Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Понятие об эквиваленте. Эквивалент сложных веществ. Изменение эквивалента веществ, при вступлении их в химические реакции. Закон эквивалентов.Стр 1 из 6Следующая ⇒
Понятие об эквиваленте. Эквивалент сложных веществ. Изменение эквивалента веществ, при вступлении их в химические реакции. Закон эквивалентов. Эквивалентом или эквивалентной массой элемента называется такая его масса, которая в данной химической реакции может замещать или присоединять 8г. O2 или 1,008г. H2. Теперь эквивалентом элемента называют такое его количество, которое взаимодействует с 1 молем атомов водорода. Например, в соединениях HCl, H2S, NH3, CH4 эквивалент хлора, серы, азота и углерода равен соответственно 1, 1/2, 1/3 и 1/4 моль. Масса 1 эквивалента элемента называется эквивалентной массой. В приведённых выше примерах эквивалентная масса хлора равна 35,5 г/моль, серы — 16 г/моль, азота — 4,67 г/моль, углерода — 3 г/моль. Эквивалент элемента можно определить соотношением: Э= где: А-атомная масса, В-валентность элемента, Э-эквивалент элемента. Согласно закону эквивалентов, который был открыт в результате работ И. В. Рихтера, массы реагирующих веществ и m2 прямопропорциональны их эквивалентам э1 и э2: = . Например, в реакции NaOH+HCi=NaCl+H2O эквивалентом будет реальная частица — ион Na+, а в реакцииZn(OH)2+2HCl=ZnCl2+2H2O эквивалентом будет мнимая частица1/2Zn(OH)2.
Теоретические основы объемного анализа. Классификация методов объемного анализа по реакции, лежащей в их основе и по способу титрования. Расчеты, применяемые в объемном анализе. Концентрация в объемном анализе может выражаться молярностью, нормальностью и титром раствора. Молярность показывает сколько молей вещества содержится в 1л. раствора. При одинаковой молярности разные объемы растворов содержат одинаковое число молей растворенного вещества. Нормальность показывает сколько эквивалентов растворенного вещества содержится в 1л. раствора. Растворы с одинаковой нормальностью реагируют между собой одинаковыми объемами. Растворы с различной нормальностью реагируют разными объемами. Это обратнопропорционально нормальностям. NAVA=NBVB или = Титр - это количество грамм вещества, содержащееся в 1 мл. раствора. T= (гр/мл.) где: m- навеска в граммах, V- объем раствора в мл., T- титр. От нормальной концентрации к титру можно перейти по формуле: T= . Кислотно-основное титрование основано на применении реакций нейтрализации. Основным уравнением процесса нейтрализации в водных растворах является взаимодействие ионов гидроксония с ионами гидроксида, сопровождающееся образованием слабодиссоциированных молекул воды: Н3O+ + ОН- = 2Н2О.
Перманганатометрическое титрование основано на взаимодействии стандартного раствора перманганата калия с раствором восстановителя. В основе йодометрического метода титрования лежит реакция: I2+2е-=2I-
Йодометрия. Определение содержания чистой аскорбиновой кислоты в витамине C. В основе метода лежит реакция: I2+2е-=2I- В отличие от таких окислителей, как перманганат калия или дихромат калия, свободный йод является относительно слабым окислителем. Наоборот, йодиды, содержащие ионы I-, значительно более сильные восстановители, чем ионы Cr+3 и Mn+2. Это показывает, что существует ряд восстановителей, способных окисляться свободным йодом. Имеется также ряд окислителей, способных восстанавливаться йодом. Такие окислители по отношению к иону йода будут направлять реакцию в сторону выделения свободного йода: 2I--2е-=I2. Очень чувствительным индикатором в йодометрии является раствор крахмала, который дает с йодом непрочное соединение интенсивно синего цвета. Йодометрическое титрование нельзя проводить в щелочной среде, т.к. йод реагирует со щелочами: I2+2OH-=IO-+I-+H2O. Присутствие же гипойода IO- недопустимо, т.к. он является более сильным окислителем чем йод и окисляет тиосульфат частично до сульфата: S2O3-2+4IO-+2OH-=4I-+2SO4-2+H2O. Аскорбиновую кислоту можно определить с помощью титрования йодом его раствора с добавленным раствором крахмала, после чего вычисляется процентное соотношение в контрольном растворе, зная взятую навеску. Буферные системы крови. Буферные системы крови представлены буферными системами плазмы крови и буферными системами эритроцитов. Буферные системы плазмы – гидрокарбонатная, белковая и фосфатная, роль последней незначительна. На их долю приходится» 44% буферной емкости крови. Буферные системы эритроцитов – гемоглобиновая, гидрокарбонатная, система органических фосфатов (фосфатная). На их долю приходится»56% буферной емкости крови.
Так как в плазме крови основную роль в связывании ионов Н+ играет гидрокарбонат – анион, его концентрация в плазме обусловливает резервную щелочность крови. Гемоглобиновая буферная система находится только в эритроцитах. Механизм ее действия связан с присоединением и отдачей кислорода. В связи с этим гемоглобин (Нв) имеет окисленную ННвО2 и восстановленную ННв формы. Гемоглобиновая буферная система в организме эффективно функционирует только в сочетании с гидрокарбонатной системой.
Понятие об эквиваленте. Эквивалент сложных веществ. Изменение эквивалента веществ, при вступлении их в химические реакции. Закон эквивалентов. Эквивалентом или эквивалентной массой элемента называется такая его масса, которая в данной химической реакции может замещать или присоединять 8г. O2 или 1,008г. H2. Теперь эквивалентом элемента называют такое его количество, которое взаимодействует с 1 молем атомов водорода. Например, в соединениях HCl, H2S, NH3, CH4 эквивалент хлора, серы, азота и углерода равен соответственно 1, 1/2, 1/3 и 1/4 моль. Масса 1 эквивалента элемента называется эквивалентной массой. В приведённых выше примерах эквивалентная масса хлора равна 35,5 г/моль, серы — 16 г/моль, азота — 4,67 г/моль, углерода — 3 г/моль. Эквивалент элемента можно определить соотношением: Э= где: А-атомная масса, В-валентность элемента, Э-эквивалент элемента. Согласно закону эквивалентов, который был открыт в результате работ И. В. Рихтера, массы реагирующих веществ и m2 прямопропорциональны их эквивалентам э1 и э2: = . Например, в реакции NaOH+HCi=NaCl+H2O эквивалентом будет реальная частица — ион Na+, а в реакцииZn(OH)2+2HCl=ZnCl2+2H2O эквивалентом будет мнимая частица1/2Zn(OH)2.
|
||||||
Последнее изменение этой страницы: 2016-04-18; просмотров: 456; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы! infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 18.218.252.81 (0.007 с.) |