2.1. Составление уравнений химических реакций
Химические свойства веществ проявляются в химических реакциях. Химическая реакция изображается уравнением химической реакции:
nАA + nВB = nСС + nDD
Вещества, вступающие в химическую реакцию, называют реагентами (А,В), а вещества, образующиеся в результате реакции, - продуктами (С, D); целочисленные параметры nА, nВ, nС, nD в уравнении реакции называют стехиометрическими коэффициентами.
Любые химические реакции (вне зависимости от агрегатного состояния веществ и среды) могут быть изображены молекулярными уравнениями, например:
Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O
2NaOH + H3PO4 = Na2HPO4 + 2H2O
Химические реакции, протекающие в водном растворе при участии ионов, могут быть изображены молекулярным и ионным уравнениями. При этом в ионном уравнении все сильные электролиты записываются в виде ионов, а твердые и газообразные вещества и слабые электролиты (включая воду) - в молекулярном виде. Для сокращения записи у формул веществ, находящихся в водном раствор (р), их состояние, как правило, не указывается, т.е. вместо H2O2(р) пишут H2O2. Формулы твердых веществ и газов всегда сопровождаются нижними индексами (т) и (г) соответственно. Указание на неопределенную гидратацию ионов в растворе также не дается, т.е. вместо Mg2+(aqua) или Mg2+ · nH2O пишут Mg2+.
Одинаковые по числу и химическому составу ионы справа и слева в ионном уравнении опускают. Такие сокращенные ионные уравнения необходимо и достаточно описывают химическую реакцию, протекающую в водном растворе, их часто используют как таковые без составления молекулярных уравнений. Например:
2(NH3 · H2O) + MgSO4 = Mg(OH)2(т) + (NH4)2SO4
2(NH3 · H2O) + Mg2+ = Mg(OH)2(т) + 2NH4+
б) PbO2(т) + 2HNO3 + H2O2 = Pb(NO3)2 + O2(г) + 2H2O
PbO2(т) + 2H+ + H2O2 = Pb2+ + O2(г) + 2H2O
Установление (расчетом) стехиометрических коэффициентов nА, nВ, nС, nD превращает схему реакции A + B ® С + D в уравнение. Подбор коэффициентов осуществляется в соответствии с законами сохранения числа атомов каждого элемента до и после реакции и заряда у реагентов и продуктов. Например, в ионном уравнении реакции, протекающей в водном растворе
[Al(H2O)6]3+ + 4OH- = [Al(OH)4]- + 6H2O
выполнены оба закона сохранения, в чем можно убедиться проверкой числа атомов каждого элемента и суммированием зарядов в левой и правой частях уравнения.

2.1. Обменные реакции

К обменным реакциям относятся такие химические реакции, которые не сопровождаются изменением степеней окисления элементов. В уравнениях таких реакций подбор коэффициентов проводят поэлементно, уравнивая число атомов каждого элемента в формулах реагентов и продуктов.
Поскольку степени окисления элементов не меняются при протекании реакции, уравнивание числа атомов позволяет выполнить одновременно и закон сохранения заряда. Подбор коэффициентов следует начинать с самого сложного по составу вещества.
Пример 1. Подберите стехиометрические коэффициенты в молекулярном уравнении реакции
(NH4)6Mo7O24 ® NH3 + MoO3 + H2O

Решение
Подбор коэффициентов начинают с реагента (самого сложного по составу вещества): уравнивают число атомов Mo, N и H, проводят проверку по числу атомов кислорода и получают молекулярное уравнение уравнение реакции

(NH4)6Mo7O24 = 6NH3 + 7MoO3 + 3H2O
Пример 2. Подберите коэффициенты в ионном уравнении реакции
Cr3O102- + OH- ® CrO42- + H2O

Решение
Подбор коэффициентов начинают с аниона Cr3O102-: уравнивают число атомов Cr и Н, проводят проверку по числу атомов кислорода, по балансу зарядов и получают ионное уравнение реакции:

Cr3O102- + 4OH- = 3CrO42- + 2H2O

Концентрация растворов

[править]

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Концентрация — величина, характеризующая количественный состав раствора.
Согласно правилам ИЮПАК концентрацией растворённого вещества (не раствора) называют отношение количества растворённого вещества или его массу к объёму раствора (моль/л, г/л), то есть это соотношение неоднородных величин.
Те величины, которые являются отношением однотипных величин (отношение массы растворённого вещества к массе раствора, отношение объёма растворённого вещества к объёму раствора) правильно называть долями. Однако на практике применяют для обоих видов выражения состава применяют термин концентрация и говорят о концентрации растворов.
Существует много способов выражения концентрации растворов.Содержание [убрать]

1 Массовая доля (весовые проценты)

2 Объёмная доля

3 Молярность (молярная концентрация, молярная объёмная концентрация)

4 Моляльность (молярная весовая концентрация)

5 Нормальность (молярная концентрация эквивалента)

6 Титр раствора

7 Мольная доля

8 Другие способы выражения концентрации растворов

9 Применимость способов выражения концентрации растворов, их свойства

[править]

Массовая доля (весовые проценты)

Массовая доля — отношение массы растворённого вещества к массе раствора. Массовая доля измеряется в долях единицы или в процентах.

,
где:

m1 — масса растворённого вещества, г (кг);

m — общая масса раствора, г (кг).

В бинарных растворах часто существует однозначная зависимость между плотностью раствора и его концентрацией (при данной температуре). Это даёт возможность определять на практике концентрации важных растворов с помощью денсиметра (спиртометра, сахариметра, лактометра). Некоторые ареометры проградуированы не в значениях плотности, а непосредственно концентрации раствора (спирта, жира в молоке, сахара). Следует учитывать, что для некоторых веществ кривая плотности раствора имеет максимум, в этом случае проводят 2 измерения: непосредственное, и при небольшом разбавлении раствора.
Часто для выражения концентрации (например, серной кислоты в аккумуляторных) пользуются просто их плотностью. Распространены ареометры (денсиметры, плотномеры), предназначенные для определения концентрации растворов веществ.

Пример. Зависимость плотности растворов H2SO4 от её массовой доли в водном растворе при 20°Cω, % 5 10 15 20 30 40 50 60 70 80 90 95

ρ H2SO4, г/мл 1,032 1,066 1,102 1,139 1,219 1,303 1,395 1,498 1,611 1,727 1,814 1,834

[править]

Объёмная доля
Объемная доля — отношение объёма растворённого вещества к объёму раствора. Объёмная доля измеряется в долях единицы или в процентах.

,
где:

V1 — объём растворённого вещества, л;

V — общий объём раствора, л.

Как было указано выше, существуют ареометры, предназначенные для определения концентрации растворов определённых веществ. Такие ареометры проградуированы не в значениях плотности, а непосредственно концентрации раствора. Для распространённых растворов этилового спирта, концентрация которых обычно выражается в объёмных процентах, такие ареометры получили название спиртомеров.
[править]

Молярность (молярная концентрация, молярная объёмная концентрация)

Молярность (молярная концентрация) — число молей растворённого вещества в единице объёма раствора. Молярность в системе СИ измеряется в моль/м3, однако на практике её гораздо чаще выражают в моль/л или ммоль/л. Также распространено выражение в «молярности». Возможно другое обозначение молярной концентрации- С(х), которое принято обозначать М. Так, раствор с концентрацией 0,5 моль/л называют 0,5-молярным.

,
где:

ν — количество растворённого вещества, моль;

V — общий объём раствора, л.

[править]

Моляльность (молярная весовая концентрация)

Моляльность — число молей растворённого вещества в 1000 г растворителя. Измеряется в молях на кг, также распространено выражение в «моляльности». Так, раствор с концентрацией 0,5 моль/кг называют 0,5-моляльным.

,
где:

ν — количество растворённого вещества, моль;

m2 — масса растворителя, кг.

Следует обратить особое внимание, что несмотря на сходство названий, молярность и моляльность величины различные. Прежде всего, при выражении концентрации в моляльности, в отличие от молярности, расчёт ведут на массу растворителя, а не на объём раствора. Моляльность, в отличие от молярности, не зависит от температуры.
[править]

Нормальность (молярная концентрация эквивалента)

Нормальность — число эквивалентов данного вещества в одном литре раствора. Нормальность выражают в моль-экв./л. Часто концентрацию таких растворов выражают как «н». Например, раствор содержащий 0,1 моль-экв./л называют децинормальным и записывают как 0,1н.

,
где:

ν — количество растворённого вещества, моль;

V — общий объём раствора, л;

z — фактор эквивалентности.
Нормальность может отличаться в зависимости от реакции, в которой участвует вещество. Например, одномолярный раствор H2SO4 будет однонормальным, если он предназначается для реакции со щёлочью с образованием гидросульфата KHSO4, и двухнормальным в реакции с образованием K2SO4.
[править]

Титр раствора

Титр раствора — масса растворённого вещества в 1 мл раствора.

,
где:

m1 — масса растворённого вещества, г;

V — общая объём раствора, мл;

В аналитической химии обычно концентрацию титранта пересчитывают применительно к конкретной реакции титрования таким образом, чтобы объём использованного титранта непосредственного показывал массу определяемого вещества; то есть титр раствора показывает, какой массе определяемого вещества (в граммах) соответствует 1 мл титрованного раствора.
[править]

Мольная доля

Мольная доля — отношение количества молей данного компонента к общему количеству молей всех компонентов. Мольную долю выражают в долях единицы.

,
где:

νi — количество i-го компонента, моль;

n — число компонентов;

[править]

Другие способы выражения концентрации растворов

Существуют и другие, распространённые в определённых областях знаний или технологиях, методы выражения концентрации. Например, в фотометрии концентрацию стандартных растворов выражают числом миллиграммов растворённого вещества в 1 мл раствора. При приготовлении растворов кислот часто указывают, сколько объёмных частей воды приходится на одну объёмную часть концентрированной кислоты (например, 1:3). Концентрация загрязнений в воздухе может выражаться в частях на миллион (ppm).
[править]

Применимость способов выражения концентрации растворов, их свойства

В связи с тем, что моляльность, массовая доля, мольная доля не включают в себя значения объёмов, концентрация таких растворов остаётся неизменной при изменении температуры. Молярность, объёмная доля, титр, нормальность изменяются при изменении температуры, т.к. при этом изменяется плотность растворов.
Разные виды выражения концентрации растворов применяются в разных сферах деятельности, в соответствии с удобством применения и приготовления растворов заданных концентраций. Так, титр раствора удобен в аналитической химии для волюмометрии (титриметрического анализа) и т.п.

концентрация частиц

Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Концентрация частиц — количество частиц в единице объёма.
Обозначается обычно буквой n.
Единица измерения м-3