Основы-аналитической-химии-Скуг-Уэст-т1 (Д. Скуг, Д. Уэст - Основы аналитической химии), страница 4

2а Глава з Оби1ая теория растворов охватывает не только вещества, способные отдавать или принимать протоны (кислоты и основания по Бренстеду — Лаури), на распространяется и на соединения, которые не обязательно содержат протон. Применительно к таким системам протолитическая теория оказалась особенно полезной. Кислотой в этом случае является любое вещество, которое либо уже содержит в своем составе катион, характерный для данного растворителя, либо реагирует с растворителем с образованием такого катиона.

Аналогично основание — это любое вещество, котарое так или иначе дает аннан, характерный для данного растворителя. Еще более общую точку зрения на природу кислот и оснований выдвинул Льюис, определивший кислоту как акцептор пары электронов, а основание как донор пары электронов. Его концепция идет еше дальше, не связывая кислотно-основные свойства веществ с наличием в них протона, и значительно расширяет круг процессов, которые можно отнести к кислотно-основным реакциям. Представления Льюиса удобны для объяснения механизма органических реакций, но для решения вопросов аналитической химии они носят слишком общий характер.

При рассмотрении кислотно-основного равновесия мы будем опираться на представления Бренстеда и пользоваться символом НзО". С другой стороны, при составлении химических уравнений или при выводах соотношений масс, в которых протон имеет принципиальное значение, будет употребляться и более удобный символ Н+. Химические единицы массы и концентрации В лабораторной практике массу вещества обычно выражают в таких метрических единицах, как килограмм (кг), грамм (г), миллиграмм (мг), микрограмм (мкг), нанограмм (нг) или пикограмм (пг). Между этими единицами существуют соотношения: г= =10' мг=10' мкг=10' нг=10" пг=10 — ' кг. Для химических растворов, однако, удобно ввести единицы масы, выра>каюпше соотношения масс или сгехиаметрические отношения между реагипуюшими веществами в простых целых числах.

Для этой цели служат формульная масса, грамм-молекулярная масса, грамм-эквивалентная масса, или сокращенно соответственно фармульная масса, молекулярная масса и эквивалентная масса. Химические формулы, формульная масса и молекулярная масса Эмпирические формулы отражают простейший атомарный состав молекулы вещества. Они служат химическими формулами вещества, если только экспериментальные данные не указывают иа Некоторые основные положению то, что молекула состоит из нескольких частиц, отвечающих эмпирической формуле.

Например, химическую формулу водорода можно представить в виде Нв, поскольку при обычных условиях этот газ существует в виде двухатомных молекул. Неон, в молекуле которого содержится один атом, напротив, точно описывается формулой Ме. Химическая формула не всегда отражает реально существующие частицы. Например, не доказано существование молекул хлорида натрия как таковых ни в твердом состоянии, ни в водных растворах. Скорее всего это соединение состоит из ионов натрия и хлорид-ионов, и нельзя сказать, что какой-либо из ионов просто связан с другим ионом в молекулу. Тем не менее формула МаС! удобна для стехиометрических расчетов н используется в них.

Необходимо также подчеркнуть, что химическая формула часто относится лишь к основной форме вещества. Например, вода. в жидком состоянии помимо молекул НвО в небольшом количестве содержит такие соединения, как НвО+, ОН, НеОв и несомненно другие. Химическая формула НвО в этом случае отражает доминирующее соединение, что совершенно достаточно для химических расчетов, но лишь приблизительно описывает действительный состав реального вещества. Грамм-формульная масса (гфм) — это сумма атомных масс. всех атомов в химической формуле вещества, выраженная в граммах.

Например, грамм-формульная масса Нв равна 2,016 (2 1,008) г; МаС! — 58,44 (35,45+22,99) г. На основании граммформульной массы, найденной таким образом, нельзя, конечно,. сделать никаких выводов о том, существует или нет соединение,. для которого она была рассчитана. Для реально существующих химических веществ вместо граммформульной массы лучше употреблять термин грамм-молекулярная масса (мол. масса). Так, грамм-молекулярная масса Нв равна его грамм-формульной массе 2,016 г. К НаС! в водном растворе понятие грамм-молекулярной массы неприменимо, поскольку в водной среде такого соединения не обнаружено.

Термин грамм-молекулярная масса совершенно справедливо относят к Иа+ (23,00 г) и С!- (35,45 г), так как это реально существующие химические частицы; строго говоря, вместо термина грамм-молекулярная масса следовало бы употреблять термин грамм-ионная масса, хотя такое определение встречается редко. Одной грамм-молекулярной массе соответствует 6,02 10м частиц вещества; эту величину часто называют моль. Аналогично одна формульная масса отвечает 6,02.10" частицам вещества,, представленного химической формулой независимо от того, существует ли это вещество в действительности.

Глава 2 Пример. В 25 г Н, содержится 25,0 г 2 018 гумен — — 12,4 мол Нз, [6,02 10зз молекул !2,4 моль = 7,47 10за молекул Нз. В таком же количестве !ЧаС1 содержится 25,0 г 58 44 уф — — 0,428 фм, что соответствует 0,428 моль Хае н 0,428 моль С1-. На примере воды еще раз подчеркнем разницу между грамм- молекулярной массой и грамм-формульной массой, которая по определению составляет для воды 18,018 г. В таком количестве воды содержится несколько меньше, чем один моль НаО, посколь- ку в воде существуют НаО+, ОН-, НаОа и другие частицы.

В лабораторной практике часто более удобны термины милли- .формульная масса (мфм) или миллимоль (ммоль), т. е, величины, равные 0,001 исходной величины Концентрация растворов Для выражения концентраций растворов пользуются несколькими методами. Формальность, или формальная концентрация. Формальность Р показывает, сколько формульных масс вещества содержится в .литре раствора илн сколько миллиформульных масс содержится в миллилитре. Пример.

Точно 4,57 г ВаС1з 2Н,О (мол. масса 244) растворили в воде и ;разбавили до 250 мл в мерной колбе. Какова формальная концентрации ВаС!з. 2НзО и С! 2 Число миллиформульиых масс в соединении равно 4,57 г ВаС!з.2Н О число мфм ВаС1з 2Н,О 0 244 г ВаС! 2Н О~ифм 18,73, число мфм ВаС1, 2Н,О 18,73 мфм Р— я — О, 0749 мфм/мл, число мфм С1 = 2.число мфм ВаС!а 2НяО. Следовательно, гс1- = 2'гияс!з 2НзО = 2 0,0749 = О, 1498 мфм/мл. Молярность, или малярная концентрация. Молярность М вы;ражает число молекулярных масс, или молей, растворенного вещества в 1 литре раствора или число миллимолей в миллилитре раствора. Как будет видно из приведенных ниже примеров, фор- Некоторые основные положения мальная и моляриая концентрации в некоторых случаях совпадают„в некоторых же случаях довольно сильно различаются.

Пример. Рассчитайте формальную и молярну|о концентрации соединений; а) в водном растворе, содержашем 2,30 г зтанола СхНзОН (гфм 46,1] в 3,50 л раствора; б) в водном растворе, содержащем 285 мг трихлоруксусной кисчоты С1зССООН (гфм 163) в 10,0 мл раствора (допустим, что в водной среде кислота ионизована на 73%). а] Запишем для первого случая 2,30 г С»Н»ОН 1 г 46,! С, », » 3,50 О'0143 фм/л' В водном растворе этанола в основном существует лишь одно соединение— СтНхОН, поэтому 2,30 г С»Н»ОН 1 46, ! г С Н ОН/моль 3 50 л 0,0143 моль/л. б) Используя символ НА для обозначения С1зССООН, запишем 285 мг НА 1 163 мг НА/мфм !О О м.ч — — О,!75 мфм/мл. Поскольку С1зССООН диссопииравана на Н,О+ и С1,ССОО- всего на 27%,. ее молярная концентрация равна (285.0,27) мг НА 1 МНА = !63 мг НА/ммоль 10,0 мл — — = 0,0472 ммоль/мл.

Молярностн Н,О+ и С1,ССОО- равны разности формальной концентрации кислоты и концентрации недиссопиированной кислоты, т. е. Мино« = Мд- = 0,175 — 0,0472 = 0,128 ммоль/мл. Следует указать, что практика употребления терминов «моль» н «молярность» только по отношению к реально существующим соединениям и их растворам не является общепринятой. Многие. химики не делают различия между терминами «формальная концентрация» и «молярная концентрация». В таком случае в разобранном примере аналитическая, или общая, концентрация кислоты равна 0,175 М. Когда говорят о концентрации недиссоцнированной кислоты, применяют формулировку «0,128 М недиссоцинрованной кислоты» или «равновесная концентрация кислоты 0,128 М»е.

Приведенный выше пример показывает, что для определения. молярной концентрации раствора необходима количественная информация о состоянии растворенного вещества. Формальную концентрацию, напротив, можно рассчитать из исходных данных о «В Советском Союзе термины «формальная концентрация», «формальная масса» н т, и, не нашли применения. Употребляютея термины «малярная конпвнтраиия», «грамм-молекулярная масса», «моль»; в дальнейшем мы будет пользоваться терминологией, принятой в Советском Союзе.