Cálculos para preparação de soluções aquosas. Princípios de preparação de soluções e cálculos em análise volumétrica Comprimir na garganta

No processo de preparação de soluções por diluição de concentrados, cálculos rápidos e sem erros da quantidade necessária de concentrado original e solvente combinados em uma solução devem ser realizados.

No cálculo da diluição dos concentrados, em que a concentração é indicada como a razão entre a quantidade de substância solúvel e a quantidade de solução, a quantidade necessária de matéria seca é multiplicada pelo valor da diluição, ou seja, ao segundo dígito da razão de concentração.

Por exemplo, se a quantidade necessária de substância solúvel seca for 5 ge a solução concentrada tiver uma concentração de 1:10, então a quantidade necessária de solução concentrada será igual a: 5 x 10 = 50 (ml).

Se a concentração da solução estoque for indicada como a proporção de soluto para solvente reduzida a um (por exemplo, 1 + 3), então, por analogia com o caso anterior de uma solução concentrada, é necessário tomar:

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

Se a concentração da solução semiacabada for expressa em percentagem e for igual a, por exemplo, 10%, então nas mesmas condições deve ser tomado: 5 x 100/10 = 50 (ml).

Na prática farmacêutica, muitas vezes é necessário determinar a quantidade necessária de uma solução de reserva pela sua concentração (em percentagem), a quantidade da solução preparada e a sua concentração (em percentagem), a quantidade da solução diluída preparada e a sua concentração (também em porcentagem).

Por exemplo, existe uma solução concentrada X%.

Para determinar a quantidade desta solução necessária para obter A ml de uma solução diluída com concentração de Y% (vamos denotar B), é necessário realizar os seguintes cálculos.

A quantidade de substância dissolvida em uma solução concentrada é: X x B / 100, e na solução diluída resultante - Y x A / 100. Como ambas as quantidades são iguais, então:

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

A partir daqui expressamos o volume de uma solução concentrada X% necessária para obter um ml de uma solução diluída Y%:

B = Y x A / X (ml) E a quantidade de solvente necessária para diluir a peça será, portanto, igual a A - B (ml).

Às vezes é necessário preparar soluções de uma determinada concentração a partir de duas soluções (uma com concentração maior e outra com concentração menor). Por exemplo, existem duas soluções com concentrações X e Y%. Para determinar em que proporção essas soluções devem ser misturadas para obter C ml de uma solução com concentração de Z%, realizamos cálculos. Vamos designar a quantidade necessária Solução X por cento até D, então uma solução Y-% exigirá (C – D) ml. Levando em consideração os cálculos anteriores, obtemos:

X x D + Y x (C – D) = Z x C.

Portanto: D = C x (Z – Y) / (X – Y) (ml).

Muito conveniente para diluir soluções concentradas é o uso da chamada regra de mistura. Suponha que a partir de duas soluções com concentrações X e Y% seja necessário preparar uma solução Z%. Vamos determinar em que proporção as soluções iniciais devem ser misturadas. Sejam os valores necessários iguais: A (solução X%) e B (solução Y%) ml.

Portanto, a quantidade da solução Z% preparada deve ser igual a: (A + B) ml.

Então: X x A + Y x B = Z x (A + B), ou A / B = (Z – Y) / (X – Z).

Igualando os termos correspondentes das relações, temos:

A = Z – Y, B = X – Z.

Exemplo 1

Vamos calcular as proporções nas quais as soluções de 35% e 15% precisam ser misturadas para obter uma solução de 20%.

Tendo concluído cálculos necessários, descobrimos que você precisa misturar 5 partes de uma solução a 35% e 15 partes de uma solução a 15%. O resultado da mistura são 20 partes de uma solução a 20%.

Exemplo 2

Vamos calcular em que proporções a água precisa ser misturada, ou seja, Solução de 0% e solução de 25% para obter uma solução de 10%. Após realizar os cálculos, descobrimos que é necessário misturar 10 partes de uma solução a 25% e 15 partes de água. O resultado será 25 partes de uma solução a 10%.

Unidades SI em clínicas diagnóstico laboratorial.

Em diagnósticos laboratoriais clínicos Sistema internacional unidades são recomendadas para serem usadas de acordo com as seguintes regras.

1. A unidade de volume deve ser o litro. Não é recomendado usar submúltiplos ou múltiplos de litro (1-100 ml) no denominador.

2. A concentração das substâncias medidas é indicada em molar (mol/l) ou em massa (g/l).

3. A concentração molar é usada para substâncias com peso molecular relativo conhecido. A concentração iônica é relatada como concentração molar.

4. A concentração de massa é utilizada para substâncias cujo peso molecular relativo é desconhecido.

5. A densidade é indicada em g/l; depuração – em ml/s.

6. A atividade enzimática na quantidade de substâncias no tempo e no volume é expressa em mol/(s*l); µmol/(s*l); nmol/(s*l).

Ao converter unidades de massa em unidades de quantidade de uma substância (molar), o fator de conversão é K=1/Mr, onde Mr é a massa molecular relativa. Neste caso, a unidade inicial de massa (grama) corresponde à unidade molar da quantidade de substância (mol).

Características gerais.

Soluções são sistemas homogêneos constituídos por dois ou mais componentes e produtos de sua interação. Não apenas água, mas também álcool etílico, éter, clorofórmio, benzeno, etc. podem atuar como solvente.

O processo de dissolução é frequentemente acompanhado pela liberação de calor (reação exotérmica - dissolução de álcalis cáusticos em água) ou absorção de calor (reação endotérmica - dissolução de sais de amônio).

As soluções líquidas incluem soluções de sólidos em líquidos (uma solução de sal em água), soluções de líquidos em líquidos (uma solução Álcool etílico em água), soluções de gases em líquidos (CO 2 em água).

As soluções podem ser não apenas líquidas, mas também sólidas (vidro, liga de prata e ouro), bem como gasosas (ar). As mais importantes e comuns são as soluções aquosas.

Solubilidade é a propriedade de uma substância se dissolver em um solvente. Com base na sua solubilidade em água, todas as substâncias são divididas em 3 grupos - altamente solúveis, pouco solúveis e praticamente insolúveis. A solubilidade depende principalmente da natureza das substâncias. A solubilidade é expressa pelo número de gramas de uma substância que pode ser dissolvida ao máximo em 100 g de solvente ou solução a uma determinada temperatura. Essa quantidade é chamada de coeficiente de solubilidade ou simplesmente solubilidade da substância.

Uma solução na qual, a uma determinada temperatura e volume, não ocorre mais dissolução da substância é chamada de saturada. Tal solução está em equilíbrio com um excesso de soluto; contém a quantidade máxima de substância possível nas condições dadas. Se a concentração de uma solução não atingir a concentração de saturação sob determinadas condições, então a solução é chamada insaturada. Uma solução supersaturada contém mais substância do que uma solução saturada. Soluções supersaturadas são muito instáveis. A simples agitação do recipiente ou o contato com cristais da substância dissolvida levam à cristalização instantânea. Neste caso, a solução supersaturada se transforma em solução saturada.

O conceito de “soluções saturadas” deve ser diferenciado do conceito de “soluções supersaturadas”. Uma solução com alto teor substância dissolvida. Soluções saturadas de diferentes substâncias podem variar muito em concentração. Para substâncias altamente solúveis (nitrito de potássio), as soluções saturadas apresentam alta concentração; Para substâncias pouco solúveis (sulfato de bário), as soluções saturadas apresentam baixa concentração de soluto.

Na grande maioria dos casos, a solubilidade de uma substância aumenta com o aumento da temperatura. Mas existem substâncias cuja solubilidade aumenta ligeiramente com o aumento da temperatura (cloreto de sódio, cloreto de alumínio) ou mesmo diminui.

Dependência de Solubilidade várias substâncias A temperatura é representada graficamente usando curvas de solubilidade. A temperatura é plotada no eixo das abcissas e a solubilidade é plotada no eixo das ordenadas. Assim, é possível calcular quanto sal cai da solução à medida que ela esfria. A liberação de substâncias da solução à medida que a temperatura diminui é chamada de cristalização, e a substância é liberada em sua forma pura.

Se a solução contiver impurezas, então a solução ficará insaturada em relação a elas mesmo quando a temperatura diminuir, e as impurezas não precipitarão. Esta é a base do método de purificação de substâncias – a cristalização.

Em soluções aquosas, formam-se compostos mais ou menos fortes de partículas de soluto com água - hidratos. Às vezes, essa água está tão fortemente ligada à substância dissolvida que, quando liberada, torna-se parte dos cristais.

As substâncias cristalinas que contêm água são chamadas de hidratos cristalinos, e a própria água é chamada de água de cristalização. A composição dos hidratos cristalinos é expressa por uma fórmula que indica o número de moléculas de água por molécula de substância - CuSO 4 * 5H 2 O.

Concentração é a razão entre a quantidade de soluto e a quantidade de solução ou solvente. A concentração da solução é expressa em proporções de peso e volume. As porcentagens em peso indicam o conteúdo em peso da substância em 100 g de solução (mas não em 100 ml de solução!).

Técnica de preparação de soluções aproximadas.

Pesar as substâncias necessárias e o solvente em proporções tais que a quantidade total seja de 100 G. Se o solvente for água, cuja densidade é igual a um, não se pesa, mas mede-se um volume igual à massa. Se o solvente for um líquido cuja densidade não seja igual à unidade, ele é pesado ou a quantidade de solvente expressa em gramas é dividida pelo indicador de densidade e calcula-se o volume ocupado pelo líquido. Densidade P é a razão entre a massa corporal e seu volume.

A densidade da água a 4 0 C é considerada a unidade de densidade.

A densidade relativa D é a razão entre a densidade de uma determinada substância e a densidade de outra substância. Na prática, eles determinam a relação entre a densidade de uma determinada substância e a densidade da água, tomada como unidade. Por exemplo, se a densidade relativa de uma solução for 2,05, então 1 ml dela pesa 2,05 g.

Exemplo. Quanto cloreto de carbono 4 deve ser consumido para preparar 100 g de solução a 10% de gordura? Pesar 10 g de gordura e 90 g de solvente CCl 4 ou, medindo o volume ocupado pela quantidade necessária de CCl 4, dividir a massa (90 g) pela densidade relativa D = (1,59 g/ml).

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

Exemplo. Como preparar uma solução de sulfato de cobre a 5% a partir do hidrato cristalino desta substância (calculado como sal anidro)? O peso molecular do sulfato de cobre é 160 g, o hidrato cristalino é 250 g.

250 – 160 X = (5*250) / 160 = 7,8g

Portanto, é necessário ingerir 7,8 g de hidrato cristalino, 92,2 g de água. Se a solução for preparada sem conversão em sal anidro, o cálculo é simplificado. Pesar a quantidade indicada de sal e adicionar o solvente em quantidade tal que o peso total da solução seja de 100 g.

As porcentagens de volume mostram quanto de uma substância (em ml) está contida em 100 ml de uma solução ou mistura de gases. Por exemplo, uma solução de álcool etílico a 96% contém 96 ml de álcool absoluto (anidro) e 4 ml de água. As porcentagens de volume são usadas na mistura de líquidos mutuamente solúveis e na preparação de misturas de gases.

Razões percentuais peso-volume (uma forma convencional de expressar a concentração). Indique a quantidade em peso da substância contida em 100 ml de solução. Por exemplo, uma solução de NaCl a 10% contém 10 g de sal em 100 ml de solução.

Técnica de preparação de soluções percentuais a partir de ácidos concentrados.

Os ácidos concentrados (sulfúrico, clorídrico, nítrico) contêm água. A proporção de ácido e água neles é indicada em porcentagens em peso.

A densidade das soluções está na maioria dos casos acima da unidade. A porcentagem de ácidos é determinada pela sua densidade. Ao preparar soluções mais diluídas a partir de soluções concentradas, o teor de água nelas contido é levado em consideração.

Exemplo. É necessário preparar uma solução de ácido sulfúrico H 2 SO 4 a 20% a partir de ácido sulfúrico concentrado a 98% com densidade D = 1,84 g/ml. Inicialmente, calculamos quanto da solução concentrada contém 20 g de ácido sulfúrico.

100 – 98 X = (20*100) / 98 = 20,4g

Na prática, é mais conveniente trabalhar com unidades volumétricas do que com unidades de peso de ácidos. Portanto, eles calculam qual volume de ácido concentrado ocupa a quantidade necessária em peso da substância. Para isso, o número obtido em gramas é dividido pelo indicador de densidade.

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

Pode ser calculado de outra forma, quando a concentração da solução ácida inicial é imediatamente expressa em porcentagens peso-volume.

100 – 180 X = 11 ml

Quando não for necessária precisão especial, ao diluir soluções ou misturá-las para obter soluções de diferentes concentrações, você pode usar os seguintes métodos simples e de forma rápida. Por exemplo, você precisa preparar uma solução de sulfato de amônio a 5% a partir de uma solução a 20%.

Onde 20 é a concentração da solução tomada, 0 é água e 5 é a concentração necessária. Subtraímos 5 de 20 e escrevemos o valor resultante no canto inferior direito, subtraindo 0 de 5, escrevemos o número no canto superior direito. Então o diagrama terá a seguinte forma.

Isso significa que você precisa de 5 partes de uma solução a 20% e 15 partes de água. Se você misturar 2 soluções, o diagrama permanece o mesmo, apenas a solução original com menor concentração é escrita no canto inferior esquerdo. Por exemplo, misturando soluções de 30% e 15% você precisa obter uma solução de 25%.

Assim, você precisa levar 10 partes de uma solução a 30% e 15 partes de uma solução a 15%. Este esquema pode ser usado quando não é necessária precisão especial.

Soluções precisas incluem soluções normais, molares e padrão.

Uma solução é chamada normal se 1 g contém g – equivalente de uma substância dissolvida. A quantidade em peso de uma substância complexa, expressa em gramas e numericamente igual ao seu equivalente, é chamada de equivalente em grama. Ao calcular os equivalentes de compostos como bases, ácidos e sais, você pode usar as seguintes regras.

1. O equivalente de base (E o) é igual ao peso molecular da base dividido pelo número de grupos OH em sua molécula (ou pela valência do metal).

E (NaOH) = 40/1 = 40

2. O equivalente de ácido (Ek) é igual ao peso molecular do ácido dividido pelo número de átomos de hidrogênio em sua molécula que podem ser substituídos pelo metal.

E(H 2 SO 4) = 98/2 = 49

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

3. O equivalente de sal (E s) é igual ao peso molecular do sal dividido pelo produto da valência do metal e o número de seus átomos.

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

Quando ácidos e bases interagem, dependendo das propriedades das substâncias reagentes e das condições de reação, nem todos os átomos de hidrogênio presentes na molécula de ácido são necessariamente substituídos por um átomo de metal, e os sais ácidos são formados. Nestes casos, o equivalente em grama é determinado pelo número de átomos de hidrogênio substituídos por átomos de metal em uma determinada reação.

H 3 PO 4 + NaOH = NaH 2 PO + H 2 O (grama equivalente é igual a grama de peso molecular).

H 3 PO 4 + 2NaOH = Na 2 HPO 4 + 2H 2 O (grama equivalente é igual a meio grama de peso molecular).

Ao determinar o equivalente em grama, é necessário conhecimento reação química e as condições em que ocorre. Se precisar preparar soluções decinormais, centinormais ou milinormais, tome 0,1, respectivamente; 0,01; 0,001 gramas é equivalente à substância. Conhecendo a normalidade da solução N e do soluto equivalente E, é fácil calcular quantos gramas da substância estão contidos em 1 ml de solução. Para fazer isso, divida a massa da substância dissolvida por 1000. A quantidade de substância dissolvida em gramas contida em 1 ml de solução é chamada de título da solução (T).

T = (N*E) / 1000

T (0,1 H2SO4) = (0,1 * 49) / 1000 = 0,0049 g/ml.

Uma solução com um título (concentração) conhecido é chamada de titulada. Usando uma solução alcalina titulada, você pode determinar a concentração (normalidade) de uma solução ácida (acidímetro). Usando uma solução ácida titulada, você pode determinar a concentração (normalidade) de uma solução alcalina (alcalimetria). Soluções com a mesma normalidade reagem em volumes iguais. Em diferentes normalidades, estas soluções reagem entre si em volumes inversamente proporcionais às suas normalidades.

N k / N sh = V sh / V k

Nk * Vk = N sch * V sch

Exemplo. Para titular 10 ml de solução de HCl foram utilizados 15 ml de solução de NaOH 0,5 N. Calcule a normalidade da solução de HCl.

Nk * 10 = 0,5 * 15

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

N=30/58,5=0,5

Os fixanais são pré-preparados e selados em ampolas, pesadas com precisão as quantidades de reagente necessárias para preparar 1 litro de solução 0,1 N ou 0,01 N. Fixanales vêm nas formas líquida e seca. Os secos têm uma vida útil mais longa. A técnica de preparação de soluções a partir de fixanais está descrita no apêndice da caixa com fixanais.

Preparação e teste de soluções decinormais.

As soluções decinormais, que são frequentemente utilizadas como materiais de partida em laboratório, são preparadas a partir de preparações quimicamente comuns. A amostra necessária é pesada em balança técnica química ou farmacêutica. Na pesagem é permitido um erro de 0,01 - 0,03 g.Na prática, pode-se cometer um erro no sentido de aumentar ligeiramente o peso calculado. A amostra é transferida para um balão volumétrico, onde é adicionada uma pequena quantidade de água. Após a dissolução completa da substância e a temperatura da solução equalizada com a temperatura do ar, o frasco é completado com água até a marca.

A solução preparada requer verificação. O teste é realizado com soluções preparadas a partir de seus fixadores, na presença de indicadores, e são estabelecidos o fator de correção (K) e o título. O fator de correção (K) ou fator de correção (F) mostra qual quantidade (em ml) de uma solução normal exata corresponde a 1 ml de uma determinada solução (preparada). Para isso, transferir 5 ou 10 ml da solução preparada para um frasco cônico, adicionar algumas gotas do indicador e titular com a solução exata. A titulação é realizada duas vezes e a média aritmética é calculada. Os resultados da titulação devem ser aproximadamente os mesmos (diferença dentro de 0,2 ml). O fator de correção é calculado com base na razão entre o volume da solução exata Vt e o volume da solução de teste Vn.

K = V t / V n.

O fator de correção também pode ser determinado pela segunda maneira - pela razão entre o título da solução de teste e o título calculado teoricamente da solução exata.

K = T prático / Teoria T.

Se os lados esquerdos de uma equação são iguais, então os seus lados direitos são iguais.

V t / V n. = T prático / Teoria T.

Se o título prático da solução de teste for encontrado, então o conteúdo em peso da substância em 1 ml de solução foi determinado. Quando a solução exata e a solução que está sendo testada interagem, podem ocorrer 3 casos.

1. As soluções interagiram em volumes iguais. Por exemplo, a titulação de 10 ml de uma solução 0,1 N exigiu 10 ml da solução teste. Portanto, a normalidade é a mesma e o fator de correção é igual a um.

2. Foram utilizados 9,5 ml da solução teste para interagir com 10 ml da solução exata, a solução teste revelou-se mais concentrada que a solução exata.

3. 10,5 ml da solução de teste foram usados ​​para interagir com 10 ml da solução exata; a solução de teste é mais fraca em concentração do que a solução exata.

O fator de correção é calculado com precisão até a segunda casa decimal; são permitidas flutuações de 0,95 a 1,05.

Correção de soluções cujo fator de correção é maior que um.

O fator de correção mostra quantas vezes uma determinada solução é mais concentrada que uma solução de certa normalidade. Por exemplo, K é 1,06. Portanto, deve-se adicionar 0,06 ml de água a cada ml da solução preparada. Se restarem 200 ml de solução, então (0,06*200) = 12 ml - adicione à solução preparada restante e misture. Este método de trazer soluções a uma certa normalidade é simples e conveniente. Ao preparar soluções, você deve prepará-las com soluções mais concentradas, em vez de soluções diluídas.

Preparação de soluções precisas, cujo fator de correção é menor que um.

Nessas soluções, falta alguma parte do equivalente em grama. Esta parte faltante pode ser identificada. Se calcularmos a diferença entre o título de uma solução de certa normalidade (título teórico) e o título desta solução. O valor resultante mostra quanta substância deve ser adicionada a 1 ml de solução para trazê-la à concentração da solução com uma determinada normalidade.

Exemplo. O fator de correção para solução de hidróxido de sódio aproximadamente 0,1 N é 0,9, o volume da solução é 1000 ml. Traga a solução para uma concentração de exatamente 0,1 N. Grama equivalente de hidróxido de sódio – 40 g Título teórico para uma solução 0,1 N – 0,004. Título prático - teoria T. * K = 0,004 * 0,9 = 0,0036 g.

Teoria T. - Pratico. = 0,004 – 0,0036 = 0,0004g.

1000 ml de solução não foram utilizados - 1000 * 0,0004 = 0,4 g.

A quantidade resultante da substância é adicionada à solução, bem misturada e o título da solução é determinado novamente. Se o material de partida para a preparação de soluções for ácidos concentrados, álcalis e outras substâncias, então é necessário fazer um cálculo adicional para determinar quanto da solução concentrada contém a quantidade calculada desta substância. Exemplo. A titulação de 5 ml de solução de HCl aproximadamente 0,1 N exigiu 4,3 ml de uma solução exata de NaOH 0,1 N.

K = 4,3/5 = 0,86

A solução é fraca, precisa ser fortalecida. Calculamos a teoria T. , T prática e sua diferença.

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

Pratico. = 0,00365 * 0,86 = 0,00314

Teoria T. - Pratico. = 0,00364 – 0,00314 = 0,00051

200 ml de solução permaneceram sem utilização.

200 * 0,00051 = 0,102g

Para uma solução de HCl a 38% com densidade de 1,19, fazemos uma proporção.

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

Convertemos unidades de peso em unidades de volume, levando em consideração a densidade do ácido.

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

Preparação de 0,01 N, 0,005 N a partir de soluções decinormais, possuindo fator de correção.

Inicialmente, calcule qual volume de solução 0,1 N deve ser tomado para preparar a partir de uma solução 0,01 N. O volume calculado é dividido pelo fator de correção. Exemplo. É necessário preparar 100 ml de solução 0,01 N de 0,1 N com K = 1,05. Como a solução é 1,05 vezes mais concentrada, precisamos tomar 10/1,05 = 9,52 ml. Se K = 0,9, então você precisa tomar 10/0,9 = 11,11 ml. EM nesse caso pegue uma quantidade um pouco maior de solução e ajuste o volume do balão volumétrico para 100 ml.

As seguintes regras se aplicam à preparação e armazenamento de soluções tituladas.

1. Cada solução titulada tem seu próprio prazo de validade. Durante o armazenamento eles mudam seu título. Ao realizar uma análise, é necessário verificar o título da solução.

2. É necessário conhecer as propriedades das soluções. O título de algumas soluções (hipossulfito de sódio) muda com o tempo, de modo que seu título não é estabelecido antes de 5-7 dias após a preparação.

3. Todos os frascos com soluções tituladas devem ter rótulo claro indicando a substância, sua concentração, fator de correção, tempo de preparo da solução e data de verificação da titulação.

4. Durante o trabalho analítico, deve-se prestar muita atenção aos cálculos.

T = A / V (A – amostra)

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

T = (N * g/eq) / 1000

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

Uma solução é chamada molar se 1 litro contém 1 g*mol de soluto. Mol é o peso molecular expresso em gramas. Solução 1 molar de ácido sulfúrico - 1 litro dessa solução contém 98 g de ácido sulfúrico. Uma solução centimolar contém 0,01 mol em 1 litro, uma solução milimolar contém 0,001 mol. Uma solução cuja concentração é expressa pelo número de moles por 1000 g de solvente é chamada molal.

Por exemplo, 1 litro de solução de hidróxido de sódio 1 M contém 40 g do medicamento. 100 ml de solução conterão 4,0 g, ou seja, solução 4/100 ml (4g%).

Se a solução de hidróxido de sódio for 60/100 (60 mg%), é necessário determinar sua molaridade. 100 ml de solução contém 60 g de hidróxido de sódio e 1 litro - 600 g, ou seja, 1 litro de solução 1 M deve conter 40 g de hidróxido de sódio. A molaridade do sódio é X = 600/40 = 15 M.

Soluções padrão são soluções com concentrações precisamente conhecidas utilizadas para a determinação quantitativa de substâncias por colorimetria e nefelometria. As amostras de soluções padrão são pesadas em uma balança analítica. A substância a partir da qual é preparada a solução padrão deve ser quimicamente pura. Soluções padrão. As soluções padrão são preparadas no volume necessário para o consumo, mas não superior a 1 litro. A quantidade de substância (em gramas) necessária para obter soluções padrão – A.

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

M I – Massa molecular do soluto.

T – Título da solução para a substância a ser determinada (g/ml).

V – Definir volume (ml).

M 2 – Molecular ou massa atômica analito.

Exemplo. É necessário preparar 100 ml de uma solução padrão de CuSO 4 * 5H 2 O para a determinação colorimétrica do cobre, sendo que 1 ml da solução deve conter 1 mg de cobre. Neste caso, M I = 249,68; M2 = 63,54; T = 0,001 g/ml; V = 100 ml.

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

Transferir uma amostra de sal para um balão volumétrico de 100 ml e adicionar água até a marca.

Teste perguntas e tarefas.

1. O que é uma solução?

2. Quais são as formas de expressar a concentração das soluções?

3. Qual é o título da solução?

4. O que é um grama equivalente e como é calculado para ácidos, sais, bases?

5. Como preparar uma solução 0,1 N de hidróxido de sódio NaOH?

6. Como preparar uma solução 0,1 N de ácido sulfúrico H 2 SO 4 a partir de um ácido concentrado com densidade de 1,84?

8. Qual é o método para fortalecer e diluir soluções?

9. Calcule quantos gramas de NaOH são necessários para preparar 500 ml de solução 0,1 M? A resposta é 2 anos.

10. Quantos gramas de CuSO 4 * 5H 2 O você precisa levar para preparar 2 litros de solução 0,1 N? A resposta é 25g.

11. Para titular 10 ml de solução de HCl, foram utilizados 15 ml de solução de NaOH 0,5 N. Calcule a normalidade do HCl, a concentração da solução em g/l, o título da solução em g/ml. A resposta é 0,75; 27,375 g/l; T = 0,0274g/ml.

12. 18 g de uma substância são dissolvidos em 200 g de água. Calcule a concentração percentual em peso da solução. A resposta é 8,25%.

13. Quantos ml de solução de ácido sulfúrico a 96% (D = 1,84) são necessários para preparar 500 ml de solução 0,05 N? A resposta é 0,69 ml.

14. Título da solução de H 2 SO 4 = 0,0049 g/ml. Calcule a normalidade desta solução. A resposta é 0,1 N.

15. Quantos gramas de hidróxido de sódio são necessários para preparar 300 ml de solução 0,2 N? A resposta é 2,4g.

16. Quanto é necessário de uma solução de H 2 SO 4 a 96% (D = 1,84) para preparar 2 litros de uma solução a 15%? A resposta é 168ml.

17. Quantos ml de solução de ácido sulfúrico a 96% (D = 1,84) são necessários para preparar 500 ml de solução 0,35 N? A resposta é 9,3 ml.

18. Quantos ml de ácido sulfúrico 96% (D = 1,84) são necessários para preparar 1 litro de solução 0,5 N? A resposta é 13,84 ml.

19. Qual é a molaridade de uma solução a 20% de ácido clorídrico(D = 1,1). A resposta é 6,03 milhões.

20. Calcule a concentração molar de uma solução a 10% ácido nítrico(D = 1,056). A resposta é 1,68 milhões.

Soluções aproximadas. No preparo de soluções aproximadas, as quantidades de substâncias que devem ser ingeridas para esse fim são calculadas com pouca precisão. Para simplificar os cálculos, os pesos atômicos dos elementos às vezes podem ser arredondados para unidades inteiras. Assim, para um cálculo aproximado, o peso atômico do ferro pode ser considerado igual a 56 em vez do exato -55,847; para enxofre - 32 em vez dos exatos 32,064, etc.

As substâncias para preparação de soluções aproximadas são pesadas em balanças tecnoquímicas ou técnicas.

Em princípio, os cálculos na preparação das soluções são exatamente os mesmos para todas as substâncias.

A quantidade da solução preparada é expressa em unidades de massa (g, kg) ou em unidades de volume (ml, l), e para cada um desses casos a quantidade de soluto é calculada de forma diferente.

Exemplo. Será necessário preparar 1,5 kg de solução de cloreto de sódio a 15%; Primeiro calculamos a quantidade necessária de sal. O cálculo é realizado de acordo com a proporção:

ou seja, se 100 g de solução contém 15 g de sal (15%), então quanto será necessário para preparar 1.500 g de solução?

O cálculo mostra que você precisa pesar 225 g de sal e depois tomar 1.500 - 225 = 1.275 g de água iuzhio.

Se lhe for pedido que obtenha 1,5 litro da mesma solução, neste caso você descobrirá sua densidade no livro de referência, multiplicará esta pelo volume dado e assim encontrará a massa da quantidade necessária de solução. Assim, a densidade de uma solução de cloreto de noro sódio a 15% a 15 0C é 1,184 g/cm3. Portanto, 1500 ml são

Portanto, a quantidade de substância para preparar 1,5 kg e 1,5 litros de solução é diferente.

O cálculo acima é aplicável apenas para a preparação de soluções de substâncias anidras. Se for tomado um sal aquoso, por exemplo Na2SO4-IOH2O1, o cálculo é ligeiramente modificado, pois a água de cristalização também deve ser levada em consideração.

Exemplo. Deixe você precisar preparar 2 kg de solução de Na2SO4 a 10% à base de Na2SO4 * 10H2O.

O peso molecular de Na2SO4 é 142,041 e Na2SO4*10H2O é 322,195 ou arredondado para 322,20.

O cálculo é realizado primeiro com sal anidro:

Portanto, é necessário ingerir 200 g de sal anidro. A quantidade de sal decahidratado é calculada a partir do cálculo:

Neste caso, é necessário levar água: 2.000 - 453,7 = 1.546,3 g.

Como a solução nem sempre é preparada em termos de sal anidro, o rótulo, que deve ser colado no recipiente com a solução, deve indicar de que sal a solução é preparada, por exemplo, uma solução de Na2SO4 a 10% ou Na2SO4 a 25% *10H2O.

Muitas vezes acontece que uma solução previamente preparada precisa ser diluída, ou seja, sua concentração deve ser reduzida; as soluções são diluídas em volume ou em peso.

Exemplo. É necessário diluir uma solução de sulfato de amônio a 20% para obter 2 litros de uma solução a 5%. Realizamos o cálculo da seguinte forma. No livro de referência descobrimos que a densidade de uma solução de (NH4)2SO4 a 5% é 1,0287 g/cm3. Portanto, 2 litros devem pesar 1,0287 * 2.000 = 2.057,4 g. Esta quantidade deve conter sulfato de amônio:

Considerando que podem ocorrer perdas durante a medição, é necessário pegar 462 ml e levar para 2 litros, ou seja, adicionar 2.000-462 = 1.538 ml de água a eles.

Se a diluição for feita em massa, o cálculo é simplificado. Mas em geral a diluição é feita com base no volume, pois os líquidos, principalmente em grandes quantidades, são mais fáceis de medir em volume do que pesar.

É preciso lembrar que em qualquer trabalho de dissolução e diluição, nunca se deve colocar toda a água no recipiente de uma vez. O recipiente no qual a substância necessária foi pesada ou medida é enxaguado várias vezes com água, e cada vez esta água é adicionada ao recipiente de solução.

Quando não for necessária precisão especial, ao diluir soluções ou misturá-las para obter soluções de concentração diferente, pode-se utilizar o seguinte método simples e rápido.

Tomemos o caso já discutido de diluição de uma solução de sulfato de amônio a 20% para 5%. Primeiro escrevemos assim:

onde 20 é a concentração da solução tomada, 0 é água e 5" é a concentração necessária. Agora subtraia 5 de 20 e escreva o valor resultante no canto inferior direito, subtraindo zero de 5, escreva o número no canto superior direito canto . Então o diagrama ficará assim:

Isso significa que você precisa de 5 volumes de uma solução a 20% e 15 volumes de água. É claro que tal cálculo não é muito preciso.

Se você misturar duas soluções da mesma substância, o esquema permanece o mesmo, apenas os valores numéricos mudam. Suponha que misturando uma solução a 35% e uma solução a 15%, você precise preparar uma solução a 25%. Então o diagrama ficará assim:

ou seja, você precisa levar 10 volumes de ambas as soluções. Este esquema fornece resultados aproximados e pode ser usado somente quando não for necessária precisão especial. É muito importante que todo químico cultive o hábito da precisão nos cálculos quando necessário, e use números aproximados nos casos em que isso não afetará os resultados do trabalho. Quando é necessária maior precisão na diluição de soluções, o cálculo é realizado por meio de fórmulas.

Vejamos alguns dos casos mais importantes.

Preparação de uma solução diluída. Seja c a quantidade de solução, m% a concentração da solução que precisa ser diluída até uma concentração de p%. A quantidade resultante de solução diluída x é calculada usando a fórmula:

e o volume de água v para diluir a solução é calculado pela fórmula:

Misturar duas soluções da mesma substância de concentrações diferentes para obter uma solução de determinada concentração. Vamos misturar partes de uma solução m% com x partes de uma solução p%, precisamos obter uma solução /%, então:

Soluções precisas. Ao preparar soluções precisas, o cálculo das quantidades das substâncias necessárias será verificado com um grau de precisão suficiente. Os pesos atômicos dos elementos são retirados da tabela, que mostra seus valores exatos. Ao somar (ou subtrair), use o valor exato do termo com o menor número de casas decimais. Os demais termos são arredondados, deixando uma casa decimal após a casa decimal do termo com menor número de casas decimais. Como resultado, restam tantos dígitos após a vírgula quantos houver no termo com o menor número de casas decimais; neste caso, é realizado o arredondamento necessário. Todos os cálculos são feitos usando logaritmos, cinco ou quatro dígitos. As quantidades calculadas da substância são pesadas apenas em balança analítica.

A pesagem é realizada em vidro de relógio ou em frasco de pesagem. A substância pesada é despejada em um balão volumétrico limpo e lavado em pequenas porções através de um funil limpo e seco. Em seguida, da máquina de lavar, o vidro ou vidro de relógio onde foi feita a pesagem é lavado várias vezes com pequenas porções de água sobre o funil. O funil também é lavado várias vezes na máquina de lavar com água destilada.

Para despejar cristais sólidos ou pós em um balão volumétrico, é muito conveniente usar o funil mostrado na Fig. 349. Esses funis são feitos com capacidade de 3, 6 e 10 cm3. Pode-se pesar a amostra diretamente nestes funis (materiais não higroscópicos), tendo previamente determinado sua massa. A amostra do funil é facilmente transferida para um balão volumétrico. Quando a amostra é despejada, o funil, sem retirá-lo do gargalo do frasco, é bem lavado com água destilada do enxágue.

Via de regra, ao preparar soluções precisas e transferir o soluto para um balão volumétrico, o solvente (por exemplo, água) não deve ocupar mais do que metade da capacidade do frasco. Tampe o balão volumétrico e agite até que o sólido esteja completamente dissolvido. Depois disso, a solução resultante é adicionada até a marca com água e bem misturada.

Soluções molares. Para preparar 1 litro de uma solução 1 M de uma substância, 1 mol dela é pesado em uma balança analítica e dissolvido conforme indicado acima.

Exemplo. Para preparar 1 litro de solução 1 M de nitrato de prata, encontre o peso molecular do AgNO3 na tabela ou calcule-o, é igual a 169,875. O sal é pesado e dissolvido em água.

Se for necessário preparar uma solução mais diluída (0,1 ou 0,01 M), pese 0,1 ou 0,01 mol de sal, respectivamente.

Se você precisar preparar menos de 1 litro de solução, dissolva uma quantidade correspondentemente menor de sal no volume correspondente de água.

As soluções normais são preparadas da mesma maneira, apenas pesando não 1 mol, mas 1 grama equivalente do sólido.

Se você precisar preparar uma solução meio normal ou decinormal, tome 0,5 ou 0,1 gramas equivalentes, respectivamente. Ao preparar não 1 litro de solução, mas menos, por exemplo 100 ou 250 ml, pegue 1/10 ou 1/4 da quantidade de substância necessária para preparar 1 litro e dissolva no volume adequado de água.

349. Funis para despejar a amostra no frasco.

Após preparar uma solução, ela deve ser verificada por titulação com uma solução correspondente de outra substância de normalidade conhecida. A solução preparada pode não corresponder exatamente à normalidade especificada. Nesses casos, às vezes é introduzida uma alteração.

Nos laboratórios de produção, às vezes são preparadas soluções exatas “de acordo com a substância que está sendo determinada”. A utilização de tais soluções facilita os cálculos durante a análise, pois basta multiplicar o volume da solução utilizada para titulação pelo título da solução para obter o teor da substância desejada (em g) na quantidade de qualquer solução levado para análise.

Ao preparar uma solução titulada para o analito, os cálculos também são realizados usando o grama equivalente da substância solúvel, usando a fórmula:

Exemplo. Suponha que você precise preparar 3 litros de solução de permanganato de potássio com título de ferro de 0,0050 g/ml. O grama equivalente de KMnO4 é 31,61, e o grama equivalente de Fe é 55,847.

Calculamos usando a fórmula acima:

Soluções padrão. Soluções padrão são soluções com concentrações diferentes e precisamente definidas utilizadas em colorimetria, por exemplo, soluções contendo 0,1, 0,01, 0,001 mg, etc. de substância dissolvida em 1 ml.

Além da análise colorimétrica, essas soluções são necessárias para determinar o pH, para determinações nefelométricas, etc. Às vezes, as soluções padrão são armazenadas em ampolas seladas, mas mais frequentemente elas devem ser preparadas imediatamente antes do uso. As soluções padrão são preparadas em um volume de não mais de 1 litro e com mais frequência - Somente com um grande consumo da solução padrão você pode preparar vários litros dela, e somente com a condição de que a solução padrão não seja armazenada por muito tempo.

A quantidade de substância (em g) necessária para obter tais soluções é calculada pela fórmula:

Exemplo. É necessário preparar soluções padrão de CuSO4·5H2O para a determinação colorimétrica do cobre, sendo que 1 ml da primeira solução deve conter 1 mg de cobre, a segunda - 0,1 mg, a terceira - 0,01 mg, a quarta - 0,001 mg. Primeiro, prepare uma quantidade suficiente da primeira solução, por exemplo 100 ml.

Nem todo mundo se lembra do que significa “concentração” e como preparar adequadamente uma solução. Se quiser obter uma solução a 1% de qualquer substância, dissolva 10 g da substância em um litro de água (ou 100 g em 10 litros). Assim, uma solução a 2% contém 20 g da substância por litro de água (200 g em 10 litros) e assim por diante.

Se for difícil medir uma quantidade pequena, pegue uma quantidade maior, prepare o chamado licor-mãe e depois dilua. Pegamos 10 gramas, preparamos um litro de uma solução a 1 por cento, despejamos 100 ml, levamos até um litro com água (diluir 10 vezes) e a solução a 0,1 por cento está pronta.

Como fazer uma solução de sulfato de cobre

Para preparar 10 litros de emulsão de sabão de cobre, é necessário preparar 150-200 g de sabão e 9 litros de água (de preferência água da chuva). Separadamente, dissolva 5-10 g de sulfato de cobre em 1 litro de água. Depois disso, a solução de sulfato de cobre é adicionada em um jato fino à solução de sabão, mexendo bem continuamente. O resultado será um líquido esverdeado. Se você misturar mal ou apressar, formar-se-ão flocos. Neste caso, é melhor iniciar o processo desde o início.

Como preparar uma solução a 5% de permanganato de potássio

Para preparar uma solução a 5% são necessários 5 g de permanganato de potássio e 100 ml de água. Em primeiro lugar, coloque água no recipiente preparado e depois adicione os cristais. Em seguida, misture tudo até que o líquido fique com uma cor roxa uniforme e rica. Antes de usar, recomenda-se coar a solução com um pano de algodão para remover os cristais não dissolvidos.

Como preparar uma solução de 5% de uréia

A uréia é um fertilizante de nitrogênio altamente concentrado. Neste caso, os grânulos da substância dissolvem-se facilmente em água. Para fazer uma solução a 5% é necessário levar 50 g de uréia e 1 litro de água ou 500 g de fertilizante granulado para cada 10 litros de água. Adicione os grânulos a um recipiente com água e misture bem.

Preparação de soluções. Uma solução é uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias. A concentração de uma solução é expressa de diferentes maneiras:

em porcentagem em peso, ou seja, pela quantidade de gramas da substância contida em 100 g de solução;

em porcentagem de volume, ou seja, pelo número de unidades de volume (ml) da substância em 100 ml de solução;

molaridade, ou seja, o número de gramas-moles de uma substância contida em 1 litro de solução (soluções molares);

normalidade, ou seja, o número de equivalentes em gramas da substância dissolvida em 1 litro de solução.

Soluções de concentração percentual. As soluções percentuais são preparadas como soluções aproximadas, enquanto uma amostra da substância é pesada em uma balança tecnoquímica e os volumes são medidos em cilindros medidores.

Para preparar soluções percentuais, vários métodos são utilizados.

Exemplo.É necessário preparar 1 kg de solução de cloreto de sódio a 15%. Quanto sal você precisa levar para isso? O cálculo é realizado de acordo com a proporção:

Portanto, para isso é necessário ingerir 1000-150 = 850 g de água.

Nos casos em que seja necessário preparar 1 litro de solução de cloreto de sódio a 15%, a quantidade necessária de sal é calculada de forma diferente. Usando o livro de referência, encontre a densidade desta solução e, multiplicando-a por um determinado volume, obtenha a massa da quantidade necessária de solução: 1000-1,184 = 1184 g.

Então segue:

Portanto, a quantidade necessária de cloreto de sódio é diferente para o preparo de 1 kg e 1 litro de solução. Nos casos em que as soluções são preparadas a partir de reagentes contendo água de cristalização, isso deve ser levado em consideração no cálculo da quantidade necessária de reagente.

Exemplo.É necessário preparar 1000 ml de uma solução de Na2CO3 a 5% com densidade 1,050 a partir de um sal contendo água de cristalização (Na2CO3-10H2O)

O peso molecular (peso) de Na2CO3 é 106 g, o peso molecular (peso) de Na2CO3-10H2O é 286 g, a partir daqui a quantidade necessária de Na2CO3-10H2O é calculada para preparar uma solução a 5%:

As soluções são preparadas utilizando o método de diluição como se segue.

Exemplo. É necessário preparar 1 litro de solução de HCl a 10% a partir de uma solução ácida com densidade relativa de 1,185 (37,3%). A densidade relativa de uma solução a 10% é 1,047 (conforme tabela de referência), portanto, a massa (peso) de 1 litro dessa solução é 1000X1,047 = 1047 g. Esta quantidade de solução deve conter cloreto de hidrogênio puro

Para determinar quanto ácido 37,3% precisa ser ingerido, compomos a proporção:

Ao preparar soluções diluindo ou misturando duas soluções, o método do esquema diagonal ou a “regra da cruz” é usado para simplificar os cálculos. Na intersecção de duas linhas está escrita a concentração dada, e em ambas as extremidades à esquerda - a concentração das soluções iniciais, para o solvente é igual a zero.