Процентным раствором называют раствор, содержащий в своем составе определенный процент вещества по массе пли объему. Например, 50%-ный раствор NaOH содержит 50 г химически чистого NaOH в 100 г раствора (процент к массе) или 60%-ный раствор спирта содержит 60 мл безводного спирта на 100 мл раствора.
Пример. Необходимо приготовить 1 л 5%-ного раствора НС1 при плотности 1,19.
По таблице узнаем, что 5%-ный раствор НС1 имеет плотпость 1,024. Тогда 1 л ее будет весить 1,024-1000=1024 г.
В этом количестве должно содержаться чистого хлористого водорода:
Кислота с плотностью 1,19 содержит 37,23% НС1. Исходное вещество находим по таблице.
Чтобы узнать, сколько нужно взять кислоты, составляем пропорцию:
иликислоты с плотностью 1,19. Отмерив 116 мл кислоты, доводим ее объем до 1 л.
Таким же образом рассчитываем и серную кислоту.
Таблица 33
Исходное
вещество
Плотность
Весовой процент исходного вещества
1,19 1,84 1,40
37,23
634,8 167,7 313,0
496,6 129,9 243,6
236,8 60,6 115,0
115,5 29,3 56,0
45,5 11,5 22,0
22,6 5,6 10,8
Для облегчения расчета в таблице 33 приведено количество исходных веществ для приготовления процентных растворов кислот.
Россия, Тверь набережная реки Лазури, 15 geosfera@geosferatver.ru tver@upeg.net
производство и поставка оборудования
РАЗДЕЛЫ
ПРАКТИЧЕСКИЕ СОВЕТЫ
Содержание
1. Определение плотности соляной кислоты.
Пример.
2. Определение концентрации водных растворов соляной кислоты.
Пример.
Масса раствора соляной кислоты объемом 24,6 см 3 равна 26,2 г. Необходимо определить, в каком объемном соотношении концентрированная кислота смешана с водой, исходную концентрацию, а также весовую и молярную концентрацию (нормальность) раствора. По расчетному значению плотности раствора ρ = 26,2/24,6 = 1,065 г/см 3 определите с помощью таблицы 3 объемные доли HCL и воды (1:2) и исходную концентрацию кислоты, из которой был приготовлен раствор (36,5% вес.). Затем,используя таблицу 4, найдите для раствора плотностью 1,065 г/см 3 интерполированием значений молярную концентрацию:
3. Приготовление водных растворов соляной кислоты в заданном объемном соотношении.
Пример.
Для приготовления 500 мл раствора в объемном соотношении 1:4 необходимо 100 мл концентрированной кислоты аккуратно влить в 400 мл дистиллированной воды, тщательно перемешать и перелить раствор в емкость из темного стекла с герметичной крышкой.
4. Приготовление водных растворов соляной кислоты требуемой весовой концентрации.
Пример.
Необходимо приготовить 1 л раствора HCL концентрацией 6 % вес. из соляной кислоты концентрацией 36 % вес. (такой раствор используется в карбонатомерах КМ производства ООО НПП «Геосфера»). По таблице 2 определите молярную концентрацию кислоты с весовой долей 6 % вес.(1,692 моль/л) и 36 % вес.(11,643 моль/л). Рассчитайте объем концентрированной кислоты, содержащей такое же количество HCl (1.692 г-экв.), что и в приготавливаемом растворе:
1,692 / 11,643 = 0,1453 л.
Следовательно, добавив 145 мл кислоты (36 % вес.) в 853 мл дистиллированной воды, получите раствор заданной весовой концентрации.
5. Приготовление водных растворов соляной кислоты заданной молярной концентрации.
Vв = V(M/Mp – 1)
где M – молярная концентрация исходной кислоты. Если концентрация кислоты не известна, определите ее по плотности, используя таблицу 2.
Пример.
Весовая концентрация используемой кислоты 36,3 % вес. Необходимо приготовить 1 л водного раствора HCL с молярной концентрацией 2,35 моль/л. По таблице 1 найдите интерполированием значений 12,011 моль/л и 11,643 моль/л молярную концентрацию используемой кислоты:
По приведенной выше формуле рассчитайте объем воды:
Vв = V (11,753 / 2,35 – 1) = 4·V
Принимая Vв + V = 1 л, получите значения объемов: Vв = 0,2 л и V = 0,8 л.
Следовательно, для приготовления раствора с молярной концентрацией 2,35 моль/л, нужно влить 200 мл HCL (36,3 % вес.) в 800 мл дистиллированной воды.
6. Расход соляной кислоты для определения карбонатности образцов горной породы.
CaCO3 + 2HCL = CaCL2 + H2O + CO2
CaMg(CO3)2 + 4HCL = CaCL2 + MgCL2 + 2H2O + 2CO2
FeCO3 + 2HCL = FeCL2 + H2O + CO2
Наибольшее количество кислоты расходуется на разложение доломита, т.к. в 1 г CaMg(CO3)2 содержится 21,691 мг-экв., в 1 г CaCO3 – 19,982 мг-экв., а в 1 г FeCO3 – 17,262 мг-экв. Для полного разложения карбонатов необходимо израсходовать такое же количество мг-экв. HCL.
В 1 мл концентрированной соляной кислоты (35…38% вес.) содержится 11,267…12,381 мг-экв. (таблица 1). Поэтому на разложение 1 г доломита теоретически необходимо от 21,691 / 12,381 = 1,75 мл до 21,691 / 11,267 = 1,92 мл концентрированной кислоты (таблица 7).
При проведении исследований образцов горных пород расход концентрированной кислоты должен быть не менее 2 мл на 1 г карбонатных веществ. Избыток кислоты необходим для нормального протекания химической реакции. Расчетные значения объема растворов кислоты, необходимого для взаимодействия 1 г карбонатов с кислотой, даны в таблице 8. Расход водных растворов, содержащих оптимальный избыток соляной кислоты для полного разложения 1 г карбонатных пород, приведен в таблице 9. Фактический объем раствора кислоты, расходуемой на исследование одного образца, устанавливает изготовитель карбонатомеров.
Для карбонатомеров серии КМ производства ООО НПП «Геосфера» расход концентрированной соляной кислоты на один образец составляет не более 2,35 мл.
7. Подготовка образца
Для определения карбонатности горной породы необходима навеска измельченного образца массой от 500 мг до 1000 мг. Навеска большей массы позволяет достовернее определить содержание кальцита и доломита, особенно в низкокарбонатных образцах.
Для получения навески массой 1000 мг нужно отобрать и измельчить не менее 3 г сухих флагментов керна или промытых и высушенных частиц шлама основной породы.
После измельчения образца необходимо просеять порошок через сито с размером ячеек 0,056 мм или 0,063 мм.
Если образец отобран из нефтенасыщенного керна или шлама, то после измельчения следует выполнить экстрагирование образца органическим растворителем (четыреххлористым углеродом CCl4 или хлороформом CHCl3).
Для экстрагирования просеянный порошок необходимо насыпать кучно на листок фильтровальной бумаги и с помощью пипетки нанести на него под вытяжкой 30…40 капель растворителя. После испарения растворителя из образца нужно отобрать навеску для взвешивания.
Взвешивание следует осуществлять на электронных весах не ниже 3 класса точности, имеющих дискретность отсчета не менее 1 мг. Взвешиваемый образец рекомендуется насыпать на подложку из плотной мелованной бумаги (для удобства последующей засыпки в контейнер реакционной камеры карбонатомера).
Следует учитывать, что неточное взвешивание образца увеличивает погрешность определения карбонатности. Например, при погрешности взвешивания ± 10 мг дополнительная ошибка определения карбонатности образца массой 500 мг составляет ± 2%.
8. Нейтрализация остатков соляной кислоты
Для нейтрализации остатков HCl необходимо добавить в раствор равное количество мг-экв. одного из веществ, взаимодействующих с соляной кислотой (например, бикарбонат натрия NaHCO3, бикарбонат калия KHCO3, углекислый натрий Na2CO3, углекислый калий K2CO3, гидроокись натрия NaOH или гидроокись калия KOH).
Расчетное количество безводных веществ, затрачиваемых на нейтрализацию кислоты, содержащейся в 1 мл водных водных растворов HCl разной концентрации, приведено в таблице 10.
Количество вещества, используемого для нейтрализации остатков HCl после исследования образца породы массой 1 г, может быть определено исходя из объема раствора кислоты, не затраченной на реакцию.
Пример.
При исследовании образца породы массой 1 г, содержащего 85% кальцита, израсходовано 15 мл водного раствора HCl (1:6), приготовленного из кислоты с концентрацией 38% вес. Необходимо определить количество NaHCO3 для нейтрализации остатков HCl после реакции.
Расчетный объем раствора кислоты для разложения 1 г CaCO3 равен 11,3 мл (таблица 8).
Избыток раствора HCl составляет 15,0 – 11,3 = 3,7 мл.
Расчетное количество непрореагированной кислоты равно 11,3·(1 – 85/100) = 1,7 мл. Следовательно, необходимо нейтрализовать кислоту в растворе объемом 3,7 + 1,7 = 5,4 мл.
Используя таблицу 10, рассчитываем требуемое для нейтрализации количество безводного бикарбоната натрия 0,149 · 5,4 = 0,8 г.
Фактический расход безводных веществ, используемых для нейтрализации остатков кислоты в 1 мл раствора, больше расчетных значений (таблица 10) на величину
где С – весовая доля чистого вещества в безводном порошке, % вес.
Пример.
Для нейтрализации кислоты, содержащейся в 1 мл разбавленного (1:6) раствора HCl с начальной концентрацией 38 % вес. согласно таблице 10 необходимо 0,099 г KOH.
Весовая доля KOH равна 88 % вес.
Фактическое количество вещества, затрачиваемого на нейтрализацию кислоты больше расчетного и равно 0,099 · 100/88 = 0,112 мг.
Из химических веществ, пригодных для нейтрализации соляной кислоты, наиболее доступным является бикарбонат натрия NaHCO3 по ГОСТ 2156-76 (он же двууглекислый натрий или пищевая сода). Недостатком этого вещества является плохая растворимость в воде при нормальной температуре (8,8 г в 100 мл воды при 20°C), что не позволяет применять NaHCO3 в растворе с концентрацией более 8% вес. При реакции NaHCO3 с соляной кислотой происходит выделение углекислого газа и паров раствора, поэтому нейтрализацию необходимо осуществлять в емкости объемом не менее 250 мл. Кроме NaHCO3 для нейтрализации может быть рекомендована гидроокись калия KOH, которая хорошо растворяется в воде (до 112 г в 100 мл при 20°C) и реагирует с кислотой с образованием водорастворимой соли KCl. При небольших концентрациях растворы NaHCO3 и KOH обладают слабощелочными свойствами и безопасны в применении.
Приблизительные растворы. В большинстве случаев в лаборатории приходится пользоваться соляной, серной и азотной кислотами. Кислоты имеются в продаже в виде концентрированных растворов, процентное содержание которых определяют по их плотности.
Кислоты, применяемые в лаборатории, бывают технические и чистые. Технические кислоты содержат примеси, а потому при аналитических работах не употребляются.
Концентрированная соляная кислота на воздухе дымит, поэтому работать с ней нужно в вытяжном шкафу. Наиболее концентрированная соляная кислота имеет плотность 1,2 г/см3 и содержит 39,11%’ хлористого водорода.
Разбавление кислоты проводят по расчету, описайному выше.
Пример. Нужно приготовить 1 л 5%-ного раствора соляной кислоты, пользуясь раствором ее с плотностью 1,19 г/см3. По справочнику узнаем, что 5%,-ный раствор нмеет плотность 1,024 г/см3; следовательно, 1 л ее будет весить 1,024*1000 = 1024 г. В этом количестве должно содержаться чистого хлористого водорода:
Кислота с плотностью 1,19 г/см3 содержит 37,23% HCl (находим также по справочнику). Чтобы узнать, сколько следует взять этой кислоты, составляют пропорцию:
или 137,5/1,19 = 115,5 кислоты с плотностью 1,19 г/см3, Отмерив 116 мл раствора кислоты, доводят объем его до 1 л.
Так же разбавляют серную кислоту. При разбавлении ее следует помнить, что нужно приливать кислотук воде
, а не наоборот. При разбавлении происходит сильное разогревание, и если приливать воду к кислоте, то возможно разбрызгивание ее, что опасно, так как серная кислота вызывает тяжелые ожоги. Если кислота попала на одежду или обувь, следует быстро обмыть облитое место большим количеством воды, а затем нейтрализовать кислоту углекислым натрием или раствором аммиака. При попадании на кожу рук или лица нужно сразу же обмыть это место большим количеством воды.
Особой осторожности требует обращение с олеумом, представляющим моногидрат серной кислоты, насыщенный серным ангидридом SO3. По содержанию последнего олеум бывает нескольких концентраций.
Следует помнить, что при небольшом охлаждении олеум закристаллизовывается и в жидком состоянии находится только при комнатной температуре. На воздухе он дымит с выделением SO3, который образует пары серной кислоты при взаимодействии с влагой воздуха.
Большие трудности вызывает переливание олеума из крупной тары в мелкую. Эту операцию следует проводить или под тягой, или на воздухе, но там, где образующаяся серная кислота и SO3 не могут оказать какого-либо вредного действия на людей и окружающие предметы.
Если олеум затвердел, его следует вначале нагреть, поместив тару с ним в теплое помещение. Когда олеум расплавится и превратится в маслянистую жидкость, его нужно вынести на воздух и там переливать в более мелкую посуду, пользуясь для этого способом передавлива-ния при помощи воздуха (сухого) или инертного газа (азота).
При смешивании с водой азотной кислоты также происходит разогревание (не такое, правда, сильное, как в случае серной кислоты), и поэтому меры предосторожности должны применяться и при работе с ней.
В лабораторной практике находят применение твердые органические кислоты. Обращение с ними много проще и удобнее, чем с жидкими. В этом случае следует заботиться лишь о том, чтобы кислоты не загрязнялись чем-либо посторонним. При необходимости твердые органические кислоты очищают перекристаллизацией (см, гл. 15 «Кристаллизация»),
Точные растворы. Точные растворы кислот готовят так же, как и приблизительные, с той только разницей, что вначале стремятся получить раствор несколько большей концентрации, чтобы после можно было его точно, по расчету, разбавить. Для точных растворов берут только химически чистые препараты.
Нужное количество концентрированных кислот обычно берут по объему, вычисленному на основании плотности.
Пример. Нужно приготовить 0,1 и. раствор H2SO4. Это значит, что в I л раствора должно содержаться:
Кислота с плотностью 1,84 г\смг содержит 95,6% H2SO4 н для приготовления 1 л 0,1 н. раствора нужно взять следующее количество (х) ее (в г):
Соответствующий объем кислоты составит:
Отмерив из бюретки точно 2,8 мл кислоты, разбавляют ее до 1 л в мерной колбе и затем титруют раствором щелочи п устанавливают нормальность полученного раствора. Если раствор получится более концентрированный), к нему добавляют из бюретки рассчитанное количество воды. Например, при титровании установлено, что 1 мл 6,1 н. раствора H2SO4 содержит не 0,0049 г H2SO4, а 0,0051 г. Для вычисления количества воды, которое необходимо для приготовления точно 0,1 н. раствора, составляем пропорцию:
Расчет показывает, что этот объем равен 1041 мл раствор нужно добавить 1041 — 1000 = 41 мл воды. Следует еще учесть то количество раствора, которое взято для титрования. Пусть взято 20 мл, что составляет 20/1000 = 0,02 от имеющегося объема. Следовательно, воды нужно добавить не 41 мл, а меньше: 41 — (41*0,02) = = 41 —0,8 = 40,2 мл.
Исправленный раствор следует снова проверить на содержание вещества, взятого для растворения. Точные растворы соляной кислоты готовят также ионообменным способом, исходя из точной рассчитанной навески хлористого натрия. Рассчитанную и отвешенную на аналитических весах навеску растворяют в дистиллированной или деминерализованной воде, полученный раствор пропускают через хроматографическую колонку, наполненную катионитом в Н-форме. Раствор, вытекающий из колонки, будет содержать эквивалентное количество HCl.
Как правило, точные (или титрованные) растворы следует сохранять в плотно закрытых колбах, В пробку сосуда обязательно нужно вставлять хлоркальциевую трубку, заполненную в случае раствора щелочи натронной известью или аскаритом, а в случае кислоты — хлористым кальцием или просто ватой.
Для проверки нормальности кислот часто применяют прокаленный углекислый натрий Na2COs. Однако он обладает гигроскопичностью и поэтому не полностью удовлетворяет требованиям аналитиков. Значительно удобнее пользоваться для этих целей кислым углекислым калием KHCO3, высушенным в эксикаторе над CaCl2.
При титровании полезно пользоваться «свидетелем», для приготовления которого в дистиллированную или деминерализованную воду добавляют одну каплю кислоты (если титруют щелочь) или щелочи (если титруют кислоту) и столько капель индикаторного раствора, сколько добавлено в титруемый раствор.
Приготовление эмпирических, по определяемому веществу, и стандартных растворов, кислот проводят по расчету с применением формул, приведенных для этих и описанных выше случаев.
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.
Приготовление растворов солей
Приготовление растворов кислот
Приготовление растворов оснований
Приготовление рабочего раствора из фиксанала.
Техника определения концентрации растворов.
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.
Список использованной литературы
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.:
Молярная концентрация C(B) показывает, сколько моль растворённого вещества содержится в 1 литре раствора.
C(B) = n(B) / V = m(B) / (M(B) · V),
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.
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;
Величина эквивалента кислот определяется числом атомов водорода, которые могут быть замещены в молекуле кислоты на атомы металла.
В случае многоосновных кислот эквивалент зависит от конкретной реакции:
в этой реакции в молекуле серной кислоты замещается два атома водорода, следовательно, Э= М.М/2
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
Эквивалент основания определяется числом гидроксильных групп, которые могут быть замещены на кислотный остаток.
Пример 2. Определить эквивалент оснований: а) КОН; б) Cu(OH)2;
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.
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.
для прямой 2Сr +6 +2·3 е →2Cr 3+
для обратной 2Cr+3-2·3 е →Cr +6
реакции Cl2-2 е →2Cl
(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
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
Мольная масса СаС12 = 111, мольная масса СаС12•6Н20 = 219. Следовательно,
219 г СаС12*6Н20 содержат 111 г СаС12. Составляем пропорцию:
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
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
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*52,35/ 451,6 =115,9 мл.
Количество воды равно 500—116 = 384 мл.
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
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:
х = 2,452*2 = 4,904 г H2S04.
Чтобы определить, сколько для этого надо взять 96,% раствора H2S04, составим пропорцию:
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 »
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,
Подставляя необходимые значения в формулы, получим:
1) молярная концентрация 12% раствора серной кислоты равна
2) нормальная концентрация 12% раствора серной кислоты равна
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:
следовательно, процентная концентрация 1 н. раствора соляной кислоты равна
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 Na2CО3 Ответ-0.25Н
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:
где mA,mB –количества растворов А и В, взятые для смешения;
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%.
Основные понятия и термины титриметрического анализа.
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
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.
Приготовление растворов солей
Приготовление растворов кислот
Приготовление растворов оснований
Приготовление рабочего раствора из фиксанала.
ЧТО ПРОИСХОДИТ ВО ВЗРОСЛОЙ ЖИЗНИ? Если вы все еще «неправильно» связаны с матерью, вы избегаете отделения и независимого взрослого существования.
Живите по правилу: МАЛО ЛИ ЧТО НА СВЕТЕ СУЩЕСТВУЕТ? Я неслучайно подчеркиваю, что место в голове ограничено, а информации вокруг много, и что ваше право.
ЧТО ТАКОЕ УВЕРЕННОЕ ПОВЕДЕНИЕ В МЕЖЛИЧНОСТНЫХ ОТНОШЕНИЯХ? Исторически существует три основных модели различий, существующих между.
ЧТО И КАК ПИСАЛИ О МОДЕ В ЖУРНАЛАХ НАЧАЛА XX ВЕКА Первый номер журнала «Аполлон» за 1909 г. начинался, по сути, с программного заявления редакции журнала.
Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте:
кислоты с плотностью 1,19. Отмерив 116 мл кислоты, доводим ее объем до 1 л.
