- •Н.М. Тетерина Учебное пособие по неорганической химии
- •Введение
- •Глава 1. Классы неорганических соединений
- •Основания
- •Двойственность амфотерных гидроксидов
- •Номенклатура кислот
- •Взаимодействие кислот с металлами
- •Классификация и номенклатура солей
- •Номенклатура кислот и солей
- •Контрольные задания №1 Тема: «Классы неорганических соединений»
- •Глава 2. Строение атома. Периодическая система элементов д.И. Менделеева
- •Размещение электронов по энергетическим уровням
- •Электронная формула
- •Общая характеристика элементов по семействам
- •Характеристика элементов по классам, исходя из электронной конфигурации атома
- •Контрольное задание №2 Тема: «Строение атома. Периодическая система элементов д.И. Менделеева »
- •Глава 3. Химическая связь. Комплексные соединения.
- •Пример образования химической связи в соединении
- •Рекомендуемая литература: [1], с. 97-167; [2], с. 35-64.
- •Контрольное задание №3 Тема: «Химическая связь»
- •Тема: «Комплексные соединения»
- •Глава 4. Кинетика химических реакций. Химическое равновесие
- •Примеры кинетических расчетов
- •Химическое равновесие
- •Пример расчета
- •Рекомендуемая литература: [1], с.186-210; [2], с. 149-203. Контрольные задания № 4 Тема: «Кинетика химических реакций. Химическое равновесие»
- •Глава 5. Термодинамика химических процессов
- •Пример термодинамических расчетов
- •Рекомендуемая литература: [1], с.168-185; [2], с.116-148. Контрольные задания № 4 Тема :«Термодинамика химических процессов»
- •Глава 6. Способы выражения концентраций растворов
- •Рекомендуемая литература: [1], с.216-221 контрольные задания №6 Тема: «Способы выражения концентрации растворов»
- •Глава 7. Теория электролитической диссоциации. Ионные реакции
- •Характеристика электролитов
- •Диссоциация солей
- •Рекомендуемая литература: [1], с.231-246; [2], с.218-224. Контрольные задания №7 Тема «Теория электролитической диссоциации. Ионные реакции»
- •Глава 8. Водородный показатель. Гидролиз солей
- •Цвет универсального индикатора в зависимости от рН
- •Примеры расчетов рН и концентрации растворов веществ
- •Гидролиз солей
- •Рекомендуемая литература: [1], с.249-258;[2], с.224-242. Контрольное задание № 8 Тема : «Водородный показатель. Гидролиз солей»
- •Глава 9. Коллигативные свойства растворов
- •Рекомендуемая литература: [1], с.225-230; [2], с.205-208. Контрольное задание №9 Тема: «Коллигативные свойства растворов»
- •Глава 10. Окислительно-востановительные реакции
- •Окислительно-восстановительные свойства веществ
- •Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса
- •Пример составления овр
- •Особенности взаимодействия металлов с кислотами и щелочами
- •Рекомендуемая литература: [1], с.259-267;[2], с.251-278. Контрольное задание № 10 Тема : «Окислительно-востановительные реакции»
- •Глава 11. Электрохимия. Гальванические элементы
- •Пример расчета эдс медно-цинкового гальванического элемента
- •Рекомендуемая литература: [1], с.273-280, с. 681-685;[2], с. 300-310. Контрольное задание №11 Тема: «Электрохимия. Гальванические элементы»
- •Глава 12. Электролиз
- •Приближенные значения перенапряжения водорода и кислорода на различных материалах.
- •Примеры электролиза водных растворов электролитов
- •Пример расчета количества выделившихся веществ при электролизе
- •Рекомендуемая литература:[1], с.281-288, с. 677-681; [2],с.279-299. Контрольное задание №12 Тема: «Электролиз»
- •Глава 13. Коррозия металлов
- •Механизм электрохимической коррозии
- •Пример расчета коррозии Ме в результате образования гальванического элемента.
- •Рекомендуемая литература: [1], с.685-693; [2], с.311-340. Контрольное задание №13 Тема: «Коррозия металлов»
- •Глава 14. Свойства металлов
- •Контрольное задание №14 Тема: «Свойства металлов»
- •Глава 15. Синтетические высокомолекулярные соединения
- •III. По химическому составу:
- •IV. По структуре макромолекулы:
- •V. По пространственному строению:
- •VI. По физическим свойствам:
- •Рекомендуемая литература: [1], с.603-616; л.2, с.450-474 контрольное задание №15 Тема: «Синтетические высокомолекулярные соединения»
- •Словарь терминов и персоналий
- •Рекомендуемая литература
- •Приложения
- •Растворимость солей, кислот и оснований в воде*
- •Термодинамические константы некоторых веществ*
- •Плотность растворов кислот, щелочей, аммиака различных концентраций при 150с
- •Константы диссоциации кислот
- •Константы нестойкости комплексных ионов
- •Степени диссоциации кислот, оснований и солей в 0,1 н водных растворах (при 180с)*
- •Криоскопические константы некоторых растворителей
- •Эбуллиоскопические константы некоторых растворителей
- •Электрохимический ряд напряжений металлов
- •Стандартные окислительно-востановительные потенциалы в водных растворах по отношению к нормальному водородному электроду
- •Содержание
Глава 6. Способы выражения концентраций растворов
После изучения этой темы вы должны усвоить:
основные понятия: раствор, растворитель, растворенное вещество;
способы выражения концентраций растворов.
Растворы представляют собой гомогенную (однородную) систему, состоящую из двух или более компонентов и продуктов их взаимодействия. Растворителем считают тот компонент, количество которого в растворе преобладает.
Концентрацией раствора называется содержание растворенного вещества в определенной массе или определенном объеме раствора (или растворителя). Существует несколько способов выражения концентрации раствора: процентная концентрация, молярная, моляльная, нормальная, т.е. концентрация моль-эквивалентов.
Процентная концентрация () раствора показывает, сколько граммов растворенного вещества содержится в 100 г раствора. Математическое выражение для расчета процентной концентрации раствора:
Растворы характеризуются еще одной важной величиной – плотностью раствора. Плотность (r) – это масса одной единицы объема. Плотность обычно измеряют в г/см3 или г/мл.
Молярная концентрация (См) – показывает число молей растворенного вещества, содержащихся в 1 литре раствора.
1 Моль это такое количество вещества (), которое содержит 6,02.1023 структурных единиц (атомов, молекул, ионов). 6,02 1023- число Авогадро. Молярная масса (М) вещества (масса одного моля) численно равна молекулярной массе. Она рассчитывается как отношение массы вещества (m) к его количеству: М = m/ (г/моль).
Моляльная концентрация (Cm) – показывает число молей растворенного вещества содержащихся в 1000 г растворителя.
Вещества вступают в реакции в эквивалентном количестве. Например, 1 моль H2SO4 эквивалентен 2 молям NaOH в реакции
H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O
Нормальная концентрация (Сн) – показывает число моль-эквивалентов растворенного вещества, содержащегося в 1 литре раствора.
Эквивалентом (Э) вещества (атом, молекула, ион) называют такое его количество, которое соединяется с 1молем атомов или ионов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химической реакции. Масса одного эквивалента вещества выражается в граммах, называется эквивалентной массой. Для вычисления эквивалентной массы элемента его атомную массу (А) делят на валентность (В):
Эm(эл-та) = А\В , например ЭСа = 40\2 = 20 г/моль.экв.
Эквивалентные массы сложных веществ:
Эm(кислоты) = М\кол-во атомов Н
Эm(основания) = М\кол-во групп ОН
Эm(соль) = М \ В(Ме).n(Ме) , где n – число атомов металла в молекуле
В случае окислительно-восстановительных процессов молекулярную (атомную) массу вещества делят на число отданных или принятых электронов, например ЭmKMnO4 = M/5, если KMn+7O4Mn+2.
Закон эквивалентов. Массы реагирующих веществ прямопропорциональны их эквивалентным массам: m1\m2= Эm1\Эm2
Примеры расчета
Задача 1. Провести расчет массы кристаллогидрата СuSO4.5H2O и объем воды для приготовления 500 г раствора с CuSO4 5% (=1,1г/cм3).
m (безводного в-ва) = == 25гCuSO4 (безводного в-ва)
Расчет массы кристаллогидрата СuSO4.5H2O:
1 моль СuSO4.5H2O – 250г
1 моль СuSO4. – 160г составим пропорцию:
160г безводного СuSO4.содержится в 250г СuSO4.5H2O
25г---------//------------//------------//-------х г-
х = = 39,06 г СuSO4.5H2O
Расчет объема воды:
VH2O = mH2O . H2O (H2O = 1);
mH2O = mр-ра – mв-ва= 500 – 39,06 = 460,94 г или 461мл.
Ответ: Для приготовления 5% раствора из кристаллогидрата (СuSO4.5H2O) берем навеску вещества 39,06г и растворяем в 461мл воды.
Задача 2. Из данного раствора приготовить 200 мл 0,1 молярного раствора.
Рассчитаем массу СuSO4.соответствующую концентрации См = 0,1 моль/л на объем колбы 200 мл:
0,1моль/л соответствует m = М = 0,1.160 = 16 г/л СuSO4
16 г СuSO4 содержится в 1000 мл раствора
х г //------- //------- //------ //--- 200 мл
х ==3,2 г.
Найдем объем (V) 5% раствора, который содержит массу 3,2 г СuSO4:
5
m p-pa
Vр-ра = = = 90,91мл
5г СuSO4 содержится в 90,91 мл раствора
3,2 г -----// -------//------//--- х мл
х == 58,18 мл 58 мл.
Ответ: Для приготовления 0,1 молярного раствора на объем колбы 200 мл берем мерным цилиндром 58 мл (5% раствора СuSO4) и доводим раствор до метки водой.
Задача 3. Провести расчет нормальной концентрации данного 5% раствора СuSO4.
Найдем число моль эквивалентов 5% раствора:
Масса одного моля эквивалента равна Эm =г
1моль эквивалент СuSO4 содержит 80 г
х моль эквивалент //------ // ----- //-----// -5 г (5%)
х == 0,06 моль-.экв./100г р-ра или 0,06моль.-экв./ 90,91 мл (см. выше)
0,06 моль эквивалентов содержится в 90,91 мл раствора
х (Сн) //------// -----// -----// ------// ----- 1000мл
х = = 0,66 моль·экв/л
Ответ: Данный 5% раствор СuSO4 соответствует Сн =0,66 моль·экв/л.