.

Решение:

Обозначим первый и второй растворы соответственно \Large m_{1} и \Large m_{2}. Массу полученного после смешения раствора обозначим \Large m и найдём:

\Large m = m_{1} + m_{2} = 200 г + 300 г = 500 г

Массу самой глюкозы в первом и втором растворе обозначим \Large m_{гл. 1} и \Large m_{гл. 2}. По формуле (1) это будут наши массы компонентов. Массы растворов нам известны, их массовые концентрации тоже. Как найти массу компонента? Очень просто, находим неизвестное делимое умножением (и не забываем, что проценты — это сотые части):

\Large m_{гл. 1} = w_{1}\cdot m_{1} = 0.25 \cdot 200 г = 50 г

\Large m_{гл. 2} = w_{2}\cdot m_{2} = 0.1 \cdot 300 г = 30 г

Таким образом, общая масса глюкозы \Large m_{гл}:

\Large m_{гл} = m_{гл. 1} + m_{гл. 2} = 50 г + 30 г = 80 г.

Ответ: 80 г.

Задачи на смешение раствором с разными концентрациями одного вещества можно решать с помощью «конверта Пирсона».

Объёмная доля

Часто, когда мы имеем дело с жидкостями и газами, удобно оперировать их объёмами, а не массой. Поэтому, чтобы выражать долю какого-либо компонента в таких смесях (но и в твёрдых тоже вполне можно), пользуются понятием объёмной доли.

Объёмная доля компонента — отношение объёма компонента к сумме объёмов компонентов до смешивания. Объёмная доля измеряется в долях единицы или в процентах. Обычно обозначается греческой буквой φ (фи).

Рассчитывается объёмная доля по формуле:

\Large \phi_{B}=\frac{V_{B}}{\sum{V_{i}}}, \; \;\;\;\; (2)

где \Large \phi_{B} — объёмная доля компонента B;

\Large V_{B} — объём компонента B;

\Large \sum{V_{i}} — сумма объёмов всех компонентов.

Здесь важно понимать, что в формулу по возможности подставляем именно сумму объёмов всех компонентов, а не объём смеси, так как при смешивании некоторых жидкостей суммарный объём уменьшается. Так, если смешать литр воды и литр спирта, два литра аквавита мы не получим — будет примерно 1800 мл. В школьных задачах, как правило, это не так важно, но в уме держим и помним.

Задача:

Смешали 6 объёмов воды и 1 объём серной кислоты. Найти объёмную долю кислоты в полученном растворе.

Решение:

Так как объёмная доля — безразмерная величина, объёмы компонентов в условии задачи могут даваться в любых единицах — литрах, стаканах, баррелях, штофах, сексталях — главное, чтобы в одинаковых. Если не так — переводим одни в другие, если одинаковые — решаем. В нашем условии описаны просто некоторые «объёмы», их и подставляем.

\Large \phi_{H_{2}SO_{4}} = \frac{V_{ H_{2}SO_{4} }} { V_{ H_{2}SO_{4}} + V_{H_{2}O}} = \frac{1 \: объём}{1 \: объём + 6 \: объёмов} = \frac{1 \: объём}{7 \: объёмов} = 0.143, \: или \: 14.3%

Ответ: 14.3 %.

С газами всё обстоит немного интереснее — при не очень больших давлениях и температурах объёмная доля какого-либо газа в газовой смеси равна его мольной доле. (Ведь мы знаем, что молярный объём газов почти равен 22.4 л/моль).

Задача:

Мольная доля кислорода в сухом воздухе составляет 0.21. Найдите объёмную долю азота, если объёмная доля аргона составляет 1%.

Решение:

Внимательный читатель заметил, что мы написали о том, что объёмная и мольная доля для газов в смеси равны. Поэтому, объёмная доля кислорода равна также 0.21, или 21%. Найдём объёмную долю азота:

\Large 100\% — 21\% — 1\% = 78\%.

Ответ: 78%.

Мольная доля

В тех случаях, когда нам известны количества веществ в смеси, мы можем выразить содержание того или иного компонента с помощью мольной доли.

Мольная доля — отношение количества молей данного компонента к общему количеству молей всех компонентов.г/_{моль}} = 125 \: моль
Затем считаем сумму количеств:
\Large \sum {n} = 107.14 \: моль + 31.25 \: моль + 125 \: моль = 263.39 \: моль
И находим мольную долю каждого компонента:
\Large y_{N_{2}} = \frac {107.14 \: моль}{263.39 \: моль} = 0.4068, \: или \: 40.68 \%;
\Large y_{O_{2}} = \frac {31.25 \: моль}{263.39 \: моль} = 0.1186, \: или \: 11.86 \%;
\Large y_{He} = \frac {125 \: моль}{263.39 \: моль} = 0.4746, \: или \: 47.46 \%;
Проверяем:
\Large 40.68 \% + 11.86 \% + 47.46 \% = 100\%.
И радуемся правильному решению.
Ответ: 40.68%, 11.86% , 47.46%.
Молярность (молярная объёмная концентрация)
А сейчас рассмотрим, вероятно, самый часто встречающийся способ выражения концентрации — молярную концентрацию.
Молярная концентрация (молярность, мольность) — количество вещества (число молей) компонента в единице объёма смеси. Молярная концентрация в системе СИ измеряется в моль/м³, однако на практике её гораздо чаще выражают в моль/л или ммоль/л.
Также иногда говорят просто «молярность», и обозначают буквой М. Это значит, что, например, обозначение «0.5 М раствор соляной кислоты» следует понимать как «полумолярный раствор соляной кислоты», или 0.5 моль/л.
Обозначают молярную концентрацию буквой c (латинская «цэ»), или заключают в квадратные скобки вещество, концентрация которого указывается. Например, [Na⁺] — концентрация катионов натрия в моль/л. Кстати, слово «моль» в обозначениях не склоняют — 5 моль/л, 3 моль/л.
Рассчитывается молярная концентрация по формуле:
\Large c_{B} = \frac{n_{B}}{V} \; \; \;\;\; (4)
где \Large n_{B} — количество вещества компонента B, моль;
\Large V — общий объём смеси, л.
Разберём на примере.
Задача:
В пивную кружку зачем-то насыпали 24 г сахара и до краёв заполнили кипятком. А нам зачем-то нужно найти молярную концентрацию сахарозы в полученном сиропе. И кстати, дело происходило в Британии.
Решение:
Молекулярная масса сахарозы равна 342 (посчитайте, может мы ошиблись — C₁₂H₂₂O₁₁). Найдём количество вещества:
\Large n_{сахарозы} = \frac{24 \: г}{342 \: г/моль} = 0.0702 моль
Британская пинта (мера объёма такая) равна 0.568 л. Поэтому молярная концентрация находится так:
\Large c_{сахарозы} = \frac{0.0702 \: моль}{0.568 \: л} = 0.1236 моль/л
Ответ: 0.1236 моль/л.
Нормальная концентрация (молярная концентрация эквивалента, «нормальность»)
Нормальная концентрация — количество эквивалентов данного вещества в 1 литре смеси. Нормальную концентрацию выражают в моль-экв/л или г-экв/л (имеется в виду моль эквивалентов).
Обозначается нормальная концентрация как с_н, с_N, или даже c(f_eq B). Рассчитывается нормальная концентрация по формуле:
\Large c_{N} = z \cdot c_{B} = z \cdot \frac{n_{B}}{V}= \frac{1}{f_{eq}} \cdot \frac {n_{B}}{V} \; \;\;\;\; (5)
где \Large n_{B} — количество вещества компонента В, моль;
V — общий объём смеси, л;
z — число эквивалентности (фактор эквивалентности \Large f_{eq} = 1/z ).
Значение нормальной концентрации для растворов записывают как «н» или «N», а говорят «нормальность» или «нормальный». Например, раствор с концентрацией 0.25 н — четвертьнормальный раствор.
Разберём на примере.
Задача:
Рассчитать нормальность раствора объёмом 1 л, если в нём содержится 40 г перманганата калия. Раствор приготовили для последующего проведения реакции в нейтральной среде.
Решение:
В нейтральной среде перманганат калия восстанавливается до оксида марганца (IV). При этом в окислительно-восстановительной реакции 1 атом марганца принимает 3 электрона (проверьте на любой окислительно-восстановительной реакции перманганата калия с образованием оксида, расставив степени окисления), что означает, что число эквивалентности будет равно 3. Для расчёта концентрации по формуле (5) выше нам ещё не хватает количества вещества KMnO4. найдём его:
\Large n_{KMnO_{4}}=\frac{m _{KMnO_{4}}}{M _{KMnO_{4}} } = \frac{40 \: г}{158 г/моль}= 0.253 моль
Теперь считаем нормальную концентрацию:
\Large c_{N_{KMnO_{4}}}= z \cdot \frac{n_{KMnO_{4}}}{V} = 3 \cdot \frac{0.253 \: моль}{1 \: л} = 0.759 моль-экв/л
Ответ: 0.759 моль-экв/л.
Таким образом, заметим важное на практике свойство — нормальная концентрация больше молярной в z раз.
Мы не будем рассматривать в данной статье особо экзотические способы выражения концентраций, о них вы можете почитать в литературе или интернете. Поэтому расскажем ещё об одном способе, и на нём остановимся — массовая концентрация.
Моляльная концентрация
Моляльная концентрация (моляльность, молярная весовая концентрация) — количество растворённого вещества (число моль) в 1000 г растворителя.
Измеряется моляльная концентрация в молях на кг. Как и с молярной концентрацией, иногда говорят «моляльность», то есть раствор с концентрацией 0.25 моль/кг можно назвать четвертьмоляльным.
Находится моляльная концентрация по формуле:
\Large m_{B} = \frac{n_{B}}{m_{A}}, \;\;\;\;\; (6)
где \Large n_{B} — количество вещества компонента B, моль;
\Large m_{A} — масса растворителя, кг.
Казалось бы, зачем нужна такая единица измерения для выражения концентрации? Так вот, у моляльной концентрации есть одно важное свойство — она не зависит от температуры, в отличие, например, от молярной. Подумайте, почему?
Потому что в формуле расчёта молярной концентрации участвует объём раствора, а жидкости, как известно, в большинстве своём расширяются с ростом температуры.
Массовая концентрация
Массовая концентрация — отношение массы растворённого вещества к объёму раствора. По рекомендации ИЮПАК, обозначается символом γ или ρ.
Находится массовая концентрация по формуле:
\Large \rho_{B}=\frac{m_{B}}{V}, \;\;\;\;\; (7)
где \Large m_{B} — масса растворенного вещества, г;
\Large V — общий объём смеси, л.
В системе СИ выражается в кг/м³.
Разберём на примере.
Задача:
Рассчитать массовую концентрацию перманганата калия по условиям предыдущей задачи.
Решение:
Решение будет совсем простым. Считаем:
\Large \rho_{ KMnO_{4} }=\frac{m_{ KMnO_{4} }}{V} =\frac{40 \: г}{1 \: л} = 40 г/л.
Ответ: 40 г/л.
Также в аналитической химии пользуются понятием титра по растворенному веществу. Титр по растворенному веществу находится так же, как и массовая концентрация, но выражается в г/мл. Легко догадаться, что в задаче выше титр будет равен 0.04 г/мл (для этого надо умножить наш ответ на 0.001 мл/л, проверьте). Кстати, обозначается титр буквой Т.
А теперь, как обещали, табличка с формулами перевода одной концентрации в другую.
Таблица перевода одной концентрации в другую.
В таблице слева — ВО ЧТО переводим, сверху — ЧТО. Если стоит знак «=», то, естественно, эти величины равны.
Массовая доля, \large \omega, % Мольная доля, \large x , % Объёмная доля, \large \phi, % Молярная концентрация, \large c, моль/л Нормальная концентрация, \large c_{N} , моль-экв/л Моляльная концентрация, \large m, моль/кг Массовая концентрация, \large \rho, г/л
Массовая доля, \large \omega, % = \large \omega_{B}=\frac{x_{B} \cdot M(B)}{\sum x_{i} \cdot M_{i}} Для газов:
\omega = \frac{\phi_{A} \cdot M(A)}{\sum (M_{i} \cdot \phi_{i})} \large \omega_{B}= \frac{c_{B} \cdot M(B)}{\rho} \large \omega_{B}=\frac{c_{N} \cdot M(B)}{\rho \cdot z} \large \omega_{B}= \frac{\gamma_{B}}{\rho}
Мольная доля, \large x , % \large x_{B}=\frac{\frac{\omega_{B}}{M(B)}}{\sum \frac{\omega_{i}}{M_{i}}} = \large x_{B}=\frac{m_{B}}{m_{B}+\frac{1}{M(A)}}
Объёмная доля, \large \phi, % Для газов:
\large \phi_{A}=\frac{\frac{\omega_{A}}{M(A)}}{\sum \frac{\omega_{i}}{M_{i}}} =
Молярная концентрация, \large c, моль/л \large c_{B}=\frac{\rho \cdot \omega_{B}}{M(B)} = \large c_{B}=\frac{c_{N}}{z}
Нормальная концентрация, \large c_{N} , моль-экв/л \large c_{N}=\frac{\rho \cdot \omega_{B} \cdot z}{M(B)} \large c_{N}=c_{B} \cdot z =
Моляльная концентрация, \large m, моль/кг \large m_{B}=\frac{x_{B}}{M(A)(1-x_{B})} =
Массовая концентрация, \large \gamma, г/л \large \gamma_{B}=\rho \cdot \omega_{B} =
Таблица будет пополняться.
Как перевести нормальность в молярность
Раствор представляет собой гомогенную смесь веществ переменного состава, состоящую из растворителя и растворённых веществ. В зависимости от агрегатного состояния растворителя раствор может быть жидким или твёрдым. Жидкими являются растворы газов, жидкостей или твёрдых веществ в жидких растворителях. В зависимости от природы растворителя различают водные и неводные растворы. Наиболее распространёнными и имеющими наибольшую важность являются водные растворы, которые и рассматриваются в контрольной работе.
Важнейшей характеристикой любого раствора является его концентрация. Концентрация представляет собой отношение количества растворённого вещества к общему количеству раствора или растворителя.
Молярная концентрация (молярность) С_М равна отношению числа молей растворённого вещества n_в к объёму раствора V: С_М = =
где m_в – масса растворённого вещества в граммах, М – его молярная масса.
Поскольку на практике объём жидкостей чаще всего выражают в литрах, молярная концентрация выражается в моль/л. Для обозначения молярности растворов часто используется иная символика. Так записи 1М и 0,1М означают, соответственно, одно- и децимолярный растворы.
Нормальная концентрация (нормальность) С_н равна отношению числа молей эквивалентов растворённого вещества n_э к объёму раствора V:
С_н = = ,где m_в – масса растворённого вещества в граммах, Э – его эквивалентная масса – масса 1 моля эквивалентов в граммах. Размерность нормальности – моль-экв/л. Например, С_н=2моль-экв/л – двунормальный раствор; С_н=0,01моль-экв/л – сантинормальный раствор. Как и в случае молярности, для обозначения нормальности можно пользоваться краткими записями: 2н – двунормальный раствор; 0,01н – сантинормальный раствор.
Титр показывает число граммов растворенного вещества в 1 мл раствора:
Т = , где m – масса растворенного вещества, г; V – объем раствора, мл.
Процентной концентрацией раствора называется массовая доля растворённого вещества, выраженная в процентах. Массовая доля растворённого вещества w равна отношению его массы m_в к общей массе раствора: w = ∙ 100%,выражается в % или в долях единицы.
Моляльная концентрация (моляльность) показывает число моль растворенного вещества в 1000 г растворителя:
, где c_m– моляльная концентрация, m и М – соответственно масса и мольная масса растворенного вещества, г; L – масса растворителя, г.
Переход от одного способа выражения концентрации к другомупроизводят по формулам:
; ; ; ; ;
; ; ; ; ;
; ; ; ; .
Задача 1.В объеме воды V(H₂O) растворили массу вещества m. Плотность полученного раствора ρ.
а) найдите массовую долю вещества в растворе, молярную и нормальную концентрации, титр полученного раствора;
б) Какие объемы полученного раствора и воды нужно взять, чтобы приготовить объем V₁ (в мл) раствора данного вещества с концентрацией См₁?
в) Какой объем раствора вещества Х с концентрацией Сн необходим для нейтрализации раствора полученного в пункте б?
а) Найдите массовую долю вещества в растворе, молярную и нормальную концентрации, титр полученного раствора.
Находим массу раствора: m(р-ра) = m(растворенного вещества) + m(воды)
m(воды) = V(воды)∙ρ(воды) = 500 мл ∙ 1 г/мл = 500 г.
ω = ∙100% = ∙ 100% = 12,06 %.
Для расчета молярной концентрации (С_М ) данного раствора требуется значение молярной массы растворенного вещества, находим его по сумме атомных масс элементов, входящих в состав вещества:
M(H₂SO₄) = 2∙Ar(H) + Ar(S) + 4∙Ar(O) = 2∙1 + 32 + 4∙16 = 98 г/моль.
Далее рассчитываем С_М, используя имеющиеся данные:
С_М = = = 1,32 моль/л
Для расчета молярной концентрации эквивалента (С_н) данного раствора требуется значение молярной массы эквивалента растворенного вещества; эквивалент кислоты определяется как отношение его молярной массы к количеству катионов водорода H + в кислоте:
Э_{(кислоты)} = = = 49 г-экв/моль.
Далее рассчитываем С_н, используя имеющиеся данные:
С_н = = = 2,64 моль-экв/л
Для расчета титра (Т) раствора необходимо рассчитать объем (V) данного раствора: V(раствора) = = = 526,4 мл.
Рассчитываем Т, используя имеющиеся данные:
Т = = = 0,13 г/мл
б)Какие объемы полученного раствора и воды нужно взять, чтобы приготовить объем V₁ (в мл) раствора данного вещества с концентрацией См₁?
Для выполнения задания удобно использовать диагональную схему, в которой в центре записывается значение заданной (т.е. той концентрации вещества, которая должна быть в приготовленном растворе), в верхнем левом углу указывается концентрация исходного (т.е. того раствора, который взят для приготовления заданного раствора), в левом нижнем углу – концентрация раствора для смешивания с исходным раствором (в данной задаче по условию взята чистая вода, без содержания в ней каких-либо веществ, таким образом в левом нижнем углу будет указана концентрация – 0).
Затем производят вычитание (из большего меньшее) по каждой диагонали
(1,32 – 0,8= 0,52 и 0,8 – 0 = 0,8) и ответы записывают по концам диагонали справа:
Полученные цифры показывают, сколько частей по объему следует взять при смешивании исходных растворов 0,8 частей 1,32М исходного раствора серной кислоты и 0,52 частей воды) для приготовления 0,8М раствора.
Далее рассчитываем необходимые объемы компонентов (исходного раствора и воды) для приготовления заданного раствора (с концентрацией С_М = 0,8М и объемом V = 200 мл):
V(H₂SO₄) = ∙V(заданный) = ∙200мл = 78,8 мл
V(H₂O) = ∙V(заданный) = ∙200мл = 121,2 мл
в) Какой объем раствора вещества Х с концентрацией Сн необходим для нейтрализации раствора полученного в пункте б?
Для расчета необходимо воспользоваться законом эквивалентов для растворов с нормальной концентрацией: С_н1V₁ = С_н2V₂
В пункте б данной задачи был получен раствор с концентрацией 0,8М, т.е. с молярной концентрацией, поэтому нужно перейти от молярной концентрации к молярной концентрации эквивалента (нормальной концентрации):
С_н(H₂SO₄) = = = 1,6 моль-экв/л
С_н(NH₃) = 0,6 моль-экв/л – по условию задачи. Рассчитываем объем NH₃, необходимый для нейтрализации 200 мл 1,6н раствора H₂SO₄:
V(NH₃) = = = 533 мл.
Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском:
Лучшие изречения: Увлечёшься девушкой-вырастут хвосты, займёшься учебой-вырастут рога 9820 – | 7687 – или читать все.
78.85.5.224 © studopedia.ru Не является автором материалов, которые размещены. Но предоставляет возможность бесплатного использования. Есть нарушение авторского права? Напишите нам | Обратная связь.
Отключите adBlock!
и обновите страницу (F5)
очень нужно
Факультет естественных наук
3. Растворы. Способы выражения концентрации растворов
Существуют различные способы выражения концентрации растворов.
Массовая доля w компонента раствора определяется как отношение массы данного компонента Х, содержащегося в данной массе раствора к массе всего раствора m . Массовая доля – безразмерная величина, её выражают в долях от единицы:
(0 1). (3.1)
Массовый процент представляет собой массовую долю, умноженную на 100:
(0% 100%), (3.2)
где w (X ) – массовая доля компонента раствора X; m(X ) – масса компонента раствора X; m – общая масса раствора.
Мольная доля N компонента раствора равна отношению количества вещества данного компонента X к суммарному количеству вещества всех компонентов в растворе.
Для бинарного раствора, состоящего из растворённого вещества и растворителя (например, Н 2 О), мольная доля растворённого вещества равна:
. (3.3)
Мольный процент представляет мольную долю, умноженную на 100:
Объёмная доля j компонента раствора определяется как отношение объёма данного компонента Х к общему объёму раствора V . Объёмная доля – безразмерная величина, её выражают в долях от единицы:
(0 1). (3.5)
Объёмный процент представляет собой объёмную долю, умноженную на 100.
Молярность с м определяется как отношение количества растворённого вещества X к объёму раствора V:
. (3.6)
Основной единицей молярности является моль/л. Пример записи молярной концентрации: с м (H 2 SO 4 ) = 0,8 моль/л или 0,8М.
Нормальность с н определяется как отношение количества эквивалентов растворённого вещества X к объёму раствора V:
. (3.7)
Основной единицей нормальности является моль-экв/л. Пример записи нормальной концентрации: с н (H 2 SO 4 ) = 0,8 моль-экв/л или 0,8н.
Титр Т показывает, сколько граммов растворённого вещества X содержится в 1 мл или в 1 см 3 раствора:
, (3.8)
где m(X) – масса растворённого вещества X, V – объём раствора в мл.
Моляльность раствора m показывает количество растворённого вещества X в 1 кг растворителя:
, (3.9)
где n(X) – число моль растворённого вещества X, m о – масса растворителя в кг.
Мольное (массовое и объёмное) отношение – это отношение количеств (масс и объёмов соответственно) компонентов в растворе.
Необходимо иметь ввиду, что нормальность с н всегда больше или равна молярности с м . Связь между ними описывается выражением:
с м = с н × f(Х). (3.10)
Для получения навыков пересчёта молярности в нормальность и наоборот рассмотрим табл. 3.1. В этой таблице приведены значения молярности с м , которые необходимо пересчитать в нормальность с н и величины нормальности с н , которые следует пересчитать в молярность с м .
Пересчёт осуществляем по уравнению (3.10). При этом нормальность раствора находим по уравнению:
с н = с м /f(Х). (3.11)
Результаты расчётов приведены в табл. 3.2.
К определению молярности и нормальности растворов
Тип химического превращения
Реакции обмена
0,2M Na 2 SO 4
6 н FeCl 3
1,5M Fe 2 (SO 4 ) 3
0,1н Ва(ОН) 2
Реакции окисления-восстановления
в кислой среде
в нейтральной среде
Значения молярности и нормальности растворов
Тип химического превращения
Реакции обмена
0,2M Ma 2 SO 4
6н FeCl 3
1,5M Fe 2 (SO 4 ) 3
0,1н Ва(ОН) 2
Реакции окисления-восстановления
0,05М KMnO 4 в кислой среде
в нейтральной среде
Между объёмами V и нормальностями с н реагирующих веществ существует соотношение:
V 1 с н,1 =V 2 с н,2 , (3.12)
которое используется для практических расчётов.
Примеры решения задач
Задача 1. Рассчитать молярность, нормальность, моляльность, титр, мольную долю и мольное отношение для 40 мас.% раствора серной кислоты, если плотность этого раствора равна 1,303 г/см 3 .
Масса 1 литра раствора равна М = 1000·1,303 = 1303,0 г.
Масса серной кислоты в этом растворе: m = 1303·0,4 = 521,2 г.
Молярность раствора с м = 521,2/98 = 5,32М.
Нормальность раствора с н = 5,32/(1/2) = 10,64н.
Титр раствора Т = 521,2/1000 = 0,5212 г/см 3 .
Моляльность m = 5,32/(1,303 – 0,5212) = 6,8 моль/кг воды.
Обратите внимание на то, что в концентрированных растворах моляльность (m) всегда больше молярности (с м ). В разбавленных растворах m с м .
Масса воды в растворе: m = 1303,0 – 521,2 = 781,8 г.
Количество вещества воды: n = 781,8/18 = 43,43 моль.
Мольная доля серной кислоты: N = 5,32/(5,32+43,43) = 0,109. Мольная доля воды равна 1– 0,109 = 0,891.
Мольное отношение равно 5,32/43,43 = 0,1225.
Задача 2. Определить объём 70 мас.% раствора серной кислоты ( r = 1,611 г/см 3 ), который потребуется для приготовления 2 л 0,1н раствора этой кислоты.
2 л 0,1н раствора серной кислоты содержат 0,2 моль-экв, т.е. 0,1 моль или 9,8 г. Масса 70%-го раствора кислоты m = 9,8/0,7 = 14 г. Объём раствора кислоты V = 14/1,611 = 8,69 мл.
Задача 3. В 5 л воды растворили 100 л аммиака (н.у.). Рассчитать массовую долю и молярную концентрацию NH 3 в полученном растворе, если его плотность равна 0,992 г/см 3 .
Масса 100 л аммиака (н.у.) m = 17·100/22,4 = 75,9 г.
Масса раствора m = 5000 + 75,9 = 5075,9 г.
Массовая доля NH 3 равна 75,9/5075,9 = 0,0149 или 1,49 %.
Количество вещества NH 3 равно 100/22,4 = 4,46 моль.
Объём раствора V = 5,0759/0,992 = 5,12 л.
Молярность раствора с м = 4,46/5,1168 = 0,872 моль/л.
Задача 4. Сколько мл 0,1М раствора ортофосфорной кислоты потребуется для нейтрализации 10 мл 0,3М раствора гидроксида бария?
Переводим молярность в нормальность:
0,1 М Н 3 РО 4 0,3 н; 0,3 М Ва(ОН) 2 0,6 н.
Используя выражение (3.12), получаем: V(H 3 P0 4 )=10·0,6/0,3 = 20 мл.
Задача 5. Сколько мл 2 и 14 мас.% растворов NaCl потребуется для приготовления 150 мл 6,2 мас.% раствора хлорида натрия?
Плотности растворов NaCl
С, мас.%
, г/см 3
Методом интерполяции рассчитываем плотность 6,2 мас.% раствора NaCl:
6,2% = 6% + 0,2( 7% – 6% )/(7 – 6) = 1,0410 + 0,0016 = 1,0426 г/см 3 .
Определяем массу раствора: m = 150·1,0426 = 156,39 г.
Находим массу NaCl в этом растворе: m = 156,39·0,062 = 9,70 г.
Для расчёта объёмов 2 мас.% раствора (V 1 ) и 14 мас.% раствора (V 2 ) составляем два уравнения с двумя неизвестными (баланс по массе раствора и по массе хлорида натрия):
156,39 = V 1 1,012 + V 2 1,101 ,
9,70 = V 1 ·1,012·0,02 + V 2 ·1,101·0,14 .
Решение системы этих двух уравнений дает V 1 =100,45 мл и V 2 = 49,71 мл.
Задачи для самостоятельного решения
3.1. Рассчитайте нормальность 2 М раствора сульфата железа ( III ), взаимодействующего со щёлочью в водном растворе.
3.2. Определите молярность 0,2 н раствора сульфата магния, взаимодействующего с ортофосфатом натрия в водном растворе.
3.3. Рассчитайте нормальность 0,02 М раствора KMnO 4 , взаимодействующего с восстановителем в нейтральной среде.
3.4. Определите молярность 0,1 н раствора KMnO 4 , взаимодействующего с восстановителем в кислой среде.
3.5. Рассчитать нормальность 0,2 М раствора K 2 Cr 2 O 7 , взаимодействующего с восстановителем в кислой среде.
3.6. 15 г CuSO 4 ·5H 2 O растворили в 200 г 6 мас.% раствора CuSO 4 . Чему равна массовая доля сульфата меди, а также молярность, моляльность и титр полученного раствора, если его плотность составляет 1,107 г/мл?
3.7. При выпаривании 400 мл 12 мас.% раствора KNO 3 (плотность раствора 1,076 г/мл) получили 2М раствор нитрата калия. Определить объём полученного раствора, его нормальную концентрацию и титр.
3.8. В 3 л воды растворили 67,2 л хлороводорода, измеренного при нормальных условиях. Плотность полученного раствора равна 1,016 г/мл. Вычислить массовую, мольную долю растворённого вещества и мольное отношение растворённого вещества и воды в приготовленном растворе.
3.9. Сколько граммов NaCl надо добавить к 250 г 6 мас.% раствору NaCl, чтобы приготовить 500 мл раствора хлорида натрия, содержащего 16 мас.% NaCl? Плотность полученного раствора составляет 1,116 г/мл. Определить молярную концентрацию и титр полученного раствора.
3.10. Определить массу воды, в которой следует растворить 26 г ВaCl 2 ·2H 2 O для получения 0,55М раствора ВaCl 2 (плотность раствора 1,092 г/мл). Вычислить титр и моляльность полученного раствора.
© Факультет естественных наук РХТУ им. Д.И. Менделеева. 2013 г.
Концентра́ция или до́ля компонента смеси — величина, количественно характеризующая содержание компонента относительно всей смеси. Терминология ИЮПАК под концентрацией компонента понимает четыре величины: соотношение молярного, или численного количества компонента, его массы, или объёма исключительно к объёму раствора [1] (типичные единицы измерения — соответственно моль/л, л −1 , г/л, и безразмерная величина). Долей компонента ИЮПАК называет безразмерное соотношение одной из трёх однотипных величин — массы, объёма или количества вещества. [2] Однако в обиходе термин «концентрация» могут применять и для долей, не являющихся объёмными долями, а также к соотношениям, не описанным ИЮПАК. Оба термина могут применяться к любым смесям, включая механические смеси, но наиболее часто применяются к растворам.
Можно выделить несколько типов математического описания: массовая концентрация, молярная концентрация, концентрация частиц и объемная концентрация [3] .
Содержание
Массовая доля [ править | править код ]
Массовая доля компонента — отношение массы данного компонента к сумме масс всех компонентов. По рекомендациям ИЮПАК, [4] обозначается символом w <displaystyle w> , в русскоязычной литературе чаще встречается обозначение ω <displaystyle omega > . Массовая доля — безразмерная величина, как правило выражается в долях единицы или в процентах (для выражения массовой доли в процентах следует умножить указанное выражение на 100 %):
ω B = m B m <displaystyle omega _<mathrm >= <frac >>>>
ω_B — массовая доля компонента B
m_B — масса компонента B;
m <displaystyle m>— общая масса всех компонентов смеси.
В бинарных растворах часто существует однозначная (функциональная) зависимость между плотностью раствора и его концентрацией (при данной температуре). Это даёт возможность определять на практике концентрации важных растворов с помощью денсиметра (спиртометра, сахариметра, лактометра). Некоторые ареометры проградуированы не в значениях плотности, а непосредственно концентрации раствора (спирта, жира в молоке, сахара). Следует учитывать, что для некоторых веществ кривая плотности раствора имеет максимум, в этом случае проводят два измерения: непосредственное, и при небольшом разбавлении раствора.
Часто для выражения концентрации (например, серной кислоты в электролите аккумуляторных батарей) пользуются просто их плотностью. Распространены ареометры (денсиметры, плотномеры), предназначенные для определения концентрации растворов веществ.
Пример: зависимость плотности растворов H₂SO₄ от её массовой доли в водном растворе при 25 °C [ источник не указан 2778 дней ]
ω, % 5 10 15 20 30 40 50 60 70 80 90 95
ρ H₂SO₄, г/мл 1,032 1,066 1,102 1,139 1,219 1,303 1,395 1,498 1,611 1,727 1,814 1,834
Объёмная доля [ править | править код ]
Объёмная доля компонента — отношение объёма компонента к сумме объёмов компонентов до смешивания. Объёмная доля измеряется в долях единицы или в процентах.
ϕ B = V B ∑ V i <displaystyle phi _<mathrm >= <frac >><sum V_>>> ,
При смешивании жидкостей их суммарный объём может уменьшаться, поэтому не следует заменять сумму объёмов компонентов на объём смеси.
Как было указано выше, существуют ареометры, предназначенные для определения концентрации растворов определённых веществ. Такие ареометры проградуированы не в значениях плотности, а непосредственно концентрации раствора. Для распространённых растворов этилового спирта, концентрация которых обычно выражается в объёмных процентах, такие ареометры получили название спиртомеров или андрометров.
Молярность ( молярная объёмная концентрация ) [ править | править код ]
Молярная концентрация (молярность, мольность [5] ) — количество вещества (число молей) компонента в единице объёма смеси. Молярная концентрация в системе СИ измеряется в моль/м³, однако на практике её гораздо чаще выражают в моль/л или ммоль/л. Также используют выражение «в молярности». Возможно другое обозначение молярной концентрации, которое принято обозначать М. Так, раствор с концентрацией 0,5 моль/л называют 0,5-молярным, записывают «0,5 M».
По рекомендации ИЮПАК, обозначается буквой c <displaystyle c> или [ B ] <displaystyle [B]> , где B — вещество, концентрация которого указывается. [6]
Примечание: После числа пишут «моль», подобно тому, как после числа пишут «см», «кг» и т. п., не склоняя по падежам.
c B = n B V <displaystyle >>= <frac >>>> ,
n B <displaystyle n_<mathrm >>— количество вещества компонента, моль;
V — общий объём смеси, л.
Нормальная концентрация ( молярная концентрация эквивалента , « нормальность ») [ править | править код ]
Нормальная концентрация — количество эквивалентов данного вещества в 1 литре смеси. Нормальную концентрацию выражают в моль-экв/л или г-экв/л (имеется в виду моль эквивалентов). Для записи концентрации таких растворов используют сокращения «н» или «N». Например, раствор, содержащий 0,1 моль-экв/л, называют децинормальным и записывают как 0,1 н.
c ( f e q B ) = c ( ( 1 / z ) B ) = z ⋅ c B = z ⋅ n B V = 1 f e q ⋅ n B V
mathrm <ig )>=zcdot c_ <mathrm >=zcdot <frac >>>=<frac <1>>>cdot <frac >>>> ,
n B <displaystyle n_<mathrm >>— количество вещества компонента, моль;
V <displaystyle V>— общий объём смеси, литров;
z <displaystyle z>— число эквивалентности (фактор эквивалентности f e q = 1 / z <displaystyle f_=1/z>).
Нормальная концентрация может отличаться в зависимости от реакции, в которой участвует вещество. Например, одномолярный раствор H₂SO₄ будет однонормальным, если он предназначается для реакции со щёлочью с образованием гидросульфата калия KHSO₄, и двухнормальным в реакции с образованием K₂SO₄.
Мольная ( молярная ) доля [ править | править код ]
Мольная доля — отношение количества молей данного компонента к общему количеству молей всех компонентов. Мольную долю выражают в долях единицы. ИЮПАК рекомендует обозначать мольную долю буквой x <displaystyle x> (а для газов — y <displaystyle y> ) [7] , также в литературе встречаются обозначения χ <displaystyle chi > , X <displaystyle X> .
x B = n B ∑ n i <displaystyle x_<mathrm >= <frac >><sum n_>>> ,
Мольная доля может использоваться, например, для количественного описания уровня загрязнений в воздухе, при этом её часто выражают в частях на миллион (ppm — от англ. parts per million ). Однако, как и в случае с другими безразмерными величинами, во избежание путаницы, следует указывать величину, к которой относится указанное значение.
Моляльность ( молярная весовая концентрация , моляльная концентрация ) [ править | править код ]
Моляльная концентрация (моляльность, [5] молярная весовая концентрация) — количество растворённого вещества (число моль) в 1000 г растворителя. Измеряется в молях на кг, также распространено выражение в «моляльности». Так, раствор с концентрацией 0,5 моль/кг называют 0,5-мольным.
m B = n B m A <displaystyle >>= <frac >> >>> ,
n B <displaystyle n_<mathrm >>— количество растворённого вещества, моль;
m A <displaystyle m_<mathrm >>— масса растворителя, кг.
Следует обратить особое внимание, что, несмотря на сходство названий, моля р ная концентрация и моля л ьность — величины различные. Прежде всего, в отличие от молярной концентрации, при выражении концентрации в моляльности расчёт ведут на массу растворителя, а не на объём раствора. Моляльность, в отличие от молярной концентрации, не зависит от температуры.
Массовая концентрация (Титр) [ править | править код ]
Массовая концентрация — отношение массы растворённого вещества к объёму раствора. По рекомендации ИЮПАК, обозначается символом γ <displaystyle gamma > или ρ <displaystyle
ho > [8] .
ρ B = m B V <displaystyle
ho _<mathrm >= <frac >>>> .
В аналитической химии используется понятие титр по растворённому или по определяемому веществу (обозначается буквой T <displaystyle T> ).
Концентрация частиц [ править | править код ]
По рекомендациям ИЮПАК концентрация частиц обозначается буквой C <displaystyle C> [9] , однако также часто встречается обозначение n <displaystyle n> (не путать с количеством вещества).
C B = N B V = n B ⋅ N A V = c B ⋅ N A <displaystyle C_<mathrm >= <frac >>>= <frac >cdot N_ <mathrm >>>=c_ <mathrm >cdot N_ <mathrm >> ,
Весообъёмные (массо-объёмные) проценты [ править | править код ]
Иногда встречается использование так называемых «весообъёмных процентов» [10] , которые соответствуют массовой концентрации вещества, где единица измерения г/(100 мл) заменена на процент. Этот способ выражения используют, например, в спектрофотометрии, если неизвестна молярная масса вещества или если неизвестен состав смеси, а также по традиции в фармакопейном анализе. [11] Стоит отметить, что поскольку масса и объём имеют разные размерности, использование процентов для их соотношения формально некорректно. Также международное бюро мер и весов [12] и ИЮПАК [13] не рекомендуют добавлять дополнительные метки (например «% (m/m)» для обозначения массовой доли) к единицам измерения.
Другие способы выражения концентрации [ править | править код ]
Существуют и другие, распространённые в определённых областях знаний или технологиях, методы выражения концентрации. Например, при приготовлении растворов кислот в лабораторной практике часто указывают, сколько объёмных частей воды приходится на одну объёмную часть концентрированной кислоты (например, 1:3). Иногда используют также отношение масс (отношение массы растворённого вещества к массе растворителя) и отношение объёмов (аналогично, отношение объёма растворяемого вещества к объёму растворителя).
Применимость способов выражения концентрации растворов, их свойства [ править | править код ]
В связи с тем, что моляльность, массовая доля, мольная доля не включают в себя значения объёмов, концентрация таких растворов остаётся неизменной при изменении температуры. Молярность, объёмная доля, титр, нормальность изменяются при изменении температуры, так как при этом изменяется плотность растворов. Именно моляльность используется в формулах повышения температуры кипения и понижения температуры замерзания растворов.
Разные виды выражения концентрации растворов применяются в разных сферах деятельности, в соответствии с удобством применения и приготовления растворов заданных концентраций. Так, титр раствора удобен в аналитической химии для волюмометрии (титриметрического анализа) и т. п.
Формулы перехода от одних выражений концентраций к другим [ править | править код ]
В зависимости от выбранной формулы погрешность конвертации колеблется от нуля до некоторого знака после запятой.
От массовой доли к молярности [ править | править код ]
c B <displaystyle c_<mathrm >>— молярная концентрация вещества B
ρ <displaystyle
ho >— плотность раствора;
ω B <displaystyle omega _<mathrm >>— массовая доля вещества B;
M ( B ) <displaystyle M(mathrm )>— молярная масса вещества B.
Если плотность раствора выражена в г/мл, а молярная масса в г/моль, то для выражения ответа в моль/л выражение следует домножить на 1000 мл/л. Если массовая доля выражена в процентах, то выражение следует также разделить на 100 %.
От молярной концентрации к нормальной [ править | править код ]
mathrm )>= >>cdot > ,
От массовой доли к титру [ править | править код ]
ρ <displaystyle
ho >— плотность раствора, г/мл;
ω <displaystyle omega >— массовая доля растворённого вещества, в долях от 1;
От молярности к титру [ править | править код ]
Если молярная концентрация выражена в моль/л, а молярная масса — в г/моль, то для выражения ответа в г/мл его следует разделить на 1000 мл/л.
От моляльности к мольной доле [ править | править код ]
Если моляльность выражена в моль/кг, а молярная масса растворителя в г/моль, то единицу в формуле следует представить как 1000 г/кг, чтобы слагаемые в знаменателе имели одинаковые единицы измерения.
Калькулятор нормальной концентрации раствора
— PhysiologyWeb
Калькулятор нормальной концентрации раствора
В некоторых случаях, особенно в ситуациях, связанных с кислотно-щелочной химией, концентрация раствора выражается в нормальности (N или C _N ) . Нормальность определяется как число эквивалентных масс (или просто эквивалентов , экв. ) растворенного вещества, растворенного на литр раствора (эквиваленты / L = N) (уравнение 1).Вместо молярности используется нормальность, потому что часто 1 моль кислоты не нейтрализует 1 моль основания. Таким образом, чтобы иметь однозначное соотношение между кислотами и основаниями, многие химики предпочитают выражать концентрацию кислот и оснований в норме. Подобно молярности, где молекулярная масса (MW) используется для расчета молярной концентрации, для нормальных концентраций раствора желательно использовать эквивалентную массу (EW) . Для кислот эквивалентный вес (EW) определяется как масса (в граммах) кислоты, которая обеспечивает ровно 1 моль ионов водорода (H ⁺) (точнее, ионы гидроксония, H ₃ O ⁺) на реакцию.Другим способом выражения этого является то, что эквивалентный вес определяется как масса (в граммах) кислоты, которая реагирует ровно с 1 моль гидроксид-ионов (OH ^—). Для оснований эквивалентный вес определяется как масса (в граммах) основания, которое обеспечивает реакцию в точности 1 моль гидроксид-ионов (OH ^—). Другой способ выразить это — эквивалентный вес определяется как масса (в граммах) основания, которое реагирует ровно с 1 моль ионов водорода (H ⁺).Поскольку 1 моль кислоты или основания равен 1 эквиваленту кислоты или основания, эквивалентная масса выражается в граммах на эквивалент (г / эквивалент или г / экв) (уравнение 2). Хотя более уместно называть эквивалентную массу эквивалентной массой, этот термин используется редко.

(Уравнение 1)
Как указано выше, эквивалентная масса (EW, выраженная в граммах на эквивалент или г / экв) связана с химической природой рассматриваемой кислоты или основания.Он рассчитывается путем деления молекулярной массы (MW) кислоты или основания на количество эквивалентов на моль этой кислоты или основания (уравнение 2). Для кислот количество эквивалентов на моль — это количество молей ионов водорода (H ⁺), участвующих в реакции на моль кислоты. Для оснований количество эквивалентов на моль — это количество гидроксид-ионов (OH ^—), участвующих в реакции на моль основания. Таким образом, знание химической природы кислоты и / или основания, участвующих в химической реакции, необходимо для определения эквивалентной массы кислоты или основания.В таблицах 1 и 2 представлены несколько примеров кислот (таблица 1) и оснований (таблица 2), количество эквивалентов на моль для каждой кислоты или основания и соответствующие значения эквивалентной массы.

(Уравнение 2)

Таблица 1. Несколько примеров кислот и их значения для молекулярной массы, количества эквивалентов на моль кислоты и эквивалентной массы
соляная кислота (HCl) 36.46 г / моль 1 36,46 г / экв
Бромоводородная кислота (HBr) 80,91 г / моль 1 80,91 г / экв
иодоводородная кислота (HI) 127,91 г / моль 1 127,91 г / экв
Хлорная кислота (HClO ₃) 84.46 г / моль 1 84,46 г / экв
Хлорная кислота (HClO ₄) 100,46 г / моль 1 100,46 г / экв
Азотная кислота (HNO ₃) 63,01 г / моль 1 63.01 г / экв
Серная кислота (H ₂ SO ₄) 98,08 г / моль 2 49,04 г / экв
Примечание: Для кислоты количество эквивалентов на моль кислоты — это количество молей иона водорода (H ⁺), обеспечиваемое 1 моль кислоты в реакции, или количество молей гидроксида. ионы (OH ^—) нейтрализуются 1 моль кислоты в реакции.

Таблица 2. Несколько примеров оснований и их значения для молекулярной массы, количества эквивалентов на моль основания и эквивалентной массы
Гидроксид лития (LiOH) 23,95 г / моль 1 23,95 г / экв
Гидроксид натрия (NaOH) 40.00 г / моль 1 40,00 г / экв
Гидроксид калия (КОН) 56,11 г / моль 1 56,11 г / экв
Гидроксид кальция, Ca (OH) ₂ 74,09 г / моль 2 37.05 г / экв
Гидроксид бария, Ba (OH) ₂ 171,34 г / моль 2 85,67 г / экв
Примечание: Для основания количество эквивалентов на моль основания — это количество молей гидроксид-ионов (OH ^—), приходящихся на 1 моль основания в реакции, или количество молей водорода. ионы (H ⁺), нейтрализованные 1 моль основания в реакции.
Учитывая приведенную выше информацию, нормальную концентрацию раствора можно рассчитать с помощью уравнения 3, где C _N — нормальная или нормальная концентрация, м — масса используемой кислоты или основания, V — общий объем раствора, а EW — эквивалентный вес.

(Уравнение 3)
Нормальная концентрация раствора (нормальность, C _N ) всегда равна или превышает молярную концентрацию (молярность, C _M ) раствора.Нормальную концентрацию можно рассчитать, умножив молярную концентрацию на количество эквивалентов на моль растворенного вещества (уравнение 4). См. Таблицы 1 и 2 для некоторых типичных значений количества эквивалентов на моль кислоты (Таблица 1) или основания (Таблица 2).

(Уравнение 4)
Следует также отметить, что нормальность и эквиваленты используются не только в кислотно-щелочной химии, но и в других приложениях, таких как окислительно-восстановительные (окислительно-восстановительные) реакции.Наконец, следует отметить, что концепция нормальности возникла раньше концепции молярности. Сегодня нормальность не так широко используется, как это было поколение назад химиками.
Предназначенный для использования как в учебной, так и в исследовательской лаборатории, этот калькулятор (см. Ниже) может использоваться для выполнения ряда различных расчетов для приготовления нормальных растворов , начиная с твердого материала. Например, эквивалентный вес химического вещества может использоваться вместе с желаемым объемом раствора и концентрацией растворенного вещества для определения массы химического вещества, необходимого для приготовления такого раствора.С другой стороны, если желаемая концентрация известна, но доступно только небольшое количество (т. Е. Масса) химического вещества (например, когда покупается очень небольшое количество, например, 10 мг), то общий объем раствора может можно рассчитать, в котором твердый материал должен быть растворен для достижения желаемой конечной концентрации.
Уравнение нормальной концентрации раствора

C _N — нормальная концентрация в эквивалентах / л (нормальная или N).Это также называется нормой , которая используется для выражения концентрации растворенного вещества в растворе. Нормальность определяется как количество эквивалентов растворенного вещества, растворенного на литр раствора (эквиваленты / л = N) (уравнения 1, 3 и 4). 1 н. Раствор — это раствор, в котором ровно 1 эквивалент растворенного вещества растворен в общем объеме раствора ровно 1 л. Нормальная концентрация ( C _N ) всегда равна или превышает молярную концентрацию ( C _M ) (Уравнение 3).Используя префиксы SI, концентрация также может быть выражена в различных долях от нормальной концентрации, таких как миллиэквиваленты / л (мН), микроэквиваленты / л (мкН), наноэквиваленты / л (нН), пикоэквиваленты / л (pN) и т. Д.
м — масса (т. Е. Вес) растворенного вещества в граммах (г), которое необходимо растворить в объеме V раствора, чтобы получить желаемую нормальную концентрацию ( C _N ).
V — объем раствора в литрах (л), в котором указанная масса ( м ) растворенного вещества должна быть растворена для достижения желаемой нормальной концентрации ( C _N ).Обратите внимание, что V — это конечный или общий объем раствора после добавления растворенного вещества к растворителю.
EW — эквивалентная масса в г / эквиваленте. Он рассчитывается путем деления молекулярной массы растворенного вещества на количество эквивалентов на моль растворенного вещества (уравнение 2). Для кислот количество эквивалентов на моль — это количество ионов H ⁺, вносимых кислотой на моль кислоты. Для оснований количество эквивалентов на моль — это количество ионов OH ^—, внесенных основанием на моль основания.Молекулярная масса кислоты или основания может быть получена из молекулярной формулы, таблиц данных или этикетки на бутылке, содержащей интересующую кислоту или основание.
Калькулятор концентрации нормального раствора
Каждая ячейка калькулятора, показанная ниже, соответствует члену в приведенной выше формуле. Введите соответствующие значения во все ячейки, кроме той, которую вы хотите вычислить. Следовательно, по крайней мере три ячейки должны иметь значения, и не более одной ячейки может быть пустой .Значение пустой ячейки будет рассчитано на основе других введенных значений. После выполнения вычисления вычисленная ячейка будет выделена, и последующие вычисления будут вычислять значение выделенной ячейки (без требования иметь пустую ячейку). Однако пустая ячейка имеет приоритет над выделенной ячейкой.
Для удобства этот рабочий лист позволяет вам выбирать различные единицы массы, объема и концентрации, а также выполняются необходимые преобразования для получения значения пустой ячейки в желаемых единицах.Обратите внимание, что единица эквивалентного веса должна быть г / эквивалентом.
Комментарии и / или инструкции по приготовлению
Размещено: 10 апреля 2016 г., воскресенье
Последнее обновление: 23 декабря 2017 г., суббота
В чем разница между молярностью и нормальностью? Вестлаб
Молярность и нормальность — две важные и обычно используемые в химии концентрации, которые измеряются с использованием двух разных подходов.Оба термина используются для обозначения количественного измерения вещества. Если вы хотите определить количество ионов меди в растворе, это может быть измерение концентрации. Молярность и нормальность — это типы измерения концентрации.
Что такое молярность?
Молярность — это наиболее часто используемый метод концентрации. Выражается как количество молей растворенного вещества в литре раствора. Следовательно, единица измерения молярности — моль / л. Молярность также известна как молярная концентрация и обозначается буквой «M».
Например, раствор 1М хлорида натрия в воде имеет молярность 1М.
Количество молей растворенного вещества можно рассчитать путем деления массы на молекулярную массу растворенного вещества. Например, если вы хотите приготовить 1М раствор сульфата калия, нужно растворить 174,26 г / моль (1М) сульфата калия в одном литре воды.
Что такое нормальность?
Нормальность — это мера концентрации, которая равна эквивалентному весу растворенного вещества в граммах на литр раствора.Эквивалентный вес в граммах — это мера реакционной способности молекулы *. Единица нормальности — Eq / L. «N» — это символ, обозначающий нормальность.
Например, 1M хлористого водорода дает 1M ионов водорода и 1M хлорид-ионов в раствор. 1M ионов водорода равен одному эквиваленту ионов водорода. Следовательно, 1M HCl — это то же самое, что 1N HCl, но когда мы берем серную кислоту, 1M серной кислоты дает 2M ионов водорода в раствор. Следовательно, нормальность ионов водорода будет 2N для раствора серной кислоты.
Для дальнейшего понимания нормальности возьмем раствор хлорида кальция. Для хлорид-ионов нормой является 2N, потому что 1M хлорида кальция дает 2M хлорид-ионов. Для кальция валентность +2. Это похоже на то, что кальций может занимать место двух ионов водорода. Следовательно, его нормальность также равна 2.
Преобразование из молярности в нормальность
Вы можете преобразовать молярность (M) в нормальность (N), используя следующее уравнение:
N = M * N
где n — количество эквивалентов
Для дальнейшей иллюстрации молярность и нормальность некоторых кислот и оснований приведены ниже:
* Эквивалентный вес в граммах определяется количеством реагирующего иона, которое может меняться в зависимости от реакции.Нормальность не так проста, поскольку она будет иметь разные значения в зависимости от того, с чем вы имеете дело:
В кислотно-щелочной химии нормальность используется для выражения концентрации протонов (H +) или гидроксид-ионов (OH-) в растворе.
В окислительно-восстановительных реакциях коэффициент эквивалентности описывает количество электронов, которые окислитель / восстанавливающий агент может принять / отдать.
В реакциях осаждения коэффициент эквивалентности измеряет количество ионов, которые будут выпадать в осадок в данной реакции.
Что такое нормальное решение?
Нормальность (N) — это еще один способ количественной оценки концентрации раствора. Он аналогичен молярности, но использует грамм-эквивалент веса растворенного вещества в выражении количества растворенного вещества в литре (л) раствора, а не молекулярной массы грамм (GMW), выраженной в молярности. 1N раствор содержит 1 грамм-эквивалент растворенного вещества на литр раствора.
Выражение веса в эквиваленте грамма включает учет валентности растворенного вещества .Валентность — это отражение объединяющей способности элемента, часто измеряемой количеством атомов водорода, с которыми он может вытеснить или объединиться. Эквивалентный вес 1,0 грамм — это количество вещества, которое будет соединяться с 1 атомом водорода или вытеснять его.
Чтобы определить эквивалентную массу вещества в граммах:
Разделите GMW (вес по формуле) растворенного вещества на валентность (количество ионов водорода, которые могут быть вытеснены).
Пример:
Нормальность 1.0 литров раствора NaCl, который содержит 1,0 грамм-эквивалентный вес, будет GMW NaCl, деленный на валентность NaCl:
(атомный вес Na = 22,99; атомный вес Cl = 35,45)
GMW NaCl = 22,99 + 35,45 = 58,44 г
N = GMW / валентность (валентность для NaCl равна 1,0)
58,44 г / 1,0 = 58,44 г = 1,0 грамм-эквивалентный вес NaCl = 1N раствор NaCl
В этой ситуации, потому что NaCl имеет валентность, равную единице, молярность и нормальность раствора такие же.
Некоторые соединения, однако, не будут иметь такой же нормальности, как молярность, как в случае H ₂ SO ₄:
Пример:
Нормальность 1,0-литрового раствора H ₂ SO ₄, содержащий 1,0 грамм-эквивалент, будет молекулярной массой H ₂ SO ₄, деленной на валентность H ₂ SO ₄:
(атомная масса H = 1; атомная масса S = 32,06; атомный вес O = 16)
GMW H ₂ SO ₄ = 1 (2) + 32.06 + 16 (4) = 98 г
N = GMW / валентность (валентность для H ₂ SO ₄ равна 2,0, так как имеется 2,0 иона H, которые могут быть вытеснены)
98 г / 2 = 49 г = 1,0 грамм-эквивалентный вес H ₂ SO ₄ = 1 н. Раствор H ₂ SO ₄
Молярность этого 1 н. Раствора h3SO4 будет 0,5 (M = г / GMW на литр или 49 г / 98 г = 0,5)
Чтобы просто рассчитать количество или вес вещества, необходимого для желаемого нормального раствора , можно использовать следующую формулу:
Вес в граммах = желаемая нормальность x необходимый объем в литрах x GMW / валентность
(W = N x V x GMW / валентность)
Пример:
500 мл 0.Для процедуры необходим 1н раствор NaOH. Рассчитайте количество растворенного вещества (NaOH), необходимое для приготовления раствора. (атомные массы: Na = 22,99; O = 16; H = 1) Валентность = 1
X г = 0,1 н. x 500 мл (0,5 л) x GMW 39,99 / 1,0
X = 0,1 x 0,5 x 39,99 / 1,0
X = 1,99
1,99 г NaOH необходимо разбавить до 500 мл, чтобы приготовить 0,1 н. Раствор.
4.6: Концентрация растворов — Chemistry LibreTexts
Навыки для развития
Для количественного описания концентраций растворов
Многие люди имеют качественное представление о том, что подразумевается под концентрацией .Любой, кто варил растворимый кофе или лимонад, знает, что слишком много порошка дает сильно ароматный и высококонцентрированный напиток, а слишком маленькое — разбавленный раствор, который трудно отличить от воды. В химии концентрация раствора — это количество растворенного вещества, которое содержится в определенном количестве растворителя или раствора. Знание концентрации растворенных веществ важно для контроля стехиометрии реагентов для реакций в растворе. Химики используют множество различных методов для определения концентраций, некоторые из которых описаны в этом разделе.
Молярность
Наиболее распространенной единицей концентрации является молярность , что также является наиболее полезным для расчетов, включающих стехиометрию реакций в растворе. Молярность (M) — это обычная единица концентрации, которая определяется как количество молей растворенного вещества, присутствующего ровно в 1 л раствора. Это эквивалентно количеству миллимолей растворенного вещества, присутствующего ровно в 1 мл раствора:
\ [молярность = \ dfrac {моль \: of \: solute} {литры \: of \: solution} = \ dfrac {mmoles \: of \: solute} {миллилитры \: of \: solution} \ label {4 .5.1} \]
Таким образом, единицами молярности являются моль на литр раствора (моль / л), сокращенно \ (М \). Водный раствор, содержащий 1 моль (342 г) сахарозы в достаточном количестве воды, чтобы получить конечный объем 1,00 л, имеет концентрацию сахарозы 1,00 моль / л или 1,00 М. В химической записи квадратные скобки вокруг названия или формулы растворенное вещество представляет собой молярную концентрацию растворенного вещества. Следовательно,
\ [[\ rm {сахароза}] = 1,00 \: M \]
читается как «концентрация сахарозы равна 1.00 моляр. » Отношения между объемом, молярностью и молями могут быть выражены как
\ [V_L M_ {mol / L} = \ cancel {L} \ left (\ dfrac {mol} {\ cancel {L}} \ right) = моль \ label {4.5.2} \]
или
\ [V_ {mL} M_ {ммоль / мл} = \ cancel {mL} \ left (\ dfrac {mmol} {\ cancel {mL}} \ right) = ммоль \ label {4.5.3} \]
На рисунке \ (\ PageIndex {1} \) показано использование формул \ (\ ref {4.5.2} \) и \ (\ ref {4.5.3} \).
Рисунок \ (\ PageIndex {1} \) : Приготовление раствора известной концентрации с использованием твердого вещества
Пример \ (\ PageIndex {1} \): расчет молей по концентрации NaOH
Рассчитайте количество молей гидроксида натрия (NaOH) в 2.50 л 0,100 М NaOH.
Дано: идентичность растворенного вещества, а также объем и молярность раствора
Запрошено: количество растворенного вещества в молях
Стратегия:
Используйте уравнение 4.5.2 или 4.5.3, в зависимости от единиц, указанных в задаче.
Решение:
Поскольку нам задают объем раствора в литрах и спрашивают количество молей вещества, уравнение 4.5.2 более полезно:
\ (моль \: NaOH = V_L M_ {моль / л} = (2.50 \: \ cancel {L}) \ left (\ dfrac {0.100 \: mol} {\ cancel {L}} \ right) = 0,250 \: mol \: NaOH \)
Упражнение \ (\ PageIndex {1} \): вычисление молей по концентрации аланина
Рассчитайте количество миллимолей аланина, биологически важной молекулы, в 27,2 мл 1,53 М аланина.
Ответ: 41,6 ммоль
Концентрации часто указываются в зависимости от массы к массе (м / м) или по отношению к массе к объему (м / об), особенно в клинических лабораториях и инженерных приложениях.Концентрация, выраженная на основе м / м, равна количеству граммов растворенного вещества на грамм раствора; Концентрация на основе м / об — это количество граммов растворенного вещества на миллилитр раствора. Каждое измерение можно выразить в процентах, умножив соотношение на 100; результат выражается в процентах по массе или в процентах по массе. Концентрации очень разбавленных растворов часто выражаются в частях на миллион ( частей на миллион ), что составляет граммы растворенного вещества на 10 ⁶ г раствора, или в частях на миллиард ( частей на миллиард ), что составляет граммов растворенного вещества на 10 ⁹ г раствора.Для водных растворов при 20 ° C 1 ppm соответствует 1 мкг на миллилитр, а 1 ppb соответствует 1 нг на миллилитр. Эти концентрации и их единицы приведены в Таблице \ (\ PageIndex {1} \).
Таблица \ (\ PageIndex {1} \): Общие единицы концентрации
Концентрация Шт.
м / м г растворенного вещества / г раствора
м / об г растворенного вещества / мл раствора
частей на миллион г растворенного вещества / 10 ⁶ г раствора
мкг / мл
частей на миллиард г растворенного вещества / 10 ⁹ г раствора
нг / мл
Подготовка растворов
Для приготовления раствора, содержащего определенную концентрацию вещества, необходимо растворить желаемое количество молей растворенного вещества в достаточном количестве растворителя, чтобы получить желаемый конечный объем раствора.Рисунок \ (\ PageIndex {1} \) иллюстрирует эту процедуру для раствора дигидрата хлорида кобальта (II) в этаноле. Обратите внимание, что объем растворителя не указан. Поскольку растворенное вещество занимает пространство в растворе, необходимый объем растворителя почти всегда на меньше, чем на желаемый объем раствора. Например, если желаемый объем составлял 1,00 л, было бы неправильно добавлять 1,00 л воды к 342 г сахарозы, потому что это привело бы к получению более 1,00 л раствора.Как показано на рисунке \ (\ PageIndex {2} \), для некоторых веществ этот эффект может быть значительным, особенно для концентрированных растворов.
Рисунок \ (\ PageIndex {2} \) : Приготовление 250 мл раствора (NH ₄) ₂ Cr ₂ O ₇ в воде. Растворенное вещество занимает пространство в растворе, поэтому для приготовления 250 мл раствора требуется менее 250 мл воды.
Пример \ (\ PageIndex {2} \)
Решение на рисунке \ (\ PageIndex {1} \) содержит 10.0 г дигидрата хлорида кобальта (II), CoCl ₂ • 2H ₂ O, в этаноле, достаточном для приготовления ровно 500 мл раствора. Какова молярная концентрация CoCl ₂ • 2H ₂ O?
Дано: масса растворенного вещества и объем раствора
Запрошено: концентрация (M)
Стратегия:
Чтобы найти количество молей CoCl ₂ • 2H ₂ O, разделите массу соединения на его молярную массу.Рассчитайте молярность раствора, разделив количество молей растворенного вещества на объем раствора в литрах.
Решение:
Молярная масса CoCl ₂ • 2H ₂ O составляет 165,87 г / моль. Следовательно,
\ [молей \: CoCl_2 \ cdot 2H_2O = \ left (\ dfrac {10.0 \: \ cancel {g}} {165 .87 \: \ cancel {g} / mol} \ right) = 0 .0603 \: mol \]
Объем раствора в литрах
\ [volume = 500 \: \ cancel {mL} \ left (\ dfrac {1 \: L} {1000 \: \ cancel {mL}} \ right) = 0.500 \: L \]
Молярность — это количество молей растворенного вещества на литр раствора, поэтому молярность раствора составляет
.
\ [молярность = \ dfrac {0,0603 \: моль} {0,500 \: L} = 0,121 \: M = CoCl_2 \ cdot H_2O \]
Упражнение \ (\ PageIndex {2} \)
Раствор, показанный на рисунке \ (\ PageIndex {2} \), содержит 90,0 г (NH ₄) ₂ Cr ₂ O ₇ в достаточном количестве воды, чтобы получить конечный объем ровно 250 мл. Какова молярная концентрация дихромата аммония?
Ответ:
\ [(NH_4) _2Cr_2O_7 = 1.43 \: M \]
Чтобы приготовить определенный объем раствора, который содержит указанную концентрацию растворенного вещества, нам сначала нужно вычислить количество молей растворенного вещества в желаемом объеме раствора, используя соотношение, показанное в уравнении \ (\ ref {4.5.2} \). Затем мы переводим количество молей растворенного вещества в соответствующую массу необходимого растворенного вещества. Эта процедура проиллюстрирована в примере \ (\ PageIndex {3} \).
Пример \ (\ PageIndex {3} \): D5W Решение
Так называемый раствор D5W, используемый для внутривенного замещения биологических жидкостей, содержит 0.310 М. глюкозы. (D5W представляет собой примерно 5% раствор декстрозы [медицинское название глюкозы] в воде.) Рассчитайте массу глюкозы, необходимую для приготовления пакета D5W объемом 500 мл. Глюкоза имеет молярную массу 180,16 г / моль.
Дано: молярность, объем и молярная масса растворенного вещества
Запрошено: масса растворенного вещества
Стратегия:
Рассчитайте количество молей глюкозы в указанном объеме раствора, умножив объем раствора на его молярность.
Получите необходимую массу глюкозы, умножив количество молей соединения на его молярную массу.
Решение:
A Сначала мы должны вычислить количество молей глюкозы, содержащихся в 500 мл 0,310 М раствора:
\ (V_L M_ {моль / л} = моль \)
\ (500 \: \ cancel {mL} \ left (\ dfrac {1 \: \ cancel {L}} {1000 \: \ cancel {mL}} \ right) \ left (\ dfrac {0 .310 \: моль \: глюкоза} {1 \: \ cancel {L}} \ right) = 0.155 \: моль \: глюкоза \)
B Затем мы переводим количество молей глюкозы в требуемую массу глюкозы:
\ (масса \: of \: глюкоза = 0,155 \: \ cancel {моль \: глюкоза} \ left (\ dfrac {180.16 \: g \: глюкоза} {1 \: \ cancel {моль \: глюкоза}} \ справа) = 27,9 \: г \: глюкоза \)
Упражнение \ (\ PageIndex {3} \)
Другой раствор, обычно используемый для внутривенных инъекций, — это физиологический раствор, 0,16 М раствор хлорида натрия в воде. Рассчитайте массу хлорида натрия, необходимую для приготовления 250 мл физиологического раствора.
Ответ: 2,3 г NaCl
Раствор желаемой концентрации можно также приготовить путем разбавления небольшого объема более концентрированного раствора дополнительным растворителем. Базовый раствор — это коммерчески приготовленный раствор известной концентрации, который часто используется для этой цели. Разбавление исходного раствора является предпочтительным, поскольку альтернативный метод взвешивания крошечных количеств растворенного вещества трудно осуществить с высокой степенью точности.Разбавление также используется для приготовления растворов из веществ, которые продаются в виде концентрированных водных растворов, таких как сильные кислоты.
Процедура приготовления раствора известной концентрации из исходного раствора показана на рисунке \ (\ PageIndex {3} \). Это требует расчета желаемого количества молей растворенного вещества в конечном объеме более разбавленного раствора, а затем расчета объема исходного раствора, который содержит это количество растворенного вещества. Помните, что разбавление данного количества основного раствора растворителем не приводит к изменению числа молей , а не .Таким образом, соотношение между объемом и концентрацией основного раствора и объемом и концентрацией желаемого разбавленного раствора составляет
.
\ [(V_s) (M_s) = моль \: of \: solute = (V_d) (M_d) \ label {4.5.4} \]
, где нижние индексы s и d указывают на исходный и разбавленный растворы, соответственно. Пример \ (\ PageIndex {4} \) демонстрирует вычисления, связанные с разбавлением концентрированного исходного раствора.
Рисунок \ (\ PageIndex {3} \): Приготовление раствора известной концентрации путем разбавления исходного раствора.(a) Объем ( V _s), содержащий желаемые моли растворенного вещества (M _s), измеряют из исходного раствора известной концентрации. (b) Отмеренный объем исходного раствора переносят во вторую мерную колбу. (c) Измеренный объем во второй колбе затем разбавляется растворителем до объемной отметки [( V _s) (M _s) = ( V _d) (M _d). ].
Пример \ (\ PageIndex {4} \)
Какой объем 3.Исходный раствор глюкозы 00 M необходим для приготовления 2500 мл раствора D5W в примере \ (\ PageIndex {3} \)?
Дано: Объем и молярность разбавленного раствора
Запрошено: объем основного раствора
Стратегия:
Рассчитайте количество молей глюкозы, содержащихся в указанном объеме разбавленного раствора, умножив объем раствора на его молярность.
Чтобы определить необходимый объем исходного раствора, разделите количество молей глюкозы на молярность исходного раствора.
Решение:
A Раствор D5W в Примере 4.5.3 содержал 0,310 М глюкозы. Начнем с использования уравнения 4.5.4 для расчета количества молей глюкозы, содержащихся в 2500 мл раствора:
\ [моль \: глюкоза = 2500 \: \ cancel {mL} \ left (\ dfrac {1 \: \ cancel {L}} {1000 \: \ cancel {mL}} \ right) \ left (\ dfrac { 0,310 \: моль \: глюкоза} {1 \: \ cancel {L}} \ right) = 0,775 \: моль \: глюкоза \]
B Теперь мы должны определить объем 3.00 M маточный раствор, содержащий это количество глюкозы:
\ [объем \: of \: stock \: soln = 0,775 \: \ cancel {mol \: gluosis} \ left (\ dfrac {1 \: L} {3 .00 \: \ cancel {mol \: глюкоза}} \ right) = 0 .258 \: L \: или \: 258 \: mL \]
При определении необходимого объема исходного раствора мы должны были разделить желаемое количество молей глюкозы на концентрацию исходного раствора, чтобы получить соответствующие единицы. Кроме того, количество молей растворенного вещества в 258 мл исходного раствора такое же, как количество молей в 2500 мл более разбавленного раствора; только количество растворителя изменилось .Полученный ответ имеет смысл: разбавление основного раствора примерно в 10 раз увеличивает его объем примерно в 10 раз (258 мл → 2500 мл). Следовательно, концентрация растворенного вещества должна уменьшиться примерно в 10 раз, как это происходит (3,00 M → 0,310 M).
Мы также могли бы решить эту проблему за один шаг, решив уравнение 4.5.4 для V _s и подставив соответствующие значения:
\ [V_s = \ dfrac {(V_d) (M_d)} {M_s} = \ dfrac {(2 .500 \: L) (0.310 \: \ cancel {M})} {3 .00 \: \ cancel {M}} = 0 .258 \: L \]
Как мы уже отмечали, часто существует несколько правильных способов решения проблемы.
Упражнение \ (\ PageIndex {4} \)
Какой объем 5,0 М маточного раствора NaCl необходим для приготовления 500 мл физиологического раствора (0,16 М NaCl)?
Ответ: 16 мл
Концентрации ионов в растворе
В примере \ (\ PageIndex {2} \) — концентрация раствора, содержащего 90. {2-} (водн.) \ Label {4.5.5} \]
Таким образом, 1 моль единиц формулы дихромата аммония растворяется в воде с образованием 1 моль анионов Cr ₂ O ₇ ^2- и 2 моль катионов NH ₄ ⁺ (см. Рисунок \ (\ PageIndex { 4} \)).
Рисунок \ (\ PageIndex {4} \): Растворение 1 моля ионного соединения. В этом случае растворение 1 моля (NH ₄) ₂ Cr ₂ O ₇ дает раствор, содержащий 1 моль Cr ₂ O ₇ ²⁻ ионов и 2 моль NH ₄ ⁺ иона.(Молекулы воды для ясности не показаны с молекулярной точки зрения.)
При проведении химической реакции с использованием раствора соли, например дихромата аммония, важно знать концентрацию каждого иона, присутствующего в растворе. Если раствор содержит 1,43 M (NH ₄) ₂ Cr ₂ O ₇, то концентрация Cr ₂ O ₇ ²⁻ также должна быть 1,43 M, потому что имеется один Cr ₂ O ₇ ²⁻ ионов на формульную единицу.Однако на формульную единицу приходится два иона NH ₄ ⁺, поэтому концентрация ионов NH ₄ ⁺ составляет 2 × 1,43 M = 2,86 М. Поскольку каждая формульная единица (NH ₄) ₂ Cr ₂ O ₇ производит три иона при растворении в воде (2NH ₄ ⁺ + 1Cr ₂ O ₇ ²⁻), всего концентрация ионов в решение 3 × 1,43 M = 4,29 M.
Пример \ (\ PageIndex {5} \)
Каковы концентрации всех веществ, полученных из растворенных веществ, в этих водных растворах?
0.21 М NaOH
3,7 M (CH ₃) CHOH
0,032 M дюйм (NO ₃) ₃
Дано: молярность
Запрошено: концентрации
Стратегия:
A Классифицируйте каждое соединение как сильный электролит или как неэлектролит.
B Если соединение неэлектролит, его концентрация такая же, как молярность раствора.- (водн.) \)
B Поскольку каждая формульная единица NaOH производит один ион Na ⁺ и один ион OH ^—, концентрация каждого иона такая же, как концентрация NaOH: [Na ⁺] = 0,21 M и [ OH ^—] = 0,21 M.
A Формула (CH ₃) ₂ CHOH представляет собой 2-пропанол (изопропиловый спирт) и содержит группу –OH, поэтому это спирт. Напомним из раздела 4.1, что спирты — это ковалентные соединения, которые растворяются в воде с образованием растворов нейтральных молекул.Таким образом, спирты не являются электролитами.
B Таким образом, единственными растворенными веществами в растворе являются (CH ₃) ₂ молекул CHOH, поэтому [(CH ₃) ₂ CHOH] = 3,7 M.
A Нитрат индия — это ионное соединение, которое содержит ионы In ³ ⁺ и ионы NO ₃ ^—, поэтому мы ожидаем, что он будет вести себя как сильный электролит в водном растворе:
\ (In (NO _3) _3 (s) \ xrightarrow {H_ 2 O (l)} In ^ {3+} (aq) + 3NO _3 ^ — (aq) \)
B Одна формульная единица In (NO ₃) ₃ дает один ион In ³ ⁺ и три иона NO ₃ ^—, поэтому 0.032 M In (NO ₃) ₃ раствор содержит 0,032 M In ³ ⁺ и 3 × 0,032 M = 0,096 M NO ₃ ^—, то есть [In ³ ⁺ ] = 0,032 M и [NO ₃ ^—] = 0,096 M.
Упражнение \ (\ PageIndex {5} \)
Каковы концентрации всех веществ, полученных из растворенных веществ, в этих водных растворах?
0,0012 M Ba (OH) ₂
0.{2-}] = 0,17 \: M \)
\ ([(CH_3) _2CO] = 0,50 \: M \)
Резюме
Концентрации раствора обычно выражаются в виде молярности и могут быть получены путем растворения известной массы растворенного вещества в растворителе или разбавления исходного раствора.
определение молярности: \ [молярность = \ dfrac {моль \: of \: solute} {литры \: of \: solution} = \ dfrac {mmoles \: of \: solute} {миллилитры \: of \ : solution} \]
соотношение между объемом, молярностью и молями : \ [V_L M_ {моль / L} = \ cancel {L} \ left (\ dfrac {mol} {\ cancel {L}} \ right) = моль \]
соотношение между объемом и концентрацией основного и разбавленного растворов : \ [(V_s) (M_s) = моль \: of \: solute = (V_d) (M_d) \]
Концентрация вещества — это количество растворенного вещества, присутствующего в данном количестве раствора.Концентрации обычно выражаются в единицах молярности , определяемой как количество молей растворенного вещества в 1 л раствора. Растворы известной концентрации можно приготовить либо путем растворения известной массы растворенного вещества в растворителе и разбавления до желаемого конечного объема, либо путем разбавления соответствующего объема более концентрированного раствора (исходный раствор ) до желаемого конечного объема.
Нормальность — Измерение концентрации элемента
Тим Лофтус
Нормальность, сокращенно N, является полезным способом измерения концентрации некоторые решения в лаборатории.Хотя он используется во многих областях лаборатории мир технических специалистов, мы в области водоснабжения и водоотведения используем его почти исключительно для измерения концентраций кислот и оснований в таких растворах в качестве титрантов при анализе кислотности и щелочности, а также для регулирования pH Образцы БПК, аммиака и фосфора.
Нормальность по концепции аналогична молярности (см. Предыдущую статью «Молярность»). Где молярность (М) представляет собой концентрацию иона или соединения в решения, нормальность (N) идет на один шаг дальше и представляет молярную концентрация только кислотного компонента (обычно иона H + в кислоте раствор) или только базовый компонент (обычно ион ОН- в базовом растворе).
Вот простой пример, показывающий отношения нормальной кислоты и основания. растворов: 1 н. раствор кислоты h3SO4 полностью нейтрализует равный объем 1 н. раствора основания NaOH. Хотя h3SO4 обеспечивает два (кислотные) ионы H + на молекулу по сравнению с одним (основным) ионом OH- на молекулу NaOH, расчеты N учитывают эти различия и помещают все это в эквивалентный масштаб. В некотором смысле, вычисляя нормальность, вы действительно можете все равно сравнивайте яблоки с апельсинами кислотно и щелочно.
Если вам известна молярность раствора кислоты или основания, вы можете легко преобразовать его. к нормальности путем умножения молярности на количество водорода (или гидроксида) ионы в кислоте (или основании).
N = (M) (количество ионов водорода или гидроксида)
Например, 2 M раствор h3SO4 будет иметь нормальность 4N (2 M x 2 водорода ионы). Раствор 2 M h4PO4 будет иметь нормальность 6N.
Однако, чтобы получить решение с заранее определенной нормальностью, требуется немного больше. расчет.Сначала необходимо определить эквивалентную массу соединения. Это Это делается путем деления грамм-молекулярной массы соединения на количество ионы водорода или ионы гидроксида. Вот несколько примеров:
h3SO4, серная кислота.
Грамм-молекулярная масса 98 (Из периодической диаграммы отдельные атомные массы: H = 1, S = 32, O = 16: {1×2} +32+ {16×4} = 98).
Число кислотных ионов водорода (H +) равно 2.
Эквивалентная масса для h3SO4 составляет 98/2 = 49.
h4PO4, фосфорная кислота.Граммолекулярная масса тоже 98. Количество ионы водорода (H +) равны 3. Эквивалентная масса для h4PO4 составляет 98/3 = 32,6.
NaOH, гидроксид калия. Граммолекулярная масса 40. Количество гидроксид-иона (OH-) равен 1. Эквивалентная масса для NaOH составляет 40/1 = 40.
После определения эквивалентной массы кислоты или основания вы можете рассчитать количество граммов, необходимое на объем воды для N.
Формула для расчета:
граммов необходимого соединения = (желаемое количество N) (эквивалентная масса) (объем в литрах желанный).
Например, сколько граммов гидроксида натрия вам нужно развести до литр, чтобы приготовить 1н раствор NaOH?
Эквивалентная масса равна 40, как определено выше.
Требуется
граммов NaOH = (1 н.) (40 экв. Массы) (1 литр) = 40 граммов NaOH.
Аналогичным образом, чтобы приготовить 0,25 литра 0,05N гидрофталата калия. (KHC8h5O4) раствор (кислота), вы сначала должны определить эквивалентную массу.
Из периодической таблицы K = 39, H = 1, C = 12, O = 16. Его грамм-молекулярная масса составляет 39 + 1 + (12×8) + (1×4) + (16×4) = 204.
Количество ионов водорода, которые он может произвести, равно 1 (кислотные водороды обычно в левой части химической формулы. Водороды, перечисленные где-либо еще, обычно не вносят вклад в кислотную часть соединения. В случае KHC8h5O4, только крайний левый водород является кислым водородом.) Его эквивалентная масса составляет 204/1. = 204.
Чтобы найти количество гидрофталата калия (KHC8h5O4), необходимое для производства 0,25 литра 0,05N раствора:
Требуется
граммов KHC8h5O4 = (0.05N) (204 экв. Массы) (0,25 литра) = 2,6 грамма КНС8х5О4.
Оба химиката в примерах выше, гидроксид натрия и калий. фталат водорода, считаются сухими химическими веществами, что делает его относительно их Нормальности легко вычислить. Для жидких химикатов, где основное соединение составляет лишь часть от общего объема, например, концентрированный формы соляной (HCl), серной (h3SO4) и фосфорной (h4PO4) кислот, a необходимо выполнить несколько дополнительных расчетов, чтобы решить конкретную Нормальность.
В следующей статье будут описаны и приведены примеры этих дополнительных расчеты. Они не только полезны для приготовления кислотных и щелочных растворов, но и полезны при расчете концентраций любого типа концентрированных растворенных такие соединения, как квасцы (сульфат алюминия), отбеливатель (гипохлорит натрия), трехвалентное железо хлорид и многие другие растворы, используемые при очистке сточных вод.
Обратите внимание, что в этой статье конкретно рассказывается о том, что обычно встречается в лаборатория очистки сточных вод.Есть исключения из того, как концентрации кислот и оснований измеряются, и это зависит от области применения и применения конкретного метода испытаний.
Если у вас есть какие-либо вопросы, предложения или комментарии, свяжитесь с NEWEA Lab Practices. Председатель комитета Тим Лофтус: (508) 949-3865 [email protected]. Для большего информацию о Комитете по лабораторной практике NEWEA, пожалуйста, свяжитесь с Тимом Лофтус или Элизабет Кутоне, исполнительный директор NEWEA, 100 Tower Office Park, Woburn, MA 01801, (781) 939-0908, ecutone @ newea.орг.
Все прошлые статьи размещены на нашем сайте. Перейдите на сайт www.NEWEA.org и следуйте ссылку на страницы комитетов, затем на страницу лабораторных практик.

Приготовление стандартного раствора гидроксида натрия *
Д-р Мурли Дхармадхикари и Тэвис Харрис
Примечание. Эта статья написана по запросу представителей отрасли. Он написан для работников винных лабораторий без химического образования.
В винной лаборатории анализ вина на TA, VA и SO2 включает использование реактива гидроксида натрия (NaOH).Виноделы обычно покупают раствор гидроксида натрия известной концентрации (обычно 0,1 нормального). Этот реагент относительно нестабилен, и его концентрация со временем меняется. Для обеспечения точности аналитических результатов важно периодически проверять концентрацию (нормальность) гидроксида натрия. Если концентрация изменилась, ее необходимо отрегулировать до исходной концентрации или в расчетах необходимо использовать новое значение концентрации (нормальность).
Иногда винодел может захотеть сделать свой собственный раствор NaOH вместо того, чтобы покупать его.При создании нового раствора или проверке нормальности старого раствора важно знать процедуру приготовления стандартного (известной концентрации) раствора реагента NaOH. В данной статье объясняется процедура стандартизации, а также основная концепция процедуры титрования.
Выражение концентрации в растворе
Раствор состоит из растворенного вещества и растворителя. Растворенное вещество — это растворенное вещество, а растворитель — это вещество, в котором растворенное вещество растворено.Растворенное вещество может быть твердым или жидким. В растворе NaOH гидроксид натрия (твердый) является растворенным веществом, а вода (жидкость) является растворителем. Обратите внимание, что растворенное вещество, являющееся твердым веществом, измеряется в единицах веса (в граммах), а вода-растворитель измеряется в единицах объема. Это пример выражения веса раствора на единицу объема (вес / объем).
В растворе, состоящем из двух жидкостей, концентрация выражается в объемах на объемную основу. Например, концентрация алкоголя в вине выражается как объем на объем.Вино с 12% -ным содержанием алкоголя означает, что оно содержит 12 мл алкоголя на 100 мл вина.
Обычно во многих растворах вес указывается в граммах, а объем — в миллилитрах или литрах. На этом этапе важно установить соотношение между единицами веса и объема. Один килограмм (вес) воды при температуре максимальной плотности и нормальном атмосферном давлении имеет объем один литр. Это означает, что один килограмм (вес) воды равен одному литру объема, а один грамм воды по весу равен одному миллилитру воды по объему.Таким образом, единицы веса (грамм) и объема (мл) похожи и взаимозаменяемы.
Химик выражает концентрацию раствора по-разному. Общие выражения включают в себя процент, частей на миллион (ppm), молярный и нормальный. Важно четко понимать эти термины.
процентов
Одна из простейших форм концентрации — это процент. Это просто означает единицы на 100 единиц или частей на 100 частей. Процентную концентрацию можно использовать тремя способами.Это может быть масса на единицу веса, объем на объем или масса на единицу объема.
Когда виноделы используют ареометр ° Brix для измерения сахара в виноградном соке, они, по сути, измеряют граммы сахара на 100 граммов сока. Образец сока 18 ° Брикса означает 18 граммов сахара на 100 граммов сока или обычно обозначается как 18%. При описании содержания алкоголя в вине процентное содержание алкоголя выражается в единицах объема на объем. Во многих случаях, в том числе в лаборатории, раствор получают путем растворения твердого вещества в жидкости, обычно в воде.В таком случае концентрация выражается в расчете на объемный вес.
частей на миллион
Когда мы имеем дело с очень небольшим количеством вещества в растворе, концентрация часто выражается в частях на миллион. Концентрация 20 ppm означает растворение 20 частей растворенного вещества на каждые 1000000 частей раствора. Единицей измерения может быть вес или объем. Обычно концентрация ppm используется для обозначения миллиграммов растворенного вещества на литр раствора.
Молярный раствор
Молярный раствор означает концентрацию в моль / литр.Один молярный (I M) раствор означает один моль вещества (растворенного вещества) на литр раствора. Моль означает молекулярную массу в граммах или молекулярную массу вещества в граммах. Таким образом, молекулярная масса химического вещества также является его молярной массой. Чтобы вычислить молекулярную массу, нужно сложить атомные массы всех атомов в молекулярной формульной единице. Например, молекула NaOH состоит из одного атома натрия (Na), кислорода (0) и водорода (H). Их соответствующие атомные массы составляют: Na — 23,0 — 16 и H — 1, поэтому молекулярная масса составляет 23 + 16 + I = 40.Таким образом, 40 граммов NaOH равняются одному моль NaOH, а 1 молярный раствор NaOH будет содержать 40 граммов химического вещества NaOH.
Нормальный раствор / Нормальность
Другой формой концентрации, которая используется относительно часто, является нормальность, или N. Нормальность выражается в эквивалентах на литр, что означает количество эквивалентных весов растворенного вещества на литр раствора. Термин нормальность часто используется в кислотно-щелочной химии. Эквивалентная масса кислоты определяется как молекулярная масса, деленная на количество реагирующих атомов водорода одной молекулы кислоты в реакции.
Чтобы понять эквиваленты, нужно знать кое-что о том, как работает реакция, так что давайте начнем с этого. Ниже приведено основное уравнение для кислоты и основания.
HCl + NaOH ——> NaCl + h30
или
Кислота + основание ——-> соль + вода
В нашем простом уравнении, приведенном выше, вы можете видеть, что кислота и основание реагируют с образованием соли и воды, и что они реагируют одинаково.Кислота дает 1 H + на каждый -OH, заданный основанием. Таким образом, на каждый моль H + нужно
моль.
-ОН. Эта реакция является взаимно однозначной на молярной основе. Один моль кислоты имеет одну реакционную единицу, а один моль основания также имеет одну реакционную единицу, таким образом, как кислота, так и основание, в приведенном выше примере, имеют равные реакционные единицы 1: 1. Как указано выше, для кислот мы определяем эквивалентную массу как молекулярную массу, деленную на количество H +, выделенного на молекулу. Выше HCl отдавал в реакцию 1 H + (протон).
Молекулярная масса h3SO4 = 98,08 г = 49,04 грамма на эквивалент
Количество протонов на 2 протона
Нормальность — это молекулярная масса, деленная на граммы на эквивалент (все это приводит к количеству эквивалентов) в данном объеме. Для 1 н раствора нам нужен 1 эквивалент / литр. Для соляной кислоты (HCl) эквивалентный вес составляет 36,46 грамма. Следовательно, для приготовления 1 нормального раствора необходимо 36,46 г / л HCl. Обратите внимание, что 1 M решение также равно 36.46 г / л. Для молекул, которые могут выделять или принимать только один протон на молекулу, нормальность равна молярности.
Таблица 1. Молекулярная и эквивалентная масса некоторых распространенных соединений.
В случае, если молекула может испускать или принимать более одного протона, вам необходимо скорректировать свои вычисления. Например, серная кислота с формулой h3SO4 отдает 2 отдельных протона. Используя молярную массу серной кислоты и зная, что одна молекула может отдавать 2 протона, мы можем найти эквивалентную массу.
При молярной массе 98,08 грамма раствор, содержащий 98,08 г в 1 литре, будет иметь молярность 1 М и нормальность 2 Н. Это потому, что каждый 1 моль серной кислоты (h3SO4) содержит 2 моля атомов H +.
В таблице 1 перечислены молекулярные массы и эквивалентные массы важных кислот и оснований, используемых в винной лаборатории.
Приготовление 1 н. Раствора NaOH
Из приведенного выше обсуждения должно быть ясно, что для приготовления 1 нормального раствора нам необходимо знать эквивалент NaOH, который рассчитывается путем деления молекулярной массы на 1, то есть 40 разделенных на 1 = 40.Таким образом, эквивалентный вес NaOH равен 40. Чтобы приготовить 1 н. Раствор, растворите 40,00 г гидроксида натрия в воде, чтобы получить объем 1 литр. Для 0,1 н. Раствора (используемого для анализа вина) необходимо 4,00 г NaOH на литр.
Стандартизация
Перед тем, как мы начнем титровать этот образец вина, у нас есть еще один важный шаг — стандартизация раствора NaOH. Стандартизация — это просто способ проверить нашу работу и определить точную концентрацию нашего реагента NaOH (или другого). Возможно, наше разведение было неточным, или, может быть, весы не были откалиброваны, и в результате нормальность нашего раствора гидроксида натрия не равна точно 1 N, как мы предполагали.Так что нам нужно это проверить. Это достигается титрованием раствора NaOH кислотой известной силы (нормальность). Обычно для титрования основания используется 0,1 н. HCl. Реагент, 0,1 N раствор HCl, приобретается у поставщика химикатов, сертифицированного по концентрации. Это означает, что он был стандартизирован до известной концентрации. «Но разве это не идет по кругу?» ты спрашиваешь. Нет, потому что кислоты стандартизированы до порошкообразной основы под названием KHP или гидрофталата калия. Его можно очень точно взвесить, потому что это мелкий порошок, а затем его титруют кислотой.
Для стандартизации NaOH начните с пипетирования 10,0 мл 0,1 н. Соляной кислоты (HCl) в колбу. Добавьте примерно 50 мл воды (помните, что это не вода из-под крана) и три капли индикатора метилового красного. Заполните бюретку объемом 25 мл 0,1 н. Раствором гидроксида натрия и запишите начальный объем. Титруйте соляную кислоту до точки, при которой цвет становится лимонно-желтым и остается постоянным. Запишите окончательный объем.
Вычтите начальный объем из конечного, чтобы получить объем использованного NaOH, и подставьте его в уравнение ниже.
Нормальность NaOH = Объем HCl x Нормальность HCl
Объем использованного NaOH
Методы титрования
Прежде чем полностью освоить объемный анализ, нам необходимо обсудить некоторые методы титрования. Прежде всего осторожно обращайтесь с бюреткой. Избегайте повреждения узла наконечника и крана, поскольку повреждения и утечки в этих областях могут и будут влиять на производительность. Кроме того, обязательно записывайте окончательные и начальные значения объема точно, считывая нижнюю часть мениска раствора.Не пытайтесь втиснуть последний образец и опорожнить бюретку до самой нижней отметки; найдите время, чтобы правильно его пополнить. Чтобы облегчить чтение бюретки, возьмите белую учетную карточку и раскрасьте на ней черный квадрат, как показано. Держите его за шкалой бюретки при снятии показаний, чтобы лучше видеть мениск. По этой причине на некоторых бюретках действительно нарисована полоса.
Затем не забудьте перемешать образец во время титрования. Независимо от того, используете ли вы мешалку (рекомендуется) или перемешиваете, покручивая колбу вручную, раствор обязательно должен быть перемешан.Следите за тем, чтобы образец не выливался за пределы стакана / колбы и не позволял содержимому бюретки выпадать за пределы стакана. Кроме того, достаточно опустите бюретку, чтобы брызги образца не выходили из колбы во время титрования. Это не только плохая лабораторная практика, но также может быть опасным.
Безопасность — важный фактор при работе с бюретками, кислотами и щелочами. Осознайте, что вы имеете дело с агрессивными химикатами и хрупкой стеклянной посудой, относитесь к ней как к незаменимому вину в изысканном бокале.Это значит сознательно и с уважением. Надевайте как минимум защитные очки и лабораторный халат, также рекомендуются перчатки. Наполняя бюретку, выньте ее из подставки и держите под углом так, чтобы наконечник находился над раковиной. Таким образом, вся жидкость будет стекать в раковину, и вы сможете спокойно стоять на полу, а не на табурете. Опасно наклоняться над бюреткой, когда она стоит на столе.
Убедитесь, что у вас есть доступ к станции для промывания глаз или к чему-то, что может подавать струю воды к вашему телу и / или глазам в течение 15 минут — это рекомендованное OSHA средство для лечения попадания химических веществ в глаза и тело.Помните, что гидроксид натрия будет в бюретке на уровне глаз и выше, поэтому убедитесь, что ваше оборудование прикреплено к устойчивому основанию.
Надлежащая лабораторная практика может помочь вам более точно и эффективно контролировать качество ваших вин. Объемный анализ путем титрования — один из наиболее распространенных методов, используемых виноделом для анализа своего продукта. В постоянном поиске отличных вин важно совершенствовать свои навыки в этой области.
* Ранее опубликовано в Vineyard and Vintage View , Mountain Grove, MO.
Концентрация растворов
Процентный состав (по массе)
Массовый процент (или массовый процент) можно рассматривать двумя способами:
Части растворенного вещества на 100 частей раствора
Доля растворенного вещества в растворе, умноженное на 100
Для расчета массового процента растворенного вещества в растворе необходимы две части информации:
Масса растворенного вещества в растворе
Масса раствора
Используйте следующее уравнение для вычисления процента по массе:
Массовый процент = (масса растворенного вещества / масса раствора) X 100
Молярность
Молярность сообщает нам количество молей растворенного вещества в одном литр раствора.(Обратите внимание, что молярность обозначается заглавной буквой M).
Для расчета молярности растворенного вещества в растворе необходимы две части информации:
Моли растворенного вещества, присутствующие в растворе
Объем раствора (в литрах), содержащего растворенное вещество
Для расчета Для молярности используйте уравнение:
Молярность = моль растворенного вещества / объем раствора (л)
Моляльность
Моляльность, м, указывает нам количество молей растворенного вещества, растворенного ровно в одном килограмме растворителя.(Обратите внимание, что моляльность представлена строчной буквой m).
Для расчета моляльности растворенного вещества в растворе необходимы две части информации:
Моли растворенного вещества, присутствующие в растворе
Масса растворителя (в килограммах) в растворе
Для расчета молярность, мы используем уравнение:
Моляльность = моль растворенного вещества / масса растворителя (кг)
Нормальные и молярные растворы
Концентрированные реагенты Удельный вес _{05 Молярность} Нормальность Объем (мл), необходимый для изготовления 1 л раствора
SG M N 1M
1
Уксусная кислота 99,5% 17,40 17,40 57,5 90 038 57,5
Аммиак 35% 0,88 18,10 18,10 55,3 55,3
Аммиак 25% 0,91 13,40 13,40 74,6 74,6
Соляная кислота 36% 1,18 11,65 11,65 85,8 85 , 8
Соляная кислота 32% 1,16 10,20 10,20 98,0 98,0
Плавиковая кислота 40% 1,13 22,60 22,60 44,2 44,2
Азотная кислота 70% 1,42 15,80 15,80 63,3 63, 3
Хлорная кислота 60% 1,54 9,20 9,20 108,7 108,7 9003 8
Хлорная кислота 70% 1,67 11,60 11,60 86,2 86,2
Ортофосфорная кислота 85% 1,70 15, 20 45,60 65,8 21,9
Гидроксид натрия 47% 1,50 17,60 17,60 56,7 56,7
Серная кислота 96% 1,83 18,00 36,00 53,1 26,2
.

	Массовая доля, \large \omega, %	Мольная доля, \large x , %	Объёмная доля, \large \phi, %	Молярная концентрация, \large c, моль/л	Нормальная концентрация, \large c_{N} , моль-экв/л	Моляльная концентрация, \large m, моль/кг	Массовая концентрация, \large \rho, г/л
Массовая доля, \large \omega, %	=	\large \omega_{B}=\frac{x_{B} \cdot M(B)}{\sum x_{i} \cdot M_{i}}	Для газов: \omega = \frac{\phi_{A} \cdot M(A)}{\sum (M_{i} \cdot \phi_{i})}	\large \omega_{B}= \frac{c_{B} \cdot M(B)}{\rho}	\large \omega_{B}=\frac{c_{N} \cdot M(B)}{\rho \cdot z}		\large \omega_{B}= \frac{\gamma_{B}}{\rho}
Мольная доля, \large x , %	\large x_{B}=\frac{\frac{\omega_{B}}{M(B)}}{\sum \frac{\omega_{i}}{M_{i}}}	=				\large x_{B}=\frac{m_{B}}{m_{B}+\frac{1}{M(A)}}
Объёмная доля, \large \phi, %	Для газов: \large \phi_{A}=\frac{\frac{\omega_{A}}{M(A)}}{\sum \frac{\omega_{i}}{M_{i}}}		=
Молярная концентрация, \large c, моль/л	\large c_{B}=\frac{\rho \cdot \omega_{B}}{M(B)}			=	\large c_{B}=\frac{c_{N}}{z}
Нормальная концентрация, \large c_{N} , моль-экв/л	\large c_{N}=\frac{\rho \cdot \omega_{B} \cdot z}{M(B)}			\large c_{N}=c_{B} \cdot z	=
Моляльная концентрация, \large m, моль/кг		\large m_{B}=\frac{x_{B}}{M(A)(1-x_{B})}				=
Массовая концентрация, \large \gamma, г/л	\large \gamma_{B}=\rho \cdot \omega_{B}						=

ω, %	5	10	15	20	30	40	50	60	70	80	90	95
ρ H₂SO₄, г/мл	1,032	1,066	1,102	1,139	1,219	1,303	1,395	1,498	1,611	1,727	1,814	1,834

соляная кислота (HCl)	36.46 г / моль	1	36,46 г / экв
Бромоводородная кислота (HBr)	80,91 г / моль	1	80,91 г / экв
иодоводородная кислота (HI)	127,91 г / моль	1	127,91 г / экв
Хлорная кислота (HClO ₃)	84.46 г / моль	1	84,46 г / экв
Хлорная кислота (HClO ₄)	100,46 г / моль	1	100,46 г / экв
Азотная кислота (HNO ₃)	63,01 г / моль	1	63.01 г / экв
Серная кислота (H ₂ SO ₄)	98,08 г / моль	2	49,04 г / экв

Гидроксид лития (LiOH)	23,95 г / моль	1	23,95 г / экв
Гидроксид натрия (NaOH)	40.00 г / моль	1	40,00 г / экв
Гидроксид калия (КОН)	56,11 г / моль	1	56,11 г / экв
Гидроксид кальция, Ca (OH) ₂	74,09 г / моль	2	37.05 г / экв
Гидроксид бария, Ba (OH) ₂	171,34 г / моль	2	85,67 г / экв

Концентрация	Шт.
м / м	г растворенного вещества / г раствора
м / об	г растворенного вещества / мл раствора
частей на миллион	г растворенного вещества / 10 ⁶ г раствора
частей на миллион	мкг / мл
частей на миллиард	г растворенного вещества / 10 ⁹ г раствора
частей на миллиард	нг / мл

Концентрированные реагенты	Удельный вес	_{05 Молярность}	Нормальность	Объем (мл), необходимый для изготовления 1 л раствора
	SG	M	N	1M	1
Уксусная кислота 99,5%		17,40	17,40	57,5 90 038	57,5
Аммиак 35%	0,88	18,10	18,10	55,3	55,3
Аммиак 25%	0,91	13,40	13,40	74,6	74,6
Соляная кислота 36%	1,18	11,65	11,65	85,8	85 , 8
Соляная кислота 32%	1,16	10,20	10,20	98,0	98,0
Плавиковая кислота 40%	1,13	22,60	22,60	44,2	44,2
Азотная кислота 70%	1,42	15,80	15,80	63,3	63, 3
Хлорная кислота 60%	1,54	9,20	9,20	108,7	108,7 9003 8
Хлорная кислота 70%	1,67	11,60	11,60	86,2	86,2
Ортофосфорная кислота 85%	1,70	15, 20	45,60	65,8	21,9
Гидроксид натрия 47%	1,50	17,60	17,60	56,7	56,7
Серная кислота 96%	1,83	18,00	36,00	53,1	26,2

Приготовление растворов нормальной концентрации — Справочник химика 21

Как правильно пересчитать концентрации растворов из одних единц в другие — 27 Ноября 2012 — Примеры решений задач

Расчет нормальной концентрации — Студопедия

Растворы электролитов

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

5.4. Способы выражения концентрации растворов

Рекомендуемые файлы

Расчеты при приготовлении растворов молярной и нормальной концентрации

Концентрации и доли. Как переводить концентрации? In-chemistry.ru

Массовая доля

Объёмная доля

Мольная доля

Молярность (молярная объёмная концентрация)

Решение:

Нормальная концентрация (молярная концентрация эквивалента, «нормальность»)

Решение:

Моляльная концентрация

Массовая концентрация

Решение:

Таблица перевода одной концентрации в другую.

Как перевести нормальность в молярность

Содержание

Массовая доля [ править | править код ]

Объёмная доля [ править | править код ]

Молярность ( молярная объёмная концентрация ) [ править | править код ]

Нормальная концентрация ( молярная концентрация эквивалента , « нормальность ») [ править | править код ]

Мольная ( молярная ) доля [ править | править код ]

Моляльность ( молярная весовая концентрация , моляльная концентрация ) [ править | править код ]

Массовая концентрация (Титр) [ править | править код ]

Концентрация частиц [ править | править код ]

Весообъёмные (массо-объёмные) проценты [ править | править код ]

Другие способы выражения концентрации [ править | править код ]

Применимость способов выражения концентрации растворов, их свойства [ править | править код ]

Формулы перехода от одних выражений концентраций к другим [ править | править код ]

От массовой доли к молярности [ править | править код ]

От молярной концентрации к нормальной [ править | править код ]

От массовой доли к титру [ править | править код ]

От молярности к титру [ править | править код ]

От моляльности к мольной доле [ править | править код ]

— PhysiologyWeb

В чем разница между молярностью и нормальностью? Вестлаб

Что такое молярность?

Что такое нормальность?

Преобразование из молярности в нормальность

Что такое нормальное решение?

4.6: Концентрация растворов — Chemistry LibreTexts

Молярность

Подготовка растворов

Концентрации ионов в растворе

Резюме

Нормальность — Измерение концентрации элемента

Приготовление стандартного раствора гидроксида натрия *

Д-р Мурли Дхармадхикари и Тэвис Харрис

Выражение концентрации в растворе

процентов

частей на миллион

Молярный раствор

Нормальный раствор / Нормальность

Приготовление 1 н. Раствора NaOH

Стандартизация

Методы титрования

Концентрация растворов

Нормальные и молярные растворы

Author: alexxlab

Добавить комментарий Отменить ответ

Рубрики