Нормальные растворы соответственная концентраци

Этот метод имеет еще более важное значение для определения концентрации растворов различных методов объемного анализа. Так, например, в методе нейтрализации наиболее важным рабочим раствором является соляная кислота, в окислительно-восстановительных методах — серноватистокислый натрий и марганцевокислый калий. Эти растворы обычно устанавливают по различным исходным веществам (соответственно — по буре, по двухромовокислому калию и по щавелевой кислоте). Кроме того, можно установить (или проверить) нормальность этих растворов следующим образом. Берут смесь растворов йодистого и йодноватокислого калия и приливают к ней определенный объем рабочего титрованного раствора соляной кислоты. При этом выделяется йод в количестве, эквивалентном содержанию соляной кислоты [c.289]

Концентрации жидких растворов обычно представляют по одному из двух способов, различающихся тем, что количество отдельных ингредиентов и всей смеси выражают в одних и тех же или разных единицах измерения. По первому способу наиболее употребительны концентрации, выраженные в массовых, объемных или мольных долях (или процентах). Они представляют собой массу, объем или количество молей растворенного вещества, отнесенных соответственно к массе, объему или количеству молей всего раствора или растворителя (для получения процентов результат необходимо умножить на 100). По второму способу наиболее часто пользуются следующими вариантами выражения концентрации моляльностью, т.е. числом молей растворенного вещества в 1 кг растворителя молярностью (мольностью), т.е. числом молей растворенного вещества в 1 л раствора нормальностью, т.е. числом грамм - эквивалентов растворенного вещества в 1 л раствора титрами, т.е. числом граммов (килограммов) растворенного вещества в 1 мл (л) раствора. [c.55]

Количество (весовое или объемное) растворенного вещества, содержащееся в определенном количестве (весовом или объемном) раствора, называется концентрацией. Если количество растворенного вещества отнесено к определенному весу раствора, то концентрация называется весовой, если же к объему раствора, то она называется объемной. Весовая концентрация растворов обычно выражается в процентах или же характеризуется удельным весом раствора, объемная концентрация выражается молярностью или нормальностью, если вес растворенного вещества выражен соответственно в грамм-молекулах или грамм-эквивалентах на 1 л раствора. [c.110]

Смешали 6 н., 0,1 М и 0,9 М растворы фосфорной кислоты в объемном отношении соответственно 1 3 6. Определите молярную и нормальную концентрации полученного раствора. [c.19]

Выражение концентрации раствора в единицах нормальности и молярности. Взаимный переход от одних видов выражения концентрации к другим. Число молей растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора, называется молярностью раствора. Одномолярным называется раствор, в I л которого содержится один моль растворенного вещества. Растворы, содержащие в 1 л раствора части молей, например 0,1 0,2 0,01 0,001, называются, соответственно, децимолярными (0,1 М), дву-децимолярными (0,2 М), сантимолярными (0,01 М), миллимолярными (0,001 Ai) и т.д. Растворы, содержащие 2, 3, 4 и более моля растворенного вещества в 1 л раствора, называются соответственно двумолярнымн (2 М), трехмолярными (3 Л1), четырехмолярными (4M) и т.д. [c.195]

В зависимости от концентрации применяемого раствора КС1 различают децинормальный, нормальный и насыщенный каломельные электроды. Потенциал каломельного электрода зависит от температуры и активности хлорид-ионов. При температуре 25 °С в растворе КС1 концентрацией 100 моль/м (0,1 моль/л) и 1000 моль/м (1,0 моль/л) значение нотенциала равно 0,3366 и 0,2828 В соответственно, а в насыщенном растворе КС1 оно составляет 0,2438 В. [c.46]

Все концентрации даны в молях или грамм-эквивалентах на литр раствора [соответственно, молярная или нормальная (н.) концентрация]. Всюду, если не делается специальной оговорки, подразумевается молярная концентрация. [c.13]

Насыщенные водные растворы хлоридов рубидия и цезия, содержащие 146,65 и 289,98 г соли в 100 г воды, кипят при нормальном давлении и температурах 113,5 и 119,9° С и имеют плотность 1,615 и 2,086 z m соответственно [166]. Ниже приведены плотности водных растворов хлоридов рубидия и цезия различной концентрации при 25° С [92, 93, 167] [c.98]

На основании уравнения нейтрализации любой кислоты любым основанием можно утверждать, что каждый объем раствора кислоты всегда будет нейтрализоваться равным ему объемом раствора основания той же нормальности. Если необходимо раствор вещества данной нормальности разбавить водой или добавить к нему более концентрированный раствор того же вещества для получения раствора соответственно меньшей или большей концентрации, то это можно сделать, произведя соответствующие вычисления. [c.436]

Соответственно концентрацию иона С1, перешедшего в раствор коллоидного электролита, обозначим [С1]ь а иона С1 нормального электролита [С1]г. [c.64]

Концентрация - это отношение массы растворенного вещества к объему раствора (массовая концентрация) или отношение количества вещества к объему раствора молярная концентрация). Единицами этих концентраций служат соответственно г/л и моль/л. В аналитической практике используются также нормальная, или эквивалентная концентрация, равная отношению количества эквивалента вещества к объему раствора. Единицей этой концентрации является моль/л. [c.247]

Измерение удельной электропроводности. Для измерения удельной электропроводности вытяжки последнюю наливают в левый сосудик, а стандартный 0,02-нормальный раствор хлористого натрия или калия — в правый. Сосудики перед заливкой ополаскивают три раза соответствующим раствором. Затем погружают в него электроды и уравновешивают мостик, то есть находят положение ползунка при минимуме звука в телефонах. Разделив расстояние АП на расстояние ПВ, получают тп. Удельные электропроводности стандартных 0,02-нормаль-ных растворов хлоридов натрия и калия соответственно равны 0,002316 и 0,002765 ом" см . Поставив значение удельной электропроводности стандартного раствора [х], а также найденные величины и и те в уравнение (2), подсчитывают удельную электропроводность водной вытяжки X. Так как удельная электропроводность стандартного раствора бралась для температуры 25°, то и удельная электропроводность водной вытяжки будет относиться к 25°, хотя измерения могут проводиться и при любой другой температуре. Суммарную концентрацию солей в вытяжке С с рассчитывают но формуле [c.128]

Условия выделения водорода из растворов. В соответствии со сказанным выше при электролизе водород всегда будет выделяться из раствора в тех случаях, когда последний не содержит никакого другого веш,ества, выделение которого требует меньшего напрян ения, чем выделение водорода. Применяя это положение, следует помнить только, что, согласно уравнению (1), необходимо учитывать концентрацию (соответственно активность) ионов Н в растворе. На каждое уменьшение показателя степени десяти в числе, показывающем молярную концентрацию (соответственно активность) ионов водорода, на одну единицу (т. е. при каждом уменьшении этой концентрации в 10 раз) напряжение, которое необходимо приложить для выделения ионов водорода, увеличивается, как это видно из уравнений (1) или (16), на 0,058 в. Так как концентрация ионов Н в чистой воде при комнатной температуре равна приблизительно 10" и в 1 н. растворах едких щелочей —около 10" , то и для выделения водорода из этих растворов необходимое напряжение на 0,4 или соответственно на 0,8 в выше, чем это требуется для его выделения из нормального раствора ионов водорода. [c.51]

При работах с растворами электролитов удобно пользоваться так называемыми нормальными концентрациями. Нормальным (1 н.) называется раствор, содержащий в литре один грамм-эквивалент растворенного вещества. В общем случае грамм эквИ валентные или, как их часто называют, нормальные веса находят, деля грамм-молекулярный вес электролита на число валентных связей между образующими его молекулу ионами. Например, нормальные веса НЫОз, Ва(ОН)г, А1 2(504)з соответственно равняются М, М/2 и М/6, Основное преимущество такого способа выражения концентрации электролитов перед другими заключается в том, что при одинаковой нормальности растворов, например, любая щелочь будет реагировать с любой кислотой в равных объемах. В отношении обозначения концентраций к нормальным растворам относится все сказанное ранее о молярных ( 2). [c.177]

Допустим, что в реакцию нейтрализации вступили V и У2 — объемы растворов кислоты п щелочи соответственно С]- и Сг- нормальной концентрации. Рассчитаем количества грамм-эквивалентов обоих прореагировавших веществ, исходя из пропорции [c.141]

При смешивании растворов, концентрация которых выражается в единицах нормальности или молярности, нормальность или молярность раствора определяется общим числом грамм-эквивалентов или соответственно молей в 1 л раствора. [c.29]

Удобство выражения концентраций через нормальность обусловлено тем, что вещества вступают в реакции в эквивалентных количествах. Поэтому если при смешении двух растворов с нормальностью соответственно Л ] и N2 содержащиеся в них вещества прореагируют без остатка, то справедливо соотношение [c.18]

Концентрацию растворенного вещества часто выражают числом граммов на 100 г растворителя или числом граммов на 1 л раствора. Иногда удобно указывать число грамм-молекул (молей) на 1 л раствора (молярность) или число эквивалентных масс (разд. 11.3) на 1 л раствора (нормальность). Иногда эти количества относят к 1000 г растворителя тогда их соответственно называют моляльнОстью и нормальностью по массе. [c.254]

В(>дородная ошибка титрования. Предположим, что показатель титрования индикатора рТ, нормальность титруемой сильной кислоты Л , рбъем ее У мл а общий объем раствора в конце титрования мл. Каждый миллилитр N нормального раствора содержит N 1000 грамм-эквивалентов кислоты. Таким образом, всего взято для титрования КУ] 1000 грамм-эквивалентов кислоты, содержащих столько же грамм-ионов Н Подсчитаем теперь, сколько грамм-ионов Н останется неоттитрованными. Титрование заканчивается при pH, равном рТ взятого индикатора, например, при pH 4 для метилового оранжевого или при pH 9 для ф нолфталеина и т. д. Но поскольку pH = —[Н+], указанным величинам )Н отвечают концентрации ионов Н, равные соответственно [Н ] = 10 Н+] = 10" г-ион/л и т. д. Отсюда ясно, что концентрация оставшихся неоттитрованными Н -ионов равна [Н+] = Ю Р г-ион/л. В образовавшемся после окончания тнтрования объеме 1 2 мл раствора число грамм-ионов Н+ равно Ш Р /1000. [c.287]

Анализируемый раствор нейтрализуют сначала раствором карбоната аммония (200 з/л) до тех пор, пока образующийся осадок не станет растворяться медленно, затеи продолжают нейтрализацию более разбавленным раствором карбоната аммония (10 г/л), пока, несмотря на перемешивание, небольшой осадок не будет оставаться в течение 1—2 мин. Тогда прибавляют, соответственно количеству этого осадка, от 3 до 5 мл 2 н, уксусной кислоты, если будут дальше применять продажный ацетат аммония (приблизительно отвечающий формуле H3GOONH4 СгНаОа), и 10 мл этой кислоты, если применяют нейтральный раствор ацетата аммония, который получают нейтрализацией уксусной кислоты аммиаком. Затем раствор разбавляют водой приблизительно до 400 мл и нагревают почти. до кипения. Не обращая внимания на осадок, который может появиться, прибавляют 20 мл раствора кислого ацетата (полумолярного по концентрации) или смесь 5 мл уксусной кислоты и 10 )аствора нормального ацетата (по концентрации одномолярного) и продолжают кипячение 1 мин. [c.106]

Рассуждаем так каждый миллилитр N нормального раствора содержит V 1000 грамм-эквивалентов кислоты. Таким образом, всего взято для титрования NVi 1000 грамм-эквивалентов кислоты, содержащих столько же грамм-ионов Н" . Подсчитаем теперь, сколько грамм-ионов Н останется неот-титрованными. Титрование заканчивается при pH, равном рТ взятого индикатора, например при pH 4 в случае метилового оранжевого или при pH 9 в случае фенолфталеина и т. д. Но поскольку рН=—lg[H j, указанным величинам pH отвечают концентрации ионов Н" , равные соответственно [Н ]= =10" [Н ]=10 г-ион л и т. д. Отсюда ясно, что в общем случае концентрация оставшихся неоттитрованными ионов Н равна [Н ]=10 РТ г-ионЫ В образовавшемся по окончании титрования объеме V, мл раствора количество + I0 РТV грамм-ионов Н равно -li . [c.294]

ГРАММ-ЭКВИВАЛЕНТ. Количество химического элемента или соединения в граммах, равное эквивалеитпому весу данного соединения или элемента (под эквивалентным весом — эквивалентом — понимается количество вещества, соединяющегося с 1 (1,008) весовой частью водорода или с 8 весовыми частями кислорода). Г. элемента равен частному от деления атомпого веса элемента на его валентность в данном соединении. Г. кис-лоты равен частному от деления ее молекулярного веса на чпсло атомов водорода в ней, способных замещаться металлом. Г. основания равен частному от деления его молекулярного веса на число атомов металла в нем и на его валентность. Число Г. в 1. -г раствора характеризует его концентрацию. Раствор, содержащий в 1 л 1 Г., называется нормальным и обозначается буквой п. или iV. Если в 1 л раствора содержится 0,1, 0,01 или 0,001 Г., то раствор соответственно называется децинормальпым, сантинормальным, миллинормальным. [c.77]

Таким образом имеется простая зависимость между нормальным потенциалом двух систем и их константой равновесия, В точке эквивалентности количество прибавленного Red , эквивалентно первоначальной концентрации Ох,, и согласно уравнению (1) легко за.метить, что концентрация Ох,, оставшаяся в растворе, равна концентрации Red,, которая не участвовала в реакции. Соответственно и концентрации продуктов реакции Red, и Ох., в точке эквивалентности равны между собою с, 1едовательно, [c.144]

Чаще всего применяют нормальные (I н.) растворы, т. е. растворы, в 1 л которых растворен 1 грамм-эквивалент вещества. Применяют растворы и другой нормальности децинор-мальные (0,1 н.), полунормальные (0,5 н.) и т. д., т. е. содержащие в 1 л раствора (соответственно) 0,1 грамм-эквивалента вещества, 0,5 и т. д. При объемном анализе нужно точно уловить момент, когда заканчивается химическая реакция между веществами. Для этого пользуются индикаторами — веществами, которые способны менять свою окраску в зависимости от изменения концентрации ионов водорода в растворе. В ка- [c.428]

Применяют растворы и другой нормальности децинормальные <0,1 н.), полунормальные (0,5 н.) и т. д., т. е. содержащие в 1 л раствора (соответственно) 0,1 грамм-эквивалента вещества, 0,5 его и т. д. При объемном анализе нужно точно уловить момент, когда заканчивается химическая реакция между веществами. Для этого пользуются индикаторами—веществами, которые способны менять свою окраску в зависимости от изменения концентрации ионов водорода в растворе. В качестве индикаторэв применяют большое количество веществ,—в основном слабые органические кислоты или основания, у которых цвет молекул отличается от цвета их ионов. Наиболее употребительны индикаторы метиловый оранжевый, метиловый красный, лакмус, фенолфталеин и т. д. Например, если раствор содержит избыток щелочи (среда щелочная) и применен в качестве индикатора лакмус, то раствор окрашивается в синий цвет если раствор будет содержать избыток кислоты, то раствор окрасится в красный цвет. [c.329]

Повторная мерсеризация проводится обычно нр 18%-ным ряг-твором, а 10—12%-ным раствором NaOH (концентрация щелочи, при которой происходит максимальное набухание целлюлозы и, следовательно, наиболее полное растворение низкомолекулярных фракций). Применение более концентрированных растворов щелочи, для повторной мерсеризации излишне, так как разрыв водородных связей между макромолекулами или их агрегатами, необходимый для получения при последующей обработке S2 растворимого ксантогената целлюлозы, уже осуществлен при проведении в нормальных условиях первого процесса мерсеризации. Поэтому после отжима щелочной целлюлозы в материале остается пониженное количество щелочи и соответственно расход S2 на побочную реакцию с NaOH в процессе ксантогенирования уменьшается, [c.240]

Кроме нормальных готовят также более разбавленные pa TBOiphi полунормальные (0,5 и.), децинормальные (0,1 н.), сантинормальные (0,01 н.), которые содержат в 1 л раствора соответственно 0,5, 0,1 и 0,01 г-экв растворяемого вещества, и другой концентрации. [c.58]

Сравнение нормальных н молярных растворов. Растворы одинаковой нормальности, так как они содержат в единице объема одно и то же число граммэквивалентов, должны взаимодействовать одинаковыми объемами, миллилитр на миллилитр. Данный 2Л раствор будет реагировать с точно равным объемом другого 2Ы раствора и с двойным объемом какого-нибудь Ш раствора. Этд преимущество несколько уменьшается, если неизвестно, на основании какой реакции был вычислен эквивалент, а следовательно и нормальность, что, как мы видели, особенно относится к кислотам, двойным и комплексным солям. Однако имеется более серьезная причина такой неопределенности и в случае простых солей, которые могут принимать участие не только в реакциях, не сопровождающихся изменением валентности одного из элементов, но и в реакциях окисления-восстановления. Возьмем, например, соединение РеСЬ бНЮ. Если при реакции не происходит изменения валентности, например при осаждении Ре(ОН)з аммиаком, эквивалент РеС1а-6НгО, соответственно правилу равен /з его моля но, как мы увидим ниже, если эта соль реагирует как окислитель, например с раствором 5пСЬ, ее эквивалент равен ее молю. Чтобы избежать возможной ошибки при употреблении стандартных растворов, следует выражать концентрацию всех растворов, приняв за рснову молярность в единицах молярности и затем вычислять отсюда нормальность раствора на основе данной реакции, как это показано в следующем параграфе. Концентрация, выраженная в молях, постоянна, так как она зависит исключительно от ч сла молей в литре раствора. [c.229]

Применение растворов нормальной концентрации при титровании имеет то преимущество, что стехиометрические соотношения компонентов в этом случае отчетливо видны. Например,, для титрования какого-либо объема 1 н. кислоты необходим равный объем 1 и. раствора щелочи независимо от типа кислоты или основания. Это основано на том, что одинаковые объемы эквинормальных кислот или щелочей содержат одинаковые количества протонов (в виде ионов Н3О+) или ионов гидроксила соответственно. При расчетах используют следующие соотношения [c.118]

Концентрацию ионов водорода (гидроксила) в растворе с л а б о.й кислоты (основания) в присутствии ее соли можно вычислить по следующей приближенной формуле = K ja (для основания соответственно [ОН ] =/СС/а), где /С —константа диссоциации, С — концентрация кислоты (основания) и а — концентрация соли. Например, для 0,1 н. раствора уксусной кислоты, содержащего одновременно /юо нормального веса N — М — 82) СНзСООЫа в литре, концентрация иона водорода будет равна Н ] = 0,1-2-10 V0,0I = 2-10 , т. е. 0,0002 г-ион/л. Так как тот же 0,1 н. раствор уксусной кислоты в отсутствие соли содержит 0,0014 г-ион водорода (доп. 24), видим, что прибавление даже такого ничтожного количества соли, как 0,8 г на литр, вызывает понижение концентраций ионов водорода в семь раз. [c.186]

В США были проведены исследования, в процессе которых несколько лабораторий должны были выполнить анализы трех степеней сложности. Полученные в разных лабораториях результаты затем сравнивались. На первом этапе изучения были разосланы растворы, содержащие полициклические ароматические соединения в концентрациях лорядка М кг/г, для их определения методом высокоэффективной жидкостной хроматографии. В этом экоперименте относительное стандартное отклонение по данным любой одной лаборатории и по данным межла-бораторного определения составило 2 и 11% соответственно. В аналогичном эксперименте по определению фенолов в воде для относительного стандартного отклонения межлабораторных результатов была получена величина более 20%. На третьем этапе межлабораторному сравнительному изучению были подвергнуты образцы, взятые из живой природы . Национальное бюро стандартов разослало гомогенаты ткани устрицы с просьбой определить в них содержание линдана и диэльдрина. Относительное стандартное отклонение результатов составило 200% (т. е. распределение результатов резко отличалось от нормального). В настоящее время не представляется возможным добиться абсолютной достоверности в анализе таких образцов, так как определяемое вещество часто экстрагируется не полностью и та как невозможно разложить матрицу в той мере, в какой это необходимо для полного выделения анализируемого вещества и в какой это легко достигается при анализе следовых количеств неорганических веществ [3]. В проводившемся позднее экоперименте изучению в восьми различных лабораториях были подвергнуты гомогенаты ткани двустворчатых моллюсков, содержащие следовые количества углеводородов. Результаты межлабораторных исследований соответствовали относительному стандартному отклонению 40% вследствие неоднородности образца, его неустойчивости при хранении свыше 9 месяцев и аналитических погрешностей [1691. В табл. 2.20 приведены краткие результаты других совместных работ. [c.69]

Температура кипения растворов, являющаяся важнейшим параметром процесса их выпаривания, зависит от химической природы растворенных твердых веществ и растворителей, причем она растет с повышением давления над раствором. Как известно, температура кипения раствора всегда выше температуры кипения чистого растворителя при р = onst. Давление паров последнего при одинаковой температуре меньше над раствором, чем над чистым растворителем. Эта депрессия давления увеличивается с повышением концентрации раствора вплоть до достижения им насыщенного состояния и соответственно возрастает его температура кипения. Разность температур кипения раствора и чистого растворителя при одинаковом внешнем давлении (б°), носящая название температурной депрессии, достигает больших значений. Так, при нормальном давлении имеем 6 = 3° для 60%-го раствора сахара 6 = 7° для 25%-го водного раствора Na l 6 = 42,2° для 50%-го раствора NaOH 6 = 78,8° для 60%-го раствора КОН и т. д. Значения 6 при нормальном давлении (так называемые стандартные температурные депрессии) для промышленных растворов приведены в технических справочниках, но имеется, однако, сравнительно мало данных [c.394]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология