 |
Закон эквивалентов и его следствия
|
|
|
|
Методические указания к выполнению практического занятия по теме «Растворы» для студентов лечебного, педиатрического и стоматологического факультетов.
Растворы имеют большое значение как в медицине. Растворами являются плазма крови, спинно-мозговая жидкость, лимфа и.т.д. Лекарственные вещества эффективны лишь в растворенном состоянии в организме, все биохимические реакции протекают в растворах. В связи с этим необходимо определять концентрации веществ в различных биологических жидкостях и лекарственных препаратах. Для этого широко применяют метод титриметрического анализа, который изложен в следующей лекции.
Растворы - гомогенные (однородные) системы, состоящие из растворителя, растворенного вещества и продуктов их взаимодействия.
Вещества, составляющие раствор, называют компонентами реакции. Растворителем считают тот компонент, который в растворе находится в том же агрегатном состоянии, что и до растворения. Например, в водном растворе глюкозы (твердое вещество) растворителем является вода.
В лабораторной практике различают концентрированные растворы (содержание растворенного вещества соизмеримо с содержанием растворителя) и разбавленные растворы (содержание растворенного вещества мало по сравнению с содержанием растворителя).
Иногда растворы определяют как дисперсные системы. При этом растворитель, в котором распределено вещество, называется дисперсной средой, а частицы растворенного вещества - дисперсной фазой. По степени дисперсности различают:
| Грубодисперсные системы (взвеси) | Коллоидные системы (кровь, лимфа, слюна, белки) | Истинные растворы (раствор соли в воде) |
| Размер частиц дисперсной фазы | ||
| Больше 100 нм | 1-100 нм | меньше 1 нм |
|
|
|
Способы выражения концентрации растворов.
Способы выражения концентрации растворов.
I. ω [%]- массовая доля (процентная) концентрация, показывает сколько грамм растворённого вещества содержится в 100 г раствора и выражается формулой:
, где m (вещ-ва) – масса вещества,
m (р-ра) – масса раствора, m (р-ра) = m (р-ля) + m (вещ-ва)
m (р-ра) =V∙ρ
Пример: ω (С6Н12О6) = 10%. Это означает, что в 100 г раствора глюкозы содержится 10 г С6Н12О6 и 90 г Н2О.
II. CМ [ моль/л или М ]– молярная концентрация, показывает какое количество молей растворённого вещества содержится в одном литре раствора и выражается формулой:
,
где n (X) – количество молей растворённого вещ-ва, V – объём раствора в литрах.
Пример: 2М NaOH – двумолярный р-р NaOH. Это означает, что в 1 л данного раствора содержится 2 моля NaOH.
0,1М – децимолярный р-р, 0,01М – сантимолярный р-р, 0,001М – миллимолярный р-р.
III. СN [моль-экв /л или N ] – нормальная (эквивалентная) концентрация показывает количество эквивалентов растворённого вещества в одном литре раствора и выражается формулой: 
,
где nэ – количество эквивалентов в-ва (Х), V – объём раствора в литрах.
Пример: 0,1 N НС1 – децинормальный р-р НС1. это означает, что в 1 л данного раствора содержится 0,1 эквивалента НС1.
IV. T. t – титрованная концентрация (титр) показывает сколько грамм растворённого вещества содержится в одном мл раствора и выражается формулой: 
,
где m (в-ва) – масса вещества в г, V – объём р-ра в мл.
,
где N – нормальная концентрация, МЭ (Х) – моль-эквивалент вещества (частиц) Х.
Пример: Т (Н2SO4) = 0,05 г/мл. Это означает, что в 1 мл данного раствора содержится 0,05 г Н2SO4.
Химический эквивалент.
Эквивалентом вещества называется такое количество его, которое взаимодействует с одним моль атомов водорода или замещает его в соединениях. Обозначается Э (Х) и выражается в молях.
|
|
|
Масса одного эквивалента вещества называется эквивалентной массой или моль-эквивалентом. Обозначается МЭ (Х) и выражается в г/моль.
Эквивалент в большинстве случаев – величина переменная и определяется для каждой реакции.
Способы расчета МЭ:
1). МЭ кислоты = 
H2SO4 + KOH = KHSO4 + H2O
H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O
2) МЭ основания = 
Са (ОН)2, МЭ Са(ОН)2 = 
3). МЭ соли = 
Al2(SO4)3, МЭ Al2(SO4)3 = 
Закон эквивалентов и его следствия
И. Рихтер (1814) предложил закон эквивалентов: Вещества взаимодействуют и получаются в массовых количествах прямо пропорционально их эквивалентам.
Математическое выражение этого закона: 
, где
m1 и m2 – массы вешеств, Э1 и Э2 – эквиваленты веществ.
Пропорция не изменится, если поменять местами m2 с Э1, тогда получим:
. 
, где nЭ – количество эквивалентов (моль-эквивалентов).
Следствия: 1. Объёмы реагирующих растворов обратно пропорциональны их нормальным концентрациям: 
или V1 · N1 = V2 · N2;
V1, V2 – объёмы реагирующих растворов,
N1, N2 – нормальные концентрации этих растворов.
2. Объёмы исходного и того же разбавленного растворов обратно пропорциональны их нормальным или молярным концентрациям:
V1 · N1 = V2 · N2; V1 · M1 = V2 · M2;
где М1 и М2 - молярные концентрации растворов.
nЭ = V· N, nЭ – количество моль-эквивалентов (МЭ), V – объём раствора в л, N – нормальная концентрация, мэ/л.
|
|
|
