Сдам Сам

ПОЛЕЗНОЕ


КАТЕГОРИИ







Техника приготовления растворов.





Растворы

3-15

Понятие растворы и растворимость

 

Способы выражения концентрации растворов. Понятие грамм- эквивалента.

 

Расчеты при приготовлении растворов солей и кислот

 

Перерасчет концентрации из одного вида в другой.

 

Смешение и разбавление растворов.Закон смешения растворов

 

Техника приготовления растворов.

15-20

Приготовление растворов солей

 

Приготовление растворов кислот

 

Приготовление растворов оснований

 

Приготовление рабочего раствора из фиксанала.

 

Техника определения концентрации растворов.

21-26

Определение концентрации денсиметрией

 

Определение концентрации титриметрически.

 

Основные понятия и термины титриметрического анализа.

 

Схема титриметрического определения.

 

Шесть правил титрования.

 

Условия титриметрического определения концентрации вещества

 

Приготовление титрованного раствора по точной навеске исходного вещества

 

Установка титра раствора при помощи установочного вещества

 

Вычисления в объемном анализе.

26-28

Список использованной литературы

 

 

РАСТВОРЫ

1. Понятие растворы и растворимость

Как в качественном, так и в количественном анализе основная работа проводится с растворами. Обычно, употребляя название «раствор», мы имеем в виду истинные растворы. В истинных растворах растворенное вещество в виде отдельных молекул или ионов распределено среди молекул растворителя.

Раство́р — гомогенная (однородная) смесь, состоящая из частиц растворённого вещества, растворителя и продуктов их взаимодействия. При растворении твердого вещества в воде или другом растворителе молекулы поверхностного слоя переходят в растворитель и в результате диффузии распределяются по всему объему растворителя, затем в растворитель переходит новый слой молекул и т. д. Одновременно с растворителем происходит и обратный процесс — выделение молекул из раствора. Чем выше концентрация раствора, тем в большей степени будет происходить этот процесс. Повышая концентрацию раствора, не меняя других условий, мы достигаем состояния, при котором за единицу времени из раствора будет выделяться столько же молекул растворенного вещества, сколько и растворяться. Такой раствор называется насыщенным. Если добавить к нему хотя бы небольшое количество растворенного вещества, оно останется нерастворенным.

Раствори́мость— способность вещества образовывать с другими веществами однородные системы — растворы, в которых вещество находится в виде отдельных атомов, ионов, молекул или частиц. Количество вещества в насыщенном растворе определяет растворимость вещества при данных условиях. Растворимость различных веществ в тех или иных растворителях различна. В определенном количестве каждого растворителя может быть растворено не более определенного количества данного вещества. Растворимость выражают количеством граммов веществав 100 г растворителя в насыщенном растворе, при данной температуре.По способности растворяться в воде вещества делят на:1)хорошо растворимые (едкий натр, сахар); 2)малорастворимые (гипс, бертолетова соль); 3) практически нерастворимые (сульфит меди). Практически нерастворимые вещества часто называют нерастворимыми, хотя абсолютно нерастворимых веществ нет. «Нерастворимыми обычно называют такие вещества, растворимость которых чрезвычайно мала (1вес.ч. вещества растворяется в 10000 частей растворителя).



Обычно растворимость твердых веществ увеличивается с повышением температуры. Если приготовить при нагревании раствор, близкий к насыщенному, а затем быстро, но осторожно охладить его, образуется так называемый пересыщенный раствор. Если в такой раствор бросить кристаллик растворенного вещества или перемешать его, то из раствора начнут выпадать кристаллы. Следовательно, в охлажденном растворе вещества содержится больше, чем это возможно для насыщенного раствора при данной температуре. Поэтому при внесении кристалла растворенного вещества весь излишек вещества выкристаллизовывается.

Свойства растворов всегда отличаются от свойств растворителя. Раствор кипит при более высокой температуре, чем чистый растворитель. Температура замерзания, наоборот, у раствора ниже, чем у растворителя.

По характеру растворителя растворы делятся на водные и неводные. К последним принадлежат растворы веществ в таких органических растворителях, как спирт, ацетон, бензол, хлороформ и т. д.

Растворы большинства солей, кислот, щелочей готовятся водные.

 

2. Способы выражения концентрации растворов. Понятие грамм- эквивалента.

Каждый раствор характеризуется концентрацией растворенного вещества: количеством вещества, содержащегося в определенном количестве раствора. Концентрация растворов может выражаться в процентах, в молях на 1 л раствора, в эквивалентах на 1 л раствора и титром.

Концентрацию веществ в растворах можно выразить разными способами.:

Массовая доля растворённого вещества w(B) - это безразмерная величина, равная отношению массы растворённого вещества к общей массе раствора m

w(B)= m(B) / m

или иначе называют: процентная концентрацияраствора - определяется количеством граммов вещества в 100 г раствора. Например, 5% раствор содержит 5 г вещества в 100 г раствора, т. е. 5 г вещества и 100—5 = 95 г растворителя.

 

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 M NaOH - двумолярный раствор гидроксида натрия; одномолярные (1 М) растворы содержат 1 моль вещества в 1 л раствора, двумолярные (2 М) — 2 моля в 1 л и т. д.

Для того чтобы установить, какое количество граммов данного вещества находится в 1 л раствора заданной молярной концентрации, необходимо знать его мольную массу, т. е. массу 1 моля. Мольная масса вещества, выраженная в граммах, численно равна молекулярной массе данного вещества. Например, молекулярная масса NaCl равна 58, 45, следовательно, мольная масса тоже равна 58, 45 г. Таким образом, 1 М раствор NaCl содержит 58, 45 г хлорида натрия в 1 л 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.

Эквивалент сложного вещества — называют такое его количество, которое в данной реакции соответствует (эквивалентно) 1 молю водорода.

Фактор эквивалентности определяется:

1) природой вещества,

2) конкретной химической реакцией.

 

а) в обменных реакциях;

КИСЛОТЫ

Величина эквивалента кислот определяется числом атомов водорода, которые могут быть замещены в молекуле кислоты на атомы металла.

Пример 1. Определить эквивалент для кислот: а) НСl, б) Н2SO4, в) Н3РО4; г) Н4[Fe(CN)6].

Решение.

а) Э= М.М/1

б) Э= М.М/2

в) Э= М.М/3

г) Э= М.М/4

 

В случае многоосновных кислот эквивалент зависит от конкретной реакции:

а) H2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2H2O.

в этой реакции в молекуле серной кислоты замещается два атома водорода, следовательно, Э= М.М/2

б) H2SO4 + KOH → KHSO4 + H2O.

В этом случае в молекуле серной кислоты замещается один атом водорода Э= М.М/1

Для фосфорной кислоты, в зависимости от реакции, значения а) Э= М.М/1

б) Э= М.М/2 в) Э= М.М/3

 

ОСНОВАНИЯ

Эквивалент основания определяется числом гидроксильных групп, которые могут быть замещены на кислотный остаток.

Пример 2. Определить эквивалент оснований: а) КОН; б) Cu(OH)2;

в) La(OH)3.

Решение.

а) Э= М.М/1

б) Э= М.М/2

в) Э= М.М/3

 

СОЛИ

Значения эквивалента солей определяются по катиону.

Величина на которую должна быть разделена М.Мв случае солей равна q·n, где q– заряд катиона металла, n – число катионов в формуле соли.

Пример 3. Определить эквивалент солей: а) KNO3; б) Na3PO4; в) Cr2(SO4)3;

г) Al(NO3)3.

Решение.

а) q·n = 1 б) 1·3 = 3 в) z = 3·2 = 6, г) z = 3·1 = 3

Значение факторов эквивалентности для солей зависит также и от

реакции, аналогично зависимости его для кислот и оснований.

 

б) в окислительно-восстановительных реакциях для определения

эквивалента используют схему электронного баланса.

Величина на которую должна быть разделена М.М для вещества в этом случае равно числу принятых или отданных электронов молекулой вещества.

К2Cr2O7 + HCl → CrCl3 + Cl2 + KCl + H2O

для прямой 2Сr+6+2·3 е →2Cr3+

реакции 2Cl-- 2·1 е →Cl2

для обратной 2Cr+3-2·3 е →Cr+6

реакции Cl2-2 е →2Cl

(K2Cr2O7)=1/6

(Cr)=1/3 (HCl)=1 (Cl)=1) (Cl2)=1/2 (Cl)=1

Нормальная концентрация обозначается буквой N (в расчетных формулах) или буквой «н» — при обозначении концентрации данного раствора. Если в 1л раствора содержится 0,1 эквивалента вещества, он называется децинормальным и обозначается 0,1 н. Раствор, содержащий 0,01 эквивалента вещества в 1 л раствора, называется сантинормальным и обозначается 0,01 н. Поскольку эквивалент является тем количеством любого вещества, которое в данной реакции. соответствует 1 молю водорода, очевидно, эквивалент любого вещества должен в данной реакции соответствовать эквиваленту всякого другого вещества. А это означает, что в любой реакции вещества реагируют в эквивалентных количествах.

Титрованныминазывают растворы, концентрация которых выражается титром,т. е. количеством граммов вещества, растворенного в 1 мл раствора. Очень часто в аналитических лабораториях титры раствора пересчитывают непосредственно на определяемое вещество. Тогдатитр раствора показывает, какому количеству граммов определяемого вещества соответствует 1 мл данного раствора.

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

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

При приготовлении растворов процентной концентрации вещество отвешивают на техно-химических весах, а жидкости отмеривают мерным цилиндром. Поэтому навеску вещества рассчитывают с точностью до 0,1 г, а объем 1 жидкости с точностью до 1 мл.

Прежде чем приступить к приготовлению раствора, необходимо произвести расчет, т. е. рассчитать количество растворяемого вещества и растворителя для приготовления определенного количества раствора заданной концентрации.

3. Расчеты при приготовлении растворов солей

Пример 1. Надо приготовить 500 г 5% раствора нитрата калия. 100 г такого раствора содержат 5 г KN03; Составляем пропорцию:

100 г раствора—5 г KN03

500 » — х » KN03

5*500/100 = 25 г.

Воды нужно взять 500—25 = 475 мл.

Пример 2. Надо приготовить 500 г 5% раствора СаСI из соли СаС12.6Н20. Вначале производим расчет для безводной соли.

100 г раствора—5 г СаС12

500 » » — х г СаС12

5*500/ 100 = 25 г

Мольная масса СаС12 = 111, мольная масса СаС12•6Н20 = 219. Следовательно,

219 г СаС12*6Н20 содержат 111 г СаС12. Составляем пропорцию:

219 г СаС12*6Н20 -- 111 г СаС12

х » СаС12-6Н20— 25 » CaCI2,

219*25/ 111= 49,3 г.

Количество воды равно 500—49,3=450,7 г, или 450,7 мл. Так как воду отмеривают мерным цилиндром, то десятые доли миллилитра в расчет не принимают. Следовательно, нужно отмерить 451 мл воды.

4. Расчеты при приготовлении растворов кислот

При приготовлении растворов кислот необходимо учитывать, что концентрированные растворы кислот не являются 100% и содержат воду. Кроме того, нужное количество кислоты не отвешивают, а отмеривают мерным цилиндром.

Пример 1. Нужно приготовить 500 г 10% раствора соляной кислоты, исходя из имеющейся 58% кислоты, плотность которой d=l,19.

1. Находим количество чистого хлористого водорода, которое должно быть в приготовленном растворе кислоты:

100 г раствора —10 г НС1

500 » » — х » НС1

500*10/100= 50 г

Для расчета растворов процентной концентрации мольную массу округляют до целых чисел.

2. Находим количество граммов концентрированной кислоты, в котором будет находиться 50 г НС1:

100 г кислоты—38 г НС1

х » » — 50 » НС1

100•50/38 = 131,6г.

3. Находим объем, который занимает это количество кислоты:

V =131,6/1,19= 110, 6 мл. (округляем до111)

4. Количество растворителя (воды) равно 500-131,6 = 368,4 г, или 368,4 мл. Так как необходимое количество воды и кислоты отмеривают мерным цилиндром, то десятые доли миллилитра в расчет не принимают. Следовательно, для приготовления 500 г 10% раствора соляной кислоты необходимо взять 111 мл соляной кислоты и 368 мл воды.

Пример 2. Обычно при расчетах для приготовления кислот пользуются стандартными таблицами, в которых указаны процент раствора кислоты, плотность данного раствора при определенной температуре и количество граммов этой кислоты, содержащееся в 1 л раствора данной концентрации. В этом случае расчет упрощается. Количество приготовляемого раствора кислоты может быть рассчитано на определенный объем.

Например, нужно приготовить 500 мл 10% раствора соляной кислоты, исходя из концентрированного 38% раствора. По таблицам находим, что 10% раствор соляной кислоты содержит 104,7 г НС1 в 1 л раствора. Нам нужно приготовить 500 мл, следовательно, в растворе должно быть 104,7:2 = 52,35 г Н С1.

Вычислим, сколько нужно взять концентрированной кислоты. По таблице 1 л концентрированной НС1 содержит 451,6 г НС1. Составляем пропорцию:

1000 мл—451,6 г НС1

Х мл — 52,35 » НС1

1000*52,35/ 451,6 =115,9 мл.

Количество воды равно 500—116 = 384 мл.

Следовательно, для приготовления 500 мл 10% раствора соляной .кислоты нужно взять 116 мл концентрированного раствора НС1 и 384мл воды.

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

Решение. Молекулярная масса хлорида бария равна 208,27. Следовательно. 1л 0,2 М раствора должен содержать 208,27*0,2= = 41,654 г ВаСI2. Для приготовления 2 л потребуется 41,654*2 = 83,308 г ВаСI2.

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

Решение. Молекулярная масса соды равна 106,004; эквивалентная масса Na2C03=М : 2 = 53,002; 0,1 экв. = 5,3002 г.

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

х= 2,6501 г Na2C03.

 

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

Решение. Молекулярная масса серной кислоты равна 98,08. Эквивалентная масса серной кислоты Н2so4 =М : 2=98,08 : 2 = 49,04 г. Масса 0,05 экв. = 49,04*0,05 = 2,452 г.

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

1 л—2,452 г H2S04

2 »— х » H2S04

х = 2,452*2 = 4,904 г H2S04.

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

в 100 г конц. H2S04—96 г H2S04

У » » H2S04—4,904 г H2S04

У= 5,11 г H2S04.

Пересчитываем это количество на объем:5,11:1.84=2.77

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

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

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

40,01*0,0520 = 2,0805 г.

1итр раствора содержит 1000мл.

Т=0,00208 г/мл. Можно воспользоваться также формулой:

Т=Э N/1000 г/л

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

Тогда титр данного раствора:40,01 0,0520/1000=0,00208 г/мл.

Пример 5 Вычислить нормальную концентрацию раствора HN03, если известно, что титр данного раствора равен 0,0065 Для расчета воспользуемся формулой:

Т=Э N/1000г/л, отсюда:

N=Т1000/Э 0,0065.1000/63,05= 0,1030 н.

 

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

Решение. Как было вычислено в примере 2: ЭNа2со3=53,002.
Найдем, сколько эквивалентов составляет 2,6501 г Na2C03:
2,6501 : 53,002 = 0,05 экв.

Для того чтобы вычислить нормальную концентрацию раствора, составим пропорцию:

200 мл содержат 0,05 экв.

1000 » » х »

Х=0,25 экв.

 

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

Для такого расчета можно воспользоваться формулой:

N =Р 1000/Э V

 

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

ЭNа2со3=53,002, тогда нормальная концентрация данного раствора

2,6501* 1000 / 53,002*200=0,25

5.Перерасчет концентрации из одного вида в другой.

В лабораторной практике часто приходится проводить пересчет концентрации имеющихся 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.

Плотность раствора приводится в справочниках в соответствующих таблицах или измеряется ареометром. Если мы обозначим: С — процентная концентрация; М — молярная концентрация; N — нормальная концентрация; d — плотность раствора;Э — эквивалентная масса; m — мольная масса, то формулы для пересчета из процентной концентрации в молярную и нормальную будут следующими:

Пример 1. Какова молярная и нормальная концентрация 12% раствора сернойкислоты, плотность которого d=l,08 г/см??

Решение. Мольная масса серной кислоты равна 98. Следовательно,

Э н2so4 =98:2=49.

Подставляя необходимые значения в формулы, получим:

1) молярная концентрация 12% раствора серной кислоты равна

М=12*1,08 *10/98=1,32 М;

2) нормальная концентрация 12% раствора серной кислоты равна

N =12*1,08*10/49= 2,64 н.

Пример 2. Какова процентная концентрация 1 н. раствора соляной кислоты, плотность которого 1,013?

Решение. Мольная масса НСI равна 36,5, следовательно, Энс1= 36,5. Из приведенной выше формулы (2) получим:

C=N*Э/10d

следовательно, процентная концентрация 1 н. раствора соляной кислоты равна

36,5*1/ 1,013*10 =3,6%

Иногда в лабораторной практике приходится пересчитывать молярную концентрацию в нормальную и наоборот. Если эквивалентная масса вещества равна мольной массе (например, КОН), то нормальная концентрация равна молярной концентрации. Так, 1 н. раствор соляной кислоты будет одновременно 1 М 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 мы можем пользоваться формулами:

М = (NЭ)/m ; N=M(m/Э)

Пример 3. Нормальная концентрация 1М раствора серной кислоты Ответ-2М

Пример 4, Молярная концентрация 0,5 н. раствора Na23 Ответ-0.25Н

 

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

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

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

M = (N · Э) / m
N = (M · m) / Э

 

Закон смешения растворов

Количества смешиваемых растворов обратно пропорциональны абсолютным разностям между их концентрациями и концентрацией получившегося раствора.

Закон смешения можно выразить математической формулой:

mA/mB =С-b/а-с,

где mA,mB –количества растворов А и В, взятые для смешения;

a, b, c-соответственно концентрации растворов А и В и раствора, полученного в результате смешения . Если концентрация выражена в %, то количества смешиваемых растворов нужно брать в весовых единицах; если концентрации взяты в молях или нормалях, то количества смешиваемых растворов нужно выражать только в литрах.

Для облегчения использования правила смешивания применяют правило креста:

 

 

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%.

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

 

 

Основные понятия и термины титриметрического анализа.

 

Титрант -раствор реагента известной концентрации (стандартный раствор).

Стандартный раствор – по способу приготовления различают первичные вторичные стандартные растворы. Первичный готовят растворением точного количества чистого химического вещества в определенном количестве растворителя. Вторичный готовят приблизительной концентрации и определяют его концентрацию по первичному стандарту.

Точка эквивалентности– момент, когда в добавленном объеме рабочего раствора содержится количество вещества эквивалентное количеству определяемого вещества.

Цель титрования- точное измерение объемов двух растворов, в которых содержится эквивалентное количество вещества

Прямое титрование– это титрование определенного вещества «А» непосредственно титрантом «Б». Его применяют в том случае, если реакция между «А» и «Б» протекает быстро.

 

Растворы

3-15

Понятие растворы и растворимость

 

Способы выражения концентрации растворов. Понятие грамм- эквивалента.

 

Расчеты при приготовлении растворов солей и кислот

 

Перерасчет концентрации из одного вида в другой.

 

Смешение и разбавление растворов.Закон смешения растворов

 

Техника приготовления растворов.

15-20

Приготовление растворов солей

 

Приготовление растворов кислот

 

Приготовление растворов оснований

 

Приготовление рабочего раствора из фиксанала.

 









Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте:


©2015- 2018 zdamsam.ru Размещенные материалы защищены законодательством РФ.