Способы выражения концентрации раствора

Химическая символика

 

Современные символы химических элементов были введены в 1813 году Берцелиусом. Элементы обозначаются начальными буквами их латинских названий.

Например, кислород Oxygenium обозначаются буквой - О

сера Sulfur - S

водород Hydrogenium - H

углерод Carboneum - C

кальций Calcium - Ca

В химической литературе широко используются и групповые названия элементов.

Название группы элементов Элементы группы

гелий, неон, аргон, криптон, ксенон, радон

Благородные газы He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

Галогены F, Cl, Br, I

Халкогены O, S, Se, Te, Pb

Щелочные элементы Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

Щелочноземельные Ca, Sr, Ba, Ra

Лантоноиды элементы с порядковыми номерами (от La до Lu вкл.) 57-71

Актиноиды 89-103

Атом – наименьшая частица, элемента, обладающая его химическими свойствами.

При химическом взаимодействии атомов образуются молекулы.

 

→ одноатомные молекулы Hе

Молекулы → двухатомные N_2, CO

→ многоатомные H₂O C₆H₆

→ полимерные, до сотни тысяч атомов.

Состав и строение молекул определяют состояние вещества при выбранных условиях и их свойств

CO₂ - газ, взаимодействует с водой

SiO₂ - твердое вещество, HP в воде.

 

При химических явлениях молекулы разрушаются, но атомы сохраняются.

 

Стехиометрия химических превращений.

 

Стехиометрия - раздел химии, который рассматривает количественный состав веществ и количественные соотношения (массовые и объемные) между реагирующими веществами

Таблица 1

 

Стехиометрия базируется на основных законах и понятиях	раздел ХИМИИ, который рассматривает количественный состав веществ и количественные соотношения (массовые и объемные) между реагирующими веществами
1. Закон сохранения массы при химических реакциях М.В. Ломоносов. 1774г.М.Лавуазье     М. Лавуазье. 1774г.   2. Закон сохранения энергииМ.В. Ломоносов. 1760 г.Р. Майер. 1842 г.       4. Закон кратных отношений Д. Дальтон     3. Закон постоянства состава. Пруст. 1811г.     Фундаментальные законы и Законы Стехиометрии. Стехиометрии   стехиометрии   6. Закон эквивалентов             5. Закон Авогадро и следствия. 1811г.   6. Закон эквивалентов В. Рихтер. 1791 г.
Закон сохранения массы (I)	Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции, например: t Cи (OH)2 = CиO + H2O Молекулярная масса, а.е.м. → 97,5 79,5 18
Закон постоянства состава (3)	Каждое химическое соединение независимо от способа его получения имеет постоянный элементный и массовый состав- t 2H2 + O2 = 2H2O (I); Cи(OH)2 = CиO + H2O (2) В молекуле H2O, полученной в реакции (I) и (2),отношение масс H: O = I: 7,84 (I: 8)
Закон кратных отношений (4)	Если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то масса одного элемента, приходящаяся в этих соединениях на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа.

 

 

Продолжение табл. 1

 

	Оксиды	N2O	NO	N2O3	NO2	N2O5
Cоотношение N: O	28:	:16	14: 16	28:48	14:32	28:80
Cоотношение на I атом	14:	: 8	14: (2∙8)	14: (3∙8)	14: (4∙8)	14: (5∙8)
Закон Авогадро(5)	Равные объемы газов, взятые при одной и той же температуре и одинаковом давлении, содержат одинаковое число молекул – (I) Число Авогадро NA – число структурных частиц в Na = 6,02∙1023моль-1 I моль вещества (2) I моль любого газа содержит одинаковое число молекул (при одинак. услов.)
Закон эквива- лентов	Вещества вступают в химическое взаимодействие в массовых количествах, пропорциональных их химических эквивалентам: Математическое выражение закона эквивалентов –
Основные понятия   Моль   Мольная масса   Мольный объем   Число моль	Моль – количество вещества, содержащее столько структурных единиц (моле- кул, атомов, ионов, электронов и др.), сколько атомов содержится в 12 гр. изотопа   углерода- I моль атомов углерода (12г) содержит – 6,02∙1023 атомов   МВЕЩ-ВА–масса I моль вещества, выраженная в граммах; МСаО = 56г; MH2SO4 = 98г
P0 = I атм, 760 мм. рт. ст., 101 325 Па T0 = 273 K, t = 250C Объем (υO(моль),который занимает I моль вещества в газо-и парообразном состоянии при норм. усл. (н. у.), → I моль любого вещества в газообразном состоянии при н.у. занимает – 22,4л (υ0)
(I) по заданной массе вещества (2) в заданном объеме вещества в газо- и n моль = парообр.сост. n моль =

 

 

 

 

 

Продолжение табл. 1

 

Эквивалент вещества   Эквивалентная масса вещества (а) оксида     (б)Гидроксида   (в) Соли   (г) Кислоты	ЭВ-ВА- такое его количество, которое содержится в I моль атомов водорода или замещает I моль атомов водорода в химических реакциях - масса I эквивалента вещества, выраженная в граммах, г / моль.
ЭОКСИДА = =
Оксиды	N2O	MnO	MnO2	MnO3	Mn2O7
Мольная масса, г / моль
Эквивалентная масса г/ моль
Э ГИДРОКСИДА = = .
Уравнение реакций	Эквивалентная масса, г/моль
KOH + HCl = KCl + H2O	ЭКОН = = 56
Ca (OH)2 + 2HCl = CaCl2 +2H2O	Э = = = 37
Ca(OH)2 + HCl = CaOHCl + H2O	Э = = = 74
ЭСОЛИ = ; Э К 2СО3 = = 69
Э КИСЛОТЫ = = ;

 

Эквива- лентный объем	Уравнение реакций	Эквиваленты кислот, г/моль
HCl + KOH = KCl + H2O	Э = M /I = 36,5/I = 36,5
H3PO4 + 2KOH = KH2PO4 + H2O	Э M /I = 98
H3PO4 + 2 KOH = K2HPO4 + 2H2O	Э M /2 = 49
H3PO4 + 3 KOH = K3PO4 + 3 H2O	Э= M /3 = 32,8
υ –экв. – объем, который занимает I эквивалент вещества в паро- и газо- образном состоянии при нормальных условиях (н.у.)
Вещество	Мольн. объем	Мольн. масса	Валент. элемента	Эквивалент. масса г /моль	Число эквив. в моль	Эквивалент. объем, л.
H2, H-H   Cl2, Cl-Cl   O2, O-O   N2, N-N	22,4   22,4   22,4   22,4			1/ 1 = 1   35,5/1 = 35,5   16,0/2 = 8   14,0/3 = 4,67	4 (32: 8)   6,09	11,2   11,2   5,6 (22,4: 4)   3,2
Например; I моль (H2) с мольной массой 2г занимает 22,4 л. и содержит 2 экв. (H)   υЭКВ (H2) = = 11,2; υэкв. ─ Iэкв.

 

Число эквивалентов (расчет)	(I) по заданной массе вещества (г) (2) в заданном объеме вещества в газо- и парообразном состоя- -нии	nЭКВ.=   (I)	n ЭКВ. = (2)
Закон эквивалентов (частное выражение)	Записывается в виде следующих соотношений, если один из участников реакции находится в газо-парообразном состоянии при н.у. (нормальные условия)
Закон экв-тов
Вещество	Кислород (O2)	Водород (H2)	Вещество в газообраз- ном состоянии
Решение Задачи	Найти число моль, экв. и объем водорода, образуемого при взаимодействии 0,45 г. металла с соляной кислотой при температуре (- 30С) и давлении 800 мм. рт. ст. Дано MМe = 0,45 г ЭМe = 9 to =-3oC; T=270K P = 800 мм.рт.ст     P = 800 мм.рт.ст.     Meo + п (H+) = Meп+ + п/2 (H2)   Решение: (I) Используя частное выражение закона Эквивалентов, находим объем водорода, образующейся в реакции при н.у. л. (2) Число моль и эквивалентов водорода, Содержащихся в 0,56 л Найти: 𝒏моль(H2) = = 0,025; 𝒏экв.(H2) = = 0,05 𝒏экв. =? υ (H2) =? 𝒏моль =? (3) Объем водорода, образующийся в реакции при температуре -3оС 800 мм. рт. ст., рассчитываем, используя уравнение Клайперона   ; υ(Н2) =

 

 

Атомная единица массы

 

В 1961 г. 1.а.е.м. = m( C) ∕ 12 = 1,6606 10^-27кг

Относительной атомной массой элемента (сокращенно атомной массой) называют отношение средней массы атома при его природном изотопном составе к 1∕12 массы атома изотопа углерода. C

о.а.м. – Ar безразмерная величина приведена в таблице, периодическая система элементов Д.И. Менделеева.

Mr – относительная молекулярная масса вещества

- отношение средней массы вещества, определенного состава, включающего атомы отдельных элементов в их природном изотопном составе к 1∕12 массы атома изотопа углерода

(12-массовое число)

Молярная масса – величина, равная отношению массы вещества к количеству вещества.

[ Mr (H₂O) = 2,99 ∙10^-26 кг. ∕ 6,02 ∙10²³ 1∕ моль = 0,18кг∕моль]

Mв =

 

В одном моле любого вещества содержится одинаковое число структурных единиц, т. е. молярная масса вещества пропорциональна массе соответствующей структурной единицы, т. е. относительной молекулярной или атомной массе данного вещества. Mв = K· Mr (K = 1г∕моль).

 

Способы выражения концентрации раствора

 

Концентрация раствора – это содержание растворенного вещества в опреде-ленном массовом или объемном количестве раствора.

1. Процентная концентрация – содержание количества вещества в граммах в 100 гр. раствора.

- отношение массы растворенного вещества к массе раствора выраженное в %. V –[мл]

C% = ∙ 100% m₂ = V∙ ρ, ρ – [г∕см³]

 

2. Молярная концентрация – число молей растворенного вещества в 1 л. раствора.

С_М = [ ] См = n = [моль]

 

3. Нормальная концентрация - показывает сколько грамм – эквивалентов растворенного вещества содержится в 1 литре раствора.

 

С_Н = V – [л]

 

4. Моляльная концентрация – число моль растворенного вещества, содержащиеся в 1000 г. растворителя.

 

Cm = m₁, m₂ - [ г]

 

5. Мольная доля (N) – отношение числа моль растворенного вещества (или растворителя) к общему числу моль всех веществ, находящихся в растворе.

 

N₁ = n₁/ (n₁ + n₂)

число моль растворенного вещества

N₂ = n₂/ (n₁ + n₂)

число моль растворителя