Способы выражения концентрации

Молярная концентрация, с_В, моль/дм³, ммоль/см³ – это отношение числа молей растворенного вещества к объему его раствора.

,

где n_B – количество растворенного вещества, моль;

V - объём раствора, дм³;

m_B – масса растворенного вещества, г;

М_B – молярная масса вещества, г / моль.

Этот термин распространяется на любой вид условных частиц (атомы, ионы, молекулы, части молекул и т.д.). В аналитической практике молярную концентрацию выражают в моль/дм³. Например с(НCl) = 0,1 моль/дм³; с(Н₂SO₄) = 0,2 моль/дм³.

Массовая концентрация – это отношение массы растворенного вещества «m » к объему раствора «V », единицы измерения: кг/дм³; а также кратные и дольные единицы. Массовую концентрацию, выраженную в г/cм³ называют титром (Т_В). Эта единица дала название классическому методу анализа – титриметрия.

Титр вещества (Т_B, г/cм³) – это число граммов растворенного вещества (m_В) в 1 см³ раствора V:

,

Титр связан с молярной концентрацией эквивалента с() формулой:

,

с молярной концентрацией раствора С_х:

.

При массовых анализах очень удобно выражать концентрацию рабочих растворов через так называемый титр по определяемому веществу. Он показывает массу (г) определяемого вещества, которая соответствует 1 см³ рабочего раствора.

Титр по определяемому компоненту связан с молярной концентрацией эквивалента раствора формулой:

.

Например, титр рабочего раствора AgNO₃, употребляемого при массовых определениях , обычно выражают по хлору, т.е. указывают, со сколькими граммами реагирует 1 см³ раствора AgNO₃.

Зная молярную концентрацию эквивалента раствора, очень легко перейти к его титру по определяемому веществу. В данном случае, если молярная концентрация эквивалента раствора AgNO₃ равна 0,1100 моль/дм³, то 1 см³ его содержит 0,1100/1000 моль AgNO₃ и реагирует с таким же количеством моль . А так как моль равен 35,45 г, то искомый титр AgNO₃ по хлору (, г/см³) равен:

.

Если при определении в каком-либо объекте на титрование раствора израсходовано, например, 20,00 см³ данного раствора AgNO₃, то титруемый раствор содержит (:

= Т_AgNO3/НCl · V_AgNO3 = 0,003901 · 20,00 = 0,07802.

При титровании объёмы растворов обратно пропорциональны их молярным концентрациям эквивалента (Принцип эквивалентности).

или

где - молярная концентрация эквивалента титранта (известная величина); - объём титранта (устанавливают титрованием); - молярная концентрация эквивалента определяемого вещества х; - объём анализируемого раствора (известная величина)

Объемная концентрация – отношение объема растворенного вещества к объему раствора.

Доля компонента от общего количества вещества. Доля означает отношение числа частей компонента к общему числу частей объекта. В зависимости от выбранной единицы различают массовую (ω), молярную (α), объемные доли (φ).

Долю выражают:

-в процентах (доля умноженная на 100);

-миллионных долях (ppm, доля умноженная на 10⁶);

-миллиардных долях (ppb, доля умноженная на 10⁹);

-триллионных долях (ppt, доля умноженная на 10¹²).

Моляльность – количество вещества в единице массы (1 кг) растворителя. Преимущество моляльности – в независимости от температуры.

Молярная концентрация эквивалента (устаревшее название “нормальность”) - это отношение количества вещества эквивалента в растворе к объему этого раствора. Единица измерения – моль/дм³.

где V – объём раствора, дм³; m_В – масса растворенного вещества, г; М() – молярная масса эквивалента, г/моль.

Эквивалент. Между условными частицами в соединениях существуют определенные соотношения, называемые стехиометрическими. Например в молекуле Н₂СО₃ два протона связаны с одной частицей СО₃^2-. Между реагирующими частицами также устанавливаются стехиометрические отно­шения, например в реакции

aА + bВ = сС + dD

«a» условных частиц вещества А реагируют с «b» условными частицами вещества В. Следовательно одна частица А эквивалентна b/a частицам вещества В. Отношение b/aназывают фактором эквивалентности вещества В и обозначают f_экв(В), а условную частицу В, соответствующую в данной реакции частице А, обозначают b/aВ или f_экв(В)В. Например, в реакции

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O

f_{э кв} (H₂SO₄) = , эквивалентом является условная частица H₂SO₄.

Вещества реагируют между собой в эквивалентных количествах. Этот закон кратных отношений Дальтона служит основой всех расчетов результатов титриметрического анализа.

Эквивалент одного и того же вещества может быть разным в зависимости от реакции.

Например в реакции:

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O

эквивалент H₂SO₄ - условная частица H₂SO₄ (f_экв = ),

а в реакции:

NaOH + H₂SO₄ = NaНSO₄ + H₂O

эквивалент H₂SO₄ - условная частица H₂SO₄ (f_экв = 1).

Однако, для расчета фактора эквивалентности и эквивалента необходима фиксированная основа, так как одного стехиометрического уравнения реакции для проведения расчета не всегда бывает достаточно. Такой основой в реакциях кислотно-основного взаимодействия является ион водорода, а в окислительно-восстановительных реакциях – электрон. Это и позволяет сделать определение фактора эквивалентности и эквивалента.

Фактор эквивалентности ( f_{э кв} ) – число, обозначающее, какая доля реальной частицы веществ (х) эквивалентна одному иону водорода (z) в кислотно-основных реакциях или одному электрону (z) в окислительно-восстановительной реакции.

где z_x – число ионов водорода (кислотно-основные реакции) или число электронов (окислительно-восстановительные реакции), х - химическая формула вещества

Эквивалентом называют реальную или условную частицу вещества х, которая в данной кислотно-основной реакции эквивалентна одному иону водорода или в данной реакции окисления восстановления – одному электрону.

Молярной массой эквивалента вещества х (г/моль) называют массу одного моль эквивалента этого вещества, равную произведению фактора эквивалентности на молярную массу вещества х.

М( Н₂SO₄) = · 98 = 49 г/моль.

Под молярной массой эквивалента понимают некоторую реальную частицу, которая может присоединять, высвобождать или быть эквивалентной одному иону водорода или одному электрону. Она зависит от типа реакции, т.е. не является величиной постоянной.

На основе закона эквивалентов можно вывести следующие формулы для вычисления эквивалентных масс сложных веществ:

для оксида

;

для кислоты

;

для основания

;

для соли

.

 

Пример 1. Определить молярную массу эквивалента хлора, серы, азота и углерода в соединениях HCl, H₂S, NH₃, CH₄.

Решение. В данных соединениях с 1 моль атомов водорода соединяется с 1 моль хлора, 1/2 моль серы, 1/3 моль азота, 1/4 моль углерода. Следовательно, молярные массы эквивалентов элементов равны:

М( HCl) = 1·36,45 = 36,45 г/моль; М( H₂S) = ·34 = 17 г/моль

М( NH₃) = ·17= 5,67 г/моль; М( CH₄) = ·16 = 4 г/моль

В окислительно-восстановительных реакциях молярные массы эквивалентов восстановителя и окислителя должны быть отнесены к числу электронов, участвующих в переносе заряда.

Например, реакция

5Fe²⁺ + MnO₄ ^- + 8H⁺ = 5Fe³⁺ + Mn²⁺ + 4H₂O

состоит из полуреакций:

Fe²⁺- 1е^- = Fe³⁺

MnO₄ ^- + 8H⁺ + 5е^- = Mn^2+- + 4H₂O

Молярная масса эквивалента:

1) железа – М( Fe) = 55,85 г/моль;

2) перманганата калия – М( КMnO₄) = ·158,04 = 31,61 г/моль.