главнаяреклама на сайтезаработоксотрудничество База знаний Allbest
 
 
Сколько стоит заказать работу?   Искать с помощью Google и Яндекса
 


Понятие о растворах. Процесс растворения. Растворимость веществ

Растворы и их классификация, растворимость веществ. Концентрация растворов и способы ее выражения. Концентрация растворов и способы её выражения. Равновесие в растворах. Виды и типы химических реакций. Понятие о титровании. Методы количественного анализа.

Рубрика: Химия
Вид: курсовая работа
Язык: русский
Дата добавления: 21.03.2012
Размер файла: 1,2 M

Полная информация о работе Полная информация о работе
Скачать работу можно здесь Скачать работу можно здесь

рекомендуем


Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже.

Название работы:
E-mail (не обязательно):
Ваше имя или ник:
Файл:


Cтуденты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны

Подобные работы


1. Растворы
Природа растворяемого вещества и растворителя. Способы выражения концентрации растворов. Влияние температуры на растворимость газов, жидкостей и твердых веществ. Факторы, влияющие на расторимость. Связь нормальности и молярности. Законы для растворов.
лекция [163,9 K], добавлена 22.04.2013

2. Общие свойства растворов
Определение растворов, их виды в зависимости от агрегатного состояния растворителя, по величине частиц растворенного вещества. Способы выражения концентрации. Факторы, влияющие на растворимость. Механизм растворения. Закон Рауля и следствие из него.
презентация [163,9 K], добавлена 11.08.2013

3. Титриметрические методы анализа
Классификация методов титриметрического анализа. Посуда в титриметрическом анализе и техника работы с ней. Способы выражения концентрации растворов. Взаимосвязь различных способов выражения концентрации растворов. Молярная концентрация эквивалента.
реферат [40,8 K], добавлена 23.02.2011

4. Растворы
Физические свойства воды, дипольный момент молекулы. Механизм образования растворов. Влияние давления, температуры и электролитов на растворимость веществ. Тепловая теорема Нернста. Главные способы выражения состава растворов. Понятие о мольной доле.
реферат [741,2 K], добавлена 23.03.2013

5. О растворах
Растворы как твердые или жидкие гомогенные системы переменного состава, состоящие из двух или более компонентов, их классификация и типы, способы выражения концентрации. Термодинамика процессов растворения. Коллигативные свойства растворов электролитов.
контрольная работа [54,4 K], добавлена 19.02.2011

6. Растворы и растворители
Классификация и особенности растворов и растворителей. Участие растворителей в кислотно-основном взаимодействии и их результаты. Протеолитическая теория кислот и оснований. Способы выражения концентрации растворов. Буферные растворы и вычисление их pH.
реферат [27,6 K], добавлена 23.01.2009

7. Виды растворов
Раствор как гомогенная система, состоящая из двух или более компонентов, имеющих молекулярную, ионную или атомную степень раздробленности, его виды. Массовая и молярная доля. Примеры вычисления концентрации раствора. Растворимость твердых веществ в воде.
презентация [187,8 K], добавлена 01.05.2014

8. Растворимость малорастворимых соединений
Равновесие в насыщенных растворах малорастворимых соединений. Расчет растворимости осадков с учетом одновременного влияния различных факторов. Влияние комплексообразования на растворимость солей и определение ее зависимость от ионной силы раствора.
контрольная работа [1,2 M], добавлена 10.11.2014

9. Теория растворов
Растворимость газов и твердых тел в жидкостях. Коллигативные свойства разбавленных растворов неэлектролитов и в случае диссоциации. Понятие осмотического давления. Совершенные и реальные растворы: характеристика и уравнения. Закон распределения.
лекция [365,9 K], добавлена 28.02.2009

10. Растворимость солей в неводных растворителях
Применение неводных растворителей в лабораторно-заводской практике. Понятие растворимости, определение численных характеристик. Растворимость твердых веществ и газов в жидкости. Взаимная растворимость жидкостей. Требования, предъявляемые к растворителям.
курсовая работа [1,2 M], добавлена 25.11.2014


Другие работы, подобные Понятие о растворах. Процесс растворения. Растворимость веществ

Страница:  1   2 


Размещено на http://www.allbest.ru/

Понятие о растворах. Процесс растворения. Растворимость веществ

В аналитической химии качественное и количественное определение веществ проводится преимущественно в растворах. Раствор - смесь, в которой частицы какого-либо твердого, жидкого, газообразного вещества равномерно распределены между молекулами жидкого вещества. Растворами называются гомогенные системы, состоящие из двух или более компонентов, состав которых может непрерывно меняться в определенных пределах. Компоненты растворов подразделяют на растворитель и растворенные вещества. Обычно растворителем считают то вещество, которое в чистом виде существует в том же агрегатном состоянии, что и образовавшийся раствор. Если до образования раствора оба вещества находились в одном и том же агрегатном состоянии, растворителем считается то вещество, которое находится в большем количестве.

Растворы бывают жидкими, твердыми и газообразными.

Жидкие растворы - это растворы солей, сахара, спирта в воде. Кровь, лимфа, моча - тоже жидкие растворы. Жидкие растворы могут быть водными и неводными. Водные растворы - это растворы, в которых растворителем является вода. Неводные растворы - это растворы, в которых растворителями являются органические жидкости (бензол, спирт, эфир и т.д.).

Твердые растворы - сплавы металлов.

Газообразные растворы - воздух и другие смеси газов.

Растворы, их классификация

По величине частиц растворенного вещества различают взвеси, коллоидные и истинные растворы.

При смешивании некоторых веществ (глины, керосина) с водой образуются не растворы ,а мутные смеси, которые называются взвесями.

Взвеси или грубодисперсные растворы - малоустойчивые системы, частицы в них очень велики по сравнению с размерами молекул, эти системы непрочны, и распределенное вещество сравнительно быстро оседает или поднимается вверх. В зависимости от агрегатного состояния распределенного вещества взвеси подразделяются на суспензии и эмульсии. Суспензии образуются при распределении твердых частиц в жидкости (Пример суспензий- смесь глины с водой., а эмульсии состоят из двух несмачивающихся (расслаивающихся) жидкостей.( Например, эмульсии образуются при взбалтывании бензина, масла с водой. ) Суспензии и эмульсии с течением времени отстаиваются.

Промежуточное положение между взвесями и молекулярными растворами занимают коллоидные системы. При неизменных внешних условиях коллоидные растворы достаточно устойчивы.

Истинные или молекулярные растворы, обычно просто растворы, очень устойчивы, не разделяются при сколь угодно долгом стоянии.

Название раствора

Частицы

Размер частиц,см

Взвеси

Более 10-4

Коллоидный

Макромолекулы или агрегаты молекул

10-6-10-4

Истинный

Молекулы или ионы

Менее 10-6

По количеству растворенного вещества в определенном количестве растворителя различают: разбавленные, концентрированные и насыщенные

Растворимость веществ

Способность вещества растворяться в воде или другом растворителе называется растворимостью. Количественной характеристикой растворимости является коэффициент растворимости, который показывает, какая максимальная масса вещества может раствориться в 1000 или 100 г воды при данной температуре. Растворимость вещества зависит от природы растворителя и вещества, от температуры и давления (для газов). Растворимость твердых веществ в основном увеличивается при повышении температуры. Растворимость газов с повышением температуры уменьшается, но при повышении давления увеличивается.

По растворимости в воде вещества делят на три группы:

1. Хорошо растворимые (р.). Растворимость веществ больше 10 г в 1000 г воды. Например, 2000 г сахара растворяется в 1000 г воды, или в 1 л воды.

2. Малорастворимые (м.). Растворимость веществ от 0,01 г до 10 г вещества в 1000 г воды. Например, 2 г гипса (CaS04 * 2Н20) растворяется в 1000 г воды.

3. Практически нерастворимые (н.). Растворимость веществ меньше 0,01 г вещества в 1000 г воды. Например, в 1000 г воды растворяется 1,5 * 10_3 г AgCl.

При растворении веществ могут образоваться насыщенные, ненасыщенные и пересыщенные растворы.

Насыщенный раствор - это раствор, который содержит максимальное количество растворяемого вещества при данных условиях. При добавлении вещества в такой раствор вещество больше не растворяется.

Ненасыщенный раствор -- это раствор, который содержит меньше растворяемого вещества, чем насыщенный при данных условиях. При добавлении вещества в такой раствор вещество еще растворяется.

Иногда удается получить раствор, в котором растворенного вещества содержится больше, чем в насыщенном растворе при данной температуре. Такой раствор называется пересыщенным. Этот раствор получают при осторожном охлаждении насыщенного раствора до комнатной температуры. Пересыщенные растворы очень неустойчивы. Кристаллизацию вещества в таком растворе можно вызвать путем потирания стеклянной палочкой стенок сосуда, в котором находится данный раствор. Этот способ применяется при выполнении некоторых качественных реакций.

Растворимость вещества может выражаться и молярной концентрацией его насыщенного раствора.

Скорость процесса растворения зависит от растворяемых веществ, состояния их поверхностей, температуры растворителя и концентрации конечного раствора.

Не следует смешивать понятия « насыщенный» и «разбавленный» раствор. Например, насыщенный раствор хлорида серебра (1.5*10-3г/л) явл. весьма разбавленным, а ненасыщенный р-р сахара(1000г/л)- концентрированным.

Название раствора

Характеристика

Разбавленный

Содержит очень мало растворенного вещества

Концентрированный

Содержит много растворенного вещества

Насыщенный

Раствор, в кот. при данной температуре данное вещество больше не растворяется

Концентрация растворов и способы ее выражения

Согласно современным представлениям, количественный состав раствора можно выражать как с помощью безразмерных величин, так и величин имеющих размерность. Безразмерные величины обычно называют долями. Известны 3 вида долей: массовая (щ), объемная (ц), молярная (ч)

Массовая доля растворенного вещества - это отношение массы растворенного вещества X к общей массе расвора:

щ (Х) = т(Х)/т

где щ(Х) - массовая доля растворенного вещества X, выраженная в долях единицы; т(Х) -- масса растворенного вещества X, г; т - общая масса раствора, г.

Если массовая доля растворенного хлорида натрия в растворе равна 0,03, или 3 % , то это означает, что в 100 г раствора содержится 3 г хлорида натрия и 97 г воды.

Объемная доля вещества в растворе - отношение объема растворенного вещества к сумме объемов всех веществ, участвующих в образовании раствора (до их смешения)

ц(Х)= V(Х)/ ?V

Молярная доля вещества в растворе - это отношение количества вещества к сумме количеств всех веществ, находящихся в растворе.

ч(Х)=п(Х)/ ?п

Из всех видов долей в аналитической химии чаще всего используют массовую долю. Объемную долю обычно применяют для растворов газообразных веществ и жидкостей( в фармации для растворов этилового спирта) Численное значение выражается в долях единицы и находятся в пределах от 0(чистый растворитель) до 1(чистое вещество. Как известно, сотая часть единицы называется процентом. Процент - это не единица измерения, а всего лишь синоним понятия «одна сотая». Н-р, если массовая доля NaOH в некотором растворе равна 0,05, то вместо пяти сотых можно использовать величину 5%. Проценты не могут быть массовыми, объемными или молярными, а могут лишь быть рассчитаны по массе, объему или количеству вещества.

Массовую долю можно выражать также в процентах.

Н-р, 10%-ный раствор едкого натра содержит в 100г раствора 10г NaOH и 90г воды.

Смас(Х) = т(Х)/тсм·100 %.

Объемный процент - процентная доля объема вещества, содержащаяся в общем объеме смеси. Указывает количество миллилитров вещества в 100 мл объема смеси.

Соб%= V/ Vсм * 100

Зависимость между объемом и массой раствора (т) выражается формулой

m = с * V,

где с - плотность раствора, г/мл; V - объем раствора, мл.

К размерным величинам, используемым для описания количественного состава растворов, относят концентрацию вещества в растворе ( массовую, молярную) и моляльность растворенного вещества .Если раньше концентрациями вещества называли любые способы описания количественного состава раствора, то в наши дни это понятие стало более узким.

Концентрация-это отношение массы или количества растворенного вещества к объему раствора. Т.о., массовая доля - это, согласно современнму подходу, уже не концентрация и называть ее процентной концентрацией не следует.

Массовой концентрацией называют отношение массы растворенного вещества к объему раствора. Обозначают данный вид концентрации как г(Х),с(Х) или чтобы не перепутать с плотностью раствора, с*(Х)

с*(Х)=m(X)/Vp

Единицей измерения массовой концентрации является кг/м3 или , что то же самое, г/л. Массовая концентрация, имеющая размерность г/мл, называется титром раствора

Т= m(X)/Vp

Молярная концентрация - С(Х) - представляет собой отношение количества растворенного вещества (моль) к объему раствора (1л) Рассчитывается как отношение количества вещества п (X), содержащегося в растворе, к объему этого раствора V:

С(Х) = п(Х)/ Vp= т(Х)/М(Х)V

где т(Х) - масса растворенного вещества, г; М(Х) - молярная масса растворенного вещества, г/моль. Молярную концентрацию выражают в моль/дм3 (моль/л). Чаще всего применяется единица измерения моль/л. Если в 1 л раствора содержится 1 моль растворенного вещества, то раствор называется молярным (1 М). Если в 1 л раствора содержится 0,1 моль или 0,01 моль растворенного вещества, то раствор соответственно называется децимолярным (0,1 М), сантимолярным (0,01 М), 0.001 моль- миллимолярным (0.001М)

Единица измерения молярной концентрации- моль/м3, но на практике обычно пользуются кратной единицей - моль/л. Вместо обозначения «моль/л» можно использовать «М» (причем слово раствор писать уже не нужно) Например, 0,1 М NaOH означает тоже самое, что и С(NaOH)=0,1 моль/л

Моль - единица химического количества вещества. Моль-порция вещества (т.е. такое его количество), которое содержит столько же структурных единиц, сколько атомов содержится в 0,012 кг углерода. В 0,012 кг углерода содержится 6,02*1023 атомов углерода. И эта порция составляет 1 моль. Столько же структурных единиц содержится в 1 моль любого вещества. т.е моль - это количество вещества, содержащее 6,02*1023 частиц. Эта величина получила название постоянной Авогадро

Химическое количество любых веществ содержит одно и то же число структурных единиц. Но у каждого вещества его структурная единица имеет свою собственную массу. Поэтому и массы одинаковых химических количеств различных веществ тоже будут различны.

Молярная масса - это масса порции вещества химическим количеством 1 моль. Она равна отношению массы m вещества к соответствующему количеству вещества n

М=m/ n

В Международной системе единиц молярная масса выражается в кг/моль, но в химии чаще используют г/моль

Следует отметить. Что молярная масса численно совпадает с массами атомов и молекул (в а.е.м.) и с относительными атомными и молекулярными массами.

Формула вещества

Массы атомов и молекул (m, а.е.м)

Относительные атомные и молекулярные масс (Мr)

Молярные массы (М, г/моль)

Н2

2

2

2

Н2О

18

18

18

Fe

56

56

56

FeS

88

88

88

В отличие от твердых веществ и жидких, все газообразные вещества химическим количеством 1 моль занимают одинаковый объем (при одинаковых условиях) Эта величина наз-ся молярным объемом и обозначается

Vm=V/n

Т.к. объем газа зависит от температуры и давления, то при проведении расчетов берутся объемы газов при нормальных условиях (0?C и давлении 101,325 кПа) Установлено, что при н.у. отношение объема любой порции газа к химическому количеству газа есть величина постоянная равная 22,4 дм3/моль, т.о. Молярный объем любого газа при нормальных условиях = 22,4 дм3/моль

Связь между молярной массой, молярным объемом и плотностью (массой литра)

с= М/ Vm, г/дм3

Понятие молярная концентрация может относиться как к молекуле или формульной единице растворенного вещества, так и к его эквиваленту. С принципиальной точки зрения не важно, о чем идет речь: о концентрации молекул серной кислоты - С(Н2SO4) или « половинок молекул серной кислоты» - С(1/2 Н2SO4). Молярная концентрация эквивалента вещества раньше называлась нормальной концентрацией. Кроме того, молярную концентрацию часто называли молярностью, хотя такой термин использовать не рекомендуется (его можно перепутать с моляльностью)

Моляльность растворенного вещества представляет собой отношение количества вещества, находящегося в растворе к массе растворителя. Обозначают моляльность как m(Х), b(X),Cm(X):

Cm(X)= п(Х)/ mS

Размерность моляльности - моль/кг. Моляльность, согласно современной терминологии не является концентрацией. Её используют в тех случаях, когда раствор находится в неизотермических условиях. Изменение температуры влияет на объем раствора и приводит, тем самым, к изменению концентрации - моляльность же при этом остается постоянной.

Для количественной характеристики стандартных растворов обычно используют молярную концентрацию (вещества или эквивалента вещества

Нормальность растворов. Грамм-эквивалент.

Концентрацию растворов в титриметрическом анализе часто выражают через титр, т.е. указывают, сколько граммов растворенного вещества содержится в 1 мл раствора. Еще удобнее выражать ее через нормальность.

Нормальность называется число, показывающее, сколько грамм-эквивалентов растворенного вещества содержится в 1 л раствора.

Грамм-эквивалентом (г-экв) какого-либо вещества называется количество граммов его, химически равноценное (эквивалентное) одному грамм-атому водорода в данной реакции.

Сп = пэкв/V; Сп = z·n/V,

Где пэкв-число эквивалентов растворенного вещества, пэкв = z·n, V - объем раствора в литрах, п - число молей растворенного вещества, z·- эффективная валентность растворенного вещества

Вещество

Формула

Эффективная валентность

Количество вещества, моль

Число эквивалентов

Серная кислота

Н2SO4

2

1

2*1моль=2

Гидроксид натрия

NaOH

1

1

1*1 моль=1

Хлорид железа

FeCl3

3

1

3*1 моль=3

Гидроксид кальция

Ca(OH)2

2

1/2

2*1/» моля=1

Для нахождения грамм-эквивалента нужно написать уравнение реакции и вычислить, сколько граммов данного вещества отвечает в нем 1 грамм-атому водорода.

Например:

HCl + KOH KCl +H2O

Один грамм-эквивалент кислоты равняется одной грамм-молекуле - моль (36,46 г) HCl, так как именно это количество кислоты соответствует при реакции одному грамм-атому водорода, взаимодействующему с ионами гидроксила щелочи.

Соответственно грамм-молекула H2SO4 при реакциях:

H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O

Отвечает двум грамм-атомам водорода. Следовательно, грамм-эквивалент H2SO4 равен ? грамм-молекулы (49,04 г).

В отличие от грамм-молекулы грамм-атом это число не постоянное, а зависит от реакции, в которой данное вещество участвует.

Поскольку один грамм-атом ОН- реагирует с одним грамм-атомом Н+ и, следовательно, эквивалентен последнему, грамм-эквиваленты оснований находятся аналогично, но с той лишь разницей, что грамм-молекулы их приходится в этом случае делить на число участвующих в реакции ОН- -ионов.

Наряду с грамм-эквивалентом в аналитической химии часто пользуются понятием миллиграмм-эквивалент. Миллиграмм-эквивалент (мг-экв) равен тысячной доле грамм-эквивалента (Э:1000) и представляет собой эквивалентный вес вещества, выраженный в миллиграммах. Например, 1 г-экв HCl равен 36,46 г, а 1 мг-экв HCl составляет 36,46 мг.

Из понятия об эквиваленте как о химически равноценном количестве следует, что грамм-эквиваленты представляют собой как раз те весовые количества, которыми они вступают в реакцию друг с другом.

Растворы, содержащие 1 г-экв вещества в 1 л, называются нормальными (или однонормальными). Так, однонормальный раствор серной кислоты содержит 98,08:2 = 49,04 г H2SO4 в 1 литре.

Очевидно, что 1 мг-экв указанных веществ, составляющий 0,001 г-экв, находится в 1 мл однонормальных растворов этих веществ. Следовательно, нормальность раствора показывает, сколько грамм-эквивалентов вещества содержится в 1 литре или сколько миллиграмм-эквивалентов его содержится в 1 мл раствора. Нормальность растворов обозначается буквой н. Если в 1 л раствора содержится 1 г-экв. вещества, то такой раствор называется 1 нормальным (1 н), 2 г-экв - двухнормальным(2 н), 0.5 г-экв - полунормальным, 0.1г-экв - децинормальным(0.1н), 0.01 г-экв - сантинормальным, 0.001г-экв - миллинормальным (0.001н). Разумеется, нормальность раствора, кроме того, показывает и число миллиграмм-эквивалентов растворенного вещества в 1 мл раствора. Например, 1н р-р содержит 1 мг-экв, а 0.5 н- 0.5 мг-экв растворенного вещества в 1 мл.Приготовление нормальных растворов требует умения вычислять грамм-эквиваленты кислоты, основания или соли.

Грамм-эквивалентом называется число граммов вещества, химически равноценное (т.е. эквивалентное) одному грамм-атому или грамм-иону водорода в данной реакции.

Н-р: HCl + NaOH= NaCl+H2O

Видно, что одна грамм-молекула НСl участвует в реакции одним грамм-ионом Н+, взаимодействующим с ионом ОН-. Очевидно, в этом случае грамм-эквивалент НСl равен ее грамм-молекуле и составляет 36,46 г.Однако грамм-эквивалент кислот, оснований и солей зависят от течения реакций, в которых они участвуют. Для вычисления их пишут в каждом случае уравнение и определяют, сколько граммов вещества соответствует 1 грамм-атому водорода в данной реакции. Н-Р, молекулы ортофосфорной кислоты H3PO4 ,участвуя в реакции

H3PO4 + NaOH=NaH2PO4+ H2O

Отдает только один ион Н+ и грамм-эквивалент её равен грамм-молекуле (98,0г).В реакции

H3PO4 + 2NaOH = Na2HPO4+ 2H2O

каждая\ молекула соответствует уже двум грамм-ионам водорода. Поэтому грамм-экв. Её равен ? грамм-молекулы, т.е 98:2=49г

Наконец, молекула H3PO4 может участвовать в реакции и тремя ионами водорода:

H3PO4 + 3NaOH=Na3PO4+ 3H2O

понятно, что в этой реакции грамм-молекула H3PO4 равноценна трем грамм-ионам Н+ и грамм-эквивалент кислоты равен 1/3 грамм-молекулы, т.е. 98:3=32.67г

Грамм-экв-ты оснований также зависят от характера реакции. Вычисляя грамм-эквивалент основания, обычно делят грамм-молекулу его на число ионов ОН-, участвующих в реакции, т.к. один грамм-ион ОН- эквивалентен одному грамм-иону Н+, Поэтому исходя из уравнений

Порядок пересчета из одного вида концентрации в другой. Расчеты с использованием молярной концентрации

В большинстве случаев при расчетах с использованием молярной концентрации исходят из пропорций, связывающих молярную концентрацию и молярную массу

Где С(Х) - концентрация раствора в моль/л;М-молярная масса, г/моль; m(Х)/ - масса растворенного вещества в граммах, п (Х)- количество растворенного вещества в молях, Vp - объем раствора в литрах.. Пример, рассчитать молярную концентрацию 2 л 80 г NaOH.

С(Х) = m(Х)/М Vp; М = 40 г/моль; С(Х)= 80г/40г/моль*2л=1 моль/л

Расчеты с использованием нормальности

Где Сп - концентрация раствора в моль/л; М-молярная масса, г/моль; m(Х)/ - масса растворенного вещества в граммах, п (Х)- количество растворенного вещества в молях, Vp - объем раствора в литрах.

Концентрация растворов и способы её выражения (Химический анализ в теплоэнергетике, Москва. Издательский дом МЭИ, 2008г)

Количественные соотношения между массами реагирующих веществ выражаются законом эквивалентов. Химические элементы и их соединения вступают в химические реакции друг с другом в строго определенных массовых количествах, соответствующих их химическим эквивалентам.

Пусть в системе протекает следующая реакция:

аХ+ b Y > Продукты реакции.

Уравнение реакций можно также записать в виде

X + b/a·Y > Продукты реакции,

которое обозначает, что одна частица вещества X эквивалентна b/a частиц вещества Y.

Отношение

b/a = f (Y)

-- фактор эквивалентности, безразмерная величина, не превышающая 1. Его употребление как дробной величины не совсем удобно. Чаще используют величину, обратную фактору эквивалентности -- число эквивалентности (или эквивалентное число) z;

z(Y) =1/f(Y)

Значение z определяют по химической реакции, в которой участвует данное вещество.

Существуют два определения эквивалента:

1. Эквивалент -- это некая реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать или каким-либо другим образом быть эквивалентна одному иону водорода в реакциях кислотно-основного взаимодействия или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях.

2. Эквивалент -- условная частица вещества, в z раз меньшая, чем соответствующая ей формульная единица. Формульные единицы в химии -- это реально существующие частицы, такие, как атомы, молекулы, ионы, радикалы, условные молекулы кристаллических веществ и полимеров.

Единицей количества вещества эквивалентов является моль или ммоль (ранее г-экв или мг-экв). Необходимая для расчетов величина -- молярная масса эквивалента вещества Мэкв(Y), г/моль, равная отношению массы вещества mY к количеству вещества эквивалентов nэкв(Y):

Мэкв(Y) = mY / nэкв(Y)

так как nэкв

(Y) = zY nY

следовательно

Мэкв(Y) =МY / zY

где МY -- молярная масса вещества Y, г/моль; nY -- количество вещества Y, моль; zY -- число эквивалентности.

Концентрация вещества -- физическая величина (размерная или безразмерная), определяющая количественный состав раствора, смеси или расплава. Для выражения концентрации раствора применяются различные способы.

Молярная концентрация вещества В или концентрация количества вещества - отношение количества растворенного вещества В к объему раствора, моль/дм3,

Св = nв /Vp = mв /Мв Vp

где nв -- количество вещества, моль; Vp -- объем раствора, дм3; МB -- молярная масса вещества, г/моль; mB -- масса растворенного вещества, г.

Удобна в использовании сокращенная форма записи единицы молярной концентрации М = моль/дм3.

Употребление термина «молярность» не рекомендуется.

Молярная концентрация эквивалентов вещества В -- отношение количества эквивалентов вещества В к объему раствора, моль/дм3 ? н:

Сэкв (В)= n экв (В)/ Vp = mв /Мв Vp = mв·zв / Мв Vp

где nэкв -- количество вещества эквивалентов, моль; Мэкв -- молярная масса эквивалентов вещества, г/моль; zB -- число эквивалентности.

Применение терминов «нормальность» и «нормальная концентрация» и единиц измерения г-экв/дм3, мг-экв/дм3 не рекомендуется, как и символа N, для сокращенного обозначения молярной концентрации эквивалентов вещества.

Массовая концентрация вещества В -- отношение массы растворенного вещества В к объему раствора, г/дм3,

св = mв / Vp

Массовая доля растворенного вещества В -- отношение массы растворенного вещества В к массе раствора:

Св = mв / mр = mв/ с Vp

где mр - масса раствора, г; с -- плотность раствора, г/см3.

Употребление термина «процентная концентрация» не рекомендуется.

Молярная доля растворенного вещества В -- отношение количества этого вещества к суммарному количеству всех веществ, входящих в состав раствора, включая растворитель,

XВ= nВ / ? ni , ? ni = nВ + n1 + n2 +.....+ ni

Термин «мольная доля» применять не рекомендуется.

Моляльность вещества В в растворе -- количество растворенного вещества В, содержащегося в 1 кг растворителя, моль/кг,

Сm= nв / ms = mв / Мв· ms

где ms -- масса растворителя, кг.

Титр - Титр раствора вещества В -- концентрация стандартного раствора, равная массе вещества В, содержащегося в 1 см3 раствора, г/см3,

Тв = ms / Vp

В данное время употребление многих терминов не рекомендуется, но в практике водоподготовки и на производстве специалисты применяют именно эти термины и единицы измерения, поэтому для устранения разночтений в дальнейшем будут применяться привычные термины и единицы измерения, а в скобках указываться новая терминология.

Согласно закону эквивалентов, вещества реагируют в эквивалентных количествах:

nэкв (Х) = nэкв(Y), а nэкв(Х) = Сэкв (Х)·Vx и nэкв(Y) = Сэкв (Y)·Vy

следовательно, можно записать

Сэкв (Х)·Vx = Сэкв (Y)·Vy

где nэкв(Х) и nэкв(Y) -- количества вещества эквивалентов, моль; Сэкв(Х) и Сэкв(Y) -- нормальные концентрации, г-экв/дм3 (молярные концентрации эквивалентов вещества, моль/дм3); VX и VY -- объемы реагирующих растворов, дм3.

Допустим, что необходимо определить концентрацию раствора титруемого вещества X-- Сэкв(Х). Для этого точно отмеряют аликвоту этого раствора VX. Затем проводят реакцию титрования раствором вещества Y концентрации Сэкв(Y) и отмечают, какой объем раствора израсходован на титрование VY -- титранта. Далее по закону эквивалентов можно рассчитать неизвестную концентрацию раствора вещества X:

Равновесие в растворах. Истинные растворы и суспензии. Равновесие в системе «осадок - насыщенный раствор». Химическое равновесие

Химические реакции могут протекать таким образом, что взятые вещества полностью превращаются в продукты реакции - как говорят, реакция идет до конца. Такие реакции называются необратимыми. Пример необратимой реакции - разложение перекиси водорода:

2Н2О2 = 2Н2О + О2 ^

Обратимые реакции одновременно протекают в 2 противоположных направлениях. т.к. полученные в результате реакции продукты взаимодействуют друг с другом с образованием исходных веществ.. Например: при взаимодействии паров йода с водородом при 300 ?C образуется иодистый водород:

Н2+J2=2HJ

Однако при 300?C йодистый водород разлагается:

2HJ= Н2+J2

Обе реакции можно выразить одним общим уравнением, заменив знак равенства знаком обратимости:

Н2+J2 -2HJ

Реакция между исходными веществами называется прямой реакцией, и скорость ее зависит от концентрации исходных веществ. Химическая реакция между продуктами называется обратной реакцией, и скорость её зависит от концентрации исходных веществ. Химическая реакция между продуктами называется обратной реакцией, и скорость её зависит от концентрации полученных веществ. В начале обратимого процесса скорость прямой реакции максимальна, а скорость обратной равна нулю. По мере протекания процесса скорость прямой реакции уменьшается, т.к. концентрация взятых веществ уменьшается, а скорость обратной реакции увеличивается, поскольку увеличивается концентрация полученных веществ. Когда скорости обеих реакций станут равными, наступает состояние, называемое химическим равновесием. При химическом равновесии ни прямая, ни обратная реакции не прекращаются; обе они идут с одинаковой скоростью. Следовательно, химическое равновесие является подвижным, динамическим равновесием. На состояние химического равновесия роказывает влияние концентрация реагирующих веществ, температура,а для газообразных веществ -давлениев системе..

Изменяя эти условия, можно смещать равновесие вправо ( при этом увеличиться выход продукта) или влево. Смещение хим. равновесия подчиняется принципу Ле-Шателье:

При установившемся равновесии произведение концентраций продуктов реакции, деленное на произведение концентраций исходных веществ( для данной реакции Т=соnst) представляет собой постоянную величину, называемую константой равновесия.

При изменении внешних условий химическое равновесие смещается в сторону той реакции, которая ослабляет это внешнее воздействие. Так, при повышении концентрации реагирующих веществ равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции. Введение в равновесную систему дополнительных количеств любого из реагирующих веществ ускоряет ту реакцию, при которой оно расходуется. Увеличение концентрации исходных веществ смещает равновесие в сторону образования продуктов реакции. Увеличение концентрации продуктов реакции смещает равновесие в сторону образования исходных веществ.

Реакции, протекающие в процессе химического анализа. Виды реакций. Характеристика. Типы химических реакций

Химические реакции можно подразделить на четыре основных типа:

разложения

соединения

замещения

обмена.

Реакцией разложения-

называется такая хим. реакция, в кот. из одного сложного вещ-ва получается два или неск. простых или сложных вещества:

2HgO??>2Hg+O2^2

пост.ток

2Н2О > 2Н2^ +O2^3

Реакцией соединения называется такая реакция, в рез-те ко-торой из двух или несколько простых или сложных веществ образуется одно более сложное вещество:

Fe+S>FeS

2Cu+O2>2CuO

Реакцией замещения называется реакция, протекающая между простым и сложным веществами, при кот.

атомы прост. вещ-ва замещают атомы одного из элементов в сложном веществе:

Fe+CuCl2> Cu+FeCl2

Zn+CuCl2>ZnCl2+Cu

Реакцией обмена называ-ется реакция при которой два сложных вещества

обменивается своими составными частями, обра-зуя два новых вещества:

NaCl+AgNO3=AgCl+NaNO3

По выделению и поглощению энергии химические реакции делят на экзотермические, идущие с выделением теплоты в окружающую среду и эндотермические, идущие с поглощенитенм теплоты из окружающей среды

Объемный анализ, сущность и характеристика метода. Понятие о титровании, титре. Общие приемы титрования, способы установки титра

Наука о методах анализа состава анализируемого вещества, (в широком смысле) и о методах всестороннего химического исследования веществ, окружающих нас на Земле называют аналитической химией. Предметом аналитической химии является теория и практика разнообразных методов анализа. Анализ того или иного вещества проводят с целью установления его качественного или количественного химического состава.

Задачей качественного анализа является открытие элементов, иногда соединений, входящих в состав исследуемого вещества Количественный анализ дает возможность определить количественное соотношение этих компонентов.

В качественном анализе для установления состава анализируемого вещества к нему прибавляют другие вещества, вызывающие такие химические превращения, которые сопровождаются образованием новых соединений, обладающих специфическими свойствами:

- определенным физическим состоянием (осадок, жидкость, газ)

- известной растворимостью в воде, кислотах, щелочах и др. растворителях

- характерным цветом

- кристаллической или аморфной структурой

- запахом

Качественный анализ при исследовании состава неизвестного вещества всегда предшествует количественному, т.к. выбор метода количественного определения составных частей анализируемого вещества зависит от данных, полученных при помощи качественного анализа. Результаты качественного анализа не дают возможности судить о свойствах исследуемых материалов, так как свойства определяются не только тем, из каких частей состоит исследуемый объект, но и их количественным соотношением. Приступая к количественному анализу, необходимо точно знать качественный состав исследуемого вещества; зная качественный состав вещества и примерное содержание компонентов, можно правильно выбрать метод количественного определения интересующего нас элемента.

На практике, стоящая перед аналитиком задача обычно значительно упрощается благодаря тому, что качественный состав большинства исследуемых материалов хорошо известен

Методы количественного анализа

Методы количественного анализа в зависимости от характера экспериментальной техники, применяемой для конечного определения составных частей анализируемого вещества делят на 3 группы:

- химические

- физические

- физико-химические(инструментальные)

Физические методы - методы анализа, при помощи которых можно определять состав исследуемого вещества, не прибегая к использованию химических реакций. К физическим методам относятся:

- спектральный анализ- основан на исследованиях спектров испускания (или излучения и поглощения исследуемых веществ)

- люминисцентный (флуоресцентный) - анализ, основанный на наблюдении люминисценции (свечения) анализируемых веществ, вызываемый действием ультрафиолетовых лучей

- ренгеноструктурный-основанный на использовании рентгеновских лучей для исследования строения вещества

- масс-спектрометрический анализ

- методы, основанные на измерении плотности исследуемых соединений

Физико-химические методы основаны на изучении физических явлений, которые происходят прихимических ракциях, сопровождающихся изменением цвета раствора, интенсивности окраски (колориметрия), электропроводности (кондуктометрия)

Химичечкие методы основаны на использовании химических свойств элементов или ионов.

Химические

Физико-химические

Гравиметрический

Титриметрический

Колориметрический

Электрохимический

Метод количественного анализа ,заключается в точном измерении массы определяемого компонента пробы, выделенного в виде соединения известного состава или в форме элемента. Классическое название весовой метод

Метод количественного анализа основан на измерении объема (или массы) раствора реактива известной концентрации, расходуемого для реакции с определяемым веществом. Подразделяются по типу реакций на 4 метода:

- кислотно-основной (щелочность, кислотность)

- окислительно-восстановительный (бихроматный - вещество титруется раствором двухромовокислого калия, перманганатометрия, иодометрия) - комплексометрический:

(титрант Трилон Б)

Метод количественного анализа основанный на оценке интенсивности окраски раствора (визуально или с помощью соответствующих приборов). Фотометрические определение возможно лишь при условии, что окраска раст-воров не слишком интен-сивна, поэтому для таких измерений применяют сильно разбав-ленные растворы. На практике фотометрические определе-ниями особенно часто пользуются тогда, когда содержание соответствующего элемента в исследуемом объекте мало и когда методы гравиметриического и титри-метрического анализа оказываются непригодными. Широкому распространению фотометрического метода способствует быстрота выполнения определения.

Метод количественного анализа, в нем сохраняется обычный принцип титриметричес-ких определений, но момент окончания соответствующей реак-ции устанавливают путем измерения электропроводимости раствора (кондукто-метрический метод), либо путем измерения потенциала того или иного электрода, погруженного в исследуемый раствор (потенциометрический метод)

В количественном анализе различают макро-, микро- и полу микро- методы.

При макроанализе берут сравнительно большие (около 0,1 г и более) навески исследуемого твердого вещества или большие объемы растворов (несколько десятков миллилитров и более). Основным рабочим инструментом в этом методе являются аналитические весы, позволяющие взвешивать с точностью до 0,0001-0,0002 г в зависимости от конструкции весов (т.е. 0,1-0,2 мг).

В микро- и полумикрометодах количественного анализа используют навески от 1 до 50 мг и объемы раствора от десятых долей миллилитра до нескольких миллилитров. для этих методов применяют более чувствительные весы, например микровесы (точность взвешивания до 0,001 мг) а также более точную аппаратуру для измерения объемов растворов.

Объемный анализ, сущность и характеристика метода. Понятие о титровании, титре. Общие приемы титрования, способы установки титра

Титриметрический (объемный)анализ Сущность анализа.

Титриметрический анализ в отношении скорости выполнения дает огромное преимущество по сравнению с гравиметрическим анализом. При титриметрическом анализе измеряют объем затрачиваемого на проведение реакции раствора реагента, концентрация (или титр) которого всегда точно известна. Под титром обычно понимают число граммов или миллиграммов растворенного вещества, содержащееся в 1 мл раствора. Таким образом, в титриметрическом анализе количественное определение химических веществ осуществляется чаще всего путем точного измерения объемов растворов двух веществ, вступающих между собой в реакцию.

При анализе титрованный раствор реактива помещают в измерительный сосуд, называемый бюреткой, и понемногу приливают его к исследуемому раствору, до тех пор, пока тем или иным способом не будет установлено, что затраченное количество реактива эквивалентно количеству определяемого вещества. Эта операция называется титрованием

Титруемым веществом называют вещество, концентрацию раствора которого необходимо установить. При этом объем раствора титруемого вещества должен быть известен.

Титрантом называют раствор реагента, используемый для титрования, концентрация которого известна с высокой точностью. Его часто называют стандартным (рабочим) или титрованным раствором.

Раствор можно приготовить несколькими способами:

- по точной навеске исходного вещества (в качестве исходных веществ можно использовать только химически чистые устойчивые соединения, состав которых строго соответствует химической формуле, а также легко очищаемые вещества);

- по фиксаналу (по строго определенному количеству вещества, обычно 0,1 моль или его доля, помещенному в стеклянную ампулу);

- по приблизительной навеске с последующим определением концентрации по первичному стандарту (необходимо иметь первичный стандарт -- химически чистое вещество точно известного состава, отвечающее соответствующим требованиям);

- путем разбавления заранее приготовленного раствора с известной концентрацией.

Титрование -- основной прием титриметрического анализа, заключающийся в постепенном прибавлении раствора реагента известной концентрации из бюретки (титранта) к анализируемому раствору до достижения точки эквивалентности. Часто фиксирование точки эквивалентности. оказывается возможным благодаря тому, что окрашенный реагент в процессе реакции изменяет свою окраску (при титровании окисляемости). Или в исследуемый раствор добавляются вещества, претерпевающие какое-либо изменение при титровании и тем самым позволяющие фиксировать точку эквивалентности, эти вещества называются индикаторами. Основной характеристикой индикаторов принято считать не значение конечной точки титрования, а интервал перехода окраски индикатора. Изменение окраски индикатора становится заметным для человеческого глаза не при конкретном значении рТ,

Интервал перехода кислотно-основных индикаторов

Область

pT

pKa

Окраска

Индикатор

перехода, рН

Кислотная форма

Основная форма

Ализариновый желтый

10,1--12,0

11

-

Желтая

Фиолетовая

Тимолфталеин

9,3--10,5

10

9,60

Бесцветная

Синяя

Фенолфталеин

8,2--10,0

9

9,53

Бесцветная

Красная

Крезоловый пурпурный

7,4--9,0

8

-

Желтая

Пурпурная

Феноловый красный

6,4--8,0

7

8,00

Желтая

Красная

Бромтимоловый синий

6,0--7,6

7

7,30

Желтая

Синяя

Лакмус

5,0--8,0

7

-

Красная

Синяя

Метиловый красный

4,2--6,2

5

5,00

Красная

Жёлтая

Метиловый оранжевый

3,1--4,4

4

3,36

Розовая

Жёлтая

Бромфеноловый синий

3,0--4,6

4

-

Желтая

Синяя

Однако, даже при наличии индикаторов применение их не всегда возможно. Обычно нельзя титровать с индикаторами сильно окрашенные или мутные растворы, так как перемена окраски индикатора становится трудно различимой.

В таких случаях точку эквивалентности иногда фиксируют по изменению некоторых физических свойств раствора при титровании. На этом принципе основаны электротитриметрические методы анализа. Например, кондуктометрический метод, при котором точку эквивалентности находят, измеряя электропроводность раствора; потенциометрический метод, основанный на измерении окислительно-восстановительного потенциала раствора (метод потенциометрического титрования).

Кроме того, необходимо, чтобы прибавляемый титрованный раствор реактива расходовался исключительно на реакцию с определяемым веществом, т.е. при титровании не должны протекать побочные реакции, делающие точное вычисление результатов анализа невозможным. Точно так же необходимо отсутствие в растворе веществ, мешающих течению реакции или препятствующих фиксированию точки эквивалентности.

В качестве реакции можно использовать только те химические взаимодействия между титруемым веществом и титрантом, которые отвечают следующим требованиям:

1) реакция должна быть строго стехиометрической, т.е. химический состав титруемого вещества, титранта и продуктов реакции должен быть строго определен и неизменен;

2) реакция должна протекать быстро, поскольку в течение длительного времени в растворе могут произойти изменения (за счет конкурирующих реакций), природу и влияние которых на основную реакцию титрования достаточно сложно предугадать и учесть;

3) реакция должна протекать количественно (по возможности полностью), т.е. константа равновесия реакции титрования должна быть как можно выше;

4) должен существовать способ определения конца реакции. .

В титриметрии различают следующие варианты титрования:

- метод прямого титрования. Титрант непосредственно добавляют к титруемому веществу. Данный метод применяют, если все требования, предъявляемые к реакции титрования выполняются;

- метод обратного титрования. К титруемому веществу прибавляют заведомый избыток титранта, доводят реакцию до конца, а затем титруют избыток не прореагировавшего титранта другим титрантом, т.е. титрант, используемый в первой части опыта, сам превращается в титруемое вещество во второй части опыта. Данный метод применяют, если скорость реакции мала, не удается подобрать индикатор, наблюдаются побочные эффекты (например, потери определяемого вещества вследствие его летучести) или реакция происходит не стехиометрически; - метод косвенного титрования по заместителю. Производят сте-хиометрическую реакцию титруемого соединения с другим реагентом, а получившееся в результате этой реакции новое соединение титруют подходящим титрантом. Метод применяют, если реакция нестехиометрична или происходит медленно.

Классификация титриметрических методов

Титриметрические методы подразделяют по типу реакций, лежащих в основе метода, на четыре большие группы: кислотно-основной, окислительно-восстановительный, комплексометрический и осадительный. В каждой из этих групп выделяют частные методы, связанные с применением того или иного титранта (табл. 1.1).

Измерение объемов.

Для точного измерения объемов в количественном анализе употребляются бюретки, пипетки и мерные колбы.

Бюретки. Бюретки служат для титрования и представляют собой цилиндрические трубки с суженным концом, к которому при помощи резиновой трубки присоединяют оттянутую стеклянную трубочку.

На свободную часть резиновой трубки надевают металлический зажим, надавливая на который двумя пальцами можно выпускать жидкость из бюретки. Иногда вместо зажима в резиновую трубку вставляют маленький стеклянный шарик.

Для титрования растворами веществ, которые разрушают резину (например, раствором йода), пользуются бюретками со стеклянными кранами.

Бюретки калибруются в миллилитрах и десятых долях их; нулевое деление помещается вверху бюретки.

Прежде чем наполнить бюретку тем раствором, объем которого хотят измерить, ее нужно тщательно вымыть. Необходимо заботиться, чтобы на стенках бюретки не оставалось ни малейших следов жира, т.к. стекло смазанное жиром, не смачивается водой и при выливании жидкости из бюретки на стенках остаются капли, а следовательно, измерение объема окажется неточным.

Бюретки моют так же, как и другие измерительные сосуды. Во время мытья не следует закрывать отверстие бюретки пальцем, так как при этом она снова загрязнится жиром. Мытье бюретки можно окончить только тогда, когда жидкость при выливании стекает со стенок ее равномерно, нигде не оставляя капель.

Для того чтобы не дожидаться, пока вымытая бюретка высохнет, ее для удаления воды дважды ополаскивают небольшим количеством того раствора, которым предполагается проводить титрование. Наполняют бюретку через воронку, вставляемую в верхнее отверстие бюретки, после чего воронка должна быть удалена.

Необходимо внимательно следить за тем, чтобы в нижней, узкой трубке бюретки не оставалось пузырьков воздуха. Для удаления их открывают зажим из бюретки и дают жидкости вытекать сильной струей в подставленный стакан или колбу. Для бюреток со стеклянным шариком нужно отогнуть кверху оттянутую стеклянную трубочку и выпустить некоторое количество жидкости.

Чтобы бюретки при хранении по возможности не загрязнялась, их закрывают стеклянными колпачками или чистыми пробирками.

При выполнении большого числа анализов с помощью рабочих титрованных растворов бюретки обычно соединяют непосредственно со склянкой, содержащей запасной рабочий раствор.

Поверхность жидкости в бюретке представляется широкой вогнутой полоской (мениск). Отсчет проводят по нижнему краю мениска, при этом глаза наблюдателя должны находиться на уровне мениска.

Если нижний край мениска переходит за то или иное деление бюретки, при отсчете оценивают на глаз также и сотые доли миллилитра, для этого удобно применять лупу. Таким образом, точность отсчетов по бюретке составляет около 0,02-0,03 мл. следовательно отсчеты эти нужно записывать с Чтобы при отсчетах мениск выступал отчетливее и имел всегда один и тот же вид, полезно сзади бюретки поместить экран, сделанный из небольшого (около 5х5 см) куска картона, оклеенного белой бумагой, нижняя половина которой окрашена черной тушью. Если держать этот экран черной полоской вниз так, чтобы она начиналась приблизительно на миллиметр ниже мениска, последний вследствие отражения кажется темным и выступает отчетливее.

Иногда для большей точности отсчетов на задней стенке бюретки делают продольную узкую цветную полосу на молочно-белом фоне. Мениск искажает эту полосу, и она кажется поэтому как бы состоящей из двух сходящихся в одной точке углов. По этой точке проводят отсчет.

Следует иметь в виду, что погрешности в отсчетах по бюретке являются одним из важнейших источников ошибок при объемных определениях.

Нужно строго следить за тем, чтобы глаза наблюдателя при отсчетах находились на уровне нижнего края мениска.

Выливать жидкость из бюретки необходимо не слишком быстро, так как иначе она не успевает стекать со стенок, и измерение объема становится неточным. По той же причине отсчет нужно делать не ранее чем через 30 сек после окончания титрования.

Перед каждым титрованием нужно обязательно установить уровень жидкости в бюретке на нуле, т.е. пользоваться всегда одной и той же частью бюретки. При этом лучше всего компенсируются погрешности, допущенные при нанесении делений на бюретку.

Для получения достаточно точных результатов титрования необходимо, чтобы объем затрачиваемого на титрование раствора не превышал емкости бюретки и в то же время не был слишком мал

Пипетки. Пипетки служат для точного отмеривания каких-либо определенных объемов исследуемого раствора; они представляют собой длинные узкие трубки с расширением в середине. В верхней, узкой части пипетки имеется кольцевая метка, до которой пипетку наполняют жидкостью. Пипетки изготавливают емкостью 100, 50, 25, 20, 10, 5 и 1 мл (пипетки Мора).

Перед наполнением пипетки исследуемым раствором ее тщательно моют для удаления жира и др. загрязнений и дважды ополаскивают исследуемым раствором для удаления капель воды. После этого, держа верхнюю часть пипетки большим и средним пальцами правой руки и глубоко погрузив нижний конец пипетки в жидкость, всасывают при помощи груши в пипетку раствор так, чтобы уровень жидкости в ней поднялся приблизительно на 2 см выше метки. Затем быстро закрывают верхнее отверстие пипетки слегка влажным указательным пальцем и, чуть-чуть приоткрыв его, дают жидкости очень медленно стекать до тех пор, пока нижний край мениска не коснется метки (глаза должны находится на уровне метки).

Пипетку переносят в заранее приготовленный для этой цели сосуд и, держа ее вертикально, дают жидкости вытечь. Затем прикасаются кончиком пипетки к стенке сосуда и ждут 15 сек. После этого вынимают пипетку из сосуда, не обращая внимание на оставшуюся в ней каплю. Выдувать эту каплю ни к коем случае не следует. Полностью удалить из пипетки оставшуюся в ней жидкость все равно нельзя, важно, чтобы количество ее было во всех случаях одинаковым. Это и достигается, если пользоваться всегда приведенным выше способом опорожнения пипетки.Кроме обыкновенных пипеток употребляют иногда еще так называемые измерительные пипетки, напоминающие по форме бюретки и имеющие такую же калибровку.После окончания работы пипетки промывают, помешают в специальный штатив и для защиты от пыли

Мерные колбы. Мерные колбы представляют собой плоскодонные колбы с длинным узким горлышком, на которое нанесена круговая метка.

Мерными колбами пользуются для разбавления исследуемого раствора до определенного объема, а также для приготовления титрованных растворов. Таким образом. В отличие от бюреток и пипеток мерные колбы рассчитаны обычно не на выливание, а на вмещение определенного объема жидкости.

Как всякий измерительный сосуд, мерная колба перед употреблением должна быть вымыта. Так как мерные колбы предназначены для разбавления определенного количества исследуемого раствора, обмывать их раствором, как это делается при работе с пипетками и бюретками, нельзя.

Наполняют мерную колбу сначала через воронку, а под конец при помощи капельной пипетки, жидкость из которой приливают по каплям до тех пор, пока нижний край мениска не коснется метки. Глаза наблюдателя при этом должны находиться на уровне метки мерной колбы, т.е. так, чтобы передняя (обращенная к работающему) половина ее закрывала заднюю. После доведения объема раствора до метки колбу следует закрыть пробкой и раствор тщательно перемешать. Нужно иметь в виду, что не разрешается нагревать растворы, находящиеся в мерных колбах.

Мерные цилиндры. Они непригодны для точного измерения объемов с нужной в титриметрическом анализе степенью точности. Поэтому их применяют при отмеривании каких-либо вспомогательных растворов реактивов, объемы которых не учитывают при вычислении результатов анализа.

Каждый измерительный сосуд калибруется при определенной температуре. Нормальной температурой считают 20С. только при этой температуре емкость сосуда строго соответствует указанной. Поэтому при точной работе необходимо температуру соответствующей жидкости доводить до 20С.

Чистота посуды. Перед началом работы познакомьтесь по методике с тем, какая посуда и в каком количестве потребуется для данного определения. Необходимую посуду нужно тщательно вымыть.

Чистоты посуды имеет для количественного анализа огромное значение. Посуда может быть названа чистой. Если на ней при самом внимательном рассмотрении нельзя заметить каких-либо загрязнений и если вода стекает со стенок ее равно, нигде не оставляя капель. Появление капель наблюдается в тех случаях, когда поверхность стекла загрязнена жировыми веществами; особенно вредно загрязнение жиром сосудов для точного измерения объемов, т.к. при выливании из них жидкости часть ее остается на стенках сосуда в виде капель и измерение объема становится неточным.

Стеклянную посуду моют следующим образом. Прежде всего в отмываемый сосуд наливают горячую воду и тщательно оттирают его внутри и снаружи особыми для каждого вида посуды щетками (ершами). Затем эту операцию повторяют, заменив воду раствором соды или др. моющего средства, после чего хорошенько промывают сосуд водопроводной водой. затем моют так называемой «хромовой смесью», т.е. смесью водного раствора бихромата калия с концентрированной серной кислотой. Для этого, налив хромовую смесь в очищаемый сосуд, хорошенько смачивают внутренние стенки сосуда и оставляют на некоторое время. После этого хромовую смесь следует слить в специальный сосуд для хранения; она может использоваться еще несколько раз.

Пользуясь хромовой смесью, надо соблюдать большую остарожность, т.к. она может причинить ожоги и прожечь одежду.

Для очистки от жира лучше всего применять растворы моющих средств, содержащие едкие щелочи. В отдельных случаях можно применять синтетические моющие вещества или растворители.


Страница:  1   2 

Скачать работу можно здесь Скачать работу "Понятие о растворах. Процесс растворения. Растворимость веществ" можно здесь
Сколько стоит?

Рекомендуем!

база знанийглобальная сеть рефератов