Поправка к титру как найти

Титрованные
растворы обычно готовят в склянках
емкостью 10-20 л., предварительно вымытых
хромовой смесью и водой.

1.
После приготовления растворы тщательно
перемешивают.

2.
Склянки для растворов, разлагающихся
под действием света, должны быть из
темного (коричневого) стекла или покрыты
черным лаком; в крайнем случае, обернуты
в черную бумагу.

3.
Склянки с титрованными растворами
соединяют с бюретками.

Для
приготовления титрованных растворов
применяют дистиллированную воду.

Для
приготовления некоторых растворов
(тиосульфата натрия, щелочей) применяют
воду, не содержащую углекислого газа.

Необходимое
количество дистиллированной воды
кипятят в течение 0,5 ч (до бурного
кипения). Затем кипячение прекращают,
колбу закрывают пробкой, в которую
вставлена стеклянная трубка, соединенная
при помощи резинового шланга с промывной
склянкой (склянка Дрекселя или Тищенко).
В склянке Дрекселя содержится 20% раствор
NaОН
или КОН. В очищенной таким образом воде
определяют содержание углекислого
газа. Для этого к 300-500 мл воды прибавляют
2-3 капли фенолфталеина и титруют 0,1 н.
раствором NаОН
до появления розового окрашивания:

Количество
0,1 н. раствора NаОН,
израсходованного на титрование, не
должно превышать 0,2-0,3 мл.

Освободить
дистиллированную воду от углекислого
газа можно также путем длительного
хранения (в течение недели) в открытом
сосуде, защищенном от пыли.

3.1.3 Установка титра раствора или определение коэффициента поправки.

Титр, нормальность
или коэффициент поправки титрованного
раствора определяют путем титрования
навесок основного или исходного вещества.
Исходные вещества для этой цели должны
удовлетворять следующим требованиям:

1. По химическому
   составу строго соответствовать своей
   формуле;

2. Легко получаться
   в чистом виде, и методы проверки его
   чистоты должны быть максимально
   доступными;

3. Не содержать
   посторонних примесей выше допустимого
   предела, предусмотренного ГОСТом для
   данного вещества, квалификации х. ч. (в
   некоторых случаях ч. д. а.);

4. Не
   быть гигроскопичными, но обладать
   хорошей растворимостью;

5. Не
   изменяться при хранении, как в сухом
   виде, так и в растворе;

6. По возможности
   обладать большим эквивалентным весом
   (что снижает ошибку при взятии навески);

7. Реакция
   между исходным веществом и титрованным
   раствором должна протекать точно по
   уравнению (стехиометрически).

Часто
(особенно в производственных условиях)
титр раствора устанавливают по
определяемому элементу, пользуясь для
этого стандартными образцами (стандартные
образцы выпускает лаборатория стандартных
образцов при Уральском научно-исследовательском
институте черных металлов, г. Свердловск).
Содержание определяемого элемента в
таких образцах точно известно. Например,
при определении хрома в сталях для
установки титра раствора соли Мора
используют стандартный образец стали
с известным содержанием хрома. Концентрацию
титрованного раствора в этом случае
выражают титром по определяемому
элементу (
)
и он показывает скольким граммам
определяемого элемента соответствует
1 мл титрованного раствора.

В некоторых случаях
определение коэффициента поправки
производят не по исходному веществу, а
по другому титрованному же раствору
известной концентрации или по раствору,
приготовленному из фиксанала.

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #

Растворы щелочей. Едкие щелочи и их растворы активно поглощают влагу и углекислоту из воздуха, поэтому приготовление из них растворов точного титра затруднено. Лучше всего такие растворы изготовлять из фиксаналов. Для этого берут пробирку с фиксаналом требуемой нормальности и мерную колбу на 1 л. В колбу вставляют стеклянную воронку с вложенным в нее стеклянным бойком, острый конец которого обращен вверх.

Когда боек будет правильно уложен в воронке, ампуле с фиксаналом дают свободно падать, чтобы тонкое дно ампулы разбилось при ударе об острый конец бойка. После этого пробивают боковое углубление ампулы и дают содержимому вытечь. Затем, не меняя положения ампулы, ее тщательно промывают хорошо прокипяченной дистиллированной водой, остуженной до температуры 35- 40°С и взятой в таком количестве, чтобы по охлаждении раствора до 20°С надо было бы добавить до метки лишь несколько капель. Титрованный раствор щелочи следует хранить в таких условиях, которые исключают возможность его соприкосновения с воздухом.

Если же фиксанала нет, титрованные растворы приготовляют из препаратов едкого натра (или едкого кали). Молекулярная масса NaOH равна 40,01. Это число одновременно является и его грамм-эквивалентом.

Чтобы приготовить 1 л 1 и. раствора NaOH, нужно взять 40 г химически чистого едкого натра, а для приготовления 1 л0,1н. раствора — в десять раз меньше, т. е. 4 г.

Для удобства расчета требуемого количества исходных веществ на приготовление 1 л титрованных растворов щелочей разной нормальности рекомендуем пользоваться данными, приведенными в таблице 31.

Таблица 31

Исходные химические вещества, г	Молекулярная масса	Грамм-эквивалент	Нормальность раствора	Вещества для установки титров
1	0,5	0,2	0,1	0,05	0,02	0,01
NaOH	40,01	40,01	40,01	20,0	8,0	4,0	2,0	0,8	0,4	Янтарная плп щавелевая кислота
КОН	56,10	56,10	56,10	28,05	11,20	5,60	2,80	1,12	0,56	То же

Чтобы приготовить 1 л 0,1 н. раствора едкого натра, отвешивают немного больше 4 г (4,3-4,5 г) препарата и растворяют в небольшом объеме дистиллированной воды (около 7 мл).

После отстаивания раствор осторожно сливают (без осадка) в литровую мерную колбу и доводят дистиллированной свежепрокипяченной водой до метки.

Приготовленный раствор хорошо перемешивают и помещают в бутыль, защищенную от попадания углекислоты. После этого устанавливают титр, т. е. точную концентрацию раствора.

Титр можно устанавливать по щавелевой или янтарной кислоте. Щавелевая кислота (С_гН₂0₄-2Н₂0) двухосновная, и, следовательно, ее грамм эквивалент будет равен половине молекулярной. Если молекулярная масса щавелевой кислоты равна 126,05 г, то ее грамм-эквивалент будет 126,05 : 2=63,025 г.

Имеющуюся щавелевую кислоту следует один-два раза перекристаллизовать и только после этого применять для установки титра.

Перекристаллизацию проводят следующим образом: берут произвольное количество вещества, предназначенное для перекристаллизации, растворяют нагреванием, стараясь получить возможно большую концентрацию раствора или насыщенный раствор. При необходимости этот раствор фильтруют через воронку для горячего фильтрования. Фильтрат собирают в колбу Эрленмейера, фарфоровую чашку или стакан.

В зависимости от характера кристаллизации вещества насыщенный в горячем состоянии раствор охлаждают. Для быстрого охлаждения раствора при перекристаллизации кристаллизатор помещают в холодную воду, снег или лед. При медленном охлаждении раствор оставляют стоять при температуре окружающего воздуха.

Если выпали очень мелкие кристаллы, их снова растворяют, нагревая; сосуд, в котором осуществлялось растворение, сразу же обертывают в несколько слоев полотенцем, накрывают часовым стеклом и оставляют стоять в полном покое в течение 12-15 ч.

Затем кристаллы отделяют от маточного раствора, фильтруя под вакуумом (воронка Бюхнера), тщательно отжимают, промывают и подсушивают.

Приготавливая 0,1 н. раствор NaOH, необходимо иметь раствор щавелевой кислоты такой же нормальности, для этого на 1 л раствора ее нужно взять 63,025 : 10=6,3025 г. Но для установки титра такого количества раствора щавелевой кислоты много; достаточно приготовить 100 мл. Для этого на аналитических весах отвешивают около 0,63 г перекристаллизованной щавелевой кислоты с точностью до четвертого десятичного знака, например 0,6223 г. Взятую навеску щавелевой кислоты растворяют в мерной колбе (на 100 мл). Зная массу взятого вещества и объем раствора, легко вычислить его точную концентрацию, которая в данном случае равна не 0,1 н., а несколько меньше.

Из приготовленного раствора берут пипеткой 20 мл, добавляют несколько капель фенолфталеина и титруют приготовленным раствором щелочи до появления слабого розового окрашивания.

Пусть на титрование пошло 22,05 мл щелочи. Как же определить ее титр и нормальность?

Щавелевой кислоты было взято 0,6223 г вместо теоретически рассчитанного количества 0,6303 г. Следовательно, нормальность ее будет равна не точно 0,1

Чтобы вычислить нормальность щелочи, воспользуемся соотношением VN=ViNt, т. е. произведение объема на нормальность известного раствора равно произведению объема на нормальность для неизвестного раствора. Получаем: 20-0,09873 =22,05-а:, откуда

Чтобы вычислить титр или содержание NaOH в 1 мл раствора, следует нормальность умножить на грамм-эквивалент щелочи и полученное произведение разделить на 1000. Тогда титр щелочи будет

Но этот титр не соответствует 0,1 н. раствору NaOH. Для этого прибегают к коэффициенту к, т. е. отношению практического титра к теоретическому. В данном случае он будет равен

При использовании для установки титра янтарной кислоты раствор ее приготовляют в том же порядке, что и щавелевой, исходя из следующего расчета: молекулярная масса янтарной кислоты (С₄Н₆0₄) равна 118,05 г, но так как она двухосновная, то ее грамм-эквивалент 59,02 г.

Чтобы приготовить 1 л децинормального раствора янтарной кислоты, ее нужно взять в количестве 59,02 : 10 = =5,902, а для 100 мл раствора -0,59 г.

Установка титра 0,1 н. раствора NaOH весовым методом. Для установки титра 0,1 н. раствора NaOH берем навеску янтарной кислоты с точностью до 0,0001 г (например, 0,1827 г). Навеску растворяем в дистиллированной воде (около 100 мл), затем добавляем 3-5 капель фенолфталеина и титруем щелочью (NaOH). Предположим, что на титрование пошло 28 мл NaOH. Вычисление титра NaOH и поправку к нему проводим следующим образом: так как грамм-эквивалент NaOH, равный 40,01 г, соответствует грамм-эквиваленту янтарной кислоты, равному 59,02 г, то, составляя пропорцию, узнаем, какому количеству NaOH соответствует содержащееся в навеске количество янтарной кислоты: 40,01-59,02

Вычисляем титр NaOH, т. е. содержание NaOH в 1 мл раствора. Оно равно: 0,1238 : 28=0,00442. Поправка к титру NaOH равна отношению титра практического к теоретическому

Проверка нормальности раствора щелочи по титрованному раствору кислоты. В три конические колбочки отмеряют бюреткой по 20-25 мл титрованного раствора кислоты (НС1 или H₂S0₄) и титруют раствором NaOH до изменения окраски метилоранжа.

Допустим, что на титрование трех проб по 20 мл 0,1015 н. раствора НС1 затрачено в среднем 19,50 мл раствора NaOH. Нормальность щелочи будет

Растворы кислот. В большинстве случаев в лаборатории приходится иметь дело с серной, соляной и азотной кислотами. Они находятся в виде концентрированных растворов, процентное содержание которых узнаем по плотности.

При аналитических работах используем химически чистые кислоты. Чтобы приготовить раствор той или иной кислоты, количество концентрированных кислот обычно берем по объему, вычисленному по плотности.

Например, нужно приготовить 0,1 н. раствор H₂S0₄. Это значит, что в 1 л раствора должно содержаться

Сколько же по объему нужно взять H₂S0₄ с плотностью 1,84, чтобы, разбавив ее до 1 л, получить 0,1 н. раствор?

Кислота с плотностью 1,84 содержит 95,6% H₂S0₄. Следовательно, на 1 л раствора ее нужно взять в граммах:

Выражая массу в объемных единицах, получим

Отмерив из бюретки точно 2,8 мл кислоты, разбавляем ее до 1 л в мерной колбе, затем, титруя щелочью, проверяем нормальность.

Например, при титровании установлено, что 1 мл 0,1 н. раствора H₂S0₄ содержит не 0,0049 г H₂S0₄, а 0,0051 г. Для вычисления количества воды, которое нужно добавить к 1 л кислоты, составляем пропорцию:

Следовательно, в этот раствор нужно добавить 41 мл воды. Но учитывая, что от исходного раствора было взято на титрование 20 мл, что составляет 0,02, то воды нужно брать меньше, т. е. 41-(41-0,02) =41-0,8 =40,2 мл. Это количество воды и добавляем из бюретки в колбу с раствором.

Приведенная выше работа при выполнении довольно кропотлива, поэтому можно готовить приблизительно точные растворы, вводя поправочный коэффициент, который применяют в работе при каждом титровании. При этом израсходованное число миллилитров раствора умножаем на поправочный коэффициент.

Поправочный коэффициент вычисляем по формуле

где V — объем испытуемого раствора, взятый для титрования;

k_t — поправочный коэффициент раствора щелочи известной нормальности, по которому устанавливают титр вновь приготовленного раствора кислоты;

У_х— объем раствора щелочи известной нормальности, пошедший на титрование испытуемой кислоты.

Таблица 32

Исходные химические вещества, мл	Молекулярная масса	Эквива лентная масса	Нормальность раствора
{	0,5	0,2	0,1	0,05	0,02	0,01
H2S04 (плотность 1,84)	98,08	49,04	28,0	14,0	5,6	2,8	1,4	0,56	0,28
НС1 (плотность 1,19)	36,47	36,47	82,0	41,0	16,4	8,2	4,1	1,64	0,82

Для облегчения процесса приготовления титрованных растворов кислот предлагаем таблицу количества исходных веществ для приготовления 1 л растворов разной нормальности (табл. 32).

Необходимо иметь в виду, что при растворении кислот следует прибавлять кислоту к воде, а не наоборот.

    Натрия нитрит (0,1 н. раствор) и установка его титра. Навеску МаЫОа около 7 1Г растворяют в воде в мерной колбе емкостью 1 л и доводят до метки водой. Поправку к титру раствора устанавливают по сульфаниловой кислоте, которую предварительно очищают следующим образом 100 г сульфаниловой.кислоты [c.331]

    К — поправка к титру раствора КОН  [c.199]

    Тиосульфат натрия, 0,05 н, титрованный раствор приготовление см. стр. 76. Поправку к титру раствора определяют способом, описанным в разделе 12, используя 0,05 н. раствор бихромата калия. [c.166]

    Нитрат серебра, 0,05 н. и 0,01 н. растворы (приготовление 0,05 н. раствора и определение поправки к титру — см. стр. 149). Раствор 0,01 н. приготовляется разбавлением 0,05 и. раствора пятикратным количеством дистиллированной воды. Поправку к титру раствора находят титрованием 20 мл 0,01 и. раствора хлорида натрия по методу, указанному на стр. 150. [c.223]

    К — поправка к титру раствора соляной кис.поты [c.233]

    Поправку к титру раствора (к) устанавливают сле-дующя м образом 5 мл полученного раствора переносят в коническую колбу, добавляют 20—30 мл воды и ти- [c.326]

    К—поправка к титру раствора НС1  [c.97]

    Поправку к титру раствора КОН (К) рассчитывают по формуле К = 5/F (где V — объем 0,1 н. раствора КОН, израсходованного на титрование, мл). [c.21]

    Поправка к титру раствора. [c.158]

    Когда поправка к титру раствора перманганата имеет значение от 0,995 до 1,005 при вычислении результатов ее можно не учитывать. [c.79]

    Т — поправка к титру раствора гипосульфита  [c.108]

    К — поправка к титру раствора азотнокислой ртути, приводящая 1 мл раствора к 1 мг ионов хлора. [c.285]

    Поправку к титру раствора трилона В (/< ) вычисляют по формуле  [c.11]

    Для установки титра иодометрическим методом отбирают пипеткой 50 мл 0,5 н. раствора бромид-бромата, переносят в мерную колбу емкостью 250 мл и доводят объем водой до метки. В коническую колбу с притертой пробкой помещают 50 мл воды, 25 мл разбавленного раствора бромид-бромата и 2 г кристаллического иодида калия содержимое колбы размешивают до растворения KJ, к раствору прибавляют 20 мл 20% -ной серной кислоты, тотчас же закрывают колбу и ставят ее в темное место. Через 5 мин. титруют выделившийся иод 0,1 н. раствором Ка ЗаОз, прибавляя крахмал перед окончанием титрования. Поправку к титру раствора вычисляют по формуле  [c.176]

    К2—поправка к титру раствора трилона Б (установлена по алюмокалиевым квасцам)  [c.13]

    К—поправка к титру раствора трилона Б  [c.16]

    Тиосульфат натрия, 0,1 н. раствор. Растворяют 24,8 г Na2S20a-5H20 ч. д. а. в 900 мл дистиллированной воды, прибавляют 0,2 г Na2 03 ч. д. а. и после растворения разбавляют до 1 л. Поправку к титру раствора определяют следующим образом. В коническую колбу, снабженную притертой пробкой, наливают примерно 100 Л1Л дистиллированной воды, прибавляют QQ мл 15%-ного раствора иодида калия, [c.132]

    Тиосульфат натрия, 0,02 н. раствор. Смешивают 200 мл 0,1 н. pa TBopa» тиосульфата с 800 мл дистиллированной воды, в которой предварительно растворяют 0,2 г Naa Og ч. д. а. Поправку к титру раствора определяют способом, приведенным при определении кислорода по 0,02 н. основному раствору бихромата (см. стр. 86). [c.190]

    Тиосульфат натрия, 0,1 н. раствор 24,8 г МагЗгОз-бНгО ч.д. а. астворяют в S00 мл дистиллированной воды, прибавляют 0,2 г laa Os ч.д. а. и после растворения доводят объем до 1 л. Поправку к титру раствора определяют следующим образом в коническую колбу, снабженную притертой пробкой, валивают примерно 100 мл дистиллированной воды, прибавляют 10 мл 15%-ного раствора йодида калия, 5 мл разбавленной (1 4) серной кислоты и 20 мл 0,1 н. раствора бихромата калия (4,9037 г СггО ч.д. а. в 1 л). После перемешивания раствор оставляют стоять 5 мин в темноте и затем титруют раствором тиосульфата, добавляя 1—2 мл раствора крахмала в качестве индикатора. Титр проверяют не реже одного раза в неделю. [c.186]

    Здесь р — навеска испытуемого вещества, г V i — объем 0,1 н. раствора NaOH, пошедший на титрование фильтрата и промывных жидкостей, мл Va — объем 0,1 н. раствора NaOH, необходимый для нейтрализации растворителя, мл К — коэффициент поправки к титру раствора щелочи. [c.85]

    Тиосульфат натрия, 0,05 н. раствор. Растворяют 12,4 г Ка28аОз-5НаО ч. д. а. в 900 мл дистиллированной воды, прибавляют 0,2 г КааСОд ч. д. а. и после растворения разбавляют до 1 л. Поправку к титру раствора определяют способом, описанным на стр. 86, используя 0,05 н. раствор бихромата калия. [c.130]

    Поправку к титру раствора определяют так же, как у 0,1 н. )аствора, используя 0,01 н. раствор бихромата калия (0,4904 г < СГ20 в л). [c.186]

    Тиосульфат натрия, 0,01 н. раствор. Разбавляют 100 жл 0,1 н. раствора Na2S20s свежепрокипяченной и охлажденной дистиллированной водой, добавляют 0,2 г Ыа2СОз и доводят объем до 1 л. Поправку к титру раствора определяют так же, как для 0,1 н. раствора, используя 0,01 н. раствор бихромата калия (0,4904 г К2СГ2О7 в 1 л). [c.132]

    Тиосульфат натрия, 0,02 н. раствор 200 мл 0,1 н. раствора тиосульфата смешивают с 800 мл дистиллированной воды, в которой предварительно растворяют 0,2 г КагСОз ч.д. а. Поправку к титру раствора определяют способом, приведенным при определении кислорода по 0,02 н. основному расгвору бихромата (0,9807 г К2СГ2О7 ч. д. а., высушенного при 105°С, растворяют в дистиллированной воде и доводят при Й0°С до I л). [c.208]

    Поправку к титру раствора ЭДТА (К ) рассчитывают по формуле  [c.28]

    Хлорид бария, 0,02 н. раствор. Растворяют 2,4432 г Ba l2 -2H20 в воде, переносят в мерную колбу емкостью 1 л, разбавляют до метки водой, перемешивают или 0,1 н. раствор хлорида бария, приготовленный из фиксанала, разбавляют в 5 раз. Титр раствора хлорида бария устанавливают по 0,02 н. раствору серной кислоты в условиях анализа. Поправку к титру раствора Ba l а рассчитывают по формуле  [c.70]

---

Краткий справочник химика Издание 6 (1963) — [

c.461

]

Краткий справочник химика Издание 4 (1955) — [

c.408

]

---

ГАПОУ
ЛО «Киришский политехнический техникум»

Методическое
пособие для изучения

МДК.02.01
Основы приготовления проб и растворов различной концентрации

240700.01
для специальности лаборант химического анализа.

                                                                  Разработала

                                                                  Преподаватель:
Рассказова В.В.

2016
год

Оглавление

Содержание	страницы
Растворы	3-15
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.	15-20
Приготовление растворов солей
Приготовление растворов кислот
Приготовление растворов оснований
Приготовление рабочего раствора из фиксанала.
Техника определения концентрации растворов.	21-26
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.	26-28
Список использованной литературы	29

  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 вещества в 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

w(B)= m(B) / 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;

КИСЛОТЫ

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)
Н₂SO₄, в) Н₃РО₄; г) Н₄[Fe(CN)₆].

Решение.

а)
Э= М.М/1

б)
Э= М.М/2

в)
Э= М.М/3

г)
Э= М.М/4

В
случае многоосновных кислот эквивалент зависит от конкретной реакции:

а)
H₂SO₄ + 2KOH → K₂SO₄
+ 2H₂O.

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

б)
H₂SO₄ + KOH → KHSO₄
+ H₂O.

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;

в)
La(OH)₃.

Решение.

а)
Э= М.М/1

б)
Э= М.М/2

в)
Э= М.М/3

СОЛИ

Значения
эквивалента солей определяются по катиону.

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

Пример
3. Определить эквивалент солей: а) KNO₃;
б) Na₃PO₄;
в) Cr₂(SO₄)_3;

г)
Al(NO₃)_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.

К₂Cr₂O₇
+ HCl → CrCl₃ + Cl₂ + KCl + H₂O

для
прямой 2Сr⁺⁶+2·3 е →2Cr³⁺

реакции
2Cl^—— 2·1 е →Cl₂

для
обратной 2Cr+3-2·3 е →Cr⁺⁶

реакции
Cl2-2 е →2Cl

(K₂Cr₂O₇)=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. Расчеты при приготовлении растворов
процентной концентрации

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 KN0₃;  Составляем пропорцию:

100 г раствора—5 г KN0₃

500     »         — х
» KN0₃

5*500/100 = 25 г. 

Воды нужно взять 500—25 = 475 мл.

Пример 2. Надо приготовить 500 г 5%
раствора СаСI из соли СаС1₂.6Н₂0.
Вначале производим расчет для безводной соли.

100 г раствора—5 г СаС1₂

500 »      »   
—    х г СаС1₂

5*500/  100 =  25 г

Мольная масса СаС1₂ = 111, мольная масса СаС1₂•6Н₂0
= 219. Следовательно,

219 г СаС1₂*6Н₂0 содер­жат 111 г СаС1₂.
Составляем пропорцию:

219 г СаС1₂*6Н₂0 —  111 г СаС1₂

х » СаС1₂-6Н₂0— 25 »
CaCI₂,

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 ВаСI₂. Для приготовления 2 л потребуется 41,654*2 = 83,308 г ВаСI₂.

Пример 2. Сколько граммов
безводной соды Na₂C0₃ потребует­ся для приготовления 500
мл 0,1 н. раствора?

Решение. Молекулярная масса соды равна 106,004; эквивалентная масса Na₂C0₃=М
: 2 = 53,002; 0,1 экв. = 5,3002 г.

1000 мл 0,1 н. раствора
содержат 5,3002 г Na₂C0₃
500   »» »      
»             
»             х   
» Na₂C0₃

х= 2,6501 г Na₂C0₃.

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 Н₂so₄ =М : 2=98,08 : 2 = 49,04 г.
Масса 0,05 экв. = 49,04*0,05 = 2,452 г.

Найдем, сколько H₂S0₄
должно содержаться в 2 л 0,05 н. рас­твора:

1 л—2,452 г H₂S0₄

2  »—  х   
» H₂S0₄

х = 2,452*2 = 4,904 г H₂S0₄.

Чтобы определить, сколько
для этого надо взять 96,% раствора H₂S0₄, составим
пропорцию:

    в 100 г
конц. H₂S0₄—96 г H₂S0₄

         У   »  
»    H₂S0₄—4,904 г H₂S0₄

        У= 5,11 г H₂S0₄.

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 HN0₃, 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 Na₂C0₃  

Решение. Как было вычислено в примере 2:  ЭNа₂со₃=53,002.
Найдем, сколько эквивалентов составляет 2,6501 г Na₂C0₃:
2,6501 : 53,002 = 0,05 экв.                                                             

Для того чтобы вычислить
нормальную концентрацию раствора, со­ставим пропорцию:

200 мл содержат 0,05 экв.

1000
»      
»        х     »

                                              
Х=0,25 экв.

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.

ЭNа₂со₃=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 серной кислоты, плотность которого d=l,08 г/см??

 Решение. Мольная
масса серной кислоты равна 98. Следователь­но,

Э н₂so₄ =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:

C=N*Э/10d

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 Na₂CО₃
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

6. Смешение и разбавление растворов.

Если раствор разбавить водой, то его
концентрация изменится обратно пропорционально изменению объема. Если от
разбавления объем раствора увеличится в два раза, то и его концентрация
уменьшится в два раза. При смешении нескольких растворов уменьшаются концентрации
всех смешиваемых растворов.

При смешении двух растворов одного и того
же вещества, но разных концентраций, получается раствор новой концентрации.

Если смешать а% и б% растворы, то получим
раствор с% концентрации, причем если а>б, то а>с>б. Новая концентрация
ближе к концентрации того раствора, которого при смешении было взято большее
количество.

7. 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 (w₁ – w₃),
w₁ > w₃ и (w₃ – w₂), w₃
> w₂. Затем составляют отношение масс исходных растворов m₁
/ m₂ 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 = m₁ / (210 — m₁)

1/6 = m₁ / (210 – m₁)
210 – m₁ = 6m₁
7m₁ = 210
m₁ =30 г; m₂ = 210 – m₁ = 210 – 30 = 180 г

ТЕХНИКА ПРИГОТОВЛЕНИЯ РАСТВОРОВ.

Если растворителем служит вода, то нужно
применять только дистиллированную или диминерализованнную воду.

Предварительно приготавливают соответствующий
емкости посуды, в которой будут готовить и хранить получаемый раствор. Посуда
должна быть чистой. Если есть опасения, что водный раствор может
взаимодействовать с материалом посуды, то посуду внутри следует покрыть
парафином или другими химически стойкими веществами.

Перед приготовлением растворов нужно
подготовить по возможности 2 одинаковых сосуда: один — для растворения, а
другой — для хранения раствора. Вымытый сосуд предварительно проградуировать.

Для растворения следует применять чистые вещества.
Готовые растворы обязательно проверяют на содержание нужного вещества и, если
это будет необходимо, поправляют раствор. Нужно применять меры для защиты
приготовленных растворов от попадания в них пыли или газов, с которыми могут
реагировать некоторые растворы.

Во время приготовления и во время хранения
растворов, бутыли или другая посуда обязательно должны быть закрыты пробками.

При особо точных анализов следует
принимать во внимание возможность выщелачивания стекла и  применять, если это
допустимо, кварцевую посуду.

При этом растворы лучше оставлять в
фарфоровой посуде, а не в стеклянной.

1. Техника приготовления растворов солей.

Приблизительные растворы.

Готовый раствор или отфильтровывают, или
дают ему отстоятся от нерастворимых в воде примесей, после чего при  помощи
сифона отделяют прозрачный раствор. Полезно проверит концентрацию каждого
приготовленного раствора. Это легче всего сделать, измерив ареометром плотность
и сравнить полученную величину с табличными данными. Если раствор имеет
концентрацию меньше заданной, к нему добавляют нужное количество растворяемого
твердого вещества .  Если же раствор имеет концентрацию больше заданной –
добавляют  в воду и доводят концентрацию до требуемой.

Точные растворы.

Точные растворы солей чаще всего готовят
для аналитических целей, причем обычно нормальной концентрации. Некоторые из
точных растворов недостаточно стойки при хранении и могут изменяться под
действием света или кислорода, или других органических примесей, содержащихся в
воздухе. Такие точные растворы периодически проверяют. В точном растворе
серноватистокислого натрия при стоянии часто наблюдается выпадение хлопьев
серы. Это является результатом жизнедеятельности особо вида бактерий. Растворы
марганцевокислого калия изменяются при действии на них света, пыли и примесей
органического происхождения. Растворы азотнокислого серебра разрушаются при
действии света. Поэтому большие запасы точных растворов солей, нестойки к
хранению, иметь не следует. Растворы таких солей хранят с соблюдением известных
мер предосторожности. От действия света изменяются растворы :  AgNO_3,
KSCN,
NH₄SCN,
KI,
I_2,
K₂Cr₂O_7.

2. Техника приготовления растворов кислот.

В большинстве случаев в лаборатории
пользуются растворами соляной, серной и азотной кислот. В лаборатории поступают
концентрированные кислоты ; процентное содержание кислот определяют по
плотности.

Для приготовления раствора колбу объемом 1
литр заливают  дистиллированную воду ( на половину), добавляют нужное
количество вещества с определенной плотностью, размешивают , а после объем
добавляют до литра. При разбавлении происходит сильное разогревание колб.

Точные растворы готовят точно также,
используя химически чистые препараты. Растворы готовят более высокой
концентрации, которую далее разбавляют водой. Растворы точной концентрации
проверяют титрованием углекислым натрием (Na₂CO₃)
или кислым углекислым калием(KHCO₃)
и «поправляют».

3. Техника приготовления растворов
щелочей.

Наиболее употребительным является раствор
едкого натра (NaOH).Первоначально из
твердого вещества готовят концентрированный раствор (примерно 30-40%).При
растворении происходит сильное разогревание раствора. Как правило, щелочь
растворяют в фарфоровой посуде. Следующим этапом является отстаивание раствора.

Затем прозрачную часть сливают в другую
емкость. Такую емкость снабжают хлоркальцевой трубкой для поглощения
углекислого газа .Для приготовления раствора приблизительной концентрации
определяют плотность с помощью ареометра. Хранение концентрированных растворов
в стеклянной посуде разрешается, если поверхность стекла покрыта парафином, т.к
в ином случае происходит выщелачивание стекла.
Для приготовления точных растворов используют химически чистую щелочь.
Приготовленный раствор проверяют титрованием щавелевой кислотой, поправляют.

4. Приготовление рабочего раствора из
фиксанала.

Фиксаналы— это точно
отвешенные количества твердых химически чистых веществ или точно отмеренные 
объемы их растворов, помещенные в запаянные стеклянные ампулы.

Фиксаналы приготовляют на химических
заводах или в специальных лабораториях. Чаще всего ампула содержит 0,1 пли 0,01
г-экв вещества. Большинство фиксаналов хорошо сохраняется,   однако  
некоторые из них с течением  времени   изменяются. Так, растворы едких щелочей
по истечении 2—3 месяцев мутнеют вследствие взаимодействия щёлочи со стеклом
ампулы.

Чтобы приготовить раствор из фиксанала,
содержимое ампулы количественно переносят в мерную колбу, раствор разбавляют
дистиллированной водой, доводя его объем до метки.

Делают это следующим образом: находящиеся
в коробке с фиксаналом бойки обмывают сначала водопроводной, а потом
дистиллированной водой. Один боек вставляют в чистую химическую воронку 3 таким
образом, чтобы длинный конец бойка вошел в трубку воронки, а 
короткий(острый)   конец  его был   направлен кверху; крестовидное утолщение
бойка упирается  в нижнюю часть корпуса воронки. Воронку вместе с бойком
вставляют в чистую мерную колбу.

Ампулу  обмывают сначала теплой, а затем  
холодной дистиллированной водой, чтобы смыть этикетку и загрязнения. Дно хорошо
вымытой ампулы ударяют  (там где углубление) о боек в воронке и разбивают дно
ампулы. Не изменяя положения ампулы над воронкой, вторым бойком  пробивают
верхнее углубление на ней.

Содержимое ампулы выливается (или
высыпается)  в мерную колбу. Не изменяя положения ампулы, в образовавшееся
верхнее отверстие вставляют оттянутый в капилляр конец трубки промывалки и
сильной струей промывают ампулу изнутри. Затем струей воды из промывалки хорошо
промывают наружную поверхность ампулы и воронку с бойком. Удалив ампулу из
воронки, доводят уровень жидкости в колбе до метки. Колбу плотно закрывают
пробкой и тщательно перемешивают раствор.

ТЕХНИКА ОПРЕДЕЛЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИИ
РАСТВОРОВ.

Концентрацию вещества в растворе
определяют денсиметрией и титриметрическими методами.

1.Денсиметрией измеряют величину плотности
раствора, зная которую по таблицам определяют весовую % концентрацию.

2.Титриметрический анализ-метод
количественного анализа, в котором измеряют количество реактива, затраченного в
ходе химической реакции.

1. Определение концентрации денсиметрией. Понятие
плотности

 Плотность
— физическая величина, определяемая для однородного вещества массой его
единичного объёма. Для неоднородного вещества плотность в определённой точке
вычисляется как предел отношения массы тела (m) к его объёму (V), когда объём
стягивается к этой точке. Средняя плотность неоднородного вещества есть
отношение m/V.

Плотность вещества зависит от массы атомов,
из которых оно состоит, и от плотности упаковки атомов и молекул в веществе.
Чем больше масса атомов, тем больше плотность.

 Виды плотности и единицы измерения

Плотность измеряется в кг/м³ в системе СИ
и в г/см³ в системе СГС, остальные (г/мл, кг/л, 1 т/_M3)
– производные.

Для сыпучих и пористых тел различают:

— истинную плотность, определяемую без
учёта пустот

-кажущуюся плотность, рассчитываемую как
отношение массы вещества ко всему занимаемому им объёму.

 Зависимость плотности от температуры

Как правило, при уменьшении температуры
плотность увеличивается, хотя встречаются вещества, чья плотность ведет себя
иначе, например, вода, бронза и чугун.

Так, плотность воды имеет максимальное
значение при 4 °C и уменьшается как с повышением, так и с понижением
температуры.

2. Определение концентрации
титриметрическим анализом

В титриметрическом анализе заставляют
реагировать два раствора и как можно точнее определяют момент окончания
реакции. Зная концентрацию одного раствора, можно установить и точную
концентрацию другого.

В каждом методе используются свои рабочие
растворы, индикаторы, решаются соответствующие типовые задачи.

 В зависимости от типа реакции, которая
происходит во время титрования, различают несколько методов объемного анализа.

 Из них наиболее часто применяют:

1.Метод нейтрализации. Основной
реакцией служит реакция нейтрализация: взаимодействие кислоты с основанием.
2.Метом оксидиметрии, включающий методы перманганатометрии и йодометрии. В
основе лежат  реакции окисления-восстановления.
3.Метод осаждения. В основе лежат реакции образования малорастворимых
соединений.
4.Метод комплексонометрии- на образование малодиссоциирующих комплексных ионов
и молекул.

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.

Схема титриметрического определения.

Для проведения титриметрического
определения необходимы стандартные (рабочие) растворы, то есть растворы с
точной нормальностью или титром.
Такие растворы готовят по точной навеске или приблизительной, но тогда точную
концентрацию устанавливают титрованием, используя растворы установочных
веществ.

Для кислот установочными растворами
являются: тетраборат натрия (бура), оксалат натрия, оксалат аммония.
Для щелочей: щавелевая кислота, янтарная кислота

Приготовление раствора включает три этапа:
Расчет навески
Взятие навески
Растворение навески
Если концентрацию устанавливают по точной навеске, её взвешивают на
аналитических весах.

Если концентрация не может быть
установлена по точной навеске, то её берут на технохимических весах, а в случае
жидких веществ отмеривают рассчитанный объем.

Для определения точной концентрации
проводят титрование, которое заключается в том, что два раствора реагируют
между собой и с помощью индикатора фиксируется точка эквивалентности.

Концентрация одного из растворов
(рабочего) точно известна. Как правило, он помещается в бюретку. Второй раствор
с неизвестной концентрацией отбирают в конические колбы пипеткой  в строго
определенных объемах (метод пипетирования), либо растворяют точную навеску в
произвольном количестве растворителя (метод отдельных навесок). В каждую колбу
добавляют индикатор. Проводят титрование не менее 3 раз, до  сходящихся
результатов, разница между результатами не должна превышать 0,1 мл.
Заканчивается определение расчетом результатов анализа. Важнейшим моментом является
фиксирование точки эквивалентности.

Шесть правил титрования.

1.Титрование
проводят в конических стеклянных колбах;

2.Содержимое
колбы перемешивают вращательными движениями, не убирая колбу из-под бюретки.

3.
Оттянутый конец бюретки должен быть на 1 см ниже верхнего края колбы. Уровень
жидкости в бюретке устанавливают на нулевой отметке перед каждым титрованием.

4.Титруют
малыми порциям – по каплям.

5.Титрование
повторяют не менее 3 раз, до получения сходящихся результатов с отличием не
более чем 0,1 мл.

6.После
окончания титрования отсчет делений проводят через 20-30 секунд, чтобы дать
возможность стечь жидкости, оставшейся на стенках бюретки.

Условия титриметрического определения
концентрации вещества.

В объемном анализе основной операцией
является измерение объема двух взаимодействующих растворов, один из которых
содержит анализируемое вещество, а концентрация второго заранее известна.  
Неизвестную   концентрацию   анализируемого   раствора определяют, зная
соотношение объемов реагирующих растворов и концентрацию одного из них.

Для успешного проведения объемного анализа
необходимо соблюдение следующих условий:

Реакция между реагирующими веществами
должна идти до конца и протекать быстро и количественно.

Так как при титровании   нужно   точно  
установить   момент эквивалентности или фиксировать   точку  
эквивалентности,   конец реакции между растворами должен быть хорошо заметен по
изменению окраски раствора или по появлению   окрашенного осадка.

Для установления точки эквивалентности  
при объемном   анализе часто применяют индикаторы

Концентрация раствора одного из растворов 
(рабочего раствора) должна быть точно известна. Другие вещества, находящиеся в растворе,
не должны мешать основной реакции.

Приготовление стандартных растворов.

1. Приготовление титрованного
раствора по точной навеске исходного вещества

Основным раствором в объемном анализе
является титрованный, или стандартный — раствор исходного реактива, при
титровании которым определяют содержание вещества в анализируемом растворе.

Самым простым способом приготовления
раствора точно известной концентрации, т.е. характеризующегося определенным
титром, является растворение точной навески исходного химически чистого
вещества в воде или в другом растворителе и разбавление полученного раствора до
требуемого объема. Зная массу (а) растворенного
в воде химически чистого соединения и объем (V) полученного раствора, легко
вычислить титр (Т) приготовленного реактива:

T = a/V (г/мл)

 Этим способом готовят титрованные
растворы таких веществ, которые можно легко получить в чистом виде и состав
которых отвечает точно определенной формуле и не изменяется в процессе
хранения. Прямой метод приготовления титрованных растворов применяют лишь в
отдельных случаях. Таким путем нельзя приготовить титрованные растворы веществ,
которые отличаются большой гигроскопичностью, легко теряют кристаллизационную
воду, подвергаются действию диоксида углерода воздуха и т.д.

2. Установка титра раствора
при помощи установочного вещества

Этот способ установки титров основан на
приготовлении раствора реактива приблизительно требуемой нормальности и
последующем точном определении концентрации полученного.  Титр или нормальность
приготовленного раствора определяют, титруя им растворы так называемых установочных
веществ.

Установочным веществом называют химически
— чистое соединение точно известного состава, применяемое для установки титра
раствора другого вещества.

На основании данных титрования
установочного вещества вычисляют точный титр или нормальность приготовленного
раствора.

Раствор химически чистого установочного
вещества готовят растворением в воде вычисленного его количества (взвешенного
на аналитических весах) и последующим доведением объема раствора до
определенной величины в мерной колбе. Отдельные (аликвотные) части
приготовленного таким образом раствора отбирают из мерной колбы пипеткой в
конические колбы и титруют их раствором, титр которого устанавливают.
Титрование проводят несколько раз и берут средний результат.

ВЫЧИСЛЕНИЯ В ОБЪЕМНОМ АНАЛИЗЕ.

1. Вычисление нормальности
анализируемого раствора по нормальности рабочего раствора

 При взаимодействии двух
веществ  грамм-эквивалент одного вещества реагирует с грамм-эквивалентом
другого. Растворы различных веществ одной и той же нормальности содержат в
равных объемах одинаковое число грамм-эквивалентов растворенного вещества.
Следовательно, одинаковые объемы таких растворов содержат эквивалентные
количества вещества. Поэтому, например, для нейтрализации 10 мл 1н. HCI
требуется затратить ровно 10 мл 1н. раствора NaOH. Растворы одинаковой
нормальности вступают в реакцию в равных объемах.

Зная нормальность одного из
двух реагирующих растворов и их объемы, расходуемые на титрование друг друга,
легко определить неизвестную нормальность второго раствора. Обозначим
нормальность первого раствора через N₂ и его объем через V₂.
Тогда на основании сказанного можно составить равенство

V₁N₁=V₂N₂

2. Вычисление титра  по
рабочему веществу.

Это  выраженная в граммах масса растворённого вещества, содержащаяся в
одном миллилитре раствора. Вычисляют титр как отношение массы растворенного
вещества к объему раствора (г/мл).

Т= m/ V

где: m — масса растворённого вещества, г;  V — общий объём раствора,
мл;

Т=Э*N/1000.(г /мл)

Иногда для обозначения точной концентрации
титрованных растворов пользуются так называемым поправочным коэффициентом или поправкой
К.

К= фактически взятая навеска/ рассчитанная
навеска.

Поправка показывает, на какое число нужно
умножить объем данного раствора, чтобы привести ее к объему раствора
определенной нормальности.

 Очевидно, что если поправка для данного
раствора больше единицы, то действительная нормальность его больше
нормальности, принимаемой за эталон; если же поправка меньше единицы, то фактическая
нормальность раствора меньше эталонной нормальности.

Пример:  Из 1,3400 г х. ч. NaCl
приготовлено 200 мл  раствора.   Вычислите поправку для приведения
концентрации приготовленного раствора к точно О,1 н.

Решение. В 200 мл О,1н. раствора NaCl
должно содержаться

58,44*0,1*200/1000 =1,1688г

Отсюда: К=1,3400/1,1688=1,146

Можно вычислить поправку как отношение
титра приготовленного раствора к титру раствора определенной нормальности:

К= Титр     приготовленного    раствора/титр
раствора определенной нормальности

В нашем примере титр приготовленного
раствора равен 1,340/200= 0,00670 г/мл

Титр 0,1 Н раствора
NaCl 
равен 0,005844г/мл

Отсюда К= 0,00670/0,005844=1,146

Вывод: Если поправка для данного раствора
больше единицы то действительная нормальность его больше нормальности,
принимаемой за эталон; Если поправка меньше единицы, то действительная
нормальность его меньше эталонной.

3. Вычисление количества определяемого вещества по титру рабочего
раствора, выраженному в граммах определяемого вещества.

Титр рабочего раствора в граммах определяемого вещества равен
числу граммов определяемого вещества, которое эквивалентно количеству вещества,
содержащегося в 1 мл рабочего раствора. Зная титр рабочего раствора по
определяемому веществу T и объем рабочего раствора, израсходованного на
титрование, можно вычислить число граммов (массу) определяемого вещества.

Пример. Вычислить процентное содержание Na₂CO₃ в
образце, если для титрования навески 0, 100 гр. израсходовано 15,00 мл 0,1н. HCI.

Решение.

М (Na₂CO₃) =106,00 гр. Э(Na₂CO₃) =53,00 гр.

Т(HCI/ Na₂CO₃)= Э(Na₂CO₃)* N _HCI./1000
г/мл

m(Na₂CO₃) = Т(HCI/ Na₂CO₃) V_HCI=0,0053*15,00=0,0795
г.

Процентное содержание Na₂CO₃
равно 79,5%

4. Вычисление числа
миллиграмм-эквивалентов исследуемого вещества.

Помножив нормальность рабочего
раствора на объем его, израсходованный на титрование исследуемого вещества,
получим число миллиграмм-эквивалентов растворенного вещества в оттитрованной
части исследуемого вещества.

Список
использованной литературы

1.     Алексеев
В. Н. «Количественный анализ»

2.     Золотов
Ю. А. «Основы аналитической химии»

3.     Крешков
А. П., Ярославцев А. А. «Курс аналитической химии. Количественный анализ»

4.     Пискарева
С. К., Барашков К. М. «Аналитическая химия»

5.     Шапиро
С. А., Гурвич Я.А. «Аналитическая химия»