Способы выражения концентрации в количественном анализе

Состав раствора выражают в виде концентрации или доли каждого из веществ. Под концентрацией принято понимать массу, объём или количество вещества в определенной массе или объёме раствора. В связи с этим различают массовую и объёмную концентрации. Доля,показывает, какую часть от общей массы, объёма или числа молей всех компонентов раствора составляет интересующий компонент. Её называют массовой, объёмной или мольной.

Массовая доля ( ω или С%) –отношение массы растворенного вещества к общей массе раствора:

m(Х)

ω(Х) = ------------------, где ω (Х) – массовая доля растворённого вещества Х;

m(р-ра) m(Х) – масса растворенного вещества Х;

m(р-ра) – масса раствора.

Массовую долю растворённого вещества ω(Х) обычно выражают в %; она показывает содержание массы растворённого вещества в 100 г раствора:

m(Х)

ω(Х) = ------------------ 100 % ,например, массовая доля ω(NаСl) в растворе

m(р-ра) составляет 20 %.Это значит, что в 100 г

раствора содержится 20 г NаСl и 80 г

воды.

Молярная доля (a) –отношение количества растворенного вещества в растворе к общему количеству веществ этого раствора.

n(Х) n(Х)

a(Х) = ------------ или a(Х₁) = ------------100 %

n_общ.n_общ

Количество растворенного вещества(n или ν):

m(Х)

n(Х) = ------------, где m(Х) – масса растворенного вещества Х₁;

M(Х) M(Х) – молярная масса растворенного вещества Х₁;

например, М(NаОН) = 40 г/моль; m(NаОН) = 80 г;

тогда n(NаОН) = 2 моль.

n_общ. = n(Х₁) + n(Н₂О) ,например, М(Н₂О) = 18 г/моль; m(Н₂О) = 72 г, тогда

n(Н₂О) = 4 моль; n_общ. = 2 моль + 4 моль = 6 моль,

следовательно:

2моль

a(Х₁) = ------------- = 0,333 или 33,3 %

6 моль

Моль –количество вещества, содержащее столько структурных единиц

(молекул, атомов, ионов, электронов и др.), сколько атомов в 0,012 кг изотопа углерода ¹²С.

Объёмная доля – отношение объёма растворенного вещества к общему объёму этого раствора, используется для характеристики газовых смесей, например воздуха.

V(Х₁) V(Х₁)

j(Х₁) = ------------------ или j(Х₁) = ------------------ 100 %

V (р-ра) V (р-ра)

В аналитической химии наряду с общими химическими понятиями широко используют ряд таких понятий, которые присущи только ей и помогают характеризовать состав раствора, К ним относятся: эквивалент, титр, титр по определяемому веществу.

Эквивалент– условная частица вещества Х, равноценная одному протону в кислотно-основной реакции или одному электрону в окислительно-восстановительной реакции.

Понятие «эквивалент» применимо ко всем типам химических реакций и веществ, как простым, так и сложным. Чтобы показать, какая часть молекулы вещества является эквивалентом, используют понятие «фактор эквивалентности».

Фактор эквивалентности – число, показывающее, какая доля реальной частицы вещества Х эквивалентна одному иону водорода в данной кислотно-основной реакции или одному электрону в окислительно-восстановительной реакции.

Это безразмерная величина, которая рассчитывается на основании стехиометрических коэффициентов реакции, равная или меньше единицы:

¦_экв.(Х) £ 1

Для кислотно-основных реакции ¦_экв.(Х) вычисляют по числу замещенных атомов водорода, а для окислительно-восстановительных – по числу электронов, участвующих в реакции.

Эквивалент (Э)–1/Z_х часть частицы вещества. При Z_х =1 эквивалент адекватен самой частице в целом. Число Z_х называют числом эквивалента.Оно указывает на число замещенных (присоединенных) атомов водорода или число отданных (принятых) электронов.

Фактор и число эквивалентности связаны соотношением:

¦_экв.(Х) =1/Z_х, очевидно, что Z ³ 1

Эквивалент вещества, используя фактор эквивалентности, записывают ¦_экв.(Х) или Э(Х) и при этом указывают его величину.

Пример, в реакции Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl+H₂О + СО₂­

молекула Na₂CO₃ эквивалентна двум протонам. Следовательно, 1/2 её часть, взаимодействующая с одним протоном, является эквивалентом. Поэтому число эквивалентности Z(Na₂CO₃) = 2; ¦(Na₂CO₃) = 1/2; Э(Na₂CO₃) = 1/2 Na₂CO₃. Значение Z(Х) можно определить по химической формуле вещества. Так, для кислот число эквивалента Z(Х) равно числу катионов водорода, способных замещатся катионами металла (равно основности кислоты). Для гидроксидов число эквивалента Z(Х) равно числу гидроксогрупп ОН^-. Для солей число эквивалента Z(Х) равно числу катионов водорода кислоты, замещенных катионами металла или аммония.

Пример, в реакции:

10FeSO₄ + 2KMn⁷¯O₄ +8Н₂SO₄ = 5Fe₂(SO₄)₃ + 2Mn²⁺SO₄ + К₂SO₄ + 8Н₂О

Mn⁷¯ + 5е¯ ® Mn²⁺ , следовательно Z(КМnO₄) = 5; ¦(KMnO₄) = 1/5;

Э(KMnO₄) =1/5 KMnO₄

Молярная масса эквивалентавещества Х – это масса одного моля эквивалента этого вещества. Её записывают и рассчитывают следующим образом:

М_Э(Х) = ¦_экв.(Х )· М (Х) = М (Х)/Z_х, для ранее приведенных реакций:

105,99

М_Э(Na2CO3) = 1/2×105,99 = ----------- = 52,99 г

158,03

М_Э(KMnO4) = 1/5×158,03 = ----------- = 31,61 г

Молярная концентрация –отношение количества растворенного вещества к объёму раствора (количество молей растворенного вещества в 1 л раствора). Обычно её обозначают С(Х), а после численного значения пишут моль/л или М:

n(Х) m(Х)

С(Х) = ---------- ×1000 =--------------×1000 , например С(HCl) = 0,1 моль/л или

V М(Х) ×V 0,1М

Молярная концентрация эквивалента –отношение количества вещества эквивалента в растворе к объёму этого раствора или количество молей эквивалента вещества в 1 л раствора. Форма записи С_Э(Х) или С(Э_х):

n_Э(Х) m(Х)

С_Э(Х) = -----------×1000 = ------------------×1000, где

V М_Э(Х) × V

n_Э(Х) – количество эквивалентов вещества, моль;

V – объём раствора, мл;

m(Х) и М_Э(Х) – соответственно растворённая и молярная масса эквивалента вещества, г.

При обозначении единиц измерения пишут моль/л или М и указывают фактор эквивалентности или химическую реакцию.

Например, 0,5М Н₂SО₄(¦_экв. = ½). Часто вместо указанного обозначения пишут «н» или используют термин « нормальный раствор»: 0,5н Н₂SО₄ или 0,5-нормальный раствор Н₂SО₄.

Молярная концентрация эквивалента всегда больше (¦_экв.(Х) > 1) или равна (¦_экв.(Х) = 1)молярной концентрации раствора. Связь между ними определяется соотношением:

С(Х)

С_Э(Х)= ------------

¦_экв.(Х)

Пример, имеется 0,1М растворН₂SО₄. Чему равна его молярная концентрация эквивалента, если фактор эквивалентности ¦_экв.( Н₂SО₄) = 1/2 ?

0,1

С_Э(Н₂SО₄) = -------- = 0,2М (или С(Н₂SО₄) = 0,2н)

1/2

Для правильного проведения титриметрического анализа крайне важно определить и рассчитать точную концентрацию применяемого для анализа веществ раствора реагента – титранта. Растворы точной концентрации, предназначенные для титрования, называются титрованными растворами. Наиболее употребительны обозначения концентрации титрантов в виде молярной концентрации или молярной концентрации эквивалента.

В аналитической химии широко используют закон эквивалентов, в соответствии с которым число эквивалентов взаимодействующих и образующихся веществ равно.

Для произвольной реакции :

аА + bB = сC + dD

закон эвивалентов имеет следующие математические выражения:

1) n_Э(_А) = n_Э(В) = n_Э(С)= n_Э(D) ;

2 моль · ½ А = 2 моль · ½ В = 2 моль · ½ С = 2 моль · ½ D = 1 моль

2) Молярная концентрация эквивалентов рассчитывается по формулам:

n_Э.(Х)

С_Э.(Х) = ---------------×1000 = , выражаем

V

значение n_Э(Х), следовательно:

С_Э(А) ·V(А) = С_Э(В) ·V(В)

0,1 моль/л(А )· ½ А ·1л(А) = 0,1 моль/л(В) · ½ В ·1л(В)

0,05 моль(А) = 0,05 моль(В)

Закон эквивалентов лежит в основе титриметрического анализа.

Кроме этого, концентрацию титранта можно выразить с помощью титра (Т) и титра раствора по определяемому веществу.

Титр раствора по определяемому веществу (Т) – масса определяемого вещества (Х) в г, реагирующая с 1 мл раствора титранта (А).

m(Х)

Т(Х) = -----------, г/мл

V(А)

Например, Т(NaОН) = 0,0025г/мл, это значит 1 мл раствора Н₂SО₄ реагирует с 0,0025 г NaОН.

Титр связан с молярной концентрацией и молярной концентрацией эквивалента титранта (А) следующими соотношениями:

С_Э(А) ·М_Э.(Х)

Т(Х)=-------------------

Данный способ выражения концентрации используют, если титрант применяют для определения только одного вещества. Например, на контроле качества лекарственных средств: определяют массовую долю борной кислоты по 0,1 М NaОН в глазных каплях: Т(NaОН/ Н₃ВО₃) = 0,00618г/мл

Поправочный коэффициент –число, показывающее, во сколько раз практическая концентрация (навеска) больше или меньше заданной (расчётной, теоретической).

практическая концентрация взятая навеска

К = ------------------------------------- = ------------------------------

теоретическая концентрация теоретическая навеска

Например, необходимо приготовить 100 мл 0,1 М раствора щавелевой кислоты Н₂С₂О₄ ·2Н₂О. Фактор эквивалентности ¦_экв.(Н₂С₂О₄ ·2Н₂О) = 1/2.Расчетная навеска равна 0,6304 г. Практическая навеска взята 0,6310 г. Чему будет равен поправочный коэффициент К?

К =0,6310/ 0,6304 = 1,0010

Обычно указывают теоретическую расчетную концентрацию, а радом указывают поправочный коэффициент К. Для приведенного примера:

С_Э(Н₂С₂О₄ ·2Н₂О) = 0,1 М (К=1,0010)

Этот способ выражения концентрации удобен, его применяют в лабораториях.

Рекомендуемая величина К для проведения анализа:

а).Государственная Фармакопея ХI издания:

К= 0,98 – 1,02

б).ГОСТ «Методы приготовления титрованных растворов»:

К= 0,97 – 1,03

При отклонении величины К от указанных пределов титрованный раствор необходимо:

- разбавить: V(H₂О) = (К-1) · V_{титранта} или

- укрепить: m(Х) = (1-К) · q(Х), где q(Х)- навеска вещества Х в г.

Например, если К = 1,05, значить титрованный раствор нужно разбавить, т.е. добавить воду:

V(H₂О) = (1,05-1) ·1000 = 50 мл;

если К= 0,92, значит титрованный раствор нужно укрепить, т.е. добавить вещество, из которого он готовится:

m(Х) = (1-0,92) · 3,65 = 0,292 г.

Мерная посуда

	Стакан с носиком служит для хранения жидких и твердых веществ, а также для проведения простейших химических операций (растворение, нагревание)
	Колба коническая используется для проведения различных химических операций, например титрования
	Колба круглодонная служит для проведения разнообразных химических операций при нагревании.
	Цилиндр используют для измерения объема жидкостей.
	Воронка конусообразная служит для переливания жидкостей и фильтрования.
	Стеклянная палочка предназначена для размешивания веществ в химической посуде. Для предохранения посуды от случайного растрескивания при размешивании веществ на конец стеклянной палочки надевают кусочек резиновой трубки.
	Ложка фарфоровая (1), шпатель (2) служат для взятия твердых и сыпучих веществ. Ложка-дозатор (3) предназначена для взятия определенной порции вещества.
	Чашка фарфоровая применяется для выпаривания жидкостей.
	Ступка с пестиком служат для размельчения и растирания твердых веществ.
	Штатив для пробирок, служит для размещения в нем пробирок.
	Зажим пробирочный служит для закрепления пробирки, если вещество в пробирке требуется нагреть в пламени.
	Склянка с пипеткой служит для хранения растворов реактивов при работе с малыми количествами веществ.