Тема 1. Растворы. Классификация растворов. Способы выражения состава растворов. Приготовление растворов: по точной навеске, из фиксанала. Разбавление и концентрирование растворов

Теоретические аспекты:

Растворы -это однородные (гомогенные) системы, состоящие из двух и более компонентов и продуктов их взаимодействия, относительные количества которых могут изменяться в широких пределах. Химический состав и физические свойства всех частей раствора одинаковы.

Всякий раствор состоит из растворенного вещества (растворенных веществ) и растворителя – среды, в которой это вещество равномерно распределено в виде молекул и ионов. Растворителем обычно считается тот компонент, который в чистом виде существует в том же агрегатном состоянии, что и полученный раствор. Если оба компонента раствора до их смешивания находились в одинаковом агрегатном состоянии, то растворителем считается компонент, находящийся в большем количестве. Деление на растворитель и растворенное вещество является условным и применяется в основном для жидких растворов.

В аналитической практике наибольшее значение имеют жидкие растворы, в которых растворителем является вода. Все биохимические и физико-химические процессы в живых организмах, большинства экосистем происходят в водной среде. Лекарственные вещества эффективны лишь в растворенном состоянии. Изучение свойств водных растворов показывает, что их поведение подчиняется ряду законов, которые необходимо учитывать при решении практических задач.

Растворимость веществ зависит от их природы и свойств растворителя, температуры и давления (при растворении газа). Количественно растворимость характеризуется концентрацией насыщенного раствора при определенных температуре и давлении.

Раствор, содержащий наибольшее количество вещества, которое может раствориться при данной температуре в присутствии нерастворившейся части вещества, называетсянасыщенным. Насыщенный раствор находится в динамическом равновесии с избытком растворенного вещества.

Раствор, который содержит меньшее количество растворенного вещества, чем в насыщенном растворе при тех же условиях, называется ненасыщенным.

Насыщенные растворы применяют сравнительно редко. В большинстве случаев используют ненасыщенные растворы, содержащие меньше растворенного вещества, чем его содержит при данной температуре насыщенный раствор. При этом растворы с низким содержанием растворенного вещества называются разбавленными, с высоким – концентрированными. Называя раствор разбавленным или концентрированным, характеризуют лишь сравнительные качества раствора.

Количественно относительный состав раствора задают с помощью концентрации – характеристики раствора, определяющей пропорции, в которых смешаны растворенные вещества и растворитель. В общем случае концентрация – это относительное содержание вещества в растворе. Существуют весовые (массовые) и объемные способы выражения концентрации раствора.

Обозначим: А – растворенное вещество, В – растворитель.

Массовой долей растворенного вещества w (А) называется отношение его массы m(A) к массе раствора m_р-р:

(3.1)

где 0 < ω(А) < 1, а масса раствора может быть определена:

 

m_р-р= m(A) + m(B) или m_р-р.= V_р-р[см³] × r ,

 

где V_р-р – объем раствора, [ см³ ]; r_р-р – его плотность, [ г/см³ ].

 

Безразмерную величину ω(А) часто выражают в процентах: ω (A) [ % ] = ω (A) × 100%

Поскольку ω (А) + ω (В) = 1, то массовая доля растворителя может быть легко вычислена: ω (B) = 1 – ω (A).

Массы растворенного вещества А и растворителя В в растворе легко могут быть найдены по формулам:

m (A) [г] = m_р-р [г]× w (А) = V_р-р. [см³]× r_р-р [ г/см³ ] × ω (А)

m (B) [г] = m_р-р [г] – m (A) [г] = m_р-р [г] × (1 – ω (А))

Мольная доля c (А) – это отношение количества моль вещества данного компонента раствора к сумме чисел моль всех компонентов раствора, в частности, растворенного вещества (А) и растворителя (В):

(3.2)

Молярная доля выражается в долях единицы: 0 < c < 1 или в процентах.

Из концентраций, которые выражаются размерными величинами, наиболее употребительны следующие.

Молярная концентрация растворенного вещества с(А) [ моль/дм³ ] – отношение количества вещества n (А) [моль] к объему раствора V_р-р [дм³], которое показывает число моль вещества А, содержащееся в 1 дм³ раствора:

 

с (A) = , (3.3)

 

откуда n(А)[моль]=с(А) [ моль/ дм³ ] × V_р-р[дм³],

и m(A) [г] = c(A) [ моль/дм³ ]× V_р-р [ дм³ ] × M(A) .

 

Примечание: в расчетных задачах, в других практических вариантах для представления молярной концентрации используют символ М (после численного значения величины молярной концентрации), например, 1 М – одномолярный раствор, т.е., с (А) = 1 моль / дм³; 0,1 М – децимолярный раствор – с (А) = 0,1 моль / дм³; 0,01 М – сантимолярный раствор – с (А) = 0,01 моль / дм ³.

На практике часто требуется определить массовую объемную концентрацию

ρ (А) [г/дм³], определяемую как отношение массы растворенного вещества [ г; мг ] к объему раствора [ дм ³ ]:

ρ (А) = , (3.4)

тогда m(А) [ г ] = ρ (А) [ г/дм³ ] ×V_р-р [ дм ³ ]

Уравнения связи между массовой долей вещества в растворе (A), его молярной с(А) [ моль/дм ³ ]и массовой ρ (А) [ г/ дм³ ] концентрациями:

 

с(А) = , (3.5)

 

ρ (А) = с(А)×М(А) и (3.6)

 

w (А) = , (3.7)

 

где с(А) – молярная концентрация вещества А, [ моль/дм ³ ]

ρ_р-р – плотность раствора, [ г/см³ ]; (A) – массовая доля вещества А (доли единицы);

М(А) – молярная масса вещества А, г/моль; 1000 – коэффициент пересчета размерностей.

В справочниках растворимость твердых веществ выражают как массу [ г ] вещества А, растворенную количественно в 100 г растворителя (Н₂О) при температуре t ° C [ г100г Н₂О ]; для газообразных веществ – объем газа [ дм³ ], растворенного в 1 дм³ растворителя (Н₂О) при температуре t°C и давлении p[Па]. Например, растворимость хлорида калия в 100 г воды при 25 ° С обозначается S (KCl) = 36,0 (25 ° С). На основе этих данных легко рассчитать массовую долю (А) и молярную концентрацию с(А) в насыщенном растворе.

Молярная концентрация эквивалента с [ моль/дм³ ]вещества А в растворе – отношение количества вещества эквивалента n () [ моль ] к объему раствора V_р-р [ дм³ ], которое показывает число молей эквивалента вещества в 1 дм³ раствора:

с = (3.8)

где – фактор эквивалентности вещества.

Уравнение связи между молярной концентрацией эквивалента и молярной концентрацией вещества в растворе:

с = z · с (А) ,

где z – число эквивалентности вещества.

Примечание: в расчетных задачах, в химической литературе более ранних изданий, в других практических вариантах молярную концентрацию эквивалента называют нормальной концентрацией. Для представления нормальной концентрации используют символ «н», который записывают после численного значения величины молярной концентрации эквивалента, например, 1н – однонормальный раствор, с = 1 моль/дм³; 0,1н – децинормальный раствор, с = 0,1 моль/дм³; 0,01н – сантинормаль­ный раствор, с = 0,01 моль/дм³.

Молярная концентрация эквивалента наиболее широко используется в практике химического анализа при обработке результатов химического анализа, при решении экспериментальных задач, в частности, при проведении расчетов по результатам титрования в объемном анализе, важнейшей теоретической основой которого является закон эквивалентов.

Химический эквивалент данного вещества – это его переменная характеристика, она зависит от конкретной реакции, в которой это вещество участвует; закон эквивалентов позволяет проводить расчеты без составления стехиометрического уравнения реакции, используя для этой цели лишь ее схему.

Химическим эквивалентом вещества А в данной реакции называется его молекула (формульная частица) А или ее условная часть – , которая в реакции ионного обмена присоединяет, высвобождает или обменивается одним однозарядным ионом (в частности, ионами Н⁺ или ОН^–), т.е. равноценна одному однозарядному иону, а в окислительно-восстановительной реакции равноценна одному отданному (для восстановителя в полуреакции окисления) или одному принятому (для окислителя в полуреакции восстановления) электрону.

Здесь число z - целое число, оно называется числом эквивалентности (z = 1, 2, 3…), а величина , равная – называется фактором эквивалентности; она указывает, какая условная часть молекулы А соответствует эквиваленту вещества А в данной химической реакции.

Обозначение эквивалента частиц сорта А – Э (А)= .

Смысл понятия “химический эквивалент” состоит в том, что для каждого из реагирующих веществ и продуктов химической реакции число эквивалентности z, а, следовательно, и сам эквивалент Э (А)= определяют относительно одного и того же эталона – однозарядного иона в обменных реакциях или электрона в окислительно-восстановительных, поэтому в данной химической реакции эквиваленты веществ будут равноценны друг другу. Таким образом, в реакцию вступают равные количества (числа молей) эквивалентов реагентов и образуются в результате нее равные им количества (числа молей) эквивалентов продуктов – в этом суть закона эквивалентов.

На основе известной схемы реакции:

А + В → С + Д,

можно легко определить число эквивалентности z и фактор эквивалентности для каждого из участников реакции и далее записать символы их эквивалентов:

, , , .

Закон эквивалентов: реагенты А и В реагируют друг с другом, а продукты С и Д образуются в результате химической реакции в равных количествах их эквивалентов:

 

n () = n () = n () = n ().

(1)

Молярная масса эквивалента вещества А - M - это масса вещества,численно равна его эквиваленту; M = М(А) .

Титр раствора Т [ г/см³ ] – отношение массы растворенного вещества m, [ г ] к объему раствора V_р-р, [ см³ ]:

Т = , (3.9)

 

Титр раствора показываетмассу растворенного вещества в 1 см³ раствора.