14. Список основных формул по аналитике

№

п/п

название и расчетная формула

1

основные виды концентраций

1.1

Молярная концентрация С_М(моль/л)

С_М =или С_М =

ν (моль) – количество вещества;V– объем раствора в мл

1.2

Молярная концентрация эквивалента или нормальность

С_н(моль-экв/л)

С_н =или С_н =

n_экв(моль-экв) – количество эквивалентов вещества;

V– объем раствора в мл; М_экв– молярная масса эквивалента

1.3

Простой титр Т (г/мл)

Т(А) = m(А)/V(А)

V– объем раствора в мл;m(А) – масса вещества в г

1.4

Условный титр или по определяемому веществу Т_В/А

Т_В/А=m(А)/V(В)

m(А) – масса веществаАв г;V(В) – объем раствораВв мл;

1.5

Процентная концентрация (массовая доля) -ω %

ω = ; где ρ – плотность раствора;V– объем в мл

ω = ;

ω = ; гдеm_н-ки– масса навески сухого вещества (пробы) в г.

1.6

Концентрация по массе С (г/л)

С =;V– объем раствора в мл

2

формулы связи между концентрациями

2.1

С = С_М*М; С = С_н*М_экв; С = Т*1000

2.2

С_М*М= С_н*М_экв; С_М(В) =

№

п/п

название и расчетная формула

2.3

С_н(В) =; С_н(В) =;

2.4

Связь титров между собой:

2.5

ν = или ν =; или ν =;

2.6

n_экв=илиn_экв=; илиn_экв=

3

расчет молярной массы эквивалента М_экв

3.1

Оксиды металлов: М_экв(оксид) =;

В – валентность металла; n– число атомов металла

3.2

Соли: М_экв(соль) =; М_экв(соль) =;

n– число протонов, замещаемых в ходе реакции

3.3

Кислоты: М_экв(кис-та) =;n– число протонов

3.4

Основания: М_экв(ос-е) =;n– число гидроксогрупп

3.5

Кислотные оксиды:М_экв(оксид) =;

n– число протонов, замещаемых в ходе реакции

4

Формулы разведения при смешении 2-х растворов:

С₁ = ;и С₂ = ;гдеи- исходные концентрации растворов (С; С_М; С_нили титр Т);V₁иV₂– объемы смешиваемых растворов

5

Расчеты в прямом титровании:

расчеты основаны на законе эквивалентов в общем виде: n_экв(А) = n_экв(В), гдеn_экв=илиn_экв=

№

п/п

название и расчетная формула

6

Расчет рН в буферных растворах;

рН = - log[H⁺]; [H⁺] = 10^-рН

6.1

Кислотный буфер:[H⁺] = ;

где ν – количество вещества кислоты или соли в растворе; К_д– константа диссоциации (ионизации) кислоты

6.2

Основный буфер: [H⁺] =

где ν – количество вещества основания или соли в растворе; К_д– константа диссоциации (ионизации) основания; К_w– ионное произведение воды

6.3

Вода:[H⁺] = [OH^] = 10^7; ионное произведение воды: К_w= 10^14

7

Редоксиметрия:

М_экв(А) =– расчет молярной массы эквивалента в реакциях ОВР; гдеn– количество моль вещества в соответствующей полуреакции;z– число электронов в данной полуреакции;

Е_экв=– потенциал точки эквивалентности;и– стандартные электродные потенциалы полуреакций;z₁иz₂– число электронов в полуреакциях;

8

8.1

Расчеты в гравиметрии:

ω (А) = ; гдеm_в(А) =F(А)*m_гр.ф

F(А) – факторный множитель по веществу А;m_гр.ф – масса гравиметрической формы.

8.2

Факторный множитель (фактор пересчета)

пусть схема анализа: □ → рА →qВ;

^{проба определяемое гравиметрическая}

^{вещество форма}

тогда F(F) =; где М(А) и М(В) – молярные массы веществ;

pиq– соответствующие им стехиометрические коэффициенты связи (из схемы или уравнения реакции)

8.3

Формулы произведения растворимости (ПР)

A_pB_{q (осадок)}↔ pA+qB

ПР(A_pB_q) =; где А и В – ионы, образующие осадок, р иq– стехиометрические коэффициенты уравнения

№

п/п

название и расчетная формула

8.4

Расчет растворимости вещества

Молярная (моль/л): S = ;

Растворимость по массе (г/л): Р =;

Связь между растворимостями: Р = рSМ

где m– масса вещества или иона в насыщенном растворе;V– объем раствора в мл;р– стехиометрический множитель из уравнения диссоциации молекул осадка;для вещества осадкар = 1.

8.5

Расчет массы вещества или иона через растворимость:

m = ; илиm =

где р– стехиометрический множитель из уравнения диссоциации молекул осадка;для вещества осадкар = 1;V– объем раствора в мл.

8.6

Расчет молярной растворимости в водном растворе через ПР:

pA+qB↔A_pB_{q (осадок)}– уравнение диссоциации осадка;

пусть S– растворимость осадка;

[А] = pS и [В] = qS– концентрации ионов осадка в растворе, выраженные через растворимость, тогда:

ПР(A_pB_q) ===;

S=

9

формулы для расчета рН некоторых электролитов

^*n– основность кислоты или кислотность щелочи; К_w=

9.1

Сильная кислота: [H⁺]nC_к-ты^*

9.2

Сильное основание: [H⁺] 

9.3

Слабая кислота: [H⁺] =

9.4

Слабое основание: [H⁺] =

9.5

Соль слабой кислоты и сильного основания: [H⁺] =

9.6

Соль сильной кислоты и слабого основания: [H⁺] =

9.7

Соль слабой кислоты и слабого основания: [H⁺] =