Г. Кристиан - Аналитическая химия, том 1 (1108737), страница 43
Текст из файла (страница 43)
В табл. 5.1 приведены «реагирующие единицы» для различных типов реакций. Для кислот и оснований число «реагирующих единиц» равно числу протонов (ионов водорода), которое молекула кислоты отщепляет либо молекула основания присоединяет. Для окислительно-восстановительных реакций оно равно числу электронов, которое принимает окислитель либо отдает восстановитель. Например, серная кислота Н ВО4 содержит две «реагирующие единицы» — два протона.
Поэтому один моль серной кислоты содержит два моля эквивалентов. Таблица 5.1 «Реагирующие единицы» для различных типов реакций Тип реакции «Реагирующее единица» Н" Кислотно-основные Окислительно-восстановительные Электрон СТЕХИОМЕТРИЧЕСКИЕ РАСЧЕТЫ вЂ” ОСНОВНОЙ РАБОЧИЙ ИНСТРУМЕНТ АНАЛИТИКА Отсюда ее эквивалентная масса равна 98,08 г/моль Эквивалентная масса = ' = 49,04 г/моль экв.
2 моль экв./моль Эквивалентная масса (как и число «реагирующих единиц») зависит от химической реакции. Она может принимать разные значения — чаще всего в окислительно-восстановнтельных реакциях, для которых возможны разные продукты. Таким образом, нормальность раствора серной кислоты вдвое выше, чем его молярность.
Число молей эквивалентов рассчитывают как Масса (г) Число молей эквивалентов— Эквивалентная масса (г/моль экв.) = Нормальность (моль эквУл) Объем (л) (5.6) Число г!моль экв. = Число мг/ммоль экв. = Эквивалентная масса Число моль эквУл = Число ммоль эквУмл = Нормальность Если использовать количества вещества, выраженные в миллимолях, то, как и для молярности, (5.7) В клинической химии эквивалент часто определяют, используя величину заряда иона вместо числа «реагирующих единиц». Так, эквивалентная масса иона Саз~ равна половине его атомной массы, а число молей эквивалентов равно удвоенному числу молей ионов.
Такое соглашение удобно использовать при расчете баланса зарядов (электронейтральности). Более подробно понятие «эквивалент» рассматривается в разд. 5.3. В научной литературе можно встретить понятие «нормальность», поскольку его широко употребляли ранее. Сейчас же его используют не столь часто, как понятие «молярность». В разд. 5.6 мы обсудим, в каких случаях использование нормальности действительно обладает преимуществами. Однако в основном мы будем использовать понятия «моль» и «молярность», поскольку при этом не возникнет неоднозначного понимания величины концентрации.
В то же время расчеты с использованием молярностей требуют знания стехиометрии реакций, т. е. соотношений, в которых вещества реагируют меясду собой. В журнале Ала(уйсаТ Сйетипу сейчас уже не разрешается использовать в статьях понятие «нормальность» (в то время как в некоторых других журналах это по-прежнему разрешено). 5.2.
КАК ВЫРАШОТ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРОВ? Формальность вместо молярности 24т В химии для обозначения концентрации растворов ионных веществ, ие существующих в молекулярной форме ии в твердом виде, ии в растворах, иногда используют термин формальность. Такая концентрация называется формальной и обозначается Е. При вычислениях «формальиость» идентична моляриости. Ииогда понятие «формальиость» используют для обозначения общих (аиалитических) концентраций веществ в растворах, а «моляриость» — для обозначения равновесных коицеитраций. Во избежание путаницы мы будем во всех случаях использовать исключительно термин «моляриость», что является общеприиятой практикой.
Помимо моляриости и нормальности, существует еще одна удобная величина для выражения концентрации — молил ьиость (и). Одиомоляльиым называется раствор, содержащий один моль вещества в 1000 г растворителя. Моляльиые концентрации удобно использовать в ходе физико-химических измерений коллигативиых свойств растворов (поиижеиия температуры замерзания и давления насыщенного пара, осмотического давления и др.), поскольку эти свойства зависят только от числа частиц растворенного вещества, приходящихся иа один моль растворителя. Моляльиые концентрации ие зависят от температуры раствора, в то время как моляриые и нормальные — зависят (так как с изменением температуры изменяется объем раствора).
Как пересчитать плотность раствора в молярность? Для многих достаточно концентрированных коммерческих растворов кислот и щелочей в качестве концентрации указывается массовая доля растворенного вещества (в процентах). Часто возникает необходимость приготовить из таких препаратов растворы заданной приблизительной моляриости. Чтобы выполнить соответствующие расчеты, необходимо знать плотность исходного раствора.
Напомним, что плотностью называется масса единицы объема вещества при заданной температуре (обычно 20 'С), выражаемая, как правило, в г!мл Тг!смз). Иногда для вещества указывают ие плотность, а удельный вес. Удельный вес — это отношение массы физического тела (иапример, раствора), иаходящегося при 20 'С, к массе равного объема воды, находящегося при 4 'С (ииогда 20 'С). Таким образом, удельный вес — это отношение плотностей двух венТеств, т. е.
величина безразмерная. Поскольку плотность воды при 4 'С составляет 1,00000 гА«л, то плотность вещества равна его удельному весу, отнесенному к воде при 4 'С. Если удельный вес относят к воде при 20 'С, то плотность равна удельному весу, умноженному иа 0,99821 (плотиость воды при 20'С равна 0,99821 г/мл). Моляльность — концентрация, не зависящая от температуры 21Э 5.2, КАК ВЫРАЖАЮТ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРОВ? содержится во всем объеме конечного раствора.
Рассчитаем требуемый для зто- го объем исходного раствора (х): 0,1000 М 1000 мл = 17,5 М . х мл Отсюда х = 5,71 мл. Такой объем концентрированной серной кислоты следует разбавить до 1000 мл. Способы выражения концентрации через молярность и нормальность наиболее удобны для количественного анализа. Расчеты в титриметрии с использованием этих величин будут рассмотрены далее (см, разд, 5.5 и 5.6).
Аналитические и равновесные концентрации: это не одно и то же Аналитическая концентрация — это общая концентрация растворенного вещества, т. е. сумма концентраций всех его химических форм, присутствующих в растворе. В растворе с известной аналитической концентрацией вещество может полностью или частично диссоциировать, переходя в различные химические формы. Концентрация каждой такой формы называется равновесной. Например, слабая уксусная кислота в растворе диссоциирует на несколько процентов (степень диссоциации зависит от концентрации и увеличивается с разбавлением раствора): НОАС = Н + ОАс В результате образуется равновесная смесь, содержащая протоны и ацетат-ионы в определенной концентрации.
Равновесные концентрации (обычно также выражаемые в виде молярности) часто бывают необходимы для расчетов с использованием констант равновесий (гл. 6). Аналитическая концентрация вещества Х обозначается С, а равновесная концентрация частицы Х вЂ” [Х1. Для раствора хлорида кальция с аналитической концентрацией 1 М равновесные концентрации частиц составляют; для СаС1 — 0 М, для Са~+ — 1 М и для С1 — 2 М.
Говорят, что концентрация такого раствора составляет 1 М по Саз'. Расчет разбавления для приготовлений раствора нужной концентрации Часто возникает необходимость приготовить разбавленный раствор из более концентрированного исходного раствора. Например, может потребоваться приготовить из концентрированной НС1 разбавленный раствор (и затем стандартизовать его) для использования в титровании. Или из одного исходного стандартного раствора может потребоваться приготовить серию более разбавленных стандартных растворов.
Во всех подобных случаях количество вещества (ммоль) в порции исходного раствора, взятой для разбавления, должно быть равно общему количе- СТЕХИОМЕГРИЧЕСКИЕ РАСЧЕТЫ вЂ” ОСНОВНОЙ РАБОЧИЙ ИНСТРУМЕНТ АНАЛИТИКА ству вещества во всем объеме разбавленного раствора, т. е. С„,„Р'„,„= С Р' (индексы «исх» и «разб» относятся к исходному и разбавленному раствору). Пример 5.9 Необходимо построить градуировочный график для спектрофотометрического определения перманганат-ионов. Имеется исходный 0,100 М раствор КМп04 и несколько мерных колб объемом 100 мл.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
