Гидрокарбонат натрия чаще всего применяется в виде содового раствора. О полезных свойствах соды человечеству известно стало не так давно, но содовый раствор уже активно применяется во многих сферах жизни человека, лишний раз показывая свой положительный эффект.
Рецепты содовых растворов, которые помогают преодолеть болезни, очень просты и доступны всем
Как приготовить и где применять средство
Раствор соды получил широкое применение в различных областях человеческой деятельности. Сам бикарбонат натрия в сухом виде применяется и в промышленности, и в кулинарии, а вот содовый раствор больше всего востребован в садоводстве, медицине и косметологии.
Приготовить средство очень легко – необходимое количество белого порошка добавляется в жидкость и перемешивается до полного растворения частичек. Чаще всего соду размешивают в воде, однако для лечения некоторых недугов гидрокарбонат натрия полезнее с молоком, нежели с водой. А вот в косметологии раствор соды делается на основе шампуня, которым моют волосы.
Несмотря на то что сделать содовый раствор легко, при его приготовлении важно правильно соблюдать пропорции рекомендуемых веществ.
В противном случае средство может стать не только бесполезным, но и вредным.
Применение в садоводстве
Для сада и огорода раствор пищевой соды незаменим. С его помощью можно:
- избавиться от мучнистой росы – заболевания многих культурных растений, которое уничтожает молодые листья побегов;
- омолодить кусты роз, добавив в раствор бикарбоната немного нашатырного спирта;
- устранить мелкую траву, которая пробивается в расщелинах садовых дорожек;
- победить гусениц, поедающих молодые капустные листья;
- подкормить томаты, после чего их плоды станут еще мясистее и слаще;
- подкислить почву для выращивания некоторых видов культурных растений;
- защитить виноградные гроздья от серой гнили и сделать ягоды более сахаристыми;
- очистить руки после работы в саду от крепко въевшейся в них грязи.
Применение в медицине
Содовый раствор – настоящий спаситель от многих заболеваний. Некоторые врачи даже настаивают на том, что двууглекислый натрий способен вылечить рак.
Полоскание раствором соды очень быстро и ощутимо снимает неприятные ощущения в горле Однако, пока исследования по действию соды на онкопатологию еще продолжаются, можно с уверенностью сказать, что данное вещество способно справиться со многими недугами:
- изжогой – средство нейтрализует повышенную кислотность;
- простудой – гидрокарбонат натрия способен снять первые симптомы простуды и предотвратить развитие заболевания;
- опрелостями у грудничков – раствор способствует быстрому заживлению ранок на поверхности кожи;
- циститом – сода в растворенном состоянии помогает организму бороться с патогенными микроорганизмами;
- ожогами – раствор двууглекислого натрия, нанесенный на пораженное место, снимает боль, а раны быстрее затягиваются;
- гипертонией – гидрокарбонат натрия помогает вывести лишнюю воду и существенно понизить артериальное давление;
- насморком – простой раствор из соды и соли прекрасно заменяет дорогостоящие аптечные препараты, а промывать им нос можно сколько угодно без вреда для здоровья;
- молочницей – при помощи гидрокарбоната натрия можно избавиться от ненавистной для женщин молочницы, поскольку грибок Кандида боится щелочной среды;
- затяжным кашлем – при помощи растворенной в молоке соды и меда можно избавиться от длительного сухого кашля, поспособствовать отхождению мокроты;
- ангиной – полоскания горла содовым раствором смягчают проявления заболевания, способствуют отхождению гнойных пробок и очищению горла, также при отхождении гноя значительно понижается температура тела и человеку становится значительно лучше;
- дерматитом и псориазом – содовые примочки чрезвычайно благотворно действуют на пораженную поверхность кожи;
- мозолями, фурункулами и натоптышами, на поверхность которых прикладывается ватка, смоченная в приготовленном средстве;
- табакокурением – при помощи раствора гидрокарбоната натрия курильщики полощут рот;
- шлаками и токсинами, которые растворенная в воде сода успешно выводит из организма;
- проявлениями укачивания в транспорте.
Применение в косметологии
Чтобы придать секущимся волосам красоту и силу, можно воспользоваться средством с бикарбонатом, сделанным прямо перед процедурой мытья головы. Для этого 2 ч. л. соды нужно добавить в 3 ст. л. шампуня, чтобы получилось достаточно крепкое концентрированное средство. Таким шампунем моют голову один раз в неделю, а в другое время применяют обычные моющие средства. Уже через месяц можно заметить, что волосы набирают силу, меньше секутся, становятся густыми и блестящими.
Также гидрокарбонат натрия можно смешивать и с гелем для тела, чтобы сделать своеобразный скраб и слущивать с тела отмершие частички эпидермиса. Это поможет придать коже более здоровый вид.
При помощи двууглекислого натрия можно восстановить кислотный баланс кожи, и таким образом устранить прыщи на ее поверхности. Для этого ватный тампон окунают в соду и протирают лицо два раза в неделю. Протирать кожу лица нужно очень мягко, массирующими движениями, избегая области под глазами. Если делать процедуру регулярно, то прыщи на поверхности кожного покрова не появятся долгое время.
Чтобы успешно применять соду, очень важно обратить внимание на то, как сделать раствор правильно. Не стоит смешивать на глаз пропорции и считать, что такое средство станет помощником – во многих случаях именно превышение дозы основного вещества становилось причиной аллергических реакций или ухудшения состояния больного. А в садоводстве слишком крепкий раствор кальцинированной соды и вовсе способен погубить урожай.
Обычно при употреблении названия «раствор» имеются в виду истинные растворы. В истинных растворах растворенное вещество в виде отдельных молекул распределено среди молекул растворителя. Не все вещества растворяются одинаково хорошо в любой жидкости, т.е. растворимость различных веществ в тех или иных растворителях различна. Обычно растворимость твердых веществ увеличивается с повышением температуры, поэтому при приготовлении таких растворов во многих случаях необходимо их подогревать.
В определенном количестве каждого растворителя может быть растворено не более определенного количества данного вещества. Если приготовить раствор, содержащий в единице объема наибольшее количество вещества, которое может раствориться при данной температуре, и добавить к нему дополнительно хотя бы небольшое количество растворяемого вещества, то оно останется нерастворенным. Такой раствор называется насыщенным .
Если приготовить при нагревании концентрированный раствор, близкий к насыщенному, а затем быстро, но осторожно охладить полученный раствор, осадок может не выпасть. Если в такой раствор бросить кристалл соли и перемешать или потереть стеклянной палочкой о стенки сосуда, то из раствора выпадут кристаллы соли. Следовательно, в охлажденном растворе содержалось соли больше, чем это отвечало се растворимости при данной температуре. Такие растворы называются пересыщенными .
Свойства растворов всегда отличаются от свойств растворителя. Раствор закипает при более высокой температуре, чем чистый растворитель. Температура затвердевания, наоборот, у растворов ниже, чем у растворителя.
По характеру взятого растворителя растворы делятся на водные и неводные . К последним относятся растворы веществ в органических растворителях (спирт, ацетон , бензол , хлороформ и т. д.). Растворителем большинства солей, кислот и щелочей служит вода. Биохимики редко пользуются такими растворами, они чаще работают с водными растворами веществ.
В каждом растворе содержание вещества различно, поэтому важно знать количественный состав раствора. Существуют различные способы выражения концентрации растворов : в массовых долях растворенного вещества, молях на 1 л раствора, эквивалентах на 1 л раствора, граммах или миллиграммах на 1 мл раствора и др.
Массовая доля растворенного вещества определяется в процентах. Поэтому эти растворы называются процентными растворами .
Массовая доля растворенного вещества (ω) выражает отношение массы растворенного вещества (m 1) к общей массе раствора (m).
ω = (m 1 /m) х 100%
Массовую долю растворенного вещества принято выражать на 100 г раствора. Следовательно, 10% раствор содержит 10 г вещества в 100 г раствора или 10 г вещества и 100-10 = 90 г растворителя.
Молярная концентрация определяется количеством молей вещества в 1 л раствора. Молярной концентрацией раствора (М) называют отношение количества растворенного вещества в молях (ν) к определенному объему этого раствора (V).
Объем раствора обычно выражают в литрах. В лабораториях величину молярной концентрации принято обозначать буквой М. Так, одномолярный раствор обозначается 1 М (1 моль/л), децимолярный - 0,1 М (0,1 моль/л) и т.д. Для того чтобы установить, какое количество граммов данного вещества находится в 1 л раствора заданной концентрации, необходимо знать его молярную массу (см. таблицу Менделеева). Известно, что масса 1 моль вещества численно равна его молярной массе, например молярная масса хлорида натрия равна 58,45 г/моль, следовательно, масса 1 моль NaCl равна 58,45 г. Таким образом, 1 М раствор NaCl содержит 58,45 г хлорида натрия в 1 л раствора.
Молярная концентрация эквивалента (нормальная концентрация) определяется числом эквивалентов растворенного вещества в 1 л раствора.
Разберем понятие «эквивалент». Например, в НСl содержится 1 моль атомарного водорода и 1 моль атомарного хлора. Можно сказать, что 1 моль атомарного хлора эквивалентен (или равноценен) 1 моль атомарного водорода, или эквивалент хлора в соединении НСl равен 1 моль.
Цинк с водородом не соединяется, но вытесняет его из ряда кислот:
Zn + 2НС1 = Zn С1 2 + Н 2
Из уравнения реакций видно, что 1 моль цинка замещает 2 моль атомарного водорода в хлороводородной кислоте. Следовательно, 0,5 моль цинка эквивалентен 1 моль атомарного водорода, или эквивалент цинка для данной реакции будет равен 0,5 моль.
Эквивалентами могут быть и сложные соединения, например в реакции:
2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O
1 моль серной кислоты вступает в реакцию с 2 моль гидроксида натрия. Отсюда следует, что 1 моль гидроксида натрия эквивалентен в данной реакции 0,5 моль серной кислоты.
Необходимо помнить, что в любой реакции вещества реагируют в эквивалентных количествах . Для приготовления растворов, содержащих определенное количество эквивалентов данного вещества, необходимо уметь подсчитать молярную массу эквивалента (эквивалентную массу), т. е. массу одного эквивалента. Эквивалент (а, следовательно, и эквивалентная масса) не является постоянной величиной для данного соединения, а зависит от типа реакции, в которую вступает соединение.
Эквивалентная масса кислоты равна ее молярной массе, деленной на основность кислоты. Так, для азотной кислоты HNO 3 эквивалентная масса равна ее молярной массе. Для серной кислоты эквивалентная масса равна 98:2 = 49. Для трехосновной фосфорной кислоты эквивалентная масса равна 98:3 = 32,6.
Таким способом вычисляется эквивалентная масса для реакций полного обмена или полной нейтрализации . При реакциях неполной нейтрализации и неполного обмена эквивалентная масса вещества зависит от течения реакции.
Например, в реакции:
NaOH + H 2 SO 4 = NaHSO 4 + H 2 O
1 моль гидроксида натрия эквивалентен 1 моль серной кислоты, поэтому в данной реакции эквивалентная масса серной кислоты равна ее молярной массе, т. е. 98 г.
Эквивалентная масса основания равна его молярной массе, деленной на степень окисления металла. Например, эквивалентная масса гидроксида натрия NaOH равна его молярной массе, а эквивалентная масса гидроксида магния Mg(OH) 2 равна 58,32:2 == 29,16 г. Так вычисляется эквивалентная масса только для реакции полной нейтрализации . Для реакции неполной нейтрализации эта величина также будет зависеть от течения реакции.
Эквивалентная масса соли равна молярной массе соли, деленной на произведение степени окисления металла на число его атомов в молекуле соли. Так эквивалентная масса сульфата натрия равна 142: (1х2) = 71 г., а эквивалентная масса сульфата алюминия Аl 2 (SO 4) 3 равна 342: (3х2) = 57 г. Однако если соль участвует в реакции неполного обмена , то учитывается только число атомов металла, участвующих в реакции.
Эквивалентная масса вещества, участвующего в окислительно-восстановительной реакции , равна молярной массе вещества, деленной на число электронов, принятых или отданных данным веществом. Следовательно, прежде чем производить вычисление, необходимо написать уравнение реакции:
2CuSO 4 + 4KI = 2CuI + I 2 + 2K 2 SO 4
Cu 2+ + e - à Cu +
I - - e - à I o
Эквивалентная масса CuSO 4 равна молярной массе (160 г). В лабораторной практике применяют название «нормальная концентрация», которая обозначается в различных формулах буквой N, а при обозначении концентрации данного раствора буквой «н». Раствор, содержащий 1 эквивалент в 1 л раствора, называется однонормальным и обозначается 1 н., содержащий 0,1 эквивалент - децинормальным (0,1 н.), 0,01 эквивалент - сантинормальным (0,01 н.).
Титр раствора - количество граммов вещества, растворенного в 1 мл раствора. В аналитической лаборатории концентрацию рабочих растворов пересчитывают непосредственно на определяемое вещество. Тогда титр раствора показывает, какому количеству граммов определяемого вещества соответствует 1 мл рабочего раствора.
Концентрацию растворов, применяемых в фотометрии так называемых стандартных растворов , выражают обычно количеством миллиграммов в 1 мл раствора.
При приготовлении растворов кислот часто применяется концентрация 1:х, показывающая, сколько объемных частей воды (Х) приходится на одну часть концентрированной кислоты.
К приблизительным растворам относятся растворы, концентрация которых выражена в процентах, а также растворы кислот, концентрация которых обозначена выражением 1:х. Перед приготовлением растворов подготавливают посуду для приготовления и хранения их. Если готовят небольшое количество раствора, которое будет использовано в течение дня, то его не обязательно переливать в бутыль, а можно оставить в колбе.
На колбе необходимо написать специальным восковым карандашом (или маркером) формулу растворенного вещества и концентрацию раствора, например НС1 (5%). При длительном хранении на бутыль, в которой будет храниться раствор, обязательно наклеивают этикетку с указанием, какой раствор в ней находится и когда он приготовлен.
Посуда для приготовления и хранения растворов должна быть чисто вымыта и сполоснута дистиллированной водой.
Для приготовления растворов следует применять только чистые вещества и дистиллированную воду. Перед приготовлением раствора необходимо произвести расчет количества растворяемого вещества и количества растворителя. При приготовлении приблизительных растворов количество растворяемого вещества рассчитывают с точностью до десятых долей, значения молекулярных масс берут округленно до целых чисел, а при расчете количества жидкости доли миллилитра не учитывают.
Техника приготовления растворов различных веществ различна. Однако при приготовлении любого приблизительного раствора навеску берут на технохимических весах, а жидкости отмеривают мерным цилиндром.
Приготовление растворов солей . Требуется приготовить 200 г 10% раствора нитрата калия КNО 3 .
Расчет необходимого количества соли производят согласно пропорции:
100 г - 10 г КNО 3
200 г - Х г КNО 3 Х = (200 х 10) / 100 = 20 г КNО 3
Количество воды: 200-20=180 г или 180 мл.
Если соль, из которой приготовлен раствор, содержит кристаллизационную воду , то расчет будет несколько иной. Например, требуется приготовить 200 г 5% раствора СаСl 2 , исходя из СаСl 2 x 6H 2 O.
Вначале производят расчет для безводной соли:
100 г - 5 г СаСl 2
200 г - Х г СаСl 2 Х = 10 г СаСl 2
Молекулярная масса СаСl 2 равна 111, молекулярная масса СаСl 2 x 6H 2 O - 219, следовательно, 219 г СаСl 2 x 6H 2 O содержит 111 г СаСl 2 .
Т.е. 219 - 111
Х - 10 Х = 19,7 г. СаСl 2 x 6H 2 O
Для получения требуемого раствора необходимо отвесить 19,7 г соли СаСl 2 x 6H 2 O. Количество воды равно 200-19,7=180,3 г, или 180,3 мл. Воду отмеривают мерным цилиндром, поэтому десятые доли миллиметра в расчет не принимают. Следовательно, нужно взять 180 мл воды.
Раствор соли готовят следующим образом. На технохимических весах отвешивают необходимое количество соли. Аккуратно переносят навеску в колбу или стакан, где будут готовить раствор. Отмеривают нужное количество воды мерным цилиндром и выливают в колбу с навеской голи примерно половину отмеренного количества. Энергичным помешиванием добиваются полного растворения взятой навески, причем иногда для этого необходимо нагревание. После растворения навески добавляют остальное количество воды. Если раствор мутный, то его отфильтровывают через складчатый фильтр.
Приготовление растворов щелочей . Расчет количества щелочи, необходимого для приготовления раствора той или иной концентрации, производят так же, как для растворов солей. Однако твердая щелочь, особенно не очень хорошо очищенная, содержит много примесей, поэтому рекомендуется отвешивать щелочи в количестве, больше рассчитанного на2-3%. Техника приготовления растворов щелочей имеет свои особенности.
При приготовлении растворов щелочей нужно соблюдать следующие правила:
1. Кусочки щелочи следует брать щипцами, пинцетом, а если необходимо взять их руками, то обязательно в резиновых перчатках. Гранулированную щелочь в виде маленьких лепешечек насыпают фарфоровой ложкой.
2. Отвешивать щелочь на бумаге нельзя; для этого следует использовать только стеклянную или фарфоровую посуду.
3. Щелочь нельзя растворять в толстостенных бутылях, так как при растворении происходит сильное разогревание раствора; бутыль может лопнуть.
Отвешенное на технохимических весах количество щелочи помещают в большую фарфоровую чашку или стакан. В эту посуду наливают такое количество воды, чтобы раствор имел концентрацию 35-40%. Перемешивают раствор стеклянной палочкой, пока вся щелочь не растворится. Затем раствор оставляют стоять до остывания и выпадения осадка. Осадок представляет собой примеси (в основном карбонаты), которые не растворяются в концентрированных растворах щелочей. Оставшуюся щелочь осторожно сливают в другой сосуд (лучше с помощью сифона), куда доливают нужное количество воды.
Приготовление растворов кислот . Расчеты для приготовления растворов кислот иные, чем при приготовлении растворов солей и щелочей, так как концентрация растворов кислот не равна 100% из-за содержания воды; нужное количество кислоты не отвешивают, а отмеривают мерным цилиндром. При расчетах растворов кислот используют стандартные таблицы, в которых указан процент раствора кислоты, плотность данного раствора при определенной температуре и количество этой кислоты, содержащееся в 1л раствора данной концентрации.
Например, требуется приготовить 1 л 10% раствора HCl, исходя из имеющейся 38,0 % кислоты с плотностью 1,19. По таблице находим, что 10% раствор кислоты при комнатной температуре имеет плотность 1, 05, следовательно, масса 1л ее равна 1,05 x 1000== 1050 г.
Для этого количества рассчитывают содержание чистого HCl:
100 г - 10 г HCl
1050 г - Х г HCl Х = 105 г HCl
Кислота, имеющая плотность 1,19, содержит 38 г HCl, следовательно:
Х = 276 г или 276: 1,19 = 232 мл.
Количество воды: 1000 мл - 232 мл = 768 мл.
Часто употребляют растворы кислот, концентрация которых выражена 1:х , где х - целое число, показывающее, сколько объемов воды надо взять на один объем концентрированной кислоты. Например, раствор кислоты 1:5 означает, что при приготовлении раствора смешали 5 объемов воды с 1 объемом концентрированной кислоты.
Например, приготовить 1 л раствора серной кислоты 1:7. Всего будет 8 частей. Каждая часть равна 1000:8 = 125 мл. Следовательно, нужно взять концентрированной кислоты 125 мл, а воды - 875 мл.
При приготовлении растворов кислот нужно соблюдать следующие правила:
1. Раствор нельзя готовить в толстостенной бутыли, так как при разбавлении кислот, особенно серной, происходит сильное разогревание. Растворы кислот готовят в колбах.
2. При разбавлении нельзя наливать воду в кислоту. В колбу наливают рассчитанное количество воды, а затем тонкой струёй, постепенно, при перемешивании добавляют нужное количество кислоты. Кислоту и воду отмеривают мерными цилиндрами.
3. После остывания раствора его переливают в бутыль и наклеивают этикетку; бумажную этикетку парафинируют; можно сделать этикетку особой краской прямо на бутылях.
4. Если концентрированная кислота, из которой будут готовить разбавленный раствор, хранится долгое время, то необходимо уточнить ее концентрацию. Для этого измеряют ее плотность и по таблице находят точное содержание кислоты в растворе.
Концентрацию точных растворов выражают в виде молярной или нормальной концентрации или титром. Эти растворы обычно употребляются при аналитических работах; в физико-химических и биохимических исследованиях их применяют нечасто.
Навески для приготовления точных растворов рассчитывают с точностью до четвертого десятичного знака, а точность молекулярных масс соответствует той точности, с которой они приведены в справочных таблицах. Навеску берут на аналитических весах; раствор готовят в мерной колбе, т. е. количество растворителя не рассчитывают. Приготовленные растворы не следует хранить в мерных колбах, их переливают в бутыль с хорошо подобранной пробкой.
Если точный раствор нужно перелить в бутыль или в другую колбу, то поступают следующим образом. Бутыль или колбу, в которую будут переливать раствор, тщательно моют, ополаскивают несколько раз дистиллированной водой и дают постоять в перевернутом виде, чтобы вода стекла, или сушат. Ополаскивают бутыль 2-3 раза небольшими порциями того раствора, который собираются переливать, а затем переливают сам раствор. Каждый точный раствор имеет свой предельный срок хранения.
Расчеты при приготовлении молярных и нормальных растворов проводят следующим образом .
Пример 1.
Требуется приготовить 2 л 0,5 М раствора Na 2 CO 3 . Молярная масса Na 2 CO 3 равна 106. Следовательно, 1 л 0,5 М раствора содержит 53 г Na 2 CO 3 . Для приготовления 2 л необходимо взять 53 x 2 = 106 г Na 2 CO 3 . Это количество соли будет содержаться в 2 л раствора.
Иной способ визуализации расчета:
1л 1M раствора Na 2 CO 3 содержит 106 г Na 2 CO 3
(1л - 1M - 106 г)
2 л 1M раствора Na 2 CO 3 содержит х г Na 2 CO 3
(2л - 1M - х г);
при подсчете «рукой закрывается» центральная часть выражения (1M)
Находим, что 2 л 1M раствора Na 2 CO 3 содержит 212 г Na 2 CO 3
(2л - 1M - 212 г)
А 2 л 0,5M раствора Na 2 CO 3 («закрывается левая часть») содержит х г Na 2 CO 3 (2 л - 0,5 M - х г)
Т.е. 2 л 0,5M раствора Na 2 CO 3 содержит 106 г Na 2 CO 3
(2 л - 0,5 M - 106 г).
Приготовление растворов. Раствором называют однородные смеси двух или более веществ. Концентрацию раствора выражают по-разному:
в весовых процентах, т.е. по количеству граммов вещества, содержащегося в 100 г раствора;
в объемных процентах, т.е. по количеству единиц объема (мл) вещества в 100 мл раствора;
молярностью, т.е. количеством грамм-молей вещества, находящегося в 1 л раствора (молярные растворы);
нормальностью, т.е. количеством грамм-эквивалентов раствореного вещества в 1 л раствора.
Растворы процентной концентрации. Процентные растворы готовят как приблизительные, при этом навеску вещества отвешивают на технохимических весах, а объемы отмеривают измерительными цилиндрами.
Для приготовления процентных растворов пользуются несколькими приемами.
Пример. Необходимо приготовить 1 кг 15%-ного раствора хлористого натрия. Сколько необходимо для этого взять соли? Расчет проводится согласно пропорции:
Следовательно воды для этого необходимо взять 1000-150 = 850 г.
В тех случаях, когда надо приготовить 1 л 15%-ного раствора хлористого натрия, необходимое количество соли рассчитывают другим способом. По справочнику находят плотность этого раствора и, умножив ее на заданный объем, получают массу необходимого количества раствора: 1000-1,184 = 1184 г.
Тогда следует:
Следовательно, необходимое количество хлористого натрия различно для приготовления 1 кг и 1 л раствора. В тех случаях, когда приготовляют растворы из реактивов, содержащих в составе кристаллизационную воду, следует ее учитывать при расчете необходимого количества реактива.
Пример. Необходимо приготовить 1000 мл 5%-ного раствора Na2CO3 плотностью 1,050 из соли, содержащей кристаллизационную воду (Na2CO3-10H2O)
Молекулярная масса (вес) Na2CO3 равна 106 г, молекулярная масса (вес) Na2CO3-10H2O равна 286 г, отсюда рассчитывают необходимое количество Na2CO3-10H2O для приготовления 5%-ного раствора:
Методом разбавления растворы приготовляют следующим образом.
Пример. Необходимо приготовить 1 л 10%-ного раствора HCl из раствора кислоты относительной плотностью 1,185 (37,3%). Относительная плотность 10%-ного раствора 1,047 (по справочной таблице), следовательно, масса (вес) 1 л такого раствора равна 1000X1,047 = 1047 г. В этом количестве раствора должно содержаться чистого хлористого водорода
Чтобы определить, сколько необходимо взять 37,3%-ной кислоты, составляем пропорцию:
При приготовлении растворов путем разбавления или смешивания двух растворов для упрощения расчетов применяют способ диагональной схемы или «правило креста». На пересечении двух линий пишется заданная концентрация, а у обоих концов слева - концентрация исходных растворов, для растворителя она равна нулю.
Не все помнят, что значит «концентрация» и как правильно приготовить раствор. Если вы хотите получить 1-процентный раствор любого вещества, то растворяете 10 г вещества в литре воды (или 100 г в 10 литрах). Соответственно, 2-процентный раствор содержит 20 г вещества в литре воды (200 г в 10 литрах) и так далее.
Если отмерить маленькое количество сложно, берите большее, готовьте так называемый маточный раствор и затем разбавляйте его. Берем 10 граммов, готовим литр 1-процентного раствора, отливаем 100 мл, доводим их до литра водой (разбавляем в 10 раз), и 0,1-процентный раствор готов.
Как сделать раствор медного купороса
Чтобы приготовить 10 литров медно-мыльной эмульсии нужно приготовить 150-200 г мыла и 9 литров воды (лучше дождевой). Отдельно 5-10 г медного купороса растворяем в 1 литре воды. После этого раствор медного купороса тонкой струёй добавляют в мыльный раствор, при этом не переставая хорошо перемешивать. В результате получится жидкость зеленоватого цвета. Если плохо смешивать или поспешить, то образуются хлопья. В этом случае процесс лучше начать с самого начала.
Как приготовить 5 процентный раствор марганцовки
Чтобы приготовить 5% раствор нужно 5 г марганцовки и 100 мл воды. Первым делом наливаем воду в приготовленную ёмкость, следом добавляем кристаллы. Затем все это перемешать до равномерного и насыщенного фиолетового окраса жидкости. Перед использованием рекомендуется процедить раствор через марлю, чтобы удалить нерастворённые кристаллы.
Как приготовить 5 процентный раствор мочевины
Мочевина является высококонцентрированным азотным удобрением. При этом гранулы вещества легко растворяются в воде. Чтобы сделать 5% раствор нужно взять 50 г мочевины и 1 л воды или 500 г гранул удобрения на 10 л воды. В ёмкость с водой добавляют гранулы и хорошо перемешивают.
Единицы СИ в клинической лабораторной диагностике.
В клинической лабораторной диагностике Международную систему единиц рекомендуется применять в соответствии со следующими правилами.
1. В качестве единиц объема следует применять литр. Не рекомендуется в знаменателе применять дольные или кратные от литра (1-100 мл).
2. Концентрация измеряемых веществ указывается как молярная (моль/л) или как массовая (г/л).
3. Молярная концентрация используется для веществ с известной относительной молекулярной массой. Ионная концентрация указывается в виде молярной.
4. Массовую концентрацию используют для веществ, относительная молекулярная масса которых неизвестна.
5. Плотность указывается в г/л; клиренс – в мл/с.
6. Активность ферментов на количество веществ по времени и объему выражается как моль/(с*л); мкмоль/(с*л); нмоль/(с*л).
При переводе единиц массы в единицы количества вещества (молярные) коэффициент пересчета - К=1/Mr, где Mr – относительная молекулярная масса. При этом исходная единица массы (грамм) соответствует молярной единице количества вещества (моль).
Общая характеристика.
Растворы – однородные системы, состоящие из двух или более компонентов и продуктов их взаимодействия. Роль растворителя может выполнять не только вода, но и этиловый спирт, эфир, хлороформ, бензол и т.д.
Процесс растворения часто сопровождается выделением тепла (экзотермическая реакция – растворение едких щелочей в воде) или поглощением тепла (эндотермическая реакция – растворение аммонийных солей).
К жидким растворам относятся растворы твердых веществ в жидкостях (раствор соли в воде), растворы жидкостей в жидкостях (раствор этилового спирта в воде), растворы газов в жидкостях (СО 2 в воде).
Растворы могу быть не только жидкие, но и твердые (стекло, сплав серебра и золота), а также газообразные (воздух). Наиболее важными и распространенными являются водные растворы.
Растворимость – свойство вещества растворяться в растворителе. По растворимости в воде все вещества делят на 3 группы - хорошо растворимые, малорастворимые и практически не растворимые. Растворимость, прежде всего, зависит от природы веществ. Растворимость выражают количеством граммов вещества, которое можно максимально растворить в 100 г растворителя или раствора при данной температуре. Это количество называется коэффициентом растворимости или просто растворимостью вещества.
Раствор, в котором при данной температуре и объеме не происходит дальнейшее растворение вещества, называется насыщенным. Такой раствор находится в равновесии с избытком растворяемого вещества, он содержит максимально возможное при данных условиях количество вещества. Если концентрация раствора не достигает концентрации насыщения при данных условиях, то раствор называется ненасыщенным. В пересыщенном растворе вещества содержится больше, чем в насыщенном растворе. Пересыщенные растворы очень неустойчивы. Простое сотрясение сосуда или соприкосновение с кристаллами растворенного вещества приводит к мгновенной кристаллизации. При этом пересыщенный раствор переходит в насыщенный раствор.
Понятие «насыщенные растворы» следует отличать от понятия «пересыщенные растворы». Концентрированным называется раствор с высоким содержание растворенного вещества. Насыщенные растворы разных веществ могут сильно различаться по концентрации. У хорошо растворимых веществ (нитрит калия) насыщенные растворы имеют высокую концентрацию; у малорастворимых веществ (сульфат бария) насыщенные растворы обладают небольшой концентрацией растворенного вещества.
В подавляющем большинстве случаев с повышением температуры растворимость вещества увеличивается. Но есть вещества, растворимость которых с повышением температуры увеличивается незначительно (хлорид натрия, хлорид алюминия) или даже уменьшается.
Зависимость растворимости различных веществ от температуры изображается графически с помощью кривых растворимости. На оси абсцисс откладывают температуру, на оси ординат – растворимость. Таким образом, можно рассчитать, сколько соли выпадает из раствора при его охлаждении. Выделение веществ из раствора при понижении температуры называется кристаллизацией, при этом вещество выделяется в чистом виде.
Если в растворе содержатся примеси, то раствор по отношению к ним будет ненасыщенным даже при понижении температуры, и примеси в осадок не выпадут. На этом основан метод очистки веществ – кристаллизация.
В водных растворах образуются более или менее прочные соединения частиц растворенного вещества с водой – гидраты. Иногда такая вода настолько прочно связана с растворенным веществом, что при его выделении входит в состав кристаллов.
Кристаллические вещества, содержащие в своем составе воду, называются кристаллогидратами, а сама вода – кристаллизационной. Состав кристаллогидратов выражается формулой с указанием числа молекул воды на одну молекулу вещества – CuSO 4 * 5H 2 O.
Концентрация – отношение количества растворенного вещества к количеству раствора или растворителя. Концентрацию раствора выражают в весовых и объемных отношениях. Весовые процентные отношения указывают на весовое содержание вещества в 100 г раствора (но не в 100 мл раствора!).
Техника приготовления приблизительных растворов.
Отвешивают необходимые вещества и растворитель в таких отношениях, чтобы общая сумма была 100 г. Если растворителем является вода, плотность которой равна единице, ее не взвешивают, а отмеряют объем, равный массе. Если растворителем является жидкость, плотность которой не равна единице, ее или взвешивают, или выраженное в граммах количество растворителя делят на показатель плотности и рассчитывают объем, который занимает жидкость. Плотность P – отношение массы тела к его объему.
За единицу плотности принята плотность воды при 4 0 С.
Относительной плотностью D называют отношение плотности данного вещества к плотности другого вещества. Практически определяют отношение плотности данного вещества к плотности воды, принятой за единицу. Например, если относительная плотность раствора равна 2,05, то 1 мл его весит 2,05 г.
Пример. Сколько надо взять 4-х хлористого углерода для приготовления 100 г 10% раствора жира? Отвешивают 10 г жира и 90 г растворителя CCl 4 или, измеряя объем занимаемой необходимым количеством CCl 4 , делят массу (90 г) на показатель относительной плотности D = (1, 59 г/мл).
V = (90 г) / (1, 59 г/мл) = 56, 6 мл.
Пример. Как приготовить 5% раствор сернокислой меди из кристаллогидрата этого вещества (в расчете на безводную соль)? Молекулярная масса сернокислой меди – 160 г, кристаллогидрата – 250 г.
250 – 160 X = (5*250) / 160 = 7,8 г
Следовательно, нужно взять 7,8 г кристаллогидрата, 92,2 г воды. Если раствор готовят без пересчета на безводную соль, расчет упрощается. Отвешивают заданное количество соли и прибавляют растворитель в таком количестве, чтобы общий вес раствора был 100 г.
Объемные процентные отношения показывают, какое количество вещества (в мл) содержится в 100 мл раствора или смеси газов. Например, 96% раствор этилового спирта содержит 96 мл абсолютного (безводного) спирта и 4 мл воды. Объемными процентами пользуются при смешивании взаиморастворяющихся жидкостей, при приготовлении газовых смесей.
Весо-объемные процентные отношения (условный способ выражения концентрации). Указывают весовое количество вещества, содержащегося в 100 мл раствора. Например, 10% раствора NaCl содержит 10 г соли в 100 мл раствора.
Техника приготовления процентных растворов из концентрированных кислот.
Концентрированные кислоты (серная, соляная, азотная) содержат воду. Соотношение кислоты и воды в них указывается в весовых процентных отношениях.
Плотность растворов в большинстве случаев выше единицы. Процентное содержание кислот определяется по их плотности. При приготовлении более разбавленных растворов из концентрированных растворов учитывают содержание в них воды.
Пример. Надо приготовить 20% раствор серной кислоты H 2 SO 4 из концентрированной 98% серной кислоты с плотность D = 1,84 г/мл. Первоначально рассчитываем, в каком количестве концентрированного раствора содержится 20 г серной кислоты.
100 – 98 X = (20*100) / 98 = 20,4 г
Практически удобнее работать с объемными, а не с весовыми, единицами кислот. Поэтому рассчитывают, какой объем концентрированной кислоты занимает нужное весовое количество вещества. Для этого полученное в граммах число делят на показатель плотности.
V = M/P = 20, 4 / 1, 84 = 11 мл
Можно рассчитывать и другим способом, когда концентрация исходного раствора кислоты сразу же выражается в весо-объемных процентных отношениях.
100 – 180 X = 11 мл
Когда не требуется особенной точности, при разбавлении растворов или смешивании их для получения растворов другой концентрации можно пользоваться следующим простым и быстрым способом. Например, нужно приготовить 5% раствор сернокислого аммония из 20% раствора.
Где 20 – концентрация взятого раствора, 0 – вода, и 5 – требуемая концентрация. Из 20 вычитаем 5, и полученное значение пишем в правом нижнем углу, вычитая 0 из 5, пишем цифру в правом верхнем углу. Тогда схема примет следующий вид.
Это значит, что нужно взять 5 частей 20% раствора и 15 частей воды. Если смешать 2 раствора, то схема сохраняется, только в левом нижнем углу пишется исходный раствор с меньшей концентрацией. Например, смешиванием 30% и 15% растворов нужно получить 25% раствор.
Таким образом, нужно взять 10 частей 30% раствора и 15 частей 15% раствора. Такой схемой можно пользоваться, когда не требуется особой точности.
К точным растворам относят нормальные, молярные, стандартные растворы.
Нормальным называют раствор, в 1 г которого содержится г – экв растворенного вещества. Весовое количество сложного вещества, выраженное в граммах и численно равное его эквиваленту, называется грамм – эквивалентом. При вычислении эквивалентов соединений типа оснований, кислот и солей можно пользоваться следующими правилами.
1. Эквивалент основания (Э о) равен молекулярной массе основания, деленной на число групп ОН в его молекуле (или на валентность металла).
Э (NaOH) = 40/1=40
2. Эквивалент кислоты (Э к) равен молекулярной массе кислоты, деленной на число атомов водорода в ее молекуле, которые могут замещаться на металл.
Э(H 2 SO 4) = 98/2 = 49
Э(HCl) = 36,5/1=36,5
3. Эквивалент соли (Э с) равен молекулярной массе соли, деленной на произведение валентности металла, на число его атомов.
Э(NaCl) = 58,5/(1*1) = 58,5
При взаимодействии кислот и оснований в зависимости от свойств реагирующих веществ и условий реакции не обязательно все атомы водорода, присутствующие в молекуле кислоты, замещаются на атом металла, а образуются кислые соли. В этих случаях грамм – эквивалент определяется числом атомов водорода, замещенных на атомы металлов в данной реакции.
H 3 PO 4 + NaOH = NaH 2 PO + H 2 O (грамм – эквивалент равен грамм – молекулярному весу).
H 3 PO 4 + 2NaOH = Na 2 HPO 4 + 2H 2 O (грамм – эквивалент равен половине грамм - молекулярного веса).
При определении грамм – эквивалента требуется знание химической реакции и условий, в которых она протекает. Если нужно приготовить децинормальный, сантинормальный или миллинормальный растворы, берут, соответственно, 0,1; 0,01; 0,001 грамм – эквивалент вещества. Зная нормальность раствора N и эквивалент растворенного вещества Э, легко вычислить, сколько граммов вещества содержится в 1мл раствора. Для этого надо массу растворенного вещества разделить на 1000. Количество растворенного вещества в граммах, содержащееся в 1 мл раствора, называется титром раствора (Т).
Т = (N*Э) / 1000
Т (0,1 H 2 SO 4) = (0,1*49) / 1000 = 0,0049 г/мл.
Раствор с известным титром (концентрацией) называется титрованным. Пользуясь титрованным раствором щелочи, можно определить концентрацию (нормальность) раствора кислоты (ацидиметрия). Пользуясь титрованным раствором кислоты, можно определить концентрацию (нормальность) раствора щелочи (алкалиметрия). Растворы одинаковой нормальности реагируют в равных объемах. При разных нормальностях эти растворы реагируют между собой в объемах, обратно пропорциональных их нормальностям.
N к / N щ = V щ / V к
N к * V к = N щ * V щ
Пример. На титрование 10 мл раствора HCl пошло 15 мл 0,5 N раствора NaOH. Вычислить нормальность раствора HCl.
N к * 10 = 0, 5 * 15
N к = (0, 5 * 15) / 10 = 0, 75
N = 30 / 58, 5 = 0, 5
Фиксаналы – заранее приготовленные и запаянные в ампулы, точно отвешенные количества реактива, необходимые для приготовления 1 л 0, 1 N или 0, 01 N раствора. Фиксаналы бывают жидкие и сухие. Сухие имеют более длительный срок хранения. Техника приготовления растворов из фиксаналов описана в приложении к коробке с фиксаналами.
Приготовление и проверка децинормальных растворов.
Децинормальные растворы, которые в лаборатории часто являются исходными, готовят из химически частых препаратов. Необходимая навеска отвешивается на технохимических весах или аптекарских весах. При взвешивании допускается ошибка на 0,01 – 0,03 г. Практически можно допустить ошибку в сторону некоторого повышения полученного по расчету веса. Навеска переносится в мерную колбу, куда добавляется небольшое количество воды. После полного растворения вещества и уравнивания температуры раствора с температурой воздуха колба доливается водой до отметки.
Приготовленный раствор требует проверки. Проверка производится с помощью растворов, приготовленных их фиксаналов, в присутствии индикаторов, устанавливается коэффициент поправки (К) и титр. Коэффициент поправки (К) или фактор поправки (F) показывает, какому количеству (в мл) точного нормального раствора соответствует 1мл данного (приготовленного) раствора. Для этого 5 или 10 мл приготовленного раствора переносят в коническую колбу, добавляют несколько капель индикатора и титруют точным раствором. Титрование проводят дважды и рассчитывают среднюю арифметическую величину. Результаты титрования должны быть примерно одинаковыми (разница в пределах 0,2 мл). Коэффициент поправки рассчитывают по отношению объема точного раствора V т к объему испытуемого раствора V н.
К = V т / V н.
Коэффициент поправки может быть определен и вторым способом – по отношению титра испытуемого раствора к теоретически высчитанному титру точного раствора.
K = T практ. / T теор.
Если левые части уравнения равны, то равны и их правые части.
V т / V н. = T практ. / T теор.
Если найден практический титр испытуемого раствора, значит, определено весовое содержание вещества в 1 мл раствора. При взаимодействии точного и проверяемого раствора могут иметь место 3 случая.
1. Растворы взаимодействовали в одинаковых объемах. Например, на титрование 10 мл 0,1 н раствора пошло 10 мл испытуемого раствора. Следовательно, нормальность одинакова, и коэффициент поправки равен единице.
2. На взаимодействие с 10 мл точного раствора пошло 9,5 мл испытуемого, испытуемый раствор оказался концентрированнее точного раствора.
3. На взаимодействие с 10 мл точного раствора пошло 10,5 мл испытуемого, испытуемый раствор слабее по концентрации, чем точный раствор.
Коэффициент поправки рассчитывается с точностью до второго знака после запятой, допускаются колебания от 0,95 до 1,05.
Исправление растворов, коэффициент поправки которых больше единицы.
Коэффициент поправки показывает, во сколько раз данный раствор концентрированнее раствора определенной нормальности. Например, К равен 1,06. Следовательно, к каждому мл приготовленного раствора надо прибавить 0,06 мл воды. Если осталось 200 мл раствора, то (0,06*200) = 12 мл – прибавляют к оставшемуся приготовленному раствору и смешивают. Этот способ приведения растворов к определенной нормальности прост и удобен. Приготавливая растворы, следует готовить их более концентрированными растворами, а не разбавленными растворами.
Приготовление точных растворов, коэффициент поправки которых меньше единицы.
В указанных растворах недостает какой-то части грамм – эквивалента. Эту недостающую часть можно определить. Если рассчитать разность между титром раствора определенной нормальности (теоретический титр) и титром данного раствора. Полученная величина показывает, сколько вещества надо прибавить к 1 мл раствора для доведения его до концентрации раствора заданной нормальности.
Пример. Коэффициент поправки приблизительно 0,1 N раствора едкого натра равен 0,9, объем раствора – 1000 мл. Привести раствор к точно 0,1 N концентрации. Грамм - эквивалент едкого натра – 40 г. Теоретический титр для 0,1 N раствора – 0,004. Практический титр - Т теор. * K = 0,004 * 0, 9 = 0, 0036 г.
T теор. - T практ. = 0, 004 – 0, 0036 = 0, 0004 г.
Осталось неизрасходованным 1000 мл раствора – 1000 * 0, 0004 = 0,4 г.
Полученное количество вещества прибавляют к раствору, хорошо перемешивают, и еще раз определяют титр раствора. Если исходным материалом для приготовления растворов являются концентрированные кислоты, щелочи, и другие вещества, то необходимо производить дополнительный расчет, чтобы определить, в каком количестве концентрированного раствора содержится рассчитанная величина данного вещества. Пример. На титрование 5 мл приблизительно 0,1 N раствора HCl пошло 4,3 мл точного 0,1 N раствора NaOH.
K = 4,3/5 = 0,86
Раствор слабый, его надо укрепить. Рассчитываем Т теор. , T практ. и их разность.
Т теор. = 3,65 / 1000 = 0,00365
T практ. = 0, 00365 * 0, 86 = 0, 00314
Т теор. - T практ. = 0, 00364 – 0, 00314 = 0, 00051
Осталось неиспользованным 200 мл раствора.
200 * 0, 00051 = 0, 102 г
Для 38% раствора HCl плотностью 1, 19 составляем пропорцию.
100 – 38 X = (0, 102 * 100) / 38 = 0, 26 г
Переводим весовые единицы в объемные, учитывая плотность кислоты.
V = 0, 26 / 1, 19 = 0, 21 мл
Приготовление 0,01 N, 0,005 N из децинормальных растворов, имеющий коэффициент поправки.
Первоначально рассчитывают, какой объем 0,1 N раствора надо взять для приготовления из 0,01 N раствора. Рассчитанный объем делят на коэффициент поправки. Пример. Надо приготовить 100 мл 0, 01 N раствора из 0,1 N с К = 1,05. Так как раствор концентрированнее в 1,05 раза, надо взять 10/1,05 = 9, 52 мл. Если К = 0, 9, то надо взять 10/0,9 = 11,11 мл. В данном случае берут несколько большее количество раствора и доводят объем в мерной колбе до 100 мл.
Для приготовления и хранения титрованных растворов существуют следующие правила.
1. Каждый титрованный раствор имеет свой предельный срок хранения. При хранении они изменяют свой титр. При выполнении анализа необходимо проверить титр раствора.
2. Необходимо знать свойства растворов. Титр некоторых растворов (гипосульфит натрия) меняются со временем, поэтому их титр устанавливается не ранее чем через 5-7 дней после приготовления.
3. Все бутылки с титрованными растворами должны иметь четкую надпись с указанием вещества, его концентрации, коэффициента поправки, временем изготовления раствора, даты проверки титра.
4. При аналитических работах большое внимание нужно уделять расчетам.
Т = А / V (А – навеска)
N = (1000 * А) / (V * г /экв)
T = (N * г/экв) / 1000
N = (T * 1000) / (г/экв)
Молярным называют раствор, в 1л которого содержится 1 г*моль растворенного вещества. Моль – молекулярная масса, выраженная в граммах. 1-молярный раствор серной кислоты – 1 л такого раствора содержит 98 г серной кислоты. Сантимолярный раствор содержит в 1 л 0, 01 моль, миллимолярный – 0, 001 моль. Раствор, концентрация которого выражена количеством молей на 1000 г растворителя, называется моляльным.
Например, в 1 л 1 М раствора едкого натра содержится 40 г препарата. В 100 мл раствора будет содержаться 4, 0 г, т.е. раствор 4/100 мл (4г%).
Если раствор едкого натра 60/100 (60мг%), нужно определить его молярность. В 100 мл раствора содержится 60 г едкого натра, а в 1 л – 600 г., т.е. в 1 л 1 М раствора должно содержаться 40 г едкого натра. Молярность натра - X = 600 / 40 = 15 М.
Стандартным называются растворы с точно известными концентрациями, применяющимися для количественного определения веществ методом колориметрии, нефелометрии. Навеску для стандартных растворов отвешивают на аналитических весах. Вещество, из которого готовят стандартный раствор, должно быть химически чистым. Стандартные растворы. Стандартные растворы готовят в объеме, необходимом для расхода, но не больше 1 л. Количество вещества (в граммах), необходимое для получения стандартных растворов – А.
А = (M I * T * V) / М 2
M I – Молекулярная масса растворяемого вещества.
Т – Титр раствора по определяемому веществу (г/мл).
V – Заданный объем (мл).
М 2 – Молекулярная или атомная масса определяемого вещества.
Пример. Нужно приготовить 100 мл стандартного раствора CuSO 4 * 5H 2 O для колориметрического определения меди, причем в 1 мл раствора должно содержаться 1 мг меди. В данном случае M I = 249, 68; M 2 = 63, 54; T = 0, 001 г/мл; V = 100 мл.
А = (249,68*0,001*100) / 63,54 = 0,3929 г.
Навеску соли переносят в мерную колбу емкостью 100 мл и добавляют воду до отметки.
Контрольные вопросы и задачи.
1. Что такое раствор?
2. Какие существуют способы выражения концентрации растворов?
3. Что такое титр раствора?
4. Что такое грамм – эквивалент и как его рассчитывают для кислот, солей, оснований?
5. Как приготовить 0,1 N раствор едкого натрия NaOH?
6. Как приготовить 0,1 N раствор серной кислоты H 2 SO 4 из концентрированной с плотностью 1,84?
8. Какой существует способ для укрепления и разбавления растворов?
9. Вычислить, сколько граммов NaOH необходимо для приготовления 500 мл 0,1 М раствора? Ответ – 2 г.
10. Сколько граммов CuSO 4 * 5H 2 O нужно взять для приготовления 2 л 0,1 N раствора? Ответ – 25 г.
11. На титрование 10 мл раствора HCl пошло 15 мл 0,5 N раствора NaOH. Вычислить – нормальность HCl, концентрацию раствора в г/л, титр раствора в г/мл. Ответ – 0,75; 27,375 г/л; Т = 0,0274 г/мл.
12. В 200 г воды растворено 18 г вещества. Вычислить весовую процентную концентрацию раствора. Ответ – 8,25%.
13. Сколько мл 96% раствора серной кислоты (D = 1.84) нужно взять для приготовления 500 мл 0,05 N раствора? Ответ – 0,69 мл.
14. Титр раствора H 2 SO 4 = 0,0049 г/мл. Вычислить нормальность этого раствора. Ответ – 0,1 N.
15. Сколько граммов едкого натра нужно взять для приготовления 300 мл 0,2 N раствора? Ответ – 2,4 г.
16. Сколько нужно взять 96% раствора H 2 SO 4 (D = 1,84) для приготовления 2 л 15% раствора? Ответ – 168 мл.
17. Сколько мл 96% раствора серной кислоты (D = 1,84) нужно взять для приготовления 500 мл 0,35 N раствора? Ответ – 9,3 мл.
18. Сколько мл 96% серной кислоты (D = 1,84) нужно взять для приготовления 1 л 0,5 N раствора? Ответ – 13,84 мл.
19. Сколько молярность 20% раствора соляной кислоты (D = 1,1). Ответ – 6,03 М.
20 . Вычислить молярную концентрацию 10% раствора азотной кислоты (D = 1,056). Ответ – 1,68 М.