تحضير المحاليل المعايرة لأحماض الكبريتيك والهيدروكلوريك. تقنية تحضير الحلول

18.10.2023

تحضير محلول حمض الكبريتيك بكسر كتلي 5%.تم خلط 28.3 سم3 من حامض الكبريتيك المركز مع 948 سم3 من الماء المقطر.

تحضير محلول بتركيز كتلة من المنغنيز 0.1 ملغم/سم3.يتم إذابة برمنجنات البوتاسيوم بوزن 0.288 جم في كمية صغيرة من محلول حامض الكبريتيك بكسر كتلي 5% في دورق حجمي بسعة 1000 سم3. يتم ضبط حجم المحلول في الدورق على العلامة مع نفس محلول حمض الكبريتيك. تتم إزالة لون المحلول الناتج عن طريق إضافة بضع قطرات من بيروكسيد الهيدروجين أو حمض الأكساليك وخلطه. يتم تخزين المحلول لمدة لا تزيد عن 3 أشهر في درجة حرارة الغرفة.

إعداد الحل المرجعي. يتم وضع محلول بتركيز كتلة من المنجنيز 0.1 ملجم/سم3 في دورق حجمي بسعة 50 سم3 في الأحجام المبينة في جدول مقارنة المحاليل.

الجدول 1

جدول المقارنة لمحاليل المنغنيز

أضف 20 سم3 من الماء المقطر إلى كل دورق. يتم إعداد الحلول في يوم الاختبار.

تحضير محلول نترات الفضة بكسر كتلي 1%.يتم إذابة نترات الفضة التي تزن 1.0 جم في 99 سم3 من الماء المقطر.

اختبارات:بناءً على وصفة الخلط المسبق، يؤخذ حجم من محلول الاختبار يحتوي على من 50 إلى 700 ميكروجرام من المنغنيز، ويوضع في أكواب زجاجية بسعة 100 سم3 ويتبخر حتى يجف في حمام رملي أو موقد كهربائي مزود بشبكة من الأسبستوس. يتم ترطيب البقايا الجافة بقطرات من أحماض النيتريك المركزة ثم أحماض الكبريتيك، ويتم تبخير الفائض منها. يتم تكرار العلاج مرتين. ثم تذاب المادة المتبقية في 20 سم3 من الماء المقطر الساخن وتنقل إلى دورق حجمي سعة 50 سم3. يتم غسل الزجاج عدة مرات بأجزاء صغيرة من الماء المقطر الساخن، والذي يُسكب أيضًا في دورق حجمي. في القوارير التي تحتوي على المحاليل المرجعية ومحلول الاختبار أضف 1 سم 3 من حمض الأرثوفوسفوريك، 2 سم 3 من محلول نترات الفضة بكسر كتلة 1٪ و 2.0 جم من كبريتات الأمونيوم. يتم تسخين محتويات القوارير حتى الغليان، وعندما تظهر الفقاعة الأولى، يتم إضافة المزيد من كبريتات الأمونيوم على طرف المشرط. بعد الغليان، يتم تبريد المحاليل إلى درجة حرارة الغرفة، ويتم إحضارها إلى العلامة بمحلول حمض الكبريتيك بكسر كتلة قدره 5٪ وتحريكها. يتم قياس الكثافة الضوئية للمحاليل على مقياس الألوان الكهروضوئي نسبة إلى المحلول المرجعي الأول الذي لا يحتوي على المنغنيز، في الكوفيتات ذات سماكة الطبقة الشفافة 10 مم عند طول موجي (540 ± 25) نانومتر، باستخدام مرشح ضوئي مناسب، أو على مقياس الطيف الضوئي عند طول موجي 535 نانومتر. وفي الوقت نفسه، يتم إجراء تجربة مراقبة، باستثناء أخذ عينة من الخلطة الجاهزة.

غابو لو "كلية كيريشي للفنون التطبيقية"

الدليل المنهجي للدراسة

MDK.02.01 أساسيات تحضير العينات والمحاليل بتركيزات مختلفة

240700.01 لمساعد مختبر التحاليل الكيميائية التخصصية.

متطور

المعلم: راسكازوفا ف.

2016

جدول المحتويات

محتوى

الصفحات

حلول

3-15

حسابات تحضير محاليل الأملاح والأحماض

إعادة حساب التركيز من نوع إلى آخر.

خلط وتخفيف الحلول.قانون خلط المحاليل

تقنية تحضير الحلول.

15-20

تحضير المحاليل الملحية

تحضير المحاليل الحمضية

تحضير المحاليل الأساسية

تقنية لتحديد تركيز الحلول.

21-26

تحديد التركيز عن طريق قياس الكثافة

تحديد التركيز بالمعايرة.

القواعد الستة للمعايرة.

شروط تحديد المعايرة لتركيز المادة

إعداد معاير

تحديد عيار الحل

الحسابات في التحليل الحجمي.

26-28

حلول

مفهوم المحاليل والذوبان

في كل من التحليل النوعي والكمي، يتم العمل الرئيسي مع الحلول. عادة، عندما نستخدم اسم "الحل"، فإننا نعني الحلول الحقيقية. في المحاليل الحقيقية، يتم توزيع المذاب في شكل جزيئات أو أيونات فردية بين جزيئات المذيب.حل- خليط متجانس (متجانس) يتكون من جزيئات مادة مذابة ومذيب ومنتجات تفاعلها.عند إذابة مادة صلبة في الماء أو مذيب آخر، تنتقل جزيئات الطبقة السطحية إلى المذيب، ونتيجة للانتشار، يتم توزيعها في كامل حجم المذيب، ثم تمر طبقة جديدة من الجزيئات إلى المذيب ، إلخ. بالتزامن مع المذيب، تحدث أيضًا عملية عكسية - إطلاق الجزيئات من المحلول. كلما زاد تركيز المحلول، كلما زادت هذه العملية. من خلال زيادة تركيز المحلول دون تغيير الظروف الأخرى، نصل إلى حالة يتم فيها إطلاق نفس عدد جزيئات المادة المذابة من المحلول في كل وحدة زمنية. ويسمى هذا الحلمشبع. إذا أضفت كمية صغيرة من المذاب إليه، فإنه سيبقى غير مذاب.

الذوبان- قدرة المادة على تكوين أنظمة متجانسة مع مواد أخرى - المحاليل التي تكون فيها المادة على شكل ذرات أو أيونات أو جزيئات أو جزيئات فردية.يتم تحديد كمية المادة في المحلول المشبعالذوبان المواد في ظل ظروف معينة. تختلف قابلية ذوبان المواد المختلفة في بعض المذيبات. لا يمكن إذابة أكثر من كمية معينة من مادة معينة في كمية معينة من كل مذيب.الذوبان يتم التعبير عنها بعدد جرامات المادة في 100 جرام من المذيب في محلول مشبع عند درجة حرارة معينة. وتنقسم المواد حسب قدرتها على الذوبان في الماء إلى: 1) شديدة الذوبان (الصودا الكاوية، السكر)؛ 2) قليل الذوبان (الجبس، ملح بيرثوليت)؛ 3) غير قابلة للذوبان عمليا (كبريتيت النحاس). غالبًا ما تسمى المواد غير القابلة للذوبان عمليًا بأنها غير قابلة للذوبان، على الرغم من عدم وجود مواد غير قابلة للذوبان على الإطلاق. "تسمى المواد غير القابلة للذوبان عادة تلك المواد التي تكون قابلية ذوبانها منخفضة للغاية (جزء واحد بالوزن من المادة يذوب في 10000 جزء من المذيب).

بشكل عام، تزداد ذوبان المواد الصلبة مع زيادة درجة الحرارة. إذا قمت بإعداد محلول قريب من التشبع بالتسخين، ثم قم بتبريده بسرعة ولكن بعناية، فإن هذا ما يسمىمحلول مفرط التشبع. إذا قمت بإسقاط بلورة مادة مذابة في مثل هذا المحلول أو مزجته، فستبدأ البلورات في التساقط من المحلول. وبالتالي، يحتوي المحلول المبرد على مادة أكثر مما يحتوي عليه المحلول المشبع عند درجة حرارة معينة. لذلك، عند إضافة بلورة من المذاب، تتبلور كل المادة الزائدة.

تختلف خصائص المحاليل دائمًا عن خصائص المذيب. يغلي المحلول عند درجة حرارة أعلى من المذيب النقي. على العكس من ذلك، فإن درجة تجمد المحلول أقل من درجة تجمد المذيب.

بناءً على طبيعة المذيب، تنقسم المحاليل إلى:المائية وغير المائية. وتشمل الأخيرة محاليل المواد الموجودة في المذيبات العضوية مثل الكحول والأسيتون والبنزين والكلوروفورم وما إلى ذلك.

يتم تحضير محاليل معظم الأملاح والأحماض والقلويات في المحاليل المائية.

طرق التعبير عن تركيز المحاليل. مفهوم المعادل بالجرام

ويتميز كل محلول بتركيز المذاب: كمية المادة الموجودة في كمية معينة من المحلول. يمكن التعبير عن تركيز المحاليل كنسبة مئوية، بالمول لكل 1 لتر من المحلول، وبمكافئات لكل 1 لتر من المحلول وبالعيار.

يمكن التعبير عن تركيز المواد في المحاليل بطرق مختلفة:

الجزء الكتلي للمادة المذابة w(B) هو كمية بلا أبعاد تساوي نسبة كتلة المادة المذابة إلى الكتلة الكلية للمحلول m

ث(ب)= م(ب) / م

أو يسمى بطريقة أخرى:تركيز النسبة المئوية الحل - يتحدد بعدد جرامات المادة في 100 جرام من المحلول. على سبيل المثال، يحتوي محلول 5% على 5 جم من المادة في 100 جم من المحلول، أي 5 جم من المادة و100-5 = 95 جم من المذيب.

يوضح التركيز المولي C(B) عدد مولات المذاب الموجودة في لتر واحد من المحلول.

C(B) = n(B) / V = m(B) / (M(B) V)،

حيث M(B) هي الكتلة المولية للمادة المذابة g/mol.

يتم قياس التركيز المولي بالمول/لتر ويشار إليه بـ "M". على سبيل المثال، 2M NaOH عبارة عن محلول ثنائي المولي من هيدروكسيد الصوديوم؛تحتوي المحاليل الأحادية (1 م) على 1 مول من المادة لكل 1 لتر من المحلول، والمحاليل ثنائية المولار (2 م) تحتوي على 2 مول لكل 1 لتر، وما إلى ذلك.

من أجل تحديد عدد جرامات مادة معينة الموجودة في 1 لتر من محلول بتركيز مولي معين، عليك معرفتهاالكتلة المولية، أي كتلة 1 مول. الكتلة المولية للمادة، معبرًا عنها بالجرام، تساوي عدديًا الكتلة الجزيئية للمادة. على سبيل المثال، الوزن الجزيئي لـ NaCl هو 58.45، وبالتالي فإن الكتلة المولية هي أيضًا 58.45 جم، وبالتالي فإن محلول 1 M NaCl يحتوي على 58.45 جم من كلوريد الصوديوم في 1 لتر من المحلول.

تشير الحالة الطبيعية للحل إلى عدد مكافئات الجرام من مادة معينة في لتر واحد من المحلول أو عدد مكافئات الملليجرام في مليلتر واحد من المحلول.
ما يعادل غرام المادة هي عدد جرامات المادة التي تساوي عدديا ما يعادلها.

المعادل المركب - يسمون الكمية المقابلة (المكافئة) لـ 1 مول من الهيدروجين في تفاعل معين.

يتم تحديد عامل التكافؤ بواسطة:

1) طبيعة المادة،

2) تفاعل كيميائي محدد.

أ) في التفاعلات الأيضية.

الأحماض

يتم تحديد القيمة المكافئة للأحماض من خلال عدد ذرات الهيدروجين التي يمكن استبدالها بذرات معدنية في جزيء الحمض.

مثال 1. حدد مكافئ الأحماض: أ) حمض الهيدروكلوريك، ب) H 2 لذا 4 ، ج) ن 3 ريال عماني 4 ; د) ن 4 .

حل.

أ) ه= م.م/1

ب) ه= م.م/2

ج) ه= م.م/3

د) ه= م.م/4

في حالة الأحماض المتعددة القاعدة، يعتمد المكافئ على التفاعل المحدد:

أ) ح 2 لذا 4 +2كوه→ ك 2 لذا 4 + 2 ساعة 2 يا.

في هذا التفاعل يتم استبدال ذرتي هيدروجين في جزيء حمض الكبريتيك وبالتالي E = M.M/2

ب) ح 2 لذا 4 + كوه→ KHSO 4 +ح 2 يا.

في هذه الحالة، يتم استبدال ذرة هيدروجين واحدة في جزيء حمض الكبريتيك E = M.M/1

بالنسبة لحمض الفوسفوريك، حسب التفاعل، تكون القيم أ) E = M.M/1

ب) ه= م.م/2 ج) ه= م.م/3

القواعد

يتم تحديد المكافئ الأساسي بعدد مجموعات الهيدروكسيل التي يمكن استبدالها ببقايا الحمض.

مثال 2. تحديد ما يعادل القواعد: أ) KOH؛ ب)النحاس( أوه) 2 ;

الخامس)لا( أوه) 3 .

حل.

أ) ه= م.م/1

ب) ه= م.م/2

ج) ه= م.م/3

ملح

يتم تحديد القيم المكافئة للملح بواسطة الكاتيون.

القيمة التي ينبغي تقسيم M.M عليها وفي حالة الأملاح فهو متساويس · ن ، أينس - شحن الكاتيون المعدني،ن – عدد الكاتيونات في صيغة الملح .

مثال 3. تحديد معادل الأملاح: أ) KNO 3 ; ب)نا 3 ص.ب. 4 ; الخامس)سجل تجاري 2 ( لذا 4 ) 3;

ز)آل( لا 3 ) 3.

حل.

أ)ف·ن = 1 ب)1 3 = 3 الخامس)ض = 3 2 = 6، ز)ض = 3 1 = 3

وتعتمد أيضًا قيمة عوامل التكافؤ للأملاح على

رد فعل مماثل لاعتماده على الأحماض والقواعد.

ب) في تفاعلات الأكسدة والاختزال لتحديد

ما يعادل استخدام نظام التوازن الإلكتروني.

والقيمة التي يجب أن تقسم بها M.M للمادة في هذه الحالة تساوي عدد الإلكترونات التي يقبلها أو يتخلى عنها جزيء المادة.

ل 2 سجل تجاري 2 يا 7 + حمض الهيدروكلوريك → CrCl 3 +كل 2 + بوكل + ح 2 يا

على التوالي 2Cr +6 +2·3ه → 2Cr 3+

تفاعلات 2Cl - - 2 1ه →Cl 2

للعكس 2Cr+3-2 3ه →كر +6

تفاعلات Cl2-2ه → 2Cl

(ك 2 سجل تجاري 2 يا 7 )=1/6

(Cr)=1/3 (HCl)=1 (Cl)=1) (Cl2)=1/2 (Cl)=1

يشار إلى التركيز الطبيعي بالحرفن (في الصيغ الحسابية) أو الحرف "n" - عند الإشارة إلى تركيز محلول معين. إذا كان 1 لتر من المحلول يحتوي على 0.1 مكافئ من مادة ما، فإنه يطلق عليه اسم عشري ويرمز له بـ 0.1 ن. يسمى المحلول الذي يحتوي على 0.01 مكافئ من مادة في 1 لتر من المحلول سنتينورمال ويرمز له بـ 0.01 ن. لأن المعادل هو كمية أي مادة تدخل في تفاعل معين. يتوافق مع 1 مول من الهيدروجين، ومن الواضح أن ما يعادل أي مادة في هذا التفاعل يجب أن يتوافق مع ما يعادل أي مادة أخرى. وهذا يعني ذلكفي أي تفاعل، تتفاعل المواد بكميات متساوية.

معاير تسمى الحلول التي يتم التعبير عن تركيزهاالتسمية التوضيحية، أي عدد جرامات المادة المذابة في 1 مل من المحلول. في كثير من الأحيان في المختبرات التحليلية، يتم إعادة حساب عيارات المحلول مباشرة إلى المادة التي يتم تحديدها. أكسينعم يُظهر عيار المحلول عدد جرامات المادة التي يتم تحديدها والتي تتوافق مع 1 مل من هذا المحلول.

لتحضير المحاليل ذات التركيز المولي والعادي، يتم وزن عينة من المادة على ميزان تحليلي، وتحضر المحاليل في دورق حجمي. عند تحضير المحاليل الحمضية، يتم قياس الحجم المطلوب من محلول الحمض المركز باستخدام سحاحة ذات محبس زجاجي.

يتم حساب وزن المذاب حتى المنزلة العشرية الرابعة، ويتم أخذ الأوزان الجزيئية بالدقة المعطاة بها في الجداول المرجعية. يتم حساب حجم الحمض المركز حتى المنزلة العشرية الثانية.

عند تحضير المحاليل ذات التركيز المئوي، يتم وزن المادة على ميزان فني كيميائي، ويتم قياس السوائل باستخدام أسطوانة قياس. لذلك، يتم حساب وزن المادة بدقة 0.1 جم، وحجم سائل واحد بدقة 1 مل.

قبل البدء في تحضير المحلول، من الضروري إجراء عملية حسابية، أي حساب كمية المذاب والمذيب لتحضير كمية معينة من المحلول بتركيز معين.

حسابات تحضير المحاليل الملحية

مثال 1. من الضروري تحضير 500 جرام من محلول 5% من نترات البوتاسيوم. 100 جرام من هذا المحلول يحتوي على 5 جرام KN0 3 ; دعونا نجعل نسبة:

100 جرام محلول - 5 جرام KN0 3

500" -X »KN0 3

5*500/100 = 25 جم.

عليك أن تأخذ 500-25 = 475 مل من الماء.

مثال 2. من الضروري تحضير 500 جم من محلول CaC بنسبة 5%أنامن الملح CaCl 2 .6 ن 2 0. أولاً، نقوم بحساب الملح اللامائي.

100 جرام من المحلول - 5 جرام CaCl 2

500 "" -س ز CaC1 2

5*500/100 = 25 جم

الكتلة المولية لـ CaCl 2 = 111، الكتلة المولية لـ CaCl 2 6 ح 2 0 = 219. لذلك،

219 جم CaCl 2 *6 ن 2 0 تحتوي على 111 جم CaCl 2 . دعونا نجعل نسبة:

219 جم CaCl 2 *6 ن 2 0 -- 111 جم CaCl 2

X » CaС1 2 -6ح 2 0-25 "كاسي 2 ,

219*25/111= 49.3 جرام.

كمية الماء 500-49.3=450.7 جم أو 450.7 مل. وبما أن الماء يقاس باستخدام أسطوانة قياس، فلا يؤخذ في الاعتبار أعشار المليلتر. لذلك، تحتاج إلى قياس 451 مل من الماء.

4. حسابات تحضير المحاليل الحمضية

عند تحضير المحاليل الحمضية يجب الأخذ بعين الاعتبار أن المحاليل الحمضية المركزة ليست 100% وتحتوي على الماء. بالإضافة إلى ذلك، لا يتم وزن الكمية المطلوبة من الحمض، بل يتم قياسها باستخدام أسطوانة قياس.

مثال 1. من الضروري تحضير 500 جم من محلول 10% من حمض الهيدروكلوريك، على أساس حمض 58% المتوفر، وكثافته d = l.19.

1. أوجد كمية كلوريد الهيدروجين النقي التي يجب أن تكون في المحلول الحمضي المحضر:

100 جرام محلول -10 جرام HC1

500 "" -X » NS1

500*10/100= 50 جرام

لحساب حلول النسبة المئوية للتركيز، يتم تقريب الكتلة المولية إلى أعداد صحيحة.

2. أوجد عدد جرامات الحمض المركز التي تحتوي على 50 جم من HC1:

100 جرام حمض - 38 جرام حمض الهيدروكلوريك1

X » » - 50 » NS1

100 50/38 = 131.6 جم.

3. أوجد الحجم الذي تشغله هذه الكمية من الحمض:

الخامس= 131,6 / 1,19= 110, 6 مل. (التقريب إلى 111)

4. كمية المذيب (الماء) هي 500-131.6 = 368.4 جم أو 368.4 مل. وبما أن الكمية المطلوبة من الماء والحمض يتم قياسها باستخدام أسطوانة قياس، فلا يتم أخذ أعشار المليلتر في الاعتبار. لذلك، لإعداد 500 غرام من محلول حمض الهيدروكلوريك 10٪، تحتاج إلى تناول 111 مل من حمض الهيدروكلوريك و 368 مل من الماء.

مثال 2. عادة، عند إجراء الحسابات لإعداد الأحماض، يتم استخدام الجداول القياسية التي تشير إلى النسبة المئوية للمحلول الحمضي، وكثافة هذا المحلول عند درجة حرارة معينة وعدد جرامات هذا الحمض الموجودة في 1 لتر من حل لهذا التركيز. في هذه الحالة، يتم تبسيط الحساب. يمكن حساب كمية المحلول الحمضي المحضر لحجم معين.

على سبيل المثال، تحتاج إلى تحضير 500 مل من محلول حمض الهيدروكلوريك 10% على أساس محلول مركّز 38%. وفقًا للجداول نجد أن محلول 10% من حمض الهيدروكلوريك يحتوي على 104.7 جم من HC1 في 1 لتر من المحلول. نحتاج إلى تحضير 500 مل، لذلك يجب أن يحتوي المحلول على 104.7:2 = 52.35 جم من حمض الهيدروكلوريك.

دعونا نحسب مقدار الحمض المركز الذي يجب أن تتناوله. وفقًا للجدول، يحتوي لتر واحد من HC1 المركز على 451.6 جم من HC1. دعونا نجعل نسبة:

1000 مل - 451.6 جم HC1

× مل - 52.35 بوصة NS1

1000*52.35/ 451.6 = 115.9 مل.

كمية الماء 500-116 = 384 مل.

لذلك، لإعداد 500 مل من محلول حمض الهيدروكلوريك 10٪، تحتاج إلى تناول 116 مل من محلول مركز HC1 و 384 مل من الماء.

مثال 1. ما عدد جرامات كلوريد الباريوم اللازمة لتحضير 2 لتر من محلول تركيزه 0.2 M؟

حل. الوزن الجزيئي لكلوريد الباريوم هو 208.27. لذلك. 1 لتر من محلول 0.2 م يجب أن يحتوي على 208.27 * 0.2 = = 41.654 جم من BaCأنا 2 . لتحضير 2 لتر، ستحتاج إلى 41.654*2 = 83.308 جم من VaCأنا 2 .

مثال 2. كم غرام من الصودا اللامائية Na 2 ج0 3 سوف تحتاج إلى تحضير 500 مل من 0.1 ن. حل؟

حل. الوزن الجزيئي للصودا هو 106.004؛ كتلة مكافئة من Na 2 ج0 3 =م: 2 = 53.002؛ 0.1 مكافئ. = 5.3002 جم

1000 مل 0.1 ن. يحتوي المحلول على 5.3002 جم Na 2 ج0 3
500 »» » » »X » نا 2 ج0 3

س = 2.6501 جم نا 2 ج0 3 .

مثال 3. ما هي كمية حمض الكبريتيك المركز (96%: d=l.84) اللازمة لتحضير 2 لتر من تركيز 0.05 N. محلول حمض الكبريتيك؟

حل. الوزن الجزيئي لحمض الكبريتيك هو 98.08. الكتلة المكافئة لحمض الكبريتيك H 2 لذا 4 =M: 2 = 98.08: 2 = 49.04 جم الكتلة 0.05 مكافئ. = 49.04*0.05 = 2.452 جم.

دعونا نجد كم عدد H 2 س0 4 يجب أن يحتوي على 0.05 ن في 2 لتر. حل:

1 لتر - 2.452 جم ح 2 س0 4

2"-X » ح 2 س0 4

X = 2.452*2 = 4.904 جم ح 2 س0 4 .

لتحديد مقدار محلول 96.٪ H الذي يجب تناوله لهذا الغرض 2 س0 4 ، لنجعل نسبة:

في 100 جرام. ح 2 س0 4 -96 جم ح 2 س0 4

ش » » ح 2 س0 4 -4.904 جم ح 2 س0 4

ص = 5.11 جم ح 2 س0 4 .

نعيد حساب هذه الكمية إلى الحجم: 5,11:1.84=2.77

وبالتالي، لتحضير 2 لتر من 0.05 ن. الحل الذي تحتاجه لتناول 2.77 مل من حامض الكبريتيك المركز.

مثال 4. احسب عيار محلول NaOH إذا كان من المعروف أن تركيزه الدقيق هو 0.0520 N.

حل. أذكر أن العيار هو محتوى 1 مل من محلول المادة بالجرام. الكتلة المكافئة لـ NaOH=40. 01 جم دعنا نوجد عدد جرامات NaOH الموجودة في 1 لتر من هذا المحلول:

40.01*0.0520 = 2.0805 جم.

1 لتر من المحلول يحتوي على 1000 مل.

T = 0.00208 جم / مل. يمكنك أيضًا استخدام الصيغة:

T=E N/1000 جم/لتر

أينت - عيار، جم / مل؛ه - الكتلة المكافئة؛ن- طبيعية الحل.

ثم عيار هذا الحل هو: 40.01 0.0520/1000=0.00208 جم/مل.

مثال 5: احسب التركيز الطبيعي للمحلول HN0 3 إذا علم أن عيار هذا الحل هو 0.0065 وللحساب نستخدم الصيغة:

تي = ه ن / 1000 جرام/لتر، من هنا:

ن=T1000/ه 0,0065.1000/ 63.05= 0.1030 ن.

مثال 6. ما هو التركيز الطبيعي للمحلول إذا كان من المعروف أن 200 مل من هذا المحلول يحتوي على 2.6501 جم من Na 2 ج0 3

حل. كما تم حسابه في المثال 2: Eنأ 2 مع 3 =53,002.
دعونا نجد كم معادلات 2.6501 جم من الصوديوم 2 ج0 3 :
2.6501: 53.002 = 0.05 مكافئ.

من أجل حساب التركيز الطبيعي للحل، نقوم بإنشاء نسبة:

200 مل تحتوي على 0.05 مكافئ.

1000 » »X "

X = 0.25 مكافئ.

1 لتر من هذا المحلول سيحتوي على 0.25 مكافئ، أي أن المحلول سيكون 0.25 ن.

لهذا الحساب يمكنك استخدام الصيغة:

ن = ف 1000/ه الخامس

أينر - كمية المادة بالجرام؛ه - الكتلة المكافئة للمادة؛الخامس - حجم المحلول بالملليلتر.

هنأ 2 مع 3 =53.002 فإن التركيز الطبيعي لهذا المحلول هو

2,6501* 1000 / 53,002*200=0,25

5. إعادة حساب التركيز من نوع إلى آخر .

في الممارسة المعملية، غالبًا ما يكون من الضروري إعادة حساب تركيز المحاليل المتاحة من وحدة إلى أخرى. عند تحويل التركيز المئوي إلى التركيز المولي والعكس، من الضروري أن نتذكر أنه يتم حساب النسبة المئوية للتركيز لكتلة معينة من المحلول، ويتم حساب التركيز المولي والعادي للحجم، لذلك، للتحويل، تحتاج إلى تعرف على كثافة المحلول.

يتم ذكر كثافة المحلول في الكتب المرجعية في الجداول المقابلة أو يتم قياسها باستخدام مقياس كثافة السوائل. إذا دلنا على:مع - تركيز النسبة المئوية؛م - التركيز المولي؛ن- التركيز الطبيعي.د - كثافة المحلوله - الكتلة المكافئة؛م - الكتلة المولية، فإن صيغ التحويل من التركيز المئوي إلى التركيز المولي والعادي ستكون كما يلي:

مثال 1. ما هو التركيز المولي والطبيعي لمحلول الكبريتيك 12٪الحمض الذي كثافتهد=l.08جم/سم؟؟

حل. الكتلة المولية لحمض الكبريتيك هي98. محققلكن،

ه ن 2 لذا 4 =98:2=49.

استبدال القيم المطلوبةالخامسالصيغ، نحصل على:

1) التركيز المولي12% محلول حمض الكبريتيك يساوي

م=12*1.08*10/98=1.32 م;

2) التركيز الطبيعيمحلول حمض الكبريتيك 12%يساوي

ن = 12*1.08*10/49= 2.64 ن.

مثال 2. ما هي النسبة المئوية للتركيز 1 N. محلول حمض الهيدروكلوريك كثافته1,013?

حل. مولناياوزنن.سأنايساوي 36.5،وبالتالي Ens1=36,5. من الصيغة أعلاه(2) نحن نحصل:

ج= ن*هـ/10د

وبالتالي تركيز النسبة المئوية1 ن. محلول حمض الهيدروكلوريك يساوي

36,5*1/ 1,013*10 =3,6%

في بعض الأحيان يكون من الضروري في الممارسة المخبرية إعادة حساب التركيز المولي إلى المستوى الطبيعي والعكس صحيح. إذا كانت الكتلة المكافئة لمادة تساوي الكتلة المولية (على سبيل المثال، KOH)، فإن التركيز الطبيعي يساوي التركيز المولي. لذلك، 1 ن. سيكون محلول حمض الهيدروكلوريك في نفس الوقت محلول 1 M. ومع ذلك، بالنسبة لمعظم المركبات، فإن الكتلة المكافئة لا تساوي الكتلة المولية، وبالتالي فإن التركيز الطبيعي لمحاليل هذه المواد لا يساوي التركيز المولي. للتحويل من تركيز إلى آخر يمكننا استخدام الصيغ التالية:

م = (NE)/م؛ ن = م (م / ه)

مثال 3. التركيز الطبيعي لمحلول حمض الكبريتيك 1M Answer-2M

مثال 4، التركيز المولي 0.5 ن. نا الحل 2 شركة 3 الجواب هو 0.25ن

عند تحويل التركيز المئوي إلى التركيز المولي والعكس، من الضروري أن نتذكر أنه يتم حساب التركيز المئوي لكتلة معينة من المحلول، ويتم حساب التركيز المولي والعادي للحجم، لذلك، للتحويل تحتاج إلى معرفة كثافة المحلول. حل. إذا نشير إلى: ج - تركيز النسبة المئوية؛ م - التركيز المولي. ن - التركيز الطبيعي. ه - الكتلة المكافئة، ص - كثافة المحلول؛ m هي الكتلة المولية، فإن صيغ التحويل من التركيز المئوي ستكون كما يلي:

م = (ق ص 10)/م
ن = (ج ص10)/ه

يمكن استخدام نفس الصيغ إذا كنت بحاجة إلى تحويل التركيز الطبيعي أو المولي إلى نسبة مئوية.

في بعض الأحيان يكون من الضروري في الممارسة المخبرية إعادة حساب التركيز المولي إلى المستوى الطبيعي والعكس صحيح. إذا كانت الكتلة المكافئة لمادة تساوي الكتلة المولية (على سبيل المثال، حمض الهيدروكلوريك، كلوريد البوتاسيوم، KOH)، فإن التركيز الطبيعي يساوي التركيز المولي. لذلك، 1 ن. سيكون محلول حمض الهيدروكلوريك في نفس الوقت محلول 1 M. ومع ذلك، بالنسبة لمعظم المركبات، فإن الكتلة المكافئة لا تساوي الكتلة المولية، وبالتالي فإن التركيز الطبيعي لمحاليل هذه المواد لا يساوي التركيز المولي.
للتحويل من تركيز إلى آخر، يمكنك استخدام الصيغ التالية:

م = (ن ه)/م
ن = (م م)/ه

6. خلط وتخفيف المحاليل.

إذا تم تخفيف المحلول بالماء فإن تركيزه سيتغير بنسبة عكسية مع التغير في الحجم. إذا تضاعف حجم المحلول بسبب التخفيف، فإن تركيزه سينخفض أيضًا بمقدار النصف. عند خلط عدة محاليل، يقل تركيز جميع المحاليل المختلطة.

عند خلط محلولين من نفس المادة ولكن بتركيزات مختلفة، يتم الحصول على محلول بتركيز جديد.

إذا قمت بخلط محلولين a% وb%، فستحصل على محلول بتركيز %، وإذا قمت بخلط a>b، فإن a>c>b. ويكون التركيز الجديد أقرب إلى تركيز المحلول الذي تم أخذ كمية أكبر منه أثناء الخلط.

7. قانون خلط المحاليل

تتناسب كميات المحاليل المخلوطة عكسيا مع الفروق المطلقة بين تركيزاتها وتركيز المحلول الناتج.

يمكن التعبير عن قانون الخلط بالصيغة الرياضية:

أماه/ ميغابايت=س-ب/مثل،

أينأماه, ميغابايت- كميات المحاليل A وB المأخوذة للخلط؛

أ, ب, ج- على التوالي، تركيزات المحاليل A وB والمحلول الناتج نتيجة الخلط. إذا تم التعبير عن التركيز بنسبة٪، فيجب أخذ كميات المحاليل المخلوطة بوحدات الوزن؛ إذا تم أخذ التركيزات بالمول أو القيم الطبيعية، فيجب التعبير عن كميات المحاليل المخلوطة باللتر فقط.

لسهولة الاستخدامقواعد الخلط يتقدمحكم الصليب:

م1 / م2 = (ث3 – ث2) / (ث1 – ث3)

للقيام بذلك، قم بطرح القيمة الأصغر قطريًا من قيمة التركيز الأكبر، والحصول على (w 1 -ث 3 ) ، ث 1 > ث 3 و 3 -ث 2 ) ، ث 3 > ث 2 . ثم يتم حساب نسبة كتل الحلول الأولية m 1 /م 2 وحساب.

مثال
حدد كتل المحاليل الأولية ذات الكسور الكتلية لهيدروكسيد الصوديوم 5% و40%، إذا أدى خلطها إلى محلول وزنه 210 جم مع جزء كتلي من هيدروكسيد الصوديوم 10%.

5 / 30 = م 1 / (210 - م 1 )
1/6 = م 1 / (210 – م 1 )
210 – م 1 = 6 م 1
7 م 1 = 210
م 1 = 30 جم؛ م 2 = 210 - م 1 = 210 - 30 = 180 جم

تقنيات تحضير المحاليل.

إذا كان المذيب هو الماء، فيجب استخدام الماء المقطر أو منزوع المعادن فقط.

قم بالتحضير المسبق للحاوية المناسبة التي سيتم فيها تحضير المحلول الناتج وتخزينه. يجب أن تكون الأطباق نظيفة. إذا كان هناك قلق من أن المحلول المائي قد يتفاعل مع مادة الأطباق، فيجب طلاء الجزء الداخلي من الأطباق بمادة البارافين أو غيرها من المواد المقاومة كيميائيًا.

قبل تحضير المحاليل ، تحتاج إلى تحضير وعاءين متطابقين إن أمكن: أحدهما للإذابة والآخر لتخزين المحلول. قبل معايرة السفينة المغسولة.

يجب استخدام المواد النقية للحل. يجب فحص المحاليل المعدة للتأكد من محتوى المادة المطلوبة، وإذا لزم الأمر، يتم تصحيح المحلول. من الضروري اتخاذ التدابير اللازمة لحماية المحاليل المحضرة من الغبار أو الغازات التي قد تتفاعل معها بعض المحاليل.

أثناء التحضير وأثناء تخزين المحاليل، يجب تغطية الزجاجات أو الحاويات الأخرى.

لإجراء تحليلات دقيقة بشكل خاص، ينبغي أن تؤخذ في الاعتبار إمكانية ترشيح الزجاج، وإذا أمكن، ينبغي استخدام زجاجيات الكوارتز.

وفي هذه الحالة من الأفضل ترك المحاليل في أطباق البورسلين بدلاً من الزجاج.

1. تقنية تحضير المحاليل الملحية.

الحلول التقريبية.

يتم ترشيح المحلول النهائي أو السماح له بالترسيب من الشوائب غير القابلة للذوبان في الماء، وبعد ذلك يتم فصل المحلول الشفاف باستخدام سيفون. من المفيد التحقق من تركيز كل محلول محضر. أسهل طريقة للقيام بذلك هي قياس الكثافة باستخدام مقياس كثافة السوائل ومقارنة القيمة الناتجة بالبيانات الجدولية. إذا كان تركيز المحلول أقل من التركيز المعين، تضاف إليه الكمية المطلوبة من المادة الصلبة الذائبة. إذا كان تركيز المحلول أكبر من المحدد، أضفه إلى الماء واضبط التركيز على التركيز المطلوب.

حلول دقيقة.

يتم في أغلب الأحيان تحضير المحاليل الدقيقة للأملاح لأغراض تحليلية، وعادة ما تكون ذات تركيز طبيعي. بعض المحاليل الدقيقة ليست مستقرة بدرجة كافية أثناء التخزين وقد تتغير تحت تأثير الضوء أو الأكسجين أو الشوائب العضوية الأخرى الموجودة في الهواء. يتم فحص هذه الحلول الدقيقة بشكل دوري. في محلول دقيق من كبريتات الصوديوم، عند الوقوف، غالبا ما تظهر رقائق الكبريت. وهذا نتيجة للنشاط الحيوي لنوع معين من البكتيريا. تتغير محاليل برمنجنات البوتاسيوم عند تعرضها للضوء والغبار والشوائب ذات الأصل العضوي. يتم تدمير محاليل نترات الفضة عند تعرضها للضوء. لذلك، يجب ألا يكون لديك احتياطيات كبيرة من المحاليل الملحية الدقيقة غير القابلة للتخزين. يتم تخزين محاليل هذه الأملاح وفقًا للاحتياطات المعروفة. تتغير الحلول تحت تأثير الضوء:AgNO 3, KSCN, ن.ح. 4 SCN, كي, أنا 2, ك 2 سجل تجاري 2 يا 7.

2. تقنية تحضير المحاليل الحمضية.

في معظم الحالات، يتم استخدام محاليل حمض الهيدروكلوريك والكبريتيك والنيتريك في المختبر. يتم توفير الأحماض المركزة للمختبرات. يتم تحديد نسبة الأحماض حسب الكثافة.

لتحضير المحلول، املأ دورقًا سعة 1 لتر بالماء المقطر (إلى النصف)، وأضف الكمية المطلوبة من مادة ذات كثافة معينة، وحركها، ثم أضف ما يصل إلى لتر من الحجم. أثناء التخفيف، تصبح القوارير ساخنة جدًا.

يتم تحضير المحاليل الدقيقة بنفس الطريقة، باستخدام مستحضرات نقية كيميائيًا. يتم تحضير المحاليل بتركيز أعلى، ثم يتم تخفيفه بالماء. يتم فحص محاليل التركيز الدقيق عن طريق المعايرة بكربونات الصوديوم (نا 2 شركة 3 ) أو حمض كربونات البوتاسيوم (KHCO 3 ) و صحيح".

3. تقنية تحضير المحاليل القلوية.

الحل الأكثر استخداما هو الصودا الكاوية (هيدروكسيد الصوديومفي البداية يتم تحضير محلول مركز (30-40%) من المادة الصلبة، وأثناء الذوبان يتم تسخين المحلول بقوة. كقاعدة عامة، يذوب الغسول في أطباق الخزف. والخطوة التالية هي تسوية الحل.

ثم يسكب الجزء الشفاف في وعاء آخر. وقد تم تجهيز هذه الحاوية بأنبوب كلوريد الكالسيوم لامتصاص ثاني أكسيد الكربون، ولتحضير محلول بتركيز تقريبي، يتم تحديد الكثافة باستخدام مقياس كثافة السوائل. يُسمح بتخزين المحاليل المركزة في عبوات زجاجية إذا كان سطح الزجاج مغطى بالبارافين، وإلا فسوف يتسرب الزجاج.
ولتحضير محاليل دقيقة يتم استخدام القلويات النقية كيميائيا. يتم فحص المحلول المحضر عن طريق المعايرة بحمض الأكساليك وتصحيحه.

4. إعداد حل عملي من Fixanal.

فيكسانالي- وهي عبارة عن كميات موزونة بدقة من المواد الصلبة النقية كيميائيا أو أحجام محاليلها مقاسة بدقة، موضوعة في أمبولات زجاجية محكمة الغلق.

يتم تحضير Fixanals في المصانع الكيماوية أو في مختبرات خاصة. في أغلب الأحيان، تحتوي الأمبولة على 0.1 أو 0.01ز مكافئ مواد. يتم الحفاظ على معظم المثبتات بشكل جيد، ولكن بعضها يتغير بمرور الوقت. وبالتالي، تصبح محاليل القلويات الكاوية غائمة بعد 2-3 أشهر بسبب تفاعل القلويات مع كوب الأمبولة.

لتحضير محلول من Fixanal، يتم نقل محتويات الأمبولة كمياً إلى دورق حجمي، ويتم تخفيف المحلول بالماء المقطر، ليصل حجمه إلى العلامة.

يتم ذلك على النحو التالي: يتم غسل المضارب الموجودة في الصندوق الذي يحتوي على المثبت أولاً بماء الصنبور ثم بالماء المقطر. يتم إدخال أحد المهاجمين في قمع كيميائي نظيف 3 بحيث تدخل النهاية الطويلة للمهاجم في أنبوب القمع، ويتم توجيه نهايته القصيرة (الحادة) إلى الأعلى؛ تقع سماكة المهاجم المتقاطعة على الجزء السفلي من جسم القمع. يتم إدخال القمع مع المهاجم في دورق حجمي نظيف.

يتم غسل الأمبولة أولاً بالماء الدافئ ثم بالماء المقطر البارد لغسل الملصق والأوساخ. يتم ضرب الجزء السفلي من الأمبولة المغسولة جيدًا (حيث يوجد انخفاض) على المهاجم في القمع ويتم كسر الجزء السفلي من الأمبولة. دون تغيير موضع الأمبولة فوق القمع، المهاجم الثاني اخترق التجويف العلوي عليه.

تُسكب محتويات الأمبولة (أو تُسكب) في دورق حجمي. دون تغيير موضع الأمبولة، أدخل نهاية أنبوب الغسيل المسحوب في الشعيرات الدموية في الفتحة العلوية المشكلة واغسل الأمبولة من الداخل بتيار قوي. بعد ذلك، باستخدام تيار من الماء من الغسالة، اغسل جيدًا السطح الخارجي للأمبولة والقمع باستخدام المضرب. بعد إزالة الأمبولة من القمع، ارفع مستوى السائل في القارورة إلى العلامة. يتم إغلاق القارورة بإحكام ويتم خلط المحلول جيدًا.

تقنية تحديد تركيز المحاليل.

يتم تحديد تركيز المادة في المحلول عن طريق طرق قياس الكثافة والمعايرة.

1. قياس الكثافة يقيس كثافة المحلول، مع العلم أن تركيز الوزن % يتم تحديده من الجداول.

2. التحليل بالمعايرة هو أسلوب تحليل كمي يتم من خلاله قياس كمية الكاشف المستهلكة أثناء التفاعل الكيميائي.

1. تحديد التركيز عن طريق قياس الكثافة. مفهوم الكثافة

الكثافة هي كمية فيزيائية يتم تحديدها لمادة متجانسة من خلال كتلة وحدة حجمها. بالنسبة للمادة غير المتجانسة، يتم حساب الكثافة عند نقطة معينة على أنها الحد الأقصى لنسبة كتلة الجسم (م) إلى حجمه (V)، عندما ينكمش الحجم إلى هذه النقطة. متوسط كثافة المادة غير المتجانسة هي النسبة m/V.

كثافة المادة تعتمد على كتلتها والتي يتكون منها وعلى كثافة التعبئةالذراتوالجزيئات في المادة. كلما كانت الكتلة أكبرالذرات، كلما زادت الكثافة.

أنواع الكثافة ووحدات القياس

يتم قياس الكثافة بالكيلوجرام/م3 في نظام SI وبالجرام/سم3 في نظام GHS، والباقي (جم/مل، كجم/لتر، 1 طن/ ) - المشتقات.

بالنسبة للأجسام الحبيبية والمسامية هناك:

- الكثافة الحقيقية تحدد دون مراعاة الفراغات

-الكثافة الظاهرة، وتحسب على أنها نسبة كتلة المادة إلى كامل الحجم الذي تحتله.

اعتماد الكثافة على درجة الحرارة

كقاعدة عامة، مع انخفاض درجة الحرارة، تزداد الكثافة، على الرغم من وجود مواد تتصرف كثافتها بشكل مختلف، على سبيل المثال، الماء والبرونز والحديد الزهر.

وبالتالي، فإن كثافة الماء لها قيمة قصوى عند 4 درجات مئوية وتتناقص مع زيادة وانخفاض درجة الحرارة.

2. تحديد التركيز تحليل المعايرة

في تحليل المعايرة، يتم إجبار محلولين على التفاعل ويتم تحديد نهاية التفاعل بأكبر قدر ممكن من الدقة. بمعرفة تركيز أحد المحلول، يمكنك تحديد التركيز الدقيق لمحلول آخر.

تستخدم كل طريقة حلول العمل والمؤشرات الخاصة بها، وتحل المشكلات النموذجية المقابلة.

اعتمادا على نوع التفاعل الذي يحدث أثناء المعايرة، يتم تمييز عدة طرق للتحليل الحجمي.

من هذه، الأكثر استخداما هي:

1. طريقة التحييد. التفاعل الرئيسي هو تفاعل التعادل: تفاعل الحمض مع القاعدة.
2. طريقة قياس الأكسدة، بما في ذلك طرق قياس البرمنجانات وقياس اليود. لأنه يقوم على تفاعلات الأكسدة والاختزال.
3. طريقة الترسيب. لأنه يقوم على تكوين مركبات ضعيفة الذوبان.
4. طريقة القياس المعقد - لتكوين أيونات وجزيئات معقدة منخفضة التفكك.

المفاهيم والمصطلحات الأساسية للتحليل بالمعايرة.

معايرة - محلول كاشف معروف التركيز (الحل القياسي).

المحاليل القياسية – تتميز المحاليل القياسية الأولية الثانوية حسب طريقة التحضير. يتم تحضير المادة الأولية عن طريق إذابة كمية محددة من المادة الكيميائية النقية في كمية محددة من المذيب. يتم تحضير الثانوي بتركيز تقريبي ويتم تحديد تركيزه باستخدام المعيار الأساسي.

نقطة التعادل - اللحظة التي يحتوي فيها الحجم المضاف لمحلول العمل على كمية من المادة تعادل كمية المادة التي يتم تحديدها.

الغرض من المعايرة - القياس الدقيق لحجم محلولين يحتويان على كمية مكافئة من المادة

المعايرة المباشرة - هذه هي معايرة مادة معينة "أ" مباشرة مع محلول المعايرة "ب". يتم استخدامه إذا استمر التفاعل بين "A" و "B" بسرعة.

مخطط تحديد المعايرة.

لتنفيذ تحديد المعايرة، هناك حاجة إلى حلول قياسية (عملية)، أي حلول ذات مستوى طبيعي أو عيار دقيق.
يتم تحضير هذه المحاليل عن طريق الوزن الدقيق أو التقريبي، ولكن بعد ذلك يتم تحديد التركيز الدقيق عن طريق المعايرة باستخدام محاليل مواد التثبيت.

بالنسبة للأحماض فإن محاليل التركيب هي: رباعي بورات الصوديوم (البوراكس)، أوكسالات الصوديوم، أوكسالات الأمونيوم.
للقلويات: حمض الأكساليك، حمض السكسينيك

يتضمن تحضير الحل ثلاث مراحل:
حساب الوزن
أخذ عقبة
حل العينة
إذا تم تحديد التركيز باستخدام عينة دقيقة، يتم وزنه على ميزان تحليلي.

إذا لم يكن من الممكن تحديد التركيز من خلال عينة دقيقة، فسيتم أخذه على ميزان تكنوكيميائي، وفي حالة المواد السائلة، يتم قياس الحجم المحسوب.

لتحديد التركيز الدقيق، يتم إجراء المعايرة، والتي تتمثل في حقيقة أن حلين يتفاعلان مع بعضهما البعض ويتم إصلاح نقطة التكافؤ باستخدام المؤشر.

إن تركيز أحد المحاليل (العاملة) معروف بدقة. عادة، يتم وضعها في السحاحة. يتم ضخ المحلول الثاني بتركيز غير معروف في قوارير مخروطية بأحجام محددة بدقة (طريقة الماصة)، أو يتم إذابة عينة محددة في كمية تعسفية من المذيب (طريقة العينة المنفصلة). يتم إضافة مؤشر إلى كل قارورة. يتم إجراء المعايرة 3 مرات على الأقل حتى تتقارب النتائج، ويجب ألا يتجاوز الفرق بين النتائج 0.1 مل. وينتهي التعريف بحساب نتائج التحليل. النقطة الأكثر أهمية هي تحديد نقطة التكافؤ.

القواعد الستة للمعايرة .

1. تتم المعايرة في قوارير زجاجية مخروطية الشكل؛

2. يتم خلط محتويات الدورق بحركات دورانية دون إزالة الدورق من تحت السحاحة.

3. يجب أن تكون النهاية الممتدة للسحاحة 1 سم تحت الحافة العلوية للقارورة. يتم ضبط مستوى السائل في السحاحة على الصفر قبل كل معايرة.

4. عاير في أجزاء صغيرة - قطرة بقطرة.

5. يتم تكرار المعايرة 3 مرات على الأقل حتى يتم الحصول على نتائج متسقة بفارق لا يزيد عن 0.1 مل.

6. بعد انتهاء المعايرة، يتم حساب الأقسام بعد 20-30 ثانية للسماح بتصريف السائل المتبقي على جدران السحاحة.

شروط تحديد المعايرة لتركيز المادة.

في التحليل الحجمي، تتمثل العملية الرئيسية في قياس حجم محلولين متفاعلين، يحتوي أحدهما على المادة التحليلية، ويكون تركيز الثاني معروفًا مسبقًا. يتم تحديد التركيز المجهول للمحلول الذي تم تحليله بمعرفة النسبة بين حجوم المحاليل المتفاعلة وتركيز أحدهما.

لإجراء التحليل الحجمي بنجاح، يجب استيفاء الشروط التالية:

يجب أن يكتمل التفاعل بين المواد المتفاعلة وأن يستمر بسرعة وكميًا.

نظرًا لأنه من الضروري أثناء المعايرة تحديد لحظة التكافؤ بدقة أو تثبيت نقطة التكافؤ، يجب أن تكون نهاية التفاعل بين المحاليل مرئية بوضوح من خلال تغيير لون المحلول أو ظهور راسب ملون.

غالبًا ما تستخدم المؤشرات لتحديد نقطة التكافؤ في التحليل الحجمي

يجب أن يكون تركيز محلول أحد الحلول (محلول العمل) معروفًا بدقة. يجب ألا تتداخل المواد الأخرى في المحلول مع التفاعل الرئيسي.

تحضير المحاليل القياسية .

1. إعداد معاير الحل وفقا لوزن دقيق للمادة البداية

يتم معايرة الحل الرئيسي في التحليل الحجمي، أومعيار- محلول الكاشف الأولي، الذي يتم من خلال المعايرة تحديد محتوى المادة في المحلول الذي تم تحليله.

إن أبسط طريقة لتحضير محلول بتركيز معروف بدقة، أي. تتميز بعيار معين، وهي إذابة جزء موزون دقيق من المادة الأصلية النقية كيميائيا في الماء أو مذيب آخر وتخفيف المحلول الناتج إلى الحجم المطلوب. معرفة الكتلة(أ ) لمركب نقي كيميائيًا مذاب في الماء وحجم (V) للمحلول الناتج، فمن السهل حساب العيار (T) للكاشف المحضر:

تي = أ/الخامس (جم / مل)

تقوم هذه الطريقة بإعداد محاليل معايرّة للمواد التي يمكن الحصول عليها بسهولة في شكل نقي والتي يتوافق تركيبها مع صيغة محددة بدقة ولا تتغير أثناء التخزين. يتم استخدام الطريقة المباشرة لتحضير المحاليل المعايرة فقط في حالات معينة. بهذه الطريقة، من المستحيل تحضير محاليل معايرّة من مواد شديدة الاسترطابية، وتفقد ماء التبلور بسهولة، وتتعرض لثاني أكسيد الكربون في الغلاف الجوي، وما إلى ذلك.

2. تحديد عيار الحل باستخدام وكيل الإعداد

تعتمد طريقة تحديد التتر هذه على تحضير محلول كاشف بالمستوى الطبيعي المطلوب تقريبًا ثم التحديد الدقيق لتركيز المحلول الناتج.عيارأوالحياة الطبيعيةيتم تحديد المحلول المُجهز عن طريق معايرة حلول ما يسمىمواد التثبيت.

مادة التثبيت هي مركب نقي كيميائيًا ذو تركيب معروف بدقة، يستخدم لتحديد عيار محلول مادة أخرى.

استنادًا إلى بيانات المعايرة الخاصة بمادة الإعداد، يتم حساب العيار الدقيق أو الحالة الطبيعية للمحلول المُجهز.

يتم تحضير محلول مادة ضبط نقية كيميائيا عن طريق إذابة كميتها المحسوبة (الموزنة على ميزان تحليلي) في الماء ثم رفع حجم المحلول إلى قيمة معينة في دورق حجمي. يتم سحب الأجزاء المنفصلة (القسامة) من المحلول المحضر بهذه الطريقة من دورق حجمي إلى قوارير مخروطية ومعايرتها بمحلول تم تحديد عياره. يتم إجراء المعايرة عدة مرات ويتم أخذ النتيجة المتوسطة.

الحسابات في التحليل الحجمي.

1. حساب الحالة الطبيعية للحل الذي تم تحليله بناءً على الحالة الطبيعية للحل العملي

عندما تتفاعل مادتان، فإن ما يعادل جرامًا من إحداهما يتفاعل مع ما يعادل جرامًا من الأخرى. تحتوي محاليل المواد المختلفة ذات نفس الحالة الطبيعية على نفس العدد من مكافئات الجرام للمادة المذابة بأحجام متساوية. وبالتالي، فإن الأحجام المتساوية من هذه المحاليل تحتوي على كميات متساوية من المادة. لذلك، على سبيل المثال، لتحييد 10 مل من 1N. يتطلب HCI بالضبط 10 مل من 1N. محلول NaOH .تتفاعل الحلول ذات الحالة الطبيعية نفسها بأحجام متساوية.

بمعرفة الحالة الطبيعية لأحد الحلين المتفاعلين وحجمهما في معايرة بعضهما البعض، فمن السهل تحديد الحالة الطبيعية غير المعروفة للحل الثاني. دعونا نشير إلى الحالة الطبيعية للحل الأول بواسطة N 2 وحجمه من خلال V 2 . وبعد ذلك، بناءً على ما قيل، يمكننا خلق المساواة

الخامس 1 ن 1 =V 2 ن 2

2. عملية حسابية عيار للمادة العاملة.

هذه هي كتلة المذاب معبرًا عنها بالجرام الموجودة في مليلتر واحد من المحلول. يتم حساب العيار كنسبة كتلة المادة المذابة إلى حجم المحلول (جم / مل).

تي= م/ الخامس

حيث: م - كتلة المادة المذابة، ز؛ V - الحجم الكلي للحل، مل؛

تي=ه*ن/1000.(جم/مل)

في بعض الأحيان، للإشارة إلى التركيز الدقيق للحلول المعايرة، ما يسمىمعامل التصحيحأوالتعديل ك.

K = الوزن الفعلي المأخوذ/الوزن المحسوب.

يُظهر التصحيح الرقم الذي يجب ضرب حجم المحلول المعطى به للوصول إلى حجم المحلول ذي الحالة الطبيعية المعينة.

ومن الواضح أنه إذا كان التصحيح لحل معين أكبر من الوحدة، فإن حالته الطبيعية الفعلية أكبر من الحالة الطبيعية التي يتم اتخاذها كمعيار؛ إذا كان التصحيح أقل من الوحدة، فإن الحالة الطبيعية الفعلية للحل أقل من الحالة الطبيعية المرجعية.

مثال: من 1.3400ز X. ح.كلوريد الصوديوممطبوخ 200مل حل. احسب التصحيح ليصل تركيز المحلول المحضر إلى 0.1 N بالضبط.

حل. عند 200مل يا،1 ن. حلكلوريد الصوديوميجب أن تحتوي على

58.44*0.1*200/1000 =1.1688 جرام

وبالتالي: ك=1.3400/1.1688=1.146

يمكن حساب التصحيح على أنه نسبة عيار المحلول المُجهز إلى عيار محلول ذي مستوى طبيعي معين:

K = عيار الحل المحضر/ عيار الحل لحالة طبيعية معينة

في مثالنا، عيار المحلول المجهز هو 1.340/200= 0.00670جم/مل

تمحلول etr 0.1 Nكلوريد الصوديوميساوي 0.005844 جم/مل

وبالتالي ك= 0.00670/0.005844=1.146

الاستنتاج: إذا كان التصحيح لحل معين أكبر من واحد، فإن طبيعيته الفعلية أكبر من طبيعيةه المتخذة كمعيار؛ وإذا كان التصحيح أقل من واحد، فإن طبيعته الفعلية أقل من المرجع.

3. حساب كمية الحليلة من عيار محلول العمل، معبرًا عنها بالجرام من الحليلة.

عيار محلول العمل بالجرام من الحليلة يساوي عدد جرامات الحليلة، وهو ما يعادل كمية المادة الموجودة في 1 مل من محلول العمل. بمعرفة عيار المحلول العامل للحليلة T وحجم محلول العمل المستخدم للمعايرة، يمكن للمرء حساب عدد جرامات (كتلة) الحليلة.

مثال. احسب النسبة المئوية لـ Na 2 شركة 3 في العينة، إذا كانت عينة المعايرة 0.100 جم. تم استهلاك 15.00 مل من 0.1 ن.حمض الهيدروكلوريك.

حل .

م(نا 2 شركة 3 ) =106,00 غرام. ه(نا 2 شركة 3 ) =53,00 غرام.

ت(HCI/نا 2 شركة 3 )= ه(نا 2 شركة 3 )*ن حمض الهيدروكلوريك./1000 ز/ مل

م (نا 2 شركة 3 ) = ت(HCI/نا 2 شركة 3 )الخامس حمض الهيدروكلوريك=0,0053*15,00=0,0795 ز.

نا نسبة 2 شركة 3 يساوي 79.5%

4. حساب عدد مكافئات الملليجرام من مادة الاختبار.

من خلال ضرب الحالة الطبيعية لمحلول العمل في حجمه المستهلك في معايرة مادة الاختبار، نحصل على عدد مكافئات الملليجرام من المادة المذابة في الجزء المعاير من مادة الاختبار.

قائمة الأدب المستخدم

Alekseev V. N. "التحليل الكمي"

زولوتوف يو أ. "أساسيات الكيمياء التحليلية"

Kreshkov A.P.، Yaroslavtsev A.A. "دورة الكيمياء التحليلية. تحليل كمي"

بيسكاريفا إس كيه، باراشكوف كيه إم "الكيمياء التحليلية"

شابيرو إس إيه، جورفيتش يا.أ. "الكيمياء التحليلية"

لتحضير محلول طبيعي 0.01 من حمض الكبريتيك، من الضروري الحصول على بيانات عن تركيزه.

يمكن تحديد تركيز حمض الكبريتيك من خلال جاذبيته النوعية، والتي بدورها يتم تحديدها من خلال قراءة مقياس كثافة السوائل الذي يتم إنزاله في أسطوانة مملوءة بهذا الحمض.

بمعرفة الثقل النوعي لحمض الكبريتيك، يمكن تحديد تركيزه باستخدام جدول مساعد (انظر الملاحق). بمعنى آخر، من الممكن تحديد كمية الحمض النقي كيميائياً الموجودة في حجم معين من المخلوط، وكذلك النسبة المئوية التي تقابلها هذه الكمية (تنتج الصناعة حمض الكبريتيك مخلوطاً بكمية قليلة من الماء وبعض المواد الأخرى) ).

يبلغ الوزن الجزيئي لحمض الكبريتيك 98.06 وما يعادله 49.03 جم، وبالتالي فإن 1 لتر من المحلول الطبيعي 0.01 من حمض الكبريتيك يجب أن يحتوي على 0.4903 جم من الحمض النقي.

بعد تحديد الكمية المطلوبة من حمض الكبريتيك النقي لتحضير محلول مئوي، يمكنك أيضًا تحديد كمية حمض الكبريتيك القوي (بتركيز محدد مسبقًا) التي يجب تناولها لتحضير المحلول المحدد. لذلك، على سبيل المثال، حمض الكبريتيك القوي (المركز) التجاري، والذي عادةً ما يكون وزنه النوعي 1.84 ويحتوي على 96% من حمض الكبريتيك النقي، يجب أن يأخذ 0.5107 جم (100 × 0.4902: 96)، أو 0.28 مل (0.5107:1.84).

يتم ترشيح كمية حمض الكبريتيك المركز (في هذه الحالة 0.28 مل) التي تحددها هذه العملية الحسابية، والتي سيتم استخدامها لتحضير محلول معين، من السحاحة الدقيقة باستخدام محبس أرضي إلى دورق حجمي، ثم يُسكب فيه الماء المقطر. إلى مستوى العلامة لتر.

ثم يسكب محلول سنتي نورمال من حامض الكبريتيك من الدورق إلى زجاجة مغلقة بسدادة مطاطية، يتم من خلالها تمرير أنبوب مخرج زجاجي متصل بالسحاحة الدقيقة إلى داخل المحلول، ويتم تحديد التصحيح لدقة المحلول المحضر لأنه نادرًا ما يكون من الممكن إعداد حل دقيق مع حالة طبيعية معينة. في معظم الحالات، تكون هذه المحاليل باستخدام طريقة التحضير هذه أقوى أو أضعف قليلاً من المحاليل المئوية الطبيعية.

غالبًا ما يتم تحديد تصحيح دقة محلول حمض الكبريتيك المئوي باستخدام البوراكس (Na2 B4 O7 10 H2 O).

الإجراء لهذا التحديد هو كما يلي:

1. قم بوزن 953 ملجم من البوراكس النقي كيميائيًا على ميزان تحليلي (الوزن المكافئ للبوراكس هو 190.6 جم. وبالتالي، لتحضير لتر من المحلول العادي 0.01، تحتاج إلى تناول 1.906 جم من البوراكس النقي كيميائيًا (190.6: 100) ولتحضير 500 مل من المحلول مع الوضع الطبيعي المشار إليه، عليك أن تأخذ 953 ملغ من البوراكس).

2. بعناية، مع محاولة عدم الانسكاب، انقل العينة الناتجة المخصصة لتحضير محلول بوراكس عادي 0.01، من خلال قمع إلى دورق حجمي سعة 500 مل.

3. باستخدام الماء المقطر، اسكب حبيبات البوراكس المتبقية على القمع في الدورق.

4. قم بإذابة محتويات الدورق عن طريق الرج ثم استخدم الماء المقطر ليصل مستوى المحلول إلى علامة 500 مل.

5. أغلق الدورق بسدادة نظيفة واخلط محلول البوراكس المُجهز جيدًا.

6. صب 20 مل من محلول البوراكس الطبيعي 0.01 في دورق مخروطي صغير من سحاحة دقيقة أو ماصة، وأضف 2...3 قطرات من مؤشر ثنائي اللون وقم بالمعايرة بمحلول 0.01 عادي من حمض الكبريتيك.

7. احسب تصحيح الدقة لمحلول طبيعي 0.01 من حمض الكبريتيك، والذي يتم التعبير عنه كحاصل يتم الحصول عليه بقسمة ملليلتر من محلول بوراكس عادي 0.01 مأخوذ للمعايرة على عدد ملليلتر من محلول عادي 0.01 من الكبريتيك حمض يستخدم للتحييد. دعونا نشرح ذلك بمثال محدد.

لنفترض أنه تم استخدام 22 مل من محلول حمض الكبريتيك لتحييد 20 مل من محلول البوراكس. وهذا يعني أن المحلول الحمضي المحضر أضعف من 0.01 الطبيعي. إذا كان هذا المحلول يتوافق مع 0.01 طبيعي، فسيتم استهلاك كمية مساوية من المحلول الحمضي لتحييد كل ملليلتر من محلول البوراكس.

في مثالنا، كما سبقت الإشارة، تم إنفاق 22 مل من المحلول الحمضي لتحييد 20 مل من محلول البوراكس، ومن ثم التعديل على المحلول الحمضي المحضر:

يتم تكرار عملية إنشاء التصحيح 2-3 مرات. يجب أن تتقارب نتائج التحديدات المتوازية بالضرورة بدقة 0.001. يتم أخذ القيمة النهائية لعامل التصحيح على أنها القيمة المتوسطة الحسابية التي تم الحصول عليها من تحديدين أو ثلاثة.

لتحويل محلول حمض الكبريتيك المحضر إلى محلول عادي 0.01، يجب ضرب هذه الكمية أو تلك التي يتم أخذها للتحليل بعامل التصحيح. عادة، يتم كتابة عامل التصحيح على الزجاجة مع المحلول الحمضي ويتم تحديثه بشكل دوري، لأنه مع العمل المطول مع هذا المحلول أو التخزين المطول، يمكن أن يغير قوته.

وحدات SI في التشخيص المختبري السريري.

في التشخيص المختبري السريري، يوصى باستخدام النظام الدولي للوحدات وفقًا للقواعد التالية.

1. يجب أن تكون وحدة الحجم لترا. لا ينصح باستخدام مضاعفات أو مضاعفات اللتر (1-100 مل) في المقام.

2. يشار إلى تركيز المواد المقاسة بالمولي (مول/لتر) أو الكتلة (جم/لتر).

3. يستخدم التركيز المولي للمواد ذات الوزن الجزيئي النسبي المعروف. يتم الإبلاغ عن التركيز الأيوني على أنه التركيز المولي.

4. يستخدم التركيز الكتلي للمواد التي يكون وزنها الجزيئي النسبي غير معروف.

5. يشار إلى الكثافة في غرام / لتر. التخليص - في مل / ثانية.

6. يتم التعبير عن نشاط الإنزيم على كمية المواد في الوقت والحجم بالمول/(s*l)؛ ميكرومول/(ق*ل); نانومول / (ق * ل).

عند تحويل وحدات الكتلة إلى وحدات كمية المادة (المولاري)، يكون عامل التحويل هو K=1/Mr، حيث Mr هي الكتلة الجزيئية النسبية. في هذه الحالة، تتوافق الوحدة الأولية للكتلة (جرام) مع الوحدة المولية لكمية المادة (مول).

الخصائص العامة.

الحلول هي أنظمة متجانسة تتكون من عنصرين أو أكثر من مكونات ومنتجات تفاعلها. ليس فقط الماء، ولكن أيضًا الكحول الإيثيلي والأثير والكلوروفورم والبنزين وما إلى ذلك يمكن أن يعمل كمذيب.

غالبًا ما تكون عملية الذوبان مصحوبة بإطلاق الحرارة (تفاعل طارد للحرارة - ذوبان القلويات الكاوية في الماء) أو امتصاص الحرارة (تفاعل ماص للحرارة - ذوبان أملاح الأمونيوم).

تشمل المحاليل السائلة محاليل المواد الصلبة في السوائل (محلول الملح في الماء)، ومحاليل السوائل في السوائل (محلول الكحول الإيثيلي في الماء)، ومحاليل الغازات في السوائل (ثاني أكسيد الكربون في الماء).

لا يمكن أن تكون المحاليل سائلة فحسب، بل أيضًا صلبة (زجاج، وسبائك من الفضة والذهب)، وكذلك غازية (هواء). الأكثر أهمية وشائعة هي المحاليل المائية.

الذوبان هو خاصية المادة التي تذوب في المذيب. بناءً على قابليتها للذوبان في الماء، تنقسم جميع المواد إلى 3 مجموعات - شديدة الذوبان، وقليلة الذوبان، وغير قابلة للذوبان عمليًا. الذوبان يعتمد في المقام الأول على طبيعة المواد. يتم التعبير عن الذوبان بعدد جرامات المادة التي يمكن إذابتها في 100 جرام من المذيب أو المحلول عند درجة حرارة معينة. تسمى هذه الكمية معامل الذوبان أو ببساطة ذوبان المادة.

المحلول الذي لا يحدث فيه أي انحلال للمادة عند درجة حرارة وحجم معينين يسمى مشبعًا. يكون هذا المحلول في حالة اتزان مع وجود فائض من المذاب، فهو يحتوي على أكبر كمية ممكنة من المادة في ظل الظروف المحددة. إذا لم يصل تركيز المحلول إلى تركيز التشبع في ظل ظروف معينة، يسمى المحلول غير مشبع. يحتوي المحلول المفرط على مادة أكثر من المحلول المشبع. المحاليل المفرطة التشبع غير مستقرة للغاية. يؤدي اهتزاز الوعاء البسيط أو ملامسته لبلورات المادة المذابة إلى التبلور الفوري. في هذه الحالة، يتحول المحلول المفرط إلى محلول مشبع.

وينبغي التمييز بين مفهوم "المحاليل المشبعة" ومفهوم "المحاليل فوق المشبعة". يسمى المحلول الذي يحتوي على نسبة عالية من المذاب بالمركز. يمكن أن تختلف المحاليل المشبعة من مواد مختلفة بشكل كبير في التركيز. بالنسبة للمواد شديدة الذوبان (نتريت البوتاسيوم)، فإن المحاليل المشبعة لها تركيز عالٍ؛ بالنسبة للمواد ضعيفة الذوبان (كبريتات الباريوم)، تحتوي المحاليل المشبعة على تركيز منخفض من المذاب.

في الغالبية العظمى من الحالات، تزداد قابلية ذوبان المادة مع زيادة درجة الحرارة. ولكن هناك مواد تزداد ذوبانها قليلا مع زيادة درجة الحرارة (كلوريد الصوديوم، كلوريد الألومنيوم) أو حتى تنخفض.

تم توضيح اعتماد ذوبان المواد المختلفة على درجة الحرارة بيانياً باستخدام منحنيات الذوبان. يتم رسم درجة الحرارة على محور الإحداثي، ويتم رسم الذوبان على المحور الإحداثي. وبالتالي، من الممكن حساب كمية الملح التي تسقط من المحلول أثناء تبريده. ويسمى تحرر المواد من المحلول مع انخفاض درجة الحرارة بالتبلور، وتتحرر المادة في صورتها النقية.

إذا كان المحلول يحتوي على شوائب، فسيكون المحلول غير مشبع بالنسبة إليها حتى عند انخفاض درجة الحرارة، ولن تترسب الشوائب. وهذا هو أساس طريقة تنقية المواد – التبلور.

في المحاليل المائية، يتم تشكيل مركبات أكثر أو أقل قوة من الجزيئات المذابة مع الماء - الهيدرات. في بعض الأحيان يكون هذا الماء مرتبطًا بإحكام بالمادة المذابة بحيث يصبح جزءًا من البلورات عند إطلاقه.

تسمى المواد البلورية التي تحتوي على الماء بالهيدرات البلورية، ويسمى الماء نفسه ماء التبلور. يتم التعبير عن تركيبة الهيدرات البلورية بصيغة تشير إلى عدد جزيئات الماء لكل جزيء مادة - CuSO 4 * 5H 2 O.

التركيز هو نسبة كمية المذاب إلى كمية المحلول أو المذيب. يتم التعبير عن تركيز المحلول بنسب الوزن والحجم. تشير النسب المئوية للوزن إلى محتوى وزن المادة في 100 جرام من المحلول (ولكن ليس في 100 مل من المحلول!).

تقنية إعداد الحلول التقريبية.

تزن المواد اللازمة والمذيب بنسب يكون مجموعها 100 جرام، وإذا كان المذيب ماء وكثافته واحدا فلا يوزن، بل يقاس حجم مساو للكتلة. إذا كان المذيب سائلاً كثافته لا تساوي الوحدة، يتم وزنه أو قسمة كمية المذيب المعبر عنها بالجرام على مؤشر الكثافة ويتم حساب الحجم الذي يشغله السائل. الكثافة P هي نسبة كتلة الجسم إلى حجمه.

تم اعتبار كثافة الماء عند درجة حرارة 4 0 C وحدة للكثافة.

الكثافة النسبية D هي نسبة كثافة مادة معينة إلى كثافة مادة أخرى. ومن الناحية العملية، فإنها تحدد نسبة كثافة مادة معينة إلى كثافة الماء، كوحدة. على سبيل المثال، إذا كانت الكثافة النسبية للمحلول 2.05، فإن 1 مل منه يزن 2.05 جم.

مثال. ما هي كمية كلوريد الكربون 4 التي يجب تناولها لتحضير 100 جم من محلول الدهن 10%؟ قم بوزن 10 جم من الدهون و90 جم من مذيب CCl 4، أو قم بقياس الحجم الذي تشغله الكمية المطلوبة من CCl 4، وقم بتقسيم الكتلة (90 جم) على الكثافة النسبية D = (1.59 جم/مل).

V = (90 جم) / (1.59 جم/مل) = 56.6 مل.

مثال. كيف يتم تحضير محلول 5% من كبريتات النحاس من الهيدرات البلورية لهذه المادة (محسوبة كملح لا مائي)؟ الوزن الجزيئي لكبريتات النحاس 160 جرام وهيدرات الكريستال 250 جرام.

250 - 160 × = (5*250) / 160 = 7.8 جم

لذلك، عليك أن تأخذ 7.8 غرام من الهيدرات البلورية، 92.2 غرام من الماء. إذا تم تحضير المحلول دون تحويله إلى ملح لا مائي، يتم تبسيط الحساب. قم بوزن الكمية المحددة من الملح وأضف المذيب بكمية بحيث يكون الوزن الإجمالي للمحلول 100 جم.

توضح النسب المئوية للحجم مقدار المادة (بالمل) الموجودة في 100 مل من محلول أو خليط من الغازات. على سبيل المثال، يحتوي محلول الكحول الإيثيلي بنسبة 96% على 96 مل من الكحول المطلق (اللامائي) و4 مل من الماء. يتم استخدام النسب المئوية للحجم عند خلط السوائل القابلة للذوبان بشكل متبادل وعند تحضير مخاليط الغاز.

النسب المئوية للوزن والحجم (طريقة تقليدية للتعبير عن التركيز). أشر إلى كمية وزن المادة الموجودة في 100 مل من المحلول. على سبيل المثال، يحتوي محلول NaCl 10% على 10 جم من الملح في 100 مل من المحلول.

تقنية تحضير المحاليل المئوية من الأحماض المركزة

تحتوي الأحماض المركزة (الكبريتيك والهيدروكلوريك والنيتريك) على الماء. يشار إلى نسبة الحمض والماء فيها بنسب الوزن.

تكون كثافة المحاليل في معظم الحالات أعلى من الوحدة. يتم تحديد نسبة الأحماض حسب كثافتها. عند تحضير المزيد من المحاليل المخففة من المحاليل المركزة، يؤخذ محتوى الماء فيها بعين الاعتبار.

مثال. من الضروري تحضير محلول 20% من حمض الكبريتيك H2SO4 من حمض الكبريتيك المركز 98% بكثافة D = 1.84 جم/مل. في البداية، نحسب مقدار المحلول المركز الذي يحتوي على 20 جم من حمض الكبريتيك.

100 - 98 × = (20*100) / 98 = 20.4 جم

في الممارسة العملية، يكون العمل مع وحدات الأحماض الحجمية وليس الوزنية أكثر ملاءمة. لذلك، يقومون بحساب حجم الحمض المركز الذي يشغل الوزن المطلوب للمادة. للقيام بذلك، يتم تقسيم العدد الذي تم الحصول عليه بالجرام على مؤشر الكثافة.

V = M/P = 20.4 / 1.84 = 11 مل

ويمكن حسابه بطريقة أخرى، عندما يتم التعبير فورًا عن تركيز المحلول الحمضي الأولي بنسب مئوية من الوزن إلى الحجم.

100 – 180 × = 11 مل

عندما لا تكون هناك حاجة إلى دقة خاصة، عند تخفيف المحاليل أو خلطها للحصول على محاليل ذات تركيز مختلف، يمكنك استخدام الطريقة البسيطة والسريعة التالية. على سبيل المثال، تحتاج إلى تحضير محلول 5% من كبريتات الأمونيوم من محلول 20%.

حيث 20 هو تركيز المحلول المأخوذ، 0 هو الماء، و5 هو التركيز المطلوب. نطرح 5 من 20، ونكتب القيمة الناتجة في الزاوية اليمنى السفلية، ونطرح 0 من 5، ونكتب الرقم في الزاوية اليمنى العليا. ثم سوف يأخذ المخطط الشكل التالي.

هذا يعني أنك بحاجة إلى تناول 5 أجزاء من محلول 20٪ و 15 جزءًا من الماء. إذا قمت بخلط حلين، فسيظل الرسم البياني كما هو، ويتم كتابة الحل الأصلي فقط بتركيز أقل في الزاوية اليسرى السفلية. على سبيل المثال، عن طريق خلط 30% و 15% من الحلول تحتاج إلى الحصول على حل 25%.

وبالتالي، عليك أن تأخذ 10 أجزاء من محلول 30٪ و 15 جزءًا من محلول 15٪. يمكن استخدام هذا المخطط عندما لا تكون هناك حاجة إلى دقة خاصة.

تشمل الحلول الدقيقة المحاليل العادية والمولية والقياسية.

يسمى المحلول عاديًا إذا كان 1 جرام يحتوي على جرام - أي ما يعادل مادة مذابة. يُطلق على الكمية الوزنية لمادة معقدة، معبرًا عنها بالجرام وتساوي عدديًا ما يعادلها، مكافئ الجرام. عند حساب مكافئات المركبات مثل القواعد والأحماض والأملاح، يمكنك استخدام القواعد التالية.

1. المكافئ الأساسي (E o) يساوي الوزن الجزيئي للقاعدة مقسومًا على عدد مجموعات OH في جزيئها (أو على تكافؤ المعدن).

هـ (هيدروكسيد الصوديوم) = 40/1 = 40

2. مكافئ الحمض (Ek) يساوي الوزن الجزيئي للحمض مقسوما على عدد ذرات الهيدروجين الموجودة في جزيئه والتي يمكن استبدالها بالمعدن.

ه(ح 2 SO 4) = 98/2 = 49

ه(حمض الهيدروكلوريك) = 36.5/1=36.5

3. مكافئ الملح (E s) يساوي الوزن الجزيئي للملح مقسوما على حاصل ضرب تكافؤ المعدن وعدد ذراته.

E(NaCl) = 58.5/(1*1) = 58.5

عندما تتفاعل الأحماض والقواعد، اعتمادًا على خصائص المواد المتفاعلة وظروف التفاعل، لا يتم بالضرورة استبدال جميع ذرات الهيدروجين الموجودة في جزيء الحمض بذرة معدنية، وتتشكل أملاح حمضية. في هذه الحالات، يتم تحديد مكافئ الجرام بعدد ذرات الهيدروجين التي حلت محلها ذرات معدنية في تفاعل معين.

H 3 PO 4 + NaOH = NaH 2 PO + H 2 O (مكافئ الجرام يساوي الوزن الجزيئي للجرام).

H 3 PO 4 + 2NaOH = Na 2 HPO 4 + 2H 2 O (جرام يعادل نصف جرام من الوزن الجزيئي).

عند تحديد المكافئ الجرامى، يشترط معرفة التفاعل الكيميائي والظروف التي يحدث فيها. إذا كنت بحاجة إلى تحضير الحلول العشرية أو المئوية أو المليونية، خذ 0.1 على التوالي؛ 0.01؛ 0.001 جرام يعادل المادة. بمعرفة الحالة الطبيعية للمحلول N والمذاب المكافئ E، من السهل حساب عدد جرامات المادة الموجودة في 1 مل من المحلول. للقيام بذلك، تحتاج إلى تقسيم كتلة المادة المذابة على 1000. وتسمى كمية المادة المذابة بالجرام الموجودة في 1 مل من المحلول عيار المحلول (T).

تي = (ن*ه) / 1000

T (0.1 H 2 SO 4) = (0.1 * 49) / 1000 = 0.0049 جم / مل.

يسمى المحلول ذو العيار المعروف (التركيز) بالمعايرة. باستخدام محلول قلوي معاير، يمكنك تحديد التركيز (المستوى الطبيعي) للمحلول الحمضي (قياس الحموضة). باستخدام محلول حمض معاير، يمكنك تحديد التركيز (الحالة الطبيعية) للمحلول القلوي (قياس القلويات). تتفاعل الحلول ذات الحالة الطبيعية نفسها بأحجام متساوية. في حالات طبيعية مختلفة، تتفاعل هذه المحاليل مع بعضها البعض في أحجام تتناسب عكسيا مع حالاتها الطبيعية.

ن ك / ن ش = ف ش / ف ك

Nk * Vk = N sch * V sch

مثال. لمعايرة 10 مل من محلول HCl، تم استخدام 15 مل من محلول NaOH 0.5 N. احسب الحالة الطبيعية لمحلول HCl.

نك * 10 = 0.5 * 15

ن = (0.5 * 15) / 10 = 0.75

ن = 30/58.5 = 0.5

يتم تحضير المثبتات مسبقًا وإغلاقها في أمبولات، وهي كميات موزونة بدقة من الكاشف المطلوب لتحضير 1 لتر من محلول 0.1 ن أو 0.01 ن. Fixanales يأتي في أشكال سائلة وجافة. تلك الجافة لها مدة صلاحية أطول. تم وصف تقنية تحضير المحاليل من المثبتات في ملحق المربع الذي يحتوي على المثبتات.

تحضير واختبار المحاليل العشرية.

يتم تحضير المحاليل العشرية، والتي غالبًا ما تستخدم كمواد أولية في المختبر، من مستحضرات شائعة كيميائيًا. يتم وزن العينة المطلوبة على ميزان كيميائي فني أو ميزان صيدلاني. عند الوزن، يسمح بخطأ قدره 0.01 - 0.03 جم، ومن الناحية العملية، من الممكن ارتكاب خطأ في اتجاه زيادة الوزن المحسوب قليلاً. يتم نقل العينة إلى دورق حجمي، حيث يتم إضافة كمية صغيرة من الماء. بعد أن تذوب المادة تمامًا وتتعادل درجة حرارة المحلول مع درجة حرارة الهواء، يُملأ الدورق بالماء حتى العلامة.

الحل المعد يتطلب التحقق. يتم إجراء الاختبار باستخدام المحاليل المحضرة من مثبتاتها، مع وجود مؤشرات، ويتم تحديد عامل التصحيح (K) والعيار. يوضح عامل التصحيح (K) أو عامل التصحيح (F) الكمية (بالمل) من المحلول الطبيعي الدقيق الذي يتوافق مع 1 مل من المحلول (المجهز) المحدد. للقيام بذلك، قم بنقل 5 أو 10 مل من المحلول المحضر إلى دورق مخروطي، وأضف بضع قطرات من المؤشر وقم بمعايرة المحلول الدقيق. يتم إجراء المعايرة مرتين ويتم حساب الوسط الحسابي. يجب أن تكون نتائج المعايرة هي نفسها تقريبًا (الفرق في حدود 0.2 مل). يتم حساب عامل التصحيح على أساس نسبة حجم المحلول الدقيق Vt إلى حجم محلول الاختبار Vn.

ك = الخامس ر / الخامس ن.

يمكن أيضًا تحديد عامل التصحيح بطريقة ثانية - من خلال نسبة عيار محلول الاختبار إلى العيار المحسوب نظريًا للحل الدقيق.

ك = ت عملي / نظرية تي.

إذا كان طرفا المعادلة الأيسران متساويان، فإن طرفيهما الأيمن متساويان.

الخامس ر / الخامس ن. = ت عملي / نظرية تي.

إذا تم العثور على العيار العملي لمحلول الاختبار، فقد تم تحديد المحتوى الوزني للمادة في 1 مل من المحلول. عندما يتفاعل الحل الدقيق والحل الذي يتم اختباره، يمكن أن تحدث 3 حالات.

1. تفاعلت الحلول بأحجام متساوية. على سبيل المثال، تتطلب معايرة 10 مل من محلول تركيزه 0.1 ن 10 مل من محلول الاختبار. وبالتالي فإن الحالة الطبيعية هي نفسها ومعامل التصحيح يساوي واحدًا.

2. تم استخدام 9.5 مل من محلول الاختبار للتفاعل مع 10 مل من المحلول الدقيق، وتبين أن محلول الاختبار أكثر تركيزًا من المحلول الدقيق.

3. تم استخدام 10.5 مل من محلول الاختبار للتفاعل مع 10 مل من المحلول الدقيق، ويكون محلول الاختبار أضعف في التركيز من المحلول الدقيق.

يتم حساب عامل التصحيح بدقة حتى العلامة العشرية الثانية، ويسمح بالتقلبات من 0.95 إلى 1.05.

تصحيح الحلول التي يكون معامل تصحيحها أكبر من واحد.

يُظهر عامل التصحيح عدد المرات التي يكون فيها المحلول المعطى أكثر تركيزًا من المحلول ذي الحالة الطبيعية المعينة. على سبيل المثال، K هو 1.06. لذلك، يجب إضافة 0.06 مل من الماء إلى كل مل من المحلول المحضر. إذا بقي 200 مل من المحلول، فإن (0.06*200) = 12 مل - أضف إلى المحلول المجهز المتبقي واخلط. هذه الطريقة لتقديم الحلول لحالة طبيعية معينة بسيطة ومريحة. عند تحضير المحاليل، يجب تحضيرها بمحاليل أكثر تركيزًا، بدلًا من المحاليل المخففة.

تحضير الحلول الدقيقة التي يكون معامل تصحيحها أقل من واحد.

في هذه الحلول، جزء من مكافئ الجرام مفقود. ويمكن التعرف على هذا الجزء المفقود. إذا قمت بحساب الفرق بين عيار الحل ذو الحالة الطبيعية المعينة (العيار النظري) وعيار الحل المعطى. توضح القيمة الناتجة مقدار المادة التي يجب إضافتها إلى 1 مل من المحلول للوصول إلى تركيز المحلول في مستوى طبيعي معين.

مثال. عامل التصحيح لحوالي 0.1 ن من محلول هيدروكسيد الصوديوم هو 0.9، وحجم المحلول 1000 مل. جلب الحل إلى تركيز 0.1 N بالضبط. المكافئ غرام من هيدروكسيد الصوديوم – 40 جم العيار النظري لمحلول 0.1 ن – 0.004. عيار عملي - نظرية T. * ك = 0.004 * 0.9 = 0.0036 جم.

نظرية تي. - ممارسة. = 0.004 – 0.0036 = 0.0004 جم.

بقي 1000 مل من المحلول غير مستخدم - 1000 * 0.0004 = 0.4 جم.

تضاف الكمية الناتجة من المادة إلى المحلول، وتخلط جيدًا، ويتم تحديد عيار المحلول مرة أخرى. إذا كانت المادة الأولية لتحضير المحاليل عبارة عن أحماض وقلويات ومواد أخرى مركزة، فمن الضروري إجراء حساب إضافي لتحديد مقدار المحلول المركز الذي يحتوي على الكمية المحسوبة من هذه المادة. مثال. تتطلب معايرة 5 مل من محلول تركيز 0.1 N HCl تقريبًا 4.3 مل من محلول NaOH تركيزه 0.1 N.

ك = 4.3/5 = 0.86

الحل ضعيف ويحتاج إلى تعزيز. نحن نحسب نظرية T. ، ممارسة تي واختلافهم.

نظرية تي. = 3.65 / 1000 = 0.00365

ممارسة. = 0.00365 * 0.86 = 0.00314

نظرية تي. - ممارسة. = 0.00364 – 0.00314 = 0.00051

بقي 200 مل من المحلول غير مستخدم.

200 * 0.00051 = 0.102 جرام

بالنسبة لمحلول حمض الهيدروكلوريك 38% بكثافة 1.19، نشكل نسبة.

100 - 38 × = (0.102 * 100) / 38 = 0.26 جم

نقوم بتحويل وحدات الوزن إلى وحدات حجم مع مراعاة كثافة الحمض.

الخامس = 0.26 / 1.19 = 0.21 مل

تحضير 0.01 ن، 0.005 ن من المحاليل العشرية ذات معامل التصحيح.

في البداية، احسب حجم المحلول الذي تركيزه 0.1 N الذي يجب أخذه للتحضير من محلول تركيزه 0.01 N. يتم تقسيم الحجم المحسوب على عامل التصحيح. مثال. من الضروري تحضير 100 مل من محلول 0.01 ن من 0.1 ن مع K = 1.05. وبما أن المحلول أكثر تركيزًا بمقدار 1.05 مرة، فإننا نحتاج إلى أخذ 10/1.05 = 9.52 مل. إذا كان K = 0.9، فأنت بحاجة إلى تناول 10/0.9 = 11.11 مل. في هذه الحالة، خذ كمية أكبر قليلاً من المحلول واضبط الحجم في الدورق الحجمي إلى 100 مل.

تنطبق القواعد التالية على تحضير وتخزين المحاليل المعايرة.

1. كل محلول معاير له مدة صلاحيته الخاصة. أثناء التخزين يغيرون عيارهم. عند إجراء التحليل، من الضروري التحقق من عيار الحل.

2. لا بد من معرفة خواص المحاليل. يتغير عيار بعض المحاليل (هيبوسلفات الصوديوم) بمرور الوقت، لذلك يتم تحديد عيارها في موعد لا يتجاوز 5-7 أيام بعد التحضير.

3. يجب أن تكون جميع الزجاجات التي تحتوي على محاليل معاير عليها ملصق واضح يوضح المادة وتركيزها ومعامل التصحيح ووقت تحضير المحلول وتاريخ فحص المعايرة.

4. أثناء العمل التحليلي، يجب إيلاء اهتمام كبير للحسابات.

T = A / V (A – عينة)

ن = (1000 * أ) / (الخامس * ز /مكافئ)

تي = (ن * جم/مكافئ) / 1000

ن = (T * 1000) / (جم/مكافئ)

يسمى المحلول مولاريًا إذا كان 1 لتر يحتوي على 1 جم * مول من المذاب. المول هو الوزن الجزيئي معبرا عنه بالجرام. 1-محلول مولي من حمض الكبريتيك - 1 لتر من هذا المحلول يحتوي على 98 جم من حمض الكبريتيك. يحتوي المحلول السنتيمولي على 0.01 مول في 1 لتر، بينما يحتوي المحلول الميليمولاري على 0.001 مول. يسمى المحلول الذي يتم التعبير عن تركيزه بعدد المولات لكل 1000 جرام من المذيب بالمولال.

على سبيل المثال، 1 لتر من محلول هيدروكسيد الصوديوم 1 مولار يحتوي على 40 جم من الدواء. 100 مل من المحلول سوف يحتوي على 4.0 جرام، أي. محلول 4/100 مل (4 جم٪).

إذا كان محلول هيدروكسيد الصوديوم 60/100 (60 مجم%)، فأنت بحاجة إلى تحديد مولاريته. يحتوي 100 مل من المحلول على 60 جم من هيدروكسيد الصوديوم، و1 لتر - 600 جم، أي. يجب أن يحتوي 1 لتر من محلول 1 م على 40 جم من هيدروكسيد الصوديوم. مولارية الصوديوم هي X = 600/40 = 15 م.

المحاليل القياسية هي محاليل بتركيزات معروفة بدقة تستخدم في التحديد الكمي للمواد عن طريق قياس الألوان وقياس الكلية. يتم وزن عينات المحاليل القياسية على ميزان تحليلي. يجب أن تكون المادة التي يحضر منها المحلول القياسي نقية كيميائيا. الحلول القياسية. يتم تحضير المحاليل القياسية بالحجم المطلوب للاستهلاك ولكن ليس أكثر من 1 لتر. كمية المادة (بالجرام) المطلوبة للحصول على المحاليل القياسية – أ.

أ = (م ط * ت * ف) / م2

M I – الكتلة الجزيئية للمذاب.

T – عيار المحلول للمادة المراد تحديدها (جم/مل).

V - ضبط الحجم (مل).

م2 – الكتلة الجزيئية أو الذرية للمادة المراد تحديدها.

مثال. من الضروري تحضير 100 مل من المحلول القياسي CuSO 4 * 5H 2 O لتحديد القياس اللوني للنحاس، ويجب أن يحتوي 1 مل من المحلول على 1 ملجم من النحاس. في هذه الحالة، M I = 249.68؛ م2 = 63.54؛ T = 0.001 جم / مل؛ الخامس = 100 مل.

أ = (249.68*0.001*100) / 63.54 = 0.3929 جم.

انقل عينة من الملح إلى دورق حجمي سعة 100 مل وأضف الماء إلى العلامة.

أسئلة ومهام الاختبار.

1. ما هو الحل؟

2. ما هي الطرق الموجودة للتعبير عن تركيز الحلول؟

3. ما هو عيار الحل؟

4. ما هو مكافئ الجرام وكيف يتم حسابه للأحماض والأملاح والقواعد؟

5. كيفية تحضير محلول 0.1 N من هيدروكسيد الصوديوم NaOH؟

6. كيفية تحضير محلول 0.1 N من حمض الكبريتيك H 2 SO 4 من حمض مركز بكثافة 1.84؟

8. ما هي طريقة تقوية وتخفيف المحاليل؟

9. احسب عدد جرامات NaOH اللازمة لتحضير 500 مل من محلول تركيزه 0.1 M؟ الجواب هو 2 سنة.

10. ما عدد جرامات CuSO 4 * 5H 2 O التي يجب أن تتناولها لتحضير 2 لتر من محلول تركيز 0.1 N؟ الجواب 25 جرام

11. لمعايرة 10 مل من محلول HCl، تم استخدام 15 مل من محلول NaOH 0.5 N. احسب الحالة الطبيعية لـ HCl، وتركيز المحلول بـ g/l، وعيار المحلول بـ g/ml. الجواب هو 0.75؛ 27.375 جرام/لتر؛ T = 0.0274 جم / مل.

12. أذيب 18 جم من المادة في 200 جم من الماء. احسب النسبة المئوية الوزنية لتركيز المحلول. الجواب 8.25%

13. ما عدد مل من محلول حمض الكبريتيك 96% (D = 1.84) الذي يجب أن تأخذه لتحضير 500 مل من محلول تركيزه 0.05 N؟ الجواب هو 0.69 مل.

14. عيار محلول H2SO4 = 0.0049 جم/مل. احسب الحالة الطبيعية لهذا الحل. الجواب هو 0.1 ن.

15. ما عدد جرامات هيدروكسيد الصوديوم التي يجب تناولها لتحضير 300 مل من محلول تركيزه 0.2 N؟ الجواب هو 2.4 جرام.

16. ما هي الكمية التي تحتاجها لتناول محلول 96% من H 2 SO 4 (D = 1.84) لتحضير 2 لتر من محلول 15%؟ الجواب 168 مل.

17. ما عدد مل من محلول حمض الكبريتيك 96% (D = 1.84) الذي يجب أن تأخذه لتحضير 500 مل من محلول تركيزه 0.35 N؟ الجواب هو 9.3 مل.

18. ما عدد مل من حمض الكبريتيك 96% (D = 1.84) الذي يجب أن تتناوله لتحضير 1 لتر من محلول تركيزه 0.5 N؟ الجواب هو 13.84 مل.

19. ما مولارية محلول حمض الهيدروكلوريك 20% (D = 1.1). الجواب هو 6.03 م

20 . احسب التركيز المولي لمحلول حمض النيتريك 10% (D = 1.056). الجواب هو 1.68 م.

حلول

تحضير المحاليل الملحية

تقنية لتحديد تركيز الحلول.

تحديد التركيز عن طريق قياس الكثافة

تحديد التركيز بالمعايرة.

المفاهيم والمصطلحات الأساسية للتحليل بالمعايرة.

مخطط تحديد المعايرة.

القواعد الستة للمعايرة.

شروط تحديد المعايرة لتركيز المادة

تحضير محلول معاير باستخدام وزن دقيق للمادة الأولية

ضبط عيار الحل باستخدام عامل الضبط

الحسابات في التحليل الحجمي.

قائمة الأدب المستخدم

حلول

1. مفهوم المحاليل والذوبان

حل- خليط متجانس (متجانس) يتكون من جزيئات مادة مذابة ومذيب ومنتجات تفاعلها. عند إذابة مادة صلبة في الماء أو مذيب آخر، تنتقل جزيئات الطبقة السطحية إلى المذيب، ونتيجة للانتشار، يتم توزيعها في كامل حجم المذيب، ثم تمر طبقة جديدة من الجزيئات إلى المذيب ، إلخ. بالتزامن مع المذيب، تحدث أيضًا عملية عكسية - إطلاق الجزيئات من المحلول. كلما زاد تركيز المحلول، كلما زادت هذه العملية. من خلال زيادة تركيز المحلول دون تغيير الظروف الأخرى، نصل إلى حالة يتم فيها إطلاق نفس عدد جزيئات المادة المذابة من المحلول في كل وحدة زمنية. ويسمى هذا الحل مشبع.إذا أضفت كمية صغيرة من المذاب إليه، فإنه سيبقى غير مذاب.

الذوبان- قدرة المادة على تكوين أنظمة متجانسة مع مواد أخرى - المحاليل التي تكون فيها المادة على شكل ذرات أو أيونات أو جزيئات أو جزيئات فردية. يتم تحديد كمية المادة في المحلول المشبع الذوبانالمواد في ظل ظروف معينة. تختلف قابلية ذوبان المواد المختلفة في بعض المذيبات. لا يمكن إذابة أكثر من كمية معينة من مادة معينة في كمية معينة من كل مذيب. الذوبانيتم التعبير عنها بعدد جرامات المادة لكل 100 جرام من المذيب في محلول مشبع عند درجة حرارة معينة . وتنقسم المواد حسب قدرتها على الذوبان في الماء إلى: 1) شديدة الذوبان (الصودا الكاوية، السكر)؛ 2) قليل الذوبان (الجبس، ملح بيرثوليت)؛ 3) غير قابلة للذوبان عمليا (كبريتيت النحاس). غالبًا ما تسمى المواد غير القابلة للذوبان عمليًا بأنها غير قابلة للذوبان، على الرغم من عدم وجود مواد غير قابلة للذوبان على الإطلاق. "تسمى المواد غير القابلة للذوبان عادة تلك المواد التي تكون قابلية ذوبانها منخفضة للغاية (جزء واحد بالوزن من المادة يذوب في 10000 جزء من المذيب).

بشكل عام، تزداد ذوبان المواد الصلبة مع زيادة درجة الحرارة. إذا قمت بإعداد محلول قريب من التشبع بالتسخين، ثم قم بتبريده بسرعة ولكن بعناية، فإن هذا ما يسمى محلول مفرط التشبع.إذا قمت بإسقاط بلورة مادة مذابة في مثل هذا المحلول أو مزجته، فستبدأ البلورات في التساقط من المحلول. وبالتالي، يحتوي المحلول المبرد على مادة أكثر مما يحتوي عليه المحلول المشبع عند درجة حرارة معينة. لذلك، عند إضافة بلورة من المذاب، تتبلور كل المادة الزائدة.

بناءً على طبيعة المذيب، تنقسم المحاليل إلى: المائية وغير المائية.وتشمل الأخيرة محاليل المواد الموجودة في المذيبات العضوية مثل الكحول والأسيتون والبنزين والكلوروفورم وما إلى ذلك.

يتم تحضير محاليل معظم الأملاح والأحماض والقلويات في المحاليل المائية.

2. طرق التعبير عن تركيز المحاليل. مفهوم المعادل بالجرام

يمكن التعبير عن تركيز المواد في المحاليل بطرق مختلفة:

الجزء الكتلي للمادة المذابة w(B) هو كمية بلا أبعاد تساوي نسبة كتلة المادة المذابة إلى الكتلة الكلية للمحلول m

أو يسمى بطريقة أخرى: تركيز النسبة المئويةالحل - يتحدد بعدد جرامات المادة في 100 جرام من المحلول. على سبيل المثال، يحتوي محلول 5% على 5 جم من المادة في 100 جم من المحلول، أي 5 جم من المادة و100-5 = 95 جم من المذيب.

يوضح التركيز المولي C(B) عدد مولات المذاب الموجودة في لتر واحد من المحلول.

C(B) = n(B) / V = m(B) / (M(B) V)،

حيث M(B) هي الكتلة المولية للمادة المذابة g/mol.

يتم قياس التركيز المولي بالمول/لتر ويشار إليه بـ "M". على سبيل المثال، 2M NaOH عبارة عن محلول ثنائي المولي من هيدروكسيد الصوديوم؛ تحتوي المحاليل الأحادية (1 م) على 1 مول من المادة لكل 1 لتر من المحلول، والمحاليل ثنائية المولار (2 م) تحتوي على 2 مول لكل 1 لتر، وما إلى ذلك.

من أجل تحديد عدد جرامات مادة معينة الموجودة في 1 لتر من محلول بتركيز مولي معين، عليك معرفتها الكتلة المولية،أي كتلة 1 مول. الكتلة المولية للمادة، معبرًا عنها بالجرام، تساوي عدديًا الكتلة الجزيئية للمادة. على سبيل المثال، الوزن الجزيئي لـ NaCl هو 58.45، وبالتالي فإن الكتلة المولية هي أيضًا 58.45 جم، وبالتالي فإن محلول 1 M NaCl يحتوي على 58.45 جم من كلوريد الصوديوم في 1 لتر من المحلول.

تشير الحالة الطبيعية للحل إلى عدد مكافئات الجرام من مادة معينة في لتر واحد من المحلول أو عدد مكافئات الملليجرام في مليلتر واحد من المحلول.
ما يعادل غرامالمادة هي عدد جرامات المادة التي تساوي عدديا ما يعادلها.

المعادل المركب- يسمون الكمية المقابلة (المكافئة) لـ 1 مول من الهيدروجين في تفاعل معين.

يتم تحديد عامل التكافؤ بواسطة:

1) طبيعة المادة،

2) تفاعل كيميائي محدد.

أ) في التفاعلات الأيضية.

مثال 1.تحديد ما يعادل الأحماض: أ) حمض الهيدروكلوريك، ب) H 2 SO 4، ج) H 3 PO 4؛ د) ح 4.

حل.

في حالة الأحماض المتعددة القاعدة، يعتمد المكافئ على التفاعل المحدد:

أ) H 2 SO 4 + 2KOH → K 2 SO 4 + 2 H 2 O.

في هذا التفاعل يتم استبدال ذرتي هيدروجين في جزيء حمض الكبريتيك وبالتالي E = M.M/2

ب) H 2 SO 4 + KOH → KH SO 4 + H 2 O.

في هذه الحالة، يتم استبدال ذرة هيدروجين واحدة في جزيء حمض الكبريتيك E = M.M/1

بالنسبة لحمض الفوسفوريك، حسب التفاعل، تكون القيم أ) E = M.M/1

ب) ه= م.م/2 ج) ه= م.م/3

القواعد

يتم تحديد المكافئ الأساسي بعدد مجموعات الهيدروكسيل التي يمكن استبدالها ببقايا الحمض.

مثال 2.تحديد ما يعادل القواعد: أ) KOH؛ ب) النحاس (OH) 2؛

حل.

يتم تحديد القيم المكافئة للملح بواسطة الكاتيون.

القيمة التي يجب قسمة M. في حالة الأملاح تساوي س · ن، أين س- شحن الكاتيون المعدني، ن– عدد الكاتيونات في صيغة الملح .

مثال 3.تحديد ما يعادل الأملاح: أ) KNO 3 ; ب) نا 3 ص 4؛ ج) الكروم 2 (SO 4) 3؛

حل.

أ) ف·ن = 1ب) 1 3 = 3الخامس) ض = 3 2 = 6،ز) ض = 3 1 = 3

وتعتمد أيضًا قيمة عوامل التكافؤ للأملاح على

رد فعل مماثل لاعتماده على الأحماض والقواعد.

ب) في تفاعلات الأكسدة والاختزاللتحديد

ما يعادل استخدام نظام التوازن الإلكتروني.

K 2 Cr 2 O 7 + حمض الهيدروكلوريك → CrCl 3 + Cl 2 + بوكل + H 2 O

للخط المستقيم 2Сr +6 +2 3 ه→2Cr 3+

التفاعلات 2Cl - - 2 1 ه→ الكلور 2

للعكس 2Cr+3-2 3 ه→ الكروم +6

تفاعلات Cl2-2 ه→ 2Cl

(ك2كر2يا7) = 1/6

(Cr)=1/3 (HCl)=1 (Cl)=1) (Cl2)=1/2 (Cl)=1

يشار إلى التركيز الطبيعي بالحرف ن (في الصيغ الحسابية) أو الحرف "n" - عند الإشارة إلى تركيز محلول معين. إذا كان 1 لتر من المحلول يحتوي على 0.1 مكافئ من مادة ما، فإنه يطلق عليه اسم عشري ويرمز له بـ 0.1 ن. يسمى المحلول الذي يحتوي على 0.01 مكافئ من مادة في 1 لتر من المحلول سنتينورمال ويرمز له بـ 0.01 ن. لأن المعادل هو كمية أي مادة تدخل في تفاعل معين. يتوافق مع 1 مول من الهيدروجين، ومن الواضح أن ما يعادل أي مادة في هذا التفاعل يجب أن يتوافق مع ما يعادل أي مادة أخرى. وهذا يعني أنه في أي تفاعل، تتفاعل المواد بكميات متساوية.

معايرتسمى الحلول التي يتم التعبير عن تركيزها التسمية التوضيحية،أي عدد جرامات المادة المذابة في 1 مل من المحلول. في كثير من الأحيان في المختبرات التحليلية، يتم إعادة حساب عيارات المحلول مباشرة إلى المادة التي يتم تحديدها. أكسي نعميُظهر عيار المحلول عدد جرامات المادة التي يتم تحديدها والتي تتوافق مع 1 مل من هذا المحلول.

يتم حساب وزن المذاب حتى المنزلة العشرية الرابعة، ويتم أخذ الأوزان الجزيئية بالدقة المعطاة بها في الجداول المرجعية. يتم حساب حجم الحمض المركز حتى المنزلة العشرية الثانية.

3. الحسابات عند تحضير المحاليل الملحية

مثال 1. من الضروري تحضير 500 جرام من محلول 5% من نترات البوتاسيوم. يحتوي 100 جرام من هذا المحلول على 5 جرام من KN0 3؛ دعونا نجعل نسبة:

100 جرام محلول - 5 جرام KN0 3

500" - X»KN0 3

5*500/100 = 25 جم.

عليك أن تأخذ 500-25 = 475 مل من الماء.

مثال 2. من الضروري تحضير 500 جم من محلول CaCI 5% من الملح CaCl 2 .6H 2 0. أولًا، نقوم بحساب الملح اللامائي.

100 جرام من المحلول - 5 جرام CaCl 2

500 "" - س ز CaC1 2

5*500/100 = 25 جم

الكتلة المولية لـ CaCl 2 = 111، الكتلة المولية لـ CaCl 2 · 6H 2 0 = 219. لذلك،

219 جم من CaC1 2 *6H 2 0 تحتوي على 111 جم من CaC1 2. دعونا نجعل نسبة:

219 جم CaC1 2 *6H 2 0 -- 111 جم CaC1 2

X» CaС1 2 -6Н 2 0- 25 » CaCI 2 ,

219*25/111= 49.3 جرام.

4. حسابات تحضير المحاليل الحمضية

مثال 1. من الضروري تحضير 500 جم من محلول 10% من حمض الهيدروكلوريك، على أساس حمض 58% المتوفر، وكثافته d = l.19.

1. أوجد كمية كلوريد الهيدروجين النقي التي يجب أن تكون في المحلول الحمضي المحضر:

100 جرام محلول -10 جرام HC1

500 "" - X» NS1

500*10/100= 50 جرام

لحساب حلول النسبة المئوية للتركيز، يتم تقريب الكتلة المولية إلى أعداد صحيحة.

2. أوجد عدد جرامات الحمض المركز التي تحتوي على 50 جم من HC1:

100 جرام حمض - 38 جرام حمض الهيدروكلوريك1

X» » - 50 » NS1

100 50/38 = 131.6 جم.

3. أوجد الحجم الذي تشغله هذه الكمية من الحمض:

الخامس= 131,6/ 1.19=110.6 مل. (التقريب إلى 111)

1000 مل - 451.6 جم HC1

× مل- 52.35 بوصة NS1

1000*52.35/ 451.6 = 115.9 مل.

كمية الماء 500-116 = 384 مل.

لذلك، لإعداد 500 مل من محلول حمض الهيدروكلوريك 10٪، تحتاج إلى تناول 116 مل من محلول مركز HC1 و 384 مل من الماء.

مثال 1. ما عدد جرامات كلوريد الباريوم اللازمة لتحضير 2 لتر من محلول تركيزه 0.2 M؟

حل.الوزن الجزيئي لكلوريد الباريوم هو 208.27. لذلك. 1 لتر من محلول 0.2 م يجب أن يحتوي على 208.27 * 0.2 = 41.654 جم BaCI 2 . لتحضير 2 لتر ستحتاج إلى 41.654 * 2 = 83.308 جم BaCI 2.

مثال 2. ما عدد جرامات الصودا اللامائية Na 2 C0 3 اللازمة لتحضير 500 مل من 0.1 ن. حل؟

حل.الوزن الجزيئي للصودا هو 106.004؛ الكتلة المكافئة لـ Na 2 C0 3 =M: 2 = 53.002؛ 0.1 مكافئ. = 5.3002 جم

1000 مل 0.1 ن. يحتوي المحلول على 5.3002 جم Na2C03
500 »» » » » X » نا 2 ج0 3

س = 2.6501 جم Na2C03.

مثال 3. ما هي كمية حمض الكبريتيك المركز (96%: d=l.84) اللازمة لتحضير 2 لتر من تركيز 0.05 N. محلول حمض الكبريتيك؟

حل.الوزن الجزيئي لحمض الكبريتيك هو 98.08. الكتلة المكافئة لحمض الكبريتيك H 2 إذن 4 = م: 2 = 98.08: 2 = 49.04 جم الكتلة 0.05 مكافئ. = 49.04*0.05 = 2.452 جم.

دعونا نكتشف مقدار H2S04 الذي يجب أن يحتوي عليه 2 لتر من 0.05 ن. حل:

1 لتر - 2.452 جم ح2س04

2"- X » ح 2 س 0 4

X= 2.452*2 = 4.904 جم H2S04.

لتحديد مقدار المحلول 96.% H2S04 الذي يجب تناوله لهذا الغرض، دعونا نحسب النسبة:

في 100 جرام. ح 2 س0 4 -96 جم ح 2 س0 4

ش» » ح 2 س0 4 -4.904 جم ح 2 س0 4

ص = 5.11 جم ح2س04.

نعيد حساب هذا المبلغ إلى الحجم: 5.11: 1.84 = 2.77

وبالتالي، لتحضير 2 لتر من 0.05 ن. الحل الذي تحتاجه لتناول 2.77 مل من حامض الكبريتيك المركز.

مثال 4. احسب عيار محلول NaOH إذا كان من المعروف أن تركيزه الدقيق هو 0.0520 N.

حل.أذكر أن العيار هو محتوى 1 مل من محلول المادة بالجرام. الكتلة المكافئة لـ NaOH=40. 01 جم دعنا نوجد عدد جرامات NaOH الموجودة في 1 لتر من هذا المحلول:

40.01*0.0520 = 2.0805 جم.

1 لتر من المحلول يحتوي على 1000 مل.

T = 0.00208 جم / مل. يمكنك أيضًا استخدام الصيغة:

T=E N/1000 جم/لتر

أين ت- عيار، جم / مل؛ ه- الكتلة المكافئة؛ ن-طبيعية الحل.

إذن عيار هذا المحلول هو: 40.01 0.0520/1000 = 0.00208 جم/مل.

مثال 5 نحسب التركيز الطبيعي للمحلول HN0 3 إذا علم أن عيار هذا المحلول هو 0.0065 وللحساب نستخدم الصيغة:

تي = ه ن / 1000جرام/لتر، من هنا:

ن=T1000/ه0,0065.1000/ 63.05= 0.1030 ن.

مثال 6. ما هو التركيز الطبيعي للمحلول إذا علم أن 200 مل من هذا المحلول يحتوي على 2.6501 جم من Na2C03

حل.كما تم حسابه في المثال 2: EN 2 с 3 =53.002.
دعونا نوجد كم معادلات 2.6501 جم من Na 2 C0 3:
2.6501: 53.002 = 0.05 مكافئ.

من أجل حساب التركيز الطبيعي للحل، نقوم بإنشاء نسبة:

1000 » » X "

1 لتر من هذا المحلول سيحتوي على 0.25 مكافئ، أي أن المحلول سيكون 0.25 ن.

لهذا الحساب يمكنك استخدام الصيغة:

ن = ف 1000/ه الخامس

أين ر - كمية المادة بالجرام؛ ه - الكتلة المكافئة للمادة؛ الخامس - حجم المحلول بالملليلتر.

EN 2 с 3 =53.002 فإن التركيز الطبيعي لهذا المحلول هو

2,6501* 1000 / 53,002*200=0,25

5.إعادة حساب التركيز من نوع إلى آخر.

يتم ذكر كثافة المحلول في الكتب المرجعية في الجداول المقابلة أو يتم قياسها باستخدام مقياس كثافة السوائل. إذا دلنا على: مع- تركيز النسبة المئوية؛ م- التركيز المولي؛ ن - التركيز الطبيعي. د- كثافة المحلول ه- الكتلة المكافئة؛ م- الكتلة المولية، فإن صيغ التحويل من التركيز المئوي إلى التركيز المولي والعادي ستكون كما يلي:

مثال 1. ما هو التركيز المولي والطبيعي لمحلول حمض الكبريتيك 12% وكثافته d = l.08 g/cm؟؟

حل.الكتلة المولية لحمض الكبريتيك هي 98. لذلك،

ه ن 2 إذن 4 =98:2=49.

باستبدال القيم الضرورية في الصيغ نحصل على:

1) التركيز المولي لمحلول حمض الكبريتيك 12% يساوي

م=12*1.08*10/98=1.32 م;

2) التركيز الطبيعي لمحلول حمض الكبريتيك 12% هو

ن = 12*1.08*10/49= 2.64 ن.

مثال 2. ما هي النسبة المئوية للتركيز 1 N. محلول حمض الهيدروكلوريك كثافته 1.013؟

حل.الكتلة المولية لـ HCI هي 36.5، وبالتالي Ens1 = 36.5. من الصيغة (2) أعلاه نحصل على:

وبالتالي فإن نسبة التركيز هي 1 ن. محلول حمض الهيدروكلوريك يساوي

36,5*1/ 1,013*10 =3,6%

م = (NE)/م؛ ن = م (م / ه)

مثال 3. التركيز الطبيعي لمحلول حمض الكبريتيك 1M Answer-2M

مثال 4، التركيز المولي 0.5 ن. محلول Na 2 CO 3 الإجابة - 0.25H

م = (ق ص 10)/م
ن = (ج ص10)/ه

يمكن استخدام نفس الصيغ إذا كنت بحاجة إلى تحويل التركيز الطبيعي أو المولي إلى نسبة مئوية.

في بعض الأحيان يكون من الضروري في الممارسة المخبرية إعادة حساب التركيز المولي إلى المستوى الطبيعي والعكس صحيح. إذا كانت الكتلة المكافئة لمادة تساوي الكتلة المولية (على سبيل المثال، حمض الهيدروكلوريك، كلوريد البوتاسيوم، KOH)، فإن التركيز الطبيعي يساوي التركيز المولي. لذلك، 1 ن. سيكون محلول حمض الهيدروكلوريك في نفس الوقت محلول 1 M. ومع ذلك، بالنسبة لمعظم المركبات، فإن الكتلة المكافئة لا تساوي الكتلة المولية، وبالتالي فإن التركيز الطبيعي لمحاليل هذه المواد لا يساوي التركيز المولي.
للتحويل من تركيز إلى آخر، يمكنك استخدام الصيغ التالية:

م = (ن ه)/م
ن = (م م)/ه

قانون خلط المحاليل

تتناسب كميات المحاليل المخلوطة عكسيا مع الفروق المطلقة بين تركيزاتها وتركيز المحلول الناتج.

يمكن التعبير عن قانون الخلط بالصيغة الرياضية:

أماه / ملي بايت = С-ب / а-с،

حيث mA وmB هي كميات المحاليل A وB المأخوذة للخلط؛

أ، ب، ج - على التوالي، تركيزات المحاليل A و B والمحلول الذي تم الحصول عليه نتيجة الخلط. إذا تم التعبير عن التركيز بنسبة٪، فيجب أخذ كميات المحاليل المخلوطة بوحدات الوزن؛ إذا تم أخذ التركيزات بالمول أو القيم الطبيعية، فيجب التعبير عن كميات المحاليل المخلوطة باللتر فقط.

لسهولة الاستخدام قواعد الخلطيتقدم حكم الصليب:

م1 / م2 = (ث3 – ث2) / (ث1 – ث3)

للقيام بذلك، قم بطرح القيمة الأصغر قطريًا من قيمة التركيز الأكبر، لتحصل على (ث 1 – ث 3)، ث 1 > ث 3 و (ث 3 – ث 2)، ث 3 > ث 2. ثم يتم تجميع وحساب نسبة الكتلة للحلول الأولية م 1 / م 2.

5 / 30 = م1 / (210 - م1)
1/6 = م1 / (210 - م1)
210 - م 1 = 6 م 1
7 م 1 = 210
م 1 = 30 جم؛ م2 = 210 – م 1 = 210 – 30 = 180 جم

المفاهيم والمصطلحات الأساسية للتحليل بالمعايرة.

معايرة -محلول كاشف معروف التركيز (الحل القياسي).

المحاليل القياسية– تتميز المحاليل القياسية الأولية الثانوية حسب طريقة التحضير. يتم تحضير المادة الأولية عن طريق إذابة كمية محددة من المادة الكيميائية النقية في كمية محددة من المذيب. يتم تحضير الثانوي بتركيز تقريبي ويتم تحديد تركيزه باستخدام المعيار الأساسي.

نقطة التعادل- اللحظة التي يحتوي فيها الحجم المضاف لمحلول العمل على كمية من المادة تعادل كمية المادة التي يتم تحديدها.

الغرض من المعايرة- القياس الدقيق لحجم محلولين يحتويان على كمية مكافئة من المادة

المعايرة المباشرة- هذه هي معايرة مادة معينة "أ" مباشرة مع محلول المعايرة "ب". يتم استخدامه إذا استمر التفاعل بين "A" و "B" بسرعة.

حلول

مفهوم المحاليل والذوبان

طرق التعبير عن تركيز المحاليل. مفهوم المعادل بالجرام

حسابات تحضير محاليل الأملاح والأحماض

إعادة حساب التركيز من نوع إلى آخر.

خلط وتخفيف المحاليل قانون خلط المحاليل

تقنية تحضير الحلول.

تحضير المحاليل الملحية

تحضير المحاليل الحمضية