Hoe maak je 10 van een oplossing van 25. Oplossingen met een procentuele concentratie

Bepaal wat je weet en wat je niet weet. In de scheikunde betekent verdunning meestal dat je een kleine hoeveelheid van een oplossing met een bekende concentratie neemt en deze vervolgens verdunt met een neutrale vloeistof (zoals water) om een ​​grotere, minder geconcentreerde oplossing te creëren. Deze handeling wordt heel vaak gebruikt in chemische laboratoria, dus reagentia worden voor het gemak in geconcentreerde vorm bewaard en indien nodig verdund. In de praktijk is in de regel de beginconcentratie bekend, evenals de concentratie en het volume van de te verkrijgen oplossing; waarin het volume van de geconcentreerde oplossing dat moet worden verdund, is onbekend.

SI-eenheden in klinische laboratoriumdiagnostiek.

Bij klinische laboratoriumdiagnostiek wordt aanbevolen het Internationale Systeem van Eenheden te gebruiken in overeenstemming met de volgende regels.

1. De volume-eenheid moet liter zijn. Het wordt niet aanbevolen om subveelvouden of veelvouden van een liter (1-100 ml) in de noemer te gebruiken.

2. De concentratie van de gemeten stoffen wordt aangegeven als molair (mol/l) of massa (g/l).

3. De molaire concentratie wordt gebruikt voor stoffen met een bekend relatief molecuulgewicht. Ionische concentratie wordt gerapporteerd als molaire concentratie.

4. Massaconcentratie wordt gebruikt voor stoffen waarvan het relatieve molecuulgewicht onbekend is.

5. De dichtheid wordt aangegeven in g/l; klaring – in ml/s.

6. Enzymactiviteit op de hoeveelheid stoffen in tijd en volume wordt uitgedrukt als mol/(s*l); µmol/(s*l); nmol/(s*l).

Bij het omzetten van massa-eenheden in hoeveelheidseenheden van een stof (molair), is de conversiefactor K=1/Mr, waarbij Mr de relatieve molecuulmassa is. In dit geval komt de initiële massa-eenheid (gram) overeen met de molaire eenheid van de hoeveelheid stof (mol).

Algemene karakteristieken.

Oplossingen zijn homogene systemen die bestaan ​​uit twee of meer componenten en producten van hun interactie. Niet alleen water, maar ook ethylalcohol, ether, chloroform, benzeen enz. kunnen als oplosmiddel fungeren.

Het oplossingsproces gaat vaak gepaard met het vrijkomen van warmte (exotherme reactie - oplossen van bijtende alkaliën in water) of absorptie van warmte (endotherme reactie - oplossen van ammoniumzouten).

Vloeibare oplossingen omvatten oplossingen van vaste stoffen in vloeistoffen (een oplossing van zout in water), oplossingen van vloeistoffen in vloeistoffen (een oplossing van ethylalcohol in water), oplossingen van gassen in vloeistoffen (CO 2 in water).

Oplossingen kunnen niet alleen vloeibaar zijn, maar ook vast (glas, een legering van zilver en goud), maar ook gasvormig (lucht). De belangrijkste en meest voorkomende zijn waterige oplossingen.

Oplosbaarheid is de eigenschap van een stof om op te lossen in een oplosmiddel. Op basis van hun oplosbaarheid in water zijn alle stoffen verdeeld in 3 groepen: zeer oplosbaar, enigszins oplosbaar en vrijwel onoplosbaar. De oplosbaarheid hangt vooral af van de aard van de stoffen. De oplosbaarheid wordt uitgedrukt in het aantal gram van een stof dat bij een bepaalde temperatuur maximaal kan worden opgelost in 100 g oplosmiddel of oplossing. Deze hoeveelheid wordt de oplosbaarheidscoëfficiënt of eenvoudigweg de oplosbaarheid van de stof genoemd.

Een oplossing waarin bij een bepaalde temperatuur en volume geen verdere oplossing van de stof plaatsvindt, wordt verzadigd genoemd. Een dergelijke oplossing is in evenwicht met een overmaat van de opgeloste stof; zij bevat de maximale hoeveelheid stof die mogelijk is onder de gegeven omstandigheden. Als de concentratie van een oplossing onder bepaalde omstandigheden de verzadigingsconcentratie niet bereikt, wordt de oplossing onverzadigd genoemd. Een oververzadigde oplossing bevat meer stof dan een verzadigde oplossing. Oververzadigde oplossingen zijn zeer onstabiel. Eenvoudig schudden van het vat of contact met kristallen van de opgeloste stof leidt tot onmiddellijke kristallisatie. In dit geval verandert de oververzadigde oplossing in een verzadigde oplossing.

Het concept van “verzadigde oplossingen” moet worden onderscheiden van het concept van “oververzadigde oplossingen”. Een oplossing met een hoog gehalte aan opgeloste stoffen wordt geconcentreerd genoemd. Verzadigde oplossingen van verschillende stoffen kunnen sterk variëren in concentratie. Voor goed oplosbare stoffen (kaliumnitriet) hebben verzadigde oplossingen een hoge concentratie; Voor slecht oplosbare stoffen (bariumsulfaat) hebben verzadigde oplossingen een lage concentratie opgeloste stof.

In de overgrote meerderheid van de gevallen neemt de oplosbaarheid van een stof toe bij toenemende temperatuur. Maar er zijn stoffen waarvan de oplosbaarheid bij toenemende temperatuur iets toeneemt (natriumchloride, aluminiumchloride) of zelfs afneemt.

De afhankelijkheid van de oplosbaarheid van verschillende stoffen van de temperatuur wordt grafisch weergegeven met behulp van oplosbaarheidscurven. De temperatuur is uitgezet op de abscis-as, de oplosbaarheid is uitgezet op de ordinaat-as. Het is dus mogelijk om te berekenen hoeveel zout er uit de oplossing valt als deze afkoelt. Het vrijkomen van stoffen uit de oplossing naarmate de temperatuur daalt, wordt kristallisatie genoemd en de stof komt in zijn pure vorm vrij.

Als de oplossing onzuiverheden bevat, zal de oplossing in verhouding daarmee onverzadigd zijn, zelfs als de temperatuur daalt, en zullen de onzuiverheden niet neerslaan. Dit is de basis voor de methode om stoffen te zuiveren: kristallisatie.

In waterige oplossingen worden min of meer sterke verbindingen van opgeloste deeltjes met water gevormd - hydraten. Soms is dergelijk water zo stevig gebonden aan de opgeloste substantie dat het, wanneer het vrijkomt, onderdeel wordt van de kristallen.

Kristallijne stoffen die water bevatten, worden kristallijne hydraten genoemd, en het water zelf wordt kristallisatiewater genoemd. De samenstelling van kristallijne hydraten wordt uitgedrukt door een formule die het aantal watermoleculen per molecuul stof aangeeft: CuSO 4 * 5H 2 O.

Concentratie is de verhouding tussen de hoeveelheid opgeloste stof en de hoeveelheid oplossing of oplosmiddel. De concentratie van de oplossing wordt uitgedrukt in gewichts- en volumeverhoudingen. Gewichtspercentages geven het gewichtsgehalte van de stof in 100 g oplossing aan (maar niet in 100 ml oplossing!).

Techniek voor het voorbereiden van benaderende oplossingen.

Weeg de benodigde stoffen en het oplosmiddel in zodanige verhoudingen dat de totale hoeveelheid 100 g is.Als het oplosmiddel water is, waarvan de dichtheid gelijk is aan één, wordt het niet gewogen, maar wordt een volume gelijk aan de massa gemeten. Als het oplosmiddel een vloeistof is waarvan de dichtheid niet gelijk is aan één, wordt het gewogen of wordt de hoeveelheid oplosmiddel, uitgedrukt in grammen, gedeeld door de dichtheidsindicator en wordt het volume dat door de vloeistof wordt ingenomen berekend. Dichtheid P is de verhouding tussen lichaamsmassa en volume.

De dichtheid van water bij 4 0 C wordt als eenheid van dichtheid genomen.

Relatieve dichtheid D is de verhouding tussen de dichtheid van een bepaalde stof en de dichtheid van een andere stof. In de praktijk bepalen ze de verhouding tussen de dichtheid van een bepaalde stof en de dichtheid van water, als eenheid genomen. Als de relatieve dichtheid van een oplossing bijvoorbeeld 2,05 is, weegt 1 ml ervan 2,05 g.

Voorbeeld. Hoeveel koolstof-4-chloride moet worden ingenomen om 100 g 10% vetoplossing te bereiden? Weeg 10 g vet en 90 g CCl 4-oplosmiddel af of meet het volume dat wordt ingenomen door de vereiste hoeveelheid CCl 4 en deel de massa (90 g) door de relatieve dichtheid D = (1,59 g/ml).

V = (90 g) / (1,59 g/ml) = 56,6 ml.

Voorbeeld. Hoe bereid je een 5% oplossing van kopersulfaat uit het kristallijne hydraat van deze stof (berekend als watervrij zout)? Het molecuulgewicht van kopersulfaat is 160 g, kristalhydraat is 250 g.

250 – 160 X = (5*250) / 160 = 7,8 g

Daarom moet u 7,8 g kristallijn hydraat en 92,2 g water innemen. Als de oplossing wordt bereid zonder omzetting in watervrij zout, wordt de berekening vereenvoudigd. Weeg de aangegeven hoeveelheid zout af en voeg het oplosmiddel toe in een zodanige hoeveelheid dat het totale gewicht van de oplossing 100 g bedraagt.

Volumepercentages geven aan hoeveel van een stof (in ml) er in 100 ml van een oplossing of mengsel van gassen zit. Een 96% ethylalcoholoplossing bevat bijvoorbeeld 96 ml absolute (watervrije) alcohol en 4 ml water. Bij het mengen van onderling oplosbare vloeistoffen en bij het bereiden van gasmengsels worden volumepercentages gebruikt.

Gewicht-volumepercentageverhoudingen (een conventionele manier om concentratie uit te drukken). Geef de gewichtshoeveelheid van de stof aan die zich in 100 ml oplossing bevindt. Een 10% NaCl-oplossing bevat bijvoorbeeld 10 g zout in 100 ml oplossing.

Techniek voor het bereiden van procentuele oplossingen uit geconcentreerde zuren.

Geconcentreerde zuren (zwavelzuur, zoutzuur, salpeterzuur) bevatten water. De verhouding zuur en water daarin wordt aangegeven in gewichtspercentages.

De dichtheid van oplossingen ligt in de meeste gevallen boven de eenheid. Het percentage zuren wordt bepaald door hun dichtheid. Bij het bereiden van meer verdunde oplossingen uit geconcentreerde oplossingen wordt rekening gehouden met het watergehalte daarin.

Voorbeeld. Het is noodzakelijk om een ​​20% oplossing van zwavelzuur H 2 SO 4 te bereiden uit geconcentreerd 98% zwavelzuur met een dichtheid D = 1,84 g/ml. In eerste instantie berekenen we hoeveel van de geconcentreerde oplossing 20 g zwavelzuur bevat.

100 – 98 X = (20*100) / 98 = 20,4 g

In de praktijk is het handiger om met volumetrische in plaats van gewichtseenheden van zuren te werken. Daarom berekenen ze welk volume geconcentreerd zuur de vereiste gewichtshoeveelheid van de stof in beslag neemt. Om dit te doen, wordt het verkregen getal in grammen gedeeld door de dichtheidsindicator.

V = M/P = 20,4 / 1,84 = 11 ml

Het kan op een andere manier worden berekend, waarbij de concentratie van de oorspronkelijke zuuroplossing onmiddellijk wordt uitgedrukt in gewichts-volumepercentages.

100 – 180 X = 11 ml

Als er geen speciale precisie vereist is, kunt u bij het verdunnen of mengen van oplossingen met een andere concentratie de volgende eenvoudige en snelle methode gebruiken. U moet bijvoorbeeld een 5% oplossing van ammoniumsulfaat bereiden uit een 20% oplossing.

Waar 20 de concentratie is van de genomen oplossing, 0 water is en 5 de vereiste concentratie is. We trekken 5 af van 20 en schrijven de resulterende waarde in de rechter benedenhoek, trekken 0 af van 5 en schrijven het getal in de rechterbovenhoek. Het diagram zal dan de volgende vorm aannemen.

Dit betekent dat u 5 delen van een 20% -oplossing en 15 delen water moet nemen. Als je 2 oplossingen mengt, blijft het diagram hetzelfde, alleen de originele oplossing met een lagere concentratie wordt in de linkerbenedenhoek geschreven. Door bijvoorbeeld 30% en 15% oplossingen te mengen, moet u een 25% oplossing krijgen.

U moet dus 10 delen van een 30% -oplossing en 15 delen van een 15% -oplossing nemen. Dit schema kan worden gebruikt als er geen speciale nauwkeurigheid vereist is.

Nauwkeurige oplossingen omvatten normale, molaire en standaardoplossingen.

Een oplossing wordt normaal genoemd als 1 g g bevat – equivalent van een opgeloste stof. De gewichtshoeveelheid van een complexe stof, uitgedrukt in grammen en numeriek gelijk aan het equivalent ervan, wordt een gramequivalent genoemd. Bij het berekenen van de equivalenten van verbindingen zoals basen, zuren en zouten kun je de volgende regels hanteren.

1. Het base-equivalent (E o) is gelijk aan het molecuulgewicht van de base gedeeld door het aantal OH-groepen in zijn molecuul (of door de valentie van het metaal).

E(NaOH) = 40/1 = 40

2. Het zuurequivalent (Ek) is gelijk aan het molecuulgewicht van het zuur gedeeld door het aantal waterstofatomen in het molecuul dat door het metaal kan worden vervangen.

E(H2SO4) = 98/2 = 49

E(HCl) = 36,5/1=36,5

3. Het zoutequivalent (E s) is gelijk aan het molecuulgewicht van het zout gedeeld door het product van de valentie van het metaal en het aantal atomen ervan.

E(NaCl) = 58,5/(1*1) = 58,5

Wanneer zuren en basen een interactie aangaan, worden, afhankelijk van de eigenschappen van de reagerende stoffen en de reactieomstandigheden, niet alle waterstofatomen die in het zuurmolecuul aanwezig zijn noodzakelijkerwijs vervangen door een metaalatoom en worden zure zouten gevormd. In deze gevallen wordt het gramequivalent bepaald door het aantal waterstofatomen dat bij een bepaalde reactie door metaalatomen is vervangen.

H 3 PO 4 + NaOH = NaH 2 PO + H 2 O (gram-equivalent is gelijk aan gram molecuulgewicht).

H 3 PO 4 + 2NaOH = Na 2 HPO 4 + 2H 2 O (gramequivalent is gelijk aan een half gram molecuulgewicht).

Bij het bepalen van het gramequivalent is kennis nodig van de chemische reactie en de omstandigheden waaronder deze plaatsvindt. Als u decinormale, centinormale of millinormale oplossingen moet bereiden, neem dan respectievelijk 0,1; 0,01; 0,001 gram is het equivalent van de stof. Als je de normaliteit van de oplossing N en de equivalente opgeloste stof E kent, kun je eenvoudig berekenen hoeveel gram van de stof er in 1 ml oplossing zit. Om dit te doen, moet u de massa van de opgeloste stof delen door 1000. De hoeveelheid opgeloste stof in grammen in 1 ml oplossing wordt de titer van de oplossing (T) genoemd.

T = (N*E) / 1000

T (0,1 H 2 SO 4) = (0,1 * 49) / 1000 = 0,0049 g/ml.

Een oplossing met een bekende titer (concentratie) wordt getitreerd genoemd. Met behulp van een getitreerde alkalische oplossing kunt u de concentratie (normaliteit) van een zure oplossing bepalen (acidimetrie). Met behulp van een getitreerde zuuroplossing kunt u de concentratie (normaliteit) van een alkalische oplossing bepalen (alkalimetrie). Oplossingen met dezelfde normaliteit reageren in gelijke volumes. Bij verschillende normaliteiten reageren deze oplossingen met elkaar in volumes die omgekeerd evenredig zijn aan hun normaliteiten.

N k / N sh = V sh / V k

Nk * Vk = N sch * V sch

Voorbeeld. Om 10 ml HCl-oplossing te titreren, werd 15 ml 0,5 N NaOH-oplossing gebruikt. Bereken de normaliteit van de HCl-oplossing.

Nk * 10 = 0,5 * 15

Nk = (0,5 * 15) / 10 = 0,75

N=30/58,5=0,5

Fixanals zijn vooraf bereid en verzegeld in ampullen, nauwkeurig afgewogen hoeveelheden reagens die nodig zijn om 1 liter oplossing van 0,1 N of 0,01 N te bereiden. Fixanales zijn er in vloeibare en droge vormen. Droge exemplaren zijn langer houdbaar. De techniek voor het bereiden van oplossingen uit fixanals staat beschreven in de bijlage bij het kader met fixanals.

Voorbereiding en testen van decinormale oplossingen.

Decinormale oplossingen, die in het laboratorium vaak als uitgangsmateriaal worden gebruikt, worden bereid uit chemisch gebruikelijke preparaten. Het benodigde monster wordt gewogen op technisch-chemische of farmaceutische schaal. Bij het wegen is een fout van 0,01 - 0,03 g toegestaan.In de praktijk kunt u een fout maken in de richting van het iets verhogen van het berekende gewicht. Het monster wordt overgebracht naar een maatkolf, waaraan een kleine hoeveelheid water wordt toegevoegd. Nadat de stof volledig is opgelost en de temperatuur van de oplossing gelijk is gemaakt met de luchttemperatuur, wordt de kolf tot aan de maatstreep met water bijgevuld.

De bereide oplossing vereist controle. De test wordt uitgevoerd met behulp van oplossingen bereid uit hun fixeermiddelen, in aanwezigheid van indicatoren, en de correctiefactor (K) en de titer worden vastgesteld. De correctiefactor (K) of correctiefactor (F) geeft aan welke hoeveelheid (in ml) van een exacte normale oplossing overeenkomt met 1 ml van een gegeven (bereide) oplossing. Breng hiervoor 5 of 10 ml van de bereide oplossing over in een erlenmeyer, voeg een paar druppels indicator toe en titreer met de exacte oplossing. De titratie wordt tweemaal uitgevoerd en het rekenkundig gemiddelde wordt berekend. De titratieresultaten moeten ongeveer hetzelfde zijn (verschil binnen 0,2 ml). De correctiefactor wordt berekend op basis van de verhouding tussen het volume van de exacte oplossing Vt en het volume van de testoplossing Vn.

K = Vt / Vn.

De correctiefactor kan ook op een tweede manier worden bepaald: door de verhouding van de titer van de testoplossing tot de theoretisch berekende titer van de exacte oplossing.

K = T praktisch / T-theorie.

Als de linkerkanten van een vergelijking gelijk zijn, dan zijn hun rechterkanten gelijk.

V t / V n. = T praktisch / T-theorie.

Als de praktische titer van de testoplossing wordt gevonden, wordt het gewichtsgehalte van de stof in 1 ml oplossing bepaald. Wanneer de exacte oplossing en de geteste oplossing met elkaar in wisselwerking staan, kunnen zich drie gevallen voordoen.

1. De oplossingen werkten in gelijke volumes samen. Voor de titratie van 10 ml van een 0,1 N-oplossing was bijvoorbeeld 10 ml van de testoplossing nodig. Daarom is de normaliteit hetzelfde en is de correctiefactor gelijk aan één.

2. Er werd 9,5 ml van de testoplossing gebruikt om een ​​interactie aan te gaan met 10 ml van de exacte oplossing, de testoplossing bleek geconcentreerder dan de exacte oplossing.

3. 10,5 ml van de testoplossing werd gebruikt voor interactie met 10 ml van de exacte oplossing; de concentratie van de testoplossing is zwakker dan de exacte oplossing.

De correctiefactor wordt tot op de tweede decimaal nauwkeurig berekend; schommelingen van 0,95 tot 1,05 zijn toegestaan.

Correctie van oplossingen waarvan de correctiefactor groter is dan één.

De correctiefactor laat zien hoe vaak een bepaalde oplossing geconcentreerder is dan een oplossing met een bepaalde normaliteit. K is bijvoorbeeld 1,06. Daarom moet aan elke ml van de bereide oplossing 0,06 ml water worden toegevoegd. Als er 200 ml oplossing overblijft, dan (0,06*200) = 12 ml - voeg toe aan de resterende bereide oplossing en meng. Deze methode om oplossingen tot een bepaalde normaliteit te brengen is eenvoudig en handig. Wanneer u oplossingen bereidt, moet u deze bereiden met meer geconcentreerde oplossingen, in plaats van met verdunde oplossingen.

Voorbereiding van nauwkeurige oplossingen waarvan de correctiefactor kleiner is dan één.

In deze oplossingen ontbreekt een deel van het gramequivalent. Dit ontbrekende onderdeel kan worden geïdentificeerd. Als je het verschil berekent tussen de titer van een oplossing met een bepaalde normaliteit (theoretische titer) en de titer van een gegeven oplossing. De resulterende waarde geeft aan hoeveel stof aan 1 ml oplossing moet worden toegevoegd om deze op de oplossingsconcentratie van een gegeven normaliteit te brengen.

Voorbeeld. De correctiefactor voor ongeveer 0,1 N natriumhydroxideoplossing is 0,9, het volume van de oplossing is 1000 ml. Breng de oplossing tot een concentratie van precies 0,1 N. Gram-equivalent natriumhydroxide – 40 g Theoretische titer voor een 0,1 N-oplossing – 0,004. Praktische titer - T-theorie. * K = 0,004 * 0,9 = 0,0036 gram.

T theorie. - T-praktijk. = 0,004 – 0,0036 = 0,0004 g.

1000 ml oplossing bleef ongebruikt - 1000 * 0,0004 = 0,4 g.

De resulterende hoeveelheid van de stof wordt aan de oplossing toegevoegd, goed gemengd en de titer van de oplossing wordt opnieuw bepaald. Als het uitgangsmateriaal voor het bereiden van oplossingen geconcentreerde zuren, logen en andere stoffen zijn, is het noodzakelijk om een ​​aanvullende berekening te maken om te bepalen hoeveel van de geconcentreerde oplossing de berekende hoeveelheid van deze stof bevat. Voorbeeld. Voor de titratie van 5 ml van een ongeveer 0,1 N HCl-oplossing was 4,3 ml van een exacte 0,1 N NaOH-oplossing nodig.

K = 4,3/5 = 0,86

De oplossing is zwak en moet worden versterkt. We berekenen de T-theorie. , T-praktijk en hun verschil.

T theorie. = 3,65 / 1000 = 0,00365

T praktijk. = 0,00365 * 0,86 = 0,00314

T theorie. - T-praktijk. = 0,00364 – 0,00314 = 0,00051

200 ml oplossing bleef ongebruikt.

200 * 0,00051 = 0,102 gram

Voor een 38% HCl-oplossing met een dichtheid van 1,19 verzinnen we een verhouding.

100 – 38 X = (0,102 * 100) / 38 = 0,26 g

We zetten gewichtseenheden om naar volume-eenheden, waarbij we rekening houden met de dichtheid van het zuur.

V = 0,26 / 1,19 = 0,21 ml

Bereiding van 0,01 N, 0,005 N uit decinormale oplossingen, met een correctiefactor.

Bereken eerst welk volume van de 0,1 N-oplossing moet worden genomen om uit een 0,01 N-oplossing te bereiden. Het berekende volume wordt gedeeld door de correctiefactor. Voorbeeld. Het is noodzakelijk om 100 ml 0,01 N-oplossing te bereiden uit 0,1 N met K = 1,05. Omdat de oplossing 1,05 maal geconcentreerder is, moeten we 10/1,05 = 9,52 ml nemen. Als K = 0,9, dan moet u 10/0,9 = 11,11 ml nemen. Neem in dit geval een iets grotere hoeveelheid oplossing en breng het volume in de maatkolf op 100 ml.

Voor de bereiding en opslag van getitreerde oplossingen gelden de volgende regels.

1. Elke getitreerde oplossing heeft zijn eigen houdbaarheid. Tijdens opslag veranderen ze hun titer. Bij het uitvoeren van een analyse is het noodzakelijk om de titer van de oplossing te controleren.

2. Het is noodzakelijk om de eigenschappen van oplossingen te kennen. De titer van sommige oplossingen (natriumhyposulfiet) verandert in de loop van de tijd, dus hun titer wordt niet eerder dan 5-7 dagen na bereiding vastgesteld.

3. Alle flessen met getitreerde oplossingen moeten voorzien zijn van een duidelijk etiket waarop de stof, de concentratie, de correctiefactor, het tijdstip van bereiding van de oplossing en de datum van de titratiecontrole vermeld staan.

4. Bij analytisch werk moet veel aandacht worden besteed aan berekeningen.

T = A / V (A – monster)

N = (1000 * A) / (V * g /eq)

T = (N * g/eq) / 1000

N = (T * 1000) / (g/eq)

Een oplossing wordt molair genoemd als 1 liter 1 g*mol opgeloste stof bevat. Mol is het molecuulgewicht uitgedrukt in gram. 1-molaire oplossing van zwavelzuur - 1 liter van een dergelijke oplossing bevat 98 g zwavelzuur. Een centimolaire oplossing bevat 0,01 mol in 1 liter, een millimolaire oplossing bevat 0,001 mol. Een oplossing waarvan de concentratie wordt uitgedrukt in het aantal mol per 1000 g oplosmiddel, wordt molaal genoemd.

1 liter 1 M natriumhydroxideoplossing bevat bijvoorbeeld 40 g van het medicijn. 100 ml oplossing bevat 4,0 g, d.w.z. oplossing 4/100 ml (4g%).

Als de natriumhydroxideoplossing 60/100 (60 mg%) is, moet u de molariteit ervan bepalen. 100 ml oplossing bevat 60 g natriumhydroxide en 1 liter - 600 g, d.w.z. 1 liter 1 M-oplossing moet 40 g natriumhydroxide bevatten. De molariteit van natrium is X = 600/40 = 15 M.

Standaardoplossingen zijn oplossingen met nauwkeurig bekende concentraties die worden gebruikt voor de kwantitatieve bepaling van stoffen door middel van colorimetrie en nefelometrie. Monsters voor standaardoplossingen worden gewogen op een analytische balans. De stof waaruit de standaardoplossing wordt bereid, moet chemisch zuiver zijn. Standaard oplossingen. Standaardoplossingen worden bereid in het volume dat nodig is voor consumptie, maar niet meer dan 1 liter. De hoeveelheid stof (in grammen) die nodig is om standaardoplossingen te verkrijgen – A.

A = (M I * T * V) / M 2

M I – Moleculaire massa van de opgeloste stof.

T – Titer van de oplossing voor de stof die wordt bepaald (g/ml).

V – Volume instellen (ml).

M 2 – Moleculaire of atomaire massa van de stof die wordt bepaald.

Voorbeeld. Het is noodzakelijk om 100 ml van een standaardoplossing van CuSO 4 * 5H 2 O te bereiden voor de colorimetrische bepaling van koper, en 1 ml oplossing moet 1 mg koper bevatten. In dit geval is MI = 249,68; M2 = 63,54; T = 0,001 g/ml; V = 100 ml.

A = (249,68*0,001*100) / 63,54 = 0,3929 gram.

Breng een zoutmonster over in een maatkolf van 100 ml en voeg water toe tot de maatstreep.

Testvragen en taken.

1. Wat is een oplossing?

2. Welke manieren zijn er om de concentratie van oplossingen uit te drukken?

3. Wat is de titer van de oplossing?

4. Wat is een gramequivalent en hoe wordt dit berekend voor zuren, zouten, basen?

5. Hoe maak je een 0,1 N oplossing van natriumhydroxide NaOH klaar?

6. Hoe bereid je een 0,1 N oplossing van zwavelzuur H 2 SO 4 uit geconcentreerd zuur met een dichtheid van 1,84?

8. Wat is de methode om oplossingen te versterken en te verdunnen?

9. Bereken hoeveel gram NaOH er nodig is om 500 ml 0,1 M oplossing te bereiden? Het antwoord is 2 jaar.

10. Hoeveel gram CuSO 4 * 5H 2 O heb je nodig om 2 liter 0,1 N-oplossing te bereiden? Het antwoord is 25 gram.

11. Om 10 ml HCl-oplossing te titreren, werd 15 ml 0,5 N NaOH-oplossing gebruikt. Bereken de normaliteit van HCl, de concentratie van de oplossing in g/l, de titer van de oplossing in g/ml. Het antwoord is 0,75; 27,375 g/l; T = 0,0274 g/ml.

12. 18 g van een stof wordt opgelost in 200 g water. Bereken de gewichtspercentageconcentratie van de oplossing. Het antwoord is 8,25%.

13. Hoeveel ml 96% zwavelzuuroplossing (D = 1,84) heeft u nodig om 500 ml 0,05 N oplossing te bereiden? Het antwoord is 0,69 ml.

14. Titer van de H2SO4-oplossing = 0,0049 g/ml. Bereken de normaliteit van deze oplossing. Het antwoord is 0,1 N.

15. Hoeveel gram natriumhydroxide heb je nodig om 300 ml 0,2 N oplossing te bereiden? Het antwoord is 2,4 g.

16. Hoeveel heb je nodig om een ​​96% oplossing van H 2 SO 4 (D = 1,84) te nemen om 2 liter van een 15% oplossing te bereiden? Het antwoord is 168 ml.

17. Hoeveel ml 96% zwavelzuuroplossing (D = 1,84) heeft u nodig om 500 ml 0,35 N-oplossing te bereiden? Het antwoord is 9,3 ml.

18. Hoeveel ml 96% zwavelzuur (D = 1,84) heb je nodig om 1 liter 0,5 N oplossing te bereiden? Het antwoord is 13,84 ml.

19. Wat is de molariteit van een 20% zoutzuuroplossing (D = 1,1). Het antwoord is 6,03 M.

20 . Bereken de molaire concentratie van een 10% salpeterzuuroplossing (D = 1,056). Het antwoord is 1,68 M.

Bron van baan: Oplossing 2446. Unified State Exam 2017 Wiskunde, I.V. Jasjtsjenko. 36 opties.

Taak 11. Door 25% en 95% zuuroplossingen te mengen en 20 kg zuiver water toe te voegen werd een 40% zuuroplossing verkregen. Als we in plaats van 20 kg water 20 kg van een 30% oplossing van hetzelfde zuur zouden toevoegen, zouden we een 50% zuuroplossing krijgen. Hoeveel kilogram van de 25%-oplossing werd gebruikt om het mengsel te bereiden?

Oplossing.

Laten we de massa van de 25%-oplossing met x kg aangeven, en met y kg de massa van de 95%-oplossing. Opgemerkt kan worden dat de totale massa zuur in de oplossing na het mengen ervan gelijk is aan . Het probleem is dat als je deze twee oplossingen mengt en 20 kg zuiver water toevoegt, je een oplossing van 40% krijgt. In dit geval wordt de zuurmassa bepaald door de uitdrukking . Omdat de massa zuur hetzelfde blijft na toevoeging van 20 kg zuiver water, hebben we een vergelijking van de vorm

Naar analogie wordt de tweede vergelijking verkregen wanneer in plaats van 20 kg water 20 kg van een 30% oplossing van hetzelfde zuur wordt toegevoegd en een 50% zuuroplossing wordt verkregen:

We lossen het stelsel vergelijkingen op en krijgen:

We vermenigvuldigen de eerste vergelijking met -9, en de tweede met 11, dat hebben we.

Tijdens het bereiden van oplossingen door het verdunnen van concentraten, moet u snelle en foutloze berekeningen uitvoeren van de benodigde hoeveelheid van het oorspronkelijke concentraat en oplosmiddel gecombineerd in één oplossing.

Bij het berekenen van de verdunning van concentraten, waarbij de concentratie wordt aangegeven als de verhouding van de hoeveelheid oplosbare stof tot de hoeveelheid oplossing, wordt de benodigde hoeveelheid droge stof vermenigvuldigd met de verdunningswaarde, d.w.z. tot het tweede cijfer van de concentratieverhouding.

Als de vereiste hoeveelheid droog oplosbare stof bijvoorbeeld 5 g is en de geconcentreerde oplossing een concentratie van 1: 10 heeft, dan is de vereiste hoeveelheid van de geconcentreerde oplossing gelijk aan: 5 x 10 = 50 (ml).

Als de concentratie van de stockoplossing wordt aangegeven in de vorm van de verhouding opgeloste stof tot oplosmiddel teruggebracht tot één (bijvoorbeeld 1 + 3), dan is het, naar analogie met het vorige geval van een geconcentreerde oplossing, noodzakelijk om het volgende te nemen:

5 x (1 + 3) = 20 (ml).

Als de concentratie van de halffabrikaatoplossing wordt uitgedrukt als een percentage en gelijk is aan bijvoorbeeld 10%, dan moet deze onder dezelfde omstandigheden worden genomen: 5 x 100 / 10 = 50 (ml).

In de apotheekpraktijk is het vaak nodig om de benodigde hoeveelheid van een reserveoplossing te bepalen aan de hand van de concentratie (in procenten), de hoeveelheid bereide oplossing en de concentratie ervan (in procenten), de hoeveelheid bereide verdunde oplossing en de concentratie ervan. (ook in procenten).

Er is bijvoorbeeld een geconcentreerde oplossing van X%.

Om de hoeveelheid van deze oplossing te bepalen die nodig is om A ml van een verdunde oplossing met een concentratie van Y% te verkrijgen (laten we dit B noemen), is het noodzakelijk om de volgende berekeningen uit te voeren.

De hoeveelheid opgeloste stof in een geconcentreerde oplossing is gelijk aan: X x B / 100, en in de resulterende verdunde oplossing - Y x A / 100. Aangezien beide hoeveelheden gelijk zijn, geldt het volgende:

X x B / 100 = Y x A / 100.

Vanaf hier drukken we het volume uit van een X% geconcentreerde oplossing die nodig is om A ml van een Y% verdunde oplossing te verkrijgen:

B = Y x A / X (ml) En de hoeveelheid oplosmiddel die nodig is om het werkstuk te verdunnen zal daarom gelijk zijn aan A - B (ml).

Soms is het nodig om oplossingen met een bepaalde concentratie te bereiden uit twee oplossingen (de ene met een hogere en de andere met een lagere concentratie). Er zijn bijvoorbeeld twee oplossingen met concentraties X en Y%. Om te bepalen in welke verhouding deze oplossingen moeten worden gemengd om C ml van een oplossing met een concentratie van Z% te verkrijgen, voeren we berekeningen uit. Laten we de vereiste hoeveelheid X-procent oplossing aangeven met D, dan zal Y-procent oplossing (C – D) ml nodig hebben. Rekening houdend met de eerdere berekeningen, krijgen we:

X x D + Y x (C – D) = Z x C.

Dus: D = C x (Z – Y) / (X – Y) (ml).

Erg handig voor het verdunnen van geconcentreerde oplossingen is het gebruik van de zogenaamde mengregel. Stel dat je uit twee oplossingen met concentraties X en Y% een Z%-oplossing moet bereiden. Laten we bepalen in welke verhouding de initiële oplossingen moeten worden gemengd. Laat de vereiste waarden gelijk zijn: A (X% oplossing) en B (Y% oplossing) ml.

Daarom moet de hoeveelheid van de bereide Z%-oplossing gelijk zijn aan: (A + B) ml.

Dan: X x A + Y x B = Z x (A + B), of A / B = (Z – Y) / (X – Z).

Door de overeenkomstige termen van de relaties gelijk te stellen, krijgen we:

A = Z – Y, B = X – Z.

voorbeeld 1

Laten we de verhoudingen berekenen waarin 35% en 15% oplossingen moeten worden gemengd om een ​​20% oplossing te verkrijgen.

Nadat we de nodige berekeningen hebben uitgevoerd, komen we erachter dat je 5 delen van een 35% -oplossing en 15 delen van een 15% -oplossing moet mengen. Het resultaat van het mengen is 20 delen van een 20% oplossing.

Voorbeeld 2

Laten we berekenen in welke verhoudingen het water moet worden gemengd, d.w.z. 0% oplossing en 25% oplossing om een ​​10% oplossing te krijgen. Na het uitvoeren van de berekeningen komen we erachter dat je 10 delen van een 25% oplossing en 15 delen water moet mengen. Als resultaat worden 25 delen van een 10% oplossing verkregen.

Bereiding van oplossingen. Een oplossing is een homogeen mengsel van twee of meer stoffen. De concentratie van een oplossing wordt op verschillende manieren uitgedrukt:

in gewichtsprocent, d.w.z. door het aantal gram stof in 100 g oplossing;

in volumepercentage, d.w.z. door het aantal volume-eenheden (ml) van de stof in 100 ml oplossing;

molariteit, d.w.z. het aantal grammol van een stof in 1 liter oplossing (molaire oplossingen);

normaliteit, d.w.z. het aantal gramequivalenten van de opgeloste stof in 1 liter oplossing.

Oplossingen met procentuele concentratie. Percentageoplossingen worden bereid als oplossingen bij benadering, terwijl een monster van de stof op een technochemische balans wordt gewogen en de volumes worden gemeten met behulp van maatcilinders.

Om procentuele oplossingen te bereiden, worden verschillende methoden gebruikt.

Voorbeeld. Het is noodzakelijk om 1 kg 15% natriumchloride-oplossing te bereiden. Hoeveel zout moet je hiervoor nemen? De berekening wordt uitgevoerd volgens de verhouding:

Daarom moet u hiervoor 1000-150 = 850 g water nemen.

In gevallen waarin het nodig is om 1 liter 15% natriumchloride-oplossing te bereiden, wordt de benodigde hoeveelheid zout op een andere manier berekend. Zoek met behulp van het naslagwerk de dichtheid van deze oplossing en vermenigvuldig deze met het gegeven volume om de massa van de benodigde hoeveelheid oplossing te verkrijgen: 1000-1,184 = 1184 g.

Dan volgt:

Daarom is de benodigde hoeveelheid natriumchloride verschillend voor het bereiden van 1 kg en 1 liter oplossing. In gevallen waarin oplossingen worden bereid uit reagentia die kristallisatiewater bevatten, moet hiermee rekening worden gehouden bij het berekenen van de vereiste hoeveelheid reagens.

Voorbeeld. Het is noodzakelijk om 1000 ml van een 5% oplossing van Na2CO3 met een dichtheid van 1,050 te bereiden uit een zouthoudend kristallisatiewater (Na2CO3-10H2O)

Het molecuulgewicht (gewicht) van Na2CO3 is 106 g, het molecuulgewicht (gewicht) van Na2CO3-10H2O is 286 g, vanaf hier wordt de benodigde hoeveelheid Na2CO3-10H2O berekend om een ​​5% oplossing te bereiden:

Oplossingen worden als volgt bereid met behulp van de verdunningsmethode.

Voorbeeld. Het is noodzakelijk om 1 liter 10% HCl-oplossing te bereiden uit een zure oplossing met een relatieve dichtheid van 1,185 (37,3%). De relatieve dichtheid van een 10% oplossing is 1,047 (volgens de referentietabel), daarom is de massa (gewicht) van 1 liter van een dergelijke oplossing 1000X1,047 = 1047 g. Deze hoeveelheid oplossing moet zuiver waterstofchloride bevatten

Om te bepalen hoeveel 37,3% zuur er moet worden ingenomen, maken we de verhouding op:

Bij het bereiden van oplossingen door twee oplossingen te verdunnen of te mengen, wordt de diagonale schemamethode of de “regel van het kruis” gebruikt om berekeningen te vereenvoudigen. Op het snijpunt van twee lijnen wordt de gegeven concentratie geschreven, en aan beide uiteinden aan de linkerkant - de concentratie van de initiële oplossingen; voor het oplosmiddel is deze gelijk aan nul.