Что такое нормальность раствора? Как определить нормальность раствора? Формула нормальности раствора

С растворами разных веществ мы встречаемся каждый день. Но вряд ли каждый из нас представляет, насколько большую роль играют эти системы. Многое в их поведении стало ясно сегодня благодаря детальному изучению в течение тысячелетий. За всё это время были введены многие термины, непонятные простому человеку. Один из них — нормальность раствора. Что это такое? Об этом и пойдёт речь в нашей статье. А начнём мы с погружения в прошлое.

История исследований

Первыми яркими умами, начавшими изучение растворов, были такие известные химики, как Аррениус, Вант-Гофф и Оствальд. Под влиянием их работ последующие поколения химиков стали углубляться в исследование водных и разбавленных растворов. Конечно, они накопили огромный массив знаний, но без внимания остались неводные растворы, которые, кстати, также играют большую роль как в промышленности, так и в других сферах человеческой жизнедеятельности.

В теории неводных растворов было много непонятного. Например, если в водных с увеличением степени диссоциации увеличивалось значение проводимости, то в аналогичных системах, но с другим растворителем вместо воды, было всё наоборот. Маленькие значения электрической проводимости часто соответствуют высоким степеням диссоциации. Аномалии подстегнули учёных к исследованию этой области химии. Был накоплен большой массив данных, обработка которых позволила найти закономерности, дополняющие теорию электролитической диссоциации. Помимо этого, удалось расширить знания об электролизе и о природе комплексных ионов органических и неорганических соединений.

Затем активнее начали проводиться исследования в области концентрированных растворов. Такие системы существенно отличаются по свойствам от разбавленных из-за того, что при повышении концентрации растворённого вещества всё большую роль начинает играть его взаимодействие с растворителем. Подробнее об этом — в следующем разделе.

Теория

На данный момент лучше всех объясняет поведение ионов, молекул и атомов в растворе только теория электролитической диссоциации. С момента своего создания Сванте Аррениусом в XIX веке, она претерпела некоторые изменения. Были открыты некоторые законы (такие, как закон разбавления Оствальда), которые несколько не вписывались в классическую теорию. Но, благодаря последующим работам учёных, в теорию были внесены поправки, и в современном виде она существует до сих пор и с высокой точностью описывает результаты, получаемые опытными путями.

Основная суть электролитической теории диссоциации в том, что вещество при растворении распадается на составляющие её ионы — частицы, имеющие заряд. В зависимости от способности раскладываться (диссоциировать) на части, различают сильные и слабые электролиты. Сильные, как правило, полностью диссоциируют на ионы в растворе, тогда как слабые — в очень малой степени.

Эти частицы, на которые распадается молекула, могут взаимодействовать с растворителем. Это явление назвается сольватацией. Но происходит оно не всегда, поскольку обусловлено наличием заряда на ионе и молекулах растворителя. Например, молекула воды представляет собой диполь, то есть частицу, заряженную с одной стороны положительно, а с другой — отрицательно. А ионы, на которые распадется электролит, тоже имеют заряд. Таким образом, эти частицы притягиваются разноимённо заряженными сторонами. Но происходит это только с полярными растворителями (таковым является и вода). Например, в растворе какого-либо вещества в гексане сольватации происходить не будет.

Для изучения растворов очень часто необходимо знать количество растворённого вещества. В формулы иногда очень неудобно подставлять некоторые величины. Поэтому существует несколько видов концентраций, среди которых — нормальность раствора. Сейчас мы расскажем подробно обо всех способах выражения содержания вещества в растворе и методах его вычисления.

Концентрация раствора

В химии применяется множество формул, и некоторые из них построены так, что удобнее взять величину в том или ином конкретном виде.

Первая, и самая знакомая нам, форма выражения концентрации — массовая доля. Вычисляется она очень просто. Нам всего лишь нужно разделить массу вещества в растворе на его общую массу. Таким образом мы получаем ответ в долях единицы. Умножив полученное число на сто, получим ответ в процентах.

Немного менее известная форма — объёмная доля. Чаще всего её используют для выражения концентрации спирта в алкогольных напитках. Вычисляется она тоже довольно просто: делим объём растворённого вещества на объём всего раствора. Так же как и в предыдущем случае, можно получить ответ в процентах. На этикетках часто обозначают: «40% об.», что означает: 40 объёмных процентов.

В химии часто используют и другие виды концентрации. Но перед тем, как к ним перейти, поговорим о том, что такое моль вещества. Количество вещества может выражаться разными способами: масса, объём. Но ведь молекулы каждого вещества имеют свой вес, и по массе образца невозможно понять, сколько в нём молекул, а это необходимо для понимания количественной составляющей химических превращений. Для этого была введена такая величина, как моль вещества. Фактически один моль — это определённое количество молекул: 6,02*10²³. Это называется числом Авогадро. Чаще всего такая единица, как моль вещества, используется для вычисления количества продуктов какой-либо реакции. В связи с этим существует ещё одна форма выражения концентрации — молярность. Это количество вещества в единице объёма. Молярность выражается в моль/л (читается: моль на литр).

Существует очень похожий на предыдущий вид выражения содержания вещества в системе: моляльность. Отличается от молярности она тем, что определяет количество вещества не в единице объёма, а в единице массы. И выражается в молях на килограмм (или другую кратную величину, например на грамм).

Вот мы и подошли к последней форме, которую сейчас обсудим отдельно, так как её описание требует немного теоретической информации.

Нормальность раствора

Что же это такое? И чем отличается от предыдущих величин? Для начала следует понять разность между такими понятиями, как нормальность и молярность растворов. По сути, отличаются они лишь на одну величину — число эквивалентности. Теперь можно даже представить, что такое нормальность раствора. Это всего лишь модифицированная молярность. Число эквивалетности показывает количество частиц, способных провзаимодействовать с одним молем ионов водорода или гидроксид-ионов.

Мы познакомились с тем, что такое нормальность раствора. Но ведь стоит копнуть глубже, и мы увидим, насколько проста эта, на первый взгляд сложная форма описания концентрации. Итак, разберём поподробнее, что такое нормальность раствора.

Формула

Довольно легко представить себе формулу по словесному описанию. Она будет выглядеть так: С_н=z*n/N. Здесь z — фактор эквивалентности, n — количество вещества, V — объём раствора. Первая величина — самая интересная. Как раз она и показывает эквивалент вещества, то есть число реальных или мнимых частиц, способных прореагировать с одной минимальной частицей другого вещества. Этим, собственно, нормальность раствора, формула которой была представлена выше, качественно отличается от молярности.

А теперь перейдём к другой немаловажной части: как определить нормальность раствора. Это, несомненно, важный вопрос, поэтому к его изучению стоит подойти с пониманием каждой величины, указанной в уравнении, представленном выше.

Как найти нормальность раствора?

Формула, которую мы разобрали выше, имеет чисто прикладной характер. Все величины, приведённые в ней, легко вычисляются на практике. На самом деле вычислить нормальность раствора очень легко, зная некоторые величины: массу растворённого вещества, его формулу и объём раствора. Так как нам известна формула молекул вещества, то мы можем найти его молекулярную массу. Отношение массы навески растворённого вещества к его молярной массе будет равно числу моль вещества. А зная объём всего раствора, мы точно можем сказать, какая у нас молярная концентрация.

Следующая операция, которую нам нужно провести для того, чтобы вычислить нормальность раствора — это действие по нахождению фактора эквивалентности. Для этого нам нужно понять, сколько в результате диссоциации образуется частиц, способных присоединить протоны или ионы гидроксила. Например, в серной кислоте фактор эквивалетности равен 2, и, следовательно, нормальность раствора в этом случае вычисляется простым умножением на 2 его молярности.

Применение

В химической аналитике очень часто приходится расчитывать нормальность и молярность растворов. Это очень удобно для вычиления молекулярных формул веществ.

Что ещё почитать?

Чтобы лучше понять, что такое нормальность раствора, лучше всего открыть учебник по общей химии. А если вы уже знаете всю эту информацию, вам стоит обратиться к учебнику по аналитической химии для студентов химических специальностей.

Заключение

Благодаря статье, думаем, вы поняли, что нормальность раствора — это форма выражения концентрации вещества, которой пользуются в основном в химическом анализе. И теперь ни для кого не секрет, как она вычисляется.

Концентрация растворов

Концентрация растворов — понятие, довольно распространенное как в научном обороте, так и в бытовой лексике – характеризует количественную структуру состава какого-либо раствора. В соответствии со стандартами и определениями ИЮПА́К (международный реестр химических соединений) под концентрацией понимается соотношение масс вещества и раствора. Измерение этого соотношения производится в единицах моль/л, или г/л.

Если мы рассматриваем вещества, пропорция которых может быть выражена однотипными величинами (например, масса к массе), то их соотношение принято отражать долями, но в практике большее распространение получило использование именно понятия концентрация растворов.

Существует несколько вариантов, с помощью которых можно отразить концентрацию. Для растворов чаще всего применяется выражение структуры раствора в массовых и объемных (для жидкостей) процентах, можно выражать концентрацию в молях, кроме того, концентрация растворов может быть выражена и в грамм-эквивалентах. В некоторых случаях используют вариант отражения концентрации с помощью титра или показателя молярности.

Как правило, концентрация растворов, которые не требуют большой точности в своем выражении, показывается массовыми процентами. Там же, где необходима высокая точность, используются моли, титры, либо же грамм-эквиваленты.

При использовании массовых процентов следует применять правило, согласно которому, выражение концентрации указывается в одних и тех же единицах, например, сколько граммов вещества содержится в таком-то количестве граммов раствора. Нельзя совмещать отражение в граммах и единицах объема (например: количество граммов вещества в 100 миллилитрах раствора).

К примеру, если нам необходимо выразить состав 10%-го раствора поваренной соли, формула которой NaCl, то это следует понимать таким образом, что 100 граммовый раствор включает 10 г соли и 90 г воды. В том случае, если концентрация задана в единицах процентной массы вещества (например, 25%-ный раствор), а необходимо использовать такое количество раствора, чтобы в нем было некоторое точно указанное количество вещества (например, 5 г), то раствор следует брать по массе (в данном примере – это 20 г).

Для каждого варианта отражения концентрации существует своя формула. Так, если используется процентная концентрация раствора, формула имеет следующий вид:

С = m1/m, в которой: m1 — масса вещества, растворенного в данном растворе, и выраженная в граммах или килограммах, m — масса раствора, выраженная в тех же единицах.

Молярная концентрация вещества в растворе определяется формулой: C(M) = n / V, где n — количество вещества в молях, V — объём раствора в литрах. При использовании грамм-эквивалентов формула приобретает вид: C(N) = z / V, в которой V — объём раствора, выраженный в литрах, z — число эквивалентности.

В тех случаях, когда известна плотность раствора, удобнее отражать его по объему. Но это только в том случае, когда речь идет о достаточно концентрированных растворах (меньше 1%), так как ошибка в таком случае может быть незначительной.

Выраженная в количестве молей концентрация в химии называется молярностью. Если говорят: «одномолярный раствор», то это значит, что в 1 литре жидкости содержится 1 моль вещества. Такой раствор еще называют просто «молярным».

Если концентрация выражается количеством грамм-эквивалентов, которые содержатся в единице объема жидкости, то в этом случае используют выражение «нормальность», которое показывает, что, например, в 1 литре жидкости находится 1 грамм-эквивалент. Чаще всего такой раствор просто называют нормальным.

В статье рассмотрены лишь некоторые, основные методы выражения концентраций. В иных случаях, когда речь идет о сложных растворах, для этого могут использоваться и иные единицы.

Нормальные растворы

Нормальным называют раствор, в 1 л которого содержится 1 моль эквивалентов растворенного вещества. Эквивалент кислоты численно равен ее молекулярной массе, деленной на основность. Эквивалент основания равен его молекулярной массе, деленной на число гидроксид-ных групп. Эквивалент соли равен ее молекулярной массе, деленной на число атомов металла, входящего в состав соли, и на валентность этого металла. Нормальные растворы готовят так же, как молярные растворы, разница состоит лишь в том, что растворяемого вещества берут не 1 моль, а 1 эквивалент. [ …]

Нормальный раствор — это раствор, содержащий 1 грамм-эквивалент соответствующего реагента в 1 л. Используются также растворы концентрации, большей или меньшей однонормального [2 н., (1/Ю) н., (1/25) н., (1/100) н. и т. д.].[ …]

Нормальные растворы. Нормальный раствор содержит один грамм-эквивалент химического вещества в 1 л раствора.[ …]

Н -нормальность раствора соляной кислоты.[ …]

Н — нормальность растворов кода ж тиосульфата натрия.[ …]

Нм[ …]

НК О — нормальность раствора бихромата калия Н-солп Мора- нормальность раствора соли Мора.[ …]

Проверка нормальности раствора щелочи по титрованному раствору кислоты. В три конические колбочки отмеряют бюреткой по 20 — 25 мл титрованного раствора НС1 или h3S04 и титруют раствором NaOH до изменения окраски метилового оранжевого.[ …]

В вытяжку нормальным раствором минеральной кислоты (как и в случае марганца и меди) переходят следующие количества кобальта (в мг на 100 г): в дерново-подзолистых почвах 0,012—0,30, черноземных 0,11—0,22, каштановых 0,11—0,60, бурых 0,057—0,225, сероземах 0,09—0,15. Но, разумеется, только часть этих соединений можно считать доступными растениям. Поступление кобальта с другими удобрениями в почву незначительное, например с 1 кг навоза попадает в почву только 1 мг этого микроэлемента.[ …]

Раствор гипса (3 г гипса растворяют в 1 л воды в течение 3—4 часов при частом помешивании, фильтруют через плотный фильтр, берут 4 пробы фильтрата по 20 мл и определяют концентрацию кальция с помощью щавелевокислого аммония), щелочная смесь, т. е. отдельно приготовленные точные 0,1-нормальные растворы МагСрз и NaOH (перед осаждением кальция Ка2СОз и NaOH смешивают в соотношении 2:1 и берут для анализа необходимое количество этой смеси), 0,1-нормальный раствор HCl, метилоранж.[ …]

Реактивы. 1-нормальный раствор НС1, метилоранж, 0,1-нормальный раствор щелочи (КОН или NaOH).[ …]

Реактивы. 0,1-нормальный раствор НС1, фенолфталеин, 0,1-нормальный раствор щелочи.[ …]

Реактивы: 1. 1-нормальный раствор хлористого калия приготовляют, растворяя 75 г этой соли (химически чистого — х. ч. или чистого для анализа — ч. д. а.) в 1 л воды. Реакция раствора должна быть 5,5—6 pH. Если реакция иная, то добавлением нескольких капель, разбавленных НС1 (если реакция >6 pH) или ЫаОН (если реакция[ …]

Титрованные растворы. Для удобства вычисления в определениях объемными методами в качестве единицы концентрации принимают нормальный раствор.[ …]

Реактивы. 0,33-нормальный раствор кислого виннокислого натрия, фенолфталеин, 0,1-нормальный раствор №ОН.[ …]

Определение нормальности раствора AgN03. Для определения нормальности раствора AgN03 пользуются точными растворами NaCl. Для 0,1 и 0,05 N растворов AgN03 применяют 0,05 jV раствор NaCl, а для 0,02 N раствора AgN03 — 0,02 N раствор NaCl.[ …]

Установление нормальности раствора НС1 по тетраборату натрия.[ …]

Соль Мора ОД н. раствор: 39,2 г Ре Н-Ог-(БС Ь-НгО ч. д. а. растворяют в 1 л дистиллированной воды, содержащей 20 мл концентрированной Нг504. Нормальность раствора соли Мора устанавливается по ОД н. раствору перманганата калия.[ …]

Реактивы. 10%-ный раствор аммиака, азотная кислота удельного веса 1,4, насыщенный раствор азотнокислого аммония, молибденовый реактив, лакмусовая бумага, 0,3265-нормальный раствор КОН, фенолфталеин, 0,3265-нормальный раствор серной кислоты.[ …]

Реактивы. 10%-ный раствор НС1 или КОН, 1-нормальный раствор КС1 (74,56 г соли растворяют в 400—500 ил дистиллированной воды и доводят ее до объема 1 л, раствор должен иметь pH 5,6—6, в противном случае добавляют немного по каплям 10%-ного раствора НС1 или КОН до получения заданного значения pH).[ …]

К — коэффициент нормальности раствора тиосульфата натрия.[ …]

Реактивы.. 1. 0,2 н. раствор соляной кислоты. Его готовят, разбавляя в 5 раз нормальный раствор соляной кислоты (см. стр. 233).[ …]

Приготовление титрованных растворов. Титрованными называются такие растворы, в единице объема которых содержится вполне определенное количество растворенного вещества. Титром принято называть содержание вещества в граммах в 1 мл раствора. Наибольшее распространение в аналитической химии получили нормальные растворы (содержащие й мг-экв. вещества в 1 мл) или являющиеся долями нормальных (0,1—0,05 н. и т. д.). Они удобны тем, что реагируют в равных объемах, если принадлежат к одинаковой нормальности. Например, 1 мл 0,1 н. раствора кислоты (все равно какой) требует для своей нейтрализации 1 мл 0,1 н. щелочи (любой). На этом методе нейтрализации построены многие количественные определения в различных разделах химии, в том числе и агрономической.[ …]

Для приготовления моля

Нормальный раствор — это… Что такое Нормальный раствор?



Нормальный раствор

Normal solution — Нормальный раствор.

Водный раствор вещества, концентрация которого выражается в содержании эквивалента в граммах вещества в 1 л раствора.

(Источник: «Металлы и сплавы. Справочник.» Под редакцией Ю. П. Солнцева; НПО «Профессионал», НПО «Мир и семья»; Санкт-Петербург, 2003 г.)

.

• Normal solution
• Normal stress

Смотреть что такое «Нормальный раствор» в других словарях:

• нормальный раствор — Водный раствор вещества, концентрация которого выражается в содержании эквивалента в граммах вещества в 1 л раствора. [http://www.manual steel.ru/eng a.html] Тематики металлургия в целом EN normal solution …   Справочник технического переводчика

• нормальный раствор — normalusis tirpalas statusas T sritis fizika atitikmenys: angl. normal solution; standard solution vok. normale Lösung, f; Normallösung, f rus. нормальный раствор, m pranc. solution normale, f …   Fizikos terminų žodynas

• нормальный — уровень безопасности гидротехнического сооружения, которому соответствует нормальное (исправное) техническое состояние сооружения и основания, а их эксплуатация осуществляется в соответствии с проектом и правилами эксплуатации без нарушения… …   Словарь-справочник терминов нормативно-технической документации

• Нормальный элемент Вестона — Нормальный элемент Вестона, ртутно кадмиевый элемент гальванический элемент, ЭДС которого весьма стабильна во времени и воспроизводима от экземпляра к экземпляру. Применяется в качестве источника опорного напряжения (ИОН) либо эталона напряжения… …   Википедия

• РАСТВОР НОРМАЛЬНЫЙ — (н) содержащий в 1 л один грамм эквивалент растворенного вещества. Если в 1 л раствора содержится 0,05 грамм эквивалента растворенного вещества, то раствор 0,05н или 1/20н и т. д. Геологический словарь: в 2 х томах. М.: Недра. Под редакцией К. Н …   Геологическая энциклопедия

• Нормальный буровой раствор — Буровой раствор плотностью 1,05 1,25 г/см3, приготовленный из глины и воды. Источник: ОСТ 51.01 06 85: Охрана природы. Гидросфера. Правила утилизации отходов бурения нефтегазодобычи в море …   Словарь-справочник терминов нормативно-технической документации

• нормальный буровой раствор, состоящий из воды и глины — — [http://slovarionline.ru/anglo russkiy slovar neftegazovoy promyishlennosti/] Тематики нефтегазовая промышленность EN conventional mud …   Справочник технического переводчика

• НОРМАЛЬНЫЙ ЭЛЕМЕНТ — гальванический элемент, электродвижущая сила которого стабильна при постоянной температуре и давлении. Положительный электрод нормального элемента Hg, отрицательный амальгама кадмия или цинка, электролит водный раствор сульфата кадмия или цинка.… …   Большой Энциклопедический словарь

• НОРМАЛЬНЫЙ ЭЛЕМЕНТ — (кадмиевый элемент), основной гальванический ЭЛЕМЕНТ, используемый в качестве образцовой меры ЭЛЕКТРОДВИЖУЩЕЙ силы (ЭДС), поскольку его ЭДС стабильна. Он вырабатывает постоянную величину 1,018636 вольт при 20 °С. Нормальный элемент содержит… …   Научно-технический энциклопедический словарь

• НОРМАЛЬНЫЙ ЭЛЕМЕНТ — НОРМАЛЬНЫЙ ЭЛЕМЕНТ, эталон единицы электродвижущей силы международного вольта, применяемый в лабораторной практике в приборах для измерения электродвижущей силы и силы тока, напр. в приборах для измерения рН. Отличительная особенность Н. э,… …   Большая медицинская энциклопедия

НОРМАЛЬНОСТЬ РАСТВОРА — это… Что такое НОРМАЛЬНОСТЬ РАСТВОРА?



НОРМАЛЬНОСТЬ РАСТВОРА

физ. величина, равная отношению эквивалентного количества вещества (растворённого) к объёму р-ра. Обозначение, принятое в химии, — н. Единица Н. р. (в СИ) — моль/м³. В химии применяют внесистемную единицу — моль/л; 1 моль/л = 10³ моль/м³. Так. запись 2н H₂SO₄ означает двухнормальный р-р серной к-ты, в 1 л к-рого содержится эквивалентное кол-во растворённого в-ва, равное 1 молю Н₂SО₄ (при основности к-ты, равной 2), или ~98 г H₂SO₄. **

Большой энциклопедический политехнический словарь.
2004.

• НОРМАЛЬНОЕ УСКОРЕНИЕ
• НОРМАЛЬНЫЕ КОЛЕБАНИЯ

Смотреть что такое «НОРМАЛЬНОСТЬ РАСТВОРА» в других словарях:

• нормальность (раствора) — — [А.С.Гольдберг. Англо русский энергетический словарь. 2006 г.] Тематики энергетика в целом EN normalityN …   Справочник технического переводчика

• НОРМАЛЬНОСТЬ — раствора концентрация раствора, выраженная числом грамм эквивалентов растворенного вещества, содержащегося в 1 л раствора …   Большой Энциклопедический словарь

• НОРМАЛЬНОСТЬ — раствора, концентрация р ра, выраженная числом хим. эквивалентов растворённого в ва, содержащегося в 1 л р ра …   Естествознание. Энциклопедический словарь

• нормальность — раствора, концентрация раствора, выраженная числом химических эквивалентов растворённого вещества, содержащегося в 1 л раствора. * * * НОРМАЛЬНОСТЬ НОРМАЛЬНОСТЬ раствора, концентрация раствора, выраженная числом грамм эквивалентов растворенного… …   Энциклопедический словарь

• Нормальность —         в химии, концентрация раствора, выраженная числом грамм эквивалентов растворённого вещества, содержащегося в 1 л раствора. Способ выражения концентрации растворов через Н. широко используется в аналитической химии. См. также Грамм… …   Большая советская энциклопедия

• Приготовление 0,2 н раствора соли Мора — 2. Приготовление 0,2 н раствора соли Мора Для приготовления 0,2 н раствора помещают 80 гс соли Мора (используют только голубые кристаллы, сильно побуревшие отбрасывают), в колбу емкостью 1 л и заливают 1 н раствором серной кислоты примерно на 2/3 …   Словарь-справочник терминов нормативно-технической документации

• Концентрация раствора — Концентрация величина, характеризующая количественный состав раствора. Согласно правилам ИЮПАК, концентрацией растворённого вещества (не раствора) называют отношение количества растворённого вещества или его массы к объёму раствора (моль/л, г/л) …   Википедия

• ГОСТ 23740-79: Грунты. Методы лабораторного определения содержания органических веществ — Терминология ГОСТ 23740 79: Грунты. Методы лабораторного определения содержания органических веществ оригинал документа: Гумус Сложный агрегат темноокрашенных аморфных продуктов преимущественно биохимического разложения отмерших остатков… …   Словарь-справочник терминов нормативно-технической документации

• КРОВЬ — КРОВЬ, жидкость, заполняющая артерии, вены и капиляры организма и состоящая из прозрачной бледножелтоват. цвета плаз мы и взвешенных в ней форменных элементов: красных кровяных телец, или эритроцитов, белых, или лейкоцитов, и кровяных бляшек, или …   Большая медицинская энциклопедия

• Концентрация растворов — Концентрация   величина, характеризующая количественный состав раствора. Согласно правилам ИЮПАК, концентрацией растворённого вещества (не раствора) называют отношение количества растворённого вещества или его массы к объёму раствора (моль/л …   Википедия

Расчет нормальной концентрации — Студопедия

Нормальная концентрация (эквивалентная) показывает количество эквивалентов растворенного вещества в 1 л раствора.

С_N= = . (18)

Количество эквивалентов растворенного вещества определяется:

n_{Э в-ва} = ® C_N =

где n_{Э в-ва} – число эквивалентов растворенного вещества, г/экв.;

m_в-ва – масса растворенного вещества, г;

M_{Э в-ва} – масса эквивалента растворенного вещества, г/экв;

u_р-ра – объем раствора, л.

Рассчитаем массу эквивалента К₂СО₃. Масса 1 моля К₂СО₃ равна:

Масса моль – эквивалента К₂СО₃:

где В – суммарная валентность катиона или аниона соли и для К₂СО₃ равна 2.

Вычислим количество грамм-эквивалентов К₂СО₃ в растворе:

n = .

Определим объем полученного раствора по формуле:

u= ,

где m – масса раствора, г;

u — объем раствора, мл;

r — плотность раствора, г/см³.

u

По определению найдем нормальную концентрацию раствора:

С_N = .

Расчет молярной концентрации

Молярная концентрация определяется количеством молей растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора. Количество молей растворенного вещества равно:

n_в-ва =

следовательно, молярная концентрация раствора:

, (19)

где n – количество молей растворенного вещества, моль;

m_в-ва — масса растворенного вещества, г;

M_в-ва — молекулярная масса растворенного вещества, г/моль;

u_р-ра — объем раствора, л.

Зная процентную концентрацию и плотность (r) полученного раствора, можно определить молярную концентрацию этого раствора.

Масса 1л раствора К₂СО₃:

m_р-ра = u_р-ра × r = 1000 см³×1,02 г/см³ = 1020 г.

Теперь определим массу растворенного К_{2/sub>СО3 в 1 л раствора:}

m = m_р-ра ×w ,

где w = — массовая доля растворенного вещества, равная отношению массы растворенного вещества к массе всего раствора:

w = .

Отсюда m = 1020 г × 0,0196 =19,99 г.

Находим молярную концентрацию раствора, т.е. количество молей К₂СО₃ в 1 л раствора:

С_М=

Расчет моляльной концентрации раствора

Моляльность раствора (С_m) показывает количество молей растворенного вещества, содержащихся в 1000 г растворителя:

С_m= ;

т. к. n_M = ,

где n_M — количество молей растворенного вещества;

m_в-ва – масса растворенного вещества, г;

M_в-ва – молярная масса растворенного вещества, г/моль;

m_р-ля – масса растворителя, кг,

то С_m = . (20)

Найдем массу К₂СО₃, растворенного в 1 кг растворителя (Н₂О). Для этого определим массовую долю растворителя w_р-ля:

w = .

Масса К₂СО₃ в одном кг растворителя:

.

Пример 2. Вычислите массовые доли веществ в растворе, полученном при сливании 100 мл 10%-го раствора СаСl₂ (r₁= 1,083 г/мл) и 150 мл 4%-го раствора Nа₃РО₄(r₂ = 1,04 г/мл) после отделения образовавшегося осадка.

Решение. Запишем уравнение реакции, протекающей при сливании данных растворов:

3СаСl₂ + 2Nа₃РО₄ = 6NаСl + Cа₃ (РО₄)₂¯.

Эта реакция необратима, т.к. Cа₃(РО₄)₂ выпадает в осадок.

Разобьем решение задачи на следующие этапы:

1) Вычислим массы растворов и растворенных веществ.

Раствор СаСl₂: m₁ (р-ра) = r₁× u₁ = 1,083 × 100 = 108,3 г.

Раствор Nа₃РО₄: m₂ (р-ра) = r₂ × u₂ = 1,04 × 150 = 156 г.

m_CаСl= m₁ × w₁ = 108,3 × 0,1 = 10,83 г,

т.к.× w₁ = ;

m_{Nа РО} = m₂ × w₂ = 156 × 0,04 = 6,24 г,

т.к.× w₂ =

2) Находим количество вещества СаСl₂ и Nа₃РО_4::

n_CаСl= ;

n = .

3) Из уравнения реакции видим, что вещества реагируют в соотношении 3:2 и из расчета по этапу 2) очевидно, что СаСl₂ находится в избытке, а Nа₃РО₄ прореагирует полностью.

4) Находим массы образовавшихся веществ, т.к. количество образовавшегося фосфата кальция в 2 раза меньше количества молей Nа₃РО₄, вступившего в реакцию:

n = ,

m 0,01904×310,2 = 5,906 г;

n_NаСl = 3n₍₎ = 0,1142 моль;

m_NаСl = n×M = 0,1142 × 58,44 = 6,674 г.

5) Находим массу остатка СаСl₂; прореагировало СаСl₂:

n₃ = 3/2 n₍₎ = 0,05711 моль;

m_1(CаСl) = n₃×M_CаСl= 6,339 г;

m_{остатка} = 10,83 — 6,339 = 4,491 г.

6) Вычислим массу образовавшегося раствора:

m_3(р-ра) = m_1(р-ра)+m_2(р-ра) – m = 108,3 + 156 – 5,906 = 258,39 г.

7) Вычислим массовые доли солей в растворе:

w _NаСl = .

Пример 3. На нейтрализацию 50 см³ раствора НСl израсходовано 25 см³ 0,5 н раствора едкого натра. Чему равна нормальность кислоты?

Решение. Как видно из уравнения, растворы взаимодействуют в эквивалентных количествах:

НСl + NаОН = NаСl + Н₂О.

При разных нормальностях растворы реагирующих веществ взаимодействуют между собой в объемах, обратно пропорциональных их нормальностям:

или С₁×V₁ = C₂×V₂ , (21)

где С₁, С₂ – нормальные концентрации НСl и NаОН соответственно,

V₁, V₂ – объемы растворов НСl и NаОН.

С₁×50 = 25×0,5; С₁ = .

ЗАДАЧИ

101. К 1 л 10%-го раствора КОН (r = 1,092 г/мл) прибавили 0,5 л 5%-го раствора КОН (r = 1,045 г/мл). Объем смеси довели до 2 л. Вычислите молярную концентрацию полученного раствора.

Ответ: 1,2 М.

102. Сколько и какого вещества останется в избытке, если к 75 см³ 0,3 н раствора Н₂SO₄ прибавить 125 см³ 0,2 н раствора КОН .

Ответ: 0,14 г КОН.

103. Для осаждения в виде АgCl всего серебра, содержащегося в 100 см³ раствора АgNО₃, потребовалось 50 см³ 0,2 н раствора НСl. Чему равна нормальность раствора АgNO₃.Сколько граммов АgCl выпало в осадок?

Ответ: 0,1 н; 1,433 г.

104. Какой объем 0,3 н раствора НСl требуется для нейтрализации раствора, содержащего 0,32 г NаОН в 40 см³?

Ответ: 26,6 см³.

105. На нейтрализацию 31 см³ 0,16 н раствора щелочи потребуется 217 см³ раствора Н₂SO₄. Чему равна нормальность раствора кислоты?

Ответ: 0,023 н.

106. Сколько граммов НNO₃ содержалось в растворе, если на его нейтрализацию потребовалось 35 см³ 0,4 н раствора NаОН?

Ответ: 0,882 г.

107. Определите объем раствора 1,2 М NаОН, который потребуется для полного осаждения железа в виде гидроксида из раствора FеСl₃ с массой 300 г с массовой долей соли в нем 12%.

Ответ: 554 мл.

108. 1 л 0,5 М раствора едкого натра смешали с 1 л 0,4 н раствора серной кислоты. Сколько молей и какого вещества осталось в избытке?

Ответ: 0,1 моль NаОН.

109. На нейтрализацию 10 мл раствора едкого натра пошло 6 мл 0,5 н раствора НСl. Вычислите нормальность раствора щелочи.

Ответ: 0,3 н.

110. Сколько миллилитров 2 н раствора Nа₂СО₃ надо прибавить к 50 мл 1,5 н раствора ВаСl₂, чтобы полностью осадить барий в виде ВаСО₃?

Ответ: 37,5 мл.

111. Смешивают раствор едкого натра, содержащий 8 г NаОН в 1 л, с раствором соляной кислоты, содержащим 24 г НСl в 1 л. В каком объемном соотношении нужно взять растворы, чтобы произошла полная нейтрализация.

Ответ: 3,3 объёма NаОН на 1 объём НСl?

112. Вычислить молярность 20%-го раствора НСl плотностью 1,10 г/мл

Ответ: 6,03 М НСl.

113. Какой объем 20,01%-го раствора НСl (r = 1,100 г/мл) требуется для приготовления 1 л 10,17%-го раствора (r= 1,050 г/мл)?

Ответ: 485,38 см³.

114. Какой объем 50 %-го раствора КОН (r = 1,538 г/мл) требуется для приготовления 3 л 6%-го раствора плотностью 1,048 г/мл?

Ответ: 245,5 мл.

115. Смешали 10 см³ 10%-го раствора НNО₃ (r = 1,056 г/мл) и 100 см³ 30%-го раствора НNО₃ (r = 1,184 г/мл). Вычислите процентную концентрацию полученного раствора.

Ответ: 28,38%.

116. Определите массу осадка, который образуется при смешении раствора с массовой долей хлорида бария 5% и раствора с массовой долей сульфата натрия 8% . Масса раствора ВаСl₂ равна 15 г, раствора Nа₂SO₄— 10 г.

Ответ: m_ВаSO= 0,84 г.

117. Какое количество вещества нитрата натрия содержится в растворе объемом 1 л с массой долей NаNO₃ 40%, плотность которого 1,32 г/мл?

Ответ: 6,2 моль.

118. Определите массовую долю хлорида кальция в растворе 1,4 М СаСl₂, плотность которого равна 1,12 г/мл.

Ответ: 0,139.

119. Какой объем раствора с массовой долей карбоната натрия 0,15 (r= 1,16 г/мл) надо взять для приготовления раствора 0,45 М Nа₂СО₃ объемом 120 мл?

Ответ: 32,9 мл.

120. К 3л 10 %-го раствора НNO₃ плотностью 1,054 г/мл прибавили 5 л 2%-го раствора той же кислоты плотностью 1,009 г/мл. Вычислите процентную и молярную концентрации полученного раствора, объем которого равен 8 л.

Ответ: 5,0%, 0,82 М.

Растворы электролитов

Электролитами называются вещества, которые при растворении в воде диcсоциируют (распадаются) на ионы и проводят электрический ток. Неорганические кислоты, основания и соли являются электролитами.

Сила электролита характеризуется степенью диссоциации (a), которая показывает отношение числа молекул, продиссоциированных на ионы (Nд), к общему числу молекул электролита в растворе (Nо), и выражается в процентах:

a = 100%. (22)

Условно считают электролиты, диссоциированные на 3% и менее (т.е. a £ 3%) – слабыми, а на 30% и более (a ³ 30%) – сильными.

В растворе слабого электролита устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и продуктами их распада – ионами. Например, в растворе уксусной кислоты:

СН₃СООН « СН₃СОО^— + Н⁺

Константа такого равновесия выражается через концентрации соответствующих частиц в растворе и называется константой диссоциации К_Д.:

К_д = (23)

Многоосновные кислоты диссоциируют по ступеням, каждая из которых характеризуется своей константой. Например:

Н₃ВО₃ «Н⁺ + Н₂ВО К₁

Н₂ВО « Н⁺ + НВО К₂

НВО « Н⁺ + ВО К₃

Согласно закону разбавления Оствальда, К_д и a связаны уравнением

К_д = (24)

где С_эл – молярная концентрация электролита, моль/л.

При a<

К_д = a²×C_эл. (25)

Для расчетов, связанных с диссоциацией кислот, часто используют не К_дис, а показатель константы диссоциации рК, который равен:

рК = -lgК_д. (26)

С возрастанием К_д, т.е. с увеличением силы кислоты, значение рК уменьшается, следовательно, чем больше рК, тем слабее кислота. Так, значения рК для слабых кислот от СН₃СООН до НСN лежат в пределах от 4,76 до 9,21.

Для одноосновных кислот, например уксусной – СН₃СООН, концентрации [Н⁺ ] и [А^—] равны и составляют:

[Н⁺] = [СН₃СОО^—] = a× С_эл.

С учетом уравнения (25) имеем:

[Н⁺ ] = [ СН₃СОО^—] = С_эл × .

Пример 1. Степень диссоциации СН₃СООН в 0,1М растворе равна 1,32×10^—2. Найдите константу диссоциации кислоты и значение рК. По величине рК сделайте вывод о силе кислоты.

Решение. Запишем уравнение диссоциации уксусной кислоты:

СН₃СООН« Н⁺ + СН₃СОО^–

Подставим данные задачи в уравнение Оствальда:

К_Д = = .

Откуда рК = -lg К_Д = -lg(1,77×10^—5) = 5- lg1,77 =5-0,25 = 4,75.

Пример 2. Какова концентрация ионов водорода в 0,1 М растворе германиевой кислоты Н₂GеО₃, если константа диссоциации кислоты по первой ступени равна 2,6×10^—9?

Решение. Запишем уравнение диссоциации германиевой кислоты по первой ступени:

Н₂GеО₃ « Н⁺ + НGеО

С_н+ = = 1,61×10^—5 г-ион/л.

В насыщенном растворе малорастворимого сильного электролита устанавливается равновесие между осадком (твердой фазой) электролита и ионами электролита в растворе, например:

ВаSO₄ « Ва²⁺ + SO

в осадке в растворе

По закону действующих масс:

К_равн. = или К_равн×С_ВаSO = C_Ва ×С ,

где К_равн – константа равновесия;

C_{Ва ,} С , С_ВаSO – концентрации катиона, аниона и электролита (в осадке).

Концентрация твердой фазы остается неизменной и её условно принимают равной единице, а величину К_равн×С_ВаSO называют произведением растворимости и обозначают ПР:

ПР = К_равн ×С _ВаSO или ПР = C_Ва ×С . (27)

Величина ПР является важной термодинамической константой и характеризует равновесие между насыщенным раствором и твердой фазой. С помощью ПР можно решать многие вопросы химической практики.

Условием образования осадка является превышение произведения концентраций ионов малорастворимого электролита над его ПР. Растворение осадка такого электролита происходит, когда произведение концентраций его ионов меньше, чем ПР.

Пример 3. Произведение растворимости Аg₂Cr₂O₇ равно 2,0×10^—7.

Вычислить концентрацию ионов Аg⁺ в насыщенном растворе Аg₂Cr₂O_7, не содержащем одноименных ионов.

Решение. Уравнение диссоциации Аg₂Cr₂O₇ имеет вид:

Аg₂Cr₂O₇ = 2Аg⁺ + Cr₂O

Поэтому ПР = С = 2,0×10^—7.

Так как при диссоциации Аg₂Cr₂O₇ ионов Cr₂O получается в 2 раза меньше, чем ионов Аg⁺, следовательно:

Cr₂O = ; C × = 2,0×10^—7;

C = = = 0,74×10^—2 моль/л.

Пример 4. Установлено, что произведение растворимости ПР равно 5,6×10^—16. Выпадает ли осадок при смешивании равных объемов растворов 0,02М МnSO₄ и 0,01М (NН₄)₂S ?

Решение. Запишем уравнение реакции:

МnSO₄ + (NН₄)₂S = МnS¯ + (NН₄)₂SO₄

При смешении двух растворов объем раствора увеличивается вдвое, а концентрации взятых веществ в смеси будут в 2 раза меньше.

Концентрация раствора МnSO будет равна 0,01 моль/л, а раствора (NН ) S – 0,005 моль/л.

С_S = 0,005 г-ион/л, С_Мn = 0,01 г-ион/л.

Отсюда С_S × С_Мn = 0,01×0,005 = 5×10^-5, что больше, чем ПР_МnS = 5,6×10^-16. Следовательно, осадок выпадает.

Водородный показатель – рН

Вода частично диссоциирована:

Н₂О « Н⁺ + ОН^–

По закону действующих масс:

_Д; К_Д. × С_НO = С_н × С_он — = К _НO.

К _НO – ионное произведение воды. На основании опыта установлено, что при t = 25⁰С оно составляет 10^—14 (моль/л)². Тогда для чистой воды:

К _НO = 10^-14 = С_н × С_он — ; (28)

С_{н =} С _он — = = 10^—7моль/л .

Для удобства расчетов используют водородный показатель рН:

рН = – lg С_н .

рН – величина, характеризующая характер среды. При рН< 7 – кислая среда, т.к. С_{н >>} С_он -, при рН = 7- среда нейтральная и С_н = С_он -, при рН >7 – щелочная среда , т.к. С_н << С_он -.

Из вышеизложенного справедливо уравнение:

рН + рОН = 14.

Пример 5. Чему равна концентрация ОН – ионов в растворе, рН которого равен 10,80?

Решение. Воспользуемся приведенной формулой:

рОН = 14-рН = 14 — 10,80 = 3,20.

— lg[ОН^—] = 3,2 ; lg[ОН^—] = — 3,20.

По таблице антилогарифмов находим, что [ОН^—] = 6,31×10^—4 моль/л.

ЗАДАЧИ

121-123. Вычислите константу диссоциации кислот по следующим данным и запишите уравнения диссоциации кислот по всем ступеням.

124. Определите концентрацию ОН^— — ионов в а) 1М; б) 0,02М растворе NН₄ОН. К_Д основания равно 1,8×10^—5.

Ответ: а) 0,4×10^—2 г-ион/л; б) 0,6×10^—3г-ион/л.

125. Степень диссоциации уксусной кислоты СН₃СООН в 1М растворе при 19⁰С равна 0,004. Вычислите концентрацию ионов СН₃СОО^–, Н⁺ и общую концентрацию ионов в растворе.

Ответ: 0,004 моль/л; 0,008 моль/л.

126. Вычислите степень электролитической диссоциации 0,05 М раствора НIО₃, если константа диссоциации кислоты равна 3×10^—5.

Ответ: 2,45×10^—2.

127. Вычислите концентрацию ионов водорода в 0,1 М растворе хлорноватистой кислоты НСlО (К_Д= 5×10^—8).

Ответ: 7×10^—5моль/л

128. Определите рН и рОН раствора NaOH с концентрацией 0,1 моль/л.

Ответ: 13 и 1.

129. Ступенчатые константы диссоциации Н₂S равны К₁ = 6 × 10^—8,

К₂ =1×10^—14. Вычислите константу полной диссоциации и концентрации ионов Н⁺, НS^—, S^2— в 0,1 М растворе сероводородной кислоты.

Ответ: 7,7×10^—5моль/л, 1×10^—14моль/л.

130-134. Вычислите произведение растворимости вещества (ПР) по данным о его растворимости в воде.

135-139. Выпадет ли осадок при сливании равных объемов растворов 1 и 2 с концентрацией С, моль/л? Напишите уравнения реакций.

140. Вычислите концентрацию [Н⁺] в растворах, в которых концентрация [ОН^—] – ионов (в моль/л) составляет:

а) 10^—4 , б) 3,2×10^—6 , в) 7,4×10^—11.

Ответы: а) 10^—10моль/л, б) 3,12×10^—9 моль/л, в) 1,35×10^—4моль/л.

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Окислительно-восстановительными реакциями называются реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов.

Степени окисления определяются числом электронов, передаваемых от атома с меньшей электроотрицательностью к атому с большей электроотрицательностью. Например, в молекуле NаСl менее электроотрицательным является атом натрия, более электроотрицательным – атом Сl, поэтому электроны смещаются в сторону атома хлора. Натрий приобретает степень окисления +1, а хлор -1.

Процесс присоединения электронов частицами (атомами, ионами, молекулами) называется их восстановлением, а вещество, содержащее такую частицу, является окислителем.

Процесс отдачи электронов – окисление, а вещество – восстановитель. Следует также учесть, что если атомы окислителя и восстановителя содержатся в одной и той же молекуле, то реакция называется реакцией внутримолекулярного окисления – восстановления. Например:

2КСlО₃ = 2 КCl +3О₂­

Если же в таких реакциях окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента, то окислительно-восстановительный процесс называется диспропорционированием. Например, в реакции:

3К₂МnО₄ + 2Н₂О = 2КМnО₄ + МnО₂ + 4КОН

Mn⁺⁶ диспропорционирует в Mn⁺⁷ и в Мn⁺⁴.

Имеют место и реакции обратного диспропорционирования, в которых атомы, находящиеся в различных степенях окисления, приобретают одинаковую окисленность (степень окисления), например:

NH₄NO₃ = N₂О­ + 2H₂O

где N^—3, окисляясь, а N⁺⁵ , восстанавливаясь, переходят в N⁺¹.

Типичными окислителями являются : F₂, О₂, Сl₂, перманганат-ион MnО , дихромат-ион Cr₂O , диоксид свинца РbО₂. Типичными восстановителями являются: активные металлы (К, Nа, Са), углерод (С), сульфид-ион (S^—2), иодид-ион (I^–), сульфит-ион (SO ), Fе²⁺, Sn²⁺ и др.

В простых веществах О₂, Cl₂, Н_2, N₂ и др. оба атома имеют одинаковую электроотрицательность. При образовании из этих атомов молекул смещения электронов не происходит, поэтому степень окисления в простых веществах равна нулю. Некоторые простые вещества, например Fе, S, С и другие могут иметь разную степень окисления. Так, железо может иметь степень окисления +2 и +3, медь – +1 и +2, сера – +2, +4, +6. Кислород, как правило, имеет степень окисления –2, но в пероксидах его степень окисления равна (–1), во фторидах (+2). Постоянную степень окисления имеют щелочные металлы (+1), элементы II группы – (+2), алюминий – (+3), галоген-ионы – (-1).

В зависимости от того, к какому атому больше смещена электронная пара, говорят о положительной или отрицательной степени окисления. Степень окисления элемента, ближе к которому смещена электронная пара, является отрицательной, тогда как степень окисления другого атома в молекуле – положительна. Например, в молекуле воды электронная пара смещена в сторону атома кислорода. Следовательно, атом кислорода проявляет отрицательную степень окисления, а атомы водорода положительную.

В связи с тем что молекула в целом электронейтральна, то количество всех отрицательных единиц степени окисления должно быть равно количеству положительных единиц.

Положительная степень окисления, как правило, присуща тем элементам, которые на внешнем энергетическом уровне имеют 1, 2, 3 электрона, и, чтобы создать устойчивую 8-электронную оболочку, им легче отдать эти электроны, чем присоединить 7, 6, 5 электронов соответственно. Поэтому эти атомы будут отталкивать электроны.

Отрицательную по знаку степень окисления, как правило, будут иметь те элементы, у которых на внешнем энергетическом уровне 5, 6, 7 электронов, и для создания 8-электронного энергетического уровня им легче принять недостающие, чем отдать 5, 6, 7 электронов. Эти атомы будут притягивать электроны.

Знание знака и величины степени окисления атомов с постоянным значением позволяет вычислить степени окисления других атомов в сложных соединениях.

Пример 1. Определить степень окисления серы в серной кислоте Н₂SO₄.

Решение. Для определения степени окисления серы в серной кислоте вспомним, что атом кислорода имеет степень окисления (-2), а атом водорода (+1). В целом молекула любого вещества электронейтральна, следовательно, 2×(+1) + х + (-2)×4 = 0. Отсюда сера в серной кислоте имеет степень окисления +6.

Пример 2. Определить степень окисления марганца в перманганате калия КМnO₄.

Решение. Степень окисления кислорода –2, калия +1. Молекула КМnO₄ электронейтральна, следовательно: (+1)×1 + х + 4×(-2)=0.

Степень окисления марганца в перманганате калия равна +7.

Подбор коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях

При подборе коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций пользуются двумя методами: электронного баланса и ионно-электронного баланса. Остановимся на первом.

Для успешной расстановки коэффициентов в окислительно-восстановительных уравнениях важно соблюдать следующую последовательность:

1. Записать уравнение реакции, отметить элементы, изменяющие в результате реакции свои степени окисления, найти окислитель и восстановитель.

2. Составить схемы полуреакций окисления и восстановления с указанием исходных и образующихся частиц.

3. Уравнять число частиц каждого элемента в левой и правой частях полуреакций.

4. Уравнять суммарное число зарядов в левой и правой частях каждой полуреакции; для этого прибавить или отнять в левой части полуреакций необходимое число электронов.

5. Подобрать множители для полуреакций так, чтобы число электронов, отдаваемых при окислении, было равно числу электронов, принимаемых при восстановлении.

6. Сложить уравнения полуреакций с учетом найденных коэффициентов.

7. Расставить коэффициенты в уравнении реакции и проверить правильность расстановки. Число частиц каждого элемента в правой части уравнения должно быть равно числу частиц в левой части.

Рассмотрим применение метода электронного баланса в окислительно-восстановительных реакциях на нескольких примерах.

Пример 3.

К₂

Решение. Определим степень окисления всех элементов и установим, у каких из них она меняется. В молекуле К₂Сr₂O₇ ионы кислорода имеют суммарный электрический заряд, равный (–2)×7 = -14. Молекула электронейтральна. Заряд двух ионов калия равен +2, а два иона хрома имеют заряд +12, следовательно, на долю одного иона хрома приходится +6 зарядов.

В правой части уравнения в молекуле Сr₂(SO₄)₃ хром связан с кислотным остатком серной кислоты, имеющим заряд –2. Молекула электронейтральна, следовательно, два иона хрома должны быть связаны с тремя SО – ионами. Рассуждая таким же образом, приходим к выводу, что степень окисления серы в сульфите натрия Nа₂SO₃ равна +4, а в сульфате натрия Nа₂SO₄ +6.

Составим электронные уравнения и приводим к балансу количество отданных и принятых электронов (окислителя и восстановителя). С учетом коэффициентов складываем ионы левых и правых частей полуреакций.

2Сr⁺⁶ + 6? ® 2Сr⁺³ 2 1 восстановление, окислитель

S⁺⁴ — 2? ® S⁺⁶ 6 3 окисление, восстановитель

2Сr⁺⁶ + 3S⁺⁴ ® 2Cr⁺³ + 3S⁺⁶

Полученные коэффициенты переносим в молекулярное уравнение, причем коэффициент для хрома не удваиваем, чтобы сохранить его баланс в левой и правой частях уравнения.

Приводим к балансу ионы калия и натрия.

Подсчитываем количество кислотных остатков справа и вычитаем три кислотных остатка в составе Nа₂SO₃, участвующих в окислении. Разница в коэффициентах дает коэффициент для кислоты.

Уравниваем водород в составе молекулы воды.

Проверку правильности расстановки коэффициентов проводим по количеству атомов кислорода. В левой и правой частях уравнения оно равно 32.

Окончательное уравнение реакции: К₂Сr .

Пример 4.

Решение. Определяем степень окисления всех элементов и устанавливаем, что они меняются у марганца и хлора.

Составляем электронные уравнения и приводим к балансу ионы окислителя и восстановителя. С учетом коэффициентов складываем ионы левой и правой частей уравнений:

6 3 окисление, восстановитель

Сl⁺⁵ + 6? ®Сl^— 3 1 восстановление, окислитель

3Мn⁺⁴ + Cl⁺⁵ ® 3Мn⁺⁷ + Cl^–

Коэффициенты краткого уравнения переносим в молекулярное уравнение, затем приводим к балансу коэффициенты других ионов.

Проверку правильности расстановки коэффициентов проводим по кислороду. В левой и правой части уравнения количество атомов кислорода равно 15.

3 МnO₂ + КСlO₃ + 6КОН ® 3К₂МnO₄ + КСl + 3Н₂О

ЗАДАЧИ

Расставьте коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций. Укажите окислитель и восстановитель.

141. МnSO₄ + КМnO₄ + Н₂О ® МnO₂ + К₂SO₄ + Н₂SO₄

142. FеSO₄ + КClO₃ + Н₂SO₄ ® Fе₂(SO₄)₃ + КСl + Н₂О

143. КIО₃ + КI + Н₂SO₄ ® I₂ + К₂SO₄ + Н₂О

144. I₂ + Сl₂ + Н₂О ® НIО₃ + НСl

145. NаСrO₂ + Вr₂ + NаОН ® Nа₂СrO₄ + NаВr + Н₂О

146. Р + НClO₃ + Н₂О ® Н₃РО₄ + НСl

147. РbS + НNO₃ ® S + Рb(NO₃)₂ + NO + Н₂О

148. КВr + РbО₂ + НNO₃ ® Рb(NO₃)₂ + Вr₂ + КNO₃ +Н₂О

149. Sb₂O₃ + НВrO₃ ® Sb₂O₅ + НВr

150. Сr₂O₃ + КNО₃ + КОН ® К₂СrO₄ + КNO₂ + Н₂О

151. Н₂S + Cl₂ + Н₂О ® Н₂SO₄ + НСl

152. Nа₂МnO₄ + NаNO₂ + Н₂О ® МnO₂ + NаNO₃ + NаОН

153. КМnО₄ + НСl ® МnСl₂ + КCl + Сl₂ + Н₂O

154. Н₂SO₃ + К₂Сr₂О₇ + Н₂SO₄ ® Cr₂ (SO₄)₃ + К₂SO₄ + Н₂О

155. FеSO₄ + КМnO₄ + Н₂SO₄ ® Fе₂(SO₄)₃ + МnSO₄ + Н₂О + К₂SO₄

156. NаBr + MnO₂ + Н₂SO₄ ® МnSO₄ + Nа₂SO₄ + Br₂ + Н₂О

157. Мg + Н₂SO₄ ® МgSO₄+ S+ Н₂О

158. Н₂SO₃ + Cl₂ + Н₂О ® Н₂SO₄ + НСl

159. Н₂S + НNO₃ ® S + NO₂ + Н₂О

160. КNО₃ + КI + Н₂SO₄ ® NO + I₂ + К₂SO₄+ Н₂О

Что такое нормальное решение?

Нормальность (N) — это еще один способ количественной оценки концентрации раствора. Он аналогичен молярности, но использует грамм-эквивалента веса растворенного вещества в выражении количества растворенного вещества в литре (л) раствора, а не грамм молекулярного веса (GMW) , выраженного в молярности. 1 н. Раствор содержит 1 грамм эквивалентного веса растворенного вещества на литр раствора.

Выражение веса в граммах включает рассмотрение валентности растворенного вещества .Валентность — это отражение объединяющей способности элемента, часто измеряемой количеством атомов водорода, с которыми он может вытеснить или объединиться. Эквивалентный вес в 1,0 грамм — это количество вещества, которое будет соединяться с 1 атомом водорода или вытеснять его.

Чтобы определить эквивалентную массу вещества в граммах:

Разделите GMW (вес по формуле) растворенного вещества на валентность (количество ионов водорода, которые могут быть вытеснены).

Пример:

Нормальность 1.0 литров раствора NaCl, который содержит 1,0 грамм-эквивалентный вес, будет GMW NaCl, деленный на валентность NaCl:

(атомный вес Na = 22,99; атомный вес Cl = 35,45)

GMW NaCl = 22,99 + 35,45 = 58,44 г

N = GMW / валентность (валентность для NaCl равна 1,0)

58,44 г / 1,0 = 58,44 г = 1,0 грамм-эквивалентный вес NaCl = 1N раствор NaCl

В этой ситуации, потому что NaCl имеет валентность, равную единице, молярность и нормальность раствора такие же.

Некоторые соединения, однако, не будут иметь такой же нормальности, как молярность, как в случае H ₂ SO ₄ :

Пример:

Нормальность 1,0-литрового раствора H ₂ SO ₄ , содержащая 1,0 грамм-эквивалент, будет молекулярной массой H ₂ SO ₄ , деленной на валентность H ₂ SO ₄ :

(атомная масса H = 1; атомная масса S = 32,06; атомный вес O = 16)

GMW H ₂ SO ₄ = 1 (2) + 32.06 + 16 (4) = 98 г

N = GMW / валентность (валентность для H ₂ SO ₄ равна 2,0, поскольку имеется 2,0 ионов H, которые могут быть вытеснены)

98 г / 2 = 49 г = 1,0 грамм-эквивалент массы H ₂ SO ₄ = 1 н. Раствор H ₂ SO ₄

Молярность этого 1 н. Раствора h3SO4 будет 0,5 (M = г / GMW на литр или 49 г / 98 г = 0,5)

Чтобы просто рассчитать количество или вес вещества, необходимого для желаемого раствора нормального , можно использовать следующую формулу:

Вес в граммах = желаемая нормальность x необходимый объем в литрах x GMW / валентность

(W = N x V x GMW / валентность)

Пример:

500 мл 0.Для процедуры необходим 1н раствор NaOH. Рассчитайте количество растворенного вещества (NaOH), необходимое для приготовления раствора. (атомные веса: Na = 22,99; O = 16; H = 1) Валентность = 1

X г = 0,1 N x 500 мл (0,5 л) x GMW 39,99 / 1,0

X = 0,1 x 0,5 x 39,99 / 1,0

X = 1,99

1,99 г NaOH необходимо разбавить до 500 мл, чтобы приготовить 0,1 н. Раствор.

Нормальное решение | определение нормального решения по Медицинскому словарю

решение

[so-loo´shun]

1. гомогенная смесь одного или нескольких веществ (растворенных веществ), молекулярно диспергированных в достаточном количестве растворяющей среды (растворителя).

2. В фармакологии жидкий препарат одного или нескольких растворимых химических веществ, которые обычно растворяются в воде. Названия конкретных решений см. Под названием.

3. процесс растворения или разрушения.

4. расшатывание или отрыв.

Приготовление растворов.Формула для приготовления растворов из чистого лекарственного средства:

Например, для приготовления 2000 мл 2-процентного раствора из кристаллов борной кислоты, пропорция будет

Формула для приготовления растворов из исходных растворов:

Например, для приготовления 1000 мл 2-процентного раствора из 4-процентного исходного раствора будет составлять

водный раствор , в котором в качестве растворителя используется вода.

раствор БЦЖ водная суспензия бациллы Кальметта-Герена для закапывания в мочевой пузырь с целью активации иммунной системы при лечении поверхностного рака мочевого пузыря.Он снижает риск последующего развития рака мочевого пузыря, хотя точный механизм действия неизвестен.

буферный раствор тот, который сопротивляется значительному изменению концентрации ионов водорода (pH) при добавлении кислоты или щелочи.

коллоидный раствор ( коллоидный раствор ) неточный термин для коллоида (по умолчанию 3).

гипербарический раствор , имеющий больший удельный вес, чем эталонный образец.

гипертонический раствор тот, который имеет осмотическое давление выше, чем у эталона.

гипобарический раствор раствор, имеющий удельный вес меньше, чем у эталона.

гипотонический раствор тот, который имеет осмотическое давление меньше, чем у эталона.

изобарный раствор раствор, имеющий тот же удельный вес, что и эталонный образец.

изотонический раствор один, имеющий осмотическое давление, такое же, как у эталона.

молярный раствор раствор, в каждом литре которого содержится 1 моль растворенного вещества; обозначил 1 M.Концентрация других растворов может быть выражена по отношению к концентрации молярных растворов в виде десятых молярных (0,1 М) и т. Д.

нормальный раствор раствор, в каждом литре которого содержится 1 эквивалентная масса растворенного вещества; обозначено 1 н.

офтальмологический раствор стерильный раствор, свободный от посторонних частиц, для закапывания в глаз.

насыщенный раствор раствор, в котором растворитель поглотил все растворенное вещество, которое он может удерживать в растворе.

склерозирующий раствор тот, который содержит раздражающее вещество (склерозирующее средство), которое вызывает облитерацию пространства, как при склеротерапии.

стандартный раствор тот, который содержит в каждом литре определенно указанное количество реагента; обычно выражается в терминах нормальности (эквивалентные веса растворенного вещества на литр раствора) или молярности (молей растворенного вещества на литр раствора).

перенасыщенный раствор нестабильный раствор, содержащий больше растворенного вещества, чем он может удерживать постоянно.

объемный раствор раствор, содержащий определенное количество растворителя на указанную единицу объема.

Энциклопедия и словарь Миллера-Кина по медицине, сестринскому делу и смежным вопросам здравоохранения, седьмое издание. © 2003 Saunders, принадлежность Elsevier, Inc. Все права защищены.

normal (N),

(nōr’măl), Избегайте жаргонистического использования этого слова, когда значение может быть неясным или двусмысленным, как в обычных выводах и нормальных результатах. Избегайте называть физиологический раствор устаревшей фразой «физиологический раствор», которая может быть неверно интерпретирована как 1 N хлорид натрия.

1. Типичный; обычный; согласно правилу или стандарту.

2. В бактериологии, неиммунные; необработанный; обозначает животное или содержащуюся в нем сыворотку или вещество, которое не было иммунизировано экспериментально или естественным путем против микроорганизма или его продуктов.

3. Обозначение раствора, содержащего 1 экв. Замещаемого водорода или гидроксила на литр; например, 1 моль / л HCl — это 1 н, а 1 моль / л H ₂ SO ₄ — 2 н.

4. В психиатрии и психологии означает соответствующий с точки зрения развития уровень эффективного функционирования личности, познания и аффекта, который является удовлетворительным как для людей, так и для их соответствующей социальной среды.

5. Обращение к прямой (или плоскости) под прямым углом к ​​другой линии (или плоскости).

6. Не болен и не подвергался экспериментальной процедуре.

7. Молекулярное соединение, имеющее неразветвленную углеродную цепь; обычно обозначается цифрой n .

[Л. normalis, согласно шаблону]

Farlex Partner Medical Dictionary © Farlex 2012

t Distribution

Распределение t (также известное как t-распределение Стьюдента )
это распределение вероятностей, которое используется для оценки совокупности
параметры, когда размер выборки невелик и / или когда совокупность
дисперсия неизвестна.

Зачем использовать t-распределение?

Согласно
то
центральная предельная теорема,

выборочное распределение
статистики (например, выборочного среднего) будет следовать

нормальное распределение,
при условии, что размер выборки достаточно велик.Поэтому, когда мы
знать стандартное отклонение совокупности, мы можем вычислить

z-показатель и используйте нормальное распределение для оценки
вероятности с выборочным средним.

Но размер выборки иногда невелик, и часто мы не знаем
стандартное отклонение населения.
Когда возникает одна из этих проблем, статистики полагаются на
распространение
т статистика (также известный как
т оценка ), значения которых определяются по формуле:

t = [x — μ]
/ [s / sqrt (n)]

где x — выборочное среднее, μ
— среднее значение генеральной совокупности, s — стандартное отклонение выборки, а n —
размер образца.Распределение статистики t называется
т распределение или
Распределение студентов .

Распределение t позволяет нам проводить статистический анализ определенных данных.
наборы, не подходящие для анализа, с использованием нормального распределения.

степени свободы

На самом деле существует много разных t-распределений.Особая форма
распределения t определяется его
степеней свободы . Степени свободы относятся
количеству независимых наблюдений в наборе данных.

При оценке среднего балла или доли по одной выборке
количество независимых наблюдений равно выборке
размер минус один. Следовательно, распределение статистики t из
образцы размера 8 будут описаны t-распределением, имеющим
8 — 1 или 7 степеней свободы.Аналогично, t-распределение, имеющее
15 степеней свободы будут использоваться с выборкой размером 16.

Для других приложений можно вычислить степени свободы.
иначе. Мы будем описывать эти вычисления по мере их появления.

Свойства распределения

Распределение t имеет следующие свойства:

• Разница
  всегда больше 1, хотя он близок к 1, когда
  есть много степеней свободы.С бесконечными степенями свободы,
  распределение t такое же, как и

  стандартное нормальное распределение.

Когда использовать t Распределение

Распределение t можно использовать с любой статистикой, имеющей форму колокола.
распределение (т.е. приблизительно нормальное). Выборочное распределение статистики
должен иметь форму колокола, если любое из следующих
применяются условия.

• Размер выборки больше 40 без выбросов.

Распределение t следует использовать , а не с небольшими выборками из
популяции, которые не являются приблизительно нормальными.

Вероятность и t-распределение Стьюдента

Когда выборка размером n отбирается из совокупности, имеющей
нормальное (или почти нормальное) распределение, выборочное среднее может быть
преобразована в статистику t с помощью уравнения, представленного на
начало этого урока.Мы повторяем это уравнение ниже:

t = [x — μ]
/ [s / sqrt (n)]

где x — выборочное среднее, μ
— среднее значение генеральной совокупности, s — стандартное отклонение выборки, n —
размер выборки, а степени свободы равны n — 1.

Статистика t, полученная в результате этого преобразования, может быть связана с
уникальный

кумулятивная вероятность.
Эта кумулятивная вероятность представляет собой вероятность обнаружения
среднее значение выборки меньше или равно x,
дана случайная выборка размером n .

Самый простой способ найти вероятность, связанную с конкретным
t статистика заключается в использовании
Калькулятор распределения T,
бесплатный инструмент, предоставляемый Stat Trek.

Калькулятор Т-распределения

Калькулятор распределения T решает типичные статистические задачи на основе t
распространение. Калькулятор вычисляет кумулятивные вероятности на основе простых
входы.Четкие инструкции помогут вам быстро найти точное решение.
легко. Если что-то неясно, часто задаваемые вопросы и примеры проблем
дайте простые объяснения. В
калькулятор бесплатный. Его можно найти в Stat Trek.
главное меню на вкладке Stat Tools. Или вы можете нажать кнопку ниже.

Калькулятор распределения T

Обозначения и статистика

Статистики используют t _α для
представляют статистику t, которая имеет

кумулятивная вероятность
из (1 — α).Например, предположим, что нас интересует статистика t, имеющая
кумулятивная вероятность
0,95. В этом примере α будет равно (1 — 0,95)
или 0,05. Мы бы назвали t-статистику t _0,05

Конечно, значение t _0,05 зависит от количества
степеней свободы. Например,
при 2 степенях свободы t _0,05 равно 2,92;
но с 20 степенями свободы, t _0.05 равно
до 1,725.

Примечание: Поскольку t-распределение симметрично относительно среднего нуля,
верно следующее.

т _α = — т _{1 — альфа}

А также

т _{1 — альфа} = — т _α

Таким образом, если t _0,05 = 2.92, тогда t _0,95 = -2,92.

Проверьте свое понимание

Задача 1

Acme Corporation производит электрические лампочки. Генеральный директор утверждает, что средний Acme
лампочка длится 300 дней. Исследователь случайным образом выбирает 15 лампочек для тестирования.
Отобранные луковицы служат в среднем 290 дней со стандартным отклонением 50 дней.Если
заявление генерального директора было правдой, какова вероятность того, что 15 случайно выбранных
луковицы будут иметь средний срок службы не более 290 дней?

Примечание: Есть два способа решить эту проблему, используя T-распределение.
Калькулятор. Оба подхода представлены ниже. Решение А — традиционное
подход. Это требует, чтобы вы вычислили статистику t на основе данных, представленных в
описание проблемы. Затем вы используете Калькулятор Т-распределения, чтобы найти
вероятность.Решение B проще. Вы просто вводите данные о проблеме в
Калькулятор Т-распределения. Калькулятор вычисляет t-статистику «за
сцены «и отображает вероятность. Оба подхода дают точную
тот же ответ.

Решение A

Первое, что нам нужно сделать, это вычислить статистику t на основе
по следующему уравнению:

t = [x — μ]
/ [s / sqrt (n)]

t = (290–300) / [50 / sqrt (15)]

t = -10 / 12.909945 = — 0,7745966

где x — выборочное среднее, μ
— среднее значение генеральной совокупности, s — стандартное отклонение выборки, а n —
размер образца.

Теперь мы готовы использовать Калькулятор Т-распределения.
Так как мы знаем статистику t, мы выбираем «T score» из случайной переменной.
выпадающий список. Затем мы вводим следующие данные:

• Статистика t равна — 0.7745966.

Калькулятор отображает кумулятивную вероятность: 0,226. Следовательно, если истинное
срок службы лампы был 300 дней, есть
Вероятность 22,6%, что средний срок службы 15 случайно выбранных ламп
быть меньше или равно 290 дням.

Решение B:

На этот раз мы будем работать напрямую с необработанными данными из
проблема. Мы не будем вычислять статистику t; Т
Калькулятор распределения сделает эту работу за нас.Поскольку мы будем работать
с необработанными данными мы выбираем «Среднее значение выборки» в раскрывающемся списке «Случайная переменная».
коробка. Затем мы вводим следующие данные:

• Стандартное отклонение выборки 50.

Калькулятор отображает кумулятивную вероятность: 0,226. Следовательно, существует
Вероятность 22,6%, что лампочка, отобранная в среднем, перегорит в течение 290 дней.

Задача 2

Предположим, что результаты теста IQ имеют нормальное распределение со средним значением 100.Предположим, случайным образом выбраны и протестированы 20 человек. Стандартное отклонение в
группа выборки — 15. Какова вероятность того, что средний результат теста в
группа выборки будет максимум 110?

Решение:

Чтобы решить эту проблему, мы будем работать напрямую с необработанными данными
от проблемы. Мы не будем вычислять статистику t; Т
Калькулятор распределения сделает эту работу за нас. Поскольку мы будем работать
с необработанными данными мы выбираем «Среднее значение выборки» в раскрывающемся списке «Случайная переменная».
коробка.Затем мы вводим следующие данные:

• Стандартное отклонение выборки 15.

Мы вводим эти значения в Калькулятор Т-распределения.
Калькулятор отображает кумулятивную вероятность: 0,996.