Как найти концентрацию кислоты формула - Сайт, где вы сможете решить свои вопросы

Как определить концентрацию кислоты

Концентрация – размерная величина, посредством которой выражается состав раствора (в частности, содержание в нем растворенного вещества). Порой случается такое, что эта самая величина неизвестна. К примеру, в лаборатории среди множества бутылей может оказаться один, подписанный просто – HCl (соляная кислота). Для проведения же многих опытов информации требуется гораздо больше, нежели только название. Поэтому приходится задействовать экспериментальные методы, такие как титрование или определение плотности.

Вам понадобится

-раствор щелочи точной коцентрации
-бюретка
-конические колбы
-мерные пипетки
-индикатор
-набор ареометров

Инструкция

Одним из наиболее простых способов определения концентрации кислоты является прямое титрование (процесс постепенного добавления раствора с известной концентрацией(титранта) к раствору определяемого вещества с целью зафиксировать точку эквивалентности (конец реакции)). В данном случае удобно использовать нейтрализацию щелочью. Завершение ее можно легко определить с помощью добавления индикатора (к примеру, в кислоте фенолфталеин прозрачен, а при добавлении щелочи становится малиновым; метиловый оранжевый в кислой среде – розовый, а в щелочной – оранжевый).

Возьмите бюретку (объемом 15-20 мл), установите ее в штативе с помощью лапки. Она должна быть четко зафиксирована, иначе с раскачивающего кончика могут упасть несколько лишних капель, которые испортят вам весь процесс. Порой одна капелька меняет цвет индикатора. Этот момент необходимо засечь.

Запаситесь посудой и реактивами: коническими колбами для титрования (4-5 штук небольшого объема), несколькими пипетками (как Мора – без делений, так и размерными), мерной колбой на 1 л, фиксаналом щелочи, индикатором, дистиллированной водой.

Приготовьте раствор щелочи точной концентрации (к примеру, NaOH). Для этого лучше используйте фиксанал (ампула с запаянным в нее веществом, при разведении которого в 1л воды получается 0,1 нормальный раствор). Конечно, можно пустить в ход точную навеску. Но первый вариант точнее и надежнее.

Далее заполните бюретку раствором щелочи. В коническую колбу поместите 15 мл кислоты неизвестной концентрации (возможно, HCl), в нее же добавьте 2-3 капли индикатора. И приступайте непосредственно к титрованию. Как только индикатор изменит цвет и примерно 30 с будет таким оставаться, прекращайте процесс. Запишите, сколько ушло щелочи (к примеру, 2,5 мл).

Затем выполните данный ход работы еще 2-3 раза. Это делается для получения белее точного результата. После подсчитайте средний объем щелочи. Vср = (V1+V2+V3)/3, V1 – результат первого титрования, мл, V2 – результат второго, мл, V3 – объем третьего, мл, 3 – количество проделанных реакций. Например, Vср = (2,5+2,7+2,4)/3 = 2,53 мл.

После проведения эксперимента, можно приступить к основным подсчетам. В данной ситуации справедливо соотношение: C1*V1 = C2*V2, где C1 – концентрация раствора щелочи, нормальная (н), V1 – средний объем израсходованной на реакцию щелочи, мл, С2 – концентрация раствора кислоты, н, V2 – объем кислоты, участвующей в реакции, мл. С2 – величина неизвестная. Значит, ее необходимо выразить через известные данные. С2 = (C1*V1)/V2, т.е. С2 = (0,1 * 2,53)/ 15 = 0,02 н. Вывод: при титровании HCl раствором 0,1 н NaOH, была выяснена концентрация кислоты – 0,02 н.

Еще одним распространненым способом выяснить концентрацию кислоты – это, для начала, узнать ее плотность. Для этого приобретите набор ареометров (в специализированном химическом или магазине, также можно заказать по интернету или посетить точки торговли принадлежностей для автомобилистов).

Налейте кислоту в химический стакан и помещайте в него ареометры до тех пор, пока они не престанут тонуть или выталкиваться на поверхность. Когда же прибор станет, как поплавок, отметьте числовое значение на нем. Данная цифра и есть плотность кислоты. Далее, используя соответствующую литературу (можно справочник Лурье), не составит труда определить по таблице нужную концентрацию.

В независимости от того, какой способ вы выберите, не забывайте про соблюдение техники безопасности.

Войти на сайт

или

Забыли пароль?
Еще не зарегистрированы?

This site is protected by reCAPTCHA and the Google Privacy Policy and Terms of Service apply.

Источник

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 называют 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].

Эти стаканы, содержащие красный краситель, демонстрируют качественные изменения концентрации. Растворы слева более разбавлены, по сравнению с более концентрированными растворами справа.

Массовая доля[править | править код]

Массовая доля

определение	Массовая доля компонента — отношение массы данного компонента к сумме масс всех компонентов.
обозначение	— по рекомендациям ИЮПАК^[4]. — чаще в русскоязычной литературе. В технической литературе: — для массовой доли жидкой смеси — для массовой доли газовой смеси
единицы измерения	доли, %_масс (для выражения в %_масс следует умножить указанное выражение на 100 %)
формула	${displaystyle omega _{mathrm {B} }={frac {m_{mathrm {B} }}{m}}}$ где: ω_B — массовая доля компонента B m_B — масса компонента B; — 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.

Объёмная доля[править | править код]

Объёмная доля

определение	Объёмная доля — отношение объёма компонента к сумме объёмов компонентов до смешивания.
обозначение	${displaystyle phi _{mathrm {B} }}$
единицы измерения	доли единицы, %_об (ИЮПАК не рекомендует добавлять дополнительные метки после знака %)
формула	${displaystyle phi _{mathrm {B} }={frac {V_{mathrm {B} }}{sum V_{i}}}}$ , где: ${displaystyle phi _{mathrm {B} }}$ — объёмная доля компонента B, V_B — объём компонента B; ${displaystyle sum V_{i}}$ — сумма объёмов всех компонентов до смешивания.

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])

определение	Молярность — количество вещества (число молей) компонента в единице объёма смеси.
обозначение	По рекомендации ИЮПАК, обозначается буквой или , где B — вещество, концентрация которого указывается.^[6]
единицы измерения	В системе СИ — моль/м³ На практике чаще — 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». Примечание: После числа пишут «моль», подобно тому, как после числа пишут «см», «кг» и т. п., не склоняя по падежам.
формула	${displaystyle {c_{mathrm {B} }}={frac {n_{mathrm {B} }}{V}}}$ , где: ${displaystyle n_{mathrm {B} }}$ — количество вещества компонента, моль; V — общий объём смеси, л

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

Нормальная концентрация (молярная концентрация эквивалента, «нормальность»)

определение	Нормальная концентрация — количество эквивалентов данного вещества в 1 литре смеси.
обозначение	${displaystyle C_{N}(B)}$ , ${displaystyle C_{H}(B)}$ , ${displaystyle c(f_{eq}~mathrm {B} )}$
единицы измерения	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.
формула	${displaystyle c(f_{eq}~mathrm {B} )=c{big (}(1/z)~mathrm {B} {big )}=zcdot c_{mathrm {B} }=zcdot {frac {n_{mathrm {B} }}{V}}={frac {1}{f_{eq}}}cdot {frac {n_{mathrm {B} }}{V}}}$ , где: ${displaystyle n_{mathrm {B} }}$ — количество вещества компонента, моль; — общий объём смеси, литров; — число эквивалентности (фактор эквивалентности $f_{{eq}}=1/z$ ).

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 (молярная) доля

определение	Мольная доля — отношение количества молей данного компонента к общему количеству молей всех компонентов.
обозначение	ИЮПАК рекомендует обозначать мольную долю буквой (а для газов — )^[7], также в литературе встречаются обозначения , .
единицы измерения	Доли единицы или %_мольн (ИЮПАК не рекомендует добавлять дополнительные метки после знака %)
формула	${displaystyle x_{mathrm {B} }={frac {n_{mathrm {B} }}{sum n_{i}}}}$ , где: ${displaystyle x_{mathrm {B} }}$ — мольная доля компонента B; ${displaystyle n_{mathrm {B} }}$ — количество компонента B, моль; $sum n_{i}$ — сумма количеств всех компонентов.

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)

определение	Моляльная концентрация (моляльность,^[5] молярная весовая концентрация) — количество растворённого вещества (число моль) в 1000 г растворителя.
обозначение	Примечание: чтобы не путать с массой, в тех формулах где применяется моляльность, массу обозначают как
единицы измерения	моль/кг. Также распространено выражение в «моляльности». Так, раствор с концентрацией 0,5 моль/кг называют 0,5-мольным.
формула	${displaystyle {m_{mathrm {B} }}={frac {n_{mathrm {B} }}{m_{mathrm {A} }}}}$ , где: ${displaystyle n_{mathrm {B} }}$ — количество растворённого вещества, моль; ${displaystyle m_{mathrm {A} }}$ — масса растворителя, кг.

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.

Массовая концентрация (Титр)[править | править код]

Массовая концентрация (Титр)

определение	Массовая концентрация — отношение массы растворённого вещества к объёму раствора.
обозначение	или — по рекомендации ИЮПАК^[8]. — в аналитической химии
единицы измерения	доли, %_масс (для выражения в %_масс следует умножить указанное выражение на 100 %)
формула	${displaystyle rho _{mathrm {B} }={frac {m_{mathrm {B} }}{V}}}$ . где: ${displaystyle m_{mathrm {B} }}$ — масса растворённого вещества; — общий объём раствора;

В аналитической химии используется понятие титр по растворённому или по определяемому веществу (обозначается буквой ).

Концентрация частиц[править | править код]

определение	Концентрация частиц — отношение числа частиц N к объёму V, в котором они находятся
обозначение	— по рекомендации ИЮПАК^[9]. однако также часто встречается обозначение (не путать с количеством вещества).
единицы измерения	м⁻³ — в системе СИ, 1/л
формула	${displaystyle C_{mathrm {B} }={frac {N_{mathrm {B} }}{V}}={frac {n_{mathrm {B} }cdot N_{mathrm {A} }}{V}}=c_{mathrm {B} }cdot N_{mathrm {A} }}$ , где: ${displaystyle N_{mathrm {B} }}$ — количество частиц, — объём, ${displaystyle {ce {n_{mathrm {B} }}}}$ — количество вещества B, ${displaystyle N_{mathrm {A} }}$ — постоянная Авогадро, ${displaystyle c_{mathrm {B} }}$ — молярная концентрация B.

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 молярности к нормальности[править | править код]

${displaystyle {c((1/z)~mathrm {B} )}={c_{mathrm {B} }}cdot {z}}$

где:

От молярности к титру[править | править код]

${displaystyle {T}={c_{mathrm {B} }}cdot {M}}$

где:

${displaystyle {c_{mathrm {B} }}}$ — молярная концентрация;
— молярная масса растворённого вещества.

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 массовой доли к молярности[править | править код]

${displaystyle c_{mathrm {B} }={frac {rho cdot omega _{mathrm {B} }}{M(mathrm {B} )}}}$

где:

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 массовой доли к титру[править | править код]

где:

От моляльности к молярности[править | править код]

${displaystyle {c_{mathrm {B} }}=m_{mathrm {B} }{frac {mathrm {m} (A)}{V}}}$

где:

${displaystyle m_{mathrm {B} }}$ — моляльность,
— масса растворителя,
— суммарный объём раствора,

От моляльности к мольной доле[править | править код]

${displaystyle x_{mathrm {B} }={frac {m_{mathrm {B} }}{m_{mathrm {B} }+{frac {1}{M(mathrm {A} )}}}}}$

где:

${displaystyle m_{mathrm {B} }}$ — моляльность,
— молярная масса растворителя.

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.

Сводная таблица[править | править код]

Формулы перехода от одних выражений концентраций к другим

			ω_B	φ_B	x_B	c_B	C_B	m_B	T_B
массовая доля	г/г	ω_B	${displaystyle omega _{mathrm {B} }={frac {mathrm {m} (B)}{mathrm {m} }}}$	${displaystyle omega _{mathrm {B} }=phi _{mathrm {B} }{frac {rho (B)}{rho }}}$	${displaystyle omega _{B}={frac {1}{{frac {M_{mathrm {A} }}{M_{mathrm {B} }}}({frac {1}{x_{mathrm {B} }}}-1)+1}}}$	${displaystyle omega _{B}={frac {M_{B}cdot c_{mathrm {B} }}{rho }}}$	${displaystyle omega _{B}={frac {M_{B}cdot c_{mathrm {B} }}{rho cdot N_{A}}}}$	${displaystyle omega _{mathrm {B} }={frac {m_{mathrm {B} }}{m_{mathrm {B} }+{frac {1}{M_{B}}}}}}$	${displaystyle omega _{B}={frac {T_{B}}{rho }}}$
объёмная доля	л/л	φ_B	${displaystyle phi _{mathrm {B} }={frac {omega _{B}}{rho (B)/rho }}}$	${displaystyle phi _{mathrm {B} }={frac {V_{mathrm {B} }}{V}}}$
мольная доля	моль/моль	x_B	${displaystyle x_{mathrm {B} }={frac {1}{{frac {M_{mathrm {B} }}{M_{mathrm {A} }}}({frac {1}{omega _{B}}}-1)+1}}}$		${displaystyle x_{mathrm {B} }={frac {n_{mathrm {B} }}{n}}}$	${displaystyle x_{mathrm {B} }={frac {c_{mathrm {B} }cdot V}{n}}}$		${displaystyle x_{mathrm {B} }={frac {m_{mathrm {B} }}{m_{mathrm {B} }+{frac {1}{M_{A}}}}}}$
молярность	моль/л	c_B	${displaystyle c_{mathrm {B} }={frac {rho cdot omega _{B}}{M_{B}}}}$		${displaystyle c_{mathrm {B} }={frac {x_{mathrm {B} }cdot n}{V}}}$	${displaystyle {c_{mathrm {B} }}={frac {n_{mathrm {B} }}{V}}}$		${displaystyle {c_{mathrm {B} }}=m_{mathrm {B} }{frac {mathrm {m} (A)}{V}}}$
нормальность	моль-экв/л	c((1/z) B)	${displaystyle c((1/z)~mathrm {B} )={frac {rho cdot omega _{B}}{M_{B}}}cdot z}$			${displaystyle {c((1/z)~mathrm {B} )}={c_{mathrm {B} }}cdot {z}}$
концентрация частиц	1/л	C_B	${displaystyle C_{mathrm {B} }={frac {rho cdot omega _{B}}{M_{B}}}cdot N_{A}}$			${displaystyle C_{mathrm {B} }=c_{mathrm {B} }cdot N_{mathrm {A} }}$	${displaystyle C_{mathrm {B} }={frac {N_{mathrm {B} }}{V}}}$
моляльность	моль/кг_р-ля	m_B	${displaystyle m_{mathrm {B} }={frac {omega _{B}}{M_{B}(1-omega _{B})}}}$					${displaystyle {m_{mathrm {B} }}={frac {n_{mathrm {B} }}{mathrm {m} (A)}}}$
титр	г/мл	T_B	${displaystyle {T_{B}}={rho }cdot {omega _{B}}}$			${displaystyle {T_{B}}={c_{mathrm {B} }}cdot {M}}$			${displaystyle T_{mathrm {B} }={frac {mathrm {m} (B)}{V}}}$

${displaystyle m_{mathrm {B} }}$ — моляльность вещества B,
— масса вещества B,
— масса растворителя,
— масса раствора,
$T_{B}$ — титр (массовая концентрация) B,
— плотность вещества B,
— плотность раствора,
— суммарный объём раствора,
${displaystyle N_{mathrm {A} }}$ — постоянная Авогадро,
${displaystyle N_{mathrm {B} }}$ — количество частиц вещества В,
${displaystyle n_{mathrm {B} }}$ — количество вещества В,
— количество раствора,
— молярная масса,

Примечания[править | править код]

↑ International Union of Pure and Applied Chemistry. concentration (англ.) // IUPAC Compendium of Chemical Terminology. — Research Triagle Park, NC: IUPAC. — ISBN 0967855098. — doi:10.1351/goldbook.C01222. Архивировано 20 июля 2018 года.
↑ International Union of Pure and Applied Chemistry. fraction (англ.) // IUPAC Compendium of Chemical Terminology. — Research Triagle Park, NC: IUPAC. — ISBN 0967855098. — doi:10.1351/goldbook.F02494. Архивировано 20 августа 2018 года.
↑ IUPAC Gold Book internet edition: «concentration».
↑ International Union of Pure and Applied Chemistry. IUPAC Gold Book – mass fraction, w (англ.). goldbook.iupac.org. Дата обращения: 11 декабря 2018. Архивировано 13 декабря 2018 года.
↑ ¹ ² ³ Z. Sobecka, W. Choiński, P. Majorek. Dictionary of Chemistry and Chemical Technology: In Six Languages: English / German / Spanish / French / Polish / Russian. — Elsevier, 2013-09-24. — С. 641. — 1334 с. — ISBN 9781483284439.
↑ International Union of Pure and Applied Chemistry. IUPAC Gold Book – amount concentration, c (англ.). goldbook.iupac.org. Дата обращения: 11 декабря 2018. Архивировано 21 декабря 2018 года.
↑ International Union of Pure and Applied Chemistry. IUPAC Gold Book – amount fraction, x ( y for gaseous mixtures) (англ.). goldbook.iupac.org. Дата обращения: 11 декабря 2018. Архивировано 22 декабря 2018 года.
↑ International Union of Pure and Applied Chemistry. IUPAC Gold Book – mass concentration, γ, ρ (англ.). goldbook.iupac.org. Дата обращения: 16 декабря 2018. Архивировано 7 декабря 2018 года.
↑ International Union of Pure and Applied Chemistry. IUPAC Gold Book – number concentration, C,n (англ.). goldbook.iupac.org. Дата обращения: 11 декабря 2018. Архивировано 22 декабря 2018 года.
↑ Способы приготовления растворов на МедКурс. Ru. Дата обращения: 24 апреля 2012. Архивировано 29 октября 2012 года.
↑ Бернштейн И. Я., Каминский Ю. Л. Спектрофотометрический анализ в органической химии. — 2-е изд. — Ленинград: Химия, 1986. — с. 5
↑ The International System of Units (SI). www.bipm.org. Дата обращения: 23 декабря 2018. Архивировано из оригинала 14 августа 2017 года.
↑ Quantities, Units and Symbols in Physical Chemistry. www.iupac.org. Дата обращения: 23 декабря 2018. Архивировано из оригинала 20 декабря 2016 года.

Источник

Способы выражения концентрации растворов.

Молярная концентрация С_м– отношение количества вещества в молях
(n) к объему раствора в
литрах:

Если вещество обозначить через Xто:

Нормальная концентрация или молярная
концентрация эквивалента С_н
– отношение количества эквивалентов
вещества к объему раствора

Молярная и нормальная концентрации
связаны между собой: С_м
= С_н∙f
или С_{н =}С_м
/f

Титр (Т) – часто используется на
практике. Титр раствора –это масса
вещества в граммах в 1 мл раствора (г/мл).

Если Т(HNO₃) = 0,006354
г/мл, то это значит, что в 1 мл раствора
содержится 0,006354 г азотной кислоты.

Титр раствора по определяемому
веществу– это масса вещества в г,
взаимодействующая с 1 мл титранта.
Например, ТHCl/NaOHсоставляет 0,003954 г/мл, это означает, что
1 мл раствораHCl(титранта)
реагирует с 0,003954 гNaOH(определяемого вещества).

Массовая доля вещества (ω)––
отношение массы растворенного вещества
(m_в-ва) к массе
раствора(m_р-ра).
Массовая доля – величина безразмерная,
ее представляют либо в долях, либо в
процентах. Например, для 5%-го раствора
хлорида кальция, широко применяемого
в медицине, ω%(CaCl₂)
=5% или в долях ω=0,05. И это означает, что
в 100 г раствора содержится 5 г хлорида
кальция.

где ρ – плотность раствора.

Моляльная концентрация C_m– отношение количества молей растворенного
вещества к 1000 г растворителя, т.е. число
молей растворенного в-ва в 1000 г
растворителя.

Формулы для перерасчета концентраций.

(плотность (ρ) раствора дана в г/мл)

	ω,%	С_м, моль/л	С_н, моль экв./л	Т, г/мл
ω,%
С_м, моль/л
С_н, моль экв./л
Т, г/мл

Приготовление рабочих растворов

Растворы
титр, которых известен, называются
титрованными. Титрованный раствор можно
приготовить, если точную навеску
растворить в мерной колбе. Например,
навеску 0,2750 г Nа₂SО₄поместим в колбу на 200 мл и доведем объем
дистиллированной водой до метки, то
титр приготовленного раствора точно,
конечно, известен:

Т= 0,2750/200 =0,0013750 г/мл

Вещества,
из которых готовят растворы с известным
титром, называются исходными (стандартными
веществами). Исходные вещества должны
удовлетворять следующим требованиям:

а) они
должны быть химически чистыми (примеси
не более 0,05-0,1 %);

б) состав
должен строго соответствовать химической
формуле;

в)
устойчивы при хранении в растворе и в
твердом состоянии;

г)
величина эквивалента должна быть
наибольшей.

Раствор,
приготовленный таким образом, называется
стандартными раствором с приготовленным
титром. Способ приготовления титрованных
растворов зависит от свойств вещества
и агрегатного состояния

1. Из
веществ кристаллических х.ч. готовят
по точной навеске.

Например:
приготовить 250 мл 0,1н раствораNa₂CO₃,
М(Na₂CO₃)
= 106 г/моль. Эквивалентная масса Э(Na₂CO₃)
= 53 г/моль,

Необходимо:

а)
рассчитать навеску, необходимую для
приготовления раствора:

m
= C_H∙
M(1/z Na₂CO₃)∙V(л)
= 0,1∙53∙0,25 = 1,325 (г)

б)
отвесить навеску на аналитических
весах,

в)
навеску количественно перенести в
мерную колбу на 250 мл, растворить в
небольшом количестве дистиллированной
воды и долить ею до метки, тщательно
перемешивая.

2.
Приготовление из фиксанала.Готовят
раствор, сразу разбивая фиксанал в
мерную колбу нужного объема, и вымывают
из фиксанала все кристаллы дистиллированной
водой и доводят раствор до метки.

3. Из
кристаллических веществ, загрязненных,
гигроскопичных, летучих и т.д.

Необходимо
для приготовления;

а)
рассчитать навеску,

б)
отвесить ее на технических весах,
перенести в любую склянку на 250 мл,
растворить в дистиллированной воде и
долить до метки,

в)
установить точную концентрацию
приготовленного раствора по исходному
веществу (титрованному раствору).
Растворы, титр которых находят не по
точной навеске, а путем титрования
титрованным раствором, называют растворы
с установленным титром.

Примеры:

1.
Приготовить400мл 0,05 н раствора буры
из кристаллической.

Решение:

Определить
массу навески буры, она равна:

m=
Э(Nа₂В₄О₇∙10Н₂О)∙Сн∙V(л)=190,71∙0,05∙0,4=3,81
г.

Отвешиваем
на аналитических весах навеску, переносим
в мерную колбу, тщательно растворяем и
доводим до метки 400 мл.

2.Приготовить
100 мл0,15 н раствора из 3н раствора её.

Вопросы
к задаче: а) в каких объемах реагируют
растворы с одинаковой концентрацией?
б) какая зависимость между объемами
реагирующих веществ и нормальными
концентрациями?

Данную
задачу можно решить по формуле: Сн₁∙V₁= Сн₂∙V₂;

Сн₁и Сн₂– концентрации растворов
моль/л;V₁иV₂– объемы исходного и конечного
раствора в мл,

V₁= Сн₂∙V₂/ Сн₁= 0,15 100 / 3 = 5 мл

Значит,
для приготовления 100 мл 0,15 н раствора
нужно взять 5 мл 3н раствора и довести
до метки 100 мл дистиллированной водой.

3.Приготовить
100г 14% раствора,хлорида натрия из 22%-
го и 10%-го растворов этой соли.

Весовое
соотношение исходных растворов находим
по правилу смешения (правило креста):

10%
8 весовых частей

14%

22%
4 весовые части

Из
большего числа вычитаем меньшее: 22-14= 8
в.ч. 10%-го

14-10 = 4
в.ч. 22%-го

Получим
12 г 14% -го раствора

Дальше
рассуждаем:

на 12 г
14%-го раствора нужно 8 г 10%-ного

на 100 г
Х

Х =66,7 г

на 12 г
14%-го раствора нужно 4 г 22%-ного

на
100 г Х

Х = 33,3 г

Измеряем ареометром плотность исходных
растворов. Разделив массы растворов на
плотность, получим объемы исходных
растворов, необходимых для приготовления
нужного раствора. Отмериваем их и
переливаем в склянку для использования
в работе.

Определить
титр раствора хлорида натрия, если
известно, что на титрование его 10 мл
расходовалось 9,2 мл 0,1 н раствора нитрата
серебра. Титр можно определить:

по
закону эквивалентов: (Cн∙V)NaCl= (Cн∙V)AgNO₃

Cн
(NaCl) = (9,2∙0,1)/10 = 0,092 моль/л,
Т = (58,5∙0,092)/1000 = 0,005382 г/мл

58,5 –
это эквивалентная масса хлорида натрия.

ФИКСИРОВАНИЕ ТОЧКИ ЭКВИВАЛЕНТНОСТИ

Установление состояния эквивалентности
является очень важным моментом в
проведении анализа. Несоответствие
момента прекращения титрования (точки
эквивалентности) приводит к возникновению
индикаторных ошибок титрования, к
неправильным ответам, что чревато
последствиями. В принципе, индикаторная
ошибка неизбежна при любом определении,
но при правильном определении точки
конца реакции столь мала, что ею можно
пренебречь. Точку эквивалентности можно
определить химическими методами
(применение индикаторов) и физико-химическими
методами (потенциометрическими,
кондуктометрическими, фотоколометрическими).

В
некоторых случаях изменения в системе
титрования столь заметны, что не требуется
каких то заметных особых приемов для
обнаружения конца реакции. Проблема
выбора способа фиксирования точки
эквивалентности всегда решается
применительно к конкретной практике
(методике исследования). Чаще всего
используют индикаторы. Полученные
результаты должны быть достоверны, т.е.
должны быть подвергнуты статистической
обработке. Методику статобработки см.
в данном методическом руководстве.

Метод нейтрализации
и его применение в медико-санитарной
практике

Медико биологическое значение.

Метод кислотно-основного титрования
позволяет определять количественно в
исследуемых объектах кислые и основные
продукты.

Так, в санитарно-гигиенической практике
этим методом определяют кислотность и
щелочность многих пищевых продуктов,
питьевых и сточных вод.

В клинической практике кислотно-основное
титрование используют для определения
кислотности желудочного сока, буферной
емкости крови, спинно-мозговой жидкости,
мочи и других биологических жидкостей.

Этот метод широко используется в
фармацевтической химии при анализе
лекарственных веществ, установления
доброкачественных продуктов питания
(например,молока).

Большое значение имеет рассматриваемый
метод и при санитарно гигиенической
оценке объектов окружающей среды.
Промышленные стоки могут содержать или
кислые, или щелочные продукты. Закисление
или защелачивание природных водоемов
и почвы приводит порой к необратимым
последствиям, в связи с чем контроль
кислотно-основного баланса весьма
важен.

МЕТОД НЕЙТРАЛИЗАЦИИ

Краткое описание метода нейтрализации
сводится к следующим моментам:

а)
Реакция

В основе метода лежит реакция взаимодействия

H⁺+ OH^–→
H₂O.

б)
Определяемые
вещества:

кислоты:
сильные и слабые

основания:
сильные и слабые: соли, подвергающиеся
гидролизу.

в)
Титранты:

Сильные
кислоты (соляная, серная) с концентрацией
от 0,01 до 1,0 моль/л используются для
определения концентрации оснований и
солей, гидролизующихся по аниону.

Сильные
основания: (NaOH, KOH) с концентрацией от
0,01 до 1,0 моль/л
используются
для определения концентрации кислот и
солей, гидролизующихся по катиону.

Чаще всего
титранты для метода нейтрализации
готовят из фиксаналов. Иногда растворы
сильных кислот готовят разбавлением
концентрированного раствора кислоты,
а растворы сильных оснований, растворением
навески твердой щелочи. Последние
способы приготовления растворов, требуют
экспериментального уточнения концентрации
приготовленного титранта с использованием
установочных (исходных) веществ.

Для
титрантов кислот, в качестве установочных
веществ, используют соду Na₂CO₃
или буру Na₂B₄O₇•10H₂O.

Для
титрантов щелочей — щавелевую кислоту
(H₂C₂O₄•2H₂O).

г)
Индикаторы

Реакция
между кислотами и основаниями не
сопровождается, как правило, какими-либо
внешними эффектами, поэтому для
фиксирования точки эквивалентности
приходится использовать специальные
вещества-индикаторы. Кислотно-основные
индикаторы это, слабые кислоты или
основания, степень ионизации которых
определяется концентрацией [H⁺]
ионов в растворе.

H⁺Ind
↔
H⁺+Ind^–

Чем больше
концентрация H⁺
ионов, тем меньше будет степень ионизации
индикатора. Молекулярная HInd и ионная
HInd формы индикатора имеют разные окраски.
Таким образом, концентрация ионов H⁺влияет
на соотношение концентраций HInd и Ind что,
в свою очередь, определяет характер или
яркость окраски.

Для
характеристики кислотности растворов
в химии широко пользуются водородным
показателем, pH — отрицательный десятичный
логарифм молярной концентрации [H⁺].

В кислых
растворах pH<7, в щелочных pH>7, в
нейтральных

Все
индикаторы изменяют свою окраску не
скачкообразно, а плавно, т.е. в определенном
интервале значений pH, называемом
интервалом перехода.

Поскольку
индикаторы как кислоты или основания
отличаются друг от друга по силе, они
имеют разные интервалы перехода (см.
табл.1).

Таблица
1

N п/п	Анализ вещество титрант	pH в точке эквивалент-ности	Скачок титрования	Используемые индикаторы	Интервал перехода окраски индикатора
1.	Сильная кислота Сильное основание или наоборот	7.0	3-11	Метилоранж Метилрот Фенолфталеин	3.1-4.4 4.2-6.3 8.3-10.0
2.	Слабая кислота Сильное основание	8-10	6-11	Фенолфталеин	8.3-10.0
3.	Слабое основание Сильная кислота	4-6	3-7	Метилоранж Метилрот	3.1-4.4 4.2-6.3

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

Источник

Молярная концентрация (молярность), С_m – это характеристика раствора, способ выражения концентрации растворенного вещества в растворе. Молярная концентрация равна отношению количества растворенного вещества к объему раствора:

где ν_р.в. – количество растворенного вещества, моль

V_р-ра – объем раствора, л

Иногда молярную концентрацию вещества А обозначают так: [A].

Молярная концентрация измеряется в моль/л или М.

Несколько задач на молярную концентрацию.

1. Определите молярную концентрацию раствора азотной кислоты, если в 500 мл раствора содержится 6,3г азотной кислоты. Ответ: 0,2М

Решение: молярная концентрация — это отношение количества растворенного вещества к объему раствора в литрах. Количество азотной кислоты:

ν(HNO₃) = m/M(HNO₃) = 6,3 г/ 63 г/моль = 0,1 моль

С(HNO₃) = ν(HNO₃)/V_р-ра = 0,1 моль/ 0,5 л = 0,2 моль/л

2. Определить молярную концентрацию раствора серной кислоты, если в 2л раствора содержится 0,98г кислоты. Ответ: 0,005М

3. Какую массу хлорида натрия надо растворить в воде, чтобы получить 1л раствора с молярной концентрацией соли 0,02моль/л? Ответ: 1,17г

4. Какое количество вещества (в моль) гидроксида калия содержится в 200мл раствора, если молярная концентрация щёлочи равна 0,9моль/л? Ответ: 0,18моль

5. Какая масса хлороводорода содержится в 250мл раствора соляной кислоты с молярной концентрацией 1 моль/л? Ответ: 9,125г
6. В каком объёме раствора серной кислоты с концентрацией 1 моль/л содержится 4,9г серной кислоты? Ответ: 50мл

7. Смешали 400мл раствора хлорида натрия с молярной концентрацией 1 моль/л и 600мл раствора хлорида натрия с концентрацией соли 2 моль/л. Определить количество вещества хлорида натрия в получившемся растворе и молярную концентрацию этого раствора. Ответ: 1,6М

Источник

Способы выражения концентрации растворов

Существуют
различные способы выражения состава раствора. Наиболее часто используют
массовую долю растворённого вещества, молярную и нормальную
концентрацию.

Массовая доля растворённого вещества w_(B) – это безразмерная величина, равная отношению массы растворённого вещества к общей массе раствора m:
w_(B)= m_(B) / m
Массовую долю растворённого вещества w_(B) обычно выражают в долях единицы или в процентах. Например, массовая доля растворённого вещества – CaCl₂
в воде равна 0,06 или 6%. Это означает,что в растворе хлорида кальция
массой 100 г содержится хлорид кальция массой 6 г и вода массой 94 г.

Пример
Сколько грамм сульфата натрия и воды нужно для приготовления 300 г 5% раствора?

Решение
m(Na₂SO₄) = w(Na₂SO₄) / 100 = (5300) / 100 = 15 г

где w(Na₂SO₄) – массовая доля в %,
m – масса раствора в г
m(H₂O) = 300 г – 15 г = 285 г.

Таким образом, для приготовления 300 г 5% раствора сульфата натрия надо взять 15 г Na₂SO₄ и 285 г воды.

Молярная концентрация C_(B) показывает, сколько моль растворённого вещества содержится в 1 литре раствора.
C_(B) = n_(B) / V = m_(B) / (M_(B)V),

где М_(B) – молярная масса растворенного вещества г/моль.

Молярная концентрация измеряется в
моль/л и обозначается “M”. Например, 2 MNaOH – двухмолярный раствор
гидроксида натрия. Один литр такого раствора содержит 2 моль вещества
или 80 г (M_(NaOH) = 40 г/моль).

Пример
Какую массу хромата калия K₂CrO₄ нужно взять для приготовления 1,2 л 0,1 М раствора?

Решение M(K₂CrO₄) = C(K₂CrO₄)

V M(K₂CrO₄) = 0,1 моль/л 1,2 л 194 г/моль = 23,3 г.

Таким образом, для приготовления 1,2 л 0,1 М раствора нужно взять 23,3 г K₂CrO₄ и растворить в воде, а объём довести до 1,2 литра.

Концентрацию раствора можно выразить
количеством молей растворённого вещества в 1000 г растворителя. Такое
выражение концентрации называют моляльностью раствора.

Нормальность
раствора обозначает число грамм-эквивалентов данного вещества в одном
литре раствора или число миллиграмм-эквивалентов в одном миллилитре
раствора.
Грамм – эквивалентом вещества
называется количество граммов вещества, численно равное его
эквиваленту. Для сложных веществ – это количество вещества,
соответствующее прямо или косвенно при химических превращениях 1 грамму
водорода или 8 граммам кислорода.
Э_{основания} = М_{основания} / число замещаемых в реакции гидроксильных групп
Э_{кислоты} = М_{кислоты} / число замещаемых в реакции атомов водорода
Э_соли = М_соли / произведение числа катионов на его заряд
Пример
Вычислите значение грамм-эквивалента (г-экв.) серной кислоты, гидроксида кальция и сульфата алюминия.
Э H₂SO₄ = М H₂SO₄ / 2 = 98 / 2 = 49 г
Э Ca(OH)₂ = М Ca(OH)₂ / 2 = 74 / 2 = 37 г
Э Al₂(SO₄)₃ = М Al₂(SO₄)₃/ (23) = 342 / 2= 57 г

Величины нормальности обозначают буквой “Н”. Например, децинормальный раствор серной кислоты обозначают “0,1 Н раствор H₂SO₄“.
Так как нормальность может быть определена только для данной реакции,
то в разных реакциях величина нормальности одного и того же раствора
может оказаться неодинаковой. Так, одномолярный раствор H₂SO₄ будет однонормальным, когда он предназначается для реакции со щёлочью с образованием гидросульфата NaHSO₄, и двухнормальным в реакции с образованием Na₂SO₄.

Пример
Рассчитайте молярность и нормальность 70%-ного раствора H₂SO₄ (r = 1,615 г/мл).

Решение
Для вычисления молярности и нормальности надо знать число граммов H₂SO₄ в 1 л раствора. 70% -ный раствор H₂SO₄ содержит 70 г H₂SO₄ в 100 г раствора. Это весовое количество раствора занимает объём
V = 100 / 1,615 = 61,92 мл
Следовательно, в 1 л раствора содержится 701000 / 61,92 = 1130,49 г H₂SO₄

Отсюда молярность данного раствора равна: 1130,49 / М (H₂SO₄) =1130,49 / 98 =11,53 M
Нормальность этого раствора (считая, что кислота используется в реакции в качестве двухосновной) равна 1130,49 / 49 =23,06 H
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, r – плотность раствора; m – мольная масса, то формулы для пересчета из процентной концентрации будут следующими:
M = (cp 10) / m

N = (cp 10) / э

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

Пример 1
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 = (121,08 10) / 98 = 1,32 M

б) Нормальная концентрация 12% раствора серной кислоты равна
N = (121,08 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 = (NЭ) / m

N = (Mm) / Э

Пример
Нормальная концентрация 1 М раствора серной кислоты N = (198) / 49 = 2 H.

Пример
Молярная концентрация 0,5 н. Na₂CO₃
M = (0,553) / 106 = 0,25 M.Упаривание, разбавление, концентрирование,

смешивание растворов
Имеется m_г исходного раствора с массовой долей растворенного вещества w₁ и плотностью r₁.
Упаривание раствора
В результате упаривания исходного раствора его масса уменьшилась на Dm 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 = w₁m

w₂ = m₁ / (m – Dm) = (w₁m) / (m – Dm)

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 = (0,0560) / (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 = w₁m

w₂ = (m₁+x) / (m + x) = (w₁m + x) / (m+x)

Решая полученное уравнение относительно х получаем:
w₂m + w₂ x = w₁ m + x

w₂m – 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

Смешивание растворов с разными концентрациями
Смешали m₁ граммов раствора №1 c массовой долей вещества w₁ и m₂ граммов раствора №2 c массовой долей вещества w₂. Образовался раствор (№3) с массовой долей растворенного вещества w₃. Как относятся друг к другу массы исходных растворов?

Решение
Пусть w₁ > w₂, тогда w₁ > w₃ > w₂. Масса растворенного вещества в растворе №1 составляет w₁

m₁, в растворе №2 – w₂ m₂. Масса образовавшегося раствора (№3) – (m₁ – m₂). Сумма масс растворенного вещества в растворах №1 и №2 равна массе этого вещества в образовавшемся растворе (№3):

w ₁m₁ + w ₂ m₂ = w₃ (m₁ + m₂)

w₁m₁ + w ₂ m₂ = w₃ m₁ + w₃ m₂

w ₁m₁ – w ₃ m₁ = w₃ m₂ – w₂ m₂

(w₁– w₃)m₁ = (w₃– w₂) m₂

m₁ / m₂ = (w₃– w₂ ) / (w₁– w₃)
Таким образом, массы смешиваемых растворов m₁ и m₂ обратно пропорциональны разностям массовых долей w₁ и w₂ смешиваемых растворов и массовой доли смеси w_3. (Правило смешивания).

Для облегчения использования правила смешивания применяют правило креста :

w₁		(w₃ – w₂) /	m₁
	w₃
/ w₂		(w₁ – w₃)	m₂

m₁ / m₂ = (w₃ – w₂) / (w₁ – w₃)
Для этого по диагонали из большего значения концентрации вычитают меньшую, получают (w₁ – w₃), w₁ > w₃ и (w₃ – w₂), w₃ > w₂. Затем составляют отношение масс исходных растворов m₁ / m₂ и вычисляют.

Пример
Определите массы исходных растворов
с массовыми долями гидроксида натрия 5% и 40%, если при их смешивании
образовался раствор массой 210 г с массовой долей гидроксида натрия 10%.

40%		5% /	m₁
	10%
/ 5%		30%	m₂=210-m₁

5 / 30 = m₁ / (210 – m₁)
1/6 = m₁ / (210 – m₁)
210 – m₁ = 6m₁
7m₁ = 210
m₁ =30 г; m₂ = 210 – m₁ = 210 – 30 = 180 г

Разбавление раствора
Исходя из определения массовой доли,
получим выражения для значений массовых долей растворенного вещества в
исходном растворе №1 (w₁) и полученном растворе №2 (w₂):
w₁ = m₁ / (r₁V₁) откуда V₁= m₁ /( w₁ r₁)

w₂ = m₂ / (r₂V₂)

m₂ = w₂r₂ V₂

Раствор №2 получают, разбавляя раствор №1, поэтому m₁ = m₂. В формулу для V₁ следует подставить выражение для m₂. Тогда
V₁= (w₂r₂ V₂) / (w₁ r₁)

m₂ = w₂ • r₂ • V₂

или

w₁ • r₁ • V₁	=	w₂ • r₂ • V₂
m₁(раствор)		m₂(раствор)

m₁(раствор) / m₂(раствор) = w₂ / w₁
При одном и том же количестве растворенного вещества массы растворов и их массовые доли обратно пропорциональны друг другу.

Пример
Определите массу 3%-ного раствора пероксида водорода, который можно получить разбавлением водой 50 г его 3%-ного раствора.
m₁(раствор) / m₂(раствор) = w₂ / w₁
50 / x = 3 / 30
3x = 50

30 = 1500

x = 500 г
Последнюю задачу можно также решить, используя “правило креста”:

30%		3% /	50
	3%
/ 0%		27%	X

3 / 27 = 50 / x
x = 450 г воды
450 г + 50 г = 500 г

Источник

Как определить концентрацию кислоты

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 молярности к нормальности[править | править код]

От молярности к титру[править | править код]

От массовой доли к молярности[править | править код]

От массовой доли к титру[править | править код]

От моляльности к молярности[править | править код]

От моляльности к мольной доле[править | править код]

Сводная таблица[править | править код]

Примечания[править | править код]

Способы выражения концентрации растворов.

Формулы для перерасчета концентраций.

Приготовление рабочих растворов

Вам также может понравиться

Как найти пин код от гугла

Как составить таблицу анкетирования

Как правильно составить речь на диплом

Добавить комментарий Отменить ответ