что такое миллиграмм эквивалент на литр

Что такое миллиграмм эквивалент на литр

ГОСУДАРСТВЕННЫЙ СТАНДАРТ СОЮЗА ССР

Water. Unit of hardness

Срок действия с 01.01.88
до 01.01.98*
____________
Ограничение срока действия снято по протоколу № 7-95
Межгосударственного Совета по стандартизации,
метрологии и сертификации
(ИУС № 11 1995 г.).
Примечание «КОДЕКС»

УТВЕРЖДЕН И ВВЕДЕН В ДЕЙСТВИЕ постановлением Государственного комитета СССР по стандартам от 20 марта 1986 г. № 584

ВЗАМЕН ГОСТ 6055-51

ПЕРЕИЗДАНИЕ. Октябрь 1994 г.

1. Настоящий стандарт устанавливает единицу жесткости воды.

2. Жесткостью воды называется свойство воды, обусловленное содержанием в ней ионов кальция (1/2 Са ) и магния (1/2 Мg ).

3. Единицей жесткости воды является моль на кубический метр (моль/м ).

1. Числовое значение жесткости, выраженное в молях на кубический метр (моль/м ), равно числовому значению жесткости, выраженному в миллиграмм-эквивалентах на литр (мг-экв/л).

4. Виды жесткости воды и соответствующие им пояснения приведены в приложении 1.

5. Термины, применяемые и настоящем стандарте, и их пояснения приведены в приложении 2.

6. Соотношение единиц жесткости воды, принятых в других странах, и моль на кубический метр приведено в приложении 3.

ПРИЛОЖЕНИЕ 1
Обязательное

ВИДЫ ЖЕСТКОСТИ ВОДЫ

Общая жесткость воды

Сумма молярных концентраций эквивалентов ионов кальция (1/2 Са ) и магния (1/2 Мg ) в воде.

Карбонатная жесткость воды

Сумма молярных концентраций эквивалентов карбонатных (СО ) и гидрокарбонатных (НСО ) ионов в воде.

Примечание. Если значение карбонатной жесткости воды больше значения общей жесткости, то значение карбонатной жесткости принимают равным значению общей жесткости воды.

Некарбонатная жесткость воды

Разность между общей и карбонатной жесткостью воды.

Устранимая жесткость воды

Жесткость воды, обусловленная наличием в воде карбонатных (СО ) и гидрокарбонатных (НСО ) ионов солей кальция и магния, удаляемая при кипячении и определяемая экспериментально.

Неустранимая жесткость воды

Разность между общей и устранимой жесткостью воды.

ПРИЛОЖЕНИЕ 2
Справочное

ТЕРМИНЫ, ПРИМЕНЯЕМЫЕ В НАСТОЯЩЕМ СТАНДАРТЕ,
И ИХ ПОЯСНЕНИЯ

Реальная или условная частица вещества, которая в данной кислотно-основной реакции эквивалентна одному иону водорода или в данной окислительно-восстановительной реакции одному электрону.

,

где , фактор эквивалентности.

,

где , фактор эквивалентности.

2. Молярная концентрация эквивалента

Отношение количества вещества эквивалента в системе (например, в растворе) к объему этой системы.

ПРИЛОЖЕНИЕ 3
Справочное

СООТНОШЕНИЕ ЕДИНИЦ ЖЕСТКОСТИ ВОДЫ, ПРИНЯТЫХ
В ДРУГИХ СТРАНАХ, С ЕДИНИЦЕЙ МОЛЬ НА КУБИЧЕСКИЙ МЕТР
(моль/м )

Источник

Жесткость воды

Жесткость воды определяется концентрацией ионов щелочноземельных металлов. К ним относятся преимущественно хлориды, сульфаты, гидрокарбонаты и т. д. По жесткости вода дополнительно подразделяется на:

Чем выше степень жесткости, тем больше ионов содержится в воде. В настоящее время обозначение °dH (“градус немецкой жесткости”) вышло из употребления и применяется ммоль/л.

Единицы измерения

Для численного выражения жёсткости воды указывают концентрацию в ней катионов кальция и магния. Рекомендованная единица системы СИ для измерения концентрации — моль на кубический метр (моль/м³), однако, на практике для измерения жёсткости чаще используется миллимоль на литр (ммоль/л).

В России для измерения жёсткости чаще используется нормальная концентрация ионов кальция и магния, выраженная в миллиграмм-эквивалентах на литр (мг-экв/л). Один мг-экв/л соответствует содержанию в литре воды 20,04 миллиграмм Ca2+ или 12,16 миллиграмм Mg2+ (атомная масса делённая на валентность). Числовое значение жесткости, выраженное в молях на кубический метр равно числовому значению жесткости, выраженному в миллиграмм эквивалентах на литр (или кубический дециметр), т.е.: 1моль/м3=1ммоль/л=1мг-экв/л=1мг-экв/дм3.

Иногда указывают концентрацию, отнесённую к единице массы, а не объёма, особенно, если температура воды может изменяться или если вода может содержать пар, что приводит к существенным изменениям плотности.

В разных странах использовались (иногда используются до сих пор) различные внесистемные единицы — градусы жёсткости.

В СССР до 1952 года использовали градусы жёсткости, совпадавшие с немецкими.

Источник

Что такое вода

1. Измерение концентрации по плотности раствора в градусах Боме (применяется для крепких кислот и щелочей), по удельному весу (применяется для различных растворов, преимущественно для кислот и щелочей).

3. Измерение концентрации по весовому количеству растворенного вещества в единице объема раствора, например по количеству миллиграммов растворенного вещества в 1 л раствора.

4. Измерение концентрации растворенного вещества путем выражения ее количеством грамм-молекул (г-моль), грамм-ионов (г-ион) или грамм-эквивалентов (г-экв):

а) по числу грамм-молекул растворенного вещества в 1 л или в 1 кг раствора. Для выражения концентрации в этой форме надо число граммов вещества, находящегося в единице объема или веса, разделить на его молекулярный вес.

б) по числу грамм-ионов растворенного вещества в 1 л или в 1 кг раствора. Для этого нужно число граммов данного иона, содержащегося в единице объема или веса, разделить на его ионный вес. Эта форма, так же как и молярная, употребляется при изучении химических равновесий для расчетов;

Если в приведенных выше трех формах концентрации (молекулярной, ионной и эквивалентной) взять величины, в 1000 раз меньшие, то получается соответственно миллиграмм-моли, миллиграмм-ионы и миллиграмм-эквиваленты. 18.07.1951 г. утверждена единица для измерения жесткости и щелочности воды. Взамен ранее существовавшего градуса введены единицы миллиграмм-эквивалент на литр (мг-экв/л) для измерения больших величин и микрограмм-эквивалент на литр (мкг∙экв/л) для измерения малых жесткостей и щелочности.

Жесткость воды определяется содержанием в ней ионов кальция и магния и выражается в грамм-эквивалентах на литр или в миллиграмм-эквивалентах на литр.

Один немецкий градус жесткости соответствует 10 мг СаО или 7,19 мг MgO в 1 л воды (соответственно 7,147 мг Са 2+ или 4,337 мг Mg 2+ в 1 л).

Пересчет концентраций различных растворенных в воде веществ в новые единицы весьма прост. Величина миллиграмм-эквивалента любого вещества является тем числом, на которое следует делить его весовую концентрацию, выраженную в миллиграммах на литр, чтобы получить выражение концентрации в новых единицах.

Для ряда веществ может существовать не одно, а несколько значений эквивалентного веса. Следовательно, и концентрацию таких веществ в миллиграмм-эквивалентах на литр можно выразить разными числами в зависимости от реакции, в которой участвует данное вещество. В качестве примера можно рассмотреть фосфат натрия.

Концентрацию этого вещества в растворе можно определить, титруя жидкости в присутствии фенолфталеина или метилоранжа. В первом случае

Кроме того, трехзамещенный фосфат натрия с ионами кальция может образовывать фосфорит Са₃(РО₄)₂ или гидроксилапатин Са₁₀(РО₄)₆(ОН)₂.

Для иона РО₄ 3- величина эквивалентов соответствует следующим реакциям:

РО₄ 3- + Н + = НРО 2- ₄ (эквивалентный вес 94,98);

Источник

Портал аналитической химии

Методики, рекомендации, справочники

Концентрацию растворов в титриметрическом анализе часто выражают через титр, т. е. указывают, сколько граммов растворенного вещества содержится в 1 мл раствора. Еще удобнее выражать их через нормальность.
Как известно, нормальностью называется число, показывающее, сколько грамм-эквивалентов растворенного вещества содержится в 1 л раствора.

Из этого определения видно, что понятие «нормальность раствора» тесно связано с понятием «грамм-эквивалент», являющимся одним из важнейших понятий титриметрического анализа. Поэтому остановимся на нем подробнее.

Грамм-эквивалентом (г-экв) какого-либо вещества называется количество граммов его, химически равноценное (эквивалентное) одному грамм-атому (или грамм-иону) водорода в данной реакции.

Для нахождения грамм-эквивалента нужно написать уравнение реакции и вычислить, сколько граммов данного вещества отвечает в нем 1 грамм-атому или 1 грамм-иону водорода. Например, в уравнениях:

CH3COOH + NaOH —► CH5COONa + H2O

один грамм-эквивалент кислоты равняется одной грамм-молекуле— моль (36,46 г) HCl и одной грамм-молекуле CH3COOH (60,05 г), так как именно эти количества указанных кислот соответствуют при реакции одному грамм-иону водорода, взаимодействующего с ионами гидроксила щелочи.

Соответственно грамм-молекулы H2SO4 и H3PO4 при реакциях:

H2SO1 + 2NaOH —► Na2SO4 + 2H2O H3PO4+ 3NaOH —> Na3PO4+ 3H2O

отвечают двум (H2SO4) и трем (H3PO4) грамм-ионам водорода. Следовательно, грамм-эквивалент H2SO4 равен 1/2 грамм-молекулы (49,04 г), a H3PO4 — 1/3 грамм-молекулы (32,66 г).

Как известно, молекулы двух- и многоосновных кислот ионизируют ступенчато и могут участвовать в реакциях не всеми ионами водорода, а только частью их. Понятно, что и величины грамм-эквивалентов их должны быть в этих случаях иными, чем Для приведенных выше уравнений.

Например, поскольку каждая молекула H3PO4 отдает в реакции:

H3PO4 + 2NaOH —> Na2HPO4 + 2H2O

только 2 иона водорода, грамм-эквивалент ее составляет, очевидно, уже не ‘/з, a V2 грамм-молекулы (49,00 г). Подобно этому, при реакции:

H3PO4 + NaOH —у NaH2PO4 + H2O

он равен грамм-молекуле H3PO4 (97,99 г).

Таким образом, в отличие от грамм-молекулы грамм-эквивалент не представляет собой постоянного числа, но зависит от реакции, в которой данное вещество участвует.

Поэтому в приведенном выше определении понятия грамм-эквивалентна следует обратить особое внимание на слова «в данной реакции».

Поскольку один грамм-ион (1 г-ион) OH- реагирует с одним грамм-ионом H+ и, следовательно, эквивалентен последнему, грамм-эквиваленты оснований находят аналогично, но с той лишь разницей, что грамм-молекулы их приходится в этом случае делить на число участвующих в реакции ОН-ионов.

Например, грамм-эквиваленты оснований в реакциях:

KOH + CH3COOH —► CH3COOK + H2O

2Al(OH)3 + 3H2SO4 —► Ai2(S04)3+ 6H2O

равны соответственно 1 моль КОН, 1/2 моль Ba(OH)2, 7з моль Al(OH)3.

При окислительно-восстановительных процессах происходит перераспределение электронов между атомами или ионами участвующих в них веществ. Именно: атомы (или ионы) восстановителя окисляются, т. е. теряют часть своих электронов, тогда как атомы (ионы) окислителя восстанавливаются, т. е. присоединяют эти электроны. Например, в реакции:

10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 —> 5Fe2(S04)3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

Окислителем является KMnO4 или, точнее, входящий в его состав Мп07, восстанавливающийся при реакции до Mn2+ согласно схеме:

MnO4- +8H + + 5е —► Mn 2+ + 4H2O

Поскольку электроны не могут существовать в растворе в свободном состоянии, атомы окислителя должны получить в общей сложности ровно столько электронов, сколько их отдают атомы восстановителя. Этим условием определяются как коэффициенты в уравнениях реакций окисления — восстановления, так и весовые отношения в этих реакциях. Отсюда ясно, что при подсчете величин грамм-эквивалентов окислителей и восстановителей следует исходить из количества электронов, получаемых или отдаваемых при реакции одной молекулой вещества.

Выше было указано, что при окислении FeSO4 (в кислой среде) молекула KMnO4 получает 5 электронов, т. е. столько, сколько их могут присоединить 5 Н+-ионов. Таким образом, 1 г-ион водорода в данной реакции эквивалентен Vs моль KMnO4 (т. е. 31,61 г). Это значение и является окислительным грамм-эквивалентом KMnO4 в данной реакции.

Следовательно, для нахождения окислительного грамм-эквивалента нужно грамм-молекулярный вес окислителя поделить на число электронов, получаемых при данной реакции одной молекулой его. Так же находится и грамм-эквивалент восстановителей, с той лишь разницей, что в этом случае речь идет не о получаемых, а об отдаваемых одной молекулой восстановителя электронах. Например, восстановительный грамм-эквивалент FeSO4 в рассматриваемой реакции равен 1 моль его, так как молекула FeSO4 содержит 1 ион Fe2+, теряющий 1 электрон.

Cr2(S04)3 + 2KMnO4 + 8KOH —► 2MnO(OH)2 + 2K2CrO4 + 3K2SO4 + 2H2O

восстановительный грамм-эквивалент Cr2(SO4)S равен 1/б моль, поскольку каждый атом хрома повышает свою степень окисления с +3 до +6, т. е. теряет 3 электрона, а в молекуле Cr2(SO4)з содержатся 2 атома хрома и, следовательно, эта молекула в целом теряет 6 электронов.

Что же касается KMnO4, то окислительный грамм-эквивалент его в этой реакции, очевидно, равен уже не Vs, a V3 грамм-молекулы, так как марганец понижает свою степень окисления с +7 до +4, т. е. получает 3 электрона. Следовательно, и при реакциях окисления — восстановления величина грамм-эквивалента зависит от реакции, в которой соответствующее вещество участвует.

Необходимо также отличать окислительные или восстановительные грамм-эквиваленты веществ от грамм-эквивалентов их в реакциях обмена. Например, восстановительный грамм-эквивалент FeSO4, как мы видели выше, равен 1 моль его. Наоборот, в реакциях обмена:

FeSO4 + 2NaOH —► Fe(OH)2 + Na2SO4

грамм-эквивалент FeSO4 равен 1/2 моль.

Наряду с грамм-эквивалентом в аналитической химии часто пользуются понятием миллиграмм-эквивалент. Миллиграмм-эквивалент (мг-экв) равен тысячной доле грамм-эквивалента (Э: 1000) и представляет собой эквивалентный вес вещества, выраженный в миллиграммах. Например, 1 г-экв HCl равен 36,46 г, а 1 мг-экв HCl составляет 36,46 мг. Грамм-эквиваленты H2SO4 и NaOH равны соответственно 49,04 г и 40,00 г этих веществ, а миллиграмм-эквиваленты— таким же количествам миллиграммов их.

Из понятия об эквиваленте как о химически равноценном количестве следует, что грамм-эквиваленты представляют собой как раз те весовые количества веществ, которыми они вступают в реакции друг с другом. Например, на нейтрализацию 1 г-экв любой кислоты пойдет 1 г-экв любой щелочи, Совершенно так же, если количества веществ выражены в миллиграмм-эквивалентах, то на нейтрализацию 1 мг-экв любой кислоты расходуется 1 мг-экв любой щелочи, на осаждение 15 мг-экв AgNO3 требуется ровно столько же миллиграмм-эквивалентов любого растворимого хлорида и т. д.

Очевидно, что и при титровании, поскольку его заканчивают в точке эквивалентности, затрачиваются одинаковые количества грамм-эквивалентов (или миллиграмм-эквивалентов) титруемого-и титрующего веществ. На этом равенстве основано вычисление результатов титриметрических определений, если концентрации растворов выражены через их нормальность.

Однонормальные растворы мало пригодны для целей титриметрического анализа как слишком концентрированные. В прибавляемой при титровании ими последней капле раствора содержалось бы, очевидно, довольно много соответствующего вещества, и поэтому так называемая капельная ошибка титрования была бы велика.

Это относится и к вдвое более разбавленным — полунормальным раствор.ам (0,5 н.). Гораздо чаще пользуются в десять раз более разбавленными — децинормальными (0,1 н.) или даже в 50 раз более разбавленными — двусантинормальными (0,02 н.) растворами. Первые содержат 0,1, а вторые 0,02 г-экв соответствующего вещества в 1 л (или такое же количество миллиграмм-эквивалентов в 1 мл).

Удобство пользования точно 0,1 н. или точно 0,02 н. и т. д. растворами заключается в том, что при одинаковой нормальности растворов реакции идут между равными объемами их. Например, на титрование 25,00 мл 0,1 н. раствора любой щелочи пойдет как раз такой же объем 0,1 н. раствора любой кислоты и т. д.

Причину этого понять нетрудно. В 1 мл 0,1 н. раствора любого вещества содержится 0,1 мг-экв, а в 25 мл 0,1-25 = 2,5 мг-экв. Поскольку при титровании на реакцию затрачивается всегда одинаковое количество миллиграмм-эквивалентов обоих реагирующих веществ, она должна протекать между равными объемами 0,1 н. растворов их. Это справедливо и во всех других случаях, когда для реакции берут растворы одинаковой нормальности.

Если нормальность растворов различна, то раствора, нормальность которого больше, пойдет при титровании в соответствующее число раз меньше по объему. Например, на нейтрализацию 20 мл 0,1 н. раствора кислоты расходуется 20 мл 0,1 н., или 10 мл 0,2 н., или 5 мл 0,4 н. раствора щелочи и т. д. Следовательно, затрачиваемые при титровании объемы растворов обратно пропорциональны их нормальностям. Если объем и нормальность одного из растворов, реагирующих между собой при титровании, обозначить соответственно через V1 и Ni, а другого через V% и Л/г, то можно написать:

Несмотря на удобство пользования растворами определенной нормальности, на практике наряду с ними нередко применяют так называемые эмпирические растворы. Концентрации их не находятся в какой-либо простой зависимости от величины грамм-эквивалента, но определяются теми или иными соображениями практического характера.

Например, применяя данный титрованный раствор для массовых определений какого-либо элемента, целесообразно концентрацию раствора подобрать так, чтобы 1 мл этого раствора соответствовал точно 0,01 г или 0,001 г и т. д. определяемого вещества. Тогда но затраченному при титровании объему раствора можно непосредственно, без каких бы то ни было вычислений находить весовое количество определяемого вещества в граммах.

Еще удобнее концентрацию рабочего раствора сделать такой, чтобы затрачиваемый на реакцию объем его (при данной навеске исследуемого вещества) показывал процентное содержание соответствующего вещества или элемента в этой навеске. Очевидно, что употребление эмпирических растворов при массовых анализах представляет большие удобства, вследствие чего такими растворами часто пользуются в производственных лабораториях.

Источник

Что такое миллиграмм эквивалент на литр

СПОСОБЫ ПРЕДСТАВЛЕНИЯ СОСТАВА ВОД

С целью упростить анализы состава вод результаты измерений концентраций компонентов, первоначально установленных в мг/л, принято выражать в грамм-эквивалентах на литр. Сокращенно миллиграмм-эквивалент на литр записывается в виде мг-экв/л.

Миллиграмм-эквивалент – число мг. химического элемента или соединения, равное весу его химического эквивалента.

Эквивалент химический – весовое количество химического элемента, соединяющееся с 1, точнее с 1,008, весовой частью водорода (или, соответственно с 8 весовыми частями кислорода); или замещающее 1 весовую часть водорода в соединениях.

Для многовалентных элементов единица концентрации 1 мг-экв/л равна частному от деления относительной молекулярной массы на валентность.

Формат таблицы для хранения справочных данных,необходимых для анализа, а также размещения результатов анализа выбран следующим

Формат таблицы himich _ svoistva

химическая формула

наименование вещества

Экспериментальные данные

количество в мг-экв/л

количество в мг-экв/л

Таблиц содержит данные для решения следующих задач:

Основное достоинство миллиграмм- эквивалентных единиц то, что они являются международными.

ГРАФИЧЕСКОЕ ОТОБРАЖЕНИЕ ХИМИЧЕСКОГО СОСТАВА ПРИРОДНЫХ ВОД

Упрощенная диаграмма – прямоугольник – прямоугольник, горизонтальный или вертикальный делится пополам и в каждой из половинок отображается по три участка для анионов и катионов, которые наносятся в масштабе в мг-экв/л, где затем можно выделить характеристики жесткости, щелочности природной воды и решить ряд аналитических задач:

1. Определить общую и карбонатную жесткость воды:

· щелочность и карбонатная жесткость равны, если:

Пользуясь диаграммой можно определить правильность выполнения химического анализа.

В базе BROWSE – окне анализа параметров, определяющих щелочность, имеет следующую структуру:

ФОРМИРОВАНИЕ УПРОЩЕННОЙ ЖИМИЧЕСКОЙ ФОРМУЛЫ

Чтобы сформировать простейшую химическую формулу сложного химического индивида весовое процентное содержание каждого из элементов, входящего в его состав делят на атомный вес соответствующего элемента. Затем полученные частные от деления делят на наименьшее из них или на число кратное ему и округляют до целых чисел, выражающих простейший атомный состав сложного вещества.

КАРБОНАТНО – КАЛЬЦЕВАЯ СИСТЕМА РАВНОВЕСИЙ

Если количество растворенной углекислоты больше ее равновесной концентрации, равновесие реакции (7) сдвинется вправо,

что приведет к к растворению CaCO _3. Избыток CO ₂ сверх равновесной концентрации называется агрессивной углекислотой. Контакт агрессивной воды с бетоном приводит к вымыванию из него карбоната кальция.

При недостатке CO ₂ по сравнению с равновесной реакция (7) протекает справа налево, что приводит к дополнительному и выпадению в осадок малорастворимого карбоната кальция.

Рис 2.1.Карбонатно – кальциевая система в природных водах

Стабильность воды может быть оценена экспериментально или вычислением индекса насыщения воды карбонатом кальция по результатам определения температуры воды, общего солесодержания, концентрации ионов кальция и общей щелочности.

ТРЕБОВАНИЯ К ВОДАМ НЕЦЕНТРАЛИЗОВАННОГО ВОДОСНАБЖЕНИЯ

Требований, предъявляемых к воде хозяйственно – питьевого назначения немного: она должна быть безвредной в эпидемиологическом отношении, по химическому составу и иметь удовлетворительное качество по вкусу и цвету.

Главным в оценке качества волы нецентрализованного водоснабжения (из колодца, родника, скважины) являются свойства безопасности, которыми являются условие невыхода норм за установленные показатели.

Ниже приведены рекомендуемые отечественными нормативными документами требования к качеству питьевой воды, а также регламентами Всемирной организации здравоохранения (ВОЗ) и Европейским сообществом ЕС

Источник