Буферный раствор

Буферная смесь, буферный раствор, буферная система — сочетание веществ, система, поддерживающая постоянство pH.

В лабораторной практике для многих химических соединений, природных продуктов или их смесей часто используют технические или торговые названия. Ниже дана расшифровка некоторых из них.

1. Адский камень – AgNO₃, 27. Литопон – cмесь BaSO₄ и ZnS,

2. Аммиачная селитра – NH₄NO₃, 28. Ляпис – AgNO₃,

3. Английская соль–MgSO₄x7H₂O, 29. Магнезия жженая – MgO,

4. Белильная известь – CaOCl₂, 30. Массикот – PbO,

5. Белый мышьяк - As₂O₃, 31. Медный купорос- CuSO₄х5H₂O,

6. Берлинская лазурь–Fe₄[Fe(CN)₆]₃ 32. Мел (мрамор) – СaCO₃,

7. Бертолетова соль - KClO₃, 33. Мумия - Fe₂O₃ с примесями,

8. Бланфикс - BaSO₄, 34. Нашатырный спирт - водный

9. Бура - Na₂B₄O₇x10H₂O, раствор NH₃ (NH₄OH),

10. Гипосульфит – Na₂S₂O₃x5H₂O, 35. Нашатырь – NH₄Сl,

11 Глет - PbO, 36. Норвежская селитра – Ca(NO₃)₂,

12. Горькая соль - MgSO₄x7H₂O, 37. Оксилит – Na₂O₂,

13. Едкий барий - BaOH, 38. Пергидроль–водн.р-р H₂O₂ (30%)

14. Едкий натр - NaOH, 39. Поташ – K₂CO₃,

15. Едкий кали - KOH, 40. Пушонка – Ca(OH)₂,

16. Железный купорос–FeSO₄x5H₂O, 41. Серная печень – Na₂S или K₂S,

17. Желтая кровяная соль 42. Серный цвет – cера (S),

(желтое синькали) - K₄Fe(CN)₆, 43. Синий камень - CuSO₄х5H₂O,

18. Известь гашенная – Ca(OH)₂, 44. Сода кальцинированная Na₂CO₃,

19. Известь негашеная (жженая), 45. Сода питьевая – NaHCO₃,

кипелка – CaO, 46. Сулема – HgCl₂,

20. Каломель – Hg₂Cl₂, 47. Сурик свинцовый – Pb₃O₄,

21. Карбид – CaC, 48. Тинкал - Na₂B₄O₇x10H₂O,

22. Карборунд – SiC, 49. Титановые белила – TiO₂,

23. Каустик (каустич. сода)–NaOH, 50. Турнбулиева синь - Fe₃[Fe(CN)₆]₂

24. Киноварь – HgS, 51. Хлорная известь – CaClO₂,

25. Красная кровяная соль 52. Хромпик калиевый –K₂Cr₂O₇,

(красное синькали) - K₃Fe(CN)₆, 53. Царская водка – смесь 1 объема

26. Купоросное масло – H₂SO₄, конц. HNO₃ с 3 объемами конц. HCl,

Способы выражения концентрации растворов

Концентрацию веществ в растворах можно выразить разными способами. Наиболее часто используют массовую долю растворённого вещества, молярную и нормальную концентрацию.

Массовая доля растворённого вещества w(B) - это безразмерная величина, равная отношению массы растворённого вещества к общей массе раствора m:

w(B)= m(B) / m

Массовую долю растворённого вещества w(B) обычно выражают в долях единицы или в процентах. Например, массовая доля растворённого вещества – CaCl2 в воде равна 0,06 или 6%. Это означает,что в растворе хлорида кальция массой 100 г содержится хлорид кальция массой 6 г и вода массой 94

Молярная концентрация C(B) показывает, сколько моль растворённого вещества содержится в 1 литре раствора.

C(B) = n(B) / V = m(B) / (M(B) · V),

где М(B) - молярная масса растворенного вещества г/моль.

Молярная концентрация измеряется в моль/л и обозначается "M". Например, 2 M NaOH - двухмолярный раствор гидроксида натрия. Один литр такого раствора содержит 2 моль вещества или 80 г (M(NaOH) = 40 г/моль).

Концентрацию раствора можно выразить количеством молей растворённого вещества в 1000 г растворителя. Такое выражение концентрации называют моляльностью раствора.

Нормальность раствора обозначает число грамм-эквивалентов данного вещества в одном литре раствора или число миллиграмм-эквивалентов в одном миллилитре раствора.
Грамм - эквивалентом вещества называется количество граммов вещества, численно равное его эквиваленту. Для сложных веществ - это количество вещества, соответствующее прямо или косвенно при химических превращениях 1 грамму водорода или 8 граммам кислорода.
Э_{основания} = М_{основания} / число замещаемых в реакции гидроксильных групп
Э_{кислоты} = М_{кислоты} / число замещаемых в реакции атомов водорода
Э_соли = М_соли / произведение числа катионов на его заряд

Пример
Вычислите значение грамм-эквивалента (г-экв.) серной кислоты, гидроксида кальция и сульфата алюминия.

Э H₂SO₄ = М H₂SO₄ / 2 = 98 / 2 = 49 г
Э Ca(OH)₂ = М Ca(OH)₂ / 2 = 74 / 2 = 37 г
Э Al₂(SO₄)₃ = М Al₂(SO₄)₃ / (2· 3) = 342 / 6= 57 г

Величины нормальности обозначают буквой "Н". Например, децинормальный раствор серной кислоты обозначают "0,1 Н раствор H₂SO₄". Так как нормальность может быть определена только для данной реакции, то в разных реакциях величина нормальности одного и того же раствора может оказаться неодинаковой. Так, одномолярный раствор H₂SO₄ будет однонормальным, когда он предназначается для реакции со щёлочью с образованием гидросульфата NaHSO₄, и двухнормальным в реакции с образованием Na₂SO₄.

Пример
Рассчитайте молярность и нормальность 70%-ного раствора H₂SO₄ (p = 1,615 г/мл).

Решение
Для вычисления молярности и нормальности надо знать число граммов H₂SO₄в 1 л раствора. 70% -ный раствор H2SO4 содержит 70 г H2SO4 в 100 г раствора. Это весовое количество раствора занимает объём

V = 100 / 1,615 = 61,92 мл

Следовательно, в 1 л раствора содержится 70 · 1000 / 61,92 = 1130,49 г H₂SO₄
Отсюда молярность данного раствора равна: 1130,49 / М (H₂SO₄) =1130,49 / 98 =11,53 M
Нормальность этого раствора (считая, что кислота используется в реакции в качестве двухосновной) равна 1130,49 / 49 =23,06 H

Пересчет концентраций растворов из одних единиц в другие

При пересчете процентной концентрации в молярную и наоборот, необходимо помнить, что процентная концентрация рассчитывается на определенную массу раствора, а молярная и нормальная - на объем, поэтому для пересчета необходимо знать плотность раствора. Если мы обозначим: с - процентная концентрация; M - молярная концентрация; N - нормальная концентрация; э - эквивалентная масса, p - плотность раствора; m - мольная масса, то формулы для пересчета из процентной концентрации будут следующими:

M = (c · p · 10) / m
N = (c · p · 10) / э

Этими же формулами можно воспользоваться, если нужно пересчитать нормальную или молярную концентрацию на процентную.

Иногда в лабораторной практике приходится пересчитывать молярную концентрацию в нормальную и наоборот. Если эквивалентная масса вещества равна мольной массе (Например, для HCl, KCl, KOH), то нормальная концентрация равна молярной концентрации. Так, 1 н. раствор соляной кислоты будет одновременно 1 M раствором. Однако для большинства соединений эквивалентная масса не равна мольной и, следовательно, нормальная концентрация растворов этих веществ не равна молярной концентрации.
Для пересчета из одной концентрации в другую можно использовать формулы:

M = (N · Э) / m
N = (M · m) / Э

Пример
Нормальная концентрация 1 М раствора серной кислоты

N = (1 · 98) / 49 = 2 H.

Пример
Молярная концентрация 0,5 н. Na₂CO₃

M = (0,5· 53) / 106 = 0,25 M.

Дата добавления: 2014-01-20