Методическое пособие по дисциплине "приготовление проб и растворов" для лаборантов химического анализа. Растворы кислот

Единицы СИ в клинической лабораторной диагностике.

В клинической лабораторной диагностике Международную систему единиц рекомендуется применять в соответствии со следующими правилами.

1. В качестве единиц объема следует применять литр. Не рекомендуется в знаменателе применять дольные или кратные от литра (1-100 мл).

2. Концентрация измеряемых веществ указывается как молярная (моль/л) или как массовая (г/л).

3. Молярная концентрация используется для веществ с известной относительной молекулярной массой. Ионная концентрация указывается в виде молярной.

4. Массовую концентрацию используют для веществ, относительная молекулярная масса которых неизвестна.

5. Плотность указывается в г/л; клиренс – в мл/с.

6. Активность ферментов на количество веществ по времени и объему выражается как моль/(с*л); мкмоль/(с*л); нмоль/(с*л).

При переводе единиц массы в единицы количества вещества (молярные) коэффициент пересчета - К=1/Mr, где Mr – относительная молекулярная масса. При этом исходная единица массы (грамм) соответствует молярной единице количества вещества (моль).

Общая характеристика.

Растворы – однородные системы, состоящие из двух или более компонентов и продуктов их взаимодействия. Роль растворителя может выполнять не только вода, но и этиловый спирт, эфир, хлороформ, бензол и т.д.

Процесс растворения часто сопровождается выделением тепла (экзотермическая реакция – растворение едких щелочей в воде) или поглощением тепла (эндотермическая реакция – растворение аммонийных солей).

К жидким растворам относятся растворы твердых веществ в жидкостях (раствор соли в воде), растворы жидкостей в жидкостях (раствор этилового спирта в воде), растворы газов в жидкостях (СО 2 в воде).

Растворы могу быть не только жидкие, но и твердые (стекло, сплав серебра и золота), а также газообразные (воздух). Наиболее важными и распространенными являются водные растворы.

Растворимость – свойство вещества растворяться в растворителе. По растворимости в воде все вещества делят на 3 группы - хорошо растворимые, малорастворимые и практически не растворимые. Растворимость, прежде всего, зависит от природы веществ. Растворимость выражают количеством граммов вещества, которое можно максимально растворить в 100 г растворителя или раствора при данной температуре. Это количество называется коэффициентом растворимости или просто растворимостью вещества.

Раствор, в котором при данной температуре и объеме не происходит дальнейшее растворение вещества, называется насыщенным. Такой раствор находится в равновесии с избытком растворяемого вещества, он содержит максимально возможное при данных условиях количество вещества. Если концентрация раствора не достигает концентрации насыщения при данных условиях, то раствор называется ненасыщенным. В пересыщенном растворе вещества содержится больше, чем в насыщенном растворе. Пересыщенные растворы очень неустойчивы. Простое сотрясение сосуда или соприкосновение с кристаллами растворенного вещества приводит к мгновенной кристаллизации. При этом пересыщенный раствор переходит в насыщенный раствор.

Понятие «насыщенные растворы» следует отличать от понятия «пересыщенные растворы». Концентрированным называется раствор с высоким содержание растворенного вещества. Насыщенные растворы разных веществ могут сильно различаться по концентрации. У хорошо растворимых веществ (нитрит калия) насыщенные растворы имеют высокую концентрацию; у малорастворимых веществ (сульфат бария) насыщенные растворы обладают небольшой концентрацией растворенного вещества.

В подавляющем большинстве случаев с повышением температуры растворимость вещества увеличивается. Но есть вещества, растворимость которых с повышением температуры увеличивается незначительно (хлорид натрия, хлорид алюминия) или даже уменьшается.

Зависимость растворимости различных веществ от температуры изображается графически с помощью кривых растворимости. На оси абсцисс откладывают температуру, на оси ординат – растворимость. Таким образом, можно рассчитать, сколько соли выпадает из раствора при его охлаждении. Выделение веществ из раствора при понижении температуры называется кристаллизацией, при этом вещество выделяется в чистом виде.

Если в растворе содержатся примеси, то раствор по отношению к ним будет ненасыщенным даже при понижении температуры, и примеси в осадок не выпадут. На этом основан метод очистки веществ – кристаллизация.

В водных растворах образуются более или менее прочные соединения частиц растворенного вещества с водой – гидраты. Иногда такая вода настолько прочно связана с растворенным веществом, что при его выделении входит в состав кристаллов.

Кристаллические вещества, содержащие в своем составе воду, называются кристаллогидратами, а сама вода – кристаллизационной. Состав кристаллогидратов выражается формулой с указанием числа молекул воды на одну молекулу вещества – CuSO 4 * 5H 2 O.

Концентрация – отношение количества растворенного вещества к количеству раствора или растворителя. Концентрацию раствора выражают в весовых и объемных отношениях. Весовые процентные отношения указывают на весовое содержание вещества в 100 г раствора (но не в 100 мл раствора!).

Техника приготовления приблизительных растворов.

Отвешивают необходимые вещества и растворитель в таких отношениях, чтобы общая сумма была 100 г. Если растворителем является вода, плотность которой равна единице, ее не взвешивают, а отмеряют объем, равный массе. Если растворителем является жидкость, плотность которой не равна единице, ее или взвешивают, или выраженное в граммах количество растворителя делят на показатель плотности и рассчитывают объем, который занимает жидкость. Плотность P – отношение массы тела к его объему.

За единицу плотности принята плотность воды при 4 0 С.

Относительной плотностью D называют отношение плотности данного вещества к плотности другого вещества. Практически определяют отношение плотности данного вещества к плотности воды, принятой за единицу. Например, если относительная плотность раствора равна 2,05, то 1 мл его весит 2,05 г.

Пример. Сколько надо взять 4-х хлористого углерода для приготовления 100 г 10% раствора жира? Отвешивают 10 г жира и 90 г растворителя CCl 4 или, измеряя объем занимаемой необходимым количеством CCl 4 , делят массу (90 г) на показатель относительной плотности D = (1, 59 г/мл).

V = (90 г) / (1, 59 г/мл) = 56, 6 мл.

Пример. Как приготовить 5% раствор сернокислой меди из кристаллогидрата этого вещества (в расчете на безводную соль)? Молекулярная масса сернокислой меди – 160 г, кристаллогидрата – 250 г.

250 – 160 X = (5*250) / 160 = 7,8 г

Следовательно, нужно взять 7,8 г кристаллогидрата, 92,2 г воды. Если раствор готовят без пересчета на безводную соль, расчет упрощается. Отвешивают заданное количество соли и прибавляют растворитель в таком количестве, чтобы общий вес раствора был 100 г.

Объемные процентные отношения показывают, какое количество вещества (в мл) содержится в 100 мл раствора или смеси газов. Например, 96% раствор этилового спирта содержит 96 мл абсолютного (безводного) спирта и 4 мл воды. Объемными процентами пользуются при смешивании взаиморастворяющихся жидкостей, при приготовлении газовых смесей.

Весо-объемные процентные отношения (условный способ выражения концентрации). Указывают весовое количество вещества, содержащегося в 100 мл раствора. Например, 10% раствора NaCl содержит 10 г соли в 100 мл раствора.

Техника приготовления процентных растворов из концентрированных кислот.

Концентрированные кислоты (серная, соляная, азотная) содержат воду. Соотношение кислоты и воды в них указывается в весовых процентных отношениях.

Плотность растворов в большинстве случаев выше единицы. Процентное содержание кислот определяется по их плотности. При приготовлении более разбавленных растворов из концентрированных растворов учитывают содержание в них воды.

Пример. Надо приготовить 20% раствор серной кислоты H 2 SO 4 из концентрированной 98% серной кислоты с плотность D = 1,84 г/мл. Первоначально рассчитываем, в каком количестве концентрированного раствора содержится 20 г серной кислоты.

100 – 98 X = (20*100) / 98 = 20,4 г

Практически удобнее работать с объемными, а не с весовыми, единицами кислот. Поэтому рассчитывают, какой объем концентрированной кислоты занимает нужное весовое количество вещества. Для этого полученное в граммах число делят на показатель плотности.

V = M/P = 20, 4 / 1, 84 = 11 мл

Можно рассчитывать и другим способом, когда концентрация исходного раствора кислоты сразу же выражается в весо-объемных процентных отношениях.

100 – 180 X = 11 мл

Когда не требуется особенной точности, при разбавлении растворов или смешивании их для получения растворов другой концентрации можно пользоваться следующим простым и быстрым способом. Например, нужно приготовить 5% раствор сернокислого аммония из 20% раствора.

Где 20 – концентрация взятого раствора, 0 – вода, и 5 – требуемая концентрация. Из 20 вычитаем 5, и полученное значение пишем в правом нижнем углу, вычитая 0 из 5, пишем цифру в правом верхнем углу. Тогда схема примет следующий вид.

Это значит, что нужно взять 5 частей 20% раствора и 15 частей воды. Если смешать 2 раствора, то схема сохраняется, только в левом нижнем углу пишется исходный раствор с меньшей концентрацией. Например, смешиванием 30% и 15% растворов нужно получить 25% раствор.

Таким образом, нужно взять 10 частей 30% раствора и 15 частей 15% раствора. Такой схемой можно пользоваться, когда не требуется особой точности.

К точным растворам относят нормальные, молярные, стандартные растворы.

Нормальным называют раствор, в 1 г которого содержится г – экв растворенного вещества. Весовое количество сложного вещества, выраженное в граммах и численно равное его эквиваленту, называется грамм – эквивалентом. При вычислении эквивалентов соединений типа оснований, кислот и солей можно пользоваться следующими правилами.

1. Эквивалент основания (Э о) равен молекулярной массе основания, деленной на число групп ОН в его молекуле (или на валентность металла).

Э (NaOH) = 40/1=40

2. Эквивалент кислоты (Э к) равен молекулярной массе кислоты, деленной на число атомов водорода в ее молекуле, которые могут замещаться на металл.

Э(H 2 SO 4) = 98/2 = 49

Э(HCl) = 36,5/1=36,5

3. Эквивалент соли (Э с) равен молекулярной массе соли, деленной на произведение валентности металла, на число его атомов.

Э(NaCl) = 58,5/(1*1) = 58,5

При взаимодействии кислот и оснований в зависимости от свойств реагирующих веществ и условий реакции не обязательно все атомы водорода, присутствующие в молекуле кислоты, замещаются на атом металла, а образуются кислые соли. В этих случаях грамм – эквивалент определяется числом атомов водорода, замещенных на атомы металлов в данной реакции.

H 3 PO 4 + NaOH = NaH 2 PO + H 2 O (грамм – эквивалент равен грамм – молекулярному весу).

H 3 PO 4 + 2NaOH = Na 2 HPO 4 + 2H 2 O (грамм – эквивалент равен половине грамм - молекулярного веса).

При определении грамм – эквивалента требуется знание химической реакции и условий, в которых она протекает. Если нужно приготовить децинормальный, сантинормальный или миллинормальный растворы, берут, соответственно, 0,1; 0,01; 0,001 грамм – эквивалент вещества. Зная нормальность раствора N и эквивалент растворенного вещества Э, легко вычислить, сколько граммов вещества содержится в 1мл раствора. Для этого надо массу растворенного вещества разделить на 1000. Количество растворенного вещества в граммах, содержащееся в 1 мл раствора, называется титром раствора (Т).

Т = (N*Э) / 1000

Т (0,1 H 2 SO 4) = (0,1*49) / 1000 = 0,0049 г/мл.

Раствор с известным титром (концентрацией) называется титрованным. Пользуясь титрованным раствором щелочи, можно определить концентрацию (нормальность) раствора кислоты (ацидиметрия). Пользуясь титрованным раствором кислоты, можно определить концентрацию (нормальность) раствора щелочи (алкалиметрия). Растворы одинаковой нормальности реагируют в равных объемах. При разных нормальностях эти растворы реагируют между собой в объемах, обратно пропорциональных их нормальностям.

N к / N щ = V щ / V к

N к * V к = N щ * V щ

Пример. На титрование 10 мл раствора HCl пошло 15 мл 0,5 N раствора NaOH. Вычислить нормальность раствора HCl.

N к * 10 = 0, 5 * 15

N к = (0, 5 * 15) / 10 = 0, 75

N = 30 / 58, 5 = 0, 5

Фиксаналы – заранее приготовленные и запаянные в ампулы, точно отвешенные количества реактива, необходимые для приготовления 1 л 0, 1 N или 0, 01 N раствора. Фиксаналы бывают жидкие и сухие. Сухие имеют более длительный срок хранения. Техника приготовления растворов из фиксаналов описана в приложении к коробке с фиксаналами.

Приготовление и проверка децинормальных растворов.

Децинормальные растворы, которые в лаборатории часто являются исходными, готовят из химически частых препаратов. Необходимая навеска отвешивается на технохимических весах или аптекарских весах. При взвешивании допускается ошибка на 0,01 – 0,03 г. Практически можно допустить ошибку в сторону некоторого повышения полученного по расчету веса. Навеска переносится в мерную колбу, куда добавляется небольшое количество воды. После полного растворения вещества и уравнивания температуры раствора с температурой воздуха колба доливается водой до отметки.

Приготовленный раствор требует проверки. Проверка производится с помощью растворов, приготовленных их фиксаналов, в присутствии индикаторов, устанавливается коэффициент поправки (К) и титр. Коэффициент поправки (К) или фактор поправки (F) показывает, какому количеству (в мл) точного нормального раствора соответствует 1мл данного (приготовленного) раствора. Для этого 5 или 10 мл приготовленного раствора переносят в коническую колбу, добавляют несколько капель индикатора и титруют точным раствором. Титрование проводят дважды и рассчитывают среднюю арифметическую величину. Результаты титрования должны быть примерно одинаковыми (разница в пределах 0,2 мл). Коэффициент поправки рассчитывают по отношению объема точного раствора V т к объему испытуемого раствора V н.

К = V т / V н.

Коэффициент поправки может быть определен и вторым способом – по отношению титра испытуемого раствора к теоретически высчитанному титру точного раствора.

K = T практ. / T теор.

Если левые части уравнения равны, то равны и их правые части.

V т / V н. = T практ. / T теор.

Если найден практический титр испытуемого раствора, значит, определено весовое содержание вещества в 1 мл раствора. При взаимодействии точного и проверяемого раствора могут иметь место 3 случая.

1. Растворы взаимодействовали в одинаковых объемах. Например, на титрование 10 мл 0,1 н раствора пошло 10 мл испытуемого раствора. Следовательно, нормальность одинакова, и коэффициент поправки равен единице.

2. На взаимодействие с 10 мл точного раствора пошло 9,5 мл испытуемого, испытуемый раствор оказался концентрированнее точного раствора.

3. На взаимодействие с 10 мл точного раствора пошло 10,5 мл испытуемого, испытуемый раствор слабее по концентрации, чем точный раствор.

Коэффициент поправки рассчитывается с точностью до второго знака после запятой, допускаются колебания от 0,95 до 1,05.

Исправление растворов, коэффициент поправки которых больше единицы.

Коэффициент поправки показывает, во сколько раз данный раствор концентрированнее раствора определенной нормальности. Например, К равен 1,06. Следовательно, к каждому мл приготовленного раствора надо прибавить 0,06 мл воды. Если осталось 200 мл раствора, то (0,06*200) = 12 мл – прибавляют к оставшемуся приготовленному раствору и смешивают. Этот способ приведения растворов к определенной нормальности прост и удобен. Приготавливая растворы, следует готовить их более концентрированными растворами, а не разбавленными растворами.

Приготовление точных растворов, коэффициент поправки которых меньше единицы.

В указанных растворах недостает какой-то части грамм – эквивалента. Эту недостающую часть можно определить. Если рассчитать разность между титром раствора определенной нормальности (теоретический титр) и титром данного раствора. Полученная величина показывает, сколько вещества надо прибавить к 1 мл раствора для доведения его до концентрации раствора заданной нормальности.

Пример. Коэффициент поправки приблизительно 0,1 N раствора едкого натра равен 0,9, объем раствора – 1000 мл. Привести раствор к точно 0,1 N концентрации. Грамм - эквивалент едкого натра – 40 г. Теоретический титр для 0,1 N раствора – 0,004. Практический титр - Т теор. * K = 0,004 * 0, 9 = 0, 0036 г.

T теор. - T практ. = 0, 004 – 0, 0036 = 0, 0004 г.

Осталось неизрасходованным 1000 мл раствора – 1000 * 0, 0004 = 0,4 г.

Полученное количество вещества прибавляют к раствору, хорошо перемешивают, и еще раз определяют титр раствора. Если исходным материалом для приготовления растворов являются концентрированные кислоты, щелочи, и другие вещества, то необходимо производить дополнительный расчет, чтобы определить, в каком количестве концентрированного раствора содержится рассчитанная величина данного вещества. Пример. На титрование 5 мл приблизительно 0,1 N раствора HCl пошло 4,3 мл точного 0,1 N раствора NaOH.

K = 4,3/5 = 0,86

Раствор слабый, его надо укрепить. Рассчитываем Т теор. , T практ. и их разность.

Т теор. = 3,65 / 1000 = 0,00365

T практ. = 0, 00365 * 0, 86 = 0, 00314

Т теор. - T практ. = 0, 00364 – 0, 00314 = 0, 00051

Осталось неиспользованным 200 мл раствора.

200 * 0, 00051 = 0, 102 г

Для 38% раствора HCl плотностью 1, 19 составляем пропорцию.

100 – 38 X = (0, 102 * 100) / 38 = 0, 26 г

Переводим весовые единицы в объемные, учитывая плотность кислоты.

V = 0, 26 / 1, 19 = 0, 21 мл

Приготовление 0,01 N, 0,005 N из децинормальных растворов, имеющий коэффициент поправки.

Первоначально рассчитывают, какой объем 0,1 N раствора надо взять для приготовления из 0,01 N раствора. Рассчитанный объем делят на коэффициент поправки. Пример. Надо приготовить 100 мл 0, 01 N раствора из 0,1 N с К = 1,05. Так как раствор концентрированнее в 1,05 раза, надо взять 10/1,05 = 9, 52 мл. Если К = 0, 9, то надо взять 10/0,9 = 11,11 мл. В данном случае берут несколько большее количество раствора и доводят объем в мерной колбе до 100 мл.

Для приготовления и хранения титрованных растворов существуют следующие правила.

1. Каждый титрованный раствор имеет свой предельный срок хранения. При хранении они изменяют свой титр. При выполнении анализа необходимо проверить титр раствора.

2. Необходимо знать свойства растворов. Титр некоторых растворов (гипосульфит натрия) меняются со временем, поэтому их титр устанавливается не ранее чем через 5-7 дней после приготовления.

3. Все бутылки с титрованными растворами должны иметь четкую надпись с указанием вещества, его концентрации, коэффициента поправки, временем изготовления раствора, даты проверки титра.

4. При аналитических работах большое внимание нужно уделять расчетам.

Т = А / V (А – навеска)

N = (1000 * А) / (V * г /экв)

T = (N * г/экв) / 1000

N = (T * 1000) / (г/экв)

Молярным называют раствор, в 1л которого содержится 1 г*моль растворенного вещества. Моль – молекулярная масса, выраженная в граммах. 1-молярный раствор серной кислоты – 1 л такого раствора содержит 98 г серной кислоты. Сантимолярный раствор содержит в 1 л 0, 01 моль, миллимолярный – 0, 001 моль. Раствор, концентрация которого выражена количеством молей на 1000 г растворителя, называется моляльным.

Например, в 1 л 1 М раствора едкого натра содержится 40 г препарата. В 100 мл раствора будет содержаться 4, 0 г, т.е. раствор 4/100 мл (4г%).

Если раствор едкого натра 60/100 (60мг%), нужно определить его молярность. В 100 мл раствора содержится 60 г едкого натра, а в 1 л – 600 г., т.е. в 1 л 1 М раствора должно содержаться 40 г едкого натра. Молярность натра - X = 600 / 40 = 15 М.

Стандартным называются растворы с точно известными концентрациями, применяющимися для количественного определения веществ методом колориметрии, нефелометрии. Навеску для стандартных растворов отвешивают на аналитических весах. Вещество, из которого готовят стандартный раствор, должно быть химически чистым. Стандартные растворы. Стандартные растворы готовят в объеме, необходимом для расхода, но не больше 1 л. Количество вещества (в граммах), необходимое для получения стандартных растворов – А.

А = (M I * T * V) / М 2

M I – Молекулярная масса растворяемого вещества.

Т – Титр раствора по определяемому веществу (г/мл).

V – Заданный объем (мл).

М 2 – Молекулярная или атомная масса определяемого вещества.

Пример. Нужно приготовить 100 мл стандартного раствора CuSO 4 * 5H 2 O для колориметрического определения меди, причем в 1 мл раствора должно содержаться 1 мг меди. В данном случае M I = 249, 68; M 2 = 63, 54; T = 0, 001 г/мл; V = 100 мл.

А = (249,68*0,001*100) / 63,54 = 0,3929 г.

Навеску соли переносят в мерную колбу емкостью 100 мл и добавляют воду до отметки.

Контрольные вопросы и задачи.

1. Что такое раствор?

2. Какие существуют способы выражения концентрации растворов?

3. Что такое титр раствора?

4. Что такое грамм – эквивалент и как его рассчитывают для кислот, солей, оснований?

5. Как приготовить 0,1 N раствор едкого натрия NaOH?

6. Как приготовить 0,1 N раствор серной кислоты H 2 SO 4 из концентрированной с плотностью 1,84?

8. Какой существует способ для укрепления и разбавления растворов?

9. Вычислить, сколько граммов NaOH необходимо для приготовления 500 мл 0,1 М раствора? Ответ – 2 г.

10. Сколько граммов CuSO 4 * 5H 2 O нужно взять для приготовления 2 л 0,1 N раствора? Ответ – 25 г.

11. На титрование 10 мл раствора HCl пошло 15 мл 0,5 N раствора NaOH. Вычислить – нормальность HCl, концентрацию раствора в г/л, титр раствора в г/мл. Ответ – 0,75; 27,375 г/л; Т = 0,0274 г/мл.

12. В 200 г воды растворено 18 г вещества. Вычислить весовую процентную концентрацию раствора. Ответ – 8,25%.

13. Сколько мл 96% раствора серной кислоты (D = 1.84) нужно взять для приготовления 500 мл 0,05 N раствора? Ответ – 0,69 мл.

14. Титр раствора H 2 SO 4 = 0,0049 г/мл. Вычислить нормальность этого раствора. Ответ – 0,1 N.

15. Сколько граммов едкого натра нужно взять для приготовления 300 мл 0,2 N раствора? Ответ – 2,4 г.

16. Сколько нужно взять 96% раствора H 2 SO 4 (D = 1,84) для приготовления 2 л 15% раствора? Ответ – 168 мл.

17. Сколько мл 96% раствора серной кислоты (D = 1,84) нужно взять для приготовления 500 мл 0,35 N раствора? Ответ – 9,3 мл.

18. Сколько мл 96% серной кислоты (D = 1,84) нужно взять для приготовления 1 л 0,5 N раствора? Ответ – 13,84 мл.

19. Сколько молярность 20% раствора соляной кислоты (D = 1,1). Ответ – 6,03 М.

20 . Вычислить молярную концентрацию 10% раствора азотной кислоты (D = 1,056). Ответ – 1,68 М.

Растворы

Приготовление растворов солей

Техника определения концентрации растворов.

Определение концентрации денсиметрией

Определение концентрации титриметрически.

Основные понятия и термины титриметрического анализа.

Схема титриметрического определения.

Шесть правил титрования.

Условия титриметрического определения концентрации вещества

Приготовление титрованного раствора по точной навеске исходного вещества

Установка титра раствора при помощи установочного вещества

Вычисления в объемном анализе.

Список использованной литературы

РАСТВОРЫ

1. Понятие растворы и растворимость

Как в качественном, так и в количественном анализе основная работа проводится с растворами. Обычно, употребляя название «раствор», мы имеем в виду истинные растворы. В истинных растворах растворенное вещество в виде отдельных молекул или ионов распределено среди молекул растворителя.

Раство́р - гомогенная (однородная) смесь, состоящая из частиц растворённого вещества, растворителя и продуктов их взаимодействия. При растворении твердого вещества в воде или другом растворителе молекулы поверхностного слоя переходят в растворитель и в результате диффузии распределяются по всему объему растворителя, затем в растворитель переходит новый слой молекул и т. д. Одновременно с растворителем происходит и обратный процесс - выделение молекул из раствора. Чем выше концентрация раствора, тем в большей степени будет происходить этот процесс. Повышая концентрацию раствора, не меняя других условий, мы достигаем состояния, при котором за единицу времени из раствора будет выделяться столько же молекул растворенного вещества, сколько и растворяться. Такой раствор называется насыщенным. Если добавить к нему хотя бы небольшое количество растворенного вещества, оно останется нерастворенным.

Раствори́мость - способность вещества образовывать с другими веществами однородные системы - растворы, в которых вещество находится в виде отдельных атомов, ионов, молекул или частиц. Количество вещества в насыщенном растворе определяет растворимость вещества при данных условиях. Растворимость различных веществ в тех или иных растворителях различна. В определенном количестве каждого растворителя может быть растворено не более определенного количества данного вещества. Растворимость выражают количеством граммов веществав 100 г растворителя в насыщенном растворе, при данной температуре. По способности растворяться в воде вещества делят на:1)хорошо растворимые (едкий натр, сахар); 2)малорастворимые (гипс, бертолетова соль); 3) практически нерастворимые (сульфит меди). Практически нерастворимые вещества часто называют нерастворимыми, хотя абсолютно нерастворимых веществ нет. «Нерастворимыми обычно называют такие вещества, растворимость которых чрезвычайно мала (1вес.ч. вещества растворяется в 10000 частей растворителя).

Обычно растворимость твердых веществ увеличивается с повышением температуры. Если приготовить при нагревании раствор, близкий к насыщенному, а затем быстро, но осторожно охладить его, образуется так называемый пересыщенный раствор. Если в такой раствор бросить кристаллик растворенного вещества или перемешать его, то из раствора начнут выпадать кристаллы. Следовательно, в охлажденном растворе вещества содержится больше, чем это возможно для насыщенного раствора при данной температуре. Поэтому при внесении кристалла растворенного вещества весь излишек вещества выкристаллизовывается.

Свойства растворов всегда отличаются от свойств растворителя. Раствор кипит при более высокой температуре, чем чистый растворитель. Температура замерзания, наоборот, у раствора ниже, чем у растворителя.

По характеру растворителя растворы делятся на водные и неводные. К последним принадлежат растворы веществ в таких органических растворителях, как спирт, ацетон, бензол, хлороформ и т. д.

Растворы большинства солей, кислот, щелочей готовятся водные.

2. Способы выражения концентрации растворов. Понятие грамм- эквивалента.

Каждый раствор характеризуется концентрацией растворенного вещества: количеством вещества, содержащегося в определенном количестве раствора. Концентрация растворов может выражаться в процентах, в молях на 1 л раствора, в эквивалентах на 1 л раствора и титром.

Концентрацию веществ в растворах можно выразить разными способами.:

Массовая доля растворённого вещества w(B) - это безразмерная величина, равная отношению массы растворённого вещества к общей массе раствора m

или иначе называют: процентная концентрация раствора - определяется количеством граммов вещества в 100 г раствора. Например, 5% раствор содержит 5 г вещества в 100 г раствора, т. е. 5 г вещества и 100-5 = 95 г растворителя.

Молярная концентрация C(B) показывает, сколько моль растворённого вещества содержится в 1 литре раствора.

C(B) = n(B) / V = m(B) / (M(B) · V),

где М(B) - молярная масса растворенного вещества г/моль.

Молярная концентрация измеряется в моль/л и обозначается "M". Например, 2 M NaOH - двумолярный раствор гидроксида натрия; одномолярные (1 М) растворы содержат 1 моль вещества в 1 л раствора, двумолярные (2 М) - 2 моля в 1 л и т. д.

Для того чтобы установить, какое количество граммов данного вещества находится в 1 л раствора заданной молярной концентрации, необходимо знать его мольную массу, т. е. массу 1 моля. Мольная масса вещества, выраженная в граммах, численно равна молекулярной массе данного вещества. Например, молекулярная масса NaCl равна 58, 45, следовательно, мольная масса тоже равна 58, 45 г. Таким образом, 1 М раствор NaCl содержит 58, 45 г хлорида натрия в 1 л раствора.

Нормальность раствора обозначает число грамм-эквивалентов данного вещества в одном литре раствора или число миллиграмм-эквивалентов в одном миллилитре раствора.
Грамм - эквивалентом вещества называется количество граммов вещества, численно равное его эквиваленту.

Эквивалент сложного вещества - называют такое его количество, которое в данной реакции соответствует (эквивалентно) 1 молю водорода.

Фактор эквивалентности определяется:

1) природой вещества,

2) конкретной химической реакцией.

а) в обменных реакциях;

Величина эквивалента кислот определяется числом атомов водорода, которые могут быть замещены в молекуле кислоты на атомы металла.

Пример 1. Определить эквивалент для кислот: а) НСl, б) Н 2 SO 4 , в) Н 3 РО 4 ; г) Н 4 .

Решение.

В случае многоосновных кислот эквивалент зависит от конкретной реакции:

а) H 2 SO 4 + 2KOH → K 2 SO 4 + 2H 2 O.

в этой реакции в молекуле серной кислоты замещается два атома водорода, следовательно, Э= М.М/2

б) H 2 SO 4 + KOH → KHSO 4 + H 2 O.

В этом случае в молекуле серной кислоты замещается один атом водорода Э= М.М/1

Для фосфорной кислоты, в зависимости от реакции, значения а) Э= М.М/1

б) Э= М.М/2 в) Э= М.М/3

ОСНОВАНИЯ

Эквивалент основания определяется числом гидроксильных групп, которые могут быть замещены на кислотный остаток.

Пример 2. Определить эквивалент оснований: а) КОН; б) Cu(OH) 2 ;

Решение.

Значения эквивалента солей определяются по катиону.

Величина на которую должна быть разделена М.Мв случае солей равна q·n , где q – заряд катиона металла, n – число катионов в формуле соли.

Пример 3. Определить эквивалент солей: а) KNO 3 ; б) Na 3 PO 4 ; в) Cr 2 (SO 4) 3;

Решение.

а) q·n = 1 б) 1·3 = 3 в) z = 3·2 = 6, г) z = 3·1 = 3

Значение факторов эквивалентности для солей зависит также и от

реакции, аналогично зависимости его для кислот и оснований.

б) в окислительно-восстановительных реакциях для определения

эквивалента используют схему электронного баланса.

Величина на которую должна быть разделена М.М для вещества в этом случае равно числу принятых или отданных электронов молекулой вещества.

К 2 Cr 2 O 7 + HCl → CrCl 3 + Cl 2 + KCl + H 2 O

для прямой 2Сr +6 +2·3 е →2Cr 3+

реакции 2Cl - - 2·1 е →Cl 2

для обратной 2Cr+3-2·3 е →Cr +6

реакции Cl2-2 е →2Cl

(K 2 Cr 2 O 7)=1/6

(Cr)=1/3 (HCl)=1 (Cl)=1) (Cl2)=1/2 (Cl)=1

Нормальная концентрация обозначается буквой N (в расчетных формулах) или буквой «н» - при обозначении концентрации данного раствора. Если в 1л раствора содержится 0,1 эквивалента вещества, он называется децинормальным и обозначается 0,1 н. Раствор, содержащий 0,01 эквивалента вещества в 1 л раствора, называется сантинормальным и обозначается 0,01 н. Поскольку эквивалент является тем количеством любого вещества, которое в данной реакции. соответствует 1 молю водорода, очевидно, эквивалент любого вещества должен в данной реакции соответствовать эквиваленту всякого другого вещества. А это означает, что в любой реакции вещества реагируют в эквивалентных количествах.

Титрованными называют растворы, концентрация которых выражается титром, т. е. количеством граммов вещества, растворенного в 1 мл раствора. Очень часто в аналитических лабораториях титры раствора пересчитывают непосредственно на определяемое вещество. Тогда титр раствора показывает, какому количеству граммов определяемого вещества соответствует 1 мл данного раствора.

Для приготовления растворов молярной и нормальной концентрации навеску вещества отвешивают на аналитических весах, а растворы готовятся в мерной колбе. При приготовлении растворов кислот нужный объем концентрированного раствора кислоты отмеряют бюреткой со стеклянным краном.

Навеска растворяемого вещества подсчитывается с точностью до четвертого десятичного знака, а молекулярные массы берутся с точностью, с которой они приведены в справочных таблицах. Объем концентрированной кислоты подсчитывается с точностью до второго десятичного знака.

При приготовлении растворов процентной концентрации вещество отвешивают на техно-химических весах, а жидкости отмеривают мерным цилиндром. Поэтому навеску вещества рассчитывают с точностью до 0,1 г, а объем 1 жидкости с точностью до 1 мл.

Прежде чем приступить к приготовлению раствора, необходимо произвести расчет, т. е. рассчитать количество растворяемого вещества и растворителя для приготовления определенного количества раствора заданной концентрации.

3. Расчеты при приготовлении растворов солей

Пример 1. Надо приготовить 500 г 5% раствора нитрата калия. 100 г такого раствора содержат 5 г KN0 3 ; Составляем пропорцию:

100 г раствора-5 г KN0 3

500 » - х » KN0 3

5*500/100 = 25 г.

Воды нужно взять 500-25 = 475 мл.

Пример 2. Надо приготовить 500 г 5% раствора СаСI из соли СаС1 2 .6Н 2 0. Вначале производим расчет для безводной соли.

100 г раствора-5 г СаС1 2

500 » » - х г СаС1 2

5*500/ 100 = 25 г

Мольная масса СаС1 2 = 111, мольная масса СаС1 2 6Н 2 0 = 219. Следовательно,

219 г СаС1 2 *6Н 2 0 содержат 111 г СаС1 2 . Составляем пропорцию:

219 г СаС1 2 *6Н 2 0 -- 111 г СаС1 2

х » СаС1 2 -6Н 2 0- 25 » CaCI 2 ,

219*25/ 111= 49,3 г.

Количество воды равно 500-49,3=450,7 г, или 450,7 мл. Так как воду отмеривают мерным цилиндром, то десятые доли миллилитра в расчет не принимают. Следовательно, нужно отмерить 451 мл воды.

4. Расчеты при приготовлении растворов кислот

При приготовлении растворов кислот необходимо учитывать, что концентрированные растворы кислот не являются 100% и содержат воду. Кроме того, нужное количество кислоты не отвешивают, а отмеривают мерным цилиндром.

Пример 1. Нужно приготовить 500 г 10% раствора соляной кислоты, исходя из имеющейся 58% кислоты, плотность которой d=l,19.

1. Находим количество чистого хлористого водорода, которое должно быть в приготовленном растворе кислоты:

100 г раствора -10 г НС1

500 » » - х » НС1

500*10/100= 50 г

Для расчета растворов процентной концентрации мольную массу округляют до целых чисел.

2. Находим количество граммов концентрированной кислоты, в котором будет находиться 50 г НС1:

100 г кислоты-38 г НС1

х » » - 50 » НС1

100 50/38 = 131,6г.

3. Находим объем, который занимает это количество кислоты:

V = 131,6/ 1,19= 110, 6 мл. (округляем до111)

4. Количество растворителя (воды) равно 500-131,6 = 368,4 г, или 368,4 мл. Так как необходимое количество воды и кислоты отмеривают мерным цилиндром, то десятые доли миллилитра в расчет не принимают. Следовательно, для приготовления 500 г 10% раствора соляной кислоты необходимо взять 111 мл соляной кислоты и 368 мл воды.

Пример 2. Обычно при расчетах для приготовления кислот пользуются стандартными таблицами, в которых указаны процент раствора кислоты, плотность данного раствора при определенной температуре и количество граммов этой кислоты, содержащееся в 1 л раствора данной концентрации. В этом случае расчет упрощается. Количество приготовляемого раствора кислоты может быть рассчитано на определенный объем.

Например, нужно приготовить 500 мл 10% раствора соляной кислоты, исходя из концентрированного 38% раствора. По таблицам находим, что 10% раствор соляной кислоты содержит 104,7 г НС1 в 1 л раствора. Нам нужно приготовить 500 мл, следовательно, в растворе должно быть 104,7:2 = 52,35 г Н С1.

Вычислим, сколько нужно взять концентрированной кислоты. По таблице 1 л концентрированной НС1 содержит 451,6 г НС1. Составляем пропорцию:

1000 мл-451,6 г НС1

Х мл - 52,35 » НС1

1000*52,35/ 451,6 =115,9 мл.

Количество воды равно 500-116 = 384 мл.

Следовательно, для приготовления 500 мл 10% раствора соляной.кислоты нужно взять 116 мл концентрированного раствора НС1 и 384мл воды.

Пример 1. Сколько граммов хлорида бария необходимо для приготовления 2 л 0,2 М раствора?

Решение. Молекулярная масса хлорида бария равна 208,27. Следовательно. 1л 0,2 М раствора должен содержать 208,27*0,2= = 41,654 г ВаСI 2 . Для приготовления 2 л потребуется 41,654*2 = 83,308 г ВаСI 2 .

Пример 2. Сколько граммов безводной соды Na 2 C0 3 потребуется для приготовления 500 мл 0,1 н. раствора?

Решение. Молекулярная масса соды равна 106,004; эквивалентная масса Na 2 C0 3 =М: 2 = 53,002; 0,1 экв. = 5,3002 г.

1000 мл 0,1 н. раствора содержат 5,3002 г Na 2 C0 3
500 »» » » » х » Na 2 C0 3

х= 2,6501 г Na 2 C0 3 .

Пример 3. Сколько концентрированной серной кислоты (96%: d=l,84) требуется для приготовления 2 л 0,05 н. раствора серной кислоты?

Решение. Молекулярная масса серной кислоты равна 98,08. Эквивалентная масса серной кислоты Н 2 so 4 =М: 2=98,08: 2 = 49,04 г. Масса 0,05 экв. = 49,04*0,05 = 2,452 г.

Найдем, сколько H 2 S0 4 должно содержаться в 2 л 0,05 н. раствора:

1 л-2,452 г H 2 S0 4

2 »- х » H 2 S0 4

х = 2,452*2 = 4,904 г H 2 S0 4 .

Чтобы определить, сколько для этого надо взять 96,% раствора H 2 S0 4 , составим пропорцию:

в 100 г конц. H 2 S0 4 -96 г H 2 S0 4

У » » H 2 S0 4 -4,904 г H 2 S0 4

У= 5,11 г H 2 S0 4 .

Пересчитываем это количество на объем:5,11:1.84=2.77

Таким образом, для приготовления 2 л 0,05 н. раствора надо взять 2,77 мл концентрированной серной кислоты.

Пример 4. Вычислить титр раствора NaOH, если известно, что его точная концентрация равна 0,0520 н.

Решение. Напомним, что титром называется содержание в 1 мл раствора вещества в граммах. Эквивалентная масса NaOH=40. 01 г Найдем, сколько граммов NaOH содержится в 1 л данного раствора:

40,01*0,0520 = 2,0805 г.

1итр раствора содержит 1000мл.

Т=0,00208 г/мл. Можно воспользоваться также формулой:

Т=Э N/1000 г/л

где Т - титр, г/мл; Э - эквивалентная масса; N - нормальность раствора.

Тогда титр данного раствора:40,01 0,0520/1000=0,00208 г/мл.

Пример 5 Вычислить нормальную концентрацию раствора HN0 3 , если известно, что титр данного раствора равен 0,0065 Для расчета воспользуемся формулой:

Т=Э N/1000 г/л, отсюда:

N=Т1000/Э 0,0065.1000/ 63,05= 0,1030 н.

Пример 6. Какова нормальная концентрация раствора, если известно, что в 200 мл этого раствора содержится 2,6501 г Na 2 C0 3

Решение. Как было вычислено в примере 2: ЭNа 2 со 3 =53,002.
Найдем, сколько эквивалентов составляет 2,6501 г Na 2 C0 3:
2,6501: 53,002 = 0,05 экв.

Для того чтобы вычислить нормальную концентрацию раствора, составим пропорцию:

1000 » » х »

В 1 л данного раствора будет содержаться 0,25 эквивалентов, т. е. раствор будет 0,25 н.

Для такого расчета можно воспользоваться формулой:

N =Р 1000/Э V

где Р - количество вещества в граммах; Э - эквивалентная масса вещества; V - объем раствора в миллилитрах.

ЭNа 2 со 3 =53,002, тогда нормальная концентрация данного раствора

2,6501* 1000 / 53,002*200=0,25

5.Перерасчет концентрации из одного вида в другой .

В лабораторной практике часто приходится проводить пересчет концентрации имеющихся растворов из одних единиц в другие. При пересчете процентной концентрации в молярную и наоборот необходимо помнить, что процентная концентрация рассчитывается на определенную массу раствора, а молярная и нормальная - на объем, поэтому для пересчета необходимо знать плотность раствора.

Плотность раствора приводится в справочниках в соответствующих таблицах или измеряется ареометром. Если мы обозначим: С - процентная концентрация; М - молярная концентрация; N - нормальная концентрация; d - плотность раствора;Э - эквивалентная масса; m - мольная масса, то формулы для пересчета из процентной концентрации в молярную и нормальную будут следующими:

Пример 1. Какова молярная и нормальная концентрация 12% раствора сернойкислоты, плотность которого d=l,08 г/см??

Решение. Мольная масса серной кислоты равна 98. Следовательно,

Э н 2 so 4 =98:2=49.

Подставляя необходимые значения в формулы, получим:

1) молярная концентрация 12% раствора серной кислоты равна

М=12*1,08 *10/98=1,32 М;

2) нормальная концентрация 12% раствора серной кислоты равна

N = 12*1,08*10/49= 2,64 н.

Пример 2. Какова процентная концентрация 1 н. раствора соляной кислоты, плотность которого 1,013?

Решение. Мольная масса НСI равна 36,5, следовательно, Энс1= 36,5. Из приведенной выше формулы (2) получим:

следовательно, процентная концентрация 1 н. раствора соляной кислоты равна

36,5*1/ 1,013*10 =3,6%

Иногда в лабораторной практике приходится пересчитывать молярную концентрацию в нормальную и наоборот. Если эквивалентная масса вещества равна мольной массе (например, КОН), то нормальная концентрация равна молярной концентрации. Так, 1 н. раствор соляной кислоты будет одновременно 1 М раствором. Однако для большинства соединений эквивалентная масса не равна мольной и, следовательно, нормальная концентрация растворов этих веществ не равна молярной концентрации. Для пересчета из одной концентрации в другую мы можем пользоваться формулами:

М = (NЭ)/m ; N=M(m/Э)

Пример 3. Нормальная концентрация 1М раствора серной кислоты Ответ-2М

Пример 4, Молярная концентрация 0,5 н. раствора Na 2 CО 3 Ответ-0.25Н

При пересчете процентной концентрации в молярную и наоборот, необходимо помнить, что процентная концентрация рассчитывается на определенную массу раствора, а молярная и нормальная - на объем, поэтому для пересчета необходимо знать плотность раствора. Если мы обозначим: с - процентная концентрация; M - молярная концентрация; N - нормальная концентрация; э - эквивалентная масса, r - плотность раствора; m - мольная масса, то формулы для пересчета из процентной концентрации будут следующими:

M = (c · p · 10) / m
N = (c · p · 10) / э

Этими же формулами можно воспользоваться, если нужно пересчитать нормальную или молярную концентрацию на процентную.

Иногда в лабораторной практике приходится пересчитывать молярную концентрацию в нормальную и наоборот. Если эквивалентная масса вещества равна мольной массе (Например, для HCl, KCl, KOH), то нормальная концентрация равна молярной концентрации. Так, 1 н. раствор соляной кислоты будет одновременно 1 M раствором. Однако для большинства соединений эквивалентная масса не равна мольной и, следовательно, нормальная концентрация растворов этих веществ не равна молярной концентрации.
Для пересчета из одной концентрации в другую можно использовать формулы:

M = (N · Э) / m
N = (M · m) / Э

Закон смешения растворов

Количества смешиваемых растворов обратно пропорциональны абсолютным разностям между их концентрациями и концентрацией получившегося раствора.

Закон смешения можно выразить математической формулой:

mA/mB =С-b/а-с,

где mA,mB –количества растворов А и В, взятые для смешения;

a, b, c-соответственно концентрации растворов А и В и раствора, полученного в результате смешения. Если концентрация выражена в %, то количества смешиваемых растворов нужно брать в весовых единицах; если концентрации взяты в молях или нормалях, то количества смешиваемых растворов нужно выражать только в литрах.

Для облегчения использования правила смешивания применяют правило креста:

m1 / m2 = (w3 – w2) / (w1 – w3)

Для этого по диагонали из большего значения концентрации вычитают меньшую, получают (w 1 – w 3), w 1 > w 3 и (w 3 – w 2), w 3 > w 2 . Затем составляют отношение масс исходных растворов m 1 / m 2 и вычисляют.

Пример
Определите массы исходных растворов с массовыми долями гидроксида натрия 5% и 40%, если при их смешивании образовался раствор массой 210 г с массовой долей гидроксида натрия 10%.

5 / 30 = m 1 / (210 - m 1)
1/6 = m 1 / (210 – m 1)
210 – m 1 = 6m 1
7m 1 = 210
m 1 =30 г; m 2 = 210 – m 1 = 210 – 30 = 180 г

Основные понятия и термины титриметрического анализа.

Титрант - раствор реагента известной концентрации (стандартный раствор).

Стандартный раствор – по способу приготовления различают первичные вторичные стандартные растворы. Первичный готовят растворением точного количества чистого химического вещества в определенном количестве растворителя. Вторичный готовят приблизительной концентрации и определяют его концентрацию по первичному стандарту.

Точка эквивалентности – момент, когда в добавленном объеме рабочего раствора содержится количество вещества эквивалентное количеству определяемого вещества.

Цель титрования - точное измерение объемов двух растворов, в которых содержится эквивалентное количество вещества

Прямое титрование – это титрование определенного вещества «А» непосредственно титрантом «Б». Его применяют в том случае, если реакция между «А» и «Б» протекает быстро.

Растворы

Понятие растворы и растворимость

Способы выражения концентрации растворов. Понятие грамм- эквивалента.

Расчеты при приготовлении растворов солей и кислот

Перерасчет концентрации из одного вида в другой.

Смешение и разбавление растворов.Закон смешения растворов

Техника приготовления растворов.

Приготовление растворов солей

Приготовление растворов кислот

Приготовление растворов оснований

Приготовление рабочего раствора из фиксанала.

Приблизительные растворы. В большинстве случаев в лаборатории приходится пользоваться соляной, серной и азотной кислотами. Кислоты имеются в продаже в виде концентрированных растворов, процентное содержание которых определяют по их плотности.

Кислоты, применяемые в лаборатории, бывают технические и чистые. Технические кислоты содержат примеси, а потому при аналитических работах не употребляются.

Концентрированная соляная кислота на воздухе дымит , поэтому работать с ней нужно в вытяжном шкафу. Наиболее концентрированная соляная кислота имеет плотность 1,2 г/см3 и содержит 39,11%" хлористого водорода.

Разбавление кислоты проводят по расчету, описайному выше.

Пример. Нужно приготовить 1 л 5%-ного раствора соляной кислоты, пользуясь раствором ее с плотностью 1,19 г/см3. По справочнику узнаем, что 5%,-ный раствор нмеет плотность 1,024 г/см3; следовательно, 1 л ее будет весить 1,024*1000 = 1024 г. В этом количестве должно содержаться чистого хлористого водорода:

Кислота с плотностью 1,19 г/см3 содержит 37,23% HCl (находим также по справочнику). Чтобы узнать, сколько следует взять этой кислоты, составляют пропорцию:

или 137,5/1,19 = 115,5 кислоты с плотностью 1,19 г/см3, Отмерив 116 мл раствора кислоты, доводят объем его до 1 л.

Так же разбавляют серную кислоту. При разбавлении ее следует помнить, что нужно приливать кислотук воде~, а не наоборот. При разбавлении происходит сильное разогревание, и если приливать воду к кислоте, то возможно разбрызгивание ее, что опасно, так как серная кислота вызывает тяжелые ожоги. Если кислота попала на одежду или обувь, следует быстро обмыть облитое место большим количеством воды, а затем нейтрализовать кислоту углекислым натрием или раствором аммиака. При попадании на кожу рук или лица нужно сразу же обмыть это место большим количеством воды.

Особой осторожности требует обращение с олеумом, представляющим моногидрат серной кислоты, насыщенный серным ангидридом SO3. По содержанию последнего олеум бывает нескольких концентраций.

Следует помнить, что при небольшом охлаждении олеум закристаллизовывается и в жидком состоянии находится только при комнатной температуре. На воздухе он дымит с выделением SO3, который образует пары серной кислоты при взаимодействии с влагой воздуха.

Большие трудности вызывает переливание олеума из крупной тары в мелкую. Эту операцию следует проводить или под тягой, или на воздухе, но там, где образующаяся серная кислота и SO3 не могут оказать какого-либо вредного действия на людей и окружающие предметы.

Если олеум затвердел, его следует вначале нагреть, поместив тару с ним в теплое помещение. Когда олеум расплавится и превратится в маслянистую жидкость, его нужно вынести на воздух и там переливать в более мелкую посуду, пользуясь для этого способом передавлива-ния при помощи воздуха (сухого) или инертного газа (азота).

При смешивании с водой азотной кислоты также происходит разогревание (не такое, правда, сильное, как в случае серной кислоты), и поэтому меры предосторожности должны применяться и при работе с ней.

В лабораторной практике находят применение твердые органические кислоты. Обращение с ними много проще и удобнее, чем с жидкими. В этом случае следует заботиться лишь о том, чтобы кислоты не загрязнялись чем-либо посторонним. При необходимости твердые органические кислоты очищают перекристаллизацией (см, гл. 15 «Кристаллизация»),

Точные растворы. Точные растворы кислот готовят так же, как и приблизительные, с той только разницей, что вначале стремятся получить раствор несколько большей концентрации, чтобы после можно было его точно, по расчету, разбавить. Для точных растворов берут только химически чистые препараты.

Нужное количество концентрированных кислот обычно берут по объему, вычисленному на основании плотности.

Пример. Нужно приготовить 0,1 и. раствор H2SO4. Это значит, что в I л раствора должно содержаться:

Кислота с плотностью 1,84 г\смг содержит 95,6% H2SO4 н для приготовления 1 л 0,1 н. раствора нужно взять следующее количество (х) ее (в г):

Соответствующий объем кислоты составит:

Отмерив из бюретки точно 2,8 мл кислоты, разбавляют ее до 1 л в мерной колбе и затем титруют раствором щелочи п устанавливают нормальность полученного раствора. Если раствор получится более концентрированный), к нему добавляют из бюретки рассчитанное количество воды. Например, при титровании установлено, что 1 мл 6,1 н. раствора H2SO4 содержит не 0,0049 г H2SO4, а 0,0051 г. Для вычисления количества воды, которое необходимо для приготовления точно 0,1 н. раствора, составляем пропорцию:

Расчет показывает, что этот объем равен 1041 мл раствор нужно добавить 1041 - 1000 = 41 мл воды. Следует еще учесть то количество раствора, которое взято для титрования. Пусть взято 20 мл, что составляет 20/1000 = 0,02 от имеющегося объема. Следовательно, воды нужно добавить не 41 мл, а меньше: 41 - (41*0,02) = = 41 -0,8 = 40,2 мл.

* Для отмеривания кислоты пользуются тщательно высушенной бюреткой с притертым краном. .

Исправленный раствор следует снова проверить на содержание вещества, взятого для растворения. Точные растворы соляной кислоты готовят также ионообменным способом, исходя из точной рассчитанной навески хлористого натрия. Рассчитанную и отвешенную на аналитических весах навеску растворяют в дистиллированной или деминерализованной воде, полученный раствор пропускают через хроматографическую колонку, наполненную катионитом в Н-форме. Раствор, вытекающий из колонки, будет содержать эквивалентное количество HCl.

Как правило, точные (или титрованные) растворы следует сохранять в плотно закрытых колбах, В пробку сосуда обязательно нужно вставлять хлоркальциевую трубку, заполненную в случае раствора щелочи натронной известью или аскаритом, а в случае кислоты - хлористым кальцием или просто ватой.

Для проверки нормальности кислот часто применяют прокаленный углекислый натрий Na2COs. Однако он обладает гигроскопичностью и поэтому не полностью удовлетворяет требованиям аналитиков. Значительно удобнее пользоваться для этих целей кислым углекислым калием KHCO3, высушенным в эксикаторе над CaCl2.

При титровании полезно пользоваться «свидетелем», для приготовления которого в дистиллированную или деминерализованную воду добавляют одну каплю кислоты (если титруют щелочь) или щелочи (если титруют кислоту) и столько капель индикаторного раствора, сколько добавлено в титруемый раствор.

Приготовление эмпирических, по определяемому веществу, и стандартных растворов, кислот проводят по расчету с применением формул, приведенных для этих и описанных выше случаев.

Грамм-эквивалент серной кислоты равен 49,04 (98,08:2), соляной - 36,465. Следовательно, для приготовления нормальных растворов необходимо взять серной или соляной кислоты в количествах, соответствующих этим величинам.

Серной и соляной кислот приготовляют из химически чистых концентрированных растворов этих кислот. Необходимое количество кислот рассчитывают следующим образом. Предположим, имеется серная кислота относительной плотностью 1,84 (95,6%), необходимо приготовить 1 л 1 н. раствора кислоты, для этого следует взять концентрированной кислоты:

Таким же способом рассчитывают необходимое количество соляной кислоты. Если относительная плотность концентрированной кислоты 1,185 (37,3%), то для приготовления 1 л 1 н. раствора ее необходимо взять:

Необходимое количество кислоты отмеривают по объему, выливают в воду, охлаждают, затем переносят в мерную колбу емкостью 1 л и доводят объем до метки.

Титр кислот устанавливают по химически чистым реактивам: углекислому натрию, буре или по титрованному раствору едкого натра.

Установка титра по углекислому натрию

В отдельные бюксы берут с точностью до 0,0001 г три навески карбоната натрия по 0,15-0,20 г (для 0,1 н. раствора) и сушат при 150° С до постоянной массы (веса). После этого навески переносят в конические колбы емкостью 250 мл и растворяют в 25 мл дистиллированной воды. Бюкс снова взвешивают и определяют по разности массу (вес) навески высушенного реактива. К раствору в колбе прибавляют индикатор - 1-2 капли метилового оранжевого и титруют приготовленным раствором кислоты до изменения окраски от желтой к оранжево-желтой. Коэффициент поправки рассчитывают по формуле (для 0,1 н. раствора)

где g - навеска соли, г; V - количество кислоты, израсходованное на титрование, мл; 0,0053 - количество карбоната натрия, соответствующее 1 мл точно 0,1 н. раствора кислоты, г.

Установка титра кислот по буре

Буру предварительно высушивают между листами фильтровальной бумаги до тех пор, пока отдельные кристаллики не перестанут прилипать к стеклянной палочке. Буру лучше сушить в эксикаторе, заполненном насыщенным раствором хлорида натрия и сахара или насыщенным раствором бромида натрия.

Берут с точностью до 0,0001 г три навески буры в бюксы в количестве 0,5 г (для 0,1 н. раствора) и переносят в конические колбы емкостью 250 мл, бюксы взвешивают и по разности устанавливают точную массу (вес) навески. Затем приливают к навескам по 30-60 мл теплой воды, энергично взбалтывая. Затем, добавив 1-2 капли раствора метилового красного, титруют раствор буры приготовленным раствором кислоты до перехода окраски из желтой в красную. Поправочный коэффициент рассчитывают по следующей формуле:

где значение букв такое же, как и в предыдущей формуле; 0,019072 - количество буры, соответствующее 1 мл точно 0,1 н. раствора кислоты, г.

Приготовление раствора серной кислоты массовой долей 5 %. 28,3 см 3 концентрированной серной кислоты смешивают с 948 см 3 дистиллированной воды.

Приготовление раствора массовой концентрации марганца 0,1 мг/см 3 . Марганцовокислый калий массой 0,288 г растворяют в небольшом количестве раствора серной кислоты массовой долей 5 % в мерной колбе вместимостью 1000 см 3 . Объем раствора в колбе доводят до метки этим же раствором серной кислоты. Полученный раствор обесцвечивают добавлением нескольких капель перекиси водорода или щавелевой кислоты и перемешивают. Раствор хранят не более 3 месяцев при комнатной температуре.

Приготовление раствора сравнения . В мерные колбы вместимостью 50 см 3 помещают раствор массовой концентрации марганца 0,1 мг/см 3 в объемах, указанных в таблице сравнения растворов.

Таблица 1

Таблица сравнения растворов марганца

В каждую колбу добавляют 20 см 3 дистиллированной воды. Растворы готовят в день проведения испытания.

Приготовление раствора азотнокислого серебра массовой долей 1 %. Азотнокислое серебро массой 1,0 г растворяют в 99 см 3 дистиллированной воды.

Проведение испытаний: Ориентируясь на рецептуру премикса, берут объем испытуемого раствора, содержащий от 50 до 700 мкг марганца, помещают в стеклянные стаканы вместимостью 100 см 3 и выпаривают досуха на песчаной бане или электроплитке с асбестовой сеткой. Сухой остаток смачивают каплями концентрированных азотной, а затем серной кислот, избыток которых выпаривают. Обработку повторяют два раза. Затем остаток растворяют в 20 см 3 горячей дистиллированной воды и переносят в мерную колбу вместимостью 50 см 3 . Стакан несколько раз обмывают небольшими порциями горячей дистиллированной воды, которые также сливают в мерную колбу. В колбы с растворами сравнения и испытуемым раствором вносят 1 см 3 ортофосфорной кислоты, 2 см 3 раствора азотнокислого серебра массовой долей 1 % и 2,0 г надсернокислого аммония. Содержимое колб нагревают до кипения и при появлении первого пузырька добавляют еще надсернокислый аммоний на кончике скальпеля. После кипячения растворы охлаждают до комнатной температуры, доводят до метки раствором серной кислоты массовой долей 5 % и перемещивают. Оптическую плотность растворов измеряют на фотоэлектроколориметре относительно первого раствора сравнения, не содержащего марганец, в кюветах толщиной просвечиваемого слоя 10 мм при длине волны (540 ± 25) нм, используя соответствующий светофильтр,или на спектрофотометре при длине волны 535 нм. Одновременно проводят контрольный опыт, исключая взятие навески премикса.