МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования

«Тюменский государственный нефтегазовый университет»

Институт транспорта

Кафедра ОиСХ

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

к контрольным заданиям по дисциплине «Химия»

для студентов нехимических специальностей

заочной формы обучения

часть II

Тюмень 2003

Утверждено редакционно-издательским советом

Тюменского государственного нефтегазового университета

Составители: доцент к. х. н. Андрианова Л. И.

доцент к. х. н. Пнёва А. П.

доцент, к. х. н., Обухов В. М.

© Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования

«Тюменский государственный нефтегазовый университет»

2003 г.

РАСТВОРЫ

Способы выражения концентрации раствора

Растворы имеют важное значение в жизни и практической деятельности человека. Производства, в основе которых лежат химические процессы, обычно связаны с использованием растворов. Растворомназывается твердая или жидкая гомогенная система, состоящая из двух или более компонентов, относительные количества которых могут изменяться в широких приделах. Наиболее важный вид растворов – жидкие растворы.

Всякий раствор состоит из растворенных веществ и растворителя, т.е. среды, в которой эти вещества равномерно распределены в виде молекул или ионов. Обычно растворителями считают тот компонент, который в чистом виде существует в таком же агрегатном состоянии, что и полученный раствор. Растворение является обратимым процессом. Когда скорость растворения кристаллического вещества, становится равной обратному процессу, процессу кристаллизации, наступает динамическое равновесие, при котором в единицу времени столько же молекул растворяется, сколько и выделяется из раствора. Раствор, находящийся в равновесии с растворяющимся веществом, называется насыщенным раствором. Насыщенными растворами приходится пользоваться сравнительно редко. В большинстве случаев употребляют растворы ненасыщенные, т.е. с меньшей концентрацией растворенного вещества, чем в насыщенном растворе.

Концентрация раствора – это количество вещества, заключенного в определенном весовом или объемном количестве раствора или растворителя.

Существуют различные способы выражения концентраций растворов:

1) массовая доля растворенного вещества или процентная концентрация показывает число граммов растворенного вещества в 100 граммах раствора.

Если g1 – масса растворенного вещества, g2 – масса раствора, то процентная концентрация А равна:

(1)

Например, растворено 80,8 г. уксусной кислоты СН3СООН в 1 л. раствора и полученный раствор имеет плотность 1,0097 г/см3. Рассчитаем процентную концентрацию.

Масса раствора равна g = V*d, V – объем раствора, d – его плотность, т. е. g = 1000 см3*1,0097 г/см3 = 1009,7 г, тогда

2) в химии часто используются объемные концентрации, поскольку жидкие растворы удобно измерять по объему, а не по весу.

Рассмотрим молярную концентрациюС (моль/л). Она показывает число грамм-молей растворенного вещества в 1 литре раствора.

Например, пересчитаем концентрацию А соляной кислоты в молярную концентрацию

, (2)

где М – молекулярный вес растворённого вещества HCI (36,5 г/моль). Тогда моль/л.

3) моляльная концентрация – это число молей, растворённого вещества в 1000 г, растворителя.

Например, вес раствора объёмом 1 л равен 1185 г, в этом количестве раствора содержится:

100 г – 37,27 г HCI

1185 г – X

г.

4) нормальная концентрация (нормальность) означает число грамм-эквивалентов вещества, содержащихся в 1 л раствора.

Эквивалентом элементов называется число, которое показывает, сколько весовых частей элемента соединяется с 8 весовыми частями кислорода или с 1 весовой частью водорода или замещает те же количества водорода или кислорода в их соединениях при химических превращениях.

Теперь можно сформулировать закон эквивалентов: элементы соединяются между собой и замещают друг друга в количествах, пропорциональных их эквивалентам, т.е.

(3)

где gА и gВ – массы взаимодействующих элементов А и В, ЭА и ЭВ – эквиваленты элементов А и В. отсюда следует, что эквивалент водорода ЭН, а эквивалент кислорода Э0 = 8.

Эквиваленты других элементов можно определить по составу их соединений с другим элементом, эквивалент которого известен.

Грамм-эквивалентом называется число граммов вещества, равное по своей величине его эквиваленту.

Эквивалент элемента можно посчитать, разделив атомную массу М на валентность элемента :

(4)

Если элемент имеет несколько соединений с разными валентностями, то его эквиваленты также различны, но относятся между собой как целые числа. Особенно широко применяется закон эквивалентов в аналитической химии.

Пусть V1 – объем одного раствора, мл.,

V2 – объем второго раствора, мл.,

N1 – нормальность первого раствора, г – экв./л,

N2 – нормальность второго раствора, г – экв./л, тогда V1*N1 = V2*N2 (5)

Уравнение (5) лежит в основе всех расчетов в объемном аналитическом анализе.

Для соединений эквивалент вычисляется на основании химической реакции, у которой это соединение участвует.

Например, для реакции:

.

Для реакции:

.

Наконец, для реакции:

.

Следовательно, эквивалент кислоты равен её молекулярному весу, делённому на основность кислоты, т.е. на количество замещённых атомов водорода. Аналогично для оснований эквивалент равен молекулярному весу, делённому на основность (число диссоциирующих гидроксильных групп).

Эквивалент соли равен её молекулярному весу, делённому на произведение валентности металла на число атомов этого металла в молекуле.

Например, молекулярный вес равен 263 , число атомов магния равно 3, тогда эквивалент соли в реакции обмена равен:

,

где Z=2 – валентность магния в соли.

В окислительно-восстановительном процессе участвуют и окислители, и восстановители.

Окислительным эквивалентом называется количество окислителя, приходящееся на один электрон, отдаваемым восстановителем в данной реакции. Оба эти эквивалента рассчитываются по формуле:

, (6)

где М – молекулярный вес окислителя или восстановителя, Z – число электронов.

Например, для реакции

окислитель:

восстановитель:

Расчёт нормальности можно проводить по формуле, аналогичной формуле (2), только вместо молекулярного веса следует взять эквивалентный вес:

, (7)

где - эквивалентный вес растворённого вещества. Для хлороводородной кислоты = =36,5 г-экв, поэтому N=12?1 г-экв/л.

5) Мольная доля Ni растворенного вещества, i – это число молей компонента на 1 моль раствора.

Эта концентрация наиболее удобна в теоретических уравнениях. Рассмотрим пример с соляной кислотой, концентрация которой 37,27%. Число молей растворенного вещества:

.

Число молей растворителя:

.

Мольная доля кислоты:

Мольная доля в этом растворе 1,0-0,23 = 0,77.

Вычисления при приготовлении и разбавлении растворов.

Рассмотрим типичные расчеты при приготовлении рабочих растворов.

1. Приготовление раствора нужной нормальности N в количестве V мл. Пусть g – навеска исходного вещества в граммах. Следует отвесить:

г, (8)

где Э – эквивалент вещества.