Приготовление раствора определенной массовой концентрации (%)

Краткая справка

Дисперсная система – система, состоящая из дисперсной фазы и дисперсной среды.

Дисперсная фаза – совокупность раздробленных частиц, количественной мерой которых является условный диаметр L (м) или степень дисперсности D=1/L (м^-1).

Классификация ДС по степени дисперсности:

1) молекулярно-дисперсные (L<10^-7м);

2) тонко-дисперсные, коллоидные (а=10^-7-10^-5м);

3) грубодисперсные (L>10^-5м).

Относительное понижение давления пара над раствором зависит от мольной концентрации электролита:

P₁⁰, P – давление пара растворителя и раствора;

n – число молей растворенного неэлектролита;

N – число молей растворителя.

Криоскопическая константа К_кр. – величина, показывающая на сколько градусов раствор, состоящий из 1 моля неэлектролита и 1000 г. Данного растворителя, замерзает ниже, чем чистый растворитель.

T_зам*ML

К_кр. = 1000*m

L – масса растворителя;

m - масса растворяемого вещества;

M – молекулярная масса растворяемого вещества.

Концентрации растворов – количественное содержание растворяемого вещества в данном растворе.

Процентная концентрация (%) – массовое содержание растворяемого вещества в 100г раствора.

Молярная концентрация (М) – число молей растворяемого вещества в 1л раствора.

Моляльная концентрация (С*m) – число молей растворяемого вещества в 1000г растворителя.

Нормальная концентрация (N) – число грамм-эквивалентов вещества в 1л раствора.

Растворы электролитов – ионные проводники с полярным или ионным типом связи в полярных растворителях, проводящих электрический ток.

Электролитическая диссоциация – распад веществ с ионным или полярным типом связи под действием полярных молекул растворителя.

Растворы элементов характеризуются активностью: а = y*c;

у – коэффициент активности

с – концентрация

Растворение – физико-химический процесс взаимодействия растворимого вещества с растворителем (сольватация, гидратация). При растворении сильных электролитов осуществляется межионное взаимодействие, количественной характеристикой которого является ионная сила:

Для количественной характеристики реакции среды (кислая, щелочная) применяют водородный показатель (pH).

Среда:

1) нейтральная: а_Н⁺=10^-7 (pH=7)

2) кислая: а_Н⁺>10^-7 (pH<7)

3) щелочная: а_Н⁺<10^-7 (pH>7)

Произведение растворимости – произведение концентраций ионов малорастворимого электролита, содержащееся в свободном виде в насыщенном растворе при стандартных условиях.

Гидролиз – реакция химического обменного взаимодействия растворимого вещества с водой.

Гидролизу подвергаютсяся соли:

1) сильные основы и слабые кислоты (Na₂CO₃);

2) слабые основы и сильные кислоты (MgCl₂);

3) слабые основы и слабые кислоты (MgCO₃).

Растворы – однофазные системы переменного состава из 2-х и более компонентов.

Экспериментальная часть

Опыт 5.2.1.

Приготовление раствора определенной массовой концентрации (%).

Рассчитаем весовое количество соли для приготовления 250 мл раствора. Концентрация NH₄Cl = 7%.

Дано: Решение:

V_р-ра = 250мл V_NH4Cl = 17,5 мл

μ(NH₄Cl) = 7% M(NH₄Cl) = 53,5 г/моль

m(NH₄Cl) = ?

x = 0,07x + 17,5

0,93x = 17,5

x = 18,8 г

m(NH₄Cl) = 18,8 г

f_экв = 1 / заряд катиона * индекс при катионе (количество катионов в соединении) = 1/(1*1) = 1

М_экв = M(NH₄Cl) / f_экв (NH₄Cl) = 53,5 / 1 = 53,5 г/моль-экв.

18,8 – 250 мл

Х – 1000 мл

Х = 18,8 * 1000 / 250 = 75,2 г

С_м = 75,2 / 53,5 = 1,4 моль/л

С_н = X / М_экв = 75,2 / 53,5 = 1,4 г-экв./л

N(NH₄Cl) = 18,8 / 53,5 = 0,35

Опыт 5.2.2.