SO4 раствор гидроксида калия ' из воды гидроксида калия и гидратированных ионов К ОН
Работа добавлена на сайт samzan.net:
КОНЦЕНТРАЦИЯ РАСТВОРОВ И СПОСОБЫ ЕЁ ВЫРАЖЕНИЯ
Все природные воды, а также важнейшие физиологические жидкости – кровь, лимфа и др. – являются растворами.
Растворы – это однородные (гомогенные) системы, состоящие из двух и более компонентов (составных частей) и продуктов их взаимодействия.
Например, раствор серной кислоты состоит из растворителя – воды (первый компонент), растворимого вещества – кислоты (второй компонент) и продуктов их взаимодействия – гидратированных ионов Н+, НSО4-, SO4-,
раствор гидроксида калия – из воды, гидроксида калия и гидратированных ионов К+, ОН-.
(Причиной диссоциации электролита в водном растворе является его гидратация, т.е. взаимодействие электролита с молекулами воды и разрыв химической связи в нем. В результате взаимодействия электролита с молекулами воды образуются гидратированные, т.е. связанные с молекулами воды, ионы.)
Растворы по агрегатному состоянию бывают жидкие (растворы солей в воде), твердые (сплавы металлов) и газообразные (воздух). Важнейшей характеристикой любого раствора является его состав. Численное выражение состава раствора показывает концентрация.
Концентрацией называется величина, показывающая, сколько растворенного вещества (в граммах, молях, моль - эквивалентах) содержится в определенном количестве раствора (в литре, миллилитре, граммах) или растворено в определенном количестве растворителя (килограмме).
Существуют различные способы численного выражения состава растворов: молярная, моляльная, нормальная, процентная концентрации, титр и др.
Способы выражения содержания растворенного вещества в растворе.
§1.1.Процентная концентрация.
Массовая доля (в процентах) или процентная концентрация
(ω) – показывает число грамм растворенного вещества, содержащееся в 100 граммах раствора.
Процентная концентрация или массовая доля есть отношение массы растворенного вещества к массе раствора.
ω = mраств. в-ва ·100%/ m р-ра (1),
где ω – процентная концентрация (%),
m раств. в-ва – масса растворенного вещества (г),
mр-ра – масса раствора (г).
Массовая доля измеряется в долях единицы и используется в промежуточных расчетах. Если массовую долю умножить на 100 % получится процентная концентрация, которая используется, когда выдается конечный результат.
Масса раствора складывается из массы растворенного вещества и массы растворителя:
mр-ра = mр-ля + mраств. в-ва (2),
где m р-ра – масса раствора (г),
mр-ля – масса растворителя (г),
mраств. в-ва – масса растворенного вещества (г).
Например, если массовая доля растворенного вещества – серной кислоты в воде равна 0,05, то процентная концентрация составляет 5%. Это означает, что в растворе серной кислоты массой 100 г содержится серная кислота массой 5 г, а масса растворителя составляет 95г.
§ 1.2. Расчеты, связанные с использованием плотности раствора.
Чтобы связать между собой массу и объем раствора используют такую величину как плотность раствора.
ПЛОТНОСТЬ – это величина, показывающая массу единицы объёма.
ρ = mр-ра/ Vр-ра (3),
где ρ –плотность раствора (г/мл),
mр-ра – масса раствора (г),
Vр-ра – объём раствора (мл).
§ 1.3. Выражение концентрации растворов в единицах нормальности, молярности и моляльности. Взаимный переход от одних видов выражения концентрации к другим.
Молярная концентрация (молярность) – выражается числом молей растворенного вещества в 1 литре раствора.
См = υ/V (4),
где См – молярная концентрация (молярность) (моль/л),
υ – число молей (моль),
V – объём (мл).
Единицы измерения молярной концентрации моль/л.
Раствор, содержащий в 1 литре 1 моль растворенного вещества, называется молярным.
Например, 1 молярный раствор NаOH – это такой раствор, 1литр которого содержит 1 моль растворенного вещества NaOH или 1·40 = 40 г NaOH.
Нормальная концентрация (нормальность) – выражается числом моль - эквивалентов растворенного вещества в 1 литре раствора.
Сн = υэ /V (5),
где Сн – нормальная концентрация (нормальность) моль-экв/л,
υэ – число моль - эквивалентов (моль - экв),
V – объём (л).
Раствор в 1 литре, которого содержится 1 моль-эквивалент, называется нормальным.
При нахождении моль эквивалентов вещества по его молекулярной массе необходимо знать, что молярная масса эквивалента данного вещества может быть различным при разных химических реакциях, в которых это вещество участвует. Поэтому один и тот же раствор в разных случаях может иметь различную нормальность.
Например, если при взаимодействии раствора серной кислоты, содержащей 9,8 г кислоты, с NaOH образуется кислая соль, то раствор серной кислоты будет 0,1 н., т.к. эта реакция сводится к замещению одного иона водорода в серной кислоте на ион натрия:
H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O
поэтому эквивалентная масса серной кислоты здесь равна её малярной массе 98 г/моль. Число моль - эквивалентов в1 литре (или нормальность) в этом случае равно 9,8/98 1= 0,1 н.
Если же образуется средняя соль, реакция сводится к замещению двух ионов водорода в серной кислоте на два иона натрия:
H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O
следовательно, молекула серной кислоты содержит два эквивалента. Значит, в данном случае эквивалентная масса будет равна ½ молярной массы 49г/моль. Число моль - эквивалентов в 1 литре (или нормальность) будет равно 9,8/49·1 = 0,2 н.
Для перехода от процентной концентрации к концентрациям, выраженным в единицах нормальности и молярности, и обратно необходимо учитывать плотность растворов.
Титром – называют число грамм растворенного вещества, содержащееся в 1 мл раствора. Единицы измерения титра г/мл.
ПРИМЕР10: Вычислите процентную концентрацию, молярность и титр 2 н. раствора КОН (ρ = 1,10 г/см3).
РЕШЕНИЕ:
1) Вычислим массу 1 литра раствора КОН
1000·1,10 = 1100 г
2) Определим массу растворенного вещества: нормальная концентрация показывает, сколько моль - эквивалентов растворенного вещества содержится в 1 литре раствора, т.к. наш раствор 2 н., то в 1 литре раствора содержится 2 моль - эквивалента КОН.
3) Зная число моль - эквивалентов и эквивалентную массу КОН рассчитаем массу КОН:
Мэ кон = М кон, т.к. fэ = 1.
m = υэ·Мэ = 2·56 = 112 г
4) Рассчитаем по формуле (1) процентную концентрацию:
ω = mраст. в-ва·100/ mр-ра = 112·100/1100 = 10,18 %.
5) Молярность и нормальность отличается друг от друга фактором эквивалентности: См =Сн·fэ или Сн = См/fэ
Для КОН fэ = 1, т.е. См=Сн, следовательно, См = 2 М.
6) Рассчитаем титр раствора
Т=mраств. в-ва /Vр-ра = 112/1000 = 0,112 г/мл.
.§ 1.4. Расчет объёмов растворов, необходимых для реакции.
Зная концентрации растворов, применяемых при проведении различных реакций, можно вычислить в каких объёмных отношениях должны быть смешаны эти растворы, чтобы растворенные в них вещества реагировали без остатка. Эти вычисления особенно упрощаются, если пользоваться растворами определенной нормальности.
Для расчета объёмов растворов используют закон эквивалентов для растворов.
При одинаковой нормальности растворов объёмы этих растворов всегда будут равны между собой, при различных объёмы обратно пропорциональны нормальностям.
V1· N1 = V2·N2 или V1:V2 = N2:N1 (7),
где N1 –нормальная концентрация первого вещества,
V1 – объём первого вещества (мл),
N2 – нормальная концентрация второго вещества,
V2 – объём второго вещества (мл).
Т.к. весовые количества реагирующих веществ пропорциональны их эквивалентам, то очевидно, что для реакций всегда нужно брать такие объёмы растворов, которые содержали бы одинаковое число моль - эквивалентов растворенного вещества.
Зная объём и нормальную концентрацию одного раствора, можно рассчитать массу определяемого вещества по формуле:
m1 / Mэ1 = V2·Cн2 /1000 (8),
где m1 - масса первого вещества (г),
Мэ1 – эквивалентная масса первого вещества (г/моль),
V2 – объём второго вещества (мл),
Сн2 – нормальная концентрация второго вещества.
Формулы для пересчета концентраций растворов.
|
Способ выражения концентрации |
См |
Сн |
ω |
|
|
Название |
Обозначение и единицы измерения |
|||
|
Молярная (молярность) |
См, моль/л |
См |
Ср·Мэ/М |
10·ρ·ω/М |
|
Нормальная (нормальность) |
Сн, моль/л |
См·М/Мэ |
Сн |
10·ρ·ω/Мэ |
|
Процентная |
ω, %(масс.) |
См·М/10·ρ |
Сн·Мэ/10·ρ |
ω |
СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ
1. Глинка Н.Л. Общая химия Л.: Химия, 1974, 712с.
2. Павлов Н.Н. Неорганическая химия М.: Высшая школа, 1986, 336с.
3. Пилипенко А.Т., Починок В.Я., Середа И.П., Шевченко Ф.Д. Справочник по элементарной химии Киев ''Наукова думка'', 1962, 560с.
4. Гольбрайх З.Е. Сборник задач и упражнений по химии М.: Высшая школа, 1984, 223с.
5. Коровин Н.В., Мингулина Э.И., Рыжова Н.Г. Лабораторные работы по химии М.: Высшая школа, 1986, 239с.
2. наука о международных отношениях
3. по теме Системы счисления- Перевод из 2 в 10 сс
4. Роль рек в освоении и заселении Сибири
5. Лабораторная работа 4 ldquo;ОПРЕДЕЛЕНИЕ ОСНОВНЫХ ХАРАКТЕРИСТИК ИОНОСФЕРНЫХ СЛОЁВ ПО ИОНОГРАММАМrdquo;
6. Поиск положительного героя в творчестве Некрасова
7. Основания прекращения Арбитражным судом производства по делу
8. 2001 Теория экономического риска- программа курса методические указания и контрольные з
9. Особенности труда в водном хозяйстве и орошаемом земледелии
10. Средне-Волжское предприятие магистральных электрических сетей
11. Система стандарт-кост
12. Курсовая работа- Основные средства предприятий индустрии гостеприимства и туризма
13. Тема 1 Конституционное право как отрасль права и как наука 11
14. либо науки будет наполным
15. Контрольная работа- Поняття документу та діловодства в бухгалтерському обліку
16. Структура и сосав ОПФ в строительстве Производственный процесс предполагает наличие рабочих кадров сред
17. Еволюція та існування зачісок у 80-х роках ХХ століття
18. Статья- Географические аспекты современных этнополитических конфликтов на Северном Кавказе
19. тематики в 3 классе по теме Случаи деления когда делитель больше делимого Подготовила Учител
20. Практика по менеджменту (оптовая торговля)