Материалы для лекции (для специальности "Лаборант химического анализа") по теме "Концентрация растворов"

ФОРМУЛЫ ДЛЯ РАСЧЕТА КОНЦЕНТРАЦИЙ РАСТВОРОВ

1.    Масса вещества (в г):

,

где ρ – плотность вещества в г/мл, а V – объем вещества в мл.

В 1 л – 1000 мл, в 1 м³ – 1000 л.

2.    Молярная масса вещества (в г/моль):

х, y – это индексы в формуле химического вещества (их может быть и больше!). Например, для серной кислоты H₂SO₄ М(H₂SO₄) = 2∙ + 1∙ + 4∙ = 2∙1 + 1∙32 + 4∙16 = 98 (г/моль)

3.    Количество вещества (в моль):

4.    Массовая доля растворенного вещества(в % - либо же безразмерная величина):

5.    Молярная концентрация (в моль/л):

,

6.    Фактор эквивалентности (безразмерная величина):

, или , или

где z – положительный или отрицательный заряд катиона или аниона соответственно (для ионных реакций), Н+ - катион водорода, ОН^- - гидроксид-ион (ион гидроксония), n – количество отданных в реакции ионного обмена Н+ либо ОН^-.

Если в реакции обменивается катион водорода (или любой другой единичный заряд), то фактор эквивалентности лучше считать по аниону, который может быть многозарядным, либо же через количество обмененных катионов Н⁺. Например, для Н₂SO₄  fэкв = 1/│2^-│= ½ (в данном случае, сульфат ион является многозарядным!), но можно рассчитать фактор, учитывая, что серная кислота в реакции ионного обмена отдает 2 катиона Н+, и тогда получается 1/│2×1⁺│=1/2.

Если в реакции обменивается гидроксид-ион ОН-, то фактор эквивалентности лучше считать по катиону, который может быть многозарядным, либо же через количество обмененных анионов ОН-. Так для раствора гидроксида кальция Cа(ОН)_2, fэкв = 1/│2⁺│= ½ (в данном случае, катион кальция является многозарядным!), но можно рассчитать фактор, учитывая, что щелочь в реакции ионного обмена отдает 2 аниона ОН^-, и тогда получается 1/│2×1^-│=1/2.

Фактор эквивалентности – величина ОТНОСИТЕЛЬНАЯ, то есть сильно зависит от степени окисления (в случае окислительно- восстановительных реакций fэкв считается по количеству отданных или принятых веществом электронов для каждой конкретной реакции). Например, для сильного окислителя - перманганата калия - в разной среде получаются разные продукты, соответственно, fэкв(КMnO₄) будет менятся.

…и количества ионов, которые обменивается в той или иной реакции. Например, для реакции нейтрализации серной кислоты шелочью может быть 2 случая:

1)   В случае полной нейтрализации Н₂SO₄  fэкв = 1/│2^-│= ½

Н₂SO₄ +2КОН =К₂SO₄ + 2Н₂О

2)   В случае неполной нейтрализации (недостаток щелочи), образуется гидросульфат-ион с единичным зарядом:

Н₂SO₄ +КОН =КНSO₄ + Н₂О

Тогда fэкв = 1/│1^-│= 1

7.    Молярная масса эквивалента (в г/моль-экв):

8.    Количество вещества (в моль-экв):

9.    Нормальная концентрация (молярная концентрация эквивалента) (в моль-экв/л):

,

Обратите особое внимание, что для кислот и щелочей, у которых  = 1,

МОЛЯРНАЯ и НОРМАЛЬНАЯ КОНЦЕНТРАЦИЯ СОВПАДАЮТ (кроме, конечно, единиц измерения). В целом это можно выразить таким соотношением:

Для многоосновных кислот (n(Н⁺) > 1) и многокислотных оснований (n(ОН^-) > 1) молярная концентрация эквивалента (нормальность) ВСЕГДА БУДЕТ КРАТНО ВЫШЕ молярной концентрации раствора этого же вещества.

Так, например, для 1 М раствора серной кислоты Н₂SO_4, ее нормальность будет составлять 2 н, потому что:

Сн (Н₂SO₄) =Сm (Н₂SO₄) /  = 1 / (1/2) = 2 н

         Для 0,5 М раствора гидроксида кальция Cа(ОН)₂, его нормальность будет составлять 1 н, потому что:

Сн (Cа(ОН)₂) =Сm (Cа(ОН)₂) /  = 0,05 / (1/2) = 1н.

Нормальная концентрация особенно важна для аналитической химии, потому составляет ее самый основной закон – закон эквивалентов:

Этот закон лежит в основе количественного метода анализа – титрования.