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 mр-р:
(3.1)
где 0 < ω(А) < 1, а масса раствора может быть определена:
mр-р= m(A) + m(B) или mр-р.= Vр-р[см3] × r 
,
где Vр-р – объем раствора, [ см3 ]; rр-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] = mр-р [г]× w (А) = Vр-р. [см3]× rр-р [ г/см3 ] × ω (А)
m (B) [г] = mр-р [г] – m (A) [г] = mр-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 Vр-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 ] × Vр-р[дм3],
и m(A) [г] = c(A) [ моль/дм3 ]× Vр-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 ] ×Vр-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 ]
ρр-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 Vр-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 Vр-р, [ см3 ]:
Т = 
, (3.9)
Титр раствора показываетмассу растворенного вещества в 1 см3 раствора.
