Нормальность химия – Что такое нормальность раствора? Как определить нормальность раствора? Формула нормальности раствора

Что такое нормальность раствора? Как определить нормальность раствора? Формула нормальности раствора

С растворами разных веществ мы встречаемся каждый день. Но вряд ли каждый из нас представляет, насколько большую роль играют эти системы. Многое в их поведении стало ясно сегодня благодаря детальному изучению в течение тысячелетий. За всё это время были введены многие термины, непонятные простому человеку. Один из них — нормальность раствора. Что это такое? Об этом и пойдёт речь в нашей статье. А начнём мы с погружения в прошлое.

История исследований

Первыми яркими умами, начавшими изучение растворов, были такие известные химики, как Аррениус, Вант-Гофф и Оствальд. Под влиянием их работ последующие поколения химиков стали углубляться в исследование водных и разбавленных растворов. Конечно, они накопили огромный массив знаний, но без внимания остались неводные растворы, которые, кстати, также играют большую роль как в промышленности, так и в других сферах человеческой жизнедеятельности.

В теории неводных растворов было много непонятного. Например, если в водных с увеличением степени диссоциации увеличивалось значение проводимости, то в аналогичных системах, но с другим растворителем вместо воды, было всё наоборот. Маленькие значения электрической проводимости часто соответствуют высоким степеням диссоциации. Аномалии подстегнули учёных к исследованию этой области химии. Был накоплен большой массив данных, обработка которых позволила найти закономерности, дополняющие теорию электролитической диссоциации. Помимо этого, удалось расширить знания об электролизе и о природе комплексных ионов органических и неорганических соединений.

Затем активнее начали проводиться исследования в области концентрированных растворов. Такие системы существенно отличаются по свойствам от разбавленных из-за того, что при повышении концентрации растворённого вещества всё большую роль начинает играть его взаимодействие с растворителем. Подробнее об этом — в следующем разделе.

Теория

На данный момент лучше всех объясняет поведение ионов, молекул и атомов в растворе только теория электролитической диссоциации. С момента своего создания Сванте Аррениусом в XIX веке, она претерпела некоторые изменения. Были открыты некоторые законы (такие, как закон разбавления Оствальда), которые несколько не вписывались в классическую теорию. Но, благодаря последующим работам учёных, в теорию были внесены поправки, и в современном виде она существует до сих пор и с высокой точностью описывает результаты, получаемые опытными путями.

Основная суть электролитической теории диссоциации в том, что вещество при растворении распадается на составляющие её ионы — частицы, имеющие заряд. В зависимости от способности раскладываться (диссоциировать) на части, различают сильные и слабые электролиты. Сильные, как правило, полностью диссоциируют на ионы в растворе, тогда как слабые — в очень малой степени.

Эти частицы, на которые распадается молекула, могут взаимодействовать с растворителем. Это явление назвается сольватацией. Но происходит оно не всегда, поскольку обусловлено наличием заряда на ионе и молекулах растворителя. Например, молекула воды представляет собой диполь, то есть частицу, заряженную с одной стороны положительно, а с другой — отрицательно. А ионы, на которые распадется электролит, тоже имеют заряд. Таким образом, эти частицы притягиваются разноимённо заряженными сторонами. Но происходит это только с полярными растворителями (таковым является и вода). Например, в растворе какого-либо вещества в гексане сольватации происходить не будет.

Для изучения растворов очень часто необходимо знать количество растворённого вещества. В формулы иногда очень неудобно подставлять некоторые величины. Поэтому существует несколько видов концентраций, среди которых — нормальность раствора. Сейчас мы расскажем подробно обо всех способах выражения содержания вещества в растворе и методах его вычисления.

Концентрация раствора

В химии применяется множество формул, и некоторые из них построены так, что удобнее взять величину в том или ином конкретном виде.

Первая, и самая знакомая нам, форма выражения концентрации — массовая доля. Вычисляется она очень просто. Нам всего лишь нужно разделить массу вещества в растворе на его общую массу. Таким образом мы получаем ответ в долях единицы. Умножив полученное число на сто, получим ответ в процентах.

Немного менее известная форма — объёмная доля. Чаще всего её используют для выражения концентрации спирта в алкогольных напитках. Вычисляется она тоже довольно просто: делим объём растворённого вещества на объём всего раствора. Так же как и в предыдущем случае, можно получить ответ в процентах. На этикетках часто обозначают: «40% об.», что означает: 40 объёмных процентов.

В химии часто используют и другие виды концентрации. Но перед тем, как к ним перейти, поговорим о том, что такое моль вещества. Количество вещества может выражаться разными способами: масса, объём. Но ведь молекулы каждого вещества имеют свой вес, и по массе образца невозможно понять, сколько в нём молекул, а это необходимо для понимания количественной составляющей химических превращений. Для этого была введена такая величина, как моль вещества. Фактически один моль — это определённое количество молекул: 6,02*10²³. Это называется числом Авогадро. Чаще всего такая единица, как моль вещества, используется для вычисления количества продуктов какой-либо реакции. В связи с этим существует ещё одна форма выражения концентрации — молярность. Это количество вещества в единице объёма. Молярность выражается в моль/л (читается: моль на литр).

Существует очень похожий на предыдущий вид выражения содержания вещества в системе: моляльность. Отличается от молярности она тем, что определяет количество вещества не в единице объёма, а в единице массы. И выражается в молях на килограмм (или другую кратную величину, например на грамм).

Вот мы и подошли к последней форме, которую сейчас обсудим отдельно, так как её описание требует немного теоретической информации.

Нормальность раствора

Что же это такое? И чем отличается от предыдущих величин? Для начала следует понять разность между такими понятиями, как нормальность и молярность растворов. По сути, отличаются они лишь на одну величину — число эквивалентности. Теперь можно даже представить, что такое нормальность раствора. Это всего лишь модифицированная молярность. Число эквивалетности показывает количество частиц, способных провзаимодействовать с одним молем ионов водорода или гидроксид-ионов.

Мы познакомились с тем, что такое нормальность раствора. Но ведь стоит копнуть глубже, и мы увидим, насколько проста эта, на первый взгляд сложная форма описания концентрации. Итак, разберём поподробнее, что такое нормальность раствора.

Формула

Довольно легко представить себе формулу по словесному описанию. Она будет выглядеть так: С_н=z*n/N. Здесь z — фактор эквивалентности, n — количество вещества, V — объём раствора. Первая величина — самая интересная. Как раз она и показывает эквивалент вещества, то есть число реальных или мнимых частиц, способных прореагировать с одной минимальной частицей другого вещества. Этим, собственно, нормальность раствора, формула которой была представлена выше, качественно отличается от молярности.

А теперь перейдём к другой немаловажной части: как определить нормальность раствора. Это, несомненно, важный вопрос, поэтому к его изучению стоит подойти с пониманием каждой величины, указанной в уравнении, представленном выше.

Как найти нормальность раствора?

Формула, которую мы разобрали выше, имеет чисто прикладной характер. Все величины, приведённые в ней, легко вычисляются на практике. На самом деле вычислить нормальность раствора очень легко, зная некоторые величины: массу растворённого вещества, его формулу и объём раствора. Так как нам известна формула молекул вещества, то мы можем найти его молекулярную массу. Отношение массы навески растворённого вещества к его молярной массе будет равно числу моль вещества. А зная объём всего раствора, мы точно можем сказать, какая у нас молярная концентрация.

Следующая операция, которую нам нужно провести для того, чтобы вычислить нормальность раствора — это действие по нахождению фактора эквивалентности. Для этого нам нужно понять, сколько в результате диссоциации образуется частиц, способных присоединить протоны или ионы гидроксила. Например, в серной кислоте фактор эквивалетности равен 2, и, следовательно, нормальность раствора в этом случае вычисляется простым умножением на 2 его молярности.

Применение

В химической аналитике очень часто приходится расчитывать нормальность и молярность растворов. Это очень удобно для вычиления молекулярных формул веществ.

Что ещё почитать?

Чтобы лучше понять, что такое нормальность раствора, лучше всего открыть учебник по общей химии. А если вы уже знаете всю эту информацию, вам стоит обратиться к учебнику по аналитической химии для студентов химических специальностей.

Заключение

Благодаря статье, думаем, вы поняли, что нормальность раствора — это форма выражения концентрации вещества, которой пользуются в основном в химическом анализе. И теперь ни для кого не секрет, как она вычисляется.

fb.ru

Формула нормальности раствора в химии

Определение и формула нормальности раствора

На практике нормальность раствора по аналогии с молярной концентрацией выражают в моль/л. Так, например, с(H₂SO₄) = 1 моль/л, с(KOH) = 0,01 моль/л. При с(В) = 1 моль/л раствор называют нормальным, при с(В) = 0,01 моль/л – сантимолярным и т.д. Приняты и такие обозначения: 1 н. раствор H₂SO₄; 0,01 н. раствор KOH.

Моль вещества эквивалента содержит 6,02×10²³ эквивалентов.

Пользуясь растворами, концентрация которых выражена нормальностью, легко заранее рассчитать, в каких объемных отношениях они должны быть смешаны, чтобы растворенные вещества прореагировали без остатка. Пусть V₁ л раствора вещества 1 с нормальностью N₁ реагирует с V₂ л раствора вещества 2 с нормальностью N₂. Это означает, что в реакцию вступило N₁×V₁ эквивалентов вещества 1 и N₂×V₂ эквивалентов вещества 2. Но вещества реагируют в эквивалентных количествах, следовательно:

N₁×V₁ = N₂×V₂;

V₁ :V₂ = N₁ : N₂.

Таким образом, объемы растворов реагирующих веществ обратно пропорциональны их нормальностям.

На основании этой зависимости можно не только вычислять требуемые для проведения реакций объемы растворов, но и обратно, по объемам затраченных на реакцию растворов находить их концентрации.

Примеры решения задач

Понравился сайт? Расскажи друзьям!

ru.solverbook.com

НОРМАЛЬНОСТЬ РАСТВОРА — это… Что такое НОРМАЛЬНОСТЬ РАСТВОРА?



НОРМАЛЬНОСТЬ РАСТВОРА

физ. величина, равная отношению эквивалентного количества вещества (растворённого) к объёму р-ра. Обозначение, принятое в химии, — н. Единица Н. р. (в СИ) — моль/м³. В химии применяют внесистемную единицу — моль/л; 1 моль/л = 10³ моль/м³. Так. запись 2н H₂SO₄ означает двухнормальный р-р серной к-ты, в 1 л к-рого содержится эквивалентное кол-во растворённого в-ва, равное 1 молю Н₂SО₄ (при основности к-ты, равной 2), или ~98 г H₂SO₄. **

Большой энциклопедический политехнический словарь. 2004.

• НОРМАЛЬНОЕ УСКОРЕНИЕ
• НОРМАЛЬНЫЕ КОЛЕБАНИЯ

Смотреть что такое «НОРМАЛЬНОСТЬ РАСТВОРА» в других словарях:

• нормальность (раствора) — — [А.С.Гольдберг. Англо русский энергетический словарь. 2006 г.] Тематики энергетика в целом EN normalityN …   Справочник технического переводчика

• НОРМАЛЬНОСТЬ — раствора концентрация раствора, выраженная числом грамм эквивалентов растворенного вещества, содержащегося в 1 л раствора …   Большой Энциклопедический словарь

• НОРМАЛЬНОСТЬ — раствора, концентрация р ра, выраженная числом хим. эквивалентов растворённого в ва, содержащегося в 1 л р ра …   Естествознание. Энциклопедический словарь

• нормальность — раствора, концентрация раствора, выраженная числом химических эквивалентов растворённого вещества, содержащегося в 1 л раствора. * * * НОРМАЛЬНОСТЬ НОРМАЛЬНОСТЬ раствора, концентрация раствора, выраженная числом грамм эквивалентов растворенного… …   Энциклопедический словарь

• Нормальность —         в химии, концентрация раствора, выраженная числом грамм эквивалентов растворённого вещества, содержащегося в 1 л раствора. Способ выражения концентрации растворов через Н. широко используется в аналитической химии. См. также Грамм… …   Большая советская энциклопедия

• Приготовление 0,2 н раствора соли Мора — 2. Приготовление 0,2 н раствора соли Мора Для приготовления 0,2 н раствора помещают 80 гс соли Мора (используют только голубые кристаллы, сильно побуревшие отбрасывают), в колбу емкостью 1 л и заливают 1 н раствором серной кислоты примерно на 2/3 …   Словарь-справочник терминов нормативно-технической документации

• Концентрация раствора — Концентрация величина, характеризующая количественный состав раствора. Согласно правилам ИЮПАК, концентрацией растворённого вещества (не раствора) называют отношение количества растворённого вещества или его массы к объёму раствора (моль/л, г/л) …   Википедия

• ГОСТ 23740-79: Грунты. Методы лабораторного определения содержания органических веществ — Терминология ГОСТ 23740 79: Грунты. Методы лабораторного определения содержания органических веществ оригинал документа: Гумус Сложный агрегат темноокрашенных аморфных продуктов преимущественно биохимического разложения отмерших остатков… …   Словарь-справочник терминов нормативно-технической документации

• КРОВЬ — КРОВЬ, жидкость, заполняющая артерии, вены и капиляры организма и состоящая из прозрачной бледножелтоват. цвета плаз мы и взвешенных в ней форменных элементов: красных кровяных телец, или эритроцитов, белых, или лейкоцитов, и кровяных бляшек, или …   Большая медицинская энциклопедия

• Концентрация растворов — Концентрация   величина, характеризующая количественный состав раствора. Согласно правилам ИЮПАК, концентрацией растворённого вещества (не раствора) называют отношение количества растворённого вещества или его массы к объёму раствора (моль/л …   Википедия

dic.academic.ru

Концентрация растворов — это… Что такое Концентрация растворов?

Концентрация  — величина, характеризующая количественный состав раствора.

Согласно правилам ИЮПАК, концентрацией растворённого вещества (не раствора) называют отношение количества растворённого вещества или его массы к объёму раствора (моль/л, г/л), то есть это отношение неоднородных величин.

Те величины, которые являются отношением однотипных величин (отношение массы растворённого вещества к массе раствора, отношение объёма растворённого вещества к объёму раствора), правильно называть долями. Однако на практике для обоих видов выражения состава применяют термин концентрация и говорят о концентрации растворов.

Существует много способов выражения концентрации растворов.

Массовая доля

Массовая доля — отношение массы растворённого вещества к массе раствора. Массовая доля измеряется в долях единицы или в процентах.

,

где:

• m₁ — масса растворённого вещества, г ;
• m — общая масса раствора, г .

Массовое процентное содержание компонента, m%

m_%=(m_i/Σm_i)*100

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 2 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 235 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 — отношение объёма растворённого вещества к объёму раствора. Объёмная доля измеряется в долях единицы или в процентах.

,

где:

• V₁ — объём растворённого вещества, л;
• V — общий объём раствора, л.

Как и 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)

Молярная концентрация — количество растворённого вещества (число молей) в единице объёма раствора. Молярная концентрация в системе СИ измеряется в моль/м³, однако на практике её гораздо чаще выражают в моль/л или ммоль/л. Также распространено выражение в «молярности». Возможно другое обозначение молярной концентрации , которое принято обозначать М. Так, раствор с концентрацией 0,5 моль/л называют 0,5-молярным. Примечание: единица «моль» не склоняется по падежам. После цифры пишут «моль», подобно тому, как после цифры пишут «см», «кг» и т. д.

,

где:

Нормальная концентрация (мольная концентрация эквивалента, или просто «нормальность»)

Нормальная концентрация — количество эквивалентов данного вещества в 1 литре раствора. 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.

,

где:

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

Мольная доля — отношение количества молей данного компонента к общему количеству молей всех компонентов. Мольную долю выражают в долях единицы.

,

где:

• ν_i — количество i-го компонента, моль;
• n — число компонентов;

Моляльность (молярная весовая концентрация, моляльная концентрация)

Моляльность — 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.

,

где:

Следует обратить особое внимание, что несмотря на сходство названий, молярная концентрация и моляльность — 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.

Титр раствора

Титр раствора — масса растворённого вещества в 1 мл раствора.

,

где:

• m₁ — масса растворённого вещества, г;
• V — общий объём раствора, мл;

В аналитической химии обычно концентрацию титранта пересчитывают применительно к конкретной реакции титрования таким образом, чтобы объём использованного титранта непосредственного показывал массу определяемого вещества; то есть титр раствора показывает, какой массе определяемого вещества (в граммах) соответствует 1 мл титрованного раствора.

Весообъёмные проценты

Соответствуют отношению массы одной части вещества (например, 1 г) к 100 частям объёма раствора (например, к 100 мл).^[1] Этот способ выражения используют, например, в спектрофотометрии, если неизвестна молярная масса вещества или если неизвестен состав смеси, а также по традиции в фармакопейном анализе.^[2]

Другие способы выражения концентрации растворов

Существуют и другие, распространённые в определённых областях знаний или технологиях, методы выражения концентрации. Например, в фотометрии часто используют массовую концентрацию, равную массе растворённого вещества в 1 л раствора. При приготовлении растворов кислот часто указывают, сколько объёмных частей воды приходится на одну объёмную часть концентрированной кислоты (например, 1:3). Концентрация загрязнений в воздухе может выражаться в частях на миллион (ppm). 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

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 растворов к другим

От массовой доли к молярности:

,

где:

• ρ — плотность раствора, г/л;
• ω — массовая доля растворенного вещества в долях от 1;
• M₁ — молярная масса растворенного вещества, г/моль.

От молярности к нормальности:

,

где:

От массовой доли к титру:

,

где:

• ρ — плотность раствора, г/л;
• ω — массовая доля растворенного вещества в долях от 1;

От молярности к титру:

,

где:

• M — молярность, моль/л;
• M₁ — молярная масса растворенного вещества, г/моль.

От молярности к моляльности:

,

где:

• M — молярность, моль/л;
• ρ — плотность раствора, г/мл;
• M₁ — молярная масса растворенного вещества, г/моль.

От моляльности к мольной доле:

,

где:

• m_i — моляльность, моль/кг;
• M₂ — молярная масса растворителя, г/моль.

Наиболее распространённые единицы

Эта статья содержит незавершённый перевод с английского языка. Вы можете помочь проекту, переведя её до конца.

Примечания

dic.academic.ru

Формула концентрации раствора в химии

Определение и формула концентрации раствора

Наиболее распространены следующие способы выражения концентрации раствора.

Массовая доля – отношение (обычно – процентное) массы растворенного вещества к массе раствора:

w = m_solute / m_solution× 100%.

Например, 15: (масс.) водный раствор хлорида натрия – это такой раствор, в 100 единицах массы которого содержится 15 единиц массы NaCl и 85 единиц массы воды.

Молярная доля – это отношение количества растворенного вещества (или растворителя) к сумме количеств всех веществ, составляющих раствор. В случае раствора одного вещества в другом молярная доля растворенного вещества (N₂) равна:

N₂ = n₂ / (n₁ + n₂),

а молярная доля растворителя (N₁):

N₁ = n₁ / (n₁ + n₂),

где n₁иn₂ – соответственно количество вещества растворителя и растворенного вещества.

Молярная концентрация, или молярность – отношение количества растворенного вещества к объему раствора:

С_М = n / V.

Обычно молярность обозначается С_Мили (после численного значения молярности) М. Так, 2М H₂SO₄ означает раствор, в каждом литре которого содержится 2 моля серной кислоты, т.е. С_М = 2 моль/л.

Моляльная концентрация, или моляльность – это отношение количества растворенного вещества к массе растворителя:

m = n_solute / m_solvent.

Обычно моляльность обозначается буквой m. Так, для раствора серной кислоты запись m = 2 моль/кг (воды) означает, что в этом растворе на каждый килограмм растворителя (воды) приходится 2 моля серной кислоты. Моляльность раствора в отличие от его молярности не изменяется при изменении температуры.

Нормальность раствора (нормальная концентрация, молярная концентрация эквивалента) С_Н(Х) – это отношение количества вещества эквивалента, содержащегося в растворе, к объему этого раствора [моль / м³]. На практике нормальность раствора по аналогии с молярной концентрацией выражают в моль/л. Так, например, с(H₂SO₄) = 1 моль/л, с(KOH) = 0,01 моль/л. При с(В) = 1 моль/л раствор называют нормальным, при с(В) = 0,01 моль/л – сантимолярным и т.д. Приняты и такие обозначения: 1 н. раствор H₂SO₄; 0,01 н. раствор KOH.

Эквивалентом называется реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединять, высвобождать или быть каким-либо другим способом эквивалентна одному иону водорода в кислотно-основных или ионообменных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях. Моль вещества эквивалента содержит 6,02×10²³ эквивалентов.

Титр раствора – это масса вещества, содержащаяся в одном кубическом сантиметре (одном миллилитре) раствора [г/мл]. Обычно обозначается буквой Т. Например, T(HCl) = 0,02 г/мл означает, что в 1 мл раствора содержится 0,02 г соляной кислоты.

Примеры решения задач

ru.solverbook.com

Нормальные растворы

Нормальным называют раствор, в 1 л которого содержится 1 моль эквивалентов растворенного вещества. Эквивалент кислоты численно равен ее молекулярной массе, деленной на основность. Эквивалент основания равен его молекулярной массе, деленной на число гидроксид-ных групп. Эквивалент соли равен ее молекулярной массе, деленной на число атомов металла, входящего в состав соли, и на валентность этого металла. Нормальные растворы готовят так же, как молярные растворы, разница состоит лишь в том, что растворяемого вещества берут не 1 моль, а 1 эквивалент.[ …]

Нормальный раствор — это раствор, содержащий 1 грамм-эквивалент соответствующего реагента в 1 л. Используются также растворы концентрации, большей или меньшей однонормального [2 н., (1/Ю) н., (1/25) н., (1/100) н. и т. д.].[ …]

Нормальные растворы. Нормальный раствор содержит один грамм-эквивалент химического вещества в 1 л раствора.[ …]

Н -нормальность раствора соляной кислоты.[ …]

Н — нормальность растворов кода ж тиосульфата натрия.[ …]

Нм[ …]

НК О — нормальность раствора бихромата калия Н-солп Мора- нормальность раствора соли Мора.[ …]

Проверка нормальности раствора щелочи по титрованному раствору кислоты. В три конические колбочки отмеряют бюреткой по 20 — 25 мл титрованного раствора НС1 или h3S04 и титруют раствором NaOH до изменения окраски метилового оранжевого.[ …]

В вытяжку нормальным раствором минеральной кислоты (как и в случае марганца и меди) переходят следующие количества кобальта (в мг на 100 г): в дерново-подзолистых почвах 0,012—0,30, черноземных 0,11—0,22, каштановых 0,11—0,60, бурых 0,057—0,225, сероземах 0,09—0,15. Но, разумеется, только часть этих соединений можно считать доступными растениям. Поступление кобальта с другими удобрениями в почву незначительное, например с 1 кг навоза попадает в почву только 1 мг этого микроэлемента.[ …]

Раствор гипса (3 г гипса растворяют в 1 л воды в течение 3—4 часов при частом помешивании, фильтруют через плотный фильтр, берут 4 пробы фильтрата по 20 мл и определяют концентрацию кальция с помощью щавелевокислого аммония), щелочная смесь, т. е. отдельно приготовленные точные 0,1-нормальные растворы МагСрз и NaOH (перед осаждением кальция Ка2СОз и NaOH смешивают в соотношении 2:1 и берут для анализа необходимое количество этой смеси), 0,1-нормальный раствор HCl, метилоранж.[ …]

Реактивы. 1-нормальный раствор НС1, метилоранж, 0,1-нормальный раствор щелочи (КОН или NaOH).[ …]

Реактивы. 0,1-нормальный раствор НС1, фенолфталеин, 0,1-нормальный раствор щелочи.[ …]

Реактивы: 1. 1-нормальный раствор хлористого калия приготовляют, растворяя 75 г этой соли (химически чистого — х. ч. или чистого для анализа — ч. д. а.) в 1 л воды. Реакция раствора должна быть 5,5—6 pH. Если реакция иная, то добавлением нескольких капель, разбавленных НС1 (если реакция >6 pH) или ЫаОН (если реакция[ …]

Титрованные растворы. Для удобства вычисления в определениях объемными методами в качестве единицы концентрации принимают нормальный раствор.[ …]

Реактивы. 0,33-нормальный раствор кислого виннокислого натрия, фенолфталеин, 0,1-нормальный раствор №ОН.[ …]

Определение нормальности раствора AgN03. Для определения нормальности раствора AgN03 пользуются точными растворами NaCl. Для 0,1 и 0,05 N растворов AgN03 применяют 0,05 jV раствор NaCl, а для 0,02 N раствора AgN03 — 0,02 N раствор NaCl.[ …]

Установление нормальности раствора НС1 по тетраборату натрия.[ …]

Соль Мора ОД н. раствор: 39,2 г Ре Н-Ог-(БС Ь-НгО ч. д. а. растворяют в 1 л дистиллированной воды, содержащей 20 мл концентрированной Нг504. Нормальность раствора соли Мора устанавливается по ОД н. раствору перманганата калия.[ …]

Реактивы. 10%-ный раствор аммиака, азотная кислота удельного веса 1,4, насыщенный раствор азотнокислого аммония, молибденовый реактив, лакмусовая бумага, 0,3265-нормальный раствор КОН, фенолфталеин, 0,3265-нормальный раствор серной кислоты.[ …]

Реактивы. 10%-ный раствор НС1 или КОН, 1-нормальный раствор КС1 (74,56 г соли растворяют в 400—500 ил дистиллированной воды и доводят ее до объема 1 л, раствор должен иметь pH 5,6—6, в противном случае добавляют немного по каплям 10%-ного раствора НС1 или КОН до получения заданного значения pH).[ …]

К — коэффициент нормальности раствора тиосульфата натрия.[ …]

Реактивы.. 1. 0,2 н. раствор соляной кислоты. Его готовят, разбавляя в 5 раз нормальный раствор соляной кислоты (см. стр. 233).[ …]

Приготовление титрованных растворов. Титрованными называются такие растворы, в единице объема которых содержится вполне определенное количество растворенного вещества. Титром принято называть содержание вещества в граммах в 1 мл раствора. Наибольшее распространение в аналитической химии получили нормальные растворы (содержащие й мг-экв. вещества в 1 мл) или являющиеся долями нормальных (0,1—0,05 н. и т. д.). Они удобны тем, что реагируют в равных объемах, если принадлежат к одинаковой нормальности. Например, 1 мл 0,1 н. раствора кислоты (все равно какой) требует для своей нейтрализации 1 мл 0,1 н. щелочи (любой). На этом методе нейтрализации построены многие количественные определения в различных разделах химии, в том числе и агрономической.[ …]

Для приготовления молярных или нормальных растворов можно брать как безводную соль, так и кристаллогидрат. Различие будет состоять только в количестве соли, которое берется для растворения. Так, например, для приготовления 1 л 0,1-молярного раствора хлористого бария можно взять или 20,83 г безводной соли, или 24,43 г кристаллогидрата ВаС12-2Н20. Соль растворяют в мерной колбе и доводят объем жидкости до метки.[ …]

Если объем пробы воды составляет 100 мл, а нормальность раствора кислоты 0,02 п., то 1 мл расходуемого стандартного раствора соответствует 10 мг/л щелочности.[ …]

У4 — объем исследуемой пробы воды, ем3; п—нормальность раствора КМп04.[ …]

Весьма удобна заблаговременная заготовка концентрированного раствора едкого натра 1:1, сохраняемого в склянке с резиновой пробкой с двумя отверстиями: одно, закрытое стеклянной палочкой, позволяет опустить в склянку конец пипетки или сифона для слива отстоявшейся крепкой щелочи, в другое проходит короткая стеклянная трубка, соединенная с трубкой с натронной известью. При продолжительном стоянии крепкий раствор щелочи осветляется полностью и может быть отси-фонен. Удельный вес 50%-ной №аОН при 15° С равен 1,53; для получения 1 л нормального раствора необходимо около 60 мл крепкого раствора. Буферная смесь приготовляется смешением 0,1 н. раствора буры и 0,1 н. раствора КаОН в соотношениях, указанных в табл. 10.[ …]

В соответствии с Международной системой единиц для объемных и нормальных растворов концентрация приводится в 1 дм3, что вполне допустимо для практических целей (1 л = 1,000 028 дм3).[ …]

Один немецкий градус карбонатной жесткости соответствует 2,8 мг/л нормального раствора щелочи.[ …]

Первые две недели после высадки рассады используют разведенный двое питательный раствор ( № 30). Затем до 8-й недели растениям дают раствор нормальной концентрации, с 8-й до 12-й недели применяют раствор полуторной концентрации. В дальнейшем растения развиваются на нормальном растворе. Оптимальный pH для помидоров равен 6.[ …]

Реактивы — те же, что и для определения магния в ацетатно-буферных вытяжках, но стандартный раствор приготавливают на нормальном растворе хлористого калия.[ …]

Определение повторяют 2 раза и, если расхождение не превышает 0,02—0,03 мл, находят среднее арифметическое. Определение нормальности раствора НС1 следует производить не реже 2 раз в месяц.[ …]

Другой способ состоит в определении того количества щелочи или кислоты, которое необходимо для нейтрализации определенного объема сточной воды. Для этого пользуются нормальными растворами щелочей или кислот. Нормальным называется раствор, в 1 л которого содержится 1 г • же (грамм-эквивалент) растворенного вещества. При этом способе количество раствора, необходимого для нейтрализации, например, щелочной воды, не зависит от того, какая будет применена для этого кислота. Бытовые воды при определении по этому способу имеют слабощелочную реакцию — не более 12 см3 нормального раствора на 1 л.[ …]

Установить кислотность или щелочность сточной воды можно также путем определения того количества щелочи или кислоты, которое необходимо для нейтрализации воды. Для этого пользуются нормальными растворами щелочей или кислот. Нормальным называется раствор, содержащий в 1 л 1 грамм-эквивалент растворенного вещества.[ …]

Ряд авторов изучали изменение степени полимеризации под влиянием гидролизующих веществ. Штаудингер и Соркин 1172] определяли влияние гидролизующих веществ на степень полимеризации целлюлозы с исходным значением СП — 1650. В нормальных растворах при 53” деградация возрастала в следующей последовательности: вода[ …]

Интенсивность ассимиляции углерода в различные часы дня определялась по поглощению углекислоты зеленой частью растении в камере, через которую воздух протягивался аспиратором. Поглощение остатка углекислоты производилось в поглотителе А. А. Рихтера (Новиков, 1947) 1/2- нормальным раствором барита. Остаток барита оттитровынался /■¿г, нормальным раствором щавелевой кислоты.[ …]

По нашим исследованиям, усвояемость магния растениями из почвы зависит не только от его содержания, но и от обменной кислотности. Поэтому определять магний удобнее в той же вытяжке, в которой устанавливают обменную кислотность. В качестве вытеснителя магния из почвы используют нормальный раствор хлористого калия. Калий этого раствора вытесняет значительную часть обменного магния, а также и воднорастворимый магний.[ …]

Источником неприятного запаха сточных вод являются меркаптаны, изонитрилы и другие соединения, причем этот запах устойчив даже при очень большом разбавлении. На одном нефтеперерабатывающем заводе отработанная щелочь после защелачивания бензина и котельного топлива имела щелочность 1700 мл нормального раствора соляной кислоты на 1 л щелочи. Концентрация фенолов в отработанной щелочи равнялась 23 г/л, БПКб — 51 г/л. Выход отработанной щелочи на заводе составлял 15 м3 ¡сутки [32].[ …]

Все методы определения в почве доступного растениям калия основываются на извлечении из нее обменного калия, адсорбционно удерживаемого коллоидными частицами. Одновременно учитывается, конечно, и воднорастворимый калий. В качестве вытеснителей обменного калия из дерново-подзолистых почв наиболее распространены нормальные растворы хлористого натрия и уксуснокислого аммония. Но для большинства черноземов лучше подходит 0,2 н. раствор соляной кислоты. Карбонатные почвы (южные черноземы, каштановые почвы, сероземы и др.) для определения доступного калия обрабатывают 0,2 н. раствором углекислого аммония.[ …]

К основным свойствам ионообменных мембран и процессам, происходящим с их участием, относят набухаемость, осмотический перенос, диффузию, селективность, мембранное равновесие, мембранные потенциалы, электрическую про-, водимость и др. Так как ток переносится в электродиализных аппаратах потоком ионов, проводимость системы зависит от числа ионов в обрабатываемой воде, т. е. от нормальности раствора электролита. Если отношение плотности тока к нормальности будет чрезмерно большим, то не будет хватать ионов для переноса тока. Это явление наблюдается прежде всего на границах раздела мембраны с раствором в обессоливающих камерах и называется поляризацией или обеднением заряженного слоя. Поляризация — важнейший фактор, ограничивающий плотность тока, а следовательно, эффективность процесса.[ …]

ru-ecology.info

Нормальность растворов — Справочник химика 21

    Нормальность растворов. Грамм-эквивалент 211 [c.211]

    Нормальность растворов. Грамм-эквивалент [c.210]

    Концентрации растворов выражают в весовых процентах — число граммов вещества, содержащихся в 100 г раствора молях на 1 л раствора грамм-эквивалентах на 1 л раствора (нормальные растворы). [c.72]

    Расчет. Как известно, жесткость воды выражается числом миллиграмм-эквивалентов кальция и магния в 1 л воды. Если нормальность раствора комплексона III равна N, то каждый миллилитр его соответствует N миллиграмм-эквивалентам указанных металлов во взятом для определения объеме воды. Сделав пересчет на 1 л воды, получают общую жесткость ее в миллиграмм-эквивалентах. [c.340]

    Нормальность растворов. Грамм-эквивалент 213 [c.213]

    Дайте определения понятий грамм-эквивалент , миллиграмм-эквива-леит и нормальность раствора . [c.229]

    Найти нормальность раствора НС1, если титр его равен 0,003592 г мл. Ответ 0,09851. [c.230]

    Нормальность раствора обозначается буквой п., перед которой ставят число, показывающее, какая часть грамм-эквивалента взята для приготовления 1 л раствора. [c.126]

    Щавелевая кислота в данной реакции превращается в среднюю соль Na2 204, т. е. ведет себя как кислота двухосновная. Следо- вательно, грамм-эквивалент щавелевой кислоты равен V2 грамм-молекулы ее, т. е. 63,03 г. Во взятой навеске щавелевой кислоты содержится 0,1590 63,03 г-экв. С другой стороны, если искомая нормальность раствора NaOH равна N, то это значит, что в 1 л его содержится N г-экв, а в I мл N 1000 г-экв NaOtl [c.225]

    Удобство такого способа вычислений при массовых анализах, когдл, вычислив один раз титр рабочего раствора г о определяемому веществу, находят количество этого вещества простым умножением титра на израсходованный объем раствора. Очевидно. Такой способ широко применяется в лабораториях, где приходится иметь дело С массовыми определениями одного и того, же элемента в большом количестве проб. Наоборот, в тех случаях, когда определения не носят массового характера и данный титрованный раствор применяется для определения не одного и того же, а различных элементов, вычислять результаты анализов удобнее, исходя из нормальности раствора. [c.227]

    При приготов/ -НИИ раствора тиосульфата исходят из величины его грамм-эквивалента, равной 248,2 г, и нормальности раствора (около 0,02) и учитывают все сделанные выше указания. [c.402]

    Вычисление. Найдя нормальность раствора, вычисляют, сколько грамм-эквивалентов меди содержится в исследуемом растворе. [c.409]

    Таким образом, нормальность раствора NaOH равна 0,1026. Отсюда легко найти и титр NaOH. Он равен  [c.225]

    В(>дородная ошибка титрования. Предположим, что показатель титрования индикатора рТ, нормальность титруемой сильной кислоты Л , рбъем ее У мл а общий объем раствора в конце титрования мл. Каждый миллилитр N нормального раствора содержит N 1000 грамм-эквивалентов кислоты. Таким образом, всего взято для титрования КУ] 1000 грамм-эквивалентов кислоты, содержащих столько же грамм-ионов Н Подсчитаем теперь, сколько грамм-ионов Н останется неоттитрованными. Титрование заканчивается при pH, равном рТ взятого индикатора, например, при pH 4 для метилового оранжевого или при pH 9 для ф нолфталеина и т. д. Но поскольку pH = —[Н+], указанным величинам )Н отвечают концентрации ионов Н, равные соответственно [Н ] = 10 Н+] = 10″ г-ион/л и т. д. Отсюда ясно, что концентрация оставшихся неоттитрованными Н -ионов равна [Н+] = Ю Р г-ион/л. В образовавшемся после окончания тнтрования объеме 1 2 мл раствора число грамм-ионов Н+ равно Ш Р /1000. [c.287]

    Следовательно, на реакцию с сульфитом потребовалось 40,00—16,83 = 23,17 мл раствора иода. Отсюда вычисляют нормальность раствора сульфита, количество его в навеске и процентное содержание в анализируемом образце. [c.411]

    Зная нормальность раствора, очень легко перейти к его титру по определяемому веществу. В данном случае, если нормальность раствора AgNOa равна, например, 0,1100, то I мл его содержит 0,1100/1000 г-экв AgNOa и реагирует с таким же количеством [c.226]

    Зная нормальность раствора иода и затраченные на титрование объемы растворов его и тиосульфата, можно найти нормальность и титр раствора ЫагЗгОз. Наоборот, по известной нормальности или титру раствора ЫагЗгОз можно подсчитать нормальность и титр раствора иода. [c.397]

    Если нормальность растворов различна, то раствора, нормальность которого больше, пойдет при титровании в соответствующее число раз меньше по объему. Например, на нейтрализацию 20 мл [c.214]

    Как видно из уравнения, при реакции расходуются Н+-ионы и выделяется эквивалентное количество иода. Выделившийся иод оттитровывают тиосульфатом и по затраченному объему и нормальности раствора его вычисляют нормальность и титр соот)зет-ствующего раствора кислоты .  [c.399]

    Ввиду того, что нормальные растворы для большинства аналитических работ слишком концентрированы, обычно готовят более разбавленные растворы. [c.126]

    Обозначив искомую нормальность раствора НС1 через N и пользуясь выведенным выше правилом, согласно которому произведения из объемов растворов на их нормальность должны быть одинаковыми для обоих реагирующих веществ, можно написаты [c.299]

    Удобство пользования точно 0,1 и. или точно 0,02 и. и т. д. растворами заключается в том, что при одинаковой нормальности растворов реакции идут между равными объемами их. Например, па титрование 25,00 мл 0,1 и. раствора любой щелочи пойдет как раз такой же объем 0,1 н. раствора любой кислоты и т. д. [c.214]

    Из этого определения видно, что понятие нормальность раствора тесно связано с понятием грамм-эквивалент , являющимся одннм из важнейших понятий титриметрического анализа. Поэтому остановимся на нем подробнее. [c.210]

    Нормальные растворы реагируют один с другим в одинаковых объемах. Это значит, что если имеются растворы различных веществ одинаковой нормальности, то 1 одного раствора точно соответствует 1 мл другого раствора. Если же растворы реагируют не в одинаковых объемах, значит нормальность их различна. [c.126]

    Обычно при объемном анализе пользуются не молярными, а нормальными растворами. Нормальным раствором называется такой раствор, в 1 л которого растворен один грамм-эквивалент (г-же) вещества. Грамм-эквивалентом какого-либо вещества называется такое весовое количество его в граммах, которое в данном уравнении реакции соответствует одному грамм-атому водорода. [c.126]

    Например, нормальный раствор содержит в I л i г-же вещества 0,5 н. раствора содержит в 1 л 0,5 г-дкв вещества 0,1 н. раствор содержит в 1 л 0,1 г-экв вещества. Соответственно эти растворы называются нормальными, полунормальными, децинормальными. [c.126]

    Чтобы не прибавлять ВаСЬ наугад, лучше всего предварительно определить содержание Naa Oa в приготовленном растворе щелочи (см. 71). Найдя таким образом нормальность раствора N32 03, легко рассчитать требуемый для осаждения объем 2 н. раствора ВаСЬ. Так, если нормальность раствора Naa Oa оказалась равной 0,01, то можно составить равенство  [c.305]

    Вычисление. По данной нормальности раствора КВгОз вычисляют титр его по сурьме  [c.414]

    Расчет. По израсходованным на титрование объемам растворов KMnOi и исходного вещества и нормальности его раствора обычным способом находят нормальность раствора перманганата. [c.382]

    Чему равна нормальность растворов, содержащих в 1 л а) 4,0106 г НС1 б) 4,8059 г HjSO,  [c.230]

    Как всегда, первое титрование проводят ориентировочно, с точностью до 1 мл, после чего 3 раза оттитровывают раствор точно. Из полученных отсчетов (которые должны различаться не более чем на 0,1 мл) берут среднее. По затраченным при титровании объемам растворов и известной нормальности раствора щавелевой кислоты вычисляют нормальность раствора NaOH. [c.307]

    В качестве рабочего раствора применяют 0,1 и. раствор Hg(N03)2- Для его приготовления взвещивают на технических весах 17 г Hg(N03)2 V2h3O, переносят навеску в мерную колбу емкостью 1 л, приливают около 2 мл концентрированной HNO3 (для предупреждения гидролиза соли ртути) и немного воды. Когда соль полностью растворится, доводят объем раствора до метки водой и хорошо перемешивают. Нормальность раствора устанавливают по 0,1 н. раствору Na l точно известного титра. При этом 20,00— [c.336]

    Найдя таким образом объемы раствора НС1, затраченные на нейтрализацию NaOH и ЫагСОз, обычным способом вычисляют нормальность раствора относительно этих веществ. Так, нормальность раствора по Naa 03 равна  [c.301]

    Вычисление. Найдя обычным способом величину нормальности раствора AgNOa, пересчитывают ее на титр AgNOa по. хлору. Например, если нормальность раствора AgNOa оказалась равной 0,1012, то [c.330]

    Вычисление. Нормальность раствора Nh5S N и титр его по серебру вычисляют, пользуясь обычным способом. [c.331]

    Титрование повторяют еще 1—2 раза и из полученных сходящихся отсчетов берут среднее. По известной нормальности ЫааЗгОз вычисляют нормальность раствора иода. [c.409]

    Вычисление. Обычным способом находят нормальность раствора ЫаДзОг и содержание мышьяка в растворе в граммах. При реакции мышьяк(П1) окисляется до мышьяка (V), отдавая 2 электрона, поэтому 1 грамм-эквивалент его равен  [c.410]

    Для анализа точную навеску перекиси водорода разбавляют в мерной колбе емкостью 250 мл с таким расчетом, чтобы получился приблизительно 0,02 н. раствор. Аликвотную часть его (25,00 мл) подкисляют 5—10 мл раствора серной кислоты и титруют перманганатом. Повторив титрование 2—3 раза, из сходящихся результатов берут среднее и обычным способом вычисляют нормальность раствора НоОг. После этого находят общее количе- [c.386]

    Вследствие этого нормальность раствора тиосульфата сначала несколько возрастает. Действительно, при взаимодействии с I2 грамм-эквивалент ЫагЗгОз равен 1 моль, а грамм-эквивалент NaHSOs равен V2 моль. Следовательно, из 1 грамм-эквивалента NajSjOa (по приведенной выше реакции) получается 2 грамм-эквивалента NaHSOs. [c.401]

    Пользуясь формулой — МгУг, по известной нормальности раствора бихромата и по израсходованным объемам растворов вычисляют искомую нормальность раствора тиосульфата. [c.406]

    Как изменится нормальность раствора тиосульфата, если под влиянием СО2 1% от общего количества его разложится с образованием NaHSOs  [c.418]

---

Аналитическая химия (1973) — [ c.41 , c.342 , c.344 , c.345 , c.353 ]

Общая химия (1979) — [ c.204 , c.205 ]

Химический анализ в металлургии Изд.2 (1988) — [ c.131 , c.133 , c.137 , c.138 , c.149 , c.156 , c.157 , c.163 , c.167 ]

Справочник по аналитической химии (1979) — [ c.470 ]

Справочник по аналитической химии (1975) — [ c.426 ]

Справочник по аналитической химии (1962) — [ c.266 ]

Справочник по английской химии (1965) — [ c.366 ]

Аналитическая химия (1965) — [ c.439 ]

Курс качественного химического полумикроанализа 1973 (1973) — [ c.53 ]

Общая химия 1982 (1982) — [ c.214 ]

Общая химия 1986 (1986) — [ c.207 ]

Основы аналитической химии Книга 1 (1961) — [ c.31 , c.32 ]

Неорганическая химия (1978) — [ c.130 ]

Справочник по аналитической химии Издание 4 (1971) — [ c.426 ]

Общая химия Издание 18 (1976) — [ c.211 ]

Общая химия Издание 22 (1982) — [ c.214 ]

Справочник по аналитической химии Издание 3 (1967) — [ c.366 ]

---

chem21.info