Способы приготовления растворов с точно известной концентрацией

Всякое чистое вещество, независимо от способа его получения, имеет постоянный качественный и количественный состав.

Закон применим только к соединениям с молекулярной структурой. Соединения с немолекулярной структурой часто имеют переменный состав, не отвечающий целочисленным стехиометрическим соотношениям, что во многом объясняется условиями получения таких веществ.

Как вытекает из закона постоянства состава, элементы взаимодействуют между собой в строго определённых соотношениях. Поэтому в данном случае можно говорить об эквивалентности (равноценности) при образовании химических соединений. Эквивалентность присуща и взаимодействию сложных веществ. Она отражается в следующей форме.

Закон эквивалентов:

Массы реагирующих друг с другом веществ (m₁, m₂ …) пропорциональны их эквивалентам (Э_экв1, Э_{экв2 …}) –

=

Другими словами, при любом химическом взаимодействии один эквивалент одного вещества всегда реагирует с одним эквивалентом другого.

В реакции aA + bB = cC +dD

a условных частиц вещества А взаимодействуют с b условных частиц вещества В.

В реакции

Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂CO₃

1 моль 2 моль

1 моль соды эквивалентен 2 моль хлороводородной кислоты. Во избежание противоречий все реакции кислотно-основного взаимодействия целесообразно привести к единой общей основе, которой может быть 1 моль атомов водорода. Химическим эквивалентом вещества (Э) называется такое его количество, которое в химических реакциях соединяется с 1 моль атомов водорода или замещает 1 моль атомов водорода.

Поскольку 1 моль ионов водорода Н⁺, как и 1 моль атомов водорода, имеет массу, равную 1 г, то эквивалент любого элемента, иона или соединения в кислотно-основных реакциях также соизмеряется в стехиометрических расчётах с 1 г водорода. Число эквивалентов n_экв выражается в молях.

Если ввести понятие эквивалентной массы элемента, иона или соединения М_экв, то формула m=nM преобразуется в формулу

m =n_эквМ_экв [1]

где n_экв – число эквивалентов (моль) элемента, иона или соединения, участвующих в реакции.

Расчёт эквивалентных масс

Масса одного эквивалента вещества называется эквивалентной массой (М_экв); размерность эквивалентной массы такая же, как молекулярной массы: кг/моль или г/моль. Например, М_(экв)(Н) = 1 г/моль; М_экв(О) = 8 г/моль.

Приведём формулы для расчёта эквивалентов элемента, ионов, кислот, оснований и солей.

По определению эквивалент элемента соотносится с 1 массовой частью водорода. Валентность водорода в соединениях с любыми элементами равна единице, поэтому эквивалентная масса элемента

М_{экв(элемента) =}

где В_{(элемента)} – валентность элемента

Для ионов соответственно эквивалентная масса определяется делением молярной массы иона на его заряд:

М_{экв(иона)} =

Эквивалентная масса оксида выражается формулой:

М_экв(оксида) =

Пример: М_экв(Al₂O₃) = = 17 г/моль

Эквивалентная масса основания выражается формулой:

М_экв(основания) =

Пример: М_экв(Al(OH)₃) = =26 г/моль

Эквивалентная масса кислоты выражается формулой:

М_экв(кислоты) =

Пример: М_экв(H₂SO₄) = = 49 г/моль

Эквивалентная соли выражается формулой:

М_экв(соли) =

Пример: М_экв(Al₂(SO₄)₃) = = 57 г/моль

Эквивалент вещества (и, следовательно, его эквивалентная масса) может меняться в зависимости от реакции, в которой это вещество участвует, поэтому необходимо указывать, к какой конкретно реакции относится эквивалент. Например:

H₃PO₄ + NaOH → NaH₂PO₄ + H₂O

H₃PO₄ + 2NaOH → Na₂HPO₄ + 2H₂O или

½ H₃PO₄ + NaOH → ½ Na₂HPO₄ + 2H₂O

H₃PO₄ + NaOH → Na₃PO₄ + 3H₂O или

⅓ H₃PO₄ + NaOH → ⅓ Na₃PO₄ + H₂O

Из соотношений между количествами реагирующих веществ следует, что в первой реакции Э(H₃PO₄) = 1 моль, а во второй - ½ моль и в третьей - ⅓ моль.

РАСТВОРЫ

Очень важным классом многокомпонентных систем являются растворы. Учитывая их распространённость и ту роль, которую они играют в теоретической и практической химии, остановимся на более подробном их описании.

Растворами называются многокомпонентные системы, образующие одну фазу.

Формально растворы классифицируют по агрегатным состояниям их самих или исходных компонентов. Можно выделить газовые растворы (например, воздух), они образованы газообразными компонентами (обозначаются Г – Г). Второй тип – жидкие растворы, которые можно разделить на три разновидности: Г – Ж (раствор газообразного HCl в воде – соляная кислота), Ж – Ж (раствор этанола в воде) и Т – Ж (раствор хлорида натрия в воде). Третий тип – твёрдые растворы – тоже трёх видов: Г – Т (раствор водорода в металлической платине), Ж – Т (амальгама) иТ – Т (раствор меди в золоте).

При описании растворов часто пользуются терминами «растворитель» и «растворённое вещество». Растворителем обычно считают тот компонент, агрегатное состояние которого совпадает с агрегатным состоянием раствора. Так, например, при растворении твёрдой соли и жидкой воды образуется жидкий раствор, поэтому растворителем считают воду, а растворённым веществом – соль. Следует помнить, что количество соли в жидком растворе может быть гораздо больше количества воды. Многокомпонентные растворы содержат несколько растворённых веществ. В некоторых случаях однозначно указать растворитель и растворённое вещество невозможно. Примером могут служить смесь воды и этилового спирта, смеси жидких углеводородов (бензин, керосин и т.д.).

Процесс растворения одного вещества в другом может основываться на одном или нескольких механизмах. Процесс растворения металла в кислоте, по сути, представляет собой химическое растворение, осуществляемое в результате определённого химического превращения. Например, цинк растворяется в хлороводородной кислоте за счёт своей способности восстанавливать ионы Н⁺ до элементарного водорода, и поэтому цинк переходит в раствор в виде ионов Zn²⁺ . Приведём ещё несколько примеров растворения твёрдых веществ в определённых водных реагентах в результате происходящей при этом химической реакции:

растворение алюминия в щелочном растворе:

2Al + 2OH^─ + 2H₂O → 3H₂ + [Al(OH)₄]^─,

растворение карбоната кальция в природных источниках воды:

СаСО₃ + СО₂ + H₂O → Са²⁺ + 2НСО₃^─,

растворение оксида фосфора (V) Р₄О₁₀ в воде:

Р₄О₁₀ + 6Н₂О → 4Н₃РО₄,

Химическое растворение является наиболее сильнодействующим способом растворения вещества, поскольку оно основано на протекании реакции, в результате которой это вещество превращается в химически несходные с ним продукты. Такой процесс приводит к образованию раствора, который представляет собой смесь на молекулярном и ионном уровне; отметим, что подобный процесс трудно сделать обратимым, т.е. провести реакцию в противоположном направлении.

В тех случаях, когда растворение одного вещества в другом не сопровождается явно выраженной химической реакцией, между растворяемым веществом и растворителем происходит такое взаимодействие, которое принято называть сольватацией. Сольватация – весьма широкое понятие, и поэтому, если в качестве растворителя используется вода, взаимодействие между растворяемым веществом и растворителем называют гидратацией. Говоря о сольватации или гидратации имеют в виду механизм растворения, при котором осуществляется сильное взаимодействие растворителя и растворённого вещества с образованием ассоциированных групп частиц; таким частицам нередко можно приписать определённую формулу. Если растворителем является вода, образующиеся комплексы называют гидратами. В качестве примера приведём формулы некоторых двухвалентных и трёхвалентных катионов, сольватированных водой: Al(H₂O)₆³⁺, Cu(H₂O)₄²⁺, Ni(H₂O)₆²⁺ и Ce(H₂O)₉³⁺. Число молекул воды, ассоциированных с каким-либо ионом растворённого вещества, определяется, с одной стороны, размером этого иона, с другой стороны – его атомным строением. Маленький ион может быть окружен лишь небольшим числом вплотную приблизившихся к нему молекул растворителя, однако большой ион, например, Се³⁺, К⁺ или Na⁺, может присоединить к себе довольно много молекул растворителя. Сольватация многих ионов типа К⁺ или Na⁺ вкючает неопределённое число молекул растворителя, которое изменяется в зависимости от концентрации раствора.

Особенностью воды, объясняющей её способность сольватировать ионные вещества, является большая величина диэлектрической проницаемости, которая служит мерой способности вещества ориентировать свои молекулы в электрическом поле и зависит от дипольного момента отдельных молекул. В молекулах воды на атомах водорода имеются эффективные положительные заряды (хотя атомы вовсе не ионизированы в обычном смысле слова), а на атоме кислорода – эффективный отрицательный заряд. Поэтому молекула воды обнаруживает способность ориентироваться в электрическом поле определённым образом. Например, при контакте с кристаллом KCl молекулы воды ориентируются к катиону металла отрицательным полюсом, а к аниону – положительным.

Для того чтобы при плавлении кристалла КCl его ионы «высвободились» из кристаллической решетки, требуется поднять температуру до 790⁰ С. Эта температура соответствует большому количеству кинетической энергии, необходимому, чтобы ионы кристалла смогли компенсировать энергию решетки. Вода достигает почти такого эффекта, разрушая кристалл КCl при комнатной температуре. В чём же причина такой способности воды разрушать кристаллы? При растворении соли типа КCl в воде процесс сольватации начинается с ориентации диполей молекул воды вокруг всех граней и выступов кристалла соли. Катионы и анионы на поверхности кристалла постепенно гидратируются, причём энергия их гидратации оказывается больше, чем энергия решетки твёрдого кристалла. Поэтому гидратированные ионы на поверхности освобождаются от непосредственного окружения в кристалле соли и переходят в раствор. Следующий слой ионов подвергается гидратации и процесс продолжается до полного растворения кристалла. Эффективность процесса растворения определяется, с одной стороны, способностью молекул воды гидратировать ионы на поверхности кристаллов соли, а с другой – естественной способностью ионов и молекул перемешиваться друг с другом.

Для качественной оценки растворимости солей используют следующие эмпирические правила:

В воде растворимы:

ü все ацетаты, нитраты, нитриты и хлораты;

ü все хлориды, бромиды и йодиды, за исключением солей серебра, свинца и одновалентной ртути, а также йодида двухвалентной ртути;

ü все сульфаты, за исключением сульфатов Ba²⁺, Ca²⁺, Sr²⁺ и Pb²⁺;

ü все соли аммония, натрия, калия, рубидия и цезия с обычными анионами.

В воде нерастворимы:

· все оксиды и гидроксиды, за исключением тех, в которые входят ионы щелочных металлов, аммония и щелочноземельных металлов Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺;

· все карбонаты, фосфаты, арсенаты, бораты и силикаты, за исключением тех, в которые входят ионы щелочных металлов и аммония;

· все сульфиды, за исключением тех, в которые входят ионы щелочных и щёлочноземельных металлов, а также аммония.

Растворение многих неионных веществ, например, сахара, мочевины, спирта или глицерина, в воде также объясняется сольватацией. Растворяемые вещества подобного типа состоят из полярных молекул и поэтому вступают в диполь-дипольное взаимодействие с растворителем.

Существует ещё один механизм растворения, который играет в образовании некоторых растворов первостепенное значение. Этот механизм обусловлен дисперсионным эффектом. Молекулы газов, а также некоторых жидких и даже твёрдых веществ связаны друг с другом настолько слабыми силами межмолекулярного взаимодействия, что они способны перемешиваться с молекулами подобных себе веществ. При этом их собственная энергия меняется очень незначительно. Например, парафин растворяется в бензоле вовсе не потому, что между молекулами этих веществ возникает сколь-нибудь значительное притяжение, а потому что силы межмолекулярного взаимодействия в парафине очень слабы и молекулы бензола, со своей стороны, не препятствуют молекулам парафина распределяться между ними, так как силы межмолекулярного взаимодействия в бензоле тоже очень невелики. Вместе с тем парафин практически нерастворим в воде, потому что между молекулами воды действуют очень большие силы взаимодействия и беспорядочно движущиеся молекулы парафина не в состоянии преодолеть эти силы и раздвинуть молекулы воды, чтобы распределиться среди них.

Из сказанного выше можно сделать вывод:

Полярные вещества растворимы друг в друге и неполярные вещества также растворимы друг в друге.

Однако, поскольку степень полярности различных веществ весьма разнообразна (о чём говорят численные значения величин дипольных моментов) одни растворы образуются в основном в результате диполь-дипольных взаимодействий, в то время как в других растворах преобладают дисперсионные силы, а многие растворы относятся к промежуточному типу.

Характеристика растворов

Способы выражения концентрации растворов

Важной характеристикой раствора является концентрация, показывающая количественную долю растворённого вещества в растворе. Рассмотрим наиболее часто используемые способы выражения концентрации растворов.

Массовая доля (ω) – отношение массы растворённого вещества (m_(рв)) к массе раствора ₍m_(р)):

ω = = =

Массовая доля вещества в растворе – величина безразмерная, выражаемая в долях от единицы [ω(x)], например: ω(x)= 0,1 или в процентах [ω(x),%], например ω(x) = 10%.

Нетрудно заметить, что ω(x,%) численно равна числу граммов растворённого вещества в 100 г раствора. Например, 30%-ный раствор содержит 30 г растворённого вещества в 100 г раствора. Это позволяет легко находить массу растворённого вещества в заданной массе какого-то раствора.

Следует помнить, что до сих пор как в учебной, так и в научной литературе встречаются применяющиеся ранее (но не рекомендуемые в настоящее время) термины «процентная концентрация» и «процентное содержание» вещества в растворе. Однако все эти термины эквивалентны современному термину «массовая доля в процентах».

ТИПОВЫЕ ЗАДАЧИ

Имеется 1200 г раствора некоторой соли, масса соли в растворе равна 200 граммам. Определите массовую долю вещества в данном растворе.

Имеется 1200 г раствора некоторой соли, массовая доля соли в растворе составляет 16%. Вычислите массу соли в данном растворе.

Вычислите массу воды, которую нужно взять для приготовления 16%-ного раствора, если в лаборатории имеется 200 г химически чистой соли.

Имеется 1000 г специально очищенной воды. Вычислите массу соли марки «химически чистая», которую необходимо взять для приготовления раствора с массовой долей соли равной 16%.

Найдите объём раствора, если имеется 4200 г 40%-ного раствора гидроксида натрия, имеющего плотность 1,4 г/мл.

Сколько граммов соли KCl содержится в 750 мл раствора с массовой долей соли 10%, плотность которого 1,063 г/мл?

1 мл 25%-ного раствора содержит 0,458 г растворённого вещества. Какова плотность этого раствора?

В лаборатории часто возникает необходимость приготовить раствор заданной концентрации определённого вещества (ω₃) смешением двух растворов, если один из растворов этого же вещества имеет концентрацию большую чем (ω₃), равную (ω₁), а второй раствор имеет концентрацию меньшую чем (ω₃), равную (ω₂).

Масса растворённого вещества в полученном растворе равна сумме масс этого вещества в исходных растворах, которые в свою очередь, равны произведению массы раствора на массовую долю растворённого вещества, т.е. m₁∙ω₁ + m₂∙ω₂. Масса же полученного раствора равна сумме масс исходных растворов. Следовательно, массовая доля растворённого вещества в полученном растворе

ω₃ =

Это уравнение может быть использовано для расчётов как непосредственно, так и в виде, называемого химиками «правилом креста» (в математике это называется квадратом Пирсона). Вычисления проводят следующим образом. Мысленно нужно представить квадрат, затем в верхнем левом углу квадрата записывают массовую долю наиболее концентрированного раствора (ω₁), а в левом нижнем массовую долю наименее концентрированного раствора (ω₂). В центре квадрата записывают концентрацию приготовляемого раствора (ω₃). Важно помнить, что задача решается только в том случае, если ω_{1 >} ω_{3 >} ω₂. Далее по диагонали вычитают из большего числа меньшее и в правой стороне квадрата записываются соответствующие разности массовых долей ( ω₃ - ω₂ ) и ( ω₁ - ω₃ ). Полученные разности массовых долей и указывают, что для получения раствора с массовой долей ω₃ необходимо смешать (ω₃ - ω₂) массовых частей более концентрированного раствора ω₁ и ( ω₁ - ω₃ ) массовых частей раствора менее концентрированного ω₂.

ПРИМЕР РАСЧЁТА

Молярная концентрация (С) – это отношение числа молей растворённого вещества к объёму раствора; С = , объём раствора выражается в литрах. На практике объём раствора обычно измеряют в литрах, в этом случае молярная концентрация показывает количество растворённого вещества в одном литре раствора и имеет единицу измерения моль/л. Если 1 литр раствора содержит 1 моль растворённого вещества, то раствор называют молярным (1М); если – 0,1 моля вещества то децимолярным (0,1М), если 0,01 моля, то сантимолярным (0,01М) и т.д. Молярная концентрация раствора, содержащего, например, 0,2 моль гидроксида калия в 1 литре, может быть обозначена так: С(КОН) = 0,2 моль/л или С(КОН) = 0,2 М. Отметим, что между растворами разной молярной концентрации и их объёмами выполняется соотношение: М₁∙ V₁ = М₂∙ V₂.

Примеры типовых задач

Задача № 9

Сколько граммов хлороводорода содержится в 250 мл 1 М раствора соляной кислоты?

Задача № 10

Найдите массу AlCl₃, необходимую для приготовления 2 литров 0,5 М раствора.

Задача № 11

Чему равна молярная концентрация раствора, который содержит в 3 л 175,5 г поваренной соли?

Задача № 12

В каком объёме 0,1 М раствора содержится 7,1 г сульфата натрия?

Задача №13

Какую массу кристаллогидрата медного купороса (CuSO₄∙5H₂O) нужно взять для приготовления 1,5 литра 0,8 М раствора сульфата меди (нужно взять для приготовления 1,5 литра 0,8 М раствора сульфата меди (II)?

Задача № 14

Какой объём 0,8 М раствора хлорида калия нужно взять для приготовления 250 мл 0,4 М раствора этой соли?

Задача № 15

Вычислите массовую долю ортофосфорной кислоты в её 5 М растворе.

Задача № 16

Вычислите молярную концентрацию раствора серной кислоты, если массовая доля кислоты в растворе равна 20% (плотность раствора 1,143 г/мл).

Нормальная концентрация (или молярная концентрация эквивалента) (С_н) – это число химических эквивалентов растворённого вещества (n_рв) в 1 литре раствора; C_н = . Единица измерения нормальной концентрации – моль/м³; для практического использования обычно служит кратная единица моль/дм³ или моль/л. В литературе встречаются разные обозначения нормальной концентрации, например для раствора серной кислоты с нормальной концентрацией 0,2 моль/л:

С_н(H₂SO₄) = 0,2 моль/л С_н(H₂SO₄) = 0,2 н

или

0,2 Н раствор H₂SO₄ С(½H₂SO₄) = 0,2 моль/л

Последнее обозначение – рекомендованное; оно показывает, чему равен эквивалент растворённого вещества (в данном случае - ½ моль) и сколько эквивалентов содержится в 1 л раствора.

Если 1 литр раствора содержит 1 моль эквивалента растворённого вещества, то раствор называют нормальным (1Н), если 0,1 моля, то – децинормальным (0,1Н), если 0,01 моль эквивалента, то – сантинормальным (0,01Н) и т.д.

Титрраствора – это масса растворённого вещества содержащееся в 1 мл раствора выраженная в граммах (г/мл). Титр раствора обозначают буквой «Т». Вычисляют титр по формуле:

Т =

Например, титр децинормального раствора серной кислоты равен:

Т = = 0,0049 г/мл

∙

Примеры типовых задач

Задача № 17

Сколько граммов азотной кислоты содержится в 300 мл 0,2 Н раствора?

Задача №18

Сколько миллилитров 0,5 Н раствора BaCl₂ можно приготовить из 24,4 г кристаллогидрата BaCl₂∙2Н₂О?

Задача № 19

Сколько миллилитров 0,1 Н H₃PO₄ можно приготовить из 80 мл 0,75 Н раствора той же _{кислоты}?

Задача № 20

Чему равна нормальная концентрация 20%-ного раствора хлороводородной кислоты, если плотность раствора равна 1,10 г/мл?

Полезно знать ещё следующие способы выражения концентрации раствора, которые могут встретиться при изучении курса химии.

Моляльность (С_М) – число молей растворённого вещества (n_рв) в 1 кг растворителя; С_М = , где масса растворителя выражается в кг.

Мольная доля(χ) – это отношение числа молей растворённого вещества (n_рв) к суммарному числу молей растворителя и растворённого вещества;

χ = ,

где n_р – число молей растворителя.

По содержанию растворённого вещества растворы можно разделить на три типа:

Насыщенный раствор некоторого вещества А содержит максимально возможное (при заданных) условиях) количество этого вещества в растворённом виде. Насыщенный раствор вещества А может находиться в равновесии с фазой чистого вещества А. Так, если к насыщенному водному раствору хлорида калия добавить порцию твёрдого KCl, то никакого переноса вещества между фазами раствора и твёрдого KCl происходить не будет, т.е. обе фазы будут находиться в равновесии. Концентрацию насыщенного раствора некоторого вещества называют растворимостью этого вещества (обычно выражается числом граммов вещества А в 100 г растворителя при данной температуре).

Ненасыщенный раствор содержит вещества А меньше, чемтакой же насыщенный раствор этого вещества. Поэтому при контакте ненасыщенного раствора с фазой чистого вещества А происходит его дополнительное растворение вплоть до образования насыщенного раствора.

Пересыщенный раствор содержит вещества А в растворённом виде больше, чем насыщенный раствор.Пересыщенный раствор неустойчив: при его контакте с фазой чистого вещества А избыток этого вещества будет выделяться до тех пор, пока не будет достигнута концентрация насыщенного раствора.

Растворимость является важной характеристикой химических веществ, поскольку подавляющее большинство химических превращений с их участием наиболее эффективно протекает именно в растворах. Растворимость химического вещества зависит от химической природы (т.е. от элементного состава и химического строения) как самого вещества, так и растворителя. При одних и тех же условиях растворимость одного и того же вещества в разных растворителях различна.

Влияние природы компонентов на растворимость довольно точно отражено в старинном правиле: «подобное растворяется в подобном». Растворимость тем выше, чем ближе друг к другу растворитель и растворяемое вещество по природе химических связей. В этом случае химические связи наиболее легко перераспределяются при образовании раствора. Поэтому вещества с ионным или полярным типом связи (например, неорганические соли) легче растворяются в полярных растворителях (например, в воде), а вещества с неполярным типом связи (йод, сера) – в неполярных или малополярных растворителях (бензин, сероуглерод). Например, при комнатной температуре концентрация насыщенного раствора хлорида натрия в воде достигает 26,3%, в метаноле – 1,4%, а в этаноле не превышает 0,1%. На таких закономерностях основан важный практический способ разделения и извлечения отдельных веществ, называемый экстракцией. Классический пример – быстрая и практически полная экстракция (извлечение) неполярного йода происходит при встряхивании йодной воды (раствор неполярного йода в полярном растворителе – воде) с небольшим количеством неполярного экстрагента – сероуглерода (СS₂). Сероуглерод практически не смешивается с водой, тогда как йод в нём хорошо растворяется. После установления равновесия в воде остаются лишь следы йода. Экстракция имеет большое значение в технике и в химическом анализе.

Влияние сродства какого-либо вещества к одному из компонентов раствора хорошо видно из следующего примера. При добавлении этанола к солёной воде (водному раствору хлорида натрия) из раствора выделяется некоторое количество соли. Этот эффект называется высаливанием. Аналогично вода легко «высаливает» камфору из этанольного раствора, что объясняется высоким взаимным сродством этанола и воды.

Влияние внешних условий – температуры и давления – на образование растворов и их свойства наиболее ярко проявляется при растворении газов в жидких и твёрдых фазах. При этом влияние давления обусловливается уменьшением общего объёма системы при образовании раствора, а влияние температуры – знаком и величиной энергетического эффекта процесса растворения. Поскольку растворение газов в жидкостях и твёрдых телах сопровождается уменьшением объёма системы, рост давления благоприятствует растворению газов в жидкостях и твёрдых веществах и способствует увеличению концентрации раствора. Во многих случаях выполняется закон Генри:

Растворимость газа в жидкости прямо пропорциональна его давлению.

При растворении газа в жидкости выделяется теплота. Ясно, что отвод тепла в этом случае (понижение температуры) будет благоприятствовать повышению растворимости. Если вместо жидкого растворителя взять кристаллическое вещество, то тепловой эффект процесса растворения будет иметь противоположный знак (разрушение или искажение кристаллической структуры энергетически невыгодно), что и обусловливает увеличение растворимости газов в кристаллах с ростом температуры.

Способы приготовления растворов с точно известной концентрацией

Точность результата химического анализа зависит от используемого для анализа раствора. Такой раствор должен иметь строго определённую концентрацию, что и делает возможным точно определить концентрацию исследуемого вещества при химическом анализе. В химии растворы с точно известной концентрацией называют стандартными (или рабочими растворами). Результат анализа зависит от тщательности приготовления стандартного раствор.

Приготовленые растворы. Если раствор готовят путём взвешивания вещества, то надо знать следующее. Готовить раствор по точной навеске вещества можно только в том случае, если вещество химически чистое, устойчиво при хранении как в сухом виде, так и в растворе, если состав вещества точно отвечает формуле этого вещества (т.е. вещество не содержит примесей).

Соединения, удовлетворяющие этим требованиям, называют исходными веществами. В этих случаях рабочий раствор готовят по точной навеске такого вещества. По взятой навеске уточняют истинную концентрацию раствора, затем такой раствор используют для проведения анализа. Такие растворы в аналитической химии называют первичными стандартамиили стандартными приготовленными.

Установленные растворы. Это растворы, которые готовят из веществ, содержащих примеси, неустойчивых при хранении, состав таких веществ не отвечает их химической формуле. При приготовлении из таких веществ растворов берут навеску вещества, несколько больше рассчитанной теоретически, т.е. приблизительную навеску. Навеску такого вещества растворяют в необходимом количестве воды. Затем определяют точную концентрацию раствора, титруя приготовленный раствор по первичному стандарту (приготовленному раствору) и проводят вычисления по определению точной концентрации раствора. Растворы, приготовленные так, называют стандартными установленнымирастворамиили вторичным стандартом. Примером такого раствора служит приготовление раствора гидроксида натрия. Это вещество хорошо поглощает из воздуха влагу и углекислый газ. Поэтому всегда содержит примесь – Na₂CO₃. После приготовления раствора по приблизительной навески раствор титруют стандартным раствором щавелевой кислоты (H₂C₂O₄∙2H₂O), раствор щавелевой кислоты является стандартным приготовленным раствором, так как это вещество устойчиво при хранении, состав отвечает химической формуле, хранится щавелевая кислота в виде кристаллогидрата долгое время без изменения состава. Для определения концентрации растворов щелочей используют ещё янтарную кислоту Н₂С₄Н₄О₄. Для определения точной концентрации растворов кислот используют соли Na₂B₄O₇∙10H₂O (бура) и соду – Na₂CO₃. Эти соли в водном растворе гидролизуются и кислоты реагируют со щелочами, образующимися при гидролизе солей.

Возможно приготовление раствора точной известной концентрации из фиксаналов, или стандарт-титров. Фиксанал – это запаянная стеклянная ампула, содержащая определённое количество вещества, необходимое для приготовления раствора определённого объёма. Промышленность выпускает фиксаналы с различными рабочими веществами как в виде растворов (серная кислота, соляная кислота, едкий натр, едкое кали), так и с сухими веществами (перманганат калия, карбонат или оксалат натрия и др.). Фиксаналы поступают в продажу в коробках, в этих коробках имеются стеклянные бойки и стеклянные палочки.

Кроме указанных способов, растворы точной концентрации можно готовить разбавляя растворы этих же веществ, имеющих более высокою концентрацию.

При правильном хранении рабочие растворы служат несколько месяцев, не изменяя своей концентрации.

Практическая работа – решение задач по теме: «Растворы»

Билет № 1. Растворы, занятие № 1 и 2

Объясните, как приготовить 0,4 М раствор объёмом 250 мл из раствора этого же вещества, имеющего концентрацию 1,2 М.

Какую массу соли А нужно взять для приготовления 3 литров 40%-ного раствора (плотность раствора равна 1,4 г/мл)?

В лаборатории имеется 6 г соли KI марки ХЧ (химически чистый). Какую массу воды и какой объём воды нужно взять для приготовления из этой соли 0,5% раствора?

_____

Билет № 2. Растворы, занятие № 1 и 2

Какая масса соли KNO₃ содержится в 1600 мл 0,5 Н раствора этой соли?

В 1200 г раствора соли А, имеющего концентрацию 4%, добавили 200 г этой же соли. Определить массовую долю соли в приготовленном растворе.

Определить молярную концентрацию раствора серной кислоты, если плотность раствора 1,8 г/мл, а массовая доля кислоты в растворе равна 86%.

____

Билет № 3. Растворы, занятие № 1 и 2

Установите массовую долю (в %) хлорида калия в растворе, приготовленном из 0,65 моль соли и 300 мл воды.

Рассчитайте молярную концентрацию (моль/л) хлорида марганца (II), если в 200 мл раствора содержится 2,52 г соли.

Определите массу (в граммах) 4%-ного раствора нитрата калия, приготовленного (путём разбавления водой) из 20 г 15%-ного раствора того же вещества.

Билет № 4. Растворы, занятие № 1 и 2

Рассчитайте массовую долю (в %) гидроксида цезия в растворе массой 172 г, если масса растворённой щёлочи равна 8,6 г.

Установите молярность раствора объёмом 0,9 л, приготовленного из 15,75 г кристаллогидрата CuSO₄∙5H₂O.

Установите, до какого объёма (в литрах) надо разбавить водой 700 г 50,5%-ного раствора ацетата калия, чтобы приготовить 7,7%-й раствор с плотностью 1,038 г/мл.

Билет № 5. Растворы, занятие № 1 и 2

Смешали 0,3 л 1М и 0,1 л 3М растворов азотной кислоты. Определите молярность приготовленного раствора.

Определите массу (в граммах) воды в 5%-ом растворе нитрата кадмия (II), если для приготовления раствора взято 10 г соли.

Сколько граммов гидроксида натрия необходимо для приготовления 4 л 12%-ного раствора (плотность 1,37 г/мл)?

Билет № 6. Растворы, занятие № 1 и 2

Определить нормальность раствора серной кислоты, если в 250 мл которого содержится 24,5 г H₂SO₄.

К 300 г 15%-ного раствора КОН прибавили 300 г воды. Определить массовую долю вещества в приготовленном растворе.

Сколько мл 0,1 Н раствора Н₃РО₄ можно приготовить из 80 мл 0,75 Н раствора этой же кислоты?

Билет № 7. Растворы, занятие № 1 и 2

Рассчитайте объём (мл) 36,23%-ной соляной кислоты с плотностью 1,180 г/мл, который следует взять для приготовления (путём разбавления водой) 0,25 л 2,42М раствора хлороводородной кислоты.

В 750 г воды растворили 60 г AgNO₃. Вычислить массовую долю вещества в приготовленном растворе.

Какую массу кристаллогидрата CuSO₄∙5H₂O нужно использовать для приготовления 1800 г 22%-ного раствора сульфата меди (II)?

Билет № 8. Растворы, занятие № 1 и 2

Сколько воды необходимо добавить к 200 мл 20%-ного раствора серной кислоты (плотность 1.14 г/мл), чтобы получить 5%-ный раствор?

Смешали 5 мл 20%-ного и 100 г 1,2М растворов серной кислоты (плотности растворов равны соотваетственно 1,14 г/мл и 1,07 г/мл). Установите массовую долю (в %) вещества в конечном растворе.

В каком количестве воды нужно растворить 27,8 г железного купороса FeSO₄∙7H₂O, чтобы образовался 3,8%-ный раствор сульфата железа (II)? 372,2 г в.

Билет № 9. Растворы, занятие № 1 и 2

Определить массовую долю хлороводорода в растворе соляной кислоты,образованного при растворении 179, л (н.у.) хлороводорода в 708 мл воды.

Из 500 г 15%-ного раствора хлорида натрия выпарили 100 мл воды. Какова стала массовая доля (в %) соли в растворе?

Сколько миллилитров 70%-ной серной кислоты (плотность 1,622 г/мл) надо взять для приготовления 25 мл 2 М раствора?

Билет № 10. Растворы, занятие № 1 и 2

Какую массу (в граммах) 3%-ного раствора сульфата магния можно приготовить из 100 г кристаллогидрата MgSO₄∙7H₂O?

Определите массовую долю (в %) азотной кислоты, если в 1 л раствора (плотность 1,12 г/мл) содержится 248 г вещества.

Какое количество Na₂B₄O₇∙10H₂O и воды (в граммах) надо взять для приготовления 3 кг раствора, содержащего 4% безводной соли?

Билет № 11. Растворы, занятие № 1 и 2

Сколько молей MnSO₄∙5H₂O следует прибавить к 100 молям воды для получения раствора, содержащего 20%-тов безводной соли?

Рассчитайте объём (в литрах при н.у.) хлороводорода, который был взят для приготовления 200 г 12%-ной соляной кислоты.

Вычислите массу (в граммах) вещества для приготовления 600 мл 2М серной кислоты.

Билет № 12. Растворы, занятие № 1 и 2

Необходимо приготовить 2 литра 0,9М раствора (плотность 1,13 г/мл) сульфата меди (II). Вычислить массы: а) CuSO₄∙5H₂O (медный купорос), б) добавляемой воды к соли, которые нужно взять для приготовления указанного раствора.

Вычислите молярную концентрацию раствора, который содержит в 2 литрах 34,8 г сульфата калия.

Определить массовую долю соли в растворе полученном при смешивании 200 г 40%-ного раствора с 800 мл воды.

Билет № 13. Растворы, занятие № 1 и 2

К 950 г воды прибавили 50 мл 48%-ного (плотность 1,38 г/мл) серной кислоты. Вычислите массовую долю серной кислоты в полученном растворе.

Приготовлено 200 г 0,57М раствора соли (плотность р-ра 1,079 г/мл) из кристаллогидрата FeSO₄∙7H₂O. Найдите: а) массу (в граммах) кристаллогидрата затраченного на приготовление раствора, б) объём (мл) использованной воды.

Какой объём 1,8 Н раствора соли нужно взять для приготовления из него 500 мл 0,6 Н раствора.

Билет № 14. Растворы, занятие № 1 и 2

К 185 мл 80%-ного водного раствора этанола (плотность раствора 0,85 г/мл) добавили 188,6 мл воды. Найдите массовую долю (в %) спирта в полученном растворе.

Имеется 500 мл 0,02М раствора ортофосфорной кислоты. Укажите массу (в граммах) использованного вещества.

Какова нормальная концентрация раствора, 800 мл которого содержат 12,25 г серной кислоты?

Билет № 15. Растворы, занятие № 1 и 2

Определите массовую долю сульфата натрия в растворе, образовавшемся при растворении 644 г глауберовой соли (Na₂SO₄∙10H₂O) в 956 г воды.

Сколько миллилитров 10%-ного раствора хлороводородной кислоты (плотность 1,049 г/мл) нужно взять для приготовления 0,1 л 0,2Н раствора?

На нейтрализацию 50 мл 0,5М раствора серной кислоты пошло 25 мл раствора гидроксида натрия. Какая масса гидроксида натрия содержится в 1 л его раствора?

Билет № 16. Растворы, занятие № 1 и 2

Определите молярность раствора, приготовленного из 27,6 кристаллогидрата CоCl₂∙6H₂O, если его масса 75 г (плотность р-ра 1,14 г/мл).

Рассчитайте объём (в литрах) воды, который смешали с 0,5 л 40%-ного раствора (плотность 1,4 г/мл) гидроксида натрия для приготовления 10%-ного раствора.

Сколько миллилитров 0,5 Н раствора хлорида бария можно приготовить из 24,4 г BaCl₂∙2H₂O?

Билет № 17. Растворы, занятие № 1 и 2

К 50 мл 10%-ной хлороводородной кислоты (пл. р-ра 1,05 г/мл) прибавили 500 мл воды. Определите новую массовую долю (в %) вещества в растворе.

Вычислите массовую долю ортофосфорной кислоты в её 5 М растворе (пл. р-ра 1,29 г/мл).

Сколько воды (в литрах) надо прибавить к 200 мл 1 Н раствора гидроксида натрия, чтобы получить раствор с концентрацией 0,05 Н?

Билет № 18. Растворы, занятие № 1 и 2

Какой объём (в литрах при н.у.) аммиака можно собрать после кипячения 1 кг 25%-ного водного раствора этого газа?

Вычислите массу (в граммах) вещества для приготовления 600 мл 2 М раствора серной кислоты.

Определите массу кристаллогидрата бромида меди (II) – CuBr₂∙4H₂O - , которую нужно растворить в 351 г 1,61%-ного раствора бромида меди (II), чтобы получить раствор с концентрацией 10,68%?

Билет № 19. Растворы, занятие № 1 и 2

Какую массу (в граммах) алюмокалиевых квасцов KAl(SO₄)₂∙12H₂O надо взять, чтобы приготовить раствор объёмом 0,5 л, для которого с[KAl(SO₄)₂] = 0,1 моль/л?

Как можно получить раствор, в котором массовая доля растворённого вещества составляет 8%, из раствора, для которого она равна 40%?

Сколько миллилитров 49%-ного раствора ортофосфорной кислоты (пл. р-ра 1,33 г/мл) потребуется для приготовления 2 л 0,1 Н раствора?

Билет № 20. Растворы, занятие № 1 и 2

Чему равна массовая доля серной кислоты в её 10 Н растворе (плотность р-ра 1,29 г/мл)?

Рассчитайте молярную концентрацию (моль/л) сероводорода в растворе объёмом 2,34 л, приготовленном растворением 3,87 л (н.у.) газа.

Какой массы медный купорос CuSO₄∙5H₂O надо добавить к раствору объёмом 500 мл, в котором массовая доля сульфата меди (II) составляет 4% (пл. р-ра 1,040 г/мл), для того, чтобы увеличить концентрацию раствора до 16%?

_____

Билет № 21. Растворы, занятие № 1 и 2

Какой массы кристаллогидрат BaCl₂∙2H₂O надо взять для приготовления 500 мл раствора, в котором массовая доля хлорида бария составляет 0,1?

Имеется раствор серной кислоты с концентрацией 2 моль/л. Какой объём этой кислоты надо взять для приготовления 250 мл раствора этой же кислоты с молярной концентрацией эквивалента (нормальностью) равной 0,1 моль/л?

Какой объём 0,8 М раствора потребуется для приготовления 1500 мл 0,25 М раствора этого же вещества?

Билет № 22. Растворы, занятие № 1 и 2

Какой объём раствора с массовой долей серной кислоты 80% (пл. р-ра 1,732 г/мл) потребуется для приготовления 250 мл раствора с молярной концентрацией эквивалента (нормальностью) 0,5 моль/л ?

В 200 мл воды растворили порцию хлорида аммония и получили 20%-ный раствор. Затем к полученному раствору добавили 150 мл воды. Определите массовую долю (в %) соли в конечном растворе.

Какую массу воды нужно прибавить к 200 мл 30%-ного раствора гидроксида натрия (пл. р-ра 1,33 г/мл) для получения 10% раствора щёлочи?

Ответы на задачи проверочной работы

БИЛЕТ № 1: № 1 – 83,33 мл; № 2 – 1680 г; № 3 – 1194 г

БИЛЕТ № 2: № 1 – 80,8 г; № 2 – 17,71%; № 3 – 15,79 М

БИЛЕТ № 3: № 1 – 13,9%; № 2: 0,1 моль; № 3: 75 г

БИЛЕТ № 4: № 1: 5%; № 2: 0,07 М CuSO₄ № 3: 4,42 л

БИЛЕТ № 5 № 1: 1,5 М HNO₃; № 2: 190 г; № 3: 545,8

БИЛЕТ № 6: № 1: 2Н; № 2: 7,5%; № 3: 600 мл

БИЛЕТ № 7: № 1: 52 мл; № 2: 7,4% № 3: 625 г

БИЛЕТ № 8: № 1: 684 г; № 2: 15%; № 3: 372,2 г

БИЛЕТ № 9: № 1: 29,2%; № 2: 18,75%; № 3: 4,32 мл

БИЛЕТ № 10: № 1: 1628 г; № 2: 22,14%; № 3: 227 г соли, 2778 г Н₂О

БИЛЕТ № 11: № 1: 2,98 моля; № 2: 14,73 л HCl; № 3: 117,6 г

БИЛЕТ № 12: № 1: 450 г и 1810 г Н₂О; № 2: 0,1 М; № 3: 8%

БИЛЕТ № 13: № 1: 3,25%; № 2: 29.4 г кр. г и 170,6 мл Н₂О; № 3 166 мл

БИЛЕТ № 14: № 1: 36,7% спирта; № 2: 0,98 г к-ты; № 3: 0,31 Н

БИЛЕТ № 15: № 1 – 17,8%; № 2 -26,96 мл; № 3 – 0,04 г

БИЛЕТ № 16: № 1: 1,763 М CoCl₂; № 2: 2,145 л воды; №3: 400 мл

БИЛЕТ № 17: № 1: 0,95; № 2: 38%; № 3: 3,8 л

БИЛЕТ № 18: № 1: 329,4 лNH₃; № 2: 117, 6 г; № 3: 49 г кр-гидр.

БИЛЕТ № 19: № 1: 23,7 г; № 2: р-р : вода = 1 : 4; № 3: 10 мл

БИЛЕТ № 20: № 1: 30,0%; № 2: 0,074 моль; № 3: 130 г

БИЛЕТ № 21: № 1 : 64 г; № 2 : 6,25 мл и разб до 250 м -л; № 3: 469 мл ≈

БИЛЕТ № 22: № 1: 4,4 мл; № 2 : 12,5%; № 3 : 532 г воды

Использованная литература

1. Паничев С.А., Юффа А.Я. Химия. Основные понятия и термины /Под ред. Проф. А.Ю. Закгейма – М.: Химия, 2000.

2. Семёнов И.Н., Перфилова И.Л. Химия: Учебник для вузов. – СПб: Химиздат, 2000.

3. У. Слебо, Т. Персонс. Общая химия. М: издательство «МИР», 1979.

4. Свешникова Г.В. Основы химии в расчётах. СПб: Химиздат, 2002.

5. Л.М. Витинг, Л.А. Резницкий. Задачи и упражнения по общей химии. Учебное пособие. – М: Изд-во МГУ, 1995.

6. Н.Б. Любимова. Вопросы и задачи по общей и неорганической химии. Учеб. Пособие для нехимических спец. Вузов.-М.: Высш. Шк., 1990.

7. Ефимов А.И., Карцова Л.А., Луцкая И.М. Задачи по химии. Учеб. Пособие /Под ред. А.В. Суворова.-Л.: Издат. Ленинградского университета, 1986.

8. И.П. Середа. Конкурсные задачи по химии. Изд. «Вища школа». 1974.

9. Лидин Р.А. Химия. Полный сборник задач: для школьников старших классов и поступающих в вузы /Р.А. Лидин.-М.:Дрофа, 2007.