Розрахунок концентрацій з одиницями виміру та розведеннями

Обчислення концентрації хімічного розчину є основною навичкою, яку всі студенти, які вивчають хімію, мають освоїти на початку навчання. Що таке концентрація? Концентрація відноситься до кількості розчиненої речовини, розчиненої в розчиннику. Зазвичай ми думаємо про розчинену речовину як про тверду речовину, яку додають до розчинника (наприклад, додають кухонну сіль у воду), але розчинена речовина може легко існувати в іншій фазі. Наприклад, якщо ми додамо невелику кількість етанолу у воду, то етанол буде розчиненою речовиною, а вода розчинником. Якщо ми додамо менше води до більшої кількості етанолу, то вода може бути розчиненою речовиною.

Як розрахувати одиниці концентрації

Як тільки ви ідентифікували розчинену речовину та розчинник у розчині, ви готові визначити його концентрацію . Концентрація може бути виражена кількома різними способами, використовуючи відсоток складу за масою , об'ємний відсоток , мольну частку , молярність , моляльність або нормальність .

Відсотковий склад за масою (%)

Це маса розчиненої речовини, поділена на масу розчину (маса розчиненої речовини плюс маса розчинника), помножена на 100.
Приклад:
Визначте масовий процент складу 100 г сольового розчину, що містить 20 г солі.
Розчин:
20 г NaCl / 100 г розчину x 100 = 20% розчин NaCl.

Об'ємний відсоток (% об./про.)

Об'ємні відсотки або об'ємні/об'ємні відсотки найчастіше використовуються для приготування розчинів рідин. Об'ємний відсоток визначається як:
v/v % = [(об'єм розчиненої речовини)/(об'єм розчину)] x 100%
Зверніть увагу, що об'ємний відсоток відноситься до об'єму розчину, а не до об'єму розчинника . Наприклад, вино містить близько 12% етанолу за обсягом. Це означає, що кожні 100 мл вина припадає 12 мл етанолу. Важливо розуміти, що обсяги рідини та газу не обов'язково є адитивними. Якщо змішати 12 мл етанолу та 100 мл вина, вийде менше 112 мл розчину.
Як інший приклад, 70% об./про. медичний спирт можна приготувати, взявши 700 мл ізопропілового спирту і додавши достатньо води, щоб отримати 1000 мл розчину (який не буде 300 мл).

Мольна частка (X)

 Це кількість молей сполуки, поділена на загальну кількість молей усіх хімічних сполук у розчині. Майте на увазі, що сума всіх мольних часток у розчині завжди дорівнює 1.
Приклад: Які молибні частки компонентів розчину, що утворюється при змішуванні 92 г гліцерину з 90 г води? (молекулярна маса води = 18; молекулярна маса гліцерину = 92)
Розчин:
90 г води = 90 г x 1 моль/18 г = 5 моль води
92 г гліцерину = 92 г x 1 моль/92 г = 1 моль гліцерину,
всього моль = 5 + 1 = 6 моль
x _вода = 5 моль / 6 моль = 0,833
x _{гліцерин} = 1 моль / 6 моль = 0,167
Рекомендується перевірити свої математичні розрахунки, переконавшись, що мільні частки у сумі становлять 1:
x _вода + х _{гліцерин} = 0,833 + 0,167 = 1,000

Молярність (М)

Молярність, ймовірно, є найбільш часто використовуваною одиницею концентрації. Це кількість молей розчиненої речовини на літр розчину (не обов'язково така сама, як об'єм розчинника!).
Приклад:
Яка молярність розчину, отриманого при додаванні води до 11 г CaCl ₂ для одержання 100 мл розчину? (Молекулярна маса CaCl ₂ = 110)
Розчин:
11 г CaCl ₂ / (110 г CaCl ₂ / моль CaCl ₂ ) = 0,10 моль CaCl ₂
100 мл x 1 л/1000 мл = 0,10 л
молярність = 0,10 моль/0,10 л
молярність = 1,0 М

Моляльність (м)

Моляльність – кількість молей розчиненої речовини на кілограм розчинника. Оскільки густина води при 25°C становить близько 1 кг на літр, моляльність приблизно дорівнює молярності розведених водних розчинів при цій температурі. Це корисне наближення, але пам'ятайте, що це лише наближення, і воно не застосовується, коли розчин знаходиться при іншій температурі, не розведений або використовується інший розчинник, крім води.
Приклад: Яка моляльність розчину 10 г NaOH 500 г води? (Молекулярна маса NaOH дорівнює 40)
Розчин:
10 г NaOH / (40 г NaOH / 1 моль NaOH) = 0,25 моль NaOH
500 г води x 1 кг/1000 г = 0,50 кг води
моляльність = 0,25 моль/0,50 кг
моляльність = 0,05 М/кг
моляльність = 0,50 м

Нормальність (Н)

Нормальність дорівнює грам-еквівалентній вазі розчиненої речовини на літр розчину. Грам еквівалентної ваги чи еквівалента є мірою реактивної здатності цієї молекули. Нормальність - єдина одиниця концентрації, яка залежить від реакції.
Приклад:
1 M сірчаної кислоти (H ₂ SO ₄ ) становить 2 N для кислотно-основних реакцій, тому що кожен моль сірчаної кислоти забезпечує 2 молячи іонів H + . З іншого боку, 1 М сірчаної кислоти становить 1 зв. для осадження сульфату, оскільки 1 моль сірчаної кислоти дає 1 моль сульфат-іонів.

1. Грами на літр (г/л)
   Це простий метод приготування розчину, що базується на грамах розчиненої речовини на літр розчину.



2. Формальність (F)
   Формальне рішення виражається щодо формульних одиниць ваги на літр розчину.



3. Частини на мільйон (ppm) та частини на мільярд (ppb) Використовувані для надзвичайно розбавлених розчинів, ці одиниці виражають співвідношення частин розчиненої речовини або 1 мільйон частин розчину, або 1 мільярд частин розчину.
   Приклад:
   виявлено, що зразок води містить 2 ppm свинцю. Це означає, що на кожний мільйон деталей припадає дві свинцеві. Таким чином, у пробі води вагою один грам дві мільйонні частки грама будуть свинцем. Для водних розчинів щільність води приймається 1,00 г/мл для цих одиниць концентрації.

Як розрахувати розведення

Ви розчиняєте розчин кожного разу, коли додаєте до нього розчинник. Додавання розчинника призводить до розчину нижчої концентрації. Ви можете розрахувати концентрацію розчину після розведення, застосовуючи це рівняння:

де M - молярність, V - обсяг, а індекси i і f відносяться до початкового та кінцевого значень.

Приклад:
скільки мілілітрів 5,5 М розчину NaOH необхідно для приготування 300 мл 1,2 М розчину NaOH?

Рішення:
5,5 M x V ₁ = 1,2 M x 0,3 л
V ₁ = 1,2 M x 0,3 л/5,5 M
V ₁ = 0,065 л
V ₁ = 65 мл

Отже, щоб приготувати 1,2 М NaOH розчин, ви наливаєте 65 мл 5,5 М розчину NaOH в контейнер і додаєте воду, щоб отримати остаточний об'єм 300 мл.

Портал аналітичної хімії

Концентрацію розчинів у титриметричному аналізі часто виражають через титр, тобто. е. вказують, скільки грамів розчиненої речовини міститься в 1 мл розчину. Ще зручніше висловлювати їх за нормальності.
Як відомо, нормальністю називається число, яке показує, скільки грам-еквівалентів розчиненої речовини міститься в 1 л розчину.

З цього визначення видно, що поняття "нормальність розчину" тісно пов'язане з поняттям "грам-еквівалент", що є одним із найважливіших понять титриметричного аналізу. Тому зупинимося на ньому докладніше.

Грам-еквівалентом (г-екв) будь-якої речовини називається кількість грамів його, хімічно рівноцінна (еквівалентна) одному грам-атому (або грам-іону) водню в даній реакції.

Для знаходження грам-еквівалента потрібно написати рівняння реакції та обчислити, скільки грамів даної речовини відповідає в ньому 1 грам-атому або 1 грам-іону водню. Наприклад, у рівняннях:

CH3COOH + NaOH -► CH5COONa + H2O

один грам-еквівалент кислоти дорівнює одній грам-молекулі-моль (36,46 г) HCl і одній грам-молекулі CH3COOH (60,05 г), так як саме ці кількості зазначених кислот відповідають при реакції одного грам-іону водню, що взаємодіє з іонами гідроксилу лугу.

Відповідно грам-молекули H2SO4 та H3PO4 при реакціях:

H2SO1 + 2NaOH - ► Na2SO4 + 2H2O H3PO4 + 3NaOH -> Na3PO4 + 3H2O

відповідають двом (H2SO4) та трьом (H3PO4) грам-іона водню. Отже, грам-еквівалент H2SO4 дорівнює 1/2 г-молекули (49,04 г), a H3PO4 - 1/3 г-молекули (32,66 г).

Як відомо, молекули двох- і багатоосновних кислот іонізують ступінчасто і можуть брати участь у реакціях не всіма іонами водню, а лише їх частиною. Зрозуміло, що і величини грам-еквівалентів їх повинні бути в цих випадках іншими, ніж для наведених вище рівнянь.

Наприклад, оскільки кожна молекула H3PO4 віддає реакції:

H3PO4 + 2NaOH -> Na2HPO4 + 2H2O

тільки 2 іони водню, грам-еквівалент її становить, очевидно, вже не '/з, a V2 грам-молекули (49,00 г). Подібно до цього, при реакції:

H3PO4 + NaOH - у NaH2PO4 + H2O

він дорівнює грам-молекулі H3PO4 (97,99 г).

Таким чином, на відміну від грам-молекули грам-еквівалент не є постійною кількістю, але залежить від реакції, в якій ця речовина бере участь.

Тому в наведеному вище визначенні поняття грам-еквівалентна слід звернути особливу увагу на слова "в даній реакції".

Оскільки один грам-іон (1 г-іон) OH-реагує з одним грам-іоном H+ і, отже, еквівалентний останньому, грам-еквіваленти основ знаходять аналогічно, але з тією лише різницею, що грам-молекули їх доводиться в цьому випадку ділити на число учасників реакції ОН-іонів.

Наприклад, грам-еквіваленти основ у реакціях:

KOH + CH3COOH -► CH3COOK + H2O

2Al(OH)3 + 3H2SO4 -► Ai2(S04)3+ 6H2O

рівні відповідно 1 моль КОН, 1/2 моль Ba(OH)2, 7з моль Al(OH)3.

При окислювально-відновних процесах відбувається перерозподіл електронів між атомами або іонами речовин, що беруть у них. Саме: атоми (або іони) відновника окислюються, тобто втрачають частину своїх електронів, тоді як атоми (іони) окислювача відновлюються, тобто приєднують ці електрони. Наприклад, у реакції:

10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 -> 5Fe2(S04)3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

Окислювачем є KMnO4 або, точніше, Мп07, що входить до його складу, відновлюється при реакції до Mn2+ згідно зі схемою:

MnO4- +8H + + 5е -► Mn 2+ + 4H2O

Оскільки електрони не можуть існувати в розчині у вільному стані, атоми окислювача повинні отримати в цілому стільки електронів, скільки їх віддають атоми відновника. Цією умовою визначаються як коефіцієнти рівняннях реакцій окислення — відновлення, і вагові відносини у цих реакціях.Звідси зрозуміло, що з підрахунку величин грам-еквівалентів окислювачів і відновників слід з кількості електронів, одержуваних чи відданих при реакції однієї молекулою речовини.

Вище було зазначено, що з окисленні FeSO4 (у кислому середовищі) молекула KMnO4 отримує 5 електронів, тобто. е. стільки, скільки їх можуть приєднати 5 Н+-іонів. Таким чином, 1 г-іон водню в даній реакції еквівалентний Vs моль KMnO4 (тобто 31,61 г). Це значення є окислювальним грам-еквівалентом KMnO4 в даній реакції.

Отже, для знаходження окисного грам-еквівалента необхідно грам-молекулярний вага окислювача поділити на число електронів, одержуваних при даній реакції однією молекулою його. Так само знаходиться і грам-еквівалент відновників, з тією лише різницею, що в цьому випадку йдеться не про одержувані, а про електрони, що віддаються однією молекулою відновника. Наприклад, відновний грам-еквівалент FeSO4 в реакційній реакції дорівнює 1 моль його, так як молекула FeSO4 містить 1 іон Fe2+, що втрачає 1 електрон.

Cr2(S04)3 + 2KMnO4 + 8KOH —► 2MnO(OH)2 + 2K2CrO4 + 3K2SO4 + 2H2O

відновний грам-еквівалент Cr2(SO4)S дорівнює 1/б моль, оскільки кожен атом хрому підвищує свій ступінь окиснення з +3 до +6, т. е. втрачає 3 електрони, а в молекулі Cr2(SO4)з містяться 2 атоми хрому і, отже, ця молекула в цілому втрачає 6 електронів.

Що ж до KMnO4, то окислювальний грам-еквівалент його в цій реакції, очевидно, дорівнює вже не Vs, a V3 грам-молекули, оскільки марганець знижує свій ступінь окиснення з +7 ​​до +4, т.е. е. отримує 3 електрони. Отже, і за реакцій окислення — відновлення величина грам-еквівалента залежить від реакції, у якій бере участь відповідна речовина.

Необхідно також відрізняти окислювальні або відновлювальні грам-еквіваленти речовин від грам-еквівалентів їх у реакціях обміну. Наприклад, відновний грам-еквівалент FeSO4, як ми бачили вище, дорівнює 1 моль його. Навпаки, у реакціях обміну:

FeSO4 + 2NaOH - ► Fe(OH)2 + Na2SO4

грам-еквівалент FeSO4 дорівнює 1/2 моль.

Поряд із грам-еквівалентом в аналітичній хімії часто користуються поняттям міліграм-еквівалент. Міліграм-еквівалент (мг-екв) дорівнює тисячній частці грам-еквівалента (Е: 1000) і являє собою еквівалентну вагу речовини, виражену в міліграмах. Наприклад, 1 г-екв HCl дорівнює 36,46 г, а 1 мг-екв HCl становить 36,46 мг. Грам-еквіваленти H2SO4 і NaOH дорівнюють відповідно 49,04 г і 40,00 г цих речовин, а міліграм-еквіваленти - такою ж кількістю міліграмів їх.

З поняття про еквівалент як про хімічно рівноцінну кількість випливає, що грам-еквіваленти являють собою саме ті вагові кількості речовин, якими вони вступають в реакції один з одним. Наприклад, на нейтралізацію 1 г-екв будь-якої кислоти піде 1 г-екв будь-якої лугу. 15 мг-екв AgNO3 потрібно рівно стільки ж міліграм-еквівалентів будь-якого розчинного хлориду і т.п. буд.

Очевидно, що і при титруванні, оскільки його закінчують у точці еквівалентності, витрачаються однакові кількості грам-еквівалентів (або міліграм-еквівалентів) титрує-і титрує речовин. На цьому рівні засновано обчислення результатів титриметричних визначень, якщо концентрації розчинів виражені через їхню нормальність.

Однонормальні розчини мало придатні для цілей титриметричного аналізу як занадто концентровані.

Це відноситься і до вдвічі більш розбавлених - напівнормальних розчинів. н.) розчинами. Перші містять 0,1, а другі 0,02 г-екв відповідного речовини в 1 л (або така сама кількість міліграм-еквівалентів в 1 мл).

Зручність користування точно 0,1 н. або точно 0,02 н. і т.д. розчину будь-якого лугу піде саме такий обсяг 0,1 н.

Причину цього зрозуміти неважко. У 1 мл 0,1 н. міліграм-еквівалентів обох речовин, що реагують, вона повинна протікати між рівними обсягами 0,1 н. їх. Це справедливо й у всіх інших випадках, коли реакції беруть розчини однакової нормальності.

Якщо нормальність розчинів різна, то розчину, нормальність якого більша, піде при титруванні у відповідне число разів менше за об'ємом. 2 н., або 5 мл 0,4 н.Отже, обсяги розчинів, що витрачаються при титруванні, обернено пропорційні їх нормальностям. Якщо об'єм та нормальність одного з розчинів, що реагують між собою при титруванні, позначити відповідно через V1 та Ni, а іншого через V% та Л/г, то можна написати:

Незважаючи на зручність використання розчинами певної нормальності, на практиці поряд з ними нерідко застосовують так звані емпіричні розчини. Концентрації їх перебувають у будь-якої простий залежність від величини грам-еквівалента, але визначаються тими чи іншими міркуваннями практичного характеру.

Наприклад, застосовуючи даний титрований розчин для масових визначень будь-якого елемента, доцільно концентрацію розчину підібрати так, щоб 1 мл цього розчину відповідав точно 0,01 г або 0,001 і т. д. визначається речовини. Тоді але витраченому при титруванні об'єму розчину можна безпосередньо, без будь-яких обчислень знаходити вагову кількість обумовленої речовини в грамах.

Ще зручніше концентрацію робочого розчину зробити такий, щоб об'єм його (при даній навішуванні досліджуваної речовини), що витрачається на реакцію, показував процентний вміст відповідної речовини або елемента в цій навішуванні. Очевидно, що вживання емпіричних розчинів при масових аналізах є великими зручностями, внаслідок чого такими розчинами часто користуються у виробничих лабораторіях.

Розрахунок концентрації розчину - онлайн-калькулятор

Розрахунок концентрації та розведення розчину за допомогою онлайн-калькулятора - розрахуйте кількість розчину до розведення або після, молярність.

• Розрахунок



• Зберегти



• Довідка



• Матеріали



• Віджет на сайт



• Коментарі

Концентрація розчину - це чисельний захід кількості розчиненої речовини щодо загального обсягу суміші. Існують різні варіанти вираження концентрації, у вигляді відсоткового співвідношення, масової частки, молярності та ін. При проведенні хімічних та фізичних експериментів найбільш зручним є останній спосіб. Молярність, або молярна концентрація, це співвідношення розчиненої речовини та одиниці об'єму розчину, що вимірюється в моль/л і ммоль/л. Кількість молей виражається формулою.

• N_в - Кількість речовини компонента, моль;



• V - загальний об'єм розчину, л.

• n - маса розчиненої речовини, г;



• M - молярна маса розчиненої речовини, г/моль.

Калькулятор розчину дозволяє розрахувати молярну концентрацію та обсяг суміші до/після розведення. Інструмент буде корисним, якщо потрібно дізнатися скільки молей розчиненої речовини міститься в одному літрі розчину. Щоб визначити масу розчиненої речовини, необхідно молярну масу розчиненої речовини розділити на кількість моль (див. формулу вище).

Як розрахувати концентрацію розчину?

1. Виберіть потрібний варіант розрахунку.



2. Введіть початкові дані щодо обсягу та концентрації суміші.



3. Виберіть у яких одиницях виміру виводити результат.



4. Натисніть кнопку «Розрахувати».

Сумежні нормативні документи:

• ГОСТ 4517-2016 «Реактиви»



• ГОСТ 28013-98 «Розчини будівельні»



• СП 82-101-98 «Приготування та застосування розчинів будівельних»