Количественное определение растворимости

Количество вещества, которое может раствориться в определенном количестве вещества-растворителя до получения насыщенного раствора, называется растворимостью. Растворимость твердых, жидких и газообразных веществ обычно выражается в граммах растворяемого вещества на 100 г воды. В Табл. 6 дана растворимость некоторых наиболее распространенных веществ, используемых при приготовлении буровых растворов.

 

Формула	Название	Растворимость (г/100 г воды)
NaOH	Каустическая сода
CaCl2	Хлорид кальция	47,5
NaCl	Хлорид натрия (поваренная соль)
KCl	Хлорид калия	34,7
Na2CO3	Кальцинированная сода	21,5
NaHCO3	Бикарбонат натрия	9,6
CaSO4	Ангидрит	0,290
Ca(OH)2	Известь	0,185
MgCO3	Карбонат магния	0,129
CaCO3	Известняк	0,0014
Mg(OH)2	Гидроксид магния	0,0009
BaSO4	Барит	0,0002
ZnO	Оксид цинка	0,00016

 

Табл. 6. Растворимость соединений.

 

Условия, влияющие на растворимость:

· Температура

· pH (основание или кислота)

· Содержание солей (минерализация)

· Давление

 

 

1. Температура. С ростом температуры растворимость большинства твердых веществ и жидкостей повышается. Растворимость газов при повышении температуры обычно снижается.

 

2. pH. pH – мера относительной кислотности или щелочности раствора (подробное описание будет дано ниже). Растворимость многих химреагентов зависит от уровня рН. Некоторые соединения, например поливалентные соли гидроксида и карбоната, становятся более растворимыми в кислотной среде. Некоторые соединения растворяются только в среде с нейтральным рН, другие (органические кислоты, такие как лигнит и лигносульфонат) растворяются лучше при повышении рН до > 9,5. Ионы кальция и магния растворяются при уровнях рН от кислотного до нейтрального, однако становятся менее растворимы при высоких уровнях рН (см. пример с кальцием на Рис. 7). При увеличении числа гидроксид-ионов по мере роста рН, ионы реагируют с кальцием и магнием, при этом образуется осадок из гидроксида кальция и магния. Некоторые соединения, например ионы карбоната или сульфида, с увеличением уровня рН меняют свое состояние. Например, газ СО₂ при реакции с водой образует углекислоту при низком уровне рН. При нейтральном рН СО₂ реагирует с гидроксидом, образуя ионы бикарбоната, при высоком рН – ионы карбоната (см. Рис. 8).

 

Растворимость многих компонентов буровых растворов напрямую зависит от уровня рН раствора. Например, при рН > 9,5 лучше растворяются не только лигнит и лигносульфонат, но и добавки, такие как Duo-Vis™ (ксантановая смола), становятся более эффективны при уровне рН от 7 до 11. Некоторые добавки особенно чувствительны к высокому уровню рН.

При высоком уровне рН (>10,5) добавка Poly-Plus™ гидролизируется, ее эффективность снижается. Большинство добавок предназначены для применения в определенном диапазоне рН. Для лучшего растворения ингредиентов, борьбы с коррозией скважинного оборудования и безопасного обращения с химреагентами рН буровых растворов на водной основе обычно поддерживается на уровне от 8 до 12. Инженеры по буровым растворам должны знать о допустимых уровнях рН и поддерживать рН раствора в допустимом диапазоне.

 

 

3. Содержание солей (минерализация). При работе с буровыми растворами особое значение имеет концентрация хлоридов (минерализация). В целом при увеличении концентрации хлоридов повышается растворимость других солей и добавок; минерализация влияет на интенсивность образования осадка. Например, максимальная растворимость сульфата кальция (гипс и ангидрит) наблюдается в 15%-ном солевом растворе, где она в 4 раза выше, чем в пресной воде. Однако эта тенденция снижается по мере насыщения раствора. Известь (гидроксид кальция) также имеет более высокую растворимость при умеренной минерализации. В солевом растворе более стабильны даже полимеры. Ионная среда растворителя оказывает чрезвычайно большое влияние на химические реакции и стабильность самых различных реагентов.

 

4. Давление. При увеличении давления наблюдается увеличение растворимости газов в жидкостях, однако давление практически не влияет на растворимость жидкостей и твердых веществ. Повышенная растворимость газов наиболее важна с точки зрения химических условий в скважине, когда пластовой газ под давлением растворяется в буровом растворе. Знать относительную растворимость необходимо потому, что наименее растворимый реагент первым выпадает в осадок. Например, при смешивании хлорида кальция (это вещество с высокой растворимостью) с водой хлорид кальция распадается на ионы кальция и хлора. Если в этот же раствор добавить кальцинированную соду (вещество со средней растворимостью), она распадется на ионы натрия и карбоната, а карбонат кальция (вещество с низкой растворимостью) немедленно выпадет из раствора при реакции хорошо растворимого кальция и хорошо растворимого карбоната. Относительная растворимость может быть использована при выборе реагентов для удаления ненужных соединений из раствора. На растворимость влияют ионы различных элементов и соединений, содержащиеся в растворителе.

 

РН и кислотность

 

РН

Показатель рН используют для характеристики кислотности или щелочности растворов. рН – это отрицательный логарифм концентрации ионов водорода. Низкий показатель рН соответствует кислой среде, высокий рН – щелочной среде. Изменение одной единицы рН соответствует десятикратному изменению концентрации ионов водорода. Вода – слабый электролит, существующий в природе в виде молекул H₂O. Возможна ионизация воды в H₃O или в гидроксил-ионы (ОН). Ионизация воды – статистически редкое явление, из 556 миллионов молекул воды ионизироваться может лишь одна. В соответствии с приведенным ниже уравнением, вода находится в состоянии ионного равновесия:

 

2H₂O↔ H₃O⁺(aq) + OH^–(aq)

 

Сокращение (aq) указывает на то, что ионы растворены в воде и образован водный раствор. Так как вода может ионизировать сама себя, этот процесс называется самоионизацией. Ионное равновесие с H₃O и ОН служит основой для классификации кислот и оснований. Кислоты увеличивают концентрацию ионов водорода (Н⁺) при растворении в воде, увеличивая тем самым концентрацию [Н3О⁺]. Концентрация различных ионов обозначается химической формулой в квадратных скобках; например, [H⁺] обозначает концентрацию ионов водорода.

 

Выражение для ионного равновесия при самоионизации выглядит следующим образом:

 

K_w = [H⁺][OH^-]

 

Выражение данного типа часто используется для описания равновесия между родственными химическими соединениями. Символ K_w обозначает константу химического равновесия, подстрочный символ «w» в данном случае обозначает воду. При Т= +25°C, Kw = l,0 x 10^–14. K_w зависит от температуры (с увеличением температуры увеличивается K_w) и концентрации ионов в растворе (минерализации). Константа K_w, являясь произведением [H⁺] и [OH^-], остается неизменной при постоянной температуре. В рН-нейтральном растворе концентрация [H⁺] равна концентрации гидроксида [OH^-], следовательно, концентрация [Н⁺] и [OH^-] равна 1,0 х 10^-7, а уровень рН раствора равен 7,0. При увеличении [H⁺] происходит снижение [OH^-], раствор становится более кислотным. И наоборот, при увеличении [OH^-] снижается [H⁺], а раствор становится более щелочным.

Ионы Н⁺(aq) и ОН^-(aq) всегда присутствуют в водном растворе и находятся в равновесии с растворителем. Н⁺(aq) и ОН^-(aq) могут реагировать с другими ионами, влияя на их концентрацию в растворе. Поэтому концентрация ионов Н⁺(aq) и ОН^-(aq) различается между собой по виду ионов. Показатели рН и рОН определяются как

 

pH = - log [H⁺]

pOH = - log [OH^–]

 

Соотношение между рН и рОН находится вычислением отрицательного логарифма (выраженного символом «р») K_w, что дает

 

pK_w = -log K_w = -log [H⁺] -log [OH^–]

 

Используя данные выше определения рН и рОН, можно обнаружить, что при Т = +25°C:

 

pK_w = pH + pOH

так как K_w = l,0 x 10^–14, тогда

pK_w = - log K_w = 14, что дает

pH + pOH = 14

На рис. 9 показано кислотно-щелочное отношение с уровнями рН.

 

Следует запомнить, что низкий уровень рН соответствует кислотам, а низкий уровень рОН – основаниям. Изменение одной единицы рН или рОН соответствует изменению молярной концентрации в десять раз. Раствор с рН = 2 не является в два раза более кислым, чем раствор с рН = 4; он в 100 раз кислее раствора с рН = 4.

 

Помните, что величина Kw зависит от температуры и концентрации ионов (минерализации раствора), поэтому уровень рН, измеренный электронным рН-метром, не будет соответствовать действительности, если в прибор не введена поправка по температуре раствора и концентрации солей. Для измерения рН в растворах с высокой концентрации солей может потребоваться специальный компенсирующий прибор.

 

Как обсуждалось ранее, при растворении в воде NaCl (нейтральная соль, образующаяся при реакции сильной кислоты с сильным основанием), ионы Na⁺ не сочетаются с ионами OH^- (со снижением рН), т.к. NaOH – это сильное основание. Аналогичным образом ионы Cl^- не сочетаются с ионами H⁺ (с увеличением рН), т.к. HCl – сильная кислота. В результате в растворе остаются как ионы H⁺, так и OH^-, а уровень рН остается нейтральным. Если же соль содержит катион сильного основания и анион сильной кислоты, раствор будет оставаться нейтральным. Однако если соль содержит катион сильного основания и анион слабой кислоты, раствор будет щелочным (с высоким рН), как в случае с кальцинированной содой (Na₂CO₃). И наоборот, если соль содержит катион слабого основания и анион сильной кислоты, раствор будет кислотным (с низким рН). Разумеется, при добавлении в нейтральный раствор кислоты рН снизится, а при добавлении основания – возрастет.

Щелочность

Щелочное титрирование применяется для определения концентраций OH^–,

HCO3^– и CO3^2– путем измерения количества кислоты, необходимого для снижения рН. Бораты, силикаты, фосфаты, сульфаты и органические кислоты (например, лигнит) также могут титрироваться по уровню щелочности. Щелочность – это мера силы основания, определяемая количеством кислоты, необходимой для реакции с образованием соли. При работе с буровыми растворами щелочность по фенолфталеину (Р) измеряется в миллилитрах 0,02N H₂SO₄ (для буровых растворов на водной основе), необходимой для титрирования одного миллилитра фильтрата (Рf) или бурового раствора (Pm) для снижения рН до 8,3. Щелочность и рН – не одно и то же, хотя обычно уровни щелочности и рН изменяются в одном направлении. Зависимость между уровнями щелочного титрирования и рН можно продемонстрировать на примере добавления в чистую воду сильного основания, такого как каустическая сода. Значения щелочности и рН сведены в Табл. 7. Однако, благодаря присутствию HCO3^–, CO3^2–, а также кальция и магния в буровых растворах и промысловой технической воде, прямой зависимости между щелочностью и рН нет.

 

рН	NaOH (фунт/баррель)	Pf (cc 0,02N H2SO4)	OH- (ppm)
	0,0000014	0,000005	0,0017
	0,000014	0,00005	0,017
	0,00014	0,0005	0,17
	0,0014	0,005	1,7
	0,014	0,05
	0,14	0,5
	1,4

 

Табл. 7. рН и щелочность пресной воды.

 

В таблице показано, как малая концентрация каустической соды (NaOH) в пресной воде приводит к относительно высокому уровню рН и щелочности фильтрата. Для наблюдения влияния более сложной ионной среды, сравните количество каустической соды, необходимой для увеличения рН в морской воде (см. Табл. 10). Измерения щелочности ((Pf, Mf и т.д.) используются для подсчета концентрации гидроксила, бикарбоната и карбоната согласно методике API 13B-1, Section 8, Table 8.1, и описанию в главе «Исследования буровых растворов». Так как при использовании органических кислот или органических солей (таких как лигнит или ацетат) измерение Mf может оказаться ненадежным показателем загрязнения раствора бикарбонатами, применяют альтернативный метод измерения рН и Pf для подсчета концентрации карбонатов и бикарбонатов. Этот метод помогает обнаружить загрязнение бурового раствора углекислым газом, бикарбонатом и карбонатом. Кроме того, метод позволяет инженеру по буровым растворам получить более четкое представление о состоянии раствора в сравнении с простым измерением рН.

 

 

Кислоты, основания и соли

 

Кислоты можно охарактеризовать как вещества кислые на вкус, выделяющие пузырьки при реакции с карбонатами, вызывающие посинение лакмусового красного индикатора, вступающие в реакции с основаниями и некоторыми металлами с образованием солей. Все кислоты содержат атомы водорода. Кислоты подразделяются на «сильные» и «слабые» в зависимости от концентрации ионов водорода (H⁺) вследствие ионизации.

Основания – это горькие на вкус и «скользкие» на ощупь вещества, вызывающие посинение красной лакмусовой бумажки, вступающие в реакцию с кислотами с образованием солей. При реакции оснований с карбонатами пузырьки не выделяются. При реакции между кислотой и основанием образуется соль. В зависимости от количества молекул, диссоциирующих в растворе на гидроксил-ионы (OH^-), основания подразделяются на сильные и слабые.

И кислоты, и основания могут быть сильными и слабыми, в зависимости от составляющих их элементов и их валентности.

Соли представляют собой сочетания аниона (отрицательно заряженного иона) кислоты и катиона (положительно заряженного иона) основания. Соль может быть как нейтральной, так и кислотной или щелочной, в зависимости от силы составляющих ее ионов или групп ионов. Как подчеркивалось ранее, сочетание слабой кислоты и сильного основания даст щелочную соль, а сочетание сильной кислоты и слабого основания – кислотную соль. При реакции сильной кислоты с сильным основанием образуется нейтральная соль. В Табл. 8 перечислены кислоты, основания и соли, широко применяющиеся в приготовлении буровых растворов.

 

Химическое название	Общеупотребительное название	Формула	Тип
Хлороводородная кислота	Соляная кислота	HCl	Сильная кислота
Серная кислота	-	H2SO4	Сильная кислота
Азотная кислота	-	HNO3	Сильная кислота
Фосфорная кислота	-	H3PO4	Средняя кислота
Углекислота	-	H2CO3	Слабая кислота
Лимонная кислота	-	H3C6H5O7	Слабая кислота
Гидроксид натрия	Каустическая сода	NaOH	Сильное основание
Гидроксид калия	Едкое кали	KOH	Сильное основание
Гидроксид магния	-	Mg(OH)2	Основание
Карбонат натрия	Кальцинированная сода	Na2CO3	Слабое основание
Гидроксид кальция	Гашеная известь	Ca(OH)2	Сильное основание
Оксид кальция	Негашеная известь	CaO	Сильное основание
Хлорид натрия	Каменная (поваренная) соль	NaCl	Соль
Хлорид калия	Поташ	KCl	Соль
Хлорид кальция	-	CaCl2	Соль
Сульфат кальция	Ангидрит, безводный гипс	CaSO4(*2H2O)	Соль

 

Буферные растворы

Некоторые растворы называют буферными из-за их способности сопротивляться резким изменениям рН при добавлении кислот и оснований. Множество нефтепромысловых жидкостей и добавок к буровым растворам являются буферными растворами. В основном такие растворы состоят из слабой кислоты и содержащей тот же самый анион соли, либо слабого основания и содержащий тот же самый катион соли. Буферное действие раствора, состоящего из слабой кислоты и ее соли, обусловлено тем, что (1) добавленное основание реагирует со слабой кислотой, образуя дополнительные общие ионы, (2) добавленная кислота реагирует с общим ионом, образуя слабую кислоту. Примером слабой кислоты является угольная кислота (H2CO3). Пример слабого основания – гидроксид аммония (NH4OH). Если небольшое количество сильной кислоты, например HCl, добавить в пресную воду или в слабый раствор кислоты в воде, концентрация ионов водорода (Н+) воды или раствора заметно возрастет. Если это же малое количество кислоты добавить в буферный раствор слабой кислоты и ее растворимой соли, увеличение рН будет таким незначительным, что на практике им можно пренебречь. Анионы соли слабой кислоты связывают ионы H+ по мере поступления этих ионов в раствор. Анионы слабой кислоты реагируют с ионами водорода, образуя все большее количество слабой кислоты. В результате концентрация ионов водорода меняется лишь незначительно, оказывая очень небольшое влияние на уровень рН. Это явление часто наблюдается при титрировании кислотой до конечной точки при определении щелочности. В растворах с большим содержанием карбонатов, бикарбонатов и гидроксидов, как только из карбонатов образовались бикарбонаты, формируется сопротивляющийся изменениям рН буферный раствор. Для приготовления буфера к критичным по рН буровым растворам используют триэтаноламин, известь и оксид магния. Использование буферных растворов способствует поддержанию стабильных параметров буровых растворов и повышает их сопротивляемость загрязнению самыми разнообразными веществами.

 

Электролиты

Вещества, водные растворы которых проводят электрический ток, называются электролитами. Электролиты содержат как положительно, так и отрицательно заряженные ионы. Электролитами являются все растворы ионных соединений. Все кислоты, основания и соли – электролиты. Электровалентные соединения образуются в результате передачи электронов (ионные связи), во время которой формируются положительно и отрицательно заряженные ионы. Все образующиеся при этом твердые соединения (соли и гидроксиды) имеют ионную кристаллическую решетку. Это означает, что ионы формируются во время формирования самого электровалентного соединения. Ионы существовали еще перед тем, как данное соединение растворилось в воде. При растворении электровалентного соединения ионная кристаллическая решетка разрушается и ионы диссоциируют в растворе; воде же лишь выступает в роли простого растворителя. Ниже приведены типовые уравнения, иллюстрирующие диссоциацию ранее образованных ионов:

 

Соль: NaCl = Na⁺ + Cl^–

(см. Рис. 6)

Известь: Ca(OH)₂ = Ca²⁺ + 2OH^–

 

Так как способность раствора проводить электрический ток зависит от присутствия в нем ионов, можно сделать вывод о том, что растворы с хорошими электропроводными свойствами имеют высокую концентрацию ионов (являются полностью ионизированными), а растворы с плохой электропроводностью содержат низкую концентрацию ионов (являются не полностью ионизированными). Полностью ионизированные электролиты называют сильными электролитами, не полностью ионизированные растворы называют слабыми электролитами. За небольшим исключением, все соли – сильные электролиты. Большинство гидроксидов, за исключением гидроксида Mg²⁺, - сильные электролиты; они классифицируются так же как и сильные основания. Кислоты HCl, H₂SO₄, HNO₃ – сильные электролиты, следовательно они – сильные кислоты. Большинство других электролитов – умеренно слабые, соответственно они являются слабыми кислотами. Пресная вода – слабый электролит. Ее электропроводные свойства слабее, чем у солевых растворов.

 

Осмос

Осмос – это явление, возникающее когда два раствора со значительно отличающейся концентрацией растворенного в них вещества (минерализацией) отделены полупроницаемой мембраной. При осмосе наблюдается движение растворителя (воды) через мембрану из раствора с низкой минерализацией (т.е. концентрацией растворенного в воде вещества) в раствор с высокой минерализацией. Таким образом, при осмосе происходит выравнивание концентрации растворенного в двух растворах вещества (выравнивание минерализации или солености раствора). Движущие силы осмоса – разница в концентрациях растворенного вещества и свойства полупроницаемой мембраны. «Активность» раствора зависит от давления паров или «относительной влажности», так же как и от концентрации растворенного в растворе вещества (т.е. солености раствора). Активность воды равна 1,0; чем выше соленость раствора, тем ниже его активность. При проходке неустойчивых глин желательно, чтобы активность бурового раствора и пласта была приблизительно одинаковой, что позволяет избежать поглощения пластом воды из бурового раствора. Растворы на водной или синтетической основе могут отдавать воду из водной эмульсии (обычно этим характерен солевой раствор на основе хлорида кальция), при условии, что осмотическая активность такого раствора выше активности пласта.

 

Титрирование

Титрирование – это один из видов исследований при проведении химического анализа буровых растворов. Титрирование представляет собой процедуру, в которой стандартные растворы с заранее известной концентрацией (N₁) используются для определения неизвестной концентрации (N₂) в пробе измеренного объема (V₂). Основное уравнение данного вида количественного анализа имеет следующий вид:

 

V₂ x N₂ = V₁ x N₁

 

Решая уравнение, находим N₂:

 

 

Если известен объем пробы (V2), для определения неизвестной концентрации пробы (N2) необходимо использовать индикатор и титрировать пробу раствором с известной концентрацией (N1), измеряя объем раствора (V1), необходимый для достижения конечной точки титрирования. Подробное описание методов титрирования приведены в главе «Исследование свойств буровых растворов», где идет речь о количественных измерениях при помощи стандартных растворов для определения наиболее распространенных химреагентов. При выполнении титрирования необходимо строгое соблюдать методические рекомендации и инструкции по проведению работ. Приведенные в указанной главе формулы помогут инженерам при выполнении необходимых расчетов обойтись без перевода единиц измерений из одной системы в другую.

 

Индикаторы

Химические вещества, которые служат для определения конечной точки титрирования, называют индикаторами. Индикаторы – это соединения, которые меняют свой цвет либо при изменении уровня рН, либо при изменении концентрации какого-либо вещества. Изменение цвета индикаторов на кислотной основе имеет место только при определенном значении рН. Различные индикаторы могут менять цвет при погружении в кислотную, нейтральную или щелочную среду. Существуют химические индикаторы, меняющие цвет в присутствии кальция, хлорида магния или бромидов. В Табл. 9 перечислены наиболее распространенные индикаторы, используемые при исследовании химических свойств буровых растворов методом титрирования, и изменения цветов индикаторов в различных условиях.

 

Индикатор	Первоначальный цвет	Измененный цвет	Титрирование	Титрирующее вещество
Фенолфталеин	Розовый/красный: рН>8,3	Бесцветный: рН<8,3	Pm Pf Pom	Серная к-та
Метилоранж/бромкрезол зеленый	Зеленый: рН>4,3	Желтый: рН<4,3	Mf	Серная к-та
Метилоранж	Желтый/оранжевый: рН>4,3	Розовый/красный: рН<4,3	Mf	Серная к-та
Бромкрезол зеленый	Синий: рН>3,8	Желтый: рН<3,8	--	Серная к-та
Тимолфталеин	Бесцветный: рН<9,5	Синий: рН>9,5	--	Каустический р-р
Метиловый красный	Желтый: рН>5,4	Розовый/красный: рН<5,4	PHPA*	Серная к-та
Calmagite, manver или черный erio black T	Винно-красный: Присутствие Ca2+ и Mg2+	Синий/лиловый: Отсутствие Са2+ и Mg2+	Общая жесткость	Станд. версенат (0,01 m EDTA)
CalVer II или Calcon	Винно-красный: Присутствие Ca2+	Синий/лиловый: Отсутствие Ca2+	Кальций	Станд. версенат (0,01 m EDTA)
Р-р хромата калия	Желтый	Оранж./красный: Избыток AgNO3	Хлориды	Р-р нитрата серебра

 

* PHPA – частично гидролизованный полиакриламид

 

Табл. 9. Наиболее распространенные индикаторы.

 

Концентрация растворов

 

Моляльность (m). Мольный раствор – это раствор, содержащий один моль растворенного вещества на один килограмм растворителя. Таким образом, 1 m (1-мольный) раствор NaOH – это 40 г NaOH на 1 000 г воды.

Молярность (М). Раствор, содержащий один моль растворенного вещества на один литр раствора называют молярным. Следовательно, 0,1 М (0,1-молярный) раствор HCl – это раствор соляной кислоты, в котором содержится 1/10 моля или 3,646 г соляной кислоты на один литр раствора. Если известна нормальность (N) раствора (см. ниже), можно вычислить и молярность (М) раствора делением нормальности на суммарную положительную валентность:

 

Молярность = Нормальность / Чистая положительная валентность

 

Нормальность (N). Раствор с нормальностью 1,0 (N) – это раствор, в котором содержится 1 г/экв. веса вещества на один литр раствора. Нормальность такого раствора записывается как 1,0 N. Например, 1,0 N раствор HCl будет содержать 36,5 г растворенного вещества на один литр раствора. Таким же образом, 1,0 N раствор H2SO4 содержит 49 г растворенного вещества на один литр раствора. Если известна молярность (М) раствора, нормальность (N) вычисляется умножением молярности растворенного вещества на суммарную положительную валентность:

 

Нормальность = Молярность х Чистая положительная валентность

 

Миллиграммы на литр (мг/л). Концентрация в миллиграммах на литр – это отношение веса к объему. В растворе с концентрацией 100 мг/л содержится 100 мг растворенного вещества в одном литре раствора. Концентрацию в миллиграммах на литр зачастую путают с концентрацией в частях на миллион (промилле), а это – весовое отношение. Концентрацию в миллиграммах на литр можно преобразовать в концентрацию в промилле, если известна плотность жидкости, путем деления концентрации в мг/л на удельный вес раствора.

Части на миллион, промилле (ppm). Промилле (сокращенно ppm) – это концентрация по весу одного их химических веществ, выраженная в миллионных долях общего веса. Промилле обычно используют для измерения малых концентраций. Промилле – это то же, что и десятичная весовая доля, умноженная на один миллион (1 000 000), или процент веса, умноженный на 10 000. Например, насыщенный солевой раствор содержит 26% соли от веса раствора, поэтому концентрация такого раствора в промилле будет равна 260 000 ppm (26 х 10 000 = 260 000). Концентрацию в промилле можно вычислить непосредственно по результатам титрирования, для этого концентрацию в мг/л надо разделить на удельный вес раствора.

Эквивалентные части на миллион (EPM). EPM – единица веса растворенного вещества на один миллион единиц веса раствора. EPM растворенного вещества в растворителе равна концентрации промилле, разделенной на эквивалентный вес.

 

Концентрация*	Вес растворенного в-ва	Вес растворителя	Объем раствора	Вес раствора
1 m (мольный)	1 г моль	1 000 г	--	1 г моль + 1 000 г
1 М (молярный)	1 г моль	--	1 л	--
1 N (нормальный)	1 г/экв.	--	1 л	--
100 000 мг/л	100 000 мг	--	1 л	--
100 000 ppm	100 000 мг	900 000	--	1 000 г

 

Табл. 10. Концентрация раствора.

 

*Стандартного начального объема растворителя не существует. Удельный вес растворенного вещества либо прибавляется к удельному весу растворителя, либо некоторый объем растворителя добавляется до получения требуемого объема раствора.

Пример: для простого раствора хлорида натрия с удельным весом 1,148 г/см³ объемом 1 000 см³, который содержит 230 г растворенной соли, требуется рассчитать:

а) состав в процентах веса

b) состав в процентах объема

c) мольность

d) молярность

e) нормальность

f) концентрация хлорида натрия в мг/л

g) концентрация хлорида натрия в ppm

h) концентрация EPM

i) весовое отношение NaCl к H₂O, (фунт/фунт)

 

Общий вес р-ра = 1 000 см³ x 1,148 г/см³ = 1 148 г

Вес воды = общий вес р-ра – вес соли = 1 148 - 230 = 918 г

 

a) Состав в % веса:

%веса NaCl = (230 ÷ 1 148) x 100 = 20,0%

%веса H₂O = (918 ÷ 1 148) x 100 = 80,0%

b) Состав в % объема:

У.в. пресной воды (Т=20°C) = 0,998 г/см³

Объем пресной воды = (918 ÷ 0,998) = 920 см³

% объема воды = (920 ÷ 1 000) x 100 = 92%

Объем хлорида натрия = 1 000 - 920 = 80 см³

% объема хлорида натрия = (80 ÷ 1 000) x 100 = 8%

c) Мольность – число молей растворенного вещества на килограмм растворителя:

Молекулярный вес хлорида натрия: 58,44

Грамм-молей NaCl = (230 ÷ 58,44) = 3,94

Так как в растворе только 918 г воды, а не 1 кг (1 000 г), в расчет грамм-молей необходимо внести поправку на 1 кг.

Мольность = 3,94 x (1 000 ÷ 918) = 4,287 грамм-молей NaCl на кг

d) Молярность – число молей растворенного в-ва на 1 литр растворителя:

Согласно пункту c), число грамм-молей равно 3,94 NaCl в первоначальном растворе объемом 1 000 см³ (1-l).

Молярность = 3,94 грамм-молей/литр

e) Нормальность – грамм-эквивалент веса на литр раствора:

Так как суммарная положительная валентность хлорида натрия равна 1, нормальность будет равна по величине молярности.

Нормальность = 3,94 грамм-эквивалентов веса/литр

f) Концентрация хлорида натрия в мг/л:

Так как 230 г (230 000 мг) хлорида натрия растворены в 1 000 см³ раствора (1-1):

мг/л хлорида натрия = 230 000 мг ÷ 1 l = 230 000 мг/л

g) Концентрация хлорида натрия в ppm— весовое отношение х 1 000 000:

ppm хлорида натрия = (230 ÷ 1 148) x 1 000 000 = 200 350 ppm

h) Концентрация в EPM — концентрация ppm, разделенная на эквивалентный вес:

EPM хлорида натрия = (200 350 ÷ 58,44) = 3 428 EPM

i) Весовое отношение NaCl к H₂O:

Вес NaCl в граммах ÷ вес H₂O в граммах = (230 ÷ 918) = 0,2505