Перевод мэкв в иода

Данные для пересчета

1 мэкв натрия =23,0 мг 1 г натрия =43,5 мэкв

1 мэкв калия =39,1 мг 1 г калия =25,6 мэкв

1 мэкв кальция =20,0 мг 1 г кальция =49,9 мэкв

1 мэкв магния =12,2 мг 1 г магния =82,0 мэкв

1 мэкв хлора =35,5 мг 1 г хлора =28,2 мэкв

1 мэкв гидрокарбоната =61,0 мг 1 г гидрокарбоната =16,4 мэкв

1 г хлорида натрия содержит 17,1 мэкв натрия и 17,1 мэкв хлора 1 г гидрокарбоната натрия содержит 11,9 мэкв натрия и 11,9 мэкв гидро­карбоната

1 г лактата натрия содержит 8,9 мэкв натрия и 8,9 мэкв лактата 1 г хлорида калия содержит 13,4 мэкв калия и 13,4 мэкв хлора 1 г гидрокарбоната калия содержит 10,0 мэкв калия и 10,0 мэкв гидро­карбоната

1 г однозамещенного фосфата калия (KH₂PO₄) содержит 7,4 мэко калия и 7,4 мэкв первичного фосфата

1 г двузамещенного фосфата калия (K₂HPO₄) содержит 11,5 мэкв калия и 11,5 мэкв вторичного фосфата

Внимание: мэкв не является мерой величины концентра­ции. Необходимо знать, в каком объеме жидкости находит­ся данное количество мэкв (например, мэкв/л плазмы).

Пересчет мг/дл в мэкв/л

Если необходимо пересчитать мг/дл в мэкв/л, то использу­ют следующую формулу: для катионов и анионов

мг/дл Х 10 Х валентность

относительная атомная или молекулярная масса (мг)

С учетом значений рН шлазмы более точный расчет (Неisler и Schorer) будет следующим:

мэкв/л = г/дл Х 1,04 (рН 5,08)

После введения системы единиц СИ концентрации катио­нов и анионов будут обозначаться в ммоль/л (1 ммоль = от­носительной атомной или молекулярной массе в мг). Для однозарядных ионов (например, Na+, K + ) значения не изме­няются (1 ммоль=1 мэкв), для многовалентных они будут другими (Са 2 +: 1 ммоль = 2 мэкв).

Рис. 5. Изменение объема эритроцитов в зависимости от осмотического дав­ления растворов хлорида натрия различной концентрации.

а — гипотонический раствор хлорида натрия: набухание эритроцитов вплоть до раз­рыва (гемолиз); б — изотонический раствор хлорида натрия; в — гипертонический рас­твор хлорида натрия; сморщивание эритроцитов (форма сморщенного яблока).

Осмоляльность/Осмолярность

Осмоляльность означает осмотическое число на 1 кг раство­рителя, осмол яркость — на 1 л раствора.

Осмотическое давление раствора зависит от числа осмоти­чески активных частиц (ионов и недиссоциированных моле­кул), которые находятся в определенном объеме.

Единица осмотического давления — осмоль или мосммоль (миллиосммоль). Если 1 моль глюкозы (относительная мо­лекулярная масса 180,2; 1 моль= 180,2 г) находится в 1 кг воды, то этот раствор имеет «идеальную» осмоляльность, равную 1 осммоль. Если же внести в 1 кг воды 1 моль по­варенной соли (относительная молекулярная масса = 58,4; 1 моль = 58,4 г), то образуется «идеальная» осмоляльность в 2 осммоль, так как поваренная соль распадается на ионы натрия и хлора, вследствие чего в растворе появляется уд­военное число частиц в отличие от глюкозы. В растворах, содержащих полностью диссоциирующие соли, осмотическое Давление упрощенно можно определить по числу катионов и анионов (так называемая идеальная осмоляльность). При этом, конечно, пренебрегают межионным взаимодействием, которое влияет на осмоляльность и ведет к «реальной» ос­моляльности.

Осмотические соотношения ответственны за распределе­ние воды ,в различные жидкостные пространства в ортанизме (рис. 5, см. также 1.4.3).

Осмотическое давление определяют измерением снижения точки замерзания (осмометрия).

Осмоляльность плазмы составляет 290 мосммоль (кг воды 38°С), (Geigy).

Плазма состоит в основном из диссоциирующих электроли­тов, при этом натрий по приближенному расчету определяет половину осмоляльности плазмы. Влияние неэлектролитов в нормальном состоянии незначительно: Глюкоза: 100 мг/дл = 5,5 мосммоль/л плазмы (Geigy) Мочевина: 100 мг/дл=17,2 мосммоль/л плазмы (Geigy) На основе этих представлений можно рассчитать осмоляльность плазмы, если известно количество натрия, мочевины и глюкозы (Mansberger et al.):

Различия между расчетной и измеренной осмоляльностью доказывают присутствие неизвестных растворенных веществ (токсины?) и служат показаниями для гемодиализа (Mans-berger и соавт.).

Низкая осмоляльность наблюдается только при гипона-триемии; гиперосмоляльное состояние, наоборот, многозначно (Mansberger et al.: гипернатриемия; гиперглюкоземия; уремия; неизвестные вещества; комбинация многих факто­ров).

Для практических целей из приведенных рассуждений можно сделать вывод, что концентрация натрия в плазме определяет ее осмоляльность. Отклонения наблюдаются осо­бенно часто при диабете, уремии и в присутствии неизвестных растворенных веществ. В связи с этим точное измерение осмоляльности необходимо в каждом отдельном случае.

Эффективное осмотическое давление

Для определения отклонений в осмотическом давлении используют полупроницаемые мембраны. Вещества, частично проходящие через клеточные мембраны, например мочевина, вызывают отклонения осмотического давления только в тех количествах, которые препятствуют проницаемости клеточных мембран. Таким образом, эффективное осмотическое давление создается только истинными ионами.

Нормальная осмоляльность плазмы (290 мосммоль/кг воды) является отправной точкой для тоничности.

Изотоническими растворами являются (приближенно):

— 1 /₆ молярные растворы солей, молекулы которых пол­ностью диссоциируют на 2 иона, например 1 /₆ молярный раствор поваренной соли;

— 1 /₃ молярные растворы, если растворяемое вещество не диссоциирует, например 1 /₃ молярный раствор глюкозы.

Растворы, которые обнаруживают меньшую по сравнению c плазмой осмоляльность, яляются гипотоническими; раст­воры, обладающие более высокой осмоляльностью, являются гипертоническими.

Осмоляльность клетки соответствует таковой плазмы [Black, Moore, Burck, 1962]. При этом нужно учитывать, что часть электролитов в клетке остается недиссоциирован­ной. На осмотическое давление в клетке постоянно влияет обмен веществ: при распаде больших молекулярных соеди­нений на определенное количество более мелких осмоляльность повышается, при синтезе она снижается.

Коллоидно-осмотическое давление соответствует степени участия белков в осмоляльности.

Так как белковые молекулы очень большие, число частиц на единицу маосы значительно меньше, чем в случае элект­ролитов. Коллоидно-осмотическое давление плазменных бел­ков составляет только 1,6 мосммоль/кг воды (25 мм рт. ст.). Это составляет 0,55% общей осмоляльности плазмы. Наи­больший вклад вносит альбумин (85%, Geigy). Несмотря на малую величину осмоляльности плазмы, коллоидно-осмотическое давление имеет большое значение, потому что бел­ки могут выходить из кровеносного русла только медленно. Из этого становится ясным влияние коллоидно-осмотичес­кого давления на распределение воды между плазмой и межтканевой жидкостью (см. 1.4.З.). Падение концентрации альбумина в плазме, например, снижает ее способность Удерживать воду (гипопротеинемический отек; восстановле­ние объема циркулирующей крови).

Дата добавления: 2014-01-04 ; Просмотров: 710 ; Нарушение авторских прав?

Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет

Источник

Молярная концентрация эквивалента

Эквивалент – это реальная или условная частица, которая может присоединять или высвобождать один ион водорода в кислотно-основных реакциях или один электрон в окислительно-восстановительных реакциях. Единицей количества вещества эквивалента является моль – n _экв(B).

Фактор эквивалентностиf_экв(В) – число, показывающее, какая доля реальной частицы вещества В эквивалентна одному иону H + в данной кислотно-основной реакции или одному электрону в окислительно-восстановительной реакции. Фактор эквивалентности – безразмерная величина, f_экв £ 1. Его рассчитывают из формулы кислоты, основания, соли, кристаллогидрата или по стехиометрии указанной реакции.

.

Например, f_экв(HCl) = 1, f_экв(H₂SO₄) = 1/2, f_экв(H₃PO₄) =1/3. Но если многоосновная кислота в конкретной реакции проявляет себя как одноосновная кислота или двухосновная, то f_экв ее будет меняться.

.

.

Молярная масса эквивалентов вещества М_экв(В)– это масса моля эквивалентов вещества В. Она равна произведению фактора эквивалентности на молярную массу вещества В:

.

Например: M_экв(H₂SO₄) = 98 г/моль ´ 1/2 = 49 г/моль.

Молярная концентрация эквивалента С_экв(В)или упрощенно
C_экв – это отношение количества вещества эквивалента n_экв(В) к объему раствора (V) в литрах, т.е. количество вещества эквивалента, находящееся в 1 литре раствора:

Если объем раствора измеряется в миллилитрах, то

.

Молярная концентрация и молярная концентрация эквивалента связаны между собой соотношением: C_В = C_экв ´ f_экв(В).

Старое обозначение C_экв – N (нормальность). Например, запись: 0,1N означает, что в 1 л раствора содержится 0,1 моль-эквивалентов растворенного вещества.

Моляльная концентрация раствора

Моляльная концентрация вещества В в растворе (символ С_М, единица измерения моль/кг) – это отношение числа молей растворенного компонента к массе растворителя, выраженному в килограммах, т.е. количество вещества, содержащееся в килограмме растворителя:

;

Титр раствора

Титр раствора вещества В(символ Т, единица г/мл) – это отношение массы вещества к объему раствора, т.е. это масса вещества в граммах, содержащаяся в 1 мл раствора:

.

Все виды концентраций пропорциональны друг другу, следовательно, можно от одного способа выражения концентрации перейти к другому. Так, например:

;

;

.

Обучающие задачи

Задача 1. Навеску 5,63 г KBr растворили в 150 г воды, плотность полученного раствора r = 1,14 г/мл. Рассчитайте С_В, С_экв, Т и С% полученного раствора.

Задача 2. Определите навеску соли и массу воды, необходимые для приготовления 500 мл 0,85%-го раствора NaCl (r = 1,005 г/мл).

1. Находим массу раствора:

m_р-ра = 1,005 г/мл × 500 мл = 502,5 г.

2. Определяем массу NaCl, необходимую для приготовления 502,5 г раствора:

3. Находим массу воды, необходимую для приготовления раствора:

Задача 3. Сколько миллилитров 36%-го HCl c r = 1,18 г/мл нужно взять, чтобы приготовить 200 мл раствора с С_экв = 0,1 моль/л?

1. Определяем массу чистой HCl в 200 мл раствора:

2. Рассчитаем массу 36%-го раствора HCl, который содержит 0,73 г чистой HCl:

3. Определяем объем 36%-го раствора HCl:

.

Отмеряем цилиндром 1,72 мл 36%-го раствора HCl, помещаем в мерную колбу на 200 мл и доливаем до метки водой, закрываем колбу и тщательно перемешиваем раствор. Получаем раствор HCl с концентрацией С_экв = 0,1 моль/л.

Задача 4. Какой объем 35%-го раствора H₂SO₄ (r = 1,35 г/мл) нужно взять, чтобы приготовить 250 мл раствора с Т = 0,005 г/мл?

1. Определяем массу безводной H₂SO₄ в 500 мл раствора:

.

2. Рассчитываем объем 35%-го раствора, который содержит 1,25 г безводной H₂SO₄:

.

Задача 5. В техническом KОН содержание основного вещества составляет 92 %. Сколько граммов технического KОН надо взять для приготовления 250 мл раствора с концентрацией С_экв = 0,1 моль/л?

1. Определяем молярную массу эквивалента KОН:

.

2. Определяем массу KОН в 250 мл раствора, который необходимо приготовить:

.

3. Расчитываем навеску технического KОН, содержащего 8 % примесей:

.

Помещают навеску 1,5217 г KOH в мерную колбу на 250 мл, растворяют, доливают водой до метки и перемешивают раствор. Получают раствор KOH с приблизительной концентрацией C_экв = 0,1 моль/л.

Вопросы для самоконтроля

1. Основные понятия: раствор, растворенное вещество, растворитель, эквивалент, фактор эквивалентности.

2. Основные способы выражения концентраций растворов: массовая доля, молярная концентрация, молярная концентрация эквивалента, титр, моляльная концентрация раствора.

4.1.4. Домашнее задание № 4

Решите задачу приготовления раствора заданной концентрации.

Задание 1.Рассчитайте массу соли и объем воды, необходимые для получения 250 мл раствора с заданной молярной концентрацией (С_B, моль/л) (см. свой вариант в табл. 9).

Задание 2.Рассчитайте массовую долю (в %), молярную концентрацию эквивалента, моляльную концентрацию и титр этого раствора.

Номер варианта
Заданное соединение	KCN	CoCl2	Na2SiO3	NH4Cl	Na2CO3	(NH4)2CO3	CuSO4	СН3СООK	NH4CN	FeI2	K3PO4	Al(NO3)3	Ba(NO2)2
СВ, моль/л	0,5	0,3	1,5	0,6	0,4	1,2	1,1	0,9	0,2	0,7	0,1
r, г/мл	1,12	1,09	1,05	1,24	1,13	1,32	1,1	1,17	1,19	1,15	1,02	1,14	1,01
номер варианта
Заданное соединение	ZnSO4	Cr(MnO4)3	AlBr3	K2SO3	Na3AsO4,	CuCl2	Na2S2O3,	KNO2	NiSO4	Na2S	MnBr2	KClO	Fe(NO3)3
СВ, моль/л	1,4	2,5	1,6	0,45	1,9	0,8	0,04	1,7	1,3	0,26	0,03	0,27	0,46
r, г/мл	1,22	1,29	1,25	1,11	1,3	1,12	1,04	1,2	1,21	1,05	1,01	1,04	1,01

Задание 3.Рассчитайте ионную силу раствора, в котором содержится соль, указанная в вашем варианте (табл. 9) и BaCl₂ c концентрацией 0,25 моль/кг.

4.2. КОЛИЧЕСТВЕННЫЙ АНАЛИЗ.
МЕТОД НЕЙТРАЛИЗАЦИИ

Теоретическая часть

Метод нейтрализации позволяет по результатам титрования определить точную концентрацию компонента кислотного или основного характера в исследуемом растворе и вычислить его содержание в граммах. В основе метода лежит реакция нейтрализации между кислотой и основанием, кислотой и основной солью, основанием и кислой солью и др., т.е. реакция взаимодействия гидратированных ионов Н + и ОН – : Н + + ОН – → Н₂О.

Теоретической основой метода является закон эквивалентов: массы реагирующих веществ пропорциональны их молярным массам эквивалентов:

,

где m_{кислоты} и m_{основания} – массы реагирующих веществ кислотно-основного характера, г; М_экв – молярные массы эквивалентов взаимодействующих веществ, г/моль; М_экв(В) = M(В) × f_экв.

Следствие из закона эквивалентов позволяет оперировать объемами реагирующих веществ:

где С_экв –молярные концентрации эквивалентов реагирующих веществ, моль/л; V – объемы растворов реагирующих веществ, мл.

В качестве рабочих растворов в методе нейтрализации используют:

1) титрованный раствор HCl (или H₂SO₄) C_экв = 0,1 или 0,01 моль/л;

2) титрованный раствор NaOH (или KOH) C_экв = 0,1 или
0,01 моль/л;

3) установочный раствор буры (Na₂B₄O₇×10H₂O) (для установления титра кислоты);

4) установочный раствор щавелевой кислоты H₂C₂O₄×2H₂O (для установления титра щелочи).

Для установления точки эквивалентности в реакции нейтрализации используют индикаторы (метиловый оранжевый, фенолфталеин и др.). Например, для определения концентрации соляной кислоты в исследуемом растворе (С_экв(HCl)) точный объем исследуемого раствора
(5 или 10 мл) переносят пипеткой в колбу для титрования и титруют из бюретки титрованным раствором щелочи с С_экв = 0,1 моль/л до достижения эквивалентной точки, которая определяется по изменению цвета индикатора. Зная объем исследуемого раствора кислоты (V_{исслед.к-ты}), С_экв(NaOH), экспериментально определив V(NaOH), определяют С_экв(HCl):

.

содержание компонента кислотного или основного характера в определенном объеме раствора в граммах можно определить:

а) m = C_экв × М_экв , г – масса в 1 л раствора;

б) , г – масса в объеме (V), выраженном в мл.

Зная С_экв, всегда можно выразить концентрацию вещества в виде С(В), С_м, С% и Т.

Обучающие задачи

Задача 1. Сколько граммов натрия тетрабората (буры) –
Na₂B₄O₇ 10H₂O надо взять, чтобы приготовить 250 мл С_экв = 0,1 моль/л раствора для установления точной концентрации раствора HCl?

Запишем уравнения процесса нейтрализации буры соляной кислотой, учитывая, что натрия тетраборат подвергается в воде гидролизу с образованием NaOH, который затем вступает в реакцию с HCl:

а)

1. Определяем молярную массу эквивалента Na₂B₄O₇ × 10H₂O, учитывая, что:

2. Рассчитывают массу буры, необходимую для приготовления
250 мл раствора:

Взвешивают вычисленную навеску на аналитических весах, помещают ее в мерную колбу на 250 мл, растворяют и доливают водой до метки, закрывают пробкой и перемешивают. Получают 250 мл С_экв =
= 0,1 моль/л раствора буры точной концентрации. Этот раствор называют в количественном объемном анализе «установочным» или «приготовленным» раствором, т.е. раствором с концентрацией, рассчитанной по точной навеске.

Задача 2. Определите молярную концентрацию эквивалента (С_экв), титр, поправочный коэффициент (K) раствора HCl, если на титрование 10 мл его затрачено 10,4 мл C_экв = 0,1 моль/л раствора буры?

1. Запишем уравнения реакций гидролиза и нейтрализации, в которые вступает натрия тетраборат:

2. Расчитаем молярную концентрацию эквивалента С_экв раствора HCl по следствию закона эквивалентов:

.

3. Определяем молярную массу эквивалента НСl:

М_экв(НСl) = М(НСl) × f_экв(НСl) = 36,5 г/ моль × 1=36,5 г/ моль.

4. Определяем титр раствора HCl:

.

5. Определяем поправочный коэффициент:

.

Задача 3. Вычислить граммовое содержание NaOH в 250 мл и титр рабочего раствора NaOH, если на титрование 10 мл этого раствора было израсходовано 8,5 мл щавелевой кислоты (H₂C₂O₄ × 2H₂O) с С_экв =
= 0,1 моль/л

1. Записываем уравнение реакции нейтрализации:

2. Определяем фактор эквивалентности, молярную массу эквивалента H₂C₂O₄×2H₂O и NaOH:

.

3. Определяем С_экв раствора NaOH:

;

.

4. Определяем титр раствора NaOH:

.

5. Определяют граммовое содержание NaOH в 250 мл раствора:

m = V × T= 250 × 0,0034 = 0,85 г.

Задача 4. В колбе на 250 мл растворили 1 г технического реактива NaOH, на титрование 10 мл этого раствора пошло 8 мл раствора HCl с С_экв = 0,1 моль/л, поправочный коэффициент K(C_экв) = 0,95. Определить массовую долю (в %) NaOH в навеске.

1. Записываем уравнение реакции нейтрализации:

HCl + NaOH = NaCl + H₂O.

2. Определяем молярные массы эквивалентов веществ, вступающих в реакцию:

М_экв(HCl) = 36,5 г/моль; М_экв(NaOH) = 40 г/моль.

3. Определяем практическую молярную концентрацию эквивалента (C_экв) раствора HCl, зная поправочный коэффициент:

.

4. Расcчитываем С_экв раствора NaOH:

.

5. Определяем граммовое содержание NaOH в 250 мл раствора:

;

.

6. Определяем массовую долю (С%) NaOH (в %) в исследуемом образце:

,

т.е. в техническом образце содержится 76 % химически чистого NaOH.

Задача 5. Сколько граммов KОН оттитровывается 8 мл HCl с С_экв(HCl)_теор = 0,1 моль/л K(С_экв) = 0,98?

1. Записываем уравнение реакции и определяем молярные массы эквивалентов реагирующих веществ:

KОН + HCl = KCl + H₂O;

М_экв(KОН) = М(KОН) × f_экв(KОН) = 56 г/моль × 1 = 56 г/моль;

М_экв(HCl) = М(HCl) × f_экв(HCl) = 36,5 г/моль × 1 = 36,5 г /моль.

2. Определяем практическую молярную концентрацию эквивалента раствора KОН:

3. Определяем содержание в граммах HCl в 8 мл раствора:

4. Определяем массу KОН, пошедшую на реакцию с HCl по закону эквивалентов:

4.2.3. Домашнее задание № 5

Задание 1.Рассчитайте, сколько граммов HCl оттитровываются раствором NaOH с заданными значениями С_экв и объмом (см. свой вариант в табл. 10)

Номер вари-анта	V, мл NaOH	Сэкв, моль/л NaOH	Номер вари-анта	V, мл NaOH	Сэкв, моль/л NaOH	Номер вари-анта	V, мл NaOH	Сэкв, моль/л NaOH
0,2	0,2	0,55
0,5	0,4	0,45
0,55	0,6	0,3
0,3	0,25	0,1
0,1	0,2	0,6
0,25	0,5	0,3
0,35	0,7	0,6
0,4	0,3	0,5
0,5	0,4

Лабораторная работа № 4

ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ ЗАДАННОЙ
КОНЦЕНТРАЦИИ. ТИТРИМЕТРИЧЕСКИЙ МЕТОД

Цель работы. Приобретение практических навыков в приготовлении растворов различной концентрации, в использовании титриметрического метода анализа для определения точной концентрации исследуемого раствора.

Опыт 1. Приготовление 30 г водного раствора кристаллогидрата натрия карбоната с массовой долей 15 %

Задание. Рассчитайте массу кристаллогидрата натрия карбоната Na₂CO₃·10H₂O, которую необходимо взять для приготовления 30 г раствора с массовой долей 15 % в пересчете на безводную соль Na₂CO₃. Рассчитайте массу воды, необходимую для приготовления 30 г этого раствора. Все вычисления приведите в своем отчете (оформите задачей). Сделайте вывод (укажите, какими должны быть навеска кристаллогидрата соли и объем воды для приготовления раствора).

Выполнение опыта. Взвесьте на лабораторных технических весах навеску кристаллогидрата соли, которую получили в результате расчета, и количественно перенесите ее в стаканчик емкостью 50 мл. Мерным цилиндром отмерьте количество воды, которое необходимо для приготовления 30 г раствора. Влейте воду в станчик с солью (воду необходимо приливать постепенно, все время перемешивая раствор).

Опыт 2. Приготовление 100 мл водного раствора кристаллогидрата хлорида железа (III) концентрацией С_экв = 0,5 моль/л

Задание. Рассчитайте навеску кристаллогидрата железа (III) хлорида FeCl₃·6H₂O, которую необходимо взять для приготовления 100 мл раствора с концентрацией С_экв= 0,5 моль/л. Все вычисления приведите в своем отчете (оформите задачей). Сделайте вывод (укажите, какими должны быть навеска кристаллогидрата соли и объем воды для приготовления раствора).

Выполнение опыта. Взвесьте на лабораторных технических весах навеску кристаллогидрата и перенесите ее через воронку в мерную колбу на 100 мл. Ополаскивание воронки водой продолжайте до тех пор, пока вся навеска соли не будет перенесена в мерную колбу. Раствор в колбе должен при этом занимать примерно две третьих части ее объема. Если все кристаллы соли растворились, перемешайте раствор круговыми движениями колбы и после этого долейте его до метки дистиллированной водой. Закройте колбу пробкой и снова перемешайте раствор, переворачивая колбу вверх то дном, то горловиной.

Опыт 3. Установление точной концентрации соляной кислоты по буре

Для установления точной концентрации раствора кислоты используют натрия тетраборат (буру) Na₂B₄O₇×10H₂O, соль сильного основания (NaOH) и слабой кислоты (H₃BO₃), которая в водном растворе подвергается гидролизу, и раствор имеет щелочную реакцию:

.

Процесс гидролиза обратим, но при добавлении HCl ионы H + связываются с ОН – и гидролиз идет до конца.

Именно по этой причине эта соль может использоваться как основной компонент кислотно-основного взаимодействия в методе нейтрализации:

2HCl + 2NaOH = 2NaCl + 2H₂O.

Суммарное уравнение взаимодействия буры с HCl:

Количество NaOH, образовавшегося при гидролизе буры, эквивалентно количеству взятой буры, а также количеству HCl, пошедшему на нейтрализацию NaOH. Поэтому по количеству буры, пошедшей на титрование, можно определить точную концентрацию раствора HCl.

В конце реакции накапливается слабая борная кислота, следовательно, pH раствора в точке эквивалентности будет несколько меньше 7 и для титрования следует взять индикатор метиловый оранжевый.

а) Приведите в рабочее состояние бюретку, налейте в нее до отметки «0» приготовленный вами или лаборантами раствор HCl с приблизительной концентрацией С_экв = 0,1 моль/л.

б) В стаканчик для титрования с помощью другой бюретки (наполненной раствором буры) отмерьте 5 мл раствора буры с С_экв =
= 0,1 моль/л, добавьте 1 – 2 капли метилового оранжевого, раствор тщательно перемешайте, он приобретет желтый цвет.

в) К раствору буры медленно, небольшими порциями из бюретки приливайте раствор соляной кислоты до точки эквивалентности. При этом окраска метилоранжа переходит из желтой в бледно-розовую.

г) Заметьте по бюретке объем соляной кислоты, пошедшей на титрование. Титрование повторите три раза. Данные титрования занесите в табл. 11.

Номер опыта	Vбуры , мл	Сэкв (буры)	VHCl, мл	Индикатор
0,1 моль/л	Метилоранж
Среднее	Vср (НСl) =

Задание. Запишите уравнение реакции. Заполните таблицу.

а) На основании уравнения для следствия закона эквивалентов:

C_экв(буры)´V(буры) = С_экв(HCl) ´ V(HCl) расчитайте С_экв(HCl), взяв V_ср(HCl) как среднее значение по результатам трех титрований.

б) Определите титр раствора соляной кислоты, используя формулу

.

в) Определите поправочный коэффициент (K) для исследуемого раствора HCl, учитывая, что C_{экв (теор)} = 0,1 моль/л.

4.3. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ.
РАВНОВЕСИЕ В ВОДНЫХ РАСТВОРАХ
ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Теоретическая часть

Электролитами называют вещества, которые в растворенном (или расплавленном) состоянии проводят электрический ток. Теория Аррениуса объясняет электропроводность растворов тем, что молекулы электролитов под действием полярных молекул растворителя диссоциируют на ионы. Эта способность электролитов к диссоциации на ионы служит мерой силы данного электролита. При растворении в полярных растворителях молекулы многих веществ практически полностью распадаются на ионы. Такие вещества называются сильными электролитами (NaCl, Na₂SO₄, HCl, KOH и др.). Однако электролитическая диссоциация многих других веществ в аналогичных условиях не доходит до конца. Процесс оказывается обратимым, причем равновесие наступает при распаде на ионы лишь небольшой части молекул, находящихся в растворе. Вещества подобного рода называются слабыми электролитами (СН₃СООН, Н₂СО₃, NH₄OH и др.). Отношение числа молекул, диссоциированных на ионы, к суммарному числу диссоциированных и недиссоциированных молекул называют степенью электролитической диссоциации, которую измеряют либо в долях единицы, либо в процентах.

.

Для сильных электролитов a > 30 %, для слабых a – ]×[Н + ].

В растворе быстро устанавливается равновесие между процессами диссоциации и ассоциации, т.е. cкорости прямой и обратной реакции будут равны: v ₁ = v₂ или k₁ × [СН₃СООН] = k₂ × [СН₃СОО – ] × [Н + ].

Преобразование последнего уравнения позволит выразить константу равновесия реакции диссоциации следующим образом:

.

Для растворов слабых бинарных электролитов Оствальд установил взаимосвязь между константой диссоциации (K_дис), степенью диссоциации (a) и молярной концентрацией раствора (С_В).

Рассмотрим эту взаимозависимость на примере диссоциации уксусной кислоты. Полагая, что количество диссоциированных молекул кислоты и, следовательно, концентрация каждого из образовавшихся ионов Н + и СН₃СОО – в момент установления равновесия в системе равна [Н + ] = [СН₃СОО – ] = С_B·a. Тогда равновесная концентрация недиссоциированных молекул будет равна [СН₃СООH] = С_B – С_B·a =
= С_B·(1 – a). Подставив эти значения концентраций ионов и молекул в уравнение константы равновесия реакции диссоциации СН₃СООН, получим

,

.

Это уравнение является математическим выражением закона разведения Оствальда. Поскольку степень диссоциации у слабых электролитов мала, то можно пренебречь этой величиной в знаменателе как слагаемым (им нельзя пренебречь в числителе как множителем). Тогда

.

Закон разведения Оствальда формулируется следующим образом.

Источник