2 Способы выражения концентрации растворов

Под концентрацией раствора понимают содержание растворённого вещества в определённом объёме или массе раствора или растворителя. Растворы с большой концентрацией растворённого вещества называются концентрированными, с малой – разбавленными.

Существует много различных способов выражения концентрации растворов. Один из наиболее употребительных в химии и технике способов – это выражение концентрации растворённого вещества в виде массовой доли (процентной концентрации).

Массовая доля (процентная концентрация) показывает, сколько массовых частей растворённого вещества содержится в 100 массовых частях раствора. Если в качестве единицы массы выбрать грамм, то определение массовой доли можно также записать следующим образом: массовая доля (процентная концентрация) показывает, сколько граммов растворённого вещества содержится в 100 граммах раствора.

(1)

В формуле 6.1 а ω(X) – массовая доля растворённого вещества X;

m(X) – масса растворённого вещества X;

m_{раствора} – масса раствора.

Если в формуле (1) не использовать множитель 100%, то массовая доля будет выражена не в процентах, а в долях единицы.

(2)

Понятно, что в этом случае, 30% раствору, например, будет соответствовать массовая доля ω = 0,3 .

Часто возникает необходимость приготовить раствор с задан­ной массовой долей растворенного вещества (ω₃) смешением двух растворов с большей (ω₁) и меньшей (ω₂) массовой долей того же самого вещества. При этом требуется найти массы более концен­трированного (т₁) и менее концентрированного (т₂) растворов.

Масса растворенного вещества в полученном растворе равна сумме масс этого вещества в исходных растворах, которые, в свою очередь, равны произведению массы раствора на массовую долю растворенного вещества, т. е. т₁ ω₁ + т₂ ω₂.

Масса же получен­ного раствора равна сумме масс исходных растворов. Следователь­но, массовая доля растворенного вещества в полученном растворе:

(3)

Это уравнение может быть использовано для расчетов как непо­средственно, так и в виде так называемого "правила креста":

Отношение масс двух исходных растворов т₁ : т₂ равно отно­шению разностей ω₃ - ω₂ и ω₁ - ω₃ (находимых из схемы):

(4)

Пусть, например, требуется приготовить раствор соли с мас­совой долей 10 %, исходя из растворов этой соли с массовой до­лей 5 % и 40 %. Подставив в приведенную выше схему эти ве­личины, получаем:

откуда

Например, взяв 10 г раствора с ω = 40 % и 60 г раствора с ω = 5 %, получим 70 г раствора с ω = 10 %, что нетрудно прове­рить расчетом:

Другим важнейшим способом выражения содержания растворённого вещества в растворе является молярная концентрация (молярность). Молярная концентрация показывает, сколько моль растворённого вещества содержится в 1 литре (т.е. 1 дм³) раствора.

(5)

В формуле 6.2: C(X) – молярная концентрация вещества X в растворе (моль/л);

n(X) – количество растворённого вещества Х (моль);

V_{раствора} – объём раствора (л).

В технологических регламентах производственных процессов концентрацию растворов очень часто выражают массой растворённого вещества содержащегося в 1 литре раствора. Так, запись «концентрация сульфата натрия в растворе равна 25 г/л» означает, что в 1 литре раствора содержится 25 граммов растворённого Na₂SO₄.

Пример 6.1 Рассчитать молярную концентрацию 10% раствора ортофосфорной кислоты; плотность раствора 1,1 г/мл.

Массовая доля раствора 10 % означает, что в 100 граммах раствора содержится 10 граммов H₃PO₄. Следовательно,

Этот же расчёт можно выполнить и другим способом.

При выполнении расчёта вторым способом массовую долю следует выражать не в процентах, а в долях единицы, а плотность в г/л (1 г/мл = 1000 г/л).

На практике объем раствора обычно измеряют в литрах, в этом случае молярная концентрация показывает количество растворен­ного вещества в одном литре раствора и имеет единицу измерения моль/л. Раствор, содержащий 1 моль растворенного вещества в 1 л, называется молярным; содержащий 0,1 моль/л - децимолярным, и т. д. Молярная концентрация раствора, содержащего, на­пример, 0,2 моль гидроксида калия в 1 литре, может быть обозна­чена так: с(КОН) = 0,2 моль/л или с(КОН) = 0,2 М.

Нормальная концентрация раствора.

Эквивалентом (Э) вещества называется такое его количество, которое в химических реакциях соединяется с 1 моль атомов водорода или замещает его в соединениях.

Размерность эквивалента такая же, как и количества вещества – моль.

Например, в реакции:

2 Н₂ + О₂ = Н₂О

1 моль атомов Н эквивалентен Ѕ моль атомов О, следовательно, Э(О)=1/2 моль.

Масса одного эквивалента вещества называется эквива­лентной массой (М_экв); размерность эквивалентной массы та­кая же, как молярной массы: кг/моль или г/моль. Например, М_ЭКВ(Н) = 1 г/моль; М_ЭКВ(О) = 8 г/моль.

Количество вещества эквивалента (n_экв) равно отношению массы вещества (т) к эквивалентной массе:

n_экв(Х) = т(Х)/М_зкв.

На­пример, если имеется 32 г кислорода, то n_экв = 32/8 = 4 моль.

Состав раствора, выражен­ный через количество эквивалентов растворенного вещества в од­ном литре раствора, называется нормальной концентрацией (с_Н).

Таким образом, нормальная концентрация равна отношению количества эквивалентов растворенного вещества (n_экв(Х)) в растворе к объему раствора (V):

(6)

Единица измерения нормальной концентрации - моль/м³; для практического использования обычно служит кратная единица моль/дм³ или моль/л. В литературе встречаются разные обозначения нормальной концентрации, например для раствора серной кислоты с нормальной концентрацией 0,2 моль/л:

C_Н(Н₂SO₄) = 0,2 моль/л C_Н(Н₂SO₄) = 0,2 н

или

0,2 н. раствор Н₂SO₄ C(1/2 Н₂SO₄) = 0,2 моль/л

Последнее обозначение — рекомендованное; оно показывает, чему равен эквивалент растворенного вещества (в данном случае 1/2 моль) и сколько эквивалентов содержится в 1 л раствора.

Молярная масса и эквивалентная масса связаны соотноше­нием:

М_экв = f_экв∙ М

где f_экв - так называемый фактор эквивалентности, который для эле­мента равен 1/В, где В - стехиометрическая валентность* элемента в данном соединении (формальная валентность, следующая из формулы соединения); f_экв - величина безразмерная.

Так, для серы в Н₂S f_экв = ¹/₂, откуда Э(S) = ¹/₂ моль и М_экв(S) = 32/2 = 16 г/моль.

Для различных классов неорганических соединений фактор эквивалентности равен:

Для оксида:

Для основания:

,

Для кислоты:

,

Для соли:

,

Зная нормальную концентрацию, легко рассчитать объем раствора того или иного реагента, требующийся для реакции. Пусть два вещества введены в реакцию в виде растворов, нор­мальные концентрации которых равны соответственно с_н и с^/_н, и для реакции потребовались объемы растворов этих веществ соответственно V и V^/. По определению нормальной концентра­ции с_н показывает количество эквивалентов вещества в 1 л раствора. Тогда количество эквивалентов первого реагента со­ставит с_н V, а количество эквивалентов второго с^/_н V^/. По за­кону эквивалентов вещества реагируют в количествах, пропор­циональных их эквивалентам, т. е. количества эквивалентов реагирующих веществ равны, следовательно:

или

(7)

т. е. объемы реагирующих растворов обратно пропорциональ­ны их нормальным концентрациям.

Если известны нормальная концентрация раствора и экви­валентная масса растворенного вещества, можно легко вычис­лить массу вещества, содержащегося в 1 мл раствора.

Масса растворенного вещества, содержащаяся в 1 мл рас­твора, выраженная в граммах, называется титром раствора. Титр раствора, обозначаемый Т, определяется по формуле:

,

(8)

Например, титр децинормального раствора серной кислоты равен:

,

Раствор с известной нормальной концентрацией (или титром) называется титрованным раствором. Титрованными раствора­ми пользуются в лабораторной практике для определения нор­мальной концентрации других растворов. Например, к раствору кислоты, нормальную концентрацию которой необходимо опре­делить, постепенно прибавляют титрованный раствор щелочи. Момент окончания реакции - нейтрализации кислоты щелочью - определяют по изменению окраски индикатора, добавленного до начала титрования в раствор кислоты. Определив с помощью титрования объем щелочи, необходимый для нейтрализации за­данного объема кислоты, можно затем рассчитать нормальную концентрацию кислоты, исходя из соотношения:



(9)

Для перехода от одного способа выражения состава к дру­гому служат формулы:

(10)

(11)

,

(12)

,

(13)

Где _р – плотность раствора, г/мл.

Растворимость

Растворимостью называется способность вещества растворяться в том или ином растворителе. Количественной мерой растворимости вещества при данных условиях служит концентрация его насыщенного раствора.

Поэтому растворимость может быть выражена в виде процентной, молярной концентрации растворённого вещества в насыщенном растворе. Очень часто растворимость выражают также числом граммов растворённого вещества, насыщающих 100 граммов растворителя (например, воды).

Растворимость разных веществ в воде может очень сильно различаться. Если в 100 граммах воды растворяется более 10 граммов вещества, то такое вещество считается хорошо растворимым; если растворяется менее 1 грамма вещества – малорастворимым, если менее 0,01 грамма вещества – практически нерастворимым. Следует, отметить, что абсолютно нерастворимых веществ не существует.

Принципы, позволяющие количественно предсказать растворимость вещества, в настоящее время неизвестны. Однако ещё со времён алхимиков известно правило «подобное растворяется в подобном», которое отражает тот факт, что вещества, состоящие из полярных молекул, и вещества с ионным типом связи (HCl, NaCl, H₂SO₄, K₂SO₄) лучше растворяются в полярных растворителях (вода, спирты, жидкий аммиак), а неполярные вещества (например, галогены) – в неполярных растворителях (бензол, сероуглерод и т.п.).

Растворение большинства твёрдых тел сопровождается тепловым эффектом:

кристалл + растворитель ⇆ раствор  Q .

Применяя принцип Ле-Шателье к равновесию растворения, легко спрогнозировать, что если вещество растворяется с поглощением тепла, то увеличение температуры приведёт к увеличению растворимости. Если же образование раствора сопровождается выделением тепловой энергии, растворимость с ростом температуры уменьшается.

Растворение газов в воде представляет собой экзотермический процесс, поэтому растворимость газов с повышением температуры уменьшается. Так, кипячением воды можно удалить растворённый в ней воздух, сероводород, аммиак и другие газы.

Если растворимость вещества уменьшается при понижении температуры, то при охлаждении насыщенных растворов избыток растворённого вещества обычно выделяется. Однако, если охлаждение проводить осторожно и медленно, не допуская попадания в раствор твёрдых частиц извне, то выделения избытка растворённого вещества может не произойти. В этом случае образуется раствор, содержащий значительно больше растворённого вещества, чем его требуется для насыщения при данной температуре. Такие растворы называются пересыщенными. В спокойном состоянии они могут длительное время оставаться без изменения. Но при попадании в пересыщенный раствор извне твёрдых частиц растворённого вещества и при встряхивании раствора, весь избыток растворённого вещества быстро выкристаллизовывается.