Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
Методические указания по теме №4 “Способы выражения состава растворов”
Наиболее распространенными физико-химическими системами являются растворы, среди которых заметно выделяются истинные растворы. Самая характерная особенность истинного раствора состоит в том, что растворенное вещество находится в нем в виде атомов молекул или ионов, равномерно окруженных атомами, молекулами или ионами растворителя. Иначе говоря, истинные растворы однофазны, т.е. в них отсутствует граница раздела между растворителем и растворенным веществом.
Таким образом, растворами называют гомогенные смеси переменного состава. Растворы могут существовать в любом из агрегатных состояний: твердое – растворы металлов, жидкое – растворы твердых, жидких и газообразных веществ в жидкостях, газообразное – смеси газов. Например, воздух можно рассматривать как раствор кислорода и других газов (СО2, благородные газы) в азоте. Морская вода – это водный раствор различных солей воде. Металлические сплавы – твердые растворы одних металлов в других.
Итак, любой раствор состоит, как минимум, из двух компонентов – индивидуальных веществ, одно из которых считают растворителем, а другое – растворенным веществом. Однако такое деление очень условно, а для веществ, смешивающихся в любых соотношениях (например, вода – серная кислота, серебро – золото), лишено смысла.
Способность к образованию растворов выражена в различной степени у различных индивидуальных веществ. Одни вещества способны растворяться друг в друге неограниченно (вода-спирт), другие – лишь в ограниченных количествах (подавляющее большинство солей, кислот и оснований в воде).
Растворимость веществ существенно зависит от природы растворяемого вещества и растворителя, температуры и давления. Различная растворимость веществ тесно связана с характером взаимодействия молекул растворителя и растворенного вещества.
Раствор, в котором данное вещество при данной температуре уже больше не растворяется, т.е. раствор, находящийся в равновесии с растворенным веществом, называется насыщенным, а раствор, в котором еще можно растворить некоторое количество данного вещества, - ненасыщенным. Для подавляющего большинства растворов растворимость растворенных веществ воде увеличивается с повышением температуры. Если раствор, насыщенный при нагревании, осторожно охладить до комнатной температуры так, чтобы растворенное вещество не выделилось в виде отдельной фазы, то образуется пересыщенный раствор. Таким образом, пересыщенным называется раствор, в котором при данной температуре содержится большее количество растворенного вещества, чем в насыщенном растворе. Пересыщенный раствор нестабилен (часто также встречается термин “метастабилен”), и при изменении условий (например, энергичное встряхивание раствора “соль-вода” или внесение в него кристаллика той же соли – затравки для кристаллизации) образуется насыщенный раствор и выпадают кристаллы соли, находящейся в пересыщенном растворе в избытке.
Для приближенного выражения состава раствора пользуются понятиями концентрированный раствор и разбавленный раствор.
Концентрированным называется раствор, в котором масса растворенного вещества соизмерима с массой растворителя. Две величины называются соизмеримыми или одного порядка, если их численные значения отличаются не более, чем в 10 раз, при условии, что эти величины выражены в одинаковых единицах. Например, 40%-ый раствор является концентрированным, т.к. в нем на каждые 4г растворенного вещества приходится 60г растворителя. Массы растворенного вещества и растворителя соизмеримы: 60/40=1,5. 4%-ый раствор того же вещества является разбавленным, т.к. масса растворителя (96г) и масса растворенного вещества (4г) в нем несоизмеримы: 96.4=24.
Ориентировочная граница между разбавленным и концентрированным раствором – 10%. Однако следует помнить, что деление растворов на концентрированные и разбавленные и указанная граница между ними весьма условны.
Кроме того следует различать понятия: концентрированный и насыщенный раствор; разбавленный и ненасыщенный раствор.
Насыщенные растворы далеко не всегда содержат большое количество растворенного вещества, т.е. далеко не всегда концентрированные – все зависит от растворимости вещества. Так, насыщенный раствор сульфата кальция при 200С содержит 0,1г CaSO4 на 100г воды и является очень разбавленным.
Точный состав растворов выражают различными способами, используя понятие концентрации.
Итак, основной количественной характеристикой растворов является концентрация. Под концентрацией раствора понимают массу или объем растворенного вещества, содержащегося в определенной массе или объеме раствора или растворителя. В химической практике наиболее часто употребляют следующие способы выражения концентрации растворенного вещества в растворе:
внесистемные единицы
Процентная концентрация раствора показывает массу (г или кг) растворенного вещества в каждых 100 г (или кг) раствора.
Например, 15%-ый раствор NaOH означает, что
∑ νi – общее число молей;
системные единицы (в системе СИ)
Например, запись 0,1М раствор H2SO4 означает, что в 1л такого раствора содержится 0,1 моль (9,8г) H2SO4. Растворы с концентрацией 0,1М принято называть децимолярными , а с концентрацией 0,01М – сантимолярными.
Например, запись 0,1N или 0,1н. раствор H2SO4 означает, что в 1л такого раствора содержится 0,1мольэ (4,9г) H2SO4.
Таким образом, молярная и нормальная концентрации растворов связаны между собой следующим соотношением: Сн. = z * См, где z – число эквивалентности.
Растворы с концентрацией 0,1н. принято называть децинормальными, а с концентрацией 0,01н. – сантинормальными.
При решении расчетных задач с использованием понятий о концентрации растворов, следует помнить, что общую массу раствора можно вычислить по формулам: mр-ра = mраст.в-ва + mр-ля, или mр-ра = ρр-ра * Vр-ра , где ρр-ра – это плотность раствора, т.е. масса 1мл раствора; измеряется в г/мл или в г/см3. При этом помнить, что 1мл=1см3, а ρводы=1г/см3 или 1г/мл при комнатной температуре.
Плотность растворов определяют либо по справочным таблицам, либо экспериментально с помощью специально калиброванных приборов (ареометров), типа поплавка, при погружении которых в раствор можно немедленно получить информацию о концентрации раствора. Для более точных измерений используют пикнометры.
Часто случается, что плотность раствора по ареометру не отвечает значениям, приведенным в таблице, а находится где-то вблизи. В этом случае процентную концентрацию находят методом интерполяции.
Например, при определении плотности раствора ареометр показал значение ρ = 1,138г/см3, а в таблице имеются значения: ρ %
1,132 18
1,140 19
∆ρ - 0,008 ∆% - 1%
Разность между значением плотности, найденной ареометром, и ближайшим табличным значением равна: 1,140-1,138=0,002. Далее составляем пропорцию:
0,008 - 1%
0,002 - х, откуда х = 0,002/0,008 = 0,25%
Найденную величину вычитаем из значения концентрации, которое соответствует использованному значению плотности: 19 – 0,25 = 18,75%.
Аналогичным образом можно решать и обратные задачи, т.е. методом интерполяции рассчитывать теоретические плотности растворов таких концентраций, которые не приводятся в справочных таблицах, например, 7,5% и других.
Среди многочисленных методов определения концентрации раствора особое место занимает титрование.
Титрование лежит в основе титриметрического, или объемного анализа – метода количественного химического анализа, основанного на измерении объема одного реагента, затраченного на реакцию с определяемым реагентом. По типу протекающих при титровании реакций различают кислотно-основное титрование, окислительно-восстановительное и другие титриметрические методы.
Из закона эквивалентов известно, что вещества реагируют и образуются в строго эквивалентных соотношениях, т.е. νэ1 = νэ2 =…и т.д. Пользуясь нормальными концентрациями растворов, можно рассчитать, в каких объемных соотношениях их следует смешивать, чтобы растворенные в них вещества прореагировали без остатка. Например, если V1л раствора вещества 1 с нормальностью N1 реагирует с V2л раствора вещества 2 с нормальность N2, это означает, что в реакцию вступило V1N1 эквивалентов вещества 1 и V2N2 эквивалентов вещества 2. Тогда математически закон эквивалентов для растворов можно записать в виде следующих соотношений:
V1N1 = V2N2 или V1/ V2 = N2/ N1
Таким образом, объемы растворов реагирующих веществ обратно пропорциональны их нормальностям.
На основании этого соотношения можно не только вычислять необходимые для проведения реакции объемы растворов, но и по объемам пошедших на реакцию растворов определять их концентрации, а значит, и массы прореагировавших веществ.
Титрование представляет собой постепенное приливание раствора известной концентрации (стандартного раствора, или титранта) к анализируемому раствору неизвестной концентрации, но точно заданного объема (аликвотная доля, или аликвота).
Момент титрования, в который количества эквивалентов реагирующих веществ оказываются равными (вещества прореагируют друг с другом полностью), называют точкой эквивалентности ТЭ (стехиометрическая точка, теоретическая конечная точка).
Приливание стандартного раствора производится при помощи калиброванной бюретки и заканчивается в момент, когда резко изменяется окраска анализируемого раствора в присутствии индикатора. Этот момент называют конечной точкой титрования КТТ . КТТ более или менее соответствует ТЭ, но чаще всего не совпадает с ней, чем может обусловливать ошибки метода.
Расчеты на основании уравнений химических реакций, протекающих с избытком (недостатком) одного из компонентов.
Внимание! Тема “Способы выражения состава растворов” войдет в первую часть коллоквиума №1. Следует уметь:
Лабораторная работа №4 “Приготовление раствора заданной концентрации”.
Сделать рисунок ареометра.
Ареометр представляет собой стеклянный поплавок со шкалой плотности (г/см3). Изучаемую жидкость наливают в стеклянный цилиндр на ¾ его объема и осторожно погружают ареометр в жидкость, следя за тем, чтобы он в этой жидкости плавал и не касался при этом стенок цилиндра. Если шкала ареометра находится выше или ниже уровня жидкости в цилиндре, то следует взять ареометр с другими пределами измерения плотности. То значение на шкале ареометра, до которого он погружается в жидкость, и будет отвечать его плотности, т.е. ρэксп. Плотность воды, как известно, равна 1,000г/см3. Растворы солей, кислот и оснований имеют плотности, большие плотности воды, поэтому при экспериментальном определении плотности следует двигаться по шкале сверху - вниз. Численное значение плотности указывается до третьего знака после запятой.
Лабораторная работа №5 “Определение нормальной концентрации раствора методом титрования”.
Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + CO2 + H2O;
Следовательно по закону эквивалентов для растворов можно написать
Vсоды*Nсоды = Vк-ты*Nк-ты, откуда Nсоды(эксп.)=(Vк-ты*Nк-ты)/ Vсоды