Как приготовить однонормальный раствор

Экология СПРАВОЧНИК

Информация

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.[ . ]

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< борная кислота<бисульфит иатрижуксусная кислота<муравьиная кислотах фосфорная кислота< бисульфат натрия < сер не я кислотам соляная кислота < азотная кислота. При обработке водой в течение 51 дня деградация была едва заметна, тогда как при обработке азотной кислотой величина СП нерастворенной части целлюлозы понижалось до 0,1 исходной величины.[ . ]

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.[ . ]

Расчеты при приготовлении водных растворов

Приблизительные растворы. При приготовлении приблизительных растворов количества веществ, которые должны быть взяты для этого, вычисляют с небольшой точностью. Атомные веса элементов для упрощения расчетов допускается брать округленными иногда до целых единиц. Так, для грубого подсчета атомный вес железа можно принять равным 56 вместо точного —55,847; для серы — 32 вместо точного 32,064 и т. д.

Смотрите так же:  Рыба запеченная по московский рецепт

Вещества для приготовления приблизительных растворов взвешивают на технохимических или технических весах.

Принципиально расчеты при приготовлении растворов совершенно одинаковы для всех веществ.

Количество приготовляемого раствора выражают или в единицах массы (г, кг), или в единицах объема (мл, л), причем для каждого из этих случаев вычисление количества растворяемого вещества проводят по-разному.

Пример. Пусть требуется приготовить 1,5 кг 15%-ного раствора хлористого натрия; предварительно вычисляем требуемое количе-ство соли. Расчет проводится согласно пропорции:

т. е. если в 100 г раствора содержится 15 г соли (15%), то сколько ее потребуется для приготовления 1500 г раствора?

Расчет показывает, что нужно отвесить 225 г соли, тогда воды иужио взять 1500 — 225 = 1275 г. ¦

Если же задано получить 1,5 л того же раствора, то в этом случае по справочнику узнают его плотность, умножают последнюю на заданный объем и таким образом находят массу требуемого количества раствора. Так, плотность 15%-нoro раствора хлористого натрия при 15 0C равна 1,184 г/см3. Следовательно, 1500 мл составляет

Следовательно, количество вещества для приготовления 1,5 кг и 1,5 л раствора различно.

Расчет, приведенный выше, применим только для приготовления растворов безводных веществ. Если взята водная соль, например Na2SO4-IOH2O1 то расчет несколько видоизменяется, так как нужно принимать во внимание и кристаллизационную воду.

Пример. Пусть нужно приготовить 2 кг 10%-ного раствора Na2SO4, исходя из Na2SO4 *10H2O.

Молекулярный вес Na2SO4 равен 142,041, a Na2SO4*10H2O 322,195, или округленно 322,20.

Расчет ведут вначале па безводную соль:

Следовательно, нужно взять 200 г безводной соли. Количество десятиводной соли находят из расчета:

Воды в этом, случае нужно взять: 2000 — 453,7 =1546,3 г.

Так как раствор не всегда готовят с пересчетом на безводную соль, то на этикетке, которую обязательно следует наклеивать на сосуд с раствором, нужно указать, из какой соли приготовлен раствор, например 10%-ный раствор Na2SO4 или 25%-ный Na2SO4*10H2O.

Часто случается, что приготовленный ранее раствор нужно разбавить, т. е. уменьшить его концентрацию; растворы разбавляют или по объему, или по массе.

Пример. Нужно разбавить 20%-ный раствор сернокислого аммония так, чтобы получить 2 л 5%-иого раствора. Расчет ведем следующим путем. По справочнику узнаем, что плотность 5%-ного раствора (NH4)2SO4 равна 1,0287 г/см3. Следовательно, 2 л его должны весить 1,0287*2000 = 2057,4 г. В этом количестве должно находиться сернокислого аммония:

Теперь можно подсчитать, сколько нужно взять 20%-ного рас* твора, чтобы получить 2 л 5%-ного раствора.

Полученную массу раствора можно пересчитать на объем его. Для этого массу раствора делят на его плотность (плотность 20%-ного раствора равна 1.1149 г/см3), т. е.

Учитывая, что при отмеривании могут произойти потери, нужно взять 462 мл и довести их до 2 л, т. е. добавить к ним 2000—462 = = 1538 мл воды.

Если же разбавление проводить по массе, расчет упрощается. Но вообще разбавление проводят из расчета на объем, так как жидкости, особенно в больших количествах, легче отмерить по объему, чем взвесить.

Нужно помнить, что при всякой работе как с растворением, так и с разбавлением никогда не следует выливать сразу всю воду в сосуд. Водой ополаскивают несколько раз ту посуду, в которой проводилось взвешивание или отмеривание нужного вещества, и каждый раз добавляют эту воду в сосуд для раствора.

Когда не требуется особенной точности, при разбавлении растворов или смешивании их для получения растворов другой концентрации можно пользоваться следующим простым и быстрым способом.

Возьмем разобранный уже случай разбавления 20%-ного раствора сернокислого аммония до 5%-ного. Пишем вначале так:

где 20 — концентрация взятого раствора, 0 — вода и 5’—-требуемая концентрация. Теперь из 20 вычитаем 5 и полученное значение пишем в правом нижнем углу, вычитая же нуль из 5, пишем цифру в правом верхнем углу. Тогда схема примет такой вид:

Это значит, что нужно взять 5 объемов 20%-ного раствора и 15 объемов воды. Конечно, такой расчет не отличается точностью.

Если смешивать два раствора одного и того же вещества, то схема сохраняется та же, изменяются только числовые значения. Пусть смешением 35%-ного раствора и 15%-ного нужно приготовить 25%-ный раствор. Тогда схема примет такой вид:

т. е. нужно взять по 10 объемов обоих растворов. Эта схема дает приблизительные результаты и ею можно пользоваться только тогда, когда особой точности не требуется.Для всякого химика очень важно воспитать в себе привычку к точности в вычислениях, когда это необходимо, и пользоваться приближенными цифрами в тех случаях, когда это не повлияет на результаты работы.Когда нужна большая точность при разбавлении растворов, вычисление проводят по формулам.

Разберем несколько важнейших случаев.

Приготовление разбавленного раствора. Пусть с — количество раствора, m%—концентрация раствора, который нужно разбавить до концентрации п%. Получающееся при этом количество разбавленного раствора х вычисляют по формуле:

а объем воды v для разбавления раствора вычисляют по формуле:

Смешивание двух растворов одного и того же вещества различной концентрации для получения раствора заданной концентрации. Пусть смешиванием а частей m%-ного раствора с х частями п%-ного раствора нужно получить /%-ный раствор, тогда:

Точные растворы. При приготовлении точных растворов вычисление количеств нужных веществ проверят уже с достаточной степенью точности. Атомные весы элементов берут по таблице, в которой приведены их точные значения. При сложении (или вычитании) пользуются точным значением слагаемого с наименьшим числом десятичных знаков. Остальные слагаемые округляют, оставляя после запятой одним знаком больше, чем в слагаемом с наименьшим числом знаков. В результате оставляют столько цифр после запятой, сколько их имеется в слагаемом с наименьшим числом десятичных знаков; при этом производят необходимое округление. Все расчеты производят, применяя логарифмы, пятизначные или четырехзначные. Вычисленные количества вещества отвешивают только на аналитических весах.

Взвешивание проводят или на часовом стекле, или в бюксе. Отвешенное вещество высыпают в чисто вымытую мерную колбу через чистую сухую воронку небольшими порциями. Затем из промывалки несколько раз небольшими порциями воды обмывают над воронкой бнже или часовое стекло, в котором проводилось взвешивание. Воронку также несколько раз обмывают из промывалки дистиллированной водой.

Для пересыпания твердых кристаллов или порошков в мерную колбу очень удобно пользоваться воронкой, изображенной на рис. 349. Такие воронки изготовляют емкостью 3, 6, и 10 см3. Взвешивать навеску можно непосредственно в этих воронках (негигроскопические материалы), предварительно определив их массу. Навеска из воронки очень легко переводится в мерную колбу. Когда навеска пересыпается, воронку, не вынимая из горла колбы, хорошо обмывают дистиллированной водой из промывалки.

Как правило, при приготовлении точных растворов и переведении растворяемого вещества в мерную колбу растворитель (например, вода) должен занимать не более половины емкости колбы. Закрыв пробкой мерную колбу, встряхивают ее до полного растворения твердого вещества. После этого полученный раствор дополняют водой до метки и тщательно перемешивают.

Молярные растворы. Для приготовления 1 л 1 M раствора какого-либо вещества отвешивают на аналитических весах 1 моль его и растворяют, как указано выше.

Пример. Для приготовления 1 л 1 M раствора азотнокислого серебра находят в таблице или подсчитывают молекулярную массу AgNO3, она равна 169,875. Соль отвешивают и растворяют в воде.

Если нужно приготовить более разбавленный раствор (0,1 или 0,01 M), отвешивают соответственно 0,1 или 0,01 моль соли.

Если же нужно приготовить меньше 1 л раствора, то растворяют соответственно меньшее количество соли в соответствущем объеме воды.

Нормальные растворы готовят аналогично, только отвешивая не 1 моль, а 1 грамм-эквивалент твердого вещества.

Если нужно приготовить полунормальный или децинормальный раствор, берут соответственно 0,5 или 0,1 грамм-эквивалента. Когда готовят не 1 л раствора, а меньше, например 100 или 250 мл, то берут1/10 или 1/4 того количества вещества, которое требуется для приготовления I л, и растворяют в соответствующем объеме воды.

Рис 349. Воронки для пересыпания навески а колбу.

После приготовления раствора его нужно обязательно проверить титрованием соответствующим раствором другого вещества с известной нормальностью. Приготовленный раствор может не отвечать точно той нормальности, которая задана. В таких случаях иногда вводят поправку.

В производственных лабораториях иногда готовят точные растворы «по определяемому веществу». Применение таких растворов облегчает расчеты при анализах, так как достаточно умножить объем раствора, пошедший на титрование, на титр раствора, чтобы получить содержание искомого вещества (в г) во взятом для анализа количестве какого-либо раствора.

Расчет при приготовлении титрованного раствора по определяемому веществу ведут также по грамм-эквиваленту растворяемого вещества, пользуясь формулой:

Пример. Пусть нужно приготовить 3 л раствора марганцовокислого калия с титром по железу 0,0050 г/мл. Грамм-эквивалент KMnO4 равен 31,61., а грамм-эквивалент Fe 55,847.

Смотрите так же:  Хинкал слоеный рецепт с фото

Вычисляем по приведенной выше формуле:

Стандартные растворы. Стандартными называют растворы с разными, точно определенными концентрациями, применяемые в колориметрии, например растворы, содержащие в 1 мл 0,1, 0,01, 0,001 мг и т. д. растворенного вещества.

Кроме колориметрического анализа, такие растворы бывают нужны при определении рН, при нефелометрических определениях и пр. Иногда стандартные растворы» хранят в запаянных ампулах, однако чаще приходится готовить их непосредственно перед применением. Стандартные растворы готовят в объеме не больше 1 л, а ча ще — меньше. Только при большом расходе стандартного раствори можно готовить несколько литров его и то при условии, что стандартный раствор не будет храниться длительный срок.

Количество вещества (в г), необходимое для получения таких растворов, вычисляют по формуле:

Пример. Нужно приготовить стандартные растворы CuSO4 • 5H2O для колориметрического определения меди, причем в 1 мл первого раствора должно содержаться 1 мг меди, второго — 0,1 мг, третьего —0,01 мг, четвертого — 0,001 мг. Вначале готовят достаточное количество первого раствора, например 100 мл.

В данном случае Mi = 249,68; АСu = 63,54; следовательно, для приготовления 100 мл раствора, 1 мл которого содержал бы 1 мг меди (Т = 0,001 г/мл), нужно взять

Навеску соли переносят в мерную колбу емкостью 100 мл и добавляют воду до метки. Другие растворы готовят соответствующим разбавлением приготовленного.

Эмпирические растворы. Концентрацию этих растворов чаще всего выражают в г/л или г/мл. Для приготовления эмпирических растворов применяют очищенные перекристаллизацией вещества или реактивы квалификации ч. д. а. или х. ч.

Пример. Нужно приготовить 0,5 л раствора CuSO4, содержашего Cu 10 мг/мл. Для приготовления раствора применяют CuSO4 • 5H2O.

Чтобы подсчитать, сколько следует взять этой солн для приготовления раствора заданного объема, подсчитывают, сколько Cu должно содержаться в нем. Для этого объем умножают на заданную концентрацию, т. е.

500*10 = 5000 мг, или 5,0000 г

После этого, зная молекулярный вес соли, подсчитывают нужное количество ее:

На аналитических весах отвешивают в бюксе точно 19,648 г чистой соли, переводят ее в мерную колбу емкостью 0,5 л. Растворение проводят, как указано выше.

Большая Энциклопедия Нефти и Газа

Однонормальный раствор

Однонормальные растворы мало пригодны для целей титри-метрического анализа как слишком концентрированные. В прибавляемой при титровании ими последней капле раствора содержа-лос бы, очевидно, довольно много соответствующего вещества, и поэтому так называемая капельная ошибка титрования была бы велика. [1]

Однонормальные растворы мало пригодны для целей объемного анализа как слишком концентрированные. В прибавляемой при титровании ими последней капле раствора содержалось бы, очевидно, довольно много соответствующего вещества, и поэтому так называемая капельная ошибка титрования была бы велика. [2]

Титр однонормального раствора Ва ( ОН) 2 равен 0 08569 г / мл. [3]

Чтобы получить однонормальный раствор , следует растворить в литре раствора один грамм-эквивалент вещества. Поэтому нужно вычислить эквиваленты трех обсуждаемых кислот. [4]

Зная титр однонормального раствора , можно легко вычислить титр любой нормальности. [5]

Для аналитических работ однонормальные растворы обычно слишком концентрированы, и поэтому чаще готовят более разбавленные растворы. [6]

Смесь состоит из однонормальных растворов , содержащих 20 — 25 катионов. [7]

При нейтрализации того же однонормального раствора уксусной кислоты ( слабой) однонормальными растворами сильных щелочей КОН и NaOH термический эффект несколько ниже из-за того, что часть энергии затрачивается на предварительное расщепление слабого электролита СН3СООН на ионы. [8]

Приготовляют, разбавляя в 100 раз однонормальный раствор . [9]

Титр раствора равен произведению титра однонормального раствора на нормальность данного раствора. [10]

Величина ро представляет собой потенциал в однонормальном растворе и называется нормальным, или стандартным, электродным потенциалом. [11]

Если же сопоставить сильную и слабую кислоты, например однонормальные растворы азотной и уксусной кислот, то общая кислотность их будет одинакова ( нормальность равна единице), но активная кислотность различается весьма сильно. [12]

Электролитическое травление шлифов производится в смеси равных объемов однонормальных растворов соды и перекиси водорода. [13]

Пусть, например, нужно приготовить 1 л однонормального раствора соды . Для этого отвешивают 53 г ее, пересыпают, как указано, в литровую мерную колбу, добавляют приблизительно 3 / 4 нужного количества воды, растворяют в ней всю соду, а уже затем добавляют воду до метки. [14]

Электролитическое травление шлифов производится в смеси равных объемов однонормальных растворов соды и перекиси водорода. [15]

Приготовление растворов. Способы выражения концентрации

Страницы работы

Содержание работы

Работа 3. ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ

Раствором называется гомогенная система, состоящая из двух или более компонентов, относительные количества которых могут изменяться в широких пределах. Всякий раствор состоит из растворителя и растворенного вещества.

Количественный состав раствора характеризуют концентрацией. В химии пользуются несколькими способами выражения концентрации.

Массовая доля растворенного вещества — это безразмерная физическая величина, равная отношению массы растворенного вещества к общей массе раствора, т.е. Wв = mв/m где -массовая доля растворенного вещества; mв— масса растворенного вещества; в — общая масса раствора. Масса раствора в равна сумме масс растворенного вещества mв и растворителя mр, тогда:

Если известна плотность раствора P, то масса раствора m = где U*p — объем раствора. Тогда массовую долю можно определять по формуле Wв = mв / U*p. Массовую долю растворенного вещества Wв обычно выражают в долях единицы или в процентах. Например, массовая доля соляной кислоты в воде 0.1. или 10%. Это означает, что в растворе соляной кислоты массой 100 г содержатся соляная кислота массой 10 г и вода массой 90 г.

Задача 1. В 1 л раствора содержится 110 г карбоната натрия (p = 1,1 г/мл). Вычислить массовую долю (в %) карбоната натрия.

Решение. Для определения массовой доли Na2CO3 необходимо найти массу одного литра раствора: m = U*p = 1000 мл * 1,1 г/мл = 1100 г. Зная, что в 1 л раствора содержится 110 г карбоната натрия, определяем массу данной соли в 100 г раствора:

1100 г раствора — 100% |

110 г карбоната натрия — х% |

Следовательно, массовая доля карбоната натрия в растворе составляет 10%.

Задача 2. Сколько надо взять кристаллогидрата CuSO4 * Н20 и воды для приготовления 300 г 10%-ного раствора сульфата меди (II)?

Решение. Определим, сколько потребуется CuSO4 для приготовления 300 г 10%-ного раствора:

300 г раствора CuS04 — 100% |

| х = 300 *10 / 100 = 30 г х г сульфата меди — 10% |

Зная молярные массы кристаллогидрата (250 г/моль) и сульфата меди (II) (160 г/моль), определим, в какой массе CuSO4 * 5 Н20 будет содержаться 30 г CuSO4:

160 г CuSO4 содержится в 250 г CuSO4 * 5 Н2О

30 г — “ — — “ — y г — “ y = 30 * 250 / 160 = 48,9 г.

Таким образом, для приготовления раствора потребуется 46,9 г кристаллогидрата CuS04 * 5 Н20 и (300 — 46,9) г = 253.1 г воды.

Молярная концентрация показывает число молей растворенного вещества в 1 л раствора.

Раствор, содержащий в одном литре 1 моль растворенного вещества, называют одномолярным и обозначают 1 М; 0,5 М — полумолярный (в 1 л раствора 0.5 моль вещества): 0.1 М — децимолярный (в 1 л раствора 0.1 моль вещества) и т.д.

Задача 3. Какова молярность раствора, если в 100 мл раствора содержится 2 г гидроксида натрия?

Решение, Молярная масса гидроксида натрия равна 40 г. 2 г его составляют 2/40 = 0.05 моль.

В 100 мл раствора содержится 0.05 моль NaOH |

В 1000 мл — “ — — “ — x моль NaOH |

Нормальная концентрация показывает число эквивалентов растворенного вещества в 1 л раствора.

Однонормальный раствор (1 н.) — в 1 л раствора содержится 1 эквивалент растворенного вещества, двунормальный (2 н,) — 2 эквивалента вещества и т.д.

Задача 4. В 200 мл раствора содержится 1.14 г сульфата алюминия. Какова нормальность раствора?

Решение. Молярная масса сульфата алюминия 342 г/моль. Эквивалентна масса Al2(SO4)3 57 г (342/6). Определяем, сколько эквивалентов составляет 1,14 г сульфата алюминия: 1.14/57 = 0,02 экв.

Из пропорции находим г сколько эквивалентов содержится в 1 л раствора:

В 200 мл раствора содержится 0.02 экв. |

в 1000 мл — “ — — “ — x экв. |

Нормальность раствора равна 0.1 н.

Перевод молярной концентрации в нормальную.

Задача 5, Какова нормальность 0,2 М растворов следующих веществ:

а) Al2(SO4)3; б)H3PO4; в) NaOH ?

Решение. а) 3Al2(SO4)3 М/б, следовательно, б 3 = М. Поэтому для этой соли, б н, раствор соответствует 1М |

3 н. раствор соответствует 1 М |

0,2 М раствор будет иметь концентрацию 0,2 н.

Перевод массовой доли в молярную и нормальную концентрации.

Задача 6. Какова нормальная и молярная концентрации 10%-ного раствора серной кислоты ( p =1,066 г/мл)?

Решение. Определяем массу 1 л 10%-ного раствора:

m = U * p = 1000 мл* 1,066 г/мл = 1066 г.

Находим, сколько граммов серной кислоты содержится в 1 л раствора:

1066 г раствора — 100% |

| х = 106,6 г х г кислоты — 10% !

Определяем, сколько эквивалентов составляют 106,6 г серной кислоты: 106,6/49 = 2,2 зкв.

Нормальность раствора составляет 2,2 н. Так как 1 моль содераит 2 эквивалента кислоты, молярность раствора будет равна 1,1 М.

Смотрите так же:  Гусь в рукаве в духовке рецепт с видео

Опыт 1. Приготовление 10%-ного раствора сульфата натрия. Рассчитать, сколько граммов Na^SO* и воды потребуется для приготовления 50 г раствора, в котором массовая доля сульфата натрия составляет 10%. Плотность воды принять равной 1 г/мл. Взвесить (с точностью до 0,02 г) расчетное количество сульфата натрия и перенести его в стакан на 100 мл. Отмерить мерным цилиндром рассчитанный объем дистиллированной воды и прилить в стакан. Смесь перемешать стеклянной палочкой до полного растворения. Полученный раствор перелить в мерный цилиндр на 50 мл, измерить ареометром плотность. По показаниям ареометра в табл.4 плотности водных растворов определить массовую долю сульфата натрия в приготовленном растворе.

ПРИГОТОВЛЕНИЕ И ХРАНЕНИЕ ТОЧНЫХ РАСТВОРОВ

Раствор, содержащий предельное количество вещества при данной температуре, является насыщенным. При приготовлении насыщенных растворов добиваются, чтобы этот раствор находился в равновесии с осадком: если по мере растворения новых порций вещества наступает момент, когда оно при данной температуре больше не растворяется, а находится на дне сосуда в виде осадка, значит, раствор над осадком стал насыщенным и его концентрация характеризует растворимость вещества в данном растворителе. Обычно при нагревании растворимость вещества увеличивается. Ненасыщенные растворы могут быть разбавленными и концентрированными.

Способы выражения концентрации растворов различают в зависимости от того, в каких единицах выражают состав раствора: растворенное вещество и раствор (или растворитель). Для аналитических определений чаще всего используют такие способы выражения концентрации, как массовая доля (старое название — процентная концентрация), молярная концентрация (моляр- ность), нормальная концентрация (нормальность) и титр.
Концентрации веществ в крови, плазме, сыворотке выражают в г% (число граммов вещества в 100 мл субстрата), мг% (число миллиграммов вещества в 100 мл), мкг% (число микрограммов вещества в 100 мл), ммоль/л (миллимоль/л^ 10 ), мкмоль/л (микромоль/л, 10 ), нмоль/л (наномоль/л, 10 ). (В приложении 4 приведены коэффициенты пересчета этих единиц. Числовое значение в старых единицах умножают на коэффициент пересчета и получают числовое значение в рекомендуемых единицах СИ.)
Массовая доля — это отношение массы вещества к массе раствора. Выражается: а) в долях единицы, б) в процентах:
а) сов = т^Шр,
б) сов = (тв/тр) • 100,
где lt;ов — массовая доля вещества; тв — масса вещества; тр — масса раствора.
Например, если в 500 г раствора содержится 20 г вещества, то сов = 20/500 = 0,04 или юв = (20/500)100 = 4 %.
Массовая доля показывает, сколько граммов вещества содержится в 100 г раствора. Например, 25%-ный раствор означает, что в каждых 100 г раствора содержится 25 г вещества и 75 г растворителя.
В старых руководствах массовая доля иногда выражена в промилле (%о):
= (твДир) • 1000.
Масса раствора складывается из массы растворенного вещества и массы растворителя. Поэтому, если раствор готовили, например, смешиванием 30 г вещества и 250 мл (250 г) воды, то массовая доля вещества в этом растворе равна:
сйд = тв/тв + тр или сов = (30/30 + 250) • 100 = 10,7 %.
Поскольку жидкости отмеривают обычно по объему, необходимо пользоваться плотностью раствора.
Плотность раствора (или жидкости) показывает массу единицы объема. Плотности многих жидких веществ, а также плотности растворов широко употребимых кислот, оснований, солей приведены в справочниках. Плотность выражают в г/см (г/мл), кг/м3, кг/см .
Если плотность некоторого раствора равна 1,24 г/см3, следовательно, 1 см (1 мл) данного раствора имеет массу 1,24 г. Плотность (р), масса (т) и объем (V) раствора (жидкости) связаны между собой соотношением
р = т/ V; соответственно т — Ур; У = т/р.
Плотность воды равна 1 г/см3, поэтому для воды ее объем численно равен ее массе. В лабораторной практике плотность разбавленных растворов различных веществ приближенно принимают равной 1 г/см . Плотности растворов можно измерять специальными приборами — ареометрами.
Способ выражения концентрации раствора в массовых долях применяют для приготовления приблизительных растворов, при этом вещества взвешивают на технических лабораторных весах с точностью до десятых и сотых долей.
При приготовлении точных растворов используют молярную, нормальную концентрацию и титр; расчеты ведут с точностью до 4-го знака после запятой, навески веществ отвешивают на аналитических весах.
Встречается также вид концентрации объемная доля (lt;р) — отношение объема вещества к объему раствора; обычно используется для газов:
Ф = К/К

выражена в долях единицы;
Ф = (*в/^р)Ю0 — выражена в процентах.
Молярная концентрация, или молярность, — это отношение количества вещества растворенного соединения к объему раствора; выражается в моль/л.
св

лв/^р»
где св — молярная концентрация вещества, моль/л; и„ — количество вещества (число молей вещества); Кр — объем раствора, л.
Количество вещества иногда изображают символом V (ню).
Молярная концентрация показывает, сколько молей вещества содержится в 1 л раствора. Записи с(ЫаОН) = 1 моль/л и 1 М №ОН равноценны и означают, что в 1 л раствора содержится 1 моль ИаОН. Раствор, содержащий 1 моль вещества в 1 л, называется одномолярным, 0,5 моль в 1 л — полумолярным, 0,1 моль в 1 л — де- цимолярным, 0,01 моль в 1 л — сантимолярным. Например, одномолярный раствор серной кислоты содержит 98 г Н2804 в 1 л раствора, децимолярный — 9,8 г ^804 в 1 л раствора.
Масса одного моля вещества есть его молярная масса (М), численно равная относительной молекулярной массе вещества (Мг). Относительные молекулярные массы веществ складываются из относительных атомных масс элементов, составляющих вещество, и могут быть рассчитаны по периодической системе химических элементов. Относительные молекулярные массы безразмерны, молярные массы измеряются в г/моль.
МКН2804) = 98, М(Н2804) = 98 г/моль;
Мг(№ОН) = 40, М(ЫаОН) = 40 г/моль.
Точные молярные массы веществ приводятся в химических справочниках.
Количество вещества связано с массой вещества и его молярной массой соотношением п = т/М.
Поэтому для расчета молярной концентрации удобно пользоваться формулой с — m/MV Например, при растворении 15 г NaOH в 600 мл раствора его молярная концентрация в растворе будет равна: c(NaOH) = 15/40 • 0,6 = 0,625 моль/л.
Нормальная концентрация в современной химической литературе называется эквивалентной концентрацией, или молярной концентрацией эквивалента.
Нормальная концентрация — это отношение количества вещества эквивалента растворенного соединения к объему раствора. Показывает число эквивалентных масс вещества в 1 л раствора, выражается в моль/л:
cWzx) = nWzx)/K
где С( 1/гх) — нормальная концентрация; »(Эквивалент — условная частица, т. е. такая часть (1Д) молекулы вещества, которая содержит в своем составе один атом (ион) водорода или реагирует с ним. В пересчете на 1 моль вещества это будет часть молярной массы вещества, рассчитанная с учетом фактора эквивалентности /= 1 Д. Фактор эквивалентности вещества А выражают записью: /ШЪ(А) или/(1/г А).
Например, молекула НС1 содержит 1 атом Н, условная частица — молекула НС1, фактор эквивалентности HCl/g^HCl) = 1. Эквивалентная масса равна молярной массе: M(l/z HCl) = М(НС1) = = 36,5 г/моль. Молекула H2SO4 содержит 2 атома Н, в реакциях с получением средних солей она выделяет 2 атома Н:
H2S04 + 2NaOH = Na2S04 + 2Н20.
Условная частица равна половине молекулы H2SO4, фактор эквивалентности f(l/z H2SO4) = 1/2, эквивалентная масса
M(\/z H2SO4) = М( 1/2 H2SO4) = 49 г/моль.
В реакциях С получением КИСЛЫХ солей H2SO4 выделяют один атом Н, для таких реакций ./^(^SC^) = 1, эквивалентная масса равна 98 г/моль:
H2S04 + NaOH = NaHS04 + Н20.
Гидроксид натрия (NaOH) в обменных реакциях реагирует своей группой ОН с одним атомом Н, условная частица — молекула NaOH, /3KB(NaOH) = 1, эквивалентная масса равна 40 г/моль. Для солей, оксидов условную единицу отождествляют с одним атомом одновалентного металла, способным вытеснить из кислот один атом Н. Поэтому их фактор эквивалентности учитывает степень окисления металла и число его атомов в соли, оксиде (в случае полного обмена):
(А1+3)2(504)з/экв = 1/3 • 2 = 1/6; (Сг+2)203/экв =
= 1/3 • 2 = 1/6; Ре+2(Н03)2/экв = 1/2 • 1 = 1/2.
В реакции На2СОз + НС1 = ЫаС1 + ЫаНСОз фактор эквивалентности карбоната натрия равен 1, так как в обмене участвует один атом №;/экв(№2С03) = 1.
Итак, в общем случае в кислотно-основных реакциях эквивалент — условная единица, которая в данной реакции соединяется с одним ионом водорода или замещает, высвобождает его, или каким-то другим образом равноценна ему.
Растворы с нормальной концентрацией обозначаются 0,1 н., 1 н., 2,5 н. и т. д. Например, однонормальные растворы кислот и оснований содержат следующие эквивалентные массы для реакций полного обмена с получением средних солей:
М(КОН) = 56 г/моль; М[1/2 Са(ОН)2] = 74/2 = 37 г/моль;
М( 1/2 Н2504) = 98/2 = 49 г/моль; М( 1/3 А1(ОН)3) = 78/3 = 26 г/моль;
М( 1/3 Н3Р04) = 98/3 = 32,64 г/моль.
Расчет навески вещества в граммах (т) для приготовления растворов с нормальной концентрацией проводят аналогично молярной концентрации по формуле
С(1/*х) = п(\/гх)/уgt; c(\/zx) = тМ<\/тх)У.
Отсюда
тв = С(1/г*)М1/гЖ
где М( 1 /гх) — эквивалентная масса вещества; с^/гх) — нормальная концентрация; V — объем раствора, л.
Для окислительно-восстановительных реакций за основу взяты окислительно-восстановительные превращения:
Н+ + е = Н°, Н° — е = Н+.
Поэтому факторы эквивалентности окислителей и восстановителей зависят от числа электронов, принятых или отданных одной молекулой вещества.