Solubilitate este capacitatea substanțelor de a se dizolva în apă. Unele substanțe se dizolvă foarte bine în apă, unele chiar în cantități nelimitate. Altele - doar în cantități mici și încă altele - cu greu se dizolvă deloc. Prin urmare, substanțele sunt împărțite în solubile, ușor solubile și practic insolubile.

Substanțele solubile includ acele substanțe care sunt dizolvate în 100 g de apă într-o cantitate mai mare de 1 g (NaCl, zahăr, HCl, KNO 3). Substanțele ușor solubile se dizolvă într-o cantitate de 0,01 g până la 1 g în 100 g de apă (Ca (OH) 2, CaSO 4). Substanțele practic insolubile nu se pot dizolva în 100 g de apă într-o cantitate mai mare de 0,01 g (metale, CaCO3, BaSO4).

Când reacțiile chimice au loc în soluții apoase, se pot forma substanțe insolubile, care precipită sau sunt în suspensie, făcând soluția tulbure.

Există un tabel de solubilitate în apă a acizilor, bazelor și sărurilor, care reflectă dacă compusul este solubil. Toate sărurile de potasiu și sodiu, precum și toate nitrații (sărurile acidului azotic) sunt foarte solubile în apă. Din sulfați (săruri ale acidului sulfuric), sulfatul de calciu este puțin solubil, sulfații de bariu și plumb sunt insolubili. Clorura de plumb este puțin solubilă, în timp ce clorura de argint este insolubilă.

Dacă există o liniuță în celulele tabelului de solubilitate, aceasta înseamnă că compusul reacționează cu apa, ducând la formarea altor substanțe, adică compusul nu există în apă (de exemplu, carbonat de aluminiu).

Toate solidele, chiar și cele foarte solubile în apă, se dizolvă numai în anumite cantități. Solubilitatea substanțelor se exprimă ca un număr care indică cea mai mare masă a unei substanțe care poate fi dizolvată în 100 g de apă în anumite condiții (de obicei temperatura). Deci, la 20 ° C, 36 g de sare de masă (clorură de sodiu NaCl), mai mult de 200 g de zahăr sunt dizolvate în apă.

Pe de altă parte, nu există deloc substanțe insolubile. Orice substanță practic insolubilă, chiar și în cantități foarte mici, dar se dizolvă în apă. De exemplu, creta se dizolvă în 100 g de apă la temperatura camerei într-o cantitate de 0,007 g.

Majoritatea substanțelor se dizolvă mai bine în apă odată cu creșterea temperaturii. Cu toate acestea, NaCl este aproape la fel de solubil la orice temperatură, în timp ce Ca(OH)2 (var) este mai solubil la temperaturi mai scăzute. Pe baza dependenței solubilității substanțelor de temperatură, se construiesc curbele de solubilitate.

Dacă o anumită cantitate dintr-o substanță poate fi încă dizolvată într-o soluție la o anumită temperatură, atunci o astfel de soluție se numește nesaturată. Dacă se atinge limita de solubilitate și nu mai poate fi dizolvată substanță, atunci ei spun că soluția este saturată.

Când o soluție saturată este răcită, solubilitatea substanței scade și, în consecință, începe să precipite. Adesea, substanța este eliberată sub formă de cristale. Pentru diferite săruri, cristalele au propria lor formă. Deci cristalele de sare de masă au formă cubică, în nitrat de potasiu arată ca niște ace.

Clasă: 8

Prezentare pentru lecție

Inapoi inainte

Atenţie! Previzualizarea slide-ului are doar scop informativ și este posibil să nu reprezinte întreaga amploare a prezentării. Dacă sunteți interesat de această lucrare, vă rugăm să descărcați versiunea completă.

Manual: Rudzitis G.E., Feldman F.G. Chimie: un manual pentru instituțiile de învățământ de clasa a VIII-a / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. – Ed. a XII-a. - M .: Educație, SA „Manuale de la Moscova”, 2009. - 176 p.

Ţintă: să formeze ideile elevilor despre solubilitatea substanțelor, soluțiilor, concentrațiilor soluțiilor.

Sarcini:

• contribuie la sistematizarea aparatului conceptual: solvent, dizolvat, soluție, solubilitatea substanțelor în apă, concentrația soluțiilor
• « 5 » - fundamenta, dovedi; " 4 » - caracteriza, aplica; " 3 „- spune;
• contribuie la perfecționarea abilităților de subiecte speciale: rezolvați și compuneți sarcini pe tema „Soluții”
• contribuie la formarea abilităților educaționale generale:
• a) educațional și intelectual (analizează fapte, stabilește relații de cauzalitate; formulează o ipoteză; compară, clasifica, trage concluzii);
• b) educațional și informațional (lucrează cu text, transformă o sarcină text într-o sarcină semn);
• c) educațional și organizatoric (înțelegeți semnificația sarcinii, alocați timp pentru îndeplinirea sarcinilor, planificați munca pentru organizarea muncii, exercitați autocontrolul);
• contribuie la formarea gândirii critice a elevilor (evaluează critic propriile cunoștințe pe această temă și le compară cu cele științifice);

Forma de conduită: lecție cu utilizarea TIC, includerea formelor pereche, individuale de organizare a activității educaționale și cognitive a elevilor.

Durata sesiunii de antrenament: 90 de minute.

Utilizarea tehnologiilor pedagogice: metoda de invatare euristica, invatare colaborativa

ÎN CURILE CURĂRILOR

I. Moment organizatoric - 3 minute:început mobilizator (salut, verificarea pregătirii pentru lecție, organizarea atenției elevilor), informații despre scopul și cursul lecției, motivație

II. Conversație frontală (12 min)

– Cât de des întâlnim soluții în viață? Ce soluții știm? (Marea, râurile, oceanele; soluții de uz casnic: soluție de sare, soluție de zahăr, soluție de spălat praf etc.; soluții medicale etc.)
– Care este baza majorității soluțiilor pe care ni le cunoaștem? (Apă)
- Să ne gândim cum se formează soluția? ( Atasamentul 1 , slide 2)

Unde a avut loc dizolvarea? (În cazul sării de masă și oxidului de potasiu)
Unde a avut loc reacția chimică? (În cazul oxidului de potasiu, s-a format o nouă substanță)
– Care este asemănarea dintre formarea unui amestec (suspensie și emulsie) cu formarea unei soluții?
Care este diferența dintre un proces de dizolvare și o reacție chimică? (Nu se formează substanțe noi)

III. Învățarea de materiale noi. Explicarea profesorului cu elemente de conversație frontală și rezolvare de probleme. 30 minute.

1. Să încercăm să formulăm ce este o soluție? (diapozitivul 3)

Definiție: solutii sunt sisteme omogene formate din molecule de solvent și particule de dizolvat, între care au loc interacțiuni fizice și chimice.

2. Solubilitate b (diapozitivul 4) - capacitatea unei substanțe de a forma sisteme omogene cu alte substanțe (solvenți) - soluții

• Din natura substanței dizolvate
• De la temperatură

3. Dependența de natura substanțelor dizolvate (diapozitivul 5). Toate substanțele sunt împărțite în:

• bine solubil,
• Solubil cu moderație,
• practic insolubil.

*Lucrul cu tabelul de solubilitate

4. Dependența solubilității substanțelor de temperatură (diapozitivul 6)

*Lucrați cu graficul solubilității substanțelor.
* În Golful Kara-Bogaz-Gol (Turkmenistan), la o temperatură a apei de +50C, un precipitat alb de sare Na2SO4 precipită în fund, iar peste această temperatură precipitatul dispare. Cum crezi că se poate explica asta?

5. Astfel, soluțiile sunt (diapozitivul 7):

6. Factorul de solubilitate este masa unei substanțe (g) care poate fi dizolvată într-un litru de solvent (l)

De exemplu, solubilitatea NANO3 este de 80,5 g/l la 100C. Aceasta înseamnă că la o anumită temperatură, 80,5 g de azotat de sodiu se pot dizolva într-un litru de apă.

IV. Să rezolvăm problema (diapozitivul 8)

În 400 ml. apa la 200C poate dizolva 48 g sulfat de potasiu. Care este solubilitatea sulfatului de potasiu la o anumită temperatură?

*** Fapt interesant. Pentru că sulfat de potasiu recunoscut ca supliment alimentar sigur, este aprobat pentru utilizare în țările Uniunii Europene și pe teritoriul Federației Ruse. Cel mai adesea, sulfatul de potasiu își găsește utilizarea ca aditiv ca înlocuitor de sare. În plus, acționează ca un regulator de aciditate în băuturi.

Rezolvați problema (diapozitivul 9).

Elevii rezolvă problema în perechi.

Tigrul a gătit 20 o C 2 soluții: 5 litri soluție de clorură de cupru (II) - (soluție albastră) și 3 litri soluție de clorură de fier (III) - (soluție galbenă). Pentru a prepara soluții, a luat 2,8 kg. FeCl3 și 3,2 kg. CuCl2. Care dintre soluții s-a dovedit a fi saturată și care - nu?
La 20 o C solubilitatea CuCl 2 este de 730 g/l, solubilitatea FeCl 3 este de 920 g/l

Soluţie:

Solubilitatea CuCl 2 este de 730 g / l, prin urmare, pentru a prepara 5 litri de soluție saturată, are nevoie de 730 x 5 \u003d 3650, a luat 3,2 kg \u003d 3200 g. Aceasta înseamnă că soluția nesaturat.
Solubilitatea FeCl 3 este de 920 g / l, prin urmare, pentru a prepara 3 litri de soluție saturată, are nevoie de 920 x 3 \u003d 2760, a luat 2,8 kg \u003d 2800 g. Prin urmare, soluția saturate.

Aceste concepte sunt relative, de exemplu
Soluția de HCI 25% este concentrată și
Soluție 25% H2SO4 - diluată

8. Exprimarea concentrației soluțiilor (diapozitivul 11)

O modalitate de a exprima concentrația soluțiilor este fracția de masă (w)

9. Rezolvați probleme (diapozitivul 12):.

Sarcina 1. Calculați fracția de masă a soluției în%, care se va obține dacă se dizolvă 50 g de substanță în 450 g de apă.

W iadul 2. Calculați masa de apă și masa de sare care trebuie luate pentru a prepara 300 g de soluție cu o fracție de masă de 15%.

10. Rezolvați problemele (diapozitivele 13, 14, 15).

Sarcinile se rezolvă în perechi - 30 min.

Sarcina 1. Pentru a procesa flori, Winnie the Pooh trebuie să pregătească 2 kg soluție de azotat de sodiu 2%. Ajutați-l să calculeze masa de apă și masa de sare pe care trebuie să le ia?

Sarcina 2. Eroii acestui desen animat trebuie să trateze instrumentele muzicale cu aproximativ 20% soluție secretă. Au 700 g din această soluție la o concentrație de 45%. Câtă apă trebuie să adauge pentru a obține ceea ce au nevoie?

Sarcina 3. Finalizează sarcina mătușii Owl. Calculați fracția de masă a soluției care se va obține dacă se dizolvă 120 g de sare în 1,4 kg. apă.

Sarcina 4. Vindecătorul a amestecat două soluții: 150 g soluție 25% și 400 g soluție 42%. Ajută-l să calculeze fracția de masă a soluției rezultate.

Sarcina 5. Masha a luat 700 g de apă pentru bulion, a adăugat 1,5 lingurițe de sare (15 g), a încercat - soluția i s-a părut prea sărată și a adăugat 500 g de apă. O soluție cu ce fracție de masă de sare a ajuns Mashenka?

Sarcina 6.Șoarecii au ajutat-o ​​pe Cenușăreasa să pregătească soluția magică. Au luat două soluții: 200 g dintr-o soluție 10% dintr-o substanță secretă și 250 g dintr-o soluție 25% din aceeași substanță. Apoi au adăugat 30 g de substanță la soluția rezultată. Câtă apă trebuie adăugată la Cenușăreasa, astfel încât fracția de masă a soluției să fie de 15%?

V. Verificarea problemelor rezolvate pe tablă– 14 min. ( Anexa 2 )

VI. Teme pentru acasă(diapozitivul 16) - 1 min.

1. Rezolvați problemele 1,2,3,4 pagina 81
2. Intocmește-ți problema pe tema „Soluții”. Notează-l pe un cartonaș de 12 cm x 7 cm din hârtie albă.

În următoarea lecție, vom face o loterie a sarcinilor tale. Vă veți rezolva reciproc problemele și vă veți acorda reciproc note.

O soluție este un sistem omogen format din două sau mai multe substanțe, al cărui conținut poate fi modificat în anumite limite fără a încălca omogenitatea.

Acvatic soluţiile sunt alcătuite din apă(solvent) și solut. Starea substanțelor într-o soluție apoasă, dacă este necesar, este indicată printr-un indice (p), de exemplu, KNO 3 în soluție - KNO 3 (p) .

Soluțiile care conțin o cantitate mică de substanță dizolvată sunt adesea denumite diluatîn timp ce soluţiile cu conţinut ridicat de solut concentrat. Se numește o soluție în care este posibilă dizolvarea ulterioară a unei substanțe nesaturat iar o soluţie în care o substanţă încetează să se dizolve în condiţii date este saturate. Ultima soluție este întotdeauna în contact (în echilibru eterogen) cu substanța nedizolvată (unul sau mai multe cristale).

În condiții speciale, cum ar fi răcirea blândă (fără agitare) a unei soluții nesaturate fierbinți solid se pot forma substante suprasaturat soluţie. Când se introduce un cristal al unei substanțe, o astfel de soluție este separată într-o soluție saturată și un precipitat al substanței.

În conformitate cu teoria chimică a soluțiilor D. I. Mendeleev, dizolvarea unei substanțe în apă este însoțită, în primul rând, distrugere legături chimice între molecule (legături intermoleculare în substanțele covalente) sau între ioni (în substanțele ionice) și, astfel, particulele unei substanțe se amestecă cu apa (în care o parte din legăturile de hidrogen dintre molecule sunt și ele distruse). Legăturile chimice sunt rupte din cauza energiei termice a mișcării moleculelor de apă și în acest caz cost energie sub formă de căldură.

În al doilea rând, odată ajunse în apă, sunt supuse particulele (molecule sau ioni) substanței hidratare. Ca urmare, hidratează- compuși cu compoziție nedeterminată între particulele unei substanțe și moleculele de apă (compoziția internă a particulelor unei substanțe în sine nu se modifică la dizolvare). Acest proces este însoțit evidenţierea energie sub formă de căldură datorită formării de noi legături chimice în hidraţi.

În general, o soluție se raceste(dacă costul căldurii depășește eliberarea acesteia) sau se încălzește (în caz contrar); uneori - dacă costul căldurii și eliberarea acesteia sunt egale - temperatura soluției rămâne neschimbată.

Mulți hidrați sunt atât de stabili încât nu se descompun chiar și atunci când soluția este complet evaporată. Astfel, sunt cunoscuți hidrați cristalici solizi ai sărurilor CuSO 4 5H 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O, KAl (SO 4) 2 12H 2 O etc.

Conținutul unei substanțe într-o soluție saturată la T= const cuantifică solubilitate această substanță. Solubilitatea este de obicei exprimată ca masa de solut la 100 g de apă, de exemplu 65,2 g KBr/100 g H 2 O la 20 °C. Prin urmare, dacă se introduc 70 g de bromură de potasiu solidă în 100 g de apă la 20 °C, atunci 65,2 g de sare vor intra în soluție (care va fi saturată), iar 4,8 g de KBr solid (exces) vor rămâne la fundul paharului.

Trebuie amintit că conținutul de solut în bogat soluţie egală, în nesaturat soluţie Mai puțin si in suprasaturat soluţie Mai mult solubilitatea acestuia la o anumită temperatură. Deci, o soluție preparată la 20 ° C din 100 g de apă și sulfat de sodiu Na 2 SO 4 (solubilitate 19,2 g / 100 g H 2 O), cu un conținut

15,7 g sare - nesaturată;

19,2 g sare - saturată;

2O,3 g de sare sunt suprasaturate.

Solubilitatea solidelor (Tabelul 14) crește de obicei cu creșterea temperaturii (KBr, NaCl), și numai pentru unele substanțe (CaSO 4 , Li 2 CO 3) se observă opusul.

Solubilitatea gazelor scade odată cu creșterea temperaturii și crește odată cu creșterea presiunii; de exemplu, la o presiune de 1 atm, solubilitatea amoniacului este de 52,6 (20 ° C) și 15,4 g / 100 g H 2 O (80 ° C), iar la 20 ° C și 9 atm este de 93,5 g / 100 g H2O.

În conformitate cu valorile de solubilitate, substanțele se disting:

– bine solubil, a căror masă într-o soluție saturată este proporțională cu masa de apă (de exemplu, KBr - la 20 ° C solubilitatea este de 65,2 g / 100 g H 2 O; soluție 4,6 M), formează soluții saturate cu o molaritate de mai mult de 0,1 M;

– Solubil cu moderație, a căror masă într-o soluție saturată este mult mai mică decât masa de apă (de exemplu, CaSO 4 - la 20 ° C, solubilitatea este de 0,206 g / 100 g H 2 O; soluție 0,015 M), formează soluții saturate cu o molaritate de 0,1–0,001 M;

– practic insolubil a căror masă într-o soluție saturată este neglijabilă în comparație cu masa solventului (de exemplu, AgCl - la 20 ° C, solubilitatea este de 0,00019 g la 100 g de H 2 O; 0,0000134 M soluție), formează soluții saturate cu o molaritate mai mică de 0,001 M.

Compilat conform datelor de referință tabelul de solubilitate acizi, baze și săruri obișnuite (Tabelul 15), în care este indicat tipul de solubilitate, se notează substanțe care nu sunt cunoscute științei (neobținute) sau descompuse complet de apă.

Capacitatea unei substanțe de a se dizolva în apă sau alt solvent se numește solubilitate. O caracteristică cantitativă a solubilității este coeficientul de solubilitate, care arată care este masa maximă a unei substanțe care poate fi dizolvată în 1000 sau 100 g de apă la o anumită temperatură. Solubilitatea unei substanțe depinde de natura solventului și a substanței, de temperatură și presiune (pentru gaze). Solubilitatea solidelor crește în general odată cu creșterea temperaturii. Solubilitatea gazelor scade odată cu creșterea temperaturii, dar crește odată cu creșterea presiunii.

În funcție de solubilitatea lor în apă, substanțele sunt împărțite în trei grupe:

• 1. Foarte solubil (p.). Solubilitatea substanțelor este mai mare de 10 g în 1000 g de apă. De exemplu, 2000 g de zahăr se dizolvă în 1000 g de apă sau 1 litru de apă.
• 2. Puțin solubil (m.). Solubilitatea substanțelor este de la 0,01 g la 10 g de substanță în 1000 g de apă. De exemplu, 2 g de gips (CaSO4 * 2H20) se dizolvă în 1000 g de apă.
• 3. Practic insolubil (n.). Solubilitatea substanțelor este mai mică de 0,01 g de substanță în 1000 g de apă. De exemplu, 1,5 * 10_3 g de AgCl se dizolvă în 1000 g de apă.

Când substanțele sunt dizolvate, se pot forma soluții saturate, nesaturate și suprasaturate.

O soluție saturată este o soluție care conține cantitatea maximă de substanță dizolvată în condiții date. Când o substanță este adăugată la o astfel de soluție, substanța nu se mai dizolvă.

O soluție nesaturată este o soluție care conține mai puțin dizolvat decât o soluție saturată în condiții date. Când o substanță este adăugată la o astfel de soluție, substanța încă se dizolvă.

Uneori este posibil să se obțină o soluție în care solutul conține mai mult decât într-o soluție saturată la o anumită temperatură. O astfel de soluție se numește suprasaturată. Această soluție se obține prin răcirea cu grijă a soluției saturate la temperatura camerei. Soluțiile suprasaturate sunt foarte instabile. Cristalizarea unei substanțe într-o astfel de soluție poate fi cauzată de frecarea pereților vasului în care se află soluția cu o tijă de sticlă. Această metodă este utilizată la efectuarea unor reacții calitative.

Solubilitatea unei substanțe poate fi exprimată și prin concentrația molară a soluției sale saturate.

Viteza procesului de dizolvare depinde de substanțele care se dizolvă, de starea suprafețelor acestora, de temperatura solventului și de concentrația soluției finale.

Nu confundați conceptele de soluție „saturată” și „diluată”. De exemplu, o soluție saturată de clorură de argint (1,5 * 10-3g / l) este yavl. soluție foarte diluată și nesaturată de zahăr (1000 g/l) - concentrată.

Concentrarea soluțiilor și metodele de exprimare a acesteia

Conform conceptelor moderne, compoziția cantitativă a unei soluții poate fi exprimată folosind atât mărimi adimensionale, cât și mărimi cu dimensiuni. Mărimile fără dimensiune sunt de obicei numite fracții. Se cunosc 3 tipuri de fractii: masa (u), volumul (c), molara (h)

Fracția de masă a unei substanțe dizolvate este raportul dintre masa substanței dizolvate X și masa totală a soluției:

u (X) \u003d t (X) / t

unde w(X) este fracția de masă a substanței dizolvate X, exprimată în fracțiuni de unitate; m(X) - masa de solut X, g; m este masa totală a soluției, g.

Dacă fracția de masă a clorurii de sodiu dizolvată în soluție este de 0,03 sau 3%, atunci aceasta înseamnă că 100 g de soluție conține 3 g de clorură de sodiu și 97 g de apă.

Fracția de volum a unei substanțe într-o soluție - raportul dintre volumul unei substanțe dizolvate și suma volumelor tuturor substanțelor implicate în formarea unei soluții (înainte de amestecare)

c(X)= V(X)/?V

Fracția molară a unei substanțe într-o soluție este raportul dintre cantitatea de substanță și suma cantităților tuturor substanțelor din soluție.

h(X)=p(X)/p

Dintre toate tipurile de fracții din chimia analitică, cea mai des este folosită fracția de masă. Fracția de volum este de obicei utilizată pentru soluții de substanțe gazoase și lichide (în farmacie pentru soluții de alcool etilic) Valoarea numerică este exprimată în fracțiuni de unitate și variază de la 0 (solvent pur) la 1 (substanță pură. După cum știți, o sutime de unitate se numește procent.Procent - aceasta nu este o unitate de măsură, ci doar un sinonim pentru conceptul de „o sutime”. De exemplu, dacă fracția de masă a NaOH într-o anumită soluție este 0,05, atunci în loc de cinci sutimi, puteți folosi valoarea 5%.Procentele nu pot fi de masă, volum sau molar și pot fi calculate doar după masă, volum sau cantitate de substanță.

Fracția de masă poate fi exprimată și ca procent.

De exemplu, o soluție de hidroxid de sodiu 10% conține 10 g de NaOH și 90 g de apă în 100 g de soluție.

Cmas(X) = m(X)/tcm 100%.

Procent de volum - procentul din volumul unei substanțe conținut în volumul total al amestecului. Indică numărul de mililitri de substanță în 100 ml din volumul amestecului.

Sob% \u003d V / Vcm * 100

Relația dintre volumul și masa soluției (t) este exprimată prin formula

unde c este densitatea soluției, g/ml; V este volumul soluției, ml.

Mărimile dimensionale folosite pentru a descrie compoziția cantitativă a soluțiilor includ concentrația unei substanțe într-o soluție (masă, molară) și molalitatea unei substanțe dizolvate.Dacă mai devreme orice metode de descriere a compoziției cantitative a unei soluții se numeau concentrații ale unei substanțe , atunci astăzi acest concept a devenit mai restrâns.

Concentrația este raportul dintre masa sau cantitatea unei substanțe dizolvate și volumul unei soluții. Astfel, fracția de masă, conform abordării moderne, nu mai este o concentrație și nu trebuie numită concentrație procentuală.

Concentrația în masă este raportul dintre masa unei substanțe dizolvate și volumul unei soluții. Acest tip de concentrație este notat cu g (X), s (X) sau nu trebuie confundat cu densitatea soluției, s * (X)

Unitatea de concentrație în masă este kg/m3 sau echivalent, g/l. Concentrația de masă, care are dimensiunea g / ml, se numește titrul soluției

Concentrația molară - C (X) - este raportul dintre cantitatea de substanță dizolvată (mol) și volumul unei soluții (1 l) Calculată ca raport dintre cantitatea de substanță p (X) conținută într-o soluție și volumul din această soluție V:

C(X) = n(X)/ Vp= m(X)/M(X)V

unde m(X) este masa substanței dizolvate, g; M(X) este masa molară a substanței dizolvate, g/mol. Concentrația molară se exprimă în mol/dm3 (mol/l). Cea mai des folosită unitate este mol/L. Dacă 1 litru de soluție conține 1 mol de soluție, atunci soluția se numește molară (1 M). Dacă 1 litru de soluție conține 0,1 mol sau 0,01 mol de solut, atunci soluția se numește respectiv decimolar (0,1 M), centimolar (0,01 M), 0,001 mol-milimolar (0,001 M)

Unitatea de măsură a concentrației molare este mol/m3, dar în practică se folosește de obicei un multiplu al unității, mol/l. În loc de denumirea „mol / l”, puteți folosi „M” (și cuvântul soluție nu mai este necesar să scrieți) De exemplu, 0,1 M NaOH înseamnă la fel ca C (NaOH) \u003d 0,1 mol / l

Un mol este o unitate de cantitate chimică a unei substanțe. Un mol este o porțiune dintr-o substanță (adică o astfel de cantitate) care conține atâtea unități structurale câte atomi există în 0,012 kg de carbon. 0,012 kg de carbon conține 6,02*1023 atomi de carbon. Și această porție este de 1 mol. Același număr de unități structurale este conținut în 1 mol de orice substanță. adică o mol este cantitatea de substanță care conține 6,02 * 1023 particule. Această valoare se numește constantă Avogadro.

Cantitatea chimică a oricăror substanțe conține același număr de unități structurale. Dar pentru fiecare substanță, unitatea sa structurală are propria sa masă. Prin urmare, masele acelorași cantități chimice ale diferitelor substanțe vor fi și ele diferite.

Masa molară este masa unei porțiuni dintr-o substanță cu o cantitate chimică de 1 mol. Este egal cu raportul dintre masa m a unei substanțe și cantitatea corespunzătoare de substanță n

În Sistemul Internațional de Unități, masa molară este exprimată în kg/mol, dar g/mol este mai frecvent utilizat în chimie.

Ar trebui notat. Că masa molară coincide numeric cu masele atomilor și moleculelor (în amu) și cu masele atomice și moleculare relative.

Spre deosebire de solide și lichide, toate substanțele gazoase cu o cantitate chimică de 1 mol ocupă același volum (în aceleași condiții) Această valoare se numește volum molar și se notează

pentru că Deoarece volumul de gaz depinde de temperatură și presiune, atunci când se efectuează calcule, volumele de gaze sunt luate în condiții normale (0? C și o presiune de 101,325 kPa). raportul dintre volumul oricărei porțiuni de gaz și cantitatea chimică de gaz este o valoare constantă egală cu 22,4 dm3/mol, adică. Volumul molar al oricărui gaz în condiții normale = 22,4 dm3/mol

Relația dintre masa molară, volumul molar și densitate (masa unui litru)

c= M/ Vm, g/dm3

Conceptul de concentrație molară se poate referi atât la moleculă sau unitatea de formulă a unei substanțe dizolvate, cât și la echivalentul acestuia. Din punct de vedere fundamental, nu contează despre ce vorbim: concentrația moleculelor de acid sulfuric – C (H2SO4) sau „jumătăți de molecule de acid sulfuric” – C (1/2 H2SO4). Concentrația molară a echivalentului unei substanțe era numită concentrație normală. În plus, concentrația molară a fost adesea numită molaritate, deși un astfel de termen nu este recomandat (poate fi confundat cu molalitate)

Molalitatea unei substanțe dizolvate este raportul dintre cantitatea de substanță în soluție și masa solventului. Desemnați molalitatea ca m(X), b(X), Cm(X):

Cm(X)= n(X)/mS

Unitatea de unitate de molalitate este mol/kg. Molalitatea, conform terminologiei moderne, nu este o concentrare. Se utilizează în cazurile în care soluția se află în condiții non-izoterme. O modificare a temperaturii afectează volumul soluției și, prin urmare, duce la o schimbare a concentrației - în timp ce molalitatea rămâne constantă.

Pentru caracterizarea cantitativă a soluțiilor standard se utilizează de obicei concentrația molară (a unei substanțe sau echivalentul unei substanțe).

Normalitatea solutiilor. Echivalent gram.

Concentrația soluțiilor în analiza titrimetrică este adesea exprimată în termeni de titru, adică. indicați câte grame de substanță dizolvată sunt conținute în 1 ml de soluție. Este și mai convenabil să-l exprim în termeni de normalitate.

Normalitatea este un număr care indică câți echivalenți gram ai unei substanțe dizolvate sunt conținute într-un litru de soluție.

Echivalentul gram (echivalent g) al unei substanțe este numărul de grame al acesteia, echivalent chimic (echivalent) cu un atom-gram de hidrogen în această reacție.

Cn \u003d peq / V; Cn = z n/V,

Unde peq este numărul de echivalenți ai substanței dizolvate, peq = z n, V este volumul soluției în litri, n este numărul de moli ai substanței dizolvate, z este valența efectivă a soluției

Pentru a găsi echivalentul gram, trebuie să scrieți ecuația reacției și să calculați câte grame dintr-o substanță dată corespund unui gram de atom de hidrogen din ea.

De exemplu:

HCl + KOH KCI +H2O

Un echivalent gram de acid este egal cu o moleculă de gram - un mol (36,46 g) de HCl, deoarece această cantitate de acid corespunde unui gram de atom de hidrogen care interacționează cu ionii hidroxil alcalini în timpul reacției.

În consecință, o moleculă gram de H2SO4 în reacții:

H2S04 + 2NaOH Na2S04 + 2H2O

Corespunde la două grame de atomi de hidrogen. Prin urmare, echivalentul gram al H2SO4 este? molecule gram (49,04 g).

Spre deosebire de o moleculă gram, un atom de gram, acest număr nu este constant, ci depinde de reacția în care este implicată substanța dată.

Deoarece un atom-gram de OH- reacționează cu un atom-gram de H + și, prin urmare, este echivalent cu acesta din urmă, echivalenții gram ai bazelor se găsesc în mod similar, dar cu singura diferență că în acest caz trebuie să să fie împărțit la numărul de molecule gram care participă la reacția ionilor OH-.

Alături de echivalentul gram în chimia analitică, conceptul de echivalent în miligrame este adesea folosit. Un echivalent miligram (echivalent mg) este egal cu o miime dintr-un echivalent gram (E:1000) și este greutatea echivalentă a unei substanțe exprimată în miligrame. De exemplu, 1 g-eq HCI este 36,46 g, iar 1 meq HCI este 36,46 mg.

Din conceptul de echivalent ca mărime echivalentă chimic, rezultă că echivalenții gram sunt tocmai acele cantități de greutate cu care reacționează între ele.

Este evident că 1 mg-echivalent din aceste substanțe, care este 0,001 g-echivalent, este în 1 ml de soluții normale ale acestor substanțe. Prin urmare, normalitatea unei soluții arată câte echivalenți gram ai unei substanțe sunt conținute într-un litru sau câte echivalenți miligrame ale acesteia sunt conținute în 1 ml de soluție. Normalitatea soluțiilor se notează cu litera n. Dacă 1 litru de soluție conține 1 g-echiv. substanțe, atunci o astfel de soluție se numește 1 normal (1 n), 2 g-eq - doi-normal (2 n), 0,5 g-eq - semi-normal, 0,1 g-eq - decinormal (0,1n), 0,01 g -eq - centinormal, 0,001 g-equiv - milinormal (0,001n). Desigur, normalitatea soluției, în plus, arată numărul de echivalenți miligrame ai soluției în 1 ml de soluție. De exemplu, soluția 1n conține 1 mEq și 0,5 n - 0,5 mEq de solut la 1 ml.Pregătirea soluțiilor normale necesită capacitatea de a calcula echivalenții gram ai unui acid, bază sau sare.

Echivalent gram este numărul de grame dintr-o substanță care este echivalent chimic (adică echivalent) cu un atom-gram sau cu un ion gram de hidrogen într-o reacție dată.

Np: HCI + NaOH= NaCI+H2O

Se poate observa că o moleculă gram de HCI participă la reacția cu un ion gram H+ interacționând cu ionul OH-. Evident, în acest caz, echivalentul gram al HCl este egal cu molecula sa gram și este de 36,46 g. Cu toate acestea, echivalentul gram al acizilor, bazelor și sărurilor depinde de cursul reacțiilor la care participă. Pentru a le calcula, în fiecare caz, se scrie o ecuație și se determină câte grame de substanță corespund la 1 gram-atom de hidrogen în această reacție. H-P, molecule de acid fosforic H3PO4, care participă la reacție

H3PO4 + NaOH=NaH2PO4+ H2O

Dă un singur ion H + și echivalentul său în gram este egal cu o moleculă gram (98,0 g). În reacție

H3PO4 + 2NaOH = Na2HPO4+ 2H2O

fiecărei molecule îi corespund două grame de ioni de hidrogen. Prin urmare, echiv. Este ea egală? molecule gram, adică 98:2=49g

În cele din urmă, molecula de H3PO4 poate participa și la reacția cu trei ioni de hidrogen:

H3PO4 + 3NaOH=Na3PO4+ 3H2O

este clar că în această reacție molecula gram H3PO4 este echivalentă cu trei ioni gram H+ și echivalentul gram al acidului este 1/3 din molecula gram, adică. 98:3=32,67g

Bazele gram-echiv-voi depind și de natura reacției. Când se calculează echivalentul gram al unei baze, de obicei se împarte molecula gram la numărul de ioni OH- care participă la reacție, deoarece un ion OH-gram este echivalent cu un ion H+ gram, Prin urmare, pe baza ecuațiilor

Ordinea conversiei de la un tip de concentrare la altul. Calcule folosind concentrația molară

În cele mai multe cazuri, când se calculează folosind concentrația molară, se pornește de la proporțiile care raportează concentrația molară și masa molară

Unde C (X) este concentrația soluției în mol / l; M este masa molară, g / mol; m(X)/ este masa substanței dizolvate în grame, p(X) este cantitatea de substanță dizolvată în moli, Vp este volumul soluției în litri.De exemplu, se calculează concentrația molară a 2 litri de 80 g de NaOH.

C(X) = m(X)/M Vp; M = 40 g/mol; C (X) \u003d 80g / 40g / mol * 2l \u003d 1 mol / l

Calcule folosind normalitatea

Unde Sp este concentrația soluției în mol/l; M-masă molară, g/mol; m(X)/ este masa soluției în grame, p(X) este cantitatea soluției în moli, Vp este volumul soluției în litri.

Concentrarea soluțiilor și metodele de exprimare a acesteia (Analiza chimică în ingineria energiei termice, Moscova. Editura MPEI, 2008)

Raporturile cantitative dintre masele substanţelor care reacţionează sunt exprimate prin legea echivalentelor. Elementele chimice și compușii lor intră în reacții chimice între ele în cantități de masă strict definite, corespunzătoare echivalenților lor chimici.

Să aibă loc următoarea reacție în sistem:

aX+ b Y > Produși de reacție.

Ecuația reacției poate fi scrisă și ca

X + b/a Y > Produși de reacție,

ceea ce înseamnă că o particulă de substanță X este echivalentă cu b/a particule de substanță Y.

Atitudine

Factorul de echivalență, o valoare adimensională care nu depășește 1. Utilizarea sa ca valoare fracțională nu este foarte convenabilă. Mai des, se folosește reciproca factorului de echivalență - numărul de echivalență (sau numărul echivalent) z;

Valoarea lui z este determinată de reacția chimică la care participă o anumită substanță.

Există două definiții ale echivalentului:

• 1. Un echivalent este o anumită particulă reală sau condiționată care se poate atașa, elibera sau, într-un alt mod, poate fi echivalentă cu un ion de hidrogen în reacțiile acido-bazice sau cu un electron în reacțiile redox.
• 2. Echivalent - o particulă condiționată a unei substanțe, de z ori mai mică decât unitatea de formulă corespunzătoare. Unitățile de formulă din chimie sunt de fapt particule existente, cum ar fi atomi, molecule, ioni, radicali, molecule condiționate de substanțe cristaline și polimeri.

Unitatea de măsură a cantității de echivalenți de substanță este mol sau mmol (anterior g-eq sau mg-eq). Valoarea necesară pentru calcule este masa molară a echivalentului substanței Meq (Y), g / mol, egală cu raportul dintre masa substanței mY și cantitatea de substanțe echivalente neq (Y):

Meq(Y) = mY / neq(Y)

din moment ce neq

prin urmare

Meq(Y) =MY / zY

unde MY este masa molară a substanței Y, g/mol; nY este cantitatea de substanță Y, mol; zY este numărul de echivalență.

Concentrația unei substanțe este o mărime fizică (dimensională sau adimensională) care determină compoziția cantitativă a unei soluții, amestec sau topitură. Sunt utilizate diferite metode pentru a exprima concentrația unei soluții.

Concentrația molară a substanței B sau concentrația cantității de substanță - raportul dintre cantitatea de substanță dizolvată B și volumul soluției, mol / dm3,

St = nv / Vp = mv / Mv Vp

unde nv este cantitatea de substanță, mol; Vp este volumul soluției, dm3; MB -- masa molară a substanței, g/mol; mB este masa substanței dizolvate, g.

Forma prescurtată a unității de concentrație molară M = mol/dm3 este convenabilă de utilizat.

Concentrația molară a echivalenților substanței B - raportul dintre numărul de echivalenți ai substanței B și volumul soluției, mol / dm3? n:

Seq (V) \u003d n echiv (V) / Vp \u003d mv / Mv Vp \u003d mv zv / Mv Vp

unde neq este cantitatea de echivalenți de substanță, mol; Meq -- masa molară a echivalenților de substanță, g/mol; zB este un număr de echivalență.

Utilizarea termenilor „normalitate” și „concentrație normală” și a unităților de măsură g-eq/dm3, mg-eq/dm3 nu este recomandată, precum și simbolul N, pentru denumirea prescurtată a concentrației molare a echivalenților de substanță .

Concentrația de masă a substanței B - raportul dintre masa substanței dizolvate B și volumul soluției, g / dm3,

Fracția de masă a substanței dizolvate B este raportul dintre masa substanței dizolvate B și masa soluției:

Sv = mv / mr = mv / s Vp

unde mr este masa soluției, g; c este densitatea soluției, g/cm3.

Utilizarea termenului „concentrație procentuală” nu este recomandată.

Fracția molară a unei substanțe dizolvate B este raportul dintre cantitatea acestei substanțe și cantitatea totală a tuturor substanțelor care alcătuiesc soluția, inclusiv solventul,

XV= nV / ? nu, ? ni = nВ + n1 + n2 +.....+ ni

Molalitatea substanței B în soluție este cantitatea de dizolvat B conținută în 1 kg de solvent, mol/kg,

Cm \u003d nv / ms \u003d mv / Mv ms

unde ms este masa solventului, kg.

Titrul - Titrul unei soluții de substanță B este concentrația unei soluții standard egală cu masa substanței B conținută în 1 cm3 de soluție, g/cm3,

În prezent, nu se recomandă utilizarea multor termeni, dar în practica de tratare a apei și în producție, specialiștii folosesc acești termeni și unități de măsură, prin urmare, pentru a elimina discrepanțe, se vor folosi termenii și unitățile de măsură obișnuite. în viitor, iar terminologia nouă va fi indicată între paranteze.

Conform legii echivalenților, substanțele reacționează în cantități echivalente:

neq (X) = neq (Y) și neq (X) = Seq (X) Vx și neq (Y) = Seq (Y) Vy

prin urmare, se poate scrie

Seq (X) Vx = Seq (Y) Vy

unde neqv(X) și neqv(Y) -- cantitatea de echivalenți de substanță, mol; Seq (X) și Seq (Y) - concentrații normale, g-eq / dm3 (concentrații molare ale echivalenților de substanță, mol / dm3); VX și VY sunt volume de soluții de reacție, dm3.

Să presupunem că este necesar să se determine concentrația unei soluții a unei substanțe titrate X-- Ceq(X). Pentru a face acest lucru, măsurați cu precizie o alicotă din această soluție VX. Apoi, se efectuează o reacție de titrare cu o soluție de substanță Y cu o concentrație de Ceq (Y) și se notează cât de multă soluție este utilizată pentru titrarea VY - titrant. În plus, conform legii echivalenților, putem calcula concentrația necunoscută a unei soluții de substanță X:

Echilibrul în soluții. Adevărate soluții și suspensii. Echilibru în sistemul „precipitat – soluție saturată”. Echilibru chimic

Reacțiile chimice se pot desfășura în așa fel încât substanțele luate să fie complet transformate în produși de reacție - după cum se spune, reacția ajunge până la sfârșit. Astfel de reacții sunt numite ireversibile. Un exemplu de reacție ireversibilă este descompunerea peroxidului de hidrogen:

2H2O2 = 2H2O + O2 ^

Reacțiile reversibile au loc simultan în 2 direcții opuse. deoarece produsele obținute în urma reacției interacționează între ele pentru a forma substanțele inițiale. De exemplu: când vaporii de iod interacționează cu hidrogenul la 300 ° C, se formează iodură de hidrogen:

Cu toate acestea, la 300 °C, iodură de hidrogen se descompune:

Ambele reacții pot fi exprimate printr-o ecuație generală, înlocuind semnul egal cu semnul reversibilității:

Reacția dintre substanțele inițiale se numește reacție directă, iar viteza acesteia depinde de concentrația substanțelor inițiale. O reacție chimică între produse se numește reacție inversă, iar viteza acesteia depinde de concentrația substanțelor inițiale. O reacție chimică între produse se numește reacție inversă, iar viteza acesteia depinde de concentrația substanțelor obținute. La începutul unui proces reversibil, viteza reacției directe este maximă, iar viteza inversă este zero. Pe măsură ce procesul continuă, viteza reacției directe scade, deoarece concentratia substantelor luate scade, iar viteza reactiei inverse creste, pe masura ce concentratia substantelor obtinute creste. Când vitezele ambelor reacții devin egale, se instalează o stare numită echilibru chimic. În echilibru chimic, nici reacțiile înainte, nici cele invers nu se opresc; amândoi se mișcă cu aceeași viteză. Prin urmare, echilibrul chimic este un echilibru mobil, dinamic. Starea de echilibru chimic este influențată de concentrația substanțelor de reacție, de temperatură, iar pentru substanțele gazoase - presiunea din sistem.

Prin modificarea acestor condiții, este posibilă deplasarea echilibrului spre dreapta (în acest caz, randamentul produsului va crește) sau spre stânga. Offset chimic. echilibrul se supune principiului Le Chatelier:

În stare de echilibru, produsul dintre concentrațiile produselor de reacție împărțit la produsul concentrațiilor materiilor prime (pentru o reacție dată, T=const) este o valoare constantă numită constantă de echilibru.

Când condițiile externe se schimbă, echilibrul chimic se schimbă în direcția reacției care slăbește această influență externă. Deci, odată cu creșterea concentrației de substanțe care reacţionează, echilibrul se deplasează spre formarea produșilor de reacție. Introducerea unor cantități suplimentare din oricare dintre reactanți în sistemul de echilibru accelerează reacția în care este consumat. O creștere a concentrației substanțelor inițiale deplasează echilibrul către formarea produșilor de reacție. O creștere a concentrației produselor de reacție deplasează echilibrul către formarea materiilor prime.

Reacții care apar în procesul de analiză chimică. Tipuri de reacții. Caracteristică. Tipuri de reacții chimice

Reacțiile chimice pot fi clasificate în patru tipuri principale:

descompunere	conexiuni	substituţie
Reacția de descompunere- se numește astfel de chimie. reacție, la o pisică. dintr-un singur lucru complex-va rezultă două sau mai multe. substanțe simple sau complexe: 2H2O > 2H2^ +O2^3	O reacție compusă este o astfel de reacție, în rezultatul căreia se formează o substanță mai complexă din două sau mai multe substanțe simple sau complexe:	O reacție de substituție este o reacție care are loc între substanțe simple și complexe, cu o pisică. atomi este simplu. lucrurile înlocuiesc atomii unuia dintre elementele unei substanțe complexe: Fe+CuCl2> Cu+FeCl2 Zn+CuCl2>ZnCl2+Cu	O reacție de schimb este o reacție în care două substanțe complexe schimbă părțile sale constitutive, formând două substanțe noi: NaCI+AgNO3=AgCI+NaNO3

În funcție de eliberarea și absorbția de energie, reacțiile chimice se împart în exoterme, mergând cu eliberarea de căldură în mediu și endoterme, mergând cu absorbția de căldură din mediu.

Știința metodelor de analiză a compoziției unui analit (în sens larg) și a metodelor pentru un studiu chimic cuprinzător al substanțelor care ne înconjoară pe Pământ se numește chimie analitică. Subiectul chimiei analitice este teoria și practica diferitelor metode de analiză. Analiza unei substanțe se realizează în scopul stabilirii compoziției sale chimice calitative sau cantitative.

Sarcina analizei calitative este descoperirea elementelor, uneori compuși care alcătuiesc substanța studiată.Analiza cantitativă face posibilă determinarea raportului cantitativ al acestor componente.

Într-o analiză calitativă, pentru a stabili compoziția analitului, i se adaugă și alte substanțe, provocând astfel de transformări chimice, care sunt însoțite de formarea de noi compuși cu proprietăți specifice:

• - o anumită stare fizică (precipitat, lichid, gaz)
• - solubilitate cunoscută în apă, acizi, alcali și alți solvenți
• - culoare caracteristica
• - structură cristalină sau amorfă
• - miros

Analiza calitativă în studiul compoziției unei substanțe necunoscute precede întotdeauna cantitativă, deoarece. alegerea metodei de cuantificare a constituenților analitului depinde de datele obținute cu ajutorul unei analize calitative. Rezultatele unei analize calitative nu fac posibilă aprecierea proprietăților materialelor studiate, deoarece proprietățile sunt determinate nu numai de ce părți este compus obiectul studiat, ci și de raportul lor cantitativ. La începerea unei analize cantitative, este necesar să se cunoască exact compoziția calitativă a substanței studiate; cunoscând compoziția calitativă a substanței și conținutul aproximativ al componentelor, se poate alege metoda potrivită pentru determinarea cantitativă a elementului care ne interesează.

În practică, sarcina cu care se confruntă analistul este de obicei mult simplificată datorită faptului că compoziția calitativă a majorității materialelor studiate este bine cunoscută.

Metode de analiză cantitativă

Metodele de analiză cantitativă, în funcție de natura tehnicii experimentale utilizate pentru determinarea finală a părților constitutive ale analitului, sunt împărțite în 3 grupe:

• - chimică
• - fizică
• - fizico-chimic (instrumental)

Metode fizice - metode de analiză cu ajutorul cărora puteți determina compoziția substanței studiate, fără a recurge la utilizarea reacțiilor chimice. Metodele fizice includ:

• - analiză spectrală - bazată pe studii de spectre de emisie (sau emisie și absorbție a substanțelor studiate)
• - luminiscent (fluorescent) - analiză bazată pe observarea luminescenței (strălucirii) substanțelor analizate, cauzată de acțiunea razelor ultraviolete
• - structural cu raze X - bazat pe utilizarea razelor X pentru a studia structura materiei
• - analiza spectrometrică de masă
• - metode bazate pe măsurarea densităţii compuşilor studiaţi

Metodele fizico-chimice se bazează pe studiul fenomenelor fizice care apar în timpul reacțiilor chimice, însoțite de modificarea culorii soluției, a intensității culorii (colorimetrie), a conductivității electrice (conductometrie)

Metodele chimice se bazează pe utilizarea proprietăților chimice ale elementelor sau ionilor.

Chimic	Fizico-chimic
Gravimetric	Titrimetric	colorimetric	Electrochimic
Metoda analizei cantitative consta in masurarea exacta a masei componentei analizate a probei, izolata sub forma unui compus de compozitie cunoscuta sau sub forma unui element. Denumirea clasică a metodei greutății	Metoda de analiză cantitativă se bazează pe măsurarea volumului (sau masei) unei soluții de reactiv de concentrație cunoscută, consumată pentru reacția cu analitul. Ele sunt împărțite în funcție de tipul de reacții în 4 metode: - acido-bazică (alcalinitate, aciditate) - redox (bicromat - substanța este titrată cu o soluție de dicromat de potasiu, permanganatometrie, iodometrie) - complexometrică: (titrant Trilon B)	Metodă de analiză cantitativă bazată pe evaluarea intensității culorii soluției (vizual sau cu ajutorul instrumentelor adecvate). Determinarea fotometrică este posibilă numai dacă culoarea soluțiilor nu este prea intensă, prin urmare, pentru astfel de măsurători se folosesc soluții foarte diluate. În practică, determinările fotometrice sunt folosite mai ales când conținutul elementului corespunzător din obiectul studiat este scăzut și când metodele de analiză gravimetrică și titrimetrică sunt nepotrivite. Rapiditatea determinării contribuie la utilizarea pe scară largă a metodei fotometrice.	Metoda de analiză cantitativă, păstrează principiul uzual al determinărilor titrimetrice, dar momentul finalizării reacției corespunzătoare se stabilește prin măsurarea conductivității electrice a soluției (metoda conductometrică), sau prin măsurarea potențialului unuia sau altuia electrod scufundat. în soluția de testare (metoda potențiometrică)

În analiza cantitativă se disting metodele macro-, micro- și semi-micro.

În macroanaliza, se prelevează probe relativ mari (aproximativ 0,1 g sau mai mult) din solidul investigat sau volume mari de soluții (câteva zeci de mililitri sau mai mult). Principalul instrument de lucru în această metodă este o balanță analitică, care permite cântărirea cu o precizie de 0,0001-0,0002 g, în funcție de proiectarea balanței (adică, 0,1-0,2 mg).

În metodele micro și semimicro de analiză cantitativă, se folosesc cântăriri de la 1 la 50 mg și volume de soluție de la zecimi de mililitru la câțiva mililitri. pentru aceste metode se folosesc balante mai sensibile, precum microbalante (precizie de cantarire pana la 0,001 mg), precum si echipamente mai precise pentru masurarea volumelor de solutii.

Analiza volumetrică, esența și caracteristicile metodei. Conceptul de titrare, titru. Tehnici generale de titrare, metode de stabilire a titrului

Analiza titrimetrică (volumetică) Esența analizei.

Analiza titrimetrică oferă un avantaj uriaș față de analiza gravimetrică în ceea ce privește viteza. În analiza titrimetrică, se măsoară volumul unei soluții de reactiv consumat pentru reacție, a cărui concentrație (sau titrul) este întotdeauna cunoscută exact. Un titru este de obicei înțeles ca numărul de grame sau miligrame dintr-o substanță dizolvată conținută în 1 ml dintr-o soluție. Astfel, în analiza titrimetrică, determinarea cantitativă a substanțelor chimice se realizează cel mai adesea prin măsurarea cu precizie a volumelor de soluții a două substanțe care reacționează între ele.

În analiză, o soluție de reactiv titrată este plasată într-un vas de măsurare numit biuretă și este turnată treptat în soluția de testat până când se stabilește într-un fel sau altul că cantitatea consumată de reactiv este echivalentă cu cantitatea de reactiv. analit. Această operație se numește titrare.

O substanță titrabilă este o substanță a cărei concentrație în soluție urmează să fie determinată. În acest caz, trebuie cunoscut volumul soluției substanței titrabile.

Un titrant este o soluție dintr-un reactiv utilizat pentru titrare, a cărui concentrație este cunoscută cu mare precizie. Este adesea denumită soluție standard (de lucru) sau titrată.

Soluția poate fi preparată în mai multe moduri:

• - în funcție de greutatea exactă a substanței de pornire (numai compuși stabili chimic puri, a căror compoziție corespunde strict cu formula chimică, precum și substanțe ușor de curățat, pot fi utilizați ca substanțe de pornire);
• - conform fixanal (după o cantitate strict definită dintr-o substanță, de obicei 0,1 mol sau fracțiunea acesteia, plasată într-o fiolă de sticlă);
• - printr-o probă aproximativă cu determinarea ulterioară a concentrației conform standardului primar (este necesar să existe un etalon primar - o substanță pură chimic de compoziție exact cunoscută care să îndeplinească cerințele relevante);
• - prin diluarea unei solutii preparate anterior cu o concentratie cunoscuta.

Titrarea este metoda principală de analiză titrimetrică, care constă în adăugarea treptată a unei soluții de reactiv de concentrație cunoscută dintr-o biuretă (titrant) la soluția analizată până la atingerea punctului de echivalență. Adesea se fixează punctul de echivalență. Este posibil datorită faptului că reactivul colorat își schimbă culoarea în timpul reacției (în timpul titrarii oxidabilității). Sau se adaugă în soluția de testat substanțe care suferă orice modificare în timpul titrarii și permit astfel fixarea punctului de echivalență, aceste substanțe se numesc indicatori. Principala caracteristică a indicatorilor este considerată a fi nu valoarea punctului final al titrarii, ci intervalul de tranziție a culorii indicatorului. Schimbarea de culoare a indicatorului devine vizibilă pentru ochiul uman nu la o anumită valoare pT,

Intervalul de tranziție al indicatorilor acido-bazici

Indicator	tranziție, pH	formă acidă	Forma principală
Galben alizarina					Violet
timolftaleină				Incolor
Fenolftaleină				Incolor
Crezol violet					Violet
roșu fenol
Albastru de bromotimol
roșu de metil
metil portocală
Albastru de bromofenol

Cu toate acestea, chiar dacă sunt disponibili indicatori, utilizarea lor nu este întotdeauna posibilă. În general, soluțiile puternic colorate sau tulburi nu trebuie titrate cu indicatori, deoarece schimbarea culorii indicatorului devine dificil de distins.

În astfel de cazuri, punctul de echivalență este uneori fixat prin modificarea unora dintre proprietățile fizice ale soluției în timpul titrarii. Metodele electrotitrimetrice de analiză se bazează pe acest principiu. De exemplu, metoda conductometrică, în care punctul de echivalență se găsește prin măsurarea conductivității electrice a soluției; metoda potențiometrică bazată pe măsurarea potențialului redox al unei soluții (metoda de titrare potențiometrică).

În plus, este necesar ca soluția de reactiv titrat adăugată să fie utilizată exclusiv pentru reacția cu analitul, de exemplu. în timpul titrarii, nu ar trebui să apară reacții secundare care să facă imposibilă un calcul precis al rezultatelor analizei. În același mod, este necesară absența substanțelor în soluție care interferează cu cursul reacției sau împiedică fixarea punctului de echivalență.

Numai acele interacțiuni chimice dintre substanța titrată și titrant care îndeplinesc următoarele cerințe pot fi utilizate ca reacție:

• 1) reacția trebuie să fie strict stoechiometrică, adică. compoziția chimică a substanței titrabile, a titrantului și a produselor de reacție trebuie să fie strict definită și neschimbată;
• 2) reacția trebuie să se desfășoare rapid, deoarece pot apărea modificări în soluție pentru o lungă perioadă de timp (datorită reacțiilor concurente), a căror natură și influență asupra reacției principale de titrare este destul de dificil de prezis și luat în considerare;
• 3) reacția trebuie să se desfășoare cantitativ (dacă este posibil complet), adică constanta de echilibru a reacției de titrare trebuie să fie cât mai mare posibil;
• 4) trebuie să existe o modalitate de a determina sfârșitul reacției. .

În titrimetrie, se disting următoarele opțiuni de titrare:

• - metoda titrarii directe. Titrantul se adaugă direct la substanța care urmează să fie titrată. Această metodă este utilizată dacă sunt îndeplinite toate cerințele pentru reacția de titrare;
• - metoda titrarii inverse. Un exces cunoscut de titrant se adaugă la substanța de titrat, reacția este finalizată și apoi excesul de titrant nereacționat este titrat cu un alt titrant, adică. titrantul utilizat în prima parte a experimentului este el însuși convertit în substanța titrabilă în a doua parte a experimentului. Această metodă este utilizată dacă viteza de reacție este scăzută, nu este posibilă selectarea unui indicator, se observă efecte secundare (de exemplu, pierderi ale analitului din cauza volatilității sale) sau reacția nu este stoichiometrică; - metoda de titrare indirectă prin substituent. Se efectuează o reacție stoechiometrică a compusului titrabil cu un alt reactiv, iar noul compus rezultat din această reacție este titrat cu un titrant adecvat. Metoda este utilizată dacă reacția este nestoichiometrică sau are loc lent.

DIZOLVARE.

SOLUBILITATEA SUBSTANTELOR ÎN APA.

I DIZOLUȚIE ȘI SOLUȚII.

DIZOLVARE. SOLUȚII.

Teoria fizică (Van nu Hoff,

Ostwald, Arrhenius).

Dizolvare este un proces de difuzie

A solutii sunt amestecuri omogene.

teoria chimică (Mendeleev,

Kablukov, Kistyakovsky).

Dizolvare este un proces chimic

interacțiuni cu soluții

cu apă, - procesul de hidratare,

A solutii Acești compuși sunt hidrați.

Teoria modernă.

Dizolvare- Acesta este un proces fizico-chimic care are loc între solvent și particulele de dizolvat și este însoțit de procesul de difuzie.

Soluții- acestea sunt sisteme omogene (omogene) formate din particule dintr-un dizolvat, un solvent și produsele interacțiunii lor - hidrați.

II SEMNELE INTERACȚIUNII CHIMICE ÎN TIMPUL DULUI.

1. Fenomene termice.

ü exotermic - acestea sunt fenomene însoțite de degajarea de căldură /dizolvarea acidului sulfuric concentrat H2SO4 în apă/.

ü Endotermic- sunt fenomene însoţite de absorbţia căldurii/dizolvarea cristalelor de azotat de amoniu NH4NO3 în apă/.

2. Schimbarea culorii.

CuSO4 + 5H2O → CuSO4∙ 5H2O

cristale albe albastre

cristale

3. Modificarea volumului.

III DEPENDENȚA SUBSTANȚELOR SOLIDE DE DIZOLUȚIE.

1. Din natura substanțelor:

ü foarte solubil în apă / mai mult de 10 g substanță la 100 g apă /;

ü ușor solubil în apă /mai puțin de 1g/;

ü practic insolubil în apă /sub 0,01g/.

2. De la temperatură.

IV TIPURI DE SOLUȚII DUPĂ SOLUBILITATE.

Ø Dupa gradul de solubilitate:

ü soluție nesaturată - o soluție în care, la o temperatură și o presiune date, este posibilă dizolvarea ulterioară a substanței deja conținute în ea.

ü soluție saturată - o soluție care este în echilibru de fază cu solutul.

ü Soluție suprasaturată - o soluție instabilă în care conținutul unei substanțe dizolvate este mai mare decât într-o soluție saturată a aceleiași substanțe la acele valori de temperatură și presiune.

Ø În funcție de raportul dintre dizolvat și solvent:

ü concentrat;

ü diluat.

TEORIA DISOCIAȚIEI ELECTROLITICE (TED).

I. Teoria disocierii electrolitice (TED) a fost propusă de un om de știință suedez Svante Arrhenius în 1887

Mai târziu, TED s-a dezvoltat și s-a îmbunătățit. Teoria modernă a soluțiilor apoase de electroliți, pe lângă teoria disocierii electrolitice a lui S. Arrhenius, include idei despre hidratarea ionilor (,), teoria electroliților puternici (, 1923).

II. SUBSTANȚE

electroliti - substante, solutii

sau ale căror topituri conduc

electricitate.

/acizi, săruri, baze/

Non-electroliți Substanțe ale căror soluții sau topituri nu conduc electricitatea.

/substante simple/

IONII sunt particule încărcate.

ü cationi /kat+/ sunt particule încărcate pozitiv.

ü anionii /an-/– particule încărcate negativ

III. PRINCIPALE DISPOZIȚII ALE TED:

ü Procesul spontan de descompunere a unui electrolit în ioni într-o soluție sau într-o topitură se numește disociere electrolitică .

ü În soluțiile apoase, ionii nu sunt în liber, ci în hidratat stare, adică înconjurat de dipoli de apă și asociat chimic cu aceștia. Ionii în stare hidratată diferă ca proprietăți de ionii în stare gazoasă a materiei.

ü Pentru același dizolvat, gradul de disociere crește pe măsură ce soluția este diluată.

ü În soluții sau topituri de electroliți, ionii se mișcă aleatoriu, dar atunci când un curent electric este trecut printr-o soluție sau topitură a unui electrolit, ionii se deplasează într-o direcție: cationi - la catod, anioni - la anod.

MECANISME DE DISOCIERE ELECTROLITICĂ

1. ED al substanțelor ionice:

ü Orientarea dipolilor de apă în raport cu ionii de cristal.

ü Dezintegrarea cristalului în ioni (disocierea corespunzătoare).

ü Hidratarea ionilor.

2. ED a substanțelor cu o legătură chimică de tip polar covalent.

ü Distrugerea legăturilor de hidrogen dintre moleculele de apă, formarea dipolilor de apă.

ü Orientarea dipolilor de apă în raport cu dipolii unei molecule polare.

ü Polarizarea legăturii puternice, ca urmare a căreia perechea de electroni comună este complet mutată la particula atomică a unui element mai electronegativ.

ü Dezintegrarea materiei în ioni (disocierea corespunzătoare).

ü Hidratarea ionilor.

GRADUL DE DISOCIARE ELECTROLITICĂ /α/

1. Grad de ED este raportul dintre numărul de molecule degradate și numărul total de particule din soluție.

α = ─ ∙ 100%

Ntotal

2. În funcție de magnitudinea gradului de DE, substanțele sunt împărțite:

ü electroliți puternici /HCl; H2S04; NaOH; Na2CO3/

ü electroliți de putere medie /H3PO4/

ü electroliți slabi /H2CO3; H2SO3/.

DICTARE CHIMICA

PE TEMA: „DISOCIAREA ELECTROLITICĂ”

1. Toate bazele solubile în apă sunt electroliți puternici.

2. Numai sărurile solubile în apă suferă hidroliză.

3. Disocierea este un proces reversibil.

4. Esența reacției de neutralizare, CH3COOH + KOH → CH3COOH + H2O, reflectată sub forma unei scurte ecuații ionice a unei reacții chimice este: H++ OH- → H2O.

5. BaSO4 ; AgCl sunt săruri insolubile în apă, deci nu se disociază în ioni.

6. Este corectă ecuația de disociere pentru următoarele săruri:

ü Na2SO4 → 2Na+ + SO42-

ü KCl → K+ + Cl-

7. Ecuația de disociere pentru acidul sulfuros are următoarea formă: H2 ASA DE3 → 2 H+ + ASA DE3 2- .

8. Adevăratul grad de disociere al unui electrolit puternic este mai mic de 100%.

9. Ca rezultat al reacției de neutralizare, se formează întotdeauna sare și apă.

10. Numai bazele solubile în apă - alcaline, sunt electroliți.

11. Ecuațiile reacțiilor chimice prezentate mai jos sunt reacții de schimb ionic:

ü 2KOH + SiO2 → K2SiO3 + H2O

ü Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O

ü CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O

12. Acidul sulfuros este un acid slab, deci se descompune în apă (H2O) și dioxid de sulf (SO2).

H2SO3 → H2O + SO2.

CODUL

1. Nu /excluzând NH3∙H2O/

2. Nu: Al2S3 + 2H2O → 2AlOHS + H2S

3. Nu. /Disociarea doar a electroliților slabi este un proces reversibil, electroliții puternici se disociază ireversibil/.

4. Nu: CH3COOH + OH - → CH3COO= + H2O.

5. Nu. /Aceste săruri sunt insolubile în raport cu apa, dar sunt capabile să se disocieze/.

6. Nu. /Aceste săruri sunt electroliți puternici, deci se disociază ireversibil/.

7. Nu. /Acizii polibazici se disociază treptat/.

8. Nu. /Gradul adevărat de disociere este egal cu 100%/.

9. Nu: NH3(g.) + HCl(g.) → NH4Cl, formarea apei rămâne discutabilă.

10. Nu. /Toate bazele sunt electroliți/.

11. Nu. /Acestea sunt reacții de schimb, dar ionice/.

12. Nu. /Descompunerea acidului sulfuros are loc deoarece este un acid fragil/.

REGULI

COMPILAREA ECUAȚIILOR IONICE ALE REACȚILOR CHIMICE.

1. Substanțele simple, oxizii, precum și acizii, sărurile și bazele insolubile nu se descompun în ioni.

2. Soluțiile sunt folosite pentru reacția de schimb ionic, deci chiar și substanțele slab solubile se află în soluții sub formă de ioni. /Dacă o substanță slab solubilă este compusul original, atunci ea este descompusă în ioni la compilarea ecuațiilor ionice ale reacțiilor chimice/.

3. Dacă în urma reacției se formează substanța slab solubilă, atunci când se scrie ecuația ionică se consideră insolubilă.

4. Suma sarcinilor electrice din partea stângă a ecuației trebuie să fie egală cu suma sarcinilor electrice din partea dreaptă.

TERMENI

REACȚII DE SCHIMB DE IONI

1. Formarea unei substanțe cu disociere scăzută a apei - H2O:

ü HCl + NaOH → NaCl + H2O

H+ + Cl - + Na+ + OH- → Na+ + CI - + H2O

H+ + OH - → H2O

ü Cu(OH)2 + H2SO4 → CuSO4 + 2H2O

Cu(OH)2 + 2H+ + SO42- → Cu2+ + SO42- + 2H2O

Cu(OH)2 + 2H+ → Cu2+ + 2H2O

2. Precipitare:

ü FeCl3 + 3NaOH → Fe(OH)3↓ + 3NaCl

Fe3++ 3Cl - + 3Na+ + 3OH- → Fe(OH)3↓ + 3Na++ 3Cl-

Fe3++ 3OH - → Fe(OH)3↓

ü BaCl2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HCl

Ba2++ 2Cl - + 2H++ SO42- → BaSO4↓ + 2H++ 2Cl-

Ba2++ SO42- → BaSO4↓

ü AgNO3 + KBr → AgBr↓ + KNO3

Ag+ + NO3- + K++ Br - → AgBr↓ + K++ NO3-

Ag+ + Br - → AgBr↓

3. Degajare de gaz:

ü Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + H2O + CO2

2Na++ CO32-+ 2H++ 2Cl- → 2Na++ 2Cl - + H2O + CO2

CO32-+ 2H+ → H2O + CO2

ü FeS + H2SO4 → FeSO4 + H2S

FeS + 2H++ SO42-→ Fe2++ SO42-+ H2S

FeS + 2H+ → Fe2++ H2S

ü K2SO3 + 2HNO3 → 2KNO3 + H2O + SO2

2K++ SO32-+ 2H++ 2NO3- → 2K++ 2NO3- + H2O + SO2