Молярная масса. Способы выражения концентрацией.
Молярная масса. Способы выражения концентрацией.
Моля́рная ма́сса вещества — масса одного моль вещества. Для отдельных химических элементов молярной массой является масса одного моль отдельных атомов этого элемента. В этом случае молярная масса элемента, выраженная в г/моль, численно совпадает с массой атома элемента, выраженной в а.е.м. (атомная единица массы). Однако надо чётко представлять разницу между молярной массой и молекулярной массой, понимая, что они равны лишь численно и отличаются по размерности. Молярные массы сложных молекул можно определить, суммируя молярные массы входящих в них элементов.Например, молярная масса воды (H2О) есть MH2O = 2 MH +MO = 2·1+16 = 18 (г/моль).
Аналит.р-ции и сигнал реагента позволяет обнужить в-ва в анализируемом р-ре только тогда, когда его концентрация превышает некоторый мин.предел. Миним кол-во, которое можно обнружить данным способом опред чувств. Реакции.
Виды концентраций:
| m | Молярная весовая концентрация (моляльность) - число молей растворённого вещества, приходящееся на 1000g растворителя. |
| CM | Молярная объёмная концентрация (молярность) - число молей растворённого вещества, содержащееся в 1 литре раствора. |
| CN | Нормальность - число грамм-эквивалентов растворённого вещества, содержащееся в 1 литре раствора. |
| N | Мольная (или молярная) доля - число молей растворённого вещества, приходящееся на 1 моль раствора. |
| T | Титр - число граммов растворённого вещества, содержащееся в 1ml раствора. |
| P | Весовой процент - число граммов растворённого вещества, содержащееся в 100g раствора. |
| A | Число граммов растворённого вещества, приходящееся на 100g |
Характеристика чувствительности аналитических реакций.
Характерн чувств-и аналит реакции явл: 1.Предельное разбавл-это мак.Vр-ра в котором однозначно может быть обнаружено 1 г. данного в-ва при помощи данной аналитич. Р-ции. ПР:Cu +4NH3=[Cu(NH3)4]2+ (1)
Это означает, что с помощью р-ции:
1.Можно обнаружить 1 гр. катеонов Сu р-ных в 250000мл H2O
2.Предельная концентрация – это наименьшая концентр. при которой данное в-во можно обнаружить в р-ре данной аналит р-ции. Сmin (гр/мл)=1/√CIM
Для решения (1) это 1/250000=4*10¯6(г/мл)
Это означает, что катионы Сu нельзя обнаружить в р-ре (1), если их концентр меньше чем 4 * 10¯6(г/мл)
3.Минемальный V объем придельного разбавленного р-ра - это наименьший V р-ра для обнаружения в-ва данной аналит. Реакции, при этом концентрция р-ра равна придельной.
Для реакции (1) Vmin= 0,05 мл. Это означает что для (анализа ???)содерж. Катионов Cu с помощью (1) нужно взять как мининмум 0,05 мл р-ра с концентр 4*10¯6г/мл
4.Предел обнаружения (открываемый min)-это наименьшая м определяемого в-ва однозначно открываемое данной аналит. реакции в min объеме min разбавленного раствора. М Смикр.гр.(мкл)=Сmin*Мmin=4*10¯6 (г/мл)*0,05(мл)=0,2*10¯6г г = 0,2мкг
Чувствительность анал. Реакций зависит от природы в-ва, от природы реогентов, t,Ph среда, присутствия других в-в.
Титрометрический анализ.Основные понятия. Расчеты в титрометрическом анализе.
Титрометрический анализ основан на точном определении количества реактива(обьема или массы), израсходованного с определен. Вещ.
Титрование-процесс определениявещ. Х постепенным прибавлением небольш кол-ва вещ Т(титранта), при котором каким-нибудь способом обеспечивают обнаружение момента, когда все вещ Х прореагировало.
Например при титровании раствора HCL раствором NaOH, уравнение реакции имеет вид :
HCL + NaOH=NaCL+H2O (1)
X Т(титрант)
Опред.
Вещ
Если на титрование было израсходовано 0,1 моль NaOH, то в анализируемом р-ре было 0,1 моль HCL ,т.к. вещ. Реагирует между собой в эквивалентных количествах.Закон об эквивалентах лежит в основе титрометрических р-рах.
Надо: конечная точка, эквивалент, титрант, квотная доля, точка эквивалента.
Кривая титрования- графическое изображение зависимости концентр. Определяемого вещ. Х или некоторого связанного с ним св-ва системы(напр. Ph) от объема V(Т) прибавления титранта Т.
Классификация методов титрометрического анализа
Классификация основана на различных типах используемых реакций.отдельные титрометрические методы получили название по типу основной реакции, протекающей при титровании:
1)Кислотно основное титрование(метод нейтрализ)- титрование, основанное на реакции переноса протонов от одной реагирующ частицы к другой в растворе .Различают оцидиметрию –опред вещ титрование стандартным р-ром сильного основания.
2.)Окислительно-восстановительное титрование (редоксиметрия)-титрование, сопровожд. переходом элект от восстанов к окислению
3.)Осадительное тирование-когда тируемое вещ при взамод с титрантом выд из р-ра в виде осадка
4.)комплексиметрич титрование –титрование вещ слабодиссоциирующий растворимый комплекс .Разновидность –ккомплексометрическое титрование (комплексометрия)-когда тируемое вещ. При взаимодействии с титрантом –раствором комплексонов –образ комплексонаты металлов.
7.)Протолитическая теория.Автопротолиз и ионное произведение воды.Сила протолитов.
Кислота это вещ которое при диссоциации выд. Ион водорода H+ . А основание это вещ которое при диссоциации выд. Гидроксидный ион OH¯. Более точная теория кислот и оснований была сформулирована датским Бренстедом и англ. Химиком Лоури. Согласно этой теории это вещ выд. При диссоциации протона (H+), а основание это то вещ которое способно присоединять протон. Вещ способны присоединять так и отдавать протоны -назыв амфолитами. В рамках теории Бренстеда и Лоури кислота и основание неразрывно связанны, поскольку отцепленные протоны от кислоты образ частицу которая присоед протон , т. е. HB=H+ + B¯
К-та
HB и В¯ называют сопряженной кислотой и основанием
NH3+H+ = NH4+
Основание к-та(ион аммония)
амония
Для водных растворов можно записать:HB+H2O=H3O+ + B¯
Реакцию и равновесие, в которых участвуют протоны назыв протолитическими реакциями и равновесия. Реакцию кислот и оснований с растворителем с участием протонов назыв. реакцией протолиза. Например, в жидкой среде, согласно соврем представлениям , осуществляется протолитичекое равновесие –автопротолиз воды. H2O+H2O=H3O+ +OH¯
Вода это слабый электролит, поэтому за константу химич. равновесия этой реакции можно принять концентрационную константу Кс=[Н3О+][ОН¯] , где квадратные скобки
[Н2О]²
обозначают концентрации.
Н2О+Н2О=Н3О+ + ОН¯ А+В=С+Д Кс=[C][Д] Из последней формулы имеем:
[А][В]
Кс[H2O] ² =Kw=[H3O+][OH¯]
Константа Кwназыв константой автопротолиза воды, или ионным произведением воды,её значение при 25° ровна Кw=10(в -14 степени). Вследствии малости К w вместо неё используют обычно её десятичный логарифм, назыв силовым показателем(или просто показателем ) ; Ркw=-lgRw=-lg10(в минус14 степени)=14
В соответсвии с формулой Н2О+Н2О= Н3О+ + ОН¯ концентрация ионов Н3О+ и гидроксильного иона , поэтому из Кw=[ Н3О+][ ОН¯]=10(в минус14 степени) моль
[ Н3О+]=[ ОН¯]=10(в минус 7 степени) моль/л
Отрицательный десятичный логарифм активности ионов водорода H+( в воде сущ в форме ионов гидроксония Н3О+) явл.характеричтикой кислотности раствора и назыв. водородным показателем или PH
Ph=-lga(Н3О+) (55 моль –концентрац моль в воде)
В случае чистой воды концентрация этих ионов практически ровна активности, поэтому для воды имеем:
(Запись от руки)
Сила протолитов кислот и оснований
Сила и слабость кислот и оснований зависит от их способности зависить от многих факторов(природы р-ля, концентрац и природы раств вещ и других) Поэтому сопоставлять силу нескольких кислот (оснований) имеет смысл по отношению к одному и тому же растворителю.
СH2‾N СH3СООNa Комплексонаты металлов, образованные катионами металлов с ЭДТА, называются эдетеатами. На практике чаще всего применяют комплексон в связи с его лучшей растворимостью в воде. 10.) 10 Буферные растворырастворы с определённой устойчивой концентрацией водородных ионов; смесьслабой кислоты и её соли (напр., СН3СООН и CH3COONa) илислабого основания и его соли (NH3 и NH4CI). Величина рНбуферного раствора мало изменяется при добавлении небольших количеств свободнойсильной кислоты или щёлочи, при разбавлении или концентрировании. Буферные растворы широко используют в различных химических исследованиях. Для определения пределов действия Б.р. вводится понятие буферная емкость, измеряемая количеством сильной кислоты или основания (в г-экв), которое надо добавить к 1 л Б.р., чтобы сместить рН на единицу. 10 Буферные растворы Сущ-т р-ры при + к которым небольш.кол-ва кислоты, щелочи или при их разбавлении рн изменяется незначительно- буферные р-ры. А указанная их способность поддерживать рн практически постоянной наз-ся буферным действием. Буф.спос-тью обладают смеси след.типа: 1.смесь слабой к-ты и соли с одноименным анионом. CH3COOH+CH3COONa 2. смесь слабого основания и соли с одноименным катионом NH3+NH4Cl 3. смесь слабой многоосновной к-ты различной степени замещенности NaH2PO4+Na2KPO4 Буферное действие р-ров хар-ся буферной емкостью. Это то мин.кол-во сильной к-ты или щелочи, кот.необходимо добавить к 1 л. Буферного р-ра, чтобы его рН изменилась на еденицу. рН буф.р-ров зависит от конст. диссоциации слабой к-ты или основания и от компонентов буф.р-ра. [H+]= Ккисл*(Скисл./Ссоли) [ОH-]= Косн.*(Сосн../Ссоли)
Комплексные соединения
В основе многих реакций в качественном и количественном анализе лежит образование комплексных соединений.
Комплексные соединения - наиболее обширный и разнообразный класс соединений. В живых организмах присутствуют комплексные соединения биогенных металлов с белками, аминокислотами, порфиринами, нуклеиновыми кислотами, углеводами, макроциклическими соединениями. Важнейшие процессы жизнедеятельности протекают с участием комплексных соединений. Некоторые из них (гемоглобин, хлорофилл, гемоцианин, витамин В12 и др.) играют значительную роль в биохимических процессах. Многие лекарственные препараты содержат комплексы металлов.
Комплексными называются соединения,образованные из простых,способных к самостоятельному существованию.Они существуют как в кристаллическом состоянии, так и в растворе
Для комплексного соединения характерно наличие положительно заряженной центральной частицы, обычно это ион металла называется комплексообразователем.
Около него располагается определенное число других ионов или молекул, называемых лигандами.
Устойчивость комплексных соединений.
В общем виде образование комплекса Mlnможно изобразить уравнением(без указания разряда):M +nl=Mln.Константу равновесия этой реакции:βn=a(Mln)/a(M)an(l) называется константой устойчивости комплекса. Чем больше константа устойчивости, темсильнее равновесие сдвинуть вправо, тем прочнее комплекс в растворе.
ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЗАРЯДА ОСНОВНЫХ ЧАСТИЦ КОМПЛЕКСНОГО СОЕДИНЕНИЯ
3аряд внутренней сферы комплексного соединения представляет собой алгебраическую сумму зарядов образующих ее частиц.
Например, величина и знак заряда комплекса [Fe (C 2О4)2] определяется следующим образом. Заряд иона железа равен +3, суммарный заряд двух оксалат ионов – (–4). Следовательно, заряд комплекса =(+3)+(–4)=–1 и формула комплекса [Fe(С2О4)2] —. Заряд комплексного иона численно равен суммарному заряду внешней сферы и противоположен ему по знаку. Например, заряд внешней сферы К3[Fe(CN) 6] равен +3. Следовательно, заряд комплексного иона равен -3.
3аряд комплексообразователя равен по величине и противоположен по знаку алгебраической сумме зарядов всех остальных частиц комплексного соединения.
Отсюда, в К3 [Fe(CN) 6] заряд иона железа равен +3, т.к. суммарный заряд всех остальных частиц комплексного соединения равен (+3) + (–6) = –3.
Молярная масса. Способы выражения концентрацией.
Моля́рная ма́сса вещества — масса одного моль вещества. Для отдельных химических элементов молярной массой является масса одного моль отдельных атомов этого элемента. В этом случае молярная масса элемента, выраженная в г/моль, численно совпадает с массой атома элемента, выраженной в а.е.м. (атомная единица массы). Однако надо чётко представлять разницу между молярной массой и молекулярной массой, понимая, что они равны лишь численно и отличаются по размерности. Молярные массы сложных молекул можно определить, суммируя молярные массы входящих в них элементов.Например, молярная масса воды (H2О) есть MH2O = 2 MH +MO = 2·1+16 = 18 (г/моль).
Аналит.р-ции и сигнал реагента позволяет обнужить в-ва в анализируемом р-ре только тогда, когда его концентрация превышает некоторый мин.предел. Миним кол-во, которое можно обнружить данным способом опред чувств. Реакции.
Виды концентраций:
| m | Молярная весовая концентрация (моляльность) - число молей растворённого вещества, приходящееся на 1000g растворителя. |
| CM | Молярная объёмная концентрация (молярность) - число молей растворённого вещества, содержащееся в 1 литре раствора. |
| CN | Нормальность - число грамм-эквивалентов растворённого вещества, содержащееся в 1 литре раствора. |
| N | Мольная (или молярная) доля - число молей растворённого вещества, приходящееся на 1 моль раствора. |
| T | Титр - число граммов растворённого вещества, содержащееся в 1ml раствора. |
| P | Весовой процент - число граммов растворённого вещества, содержащееся в 100g раствора. |
| A | Число граммов растворённого вещества, приходящееся на 100g |