Preparazione e utilizzo della soluzione di soda. Come diluire la soluzione
Di solito quando si usa il nome "soluzione" si intendono soluzioni vere. Nelle soluzioni vere, il soluto sotto forma di singole molecole è distribuito tra le molecole del solvente. Non tutte le sostanze si dissolvono ugualmente bene in qualsiasi liquido, ad es. la solubilità di varie sostanze in vari solventi è diversa. In generale, la solubilità dei solidi aumenta con l'aumentare della temperatura, per cui nella preparazione di tali soluzioni in molti casi è necessario riscaldarle.
In una certa quantità di ciascun solvente, non può essere sciolta più di una certa quantità di una data sostanza. Se prepari una soluzione contenente la più grande quantità di una sostanza per unità di volume che può dissolversi a una data temperatura e aggiungi almeno una piccola quantità di soluto, allora rimarrà non dissolta. Una tale soluzione è chiamata satura.
Se una soluzione concentrata, quasi satura, viene preparata mediante riscaldamento e quindi la soluzione risultante viene raffreddata rapidamente ma con cura, il precipitato potrebbe non cadere. Se un cristallo di sale viene gettato in una tale soluzione e mescolato o strofinato con una bacchetta di vetro sulle pareti del recipiente, i cristalli di sale cadranno dalla soluzione. Di conseguenza, la soluzione raffreddata conteneva più sale di quanto corrispondesse alla sua solubilità a una data temperatura. Tali soluzioni sono chiamate sovrasature.
Le proprietà delle soluzioni sono sempre diverse dalle proprietà del solvente. La soluzione bolle a una temperatura più alta rispetto al solvente puro. La temperatura di solidificazione, al contrario, è più bassa per le soluzioni che per un solvente.
A seconda della natura del solvente prelevato, le soluzioni si dividono in acquose e non acquose. Questi ultimi includono soluzioni di sostanze in solventi organici (alcool, acetone, benzene, cloroformio, ecc.). Il solvente per la maggior parte dei sali, acidi e alcali è l'acqua. I biochimici usano raramente tali soluzioni, spesso lavorano con soluzioni acquose di sostanze.
In ogni soluzione, il contenuto della sostanza è diverso, quindi è importante conoscere la composizione quantitativa della soluzione. Esistere diversi modi di esprimere la concentrazione delle soluzioni: in frazioni di massa di un soluto, moli per 1 litro di soluzione, equivalenti per 1 litro di soluzione, grammi o milligrammi per 1 ml di soluzione, ecc.
La frazione di massa di un soluto è determinata come percentuale. Pertanto, queste soluzioni sono chiamate soluzioni percentuali.
La frazione di massa di un soluto (ω) esprime il rapporto tra la massa del soluto (m 1) e la massa totale della soluzione (m).
ω \u003d (m 1 / m) x 100%
La frazione di massa di un soluto è solitamente espressa per 100 g di soluzione. Pertanto, una soluzione al 10% contiene 10 g di sostanza in 100 g di soluzione o 10 g di sostanza e 100-10 = 90 g di solvente.
Concentrazione molareè determinato dal numero di moli di una sostanza in 1 litro di soluzione. La concentrazione molare di una soluzione (M) è il rapporto tra la quantità di un soluto in moli (ν) e un certo volume di questa soluzione (V).
Il volume della soluzione è solitamente espresso in litri. Nei laboratori, il valore della concentrazione molare è solitamente indicato dalla lettera M. Quindi, una soluzione un molare è indicata da 1 M (1 mol / l), decimolare - 0,1 M (0,1 mol / l), ecc. Per stabilire quanti grammi di una data sostanza ci sono in 1 litro di una soluzione di una data concentrazione, è necessario conoscerne la massa molare (vedi tavola periodica). È noto che la massa di 1 mol di una sostanza è numericamente uguale alla sua massa molare, ad esempio la massa molare del cloruro di sodio è 58,45 g / mol, quindi la massa di 1 mol di NaCl è 58,45 g. La soluzione 1 M di NaCl contiene 58,45 g di cloruro di sodio in 1 litro di soluzione.
Concentrazione equivalente molare(concentrazione normale) è determinata dal numero di equivalenti di un soluto in 1 litro di soluzione.
Analizziamo il concetto di "equivalente". Ad esempio, HCl contiene 1 mole di idrogeno atomico e 1 mole di cloro atomico. Possiamo dire che 1 mole di cloro atomico è equivalente (o equivalente) a 1 mole di idrogeno atomico, oppure l'equivalente di cloro nel composto HCl è 1 mole.
Lo zinco non si combina con l'idrogeno, ma lo sposta da un numero di acidi:
Zn + 2HC1 \u003d Zn C1 2 + H 2
Si può vedere dall'equazione di reazione che 1 mole di zinco sostituisce 2 mol di idrogeno atomico in acido cloridrico. Pertanto, 0,5 mol di zinco equivalgono a 1 mol di idrogeno atomico, o l'equivalente di zinco per questa reazione sarà 0,5 mol.
I composti complessi possono anche essere equivalenti, ad esempio nella reazione:
2NaOH + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + 2H 2 O
1 mole di acido solforico reagisce con 2 moli di idrossido di sodio. Ne consegue che 1 mole di idrossido di sodio è equivalente in questa reazione a 0,5 moli di acido solforico.
Va ricordato che in ogni reazione, le sostanze reagiscono in quantità equivalenti. Per preparare soluzioni contenenti un certo numero di equivalenti di una data sostanza, è necessario poter calcolare la massa molare dell'equivalente (massa equivalente), cioè la massa di un equivalente. L'equivalente (e, quindi, la massa equivalente) non è un valore costante per un dato composto, ma dipende dal tipo di reazione in cui il composto entra.
Massa equivalente di acido uguale alla sua massa molare divisa per la basicità dell'acido. Quindi, per l'acido nitrico HNO 3, la massa equivalente è uguale alla sua massa molare. Per l'acido solforico, la massa equivalente è 98:2 = 49. Per l'acido fosforico tribasico, la massa equivalente è 98:3 = 32,6.
In questo modo viene calcolata la massa equivalente per le reazioni scambio completo o completa neutralizzazione. Con reazioni neutralizzazione incompleta e scambio incompleto la massa equivalente di una sostanza dipende dall'andamento della reazione.
Ad esempio, in reazione:
NaOH + H 2 SO 4 \u003d NaHSO 4 + H 2 O
1 mole di idrossido di sodio equivale a 1 mole di acido solforico, quindi, in questa reazione, la massa equivalente di acido solforico è uguale alla sua massa molare, cioè 98 g.
Massa equivalente di base uguale alla sua massa molare divisa per lo stato di ossidazione del metallo. Ad esempio, la massa equivalente di idrossido di sodio NaOH è uguale alla sua massa molare e la massa equivalente di idrossido di magnesio Mg (OH) 2 è 58,32: 2 == 29,16 g Ecco come viene calcolata la massa equivalente solo per la reazione completa neutralizzazione. Per reazione neutralizzazione incompleta questo valore dipenderà anche dall'andamento della reazione.
Massa equivalente di saleè uguale alla massa molare del sale divisa per il prodotto dello stato di ossidazione del metallo e il numero dei suoi atomi nella molecola di sale. Quindi la massa equivalente di solfato di sodio è 142: (1x2) = 71 g, e la massa equivalente di solfato di alluminio Al 2 (SO 4) 3 è 342: (3x2) = 57 g. Tuttavia, se è coinvolto il sale in una reazione di scambio incompleta, viene preso in considerazione solo il numero di atomi di metallo che partecipano alla reazione.
Massa equivalente di una sostanza coinvolta in una reazione redox, è uguale alla massa molare della sostanza divisa per il numero di elettroni accettati o ceduti da questa sostanza. Pertanto, prima di eseguire il calcolo, è necessario scrivere l'equazione di reazione:
2CuSO4 + 4KI = 2CuI + I2 + 2K2SO4
Cu 2+ + e - à Cu +
io - - e - à io o
La massa equivalente di CuSO 4 è uguale alla massa molare (160 g). Nella pratica di laboratorio viene utilizzato il nome "concentrazione normale", che è indicato in varie formule dalla lettera N, e quando la concentrazione di una data soluzione è indicata dalla lettera "n". Una soluzione contenente 1 equivalente in 1 litro di soluzione è chiamata uno-normale ed è designata 1 N, contenente 0,1 equivalente - decinormale (0,1 N), 0,01 equivalente - centinormale (0,01 N).
Il titolo di una soluzione è il numero di grammi di una sostanza disciolti in 1 ml di una soluzione. Nel laboratorio analitico, la concentrazione delle soluzioni di lavoro viene ricalcolata direttamente sull'analita. Quindi il titolo della soluzione mostra quanti grammi dell'analita corrispondono a 1 ml della soluzione di lavoro.
La concentrazione di soluzioni utilizzate in fotometria, il cosiddetto soluzioni standard, è solitamente espresso come il numero di milligrammi in 1 ml di soluzione.
Quando si preparano soluzioni acide viene spesso utilizzata una concentrazione 1:x, che mostra quante parti in volume di acqua (X) corrispondono a una parte di acido concentrato.
Per soluzioni approssimate comprendono soluzioni la cui concentrazione è espressa in percentuale, nonché soluzioni di acidi, la cui concentrazione è indicata dall'espressione 1:x. Prima di preparare le soluzioni, preparare i piatti per prepararli e conservarli. Se si sta preparando una piccola quantità di soluzione che verrà utilizzata durante il giorno, non è necessario versarla in una bottiglia, ma può essere lasciata in un pallone.
Sul pallone è necessario scrivere con una speciale matita di cera (o pennarello) la formula del soluto e la concentrazione della soluzione, ad esempio HC1 (5%). Per la conservazione a lungo termine, il flacone in cui verrà conservata la soluzione deve essere etichettato con l'indicazione di quale soluzione si trova e quando è stata preparata.
Gli utensili per la preparazione e la conservazione delle soluzioni devono essere lavati accuratamente e risciacquati con acqua distillata.
Per la preparazione delle soluzioni devono essere utilizzate solo sostanze pure e acqua distillata. Prima di preparare la soluzione, è necessario calcolare la quantità di soluto e la quantità di solvente. Quando si preparano soluzioni approssimative, la quantità di soluto viene calcolata al decimo più vicino, i valori dei pesi molecolari vengono presi arrotondati a numeri interi e quando si calcola la quantità di liquido, le frazioni di millilitro non vengono prese in considerazione.
La tecnica per preparare soluzioni di varie sostanze è diversa. Tuttavia, quando si prepara una soluzione approssimativa, viene prelevato un campione su una scala tecnochimica e i liquidi vengono misurati con un cilindro graduato.
Preparazione di soluzioni saline. È necessario preparare 200 g di una soluzione al 10% di nitrato di potassio KNO 3.
Il calcolo della quantità richiesta di sale viene effettuato in base alla proporzione:
100 g - 10 g KNO 3
200 g - X g KNO 3 X \u003d (200 x 10) / 100 \u003d 20 g KNO 3
Quantità d'acqua: 200-20=180 go 180 ml.
Se il sale da cui viene preparata la soluzione contiene acqua di cristallizzazione, quindi il calcolo sarà leggermente diverso. Ad esempio, è necessario preparare 200 g di una soluzione di CaCl 2 al 5%, a base di CaCl 2 x 6H 2 O.
Innanzitutto, viene effettuato un calcolo per il sale anidro:
100 g - 5 g CaCl 2
200 g - X g CaCl 2 X \u003d 10 g CaCl 2
Il peso molecolare di CaCl 2 è 111, il peso molecolare di CaCl 2 x 6H 2 O è 219, quindi 219 g di CaCl 2 x 6H 2 O contengono 111 g di CaCl 2.
Quelli. 219-111
X - 10 X \u003d 19,7 g CaCl 2 x 6H 2 O
Per ottenere la soluzione richiesta, è necessario pesare 19,7 g di sale CaCl 2 x 6H 2 O. La quantità di acqua è 200-19,7 \u003d 180,3 g, o 180,3 ml. L'acqua si misura con un cilindro graduato, quindi non si tiene conto dei decimi di millimetro. Pertanto, è necessario assumere 180 ml di acqua.
La soluzione salina viene preparata come segue. Sulle bilance tecnochimiche viene pesata la quantità di sale richiesta. Trasferire con cura il campione in un pallone o becher, dove verrà preparata la soluzione. La quantità richiesta di acqua viene misurata con un cilindro graduato e versata in un pallone con una porzione pesata dell'obiettivo circa la metà della quantità misurata. L'agitazione vigorosa raggiunge la completa dissoluzione del campione prelevato e talvolta ciò richiede il riscaldamento. Dopo aver sciolto il campione, viene aggiunto il resto dell'acqua. Se la soluzione è torbida, viene filtrata attraverso un filtro pieghettato.
Preparazione di soluzioni alcaline. Il calcolo della quantità di alcali necessaria per preparare una soluzione di una o di un'altra concentrazione viene eseguito allo stesso modo delle soluzioni saline. Tuttavia, l'alcali solido, soprattutto non molto ben purificato, contiene molte impurità, quindi si consiglia di pesare l'alcali in una quantità superiore a quella calcolata del 2-3%. La tecnica per preparare soluzioni alcaline ha le sue caratteristiche.
Quando si preparano soluzioni alcaline, è necessario osservare le seguenti regole:
1. I pezzi di alcali dovrebbero essere presi con pinze, pinzette e, se devi prenderli con le mani, assicurati di indossare guanti di gomma. L'alcali granulare sotto forma di piccole torte viene versato con un cucchiaio di porcellana.
2. È impossibile pesare alcali su carta; per questo, dovrebbero essere usati solo piatti di vetro o porcellana.
3. L'alcali non deve essere sciolto in bottiglie a pareti spesse, poiché durante la dissoluzione si verifica un forte riscaldamento della soluzione; la bottiglia potrebbe scoppiare.
La quantità di alcali pesata su una bilancia tecnochimica viene posta in una grande tazza di porcellana o vetro. In questo piatto viene versata una tale quantità di acqua in modo che la soluzione abbia una concentrazione del 35-40%. Mescolare la soluzione con una bacchetta di vetro fino a quando tutti gli alcali non si sono sciolti. La soluzione viene quindi lasciata riposare finché non si raffredda e precipita. Il precipitato è costituito da impurità (principalmente carbonati) che non si sciolgono in soluzioni alcaline concentrate. L'alcali rimanente viene accuratamente versato in un altro recipiente (preferibilmente con un sifone), dove viene aggiunta la quantità d'acqua richiesta.
Preparazione di soluzioni acide. I calcoli per la preparazione di soluzioni acide sono diversi da quelli per la preparazione di soluzioni di sali e alcali, poiché la concentrazione di soluzioni acide non è pari al 100% a causa del contenuto di acqua; la quantità di acido necessaria non viene pesata, ma misurata con un cilindro graduato. Nel calcolo delle soluzioni acide vengono utilizzate tabelle standard che indicano la percentuale di una soluzione acida, la densità di una data soluzione a una certa temperatura e la quantità di questo acido contenuta in 1 litro di una soluzione di una data concentrazione.
Ad esempio, è necessario preparare 1 l di una soluzione di HCl al 10%, basata sull'acido disponibile al 38,0% con una densità di 1,19. Secondo la tabella, troviamo che una soluzione acida al 10% a temperatura ambiente ha una densità di 1,05, quindi la massa di 1 litro è 1,05 x 1000 == 1050 g.
Per questa quantità si calcola il contenuto di HCl puro:
100 g - 10 g HCl
1050 g - X g HCl X = 105 g HCl
Un acido di densità 1,19 contiene 38 g di HCl, quindi:
X \u003d 276 go 276: 1,19 \u003d 232 ml.
Quantità di acqua: 1000 ml - 232 ml = 768 ml.
Spesso vengono utilizzate soluzioni acide la cui concentrazione è espressa come 1:x, dove x è un numero intero che indica quanti volumi di acqua devono essere prelevati per volume di acido concentrato. Ad esempio, una soluzione acida 1:5 significa che durante la preparazione della soluzione, 5 volumi di acqua sono stati miscelati con 1 volume di acido concentrato.
Ad esempio, preparare 1 litro di soluzione di acido solforico 1:7. Ci saranno 8 parti in totale. Ogni parte è pari a 1000:8 = 125 ml. Pertanto, è necessario assumere 125 ml di acido concentrato e 875 ml di acqua.
Quando si preparano soluzioni acide, è necessario osservare le seguenti regole:
1. La soluzione non può essere preparata in una bottiglia a pareti spesse, poiché quando gli acidi vengono diluiti, specialmente solforici, si verifica un forte riscaldamento. Le soluzioni acide vengono preparate in fiaschi.
2. Durante la diluizione, non versare acqua nell'acido. La quantità calcolata di acqua viene versata nel pallone, quindi la quantità richiesta di acido viene aggiunta in un flusso sottile, gradualmente, mescolando. L'acido e l'acqua vengono misurati con cilindri graduati.
3. Dopo che la soluzione si è raffreddata, viene versata in una bottiglia e viene applicata un'etichetta; l'etichetta di carta è cerata; puoi realizzare un'etichetta con vernice speciale direttamente sulle bottiglie.
4. Se l'acido concentrato da cui verrà preparata la soluzione diluita viene conservato a lungo, è necessario chiarirne la concentrazione. Per fare ciò, misura la sua densità e, secondo la tabella, trova l'esatto contenuto di acido nella soluzione.
Concentrazione di soluzioni precise espressa come concentrazione o titolo molare o normale. Queste soluzioni sono solitamente utilizzate nel lavoro analitico; negli studi fisico-chimici e biochimici sono usati raramente.
I campioni per la preparazione di soluzioni accurate sono calcolati al quarto decimale e l'accuratezza dei pesi molecolari corrisponde all'accuratezza con cui sono riportati nelle tabelle di riferimento. Il campione viene prelevato su una bilancia analitica; la soluzione viene preparata in un matraccio tarato, ad es. la quantità di solvente non viene calcolata. Le soluzioni preparate non devono essere conservate in matracci tarati, vengono versate in una bottiglia con un tappo ben scelto.
Se la soluzione esatta deve essere versata in una bottiglia o in un altro pallone, procedere come segue. La bottiglia o il pallone in cui verrà versata la soluzione viene accuratamente lavata, sciacquata più volte con acqua distillata e lasciata capovolta in modo che l'acqua sia di vetro o asciugata. Risciacquare la bottiglia 2-3 volte con piccole porzioni della soluzione che verrà versata, quindi versare la soluzione stessa. Ogni soluzione precisa ha la sua durata di conservazione.
Calcoli di cottura le soluzioni molari e normali vengono eseguite come segue.
Esempio 1
È necessario preparare 2 litri di soluzione 0,5 M Na 2 CO 3. La massa molare di Na 2 CO 3 è 106. Pertanto, 1 litro di una soluzione 0,5 M contiene 53 g di Na 2 CO 3 . Per preparare 2 litri, devi prendere 53 x 2 \u003d 106 g di Na 2 CO 3. Questa quantità di sale sarà contenuta in 2 litri di soluzione.
Un altro modo per visualizzare il calcolo:
La soluzione 1L 1M Na 2 CO 3 contiene 106 g Na 2 CO 3
(1L - 1M - 106g)
2 l di soluzione 1M Na 2 CO 3 contiene x g Na 2 CO 3
(2l - 1M - x g);
nel contare, “la mano chiude” la parte centrale dell'espressione (1 milione)
Troviamo che 2 l di soluzione 1M Na 2 CO 3 contengono 212 g di Na 2 CO 3
(2L - 1M - 212g)
Una soluzione da 2 l di Na 2 CO 3 0,5 M ("chiudendo il lato sinistro") contiene x g di Na 2 CO 3 (2 litri - 0,5 M - x grammi)
Quelli. 2 l di soluzione 0,5 M Na 2 CO 3 contengono 106 g Na 2 CO 3
(2 l - 0,5 M - 106 g).
Quando si preparano soluzioni di concentrazione percentuale, la sostanza viene pesata su una bilancia tecno-chimica e i liquidi vengono misurati con un cilindro graduato. Pertanto, un intoppo! le sostanze sono calcolate con una precisione di 0,1 g e il volume di 1 liquido con una precisione di 1 ml.
Prima di procedere con la preparazione della soluzione, | | è necessario fare un calcolo, cioè calcolare la quantità di soluto e solvente per preparare una certa quantità di una soluzione di una data concentrazione.
CALCOLI NELLA PREPARAZIONE DI SOLUZIONI SALINE
Esempio 1. È necessario preparare 500 g di una soluzione al 5% di nitrato di potassio. 100 g di tale soluzione contengono 5 g di KN0 3; 1 Componiamo la proporzione:
100 g di soluzione-5 g KN0 3
500 » 1 - X» KN0 3
5-500 "_ x \u003d -jQg- \u003d 25 g.
L'acqua dovrebbe essere presa 500-25 = 475 ml.
Esempio 2. È necessario preparare 500 g di una soluzione di CaCl al 5% dal sale CaCl 2 -6H 2 0. Innanzitutto, calcoliamo per il sale anidro.
100 g soluzione - 5 g CaCl 2 500 "" - X "CaCl 2 5-500 _ x = 100 = 25 g -
La massa molare di CaCl 2 \u003d 111, la massa molare di CaCl 2 - 6H 2 0 \u003d 219 *. Pertanto, 219 g di CaCl 2 -6H 2 0 contengono 111 g di CaCl 2 . Facciamo una proporzione:
219 g CaC1 2 -6H 2 0-111 g CaC1 2
X "CaCl 2 -6H 2 0-26" CaCI,
219-25 x \u003d -jjj- \u003d 49,3 g.
La quantità di acqua è 500-49,3=450,7 g, o 450,7 ml. Poiché l'acqua viene misurata con un cilindro graduato, i decimi di millilitro non vengono presi in considerazione. Pertanto, è necessario misurare 451 ml di acqua.
CALCOLI NELLA PREPARAZIONE DI SOLUZIONI Acide
Quando si preparano soluzioni acide, è necessario tenere conto del fatto che le soluzioni acide concentrate non sono al 100% e contengono acqua. Inoltre la quantità di acido necessaria non viene pesata, ma misurata con un cilindro graduato.
Esempio 1. È necessario preparare 500 g di una soluzione di acido cloridrico al 10%, sulla base dell'acido disponibile al 58%, la cui densità è d=l,19.
1. Trova la quantità di acido cloridrico puro che dovrebbe essere nella soluzione acida preparata:
100 g soluzione -10 g HC1 500 » » - X » HC1 500-10 * = 100 = 50 g -
* Per calcolare le soluzioni della concentrazione percentuale della mole, la massa viene arrotondata a numeri interi.
2. Trova il numero di grammi di concentrato)
acido, che conterrà 50 g di HC1:
100 g acido-38 g HC1 X » » -50 » HC1 100 50
X gg—"= 131,6 G.
3. Trova il volume occupato da questo importo 1
acidi:
V--— 131 ‘ 6 110 6 sch
4. La quantità di solvente (acqua) è 500-;
-131,6 = 368,4 go 368,4 ml. Poiché la necessaria co-
la quantità di acqua e acido viene misurata con un cilindro graduato
rum, quindi i decimi di millilitro non vengono presi in considerazione
ut. Pertanto, preparare 500 g di una soluzione al 10%.
acido cloridrico, è necessario assumere 111 ml di acido cloridrico I
acidi e 368 ml di acqua.
Esempio 2 Di solito, nei calcoli per la preparazione degli acidi, vengono utilizzate tabelle standard che indicano la percentuale di una soluzione acida, la densità di una data soluzione a una certa temperatura e il numero di grammi di questo acido contenuto in 1 litro di soluzione di una data concentrazione (cfr. allegato V). In questo caso, il calcolo è semplificato. La quantità di soluzione acida preparata può essere calcolata per un certo volume.
Ad esempio, è necessario preparare 500 ml di una soluzione di acido cloridrico al 10%, basata su una soluzione concentrata al 38% j. Dalle tabelle troviamo che una soluzione di acido cloridrico al 10% contiene 104,7 g di HC1 in 1 litro di soluzione. Dobbiamo preparare 500 ml di I, quindi la soluzione dovrebbe essere 104,7: 2 \u003d 52,35 g di HO.
Calcola quanto devi prendere concentrato io acidi. Secondo la tabella, 1 litro di HC1 concentrato contiene 451,6 g di HC1. Componiamo la proporzione: 1000 ml-451,6 g di HC1 X » -52,35 » CM1
1000-52,35 x \u003d 451,6 \u003d "5 ml.
La quantità di acqua è 500-115 = 385 ml.
Pertanto, per preparare 500 ml di una soluzione di acido cloridrico al 10%, è necessario assumere 115 ml di una soluzione concentrata di HC1 e 385 ml di acqua.
Non tutti ricordano cosa significa "concentrazione" e come preparare correttamente una soluzione. Se vuoi ottenere una soluzione all'1% di qualsiasi sostanza, sciogli 10 g della sostanza in un litro d'acqua (o 100 g in 10 litri). Di conseguenza, una soluzione al 2% contiene 20 g della sostanza in un litro d'acqua (200 g in 10 litri) e così via.
Se è difficile misurare una piccola quantità, prendine una più grande, prepara la cosiddetta soluzione madre e poi diluiscila. Prendiamo 10 grammi, prepariamo un litro di una soluzione all'1%, versiamo 100 ml, li portiamo a un litro con acqua (diluiamo 10 volte) e una soluzione allo 0,1% è pronta.
Come fare una soluzione di solfato di rame
Per preparare 10 litri di emulsione rame-sapone, occorre preparare 150-200 g di sapone e 9 litri di acqua (meglio la pioggia). Separatamente, 5-10 g di solfato di rame vengono sciolti in 1 litro di acqua. Successivamente, una soluzione di solfato di rame viene aggiunta in un flusso sottile alla soluzione saponosa, senza smettere di mescolare bene. Il risultato è un liquido verdastro. Se mescoli male o ti precipiti, si formano dei fiocchi. In questo caso, è meglio iniziare il processo dall'inizio.
Come preparare una soluzione al 5% di permanganato di potassio
Per preparare una soluzione al 5% sono necessari 5 g di permanganato di potassio e 100 ml di acqua. Prima di tutto, versa l'acqua nel contenitore preparato, quindi aggiungi i cristalli. Quindi mescolare tutto questo fino a ottenere un colore viola uniforme e saturo del liquido. Prima dell'uso, si consiglia di filtrare la soluzione attraverso una garza per rimuovere i cristalli non sciolti.
Come preparare una soluzione di urea al 5%.
L'urea è un fertilizzante azotato altamente concentrato. In questo caso, i granuli della sostanza si sciolgono facilmente in acqua. Per ottenere una soluzione al 5% è necessario assumere 50 g di urea e 1 litro di acqua o 500 g di granuli di fertilizzante per 10 litri di acqua. Aggiungere i granuli in un contenitore con acqua e mescolare bene.
Unità SI nella diagnostica clinica di laboratorio.
Nella diagnostica clinica di laboratorio, si consiglia di utilizzare il Sistema internazionale di unità in conformità con le seguenti regole.
1. I litri dovrebbero essere usati come unità di volume. Si sconsiglia di utilizzare al denominatore frazionari o multipli di un litro (1-100 ml).
2. La concentrazione delle sostanze misurate è indicata come molare (mol/l) o come massa (g/l).
3. La concentrazione molare viene utilizzata per le sostanze con un peso molecolare relativo noto. La concentrazione ionica è indicata come concentrazione molare.
4. La concentrazione di massa è utilizzata per le sostanze il cui peso molecolare relativo non è noto.
5. La densità è indicata in g/l; gioco - in ml / s.
6. L'attività degli enzimi sulla quantità di sostanze nel tempo e nel volume è espressa come mol / (s * l); µmol/(s*l); nmol/(s*l).
Quando si convertono le unità di massa in unità di quantità di una sostanza (molare), il fattore di conversione è K=1/Mr, dove Mr è il peso molecolare relativo. In questo caso, l'unità iniziale di massa (grammo) corrisponde all'unità molare della quantità di sostanza (mol).
Caratteristiche generali.
Le soluzioni sono sistemi omogenei costituiti da due o più componenti e prodotti della loro interazione. Il ruolo di solvente può essere svolto non solo dall'acqua, ma anche dall'alcol etilico, dall'etere, dal cloroformio, dal benzene, ecc.
Il processo di dissoluzione è spesso accompagnato da rilascio di calore (reazione esotermica - dissoluzione di alcali caustici in acqua) o assorbimento di calore (reazione endotermica - dissoluzione di sali di ammonio).
Le soluzioni liquide includono soluzioni di solidi in liquidi (soluzione di sale in acqua), soluzioni di liquidi in liquidi (soluzione di alcol etilico in acqua), soluzioni di gas in liquidi (CO 2 in acqua).
Le soluzioni possono essere non solo liquide, ma anche solide (vetro, una lega di argento e oro), nonché gassose (aria). Le più importanti e comuni sono le soluzioni acquose.
La solubilità è la proprietà di una sostanza di dissolversi in un solvente. Per solubilità in acqua, tutte le sostanze sono divise in 3 gruppi: altamente solubili, leggermente solubili e praticamente insolubili. La solubilità dipende principalmente dalla natura delle sostanze. La solubilità è espressa come il numero di grammi di una sostanza che può essere disciolta al massimo in 100 g di un solvente o soluzione a una data temperatura. Questa quantità è chiamata coefficiente di solubilità o semplicemente solubilità della sostanza.
Una soluzione in cui non si verifica ulteriore dissoluzione di una sostanza a una data temperatura e volume è detta satura. Tale soluzione è in equilibrio con un eccesso di soluto, contiene la massima quantità possibile della sostanza in determinate condizioni. Se la concentrazione della soluzione non raggiunge la concentrazione di saturazione nelle condizioni date, la soluzione viene chiamata insatura. Una soluzione sovrasatura contiene più di una soluzione satura. Le soluzioni sovrasature sono molto instabili. Un semplice scuotimento del recipiente o il contatto con i cristalli del soluto provocano una cristallizzazione istantanea. In questo caso, la soluzione sovrasatura diventa una soluzione satura.
Il concetto di "soluzioni sature" dovrebbe essere distinto dal concetto di "soluzioni sovrasature". Una soluzione concentrata è una soluzione con un alto contenuto di soluto. Le soluzioni sature di diverse sostanze possono variare notevolmente in concentrazione. Nelle sostanze altamente solubili (nitrito di potassio), le soluzioni sature hanno un'alta concentrazione; nelle sostanze scarsamente solubili (solfato di bario), le soluzioni sature hanno una piccola concentrazione del soluto.
Nella maggior parte dei casi, la solubilità di una sostanza aumenta con l'aumentare della temperatura. Ma ci sono sostanze la cui solubilità aumenta leggermente con l'aumentare della temperatura (cloruro di sodio, cloruro di alluminio) o addirittura diminuisce.
La dipendenza della solubilità di varie sostanze dalla temperatura è rappresentata graficamente utilizzando le curve di solubilità. La temperatura è tracciata sull'asse delle ascisse, la solubilità è tracciata sull'asse delle ordinate. Pertanto, è possibile calcolare la quantità di sale che cade dalla soluzione quando viene raffreddata. Il rilascio di sostanze da una soluzione con una diminuzione della temperatura è chiamato cristallizzazione, mentre la sostanza viene rilasciata nella sua forma pura.
Se la soluzione contiene impurità, la soluzione sarà insatura rispetto ad esse anche con una diminuzione della temperatura e le impurità non precipiteranno. Questa è la base del metodo di purificazione delle sostanze: la cristallizzazione.
Nelle soluzioni acquose si formano composti più o meno forti di particelle di soluto con acqua - idrati. A volte tale acqua è così fortemente associata al soluto che, quando viene rilasciata, entra nella composizione dei cristalli.
Le sostanze cristalline che contengono acqua nella loro composizione sono chiamate idrati cristallini e l'acqua stessa è chiamata cristallizzazione. La composizione degli idrati cristallini è espressa da una formula che indica il numero di molecole d'acqua per molecola della sostanza - CuSO 4 * 5H 2 O.
La concentrazione è il rapporto tra la quantità di un soluto e la quantità di una soluzione o solvente. La concentrazione della soluzione è espressa in rapporti in peso e in volume. Le percentuali in peso indicano il contenuto in peso di una sostanza in 100 g di una soluzione (ma non in 100 ml di soluzione!).
Tecnica per la preparazione di soluzioni approssimate.
Le sostanze necessarie e il solvente vengono pesati in rapporti tali che la quantità totale sia di 100 g Se il solvente è acqua, la cui densità è uguale a uno, non viene pesato, ma viene misurato un volume uguale alla massa. Se il solvente è un liquido la cui densità non è uguale all'unità, si pesa o si divide la quantità di solvente espressa in grammi per l'indice di densità e si calcola il volume occupato dal liquido. La densità P è il rapporto tra la massa corporea e il suo volume.
L'unità di densità è la densità dell'acqua a 4 0 C.
La densità relativa D è il rapporto tra la densità di una data sostanza e la densità di un'altra sostanza. In pratica, viene determinato il rapporto tra la densità di una data sostanza e la densità dell'acqua, presa come unità. Ad esempio, se la densità relativa di una soluzione è 2,05, 1 ml di essa pesa 2,05 g.
Esempio. Quanto 4 cloruro di carbonio dovrebbe essere assunto per preparare 100 g di una soluzione al 10% di grassi? Pesare 10 g di grasso e 90 g di CCl 4 solvente oppure, misurando il volume occupato dalla quantità richiesta di CCl 4 , dividere la massa (90 g) per l'indice di densità relativa D = (1,59 g/ml).
V = (90 g) / (1,59 g/ml) = 56,6 ml.
Esempio. Come preparare una soluzione al 5% di solfato di rame dall'idrato cristallino di questa sostanza (calcolato come sale anidro)? Il peso molecolare del solfato di rame è di 160 g, l'idrato cristallino è di 250 g.
250-160 X \u003d (5 * 250) / 160 \u003d 7,8 g
Pertanto, è necessario assumere 7,8 g di idrato cristallino, 92,2 g di acqua. Se la soluzione viene preparata senza conversione in sale anidro, il calcolo è semplificato. Si pesa la data quantità di sale e si aggiunge il solvente in una quantità tale che il peso totale della soluzione sia di 100 g.
Le percentuali in volume mostrano la quantità di una sostanza (in ml) contenuta in 100 ml di una soluzione o miscela di gas. Ad esempio, una soluzione di etanolo al 96% contiene 96 ml di alcol assoluto (anidro) e 4 ml di acqua. Le percentuali di volume vengono utilizzate quando si miscelano liquidi reciprocamente solubili, nella preparazione di miscele di gas.
Percentuali peso-volume (modo condizionale di esprimere la concentrazione). Indicare la quantità in peso della sostanza contenuta in 100 ml di soluzione. Ad esempio, una soluzione di NaCl al 10% contiene 10 g di sale in 100 ml di soluzione.
Tecnica per la preparazione di soluzioni percentuali da acidi concentrati.
Gli acidi concentrati (solforico, cloridrico, nitrico) contengono acqua. Il rapporto tra acido e acqua in essi contenuto è indicato in percentuale in peso.
La densità delle soluzioni nella maggior parte dei casi è superiore all'unità. La percentuale di acidi è determinata dalla loro densità. Quando si preparano soluzioni più diluite da soluzioni concentrate, viene preso in considerazione il loro contenuto di acqua.
Esempio. È necessario preparare una soluzione al 20% di acido solforico H 2 SO 4 da acido solforico concentrato al 98% con una densità D = 1,84 g / ml. Inizialmente, calcoliamo quanta soluzione concentrata contiene 20 g di acido solforico.
100-98 X \u003d (20 * 100) / 98 \u003d 20,4 g
È praticamente più conveniente lavorare con unità volumetriche piuttosto che ponderali degli acidi. Pertanto, viene calcolato quale volume di acido concentrato occupa la quantità di peso desiderata della sostanza. Per fare ciò, il numero ottenuto in grammi viene diviso per l'indice di densità.
V = M/P = 20,4/1,84 = 11 ml
Puoi anche calcolare in un altro modo, quando la concentrazione della soluzione acida iniziale è immediatamente espressa in percentuali peso-volume.
100 – 180 X = 11 ml
Quando non è richiesta una precisione particolare, quando si diluiscono soluzioni o si miscelano per ottenere soluzioni di diversa concentrazione, è possibile utilizzare il seguente metodo semplice e rapido. Ad esempio, è necessario preparare una soluzione al 5% di solfato di ammonio da una soluzione al 20%.
Dove 20 è la concentrazione della soluzione prelevata, 0 è l'acqua e 5 è la concentrazione richiesta. Sottrai 5 da 20 e scrivi il valore risultante nell'angolo in basso a destra, sottraendo 0 da 5, scrivi il numero nell'angolo in alto a destra. Quindi il diagramma assumerà la seguente forma.
Ciò significa che devi prendere 5 parti di una soluzione al 20% e 15 parti di acqua. Se mescoli 2 soluzioni, lo schema viene preservato, solo la soluzione iniziale con una concentrazione inferiore è scritta nell'angolo in basso a sinistra. Ad esempio, mescolando soluzioni al 30% e al 15%, è necessario ottenere una soluzione al 25%.
Pertanto, è necessario prendere 10 parti di una soluzione al 30% e 15 parti di una soluzione al 15%. Tale schema può essere utilizzato quando non è richiesta una precisione speciale.
Le soluzioni accurate includono soluzioni normali, molari e standard.
Una soluzione normale è una soluzione in cui 1 g contiene g - equivalente di un soluto. La quantità in peso di una sostanza complessa, espressa in grammi e numericamente uguale al suo equivalente, si chiama grammo equivalente. Quando si calcolano gli equivalenti di composti come basi, acidi e sali, è possibile utilizzare le seguenti regole.
1. L'equivalente di base (E o) è uguale al peso molecolare della base diviso per il numero di gruppi OH nella sua molecola (o per la valenza del metallo).
E (NaOH) = 40/1=40
2. L'equivalente acido (E to) è uguale al peso molecolare dell'acido diviso per il numero di atomi di idrogeno nella sua molecola, che può essere sostituita da un metallo.
E (H 2 SO 4) = 98/2 = 49
E (HCl) \u003d 36,5 / 1 \u003d 36,5
3. L'equivalente di sale (E s) è uguale al peso molecolare del sale diviso per il prodotto della valenza del metallo per il numero dei suoi atomi.
E (NaCl) \u003d 58,5 / (1 * 1) \u003d 58,5
Nell'interazione di acidi e basi, a seconda delle proprietà dei reagenti e delle condizioni di reazione, non tutti gli atomi di idrogeno presenti nella molecola acida sono necessariamente sostituiti da un atomo di metallo, ma si formano sali acidi. In questi casi, il grammo equivalente è determinato dal numero di atomi di idrogeno sostituiti da atomi di metallo in una data reazione.
H 3 PO 4 + NaOH = NaH 2 PO + H 2 O (grammo equivalente equivale a grammo di peso molecolare).
H 3 PO 4 + 2NaOH \u003d Na 2 HPO 4 + 2H 2 O (grammo equivalente è uguale a mezzo grammo di peso molecolare).
Quando si determina il grammo equivalente, è richiesta la conoscenza della reazione chimica e delle condizioni in cui si verifica. Se devi preparare soluzioni decinormali, centinormali o millinormali, prendi rispettivamente 0,1; 0,01; 0,001 grammi è l'equivalente di una sostanza. Conoscendo la normalità della soluzione N e l'equivalente del soluto E, è facile calcolare quanti grammi della sostanza sono contenuti in 1 ml di soluzione. Per fare ciò, dividi la massa del soluto per 1000. La quantità di soluto in grammi contenuta in 1 ml di soluzione è chiamata titolo della soluzione (T).
T \u003d (N * E) / 1000
T (0,1 H 2 SO 4) \u003d (0,1 * 49) / 1000 \u003d 0,0049 g / ml.
Una soluzione con un titolo noto (concentrazione) è chiamata titolata. Utilizzando una soluzione alcalina titolata è possibile determinare la concentrazione (normalità) di una soluzione acida (acidimetria). Utilizzando una soluzione acida titolata è possibile determinare la concentrazione (normalità) di una soluzione alcalina (alcalimetria). Soluzioni della stessa normalità reagiscono in volumi uguali. A diverse normalità, queste soluzioni reagiscono tra loro in volumi inversamente proporzionali alle loro normalità.
N a / N u \u003d V u / V a
Da N a * V a \u003d N u * V u
Esempio. Per la titolazione di 10 ml di soluzione di HCl, sono andati 15 ml di soluzione di NaOH 0,5 N. Calcolare la normalità della soluzione di HCl.
Da N a * 10 \u003d 0,5 * 15
N k \u003d (0,5 * 15) / 10 \u003d 0,75
N=30/58,5=0,5
Fixanals - pre-preparati e sigillati in fiale, quantità accuratamente pesate di reagente necessarie per preparare 1 litro di soluzione 0,1 N o 0,01 N. I fixanals sono liquidi e secchi. Quelli secchi hanno una durata maggiore. La tecnica per preparare soluzioni da fixanals è descritta nell'appendice alla scatola con fixanals.
Preparazione e test di soluzioni decinormali.
Le soluzioni decinormali, che vengono spesso utilizzate come soluzioni iniziali in laboratorio, sono preparate da preparazioni chimicamente frequenti. Il peso richiesto viene pesato su bilance tecnochimiche o bilance farmaceutiche. Durante la pesatura è consentito un errore di 0,01 - 0,03 g, in pratica si può commettere un errore nella direzione di un aumento del peso ottenuto dal calcolo. Il campione viene trasferito in un matraccio volumetrico, dove viene aggiunta una piccola quantità di acqua. Dopo la completa dissoluzione della sostanza e l'equalizzazione della temperatura della soluzione con la temperatura dell'aria, il pallone viene rabboccato con acqua fino alla tacca.
La soluzione preparata richiede una verifica. Il controllo viene effettuato con l'ausilio di soluzioni preparate dai loro fixanals, in presenza di indicatori, vengono impostati il \u200b\u200bfattore di correzione (K) e il titolo. Il fattore di correzione (K) o il fattore di correzione (F) mostra quanto (in ml) della soluzione normale esatta corrisponde a 1 ml di questa soluzione (preparata). Per fare ciò, 5 o 10 ml della soluzione preparata vengono trasferiti in una beuta conica, vengono aggiunte alcune gocce dell'indicatore e titolate con una soluzione esatta. La titolazione viene eseguita due volte e viene calcolata la media aritmetica. I risultati della titolazione dovrebbero essere approssimativamente gli stessi (differenza entro 0,2 ml). Il fattore di correzione è calcolato dal rapporto tra il volume della soluzione esatta V t e il volume della soluzione di prova V n.
K \u003d V t / V n.
Il fattore di correzione può anche essere determinato nel secondo modo: dal rapporto tra il titolo della soluzione di prova e il titolo teoricamente calcolato della soluzione esatta.
K = T pratico / T teor.
Se i lati sinistri di un'equazione sono uguali, allora i loro lati destri sono uguali.
V t / V n. = T pratica. / T teor.
Se viene trovato il titolo pratico della soluzione di prova, viene determinato il contenuto in peso della sostanza in 1 ml della soluzione. Nell'interazione della soluzione esatta e testata, possono verificarsi 3 casi.
1. Le soluzioni hanno interagito in volumi uguali. Ad esempio, 10 ml della soluzione in esame sono stati utilizzati per titolare 10 ml di una soluzione 0,1 N. Pertanto, la normalità è la stessa e il fattore di correzione è pari a uno.
2. 9,5 ml della soluzione di prova sono stati utilizzati per l'interazione con 10 ml della soluzione esatta, la soluzione di prova si è rivelata più concentrata della soluzione esatta.
3. 10,5 ml del soggetto del test sono entrati in interazione con 10 ml della soluzione esatta, la soluzione del test ha una concentrazione più debole rispetto alla soluzione esatta.
Il fattore di correzione è calcolato fino alla seconda cifra decimale, sono ammesse oscillazioni da 0,95 a 1,05.
Correzione delle soluzioni, il cui fattore di correzione è maggiore di uno.
Il fattore di correzione mostra quante volte una data soluzione è più concentrata di una soluzione di una certa normalità. Ad esempio, K è 1,06. Pertanto, è necessario aggiungere 0,06 ml di acqua per ogni ml della soluzione preparata. Se rimangono 200 ml della soluzione, quindi (0,06 * 200) \u003d 12 ml - aggiungere alla soluzione preparata rimanente e mescolare. Questo metodo per portare le soluzioni a una certa normalità è semplice e conveniente. Quando prepari le soluzioni, dovresti prepararle con soluzioni più concentrate, piuttosto che soluzioni diluite.
Preparazione di soluzioni precise, il cui fattore di correzione è inferiore a uno.
In queste soluzioni manca una parte del grammo equivalente. Questa parte mancante può essere identificata. Se calcoli la differenza tra il titolo di una soluzione di una certa normalità (titolo teorico) e il titolo di questa soluzione. Il valore ottenuto mostra quanta sostanza deve essere aggiunta a 1 ml di una soluzione per portarla a una concentrazione di soluzione di una data normalità.
Esempio. Il fattore di correzione per circa 0,1 N di soluzione di idrossido di sodio è 0,9, il volume della soluzione è 1000 ml. Portare la soluzione esattamente a 0,1 N di concentrazione. Grammo - l'equivalente della soda caustica - 40 g Titolo teorico per una soluzione 0,1 N - 0,004. Didascalia pratica - T theor. * K = 0,004 * 0,9 = 0,0036
Teoria T. - T pratica. = 0,004 - 0,0036 = 0,0004
1000 ml di soluzione sono rimasti inutilizzati - 1000 * 0, 0004 \u003d 0,4 g.
La quantità risultante della sostanza viene aggiunta alla soluzione, miscelata bene e il titolo della soluzione viene nuovamente determinato. Se il materiale di partenza per la preparazione delle soluzioni sono acidi concentrati, alcali e altre sostanze, è necessario effettuare un calcolo aggiuntivo per determinare quanta soluzione concentrata contiene il valore calcolato di questa sostanza. Esempio. 4,3 ml di una soluzione di NaOH esattamente 0,1 N sono stati usati per titolare 5 ml di una soluzione di HCl approssimativamente 0,1 N.
K = 4,3/5 = 0,86
La soluzione è debole, va rafforzata. Calcoliamo T teor. , T pratico e la loro differenza.
Teoria T. = 3,65 / 1000 = 0,00365
T pratica. = 0,00365 * 0,86 = 0,00314
Teoria T. - T pratica. = 0,00364 - 0,00314 = 0,00051
200 ml di soluzione sono rimasti inutilizzati.
200*0.00051=0.102 g
Per una soluzione di HCl al 38% con una densità di 1, 19, creiamo una proporzione.
100 - 38 X \u003d (0,102 * 100) / 38 \u003d 0,26 g
Convertiamo le unità di peso in unità di volume, tenendo conto della densità dell'acido.
V = 0,26 / 1,19 = 0,21 ml
Preparazione di 0,01 N, 0,005 N da soluzioni decinormali, aventi un fattore di correzione.
Inizialmente, viene calcolato quale volume di una soluzione 0,1 N dovrebbe essere prelevato per la preparazione da una soluzione 0,01 N. Il volume calcolato viene diviso per il fattore di correzione. Esempio. È necessario preparare 100 ml di una soluzione 0,01 N da 0,1 N con K = 1,05. Poiché la soluzione è 1,05 volte più concentrata, è necessario assumere 10 / 1,05 \u003d 9,52 ml. Se K \u003d 0,9, devi prendere 10 / 0,9 \u003d 11,11 ml. In questo caso prelevare una quantità leggermente maggiore di soluzione e portare il volume nel matraccio tarato a 100 ml.
Per la preparazione e la conservazione di soluzioni titolate valgono le seguenti regole.
1. Ogni soluzione titolata ha una propria durata di conservazione. Durante la conservazione, cambiano il loro titolo. Quando si esegue l'analisi, è necessario controllare il titolo della soluzione.
2. È necessario conoscere le proprietà delle soluzioni. Il titolo di alcune soluzioni (iposolfito di sodio) cambia nel tempo, quindi il loro titolo viene impostato non prima di 5-7 giorni dopo la preparazione.
3. Tutte le bottiglie con soluzioni titolate devono avere un'iscrizione chiara che indichi la sostanza, la sua concentrazione, il fattore di correzione, l'ora di preparazione della soluzione, la data di controllo del titolo.
4. Nel lavoro analitico, si dovrebbe prestare molta attenzione ai calcoli.
T \u003d A / V (A - intoppo)
N \u003d (1000 * A) / (V * g / eq)
T = (N * g/eq) / 1000
N = (T * 1000) / (g/eq)
Una soluzione molare è quella in cui 1 litro contiene 1 g * mol di un soluto. Una mole è un peso molecolare espresso in grammi. 1 soluzione molare di acido solforico - 1 litro di questa soluzione contiene 98 g di acido solforico. Una soluzione centimole contiene 0,01 mol in 1 litro, una soluzione millimolare contiene 0,001 mol. Una soluzione la cui concentrazione è espressa come numero di moli per 1000 g di solvente è detta molale.
Ad esempio, 1 litro di soluzione di idrossido di sodio 1 M contiene 40 g del farmaco. 100 ml di soluzione conterranno 4,0 g, cioè soluzione 4/100 ml (4g%).
Se la soluzione di idrossido di sodio è 60/100 (60 mg%), occorre determinarne la molarità. 100 ml della soluzione contengono 60 g di idrossido di sodio e 1 litro - 600 g, ad es. 1 litro di soluzione 1 M dovrebbe contenere 40 g di idrossido di sodio. Molarità del sodio - X \u003d 600 / 40 \u003d 15 M.
Le soluzioni standard sono chiamate soluzioni con concentrazioni note con precisione utilizzate per la determinazione quantitativa di sostanze mediante colorimetria, nefelometria. Un campione per soluzioni standard viene pesato su una bilancia analitica. La sostanza da cui viene preparata la soluzione standard deve essere chimicamente pura. soluzioni standard. Le soluzioni standard sono preparate nel volume richiesto per il consumo, ma non più di 1 litro. La quantità di sostanza (in grammi) necessaria per ottenere soluzioni standard - A.
A \u003d (M I * T * V) / M 2
M I - Peso molecolare del soluto.
T - Titolo della soluzione per analita (g/ml).
V - Volume target (ml).
M 2 - Massa molecolare o atomica dell'analita.
Esempio. È necessario preparare 100 ml di una soluzione standard di CuSO 4 * 5H 2 O per la determinazione colorimetrica del rame e 1 ml della soluzione deve contenere 1 mg di rame. In questo caso MI = 249,68; M2 = 63, 54; T = 0,001 g/mL; V = 100ml.
A \u003d (249,68 * 0,001 * 100) / 63,54 \u003d 0,3929 g.
Una parte del sale viene trasferita in un matraccio tarato da 100 ml e l'acqua viene aggiunta fino alla tacca.
Controllare le domande e le attività.
1. Cos'è una soluzione?
2. Quali sono i modi per esprimere la concentrazione delle soluzioni?
3. Qual è il titolo della soluzione?
4. Cos'è un grammo equivalente e come viene calcolato per acidi, sali, basi?
5. Come preparare una soluzione NaOH di idrossido di sodio 0,1 N?
6. Come preparare una soluzione 0,1 N di acido solforico H 2 SO 4 da una soluzione concentrata con una densità di 1,84?
8. Qual è il modo per rafforzare e diluire le soluzioni?
9. Calcola quanti grammi di NaOH sono necessari per preparare 500 ml di una soluzione 0,1 M? La risposta è 2 anni.
10. Quanti grammi di CuSO 4 * 5H 2 O dovrebbero essere presi per preparare 2 litri di soluzione 0,1 N? La risposta è 25 anni.
11. 15 ml di soluzione di NaOH 0,5 N sono stati usati per la titolazione di 10 ml di soluzione di HCl. Calcola: la normalità di HCl, la concentrazione della soluzione in g / l, il titolo della soluzione in g / ml. La risposta è 0,75; 27,375 g/l; T = 0,0274 g/ml.
12. 18 g di una sostanza vengono sciolti in 200 g di acqua. Calcolare la concentrazione percentuale in peso della soluzione. La risposta è 8,25%.
13. Quanti ml di una soluzione di acido solforico al 96% (D = 1,84) dovrebbero essere presi per preparare 500 ml di una soluzione 0,05 N? La risposta è 0,69 ml.
14. Titolo della soluzione H 2 SO 4 = 0,0049 g/ml. Calcola la normalità di questa soluzione. La risposta è 0,1 N.
15. Quanti grammi di soda caustica servono per preparare 300 ml di una soluzione 0,2 N? La risposta è 2,4 g.
16. Quanto è necessario prendere una soluzione al 96% di H 2 SO 4 (D = 1,84) per preparare 2 litri di una soluzione al 15%? La risposta è 168 ml.
17. Quanti ml di una soluzione di acido solforico al 96% (D = 1,84) dovrebbero essere presi per preparare 500 ml di una soluzione 0,35 N? La risposta è 9,3 ml.
18. Quanti ml di acido solforico al 96% (D = 1,84) devono essere assunti per preparare 1 litro di soluzione 0,5 N? La risposta è 13,84 ml.
19. Qual è la molarità di una soluzione di acido cloridrico al 20% (D = 1,1). La risposta è 6,03 M.
20 . Calcolare la concentrazione molare della soluzione di acido nitrico al 10% (D = 1,056). La risposta è 1,68 M.
(ottenere una soluzione meno concentrata da una soluzione più concentrata)
1 azione:
Numero di ml di una soluzione più concentrata (da diluire)
Volume richiesto in ml (da preparare)
La concentrazione di una soluzione meno concentrata (quella che deve essere ottenuta)
La concentrazione di una soluzione più concentrata (quella che diluiamo)
2 azione:
Numero di ml di acqua (o diluente) = o acqua fino a (ad) il volume richiesto ()
Compito numero 6. In una fiala di ampicillina è 0,5 droga secca. Quanto solvente occorre assumere per avere 0,1 g di sostanza secca in 0,5 ml di soluzione.
Decisione: quando si diluisce l'antibiotico a 0,1 g di polvere secca, si prelevano 0,5 ml di solvente, quindi, se,
0,1 g di sostanza secca - 0,5 ml di solvente
0,5 g di sostanza secca - x ml di solvente
noi abbiamo:
Risposta: per avere 0,1 g di sostanza secca in 0,5 ml di soluzione, si devono prelevare 2,5 ml di solvente.
Compito numero 7. In una fiala di penicillina c'è 1 milione di unità di un farmaco secco. Quanto solvente occorre assumere per avere 100.000 unità di sostanza secca in 0,5 ml di soluzione.
Decisione: 100.000 unità di sostanza secca - 0,5 ml di sostanza secca, quindi in 100.000 unità di sostanza secca - 0,5 ml di sostanza secca.
1000000U-x
Risposta: per avere 100.000 unità di sostanza secca in 0,5 ml di soluzione è necessario prelevare 5 ml di solvente.
Compito numero 8. In una fiala di oxacillina è 0,25 droga secca. Quanto solvente è necessario assumere per avere 0,1 g di sostanza secca in 1 ml di soluzione
Decisione:
1 ml di soluzione - 0,1 g
x ml - 0,25 g
Risposta: per avere 0,1 g di sostanza secca in 1 ml di soluzione, si devono prelevare 2,5 ml di solvente.
Compito n. 9. Il prezzo di divisione di una siringa da insulina è di 4 unità. Quante divisioni della siringa corrispondono a 28 unità. insulina? 36 unità? 52 unità?
Decisione: Per scoprire quante divisioni della siringa corrispondono a 28 unità. insulina necessaria: 28:4 = 7 (divisioni).
Analogamente: 36:4=9(divisioni)
52:4=13(divisioni)
Risposta: 7, 9, 13 divisioni.
Compito numero 10. Quanto è necessario prendere una soluzione al 10% di candeggina chiarificata e acqua (in litri) per preparare 10 litri di una soluzione al 5%.
Decisione:
1) 100 g - 5 g
d) sostanza attiva
2) 100% - 10g
(ml) soluzione al 10%.
3) 10000-5000=5000 (ml) di acqua
Risposta:è necessario assumere 5000 ml di candeggina chiarificata e 5000 ml di acqua.
Compito numero 11. Quanto è necessario prendere una soluzione al 10% di candeggina e acqua per preparare 5 litri di una soluzione all'1%.
Decisione:
Poiché 100 ml contengono 10 g di principio attivo,
1) 100 g - 1 ml
5000ml - x
(ml) sostanza attiva
2) 100% - 10 ml
00 (ml) soluzione al 10%.
3) 5000-500=4500 (ml) di acqua.
Risposta:è necessario assumere 500 ml di una soluzione al 10% e 4500 ml di acqua.
Compito numero 12. Quanto è necessario prendere una soluzione al 10% di candeggina e acqua per preparare 2 litri di una soluzione allo 0,5%.
Decisione:
Poiché 100 ml contengono 10 ml di principio attivo,
1) 100% - 0,5 ml
0 (ml) sostanza attiva
2) 100% - 10 ml
(ml) soluzione al 10%.
3) 2000-100=1900 (ml) di acqua.
Risposta:è necessario assumere 10 ml di una soluzione al 10% e 1900 ml di acqua.
Compito numero 13. Quanta cloramina (sostanza secca) deve essere assunta in ge acqua per preparare 1 litro di una soluzione al 3%.
Decisione:
1) 3 g - 100 ml
G
2) 10000 – 300=9700 ml.
Risposta: per preparare 10 litri di una soluzione al 3% è necessario assumere 300 g di cloramina e 9700 ml di acqua.
Compito numero 14. Quanta cloramina (secca) deve essere assunta in ge acqua per preparare 3 litri di una soluzione allo 0,5%.
Decisione:
Percentuale: la quantità di una sostanza in 100 ml.
1) 0,5 g - 100 ml
G
2) 3000 - 15 = 2985 ml.
Risposta: per preparare 10 litri di una soluzione al 3% è necessario assumere 15 g di cloramina e 2985 ml di acqua
Compito numero 15 . Quanta cloramina (secca) deve essere assunta in ge acqua per preparare 5 litri di una soluzione al 3%.
Decisione:
Percentuale: la quantità di una sostanza in 100 ml.
1) 3 g - 100 ml
G
2) 5000 - 150= 4850ml.
Risposta: per preparare 5 litri di una soluzione al 3% è necessario assumere 150 g di cloramina e 4850 ml di acqua.
Compito numero 16. Per preparare un impacco riscaldante da una soluzione al 40% di alcol etilico, è necessario assumere 50 ml. Quanto alcol al 96% devo assumere per applicare un impacco caldo?
Decisione:
Secondo la formula (1)
ml
Risposta: Per preparare un impacco riscaldante da una soluzione al 96% di alcol etilico, è necessario assumere 21 ml.
Compito numero 17. Preparare 1 litro di soluzione di candeggina all'1% per l'elaborazione dell'inventario da 1 litro di soluzione di riserva al 10%.
Decisione: Calcola quanti ml di soluzione al 10% devi assumere per preparare una soluzione all'1%:
10g - 1000 ml
Risposta: Per preparare 1 litro di soluzione di candeggina all'1%, prelevare 100 ml di una soluzione al 10% e aggiungere 900 ml di acqua.
Compito numero 18. Il paziente deve assumere il medicinale 1 mg in polvere 4 volte al giorno per 7 giorni, quindi quanto è necessario prescrivere questo medicinale (il calcolo viene effettuato in grammi).
Decisione: 1g = 1000mg, quindi 1mg = 0,001g.
Calcola quanto il paziente ha bisogno di farmaci al giorno:
4 * 0,001 g \u003d 0,004 g, quindi, per 7 giorni ha bisogno di:
7* 0,004 grammi = 0,028 grammi.
Risposta: di questa medicina, è necessario scrivere 0,028 g.
Compito numero 19. Il paziente ha bisogno di entrare in 400 mila unità di penicillina. Bottiglia da 1 milione di unità. Diluire 1:1. Quanti ml di soluzione dovrebbero essere presi.
Decisione: Quando diluito 1:1, 1 ml della soluzione contiene 100 mila unità di azione. 1 flacone di penicillina 1 milione di unità diluite con 10 ml di soluzione. Se il paziente deve inserire 400mila unità, è necessario prelevare 4 ml della soluzione risultante.
Risposta: devi prendere 4 ml della soluzione risultante.
Compito numero 20. Somministrare al paziente 24 unità di insulina. Il prezzo di divisione della siringa è di 0,1 ml.
Decisione: 1 ml di insulina contiene 40 unità di insulina. 0,1 ml di insulina contengono 4 unità di insulina. Per inserire nel paziente 24 unità di insulina, è necessario assumere 0,6 ml di insulina.
