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In der Chemie ist es üblich, mit verschiedenen Konzentrationseinheiten zu arbeiten, und Moral und Normalität sind zwei der am häufigsten verwendeten. Auf der einen Seite ist die Molarität eine chemische Konzentrationseinheit, die die Anzahl der Mole des gelösten Stoffes in jedem Liter Lösung angibt . Auf der anderen Seite ist die Normalität auch eine Einheit der chemischen Konzentration , aber ausgedrückt in der Anzahl der Äquivalente gelöster Stoffe pro Liter Lösung .
Auch wenn es nicht so scheint, sind Normalität und Molarität eng miteinander verbunden, da die Anzahl der Mole und Äquivalente ebenfalls eng miteinander verbunden sind. Es gibt jedoch eine Reihe sehr wichtiger Unterschiede, die jede Einheit praktischer oder nützlicher für verschiedene Anwendungen machen. Aus diesem Grund wird in diesem Artikel der Unterschied zwischen Molarität und Normalität behandelt, wofür jede dieser Konzentrationseinheiten verwendet wird, wie sie berechnet werden, wie von einer Konzentrationseinheit in die andere umgerechnet wird und in welchen Situationen dies der Fall ist bequemer, das eine oder andere zu verwenden.
Molarität
Wie eingangs erwähnt, ist die Molarität eine chemische Konzentrationseinheit, in der die Menge des gelösten Stoffes in Mol und das Volumen der Lösung in Liter ausgedrückt wird. Es ist eine der am häufigsten verwendeten Konzentrationseinheiten, da es ermöglicht, die Menge an gelöstem Stoff, die in einem beliebigen Lösungsvolumen vorhanden ist, sehr einfach und schnell zu ermitteln.
Die Molarität wird in Einheiten von mol/l ausgedrückt, was oft als „molar“ gelesen wird. So wird eine Konzentration von 0,5 mol/L üblicherweise als 0,5 molar abgelesen.
Formeln zur Berechnung der Molarität
Die Formel, die die Molarität definiert, lautet:
wobei n gelöster Stoff die Anzahl der Mole des gelösten Stoffs darstellt und V Lösung das Volumen der Lösung, ausgedrückt in Litern, darstellt. Es ist jedoch sehr üblich, die Molzahl durch ihre Formel zu ersetzen, die sich aus der Masse dividiert durch die Molmasse des gelösten Stoffs ergibt, um die folgende Formel zu erhalten:
Wann sollten Sie Molarität verwenden?
Die Molarität ist eine universelle Konzentrationseinheit, was bedeutet, dass sie für fast jede Situation mit Lösungen funktioniert, solange keine großen Temperaturänderungen auftreten.
Letzteres liegt daran, dass die Temperatur das Volumen einer Lösung beeinflussen kann, was dazu führt, dass die Molarität, die vom Volumen abhängt, auch mit der Temperatur variiert. In diesen Fällen ist es bevorzugt, eine andere Konzentrationseinheit zu verwenden, die als Masse oder Stoffmenge ausgedrückt wird, wie Molalität oder Molenbrüche.
Normal
Normalität ist auch eine Einheit der chemischen Konzentration. Der Hauptunterschied zwischen Normalität und Molarität besteht darin, dass erstere die Menge an gelöstem Stoff in Form der Anzahl von Äquivalenten anstelle von Mol ausdrückt.
Das große Problem mit der Normalität besteht für die meisten Menschen darin, dass im Gegensatz zur Molarität dieselbe Lösung mehr als eine Normalität haben kann, da das Konzept der Anzahl der Äquivalente davon abhängt, wofür der gelöste Stoff verwendet wird oder auf welche Art und Weise, welche Arten von chemischen Reaktionen es wird daran teilnehmen.
Formeln zur Berechnung der Normalität
Die Formeln zur Berechnung der Normalität sind denen für die Molarität sehr ähnlich. Die mathematische Form der Definition von Normalität lautet:
wo n Gl. gelöster Stoff stellt die Anzahl der Äquivalente gelöster Stoffe dar und V Lösung stellt das Volumen der Lösung dar, ausgedrückt in Litern. Um die Normalität aus der Masse des gelösten Stoffes zu berechnen, gibt es auch eine ähnliche Formel wie für die Molarität:
Wobei gelöstes PE (das Äquivalentgewicht des gelösten Stoffes) das Gewicht in Gramm von 1 Äquivalent des gelösten Stoffes darstellt. Diese wird durch die Molmasse dividiert durch eine ganze Zahl angegeben, die die Anzahl der Äquivalente pro Mol der Substanz darstellt und die wir ω (der griechische Buchstabe Omega) nennen, um sie nicht mit der wahren Anzahl der Äquivalente (n eq ) zu verwechseln .
Wenn wir diese Gleichung mit der vorherigen kombinieren, erhalten wir:
Das Konzept der Anzahl der Äquivalente
Der Schlüssel zum Verständnis des Konzepts der Anzahl der Äquivalente und tatsächlich der Grund dafür, dass „normale“ Konzentration oder Normalität so genannt wird, liegt in ω. Diese Zahl hängt von der Verwendung ab, der der gelöste Stoff zugeführt wird, oder von der chemischen Reaktion, an der er teilnehmen wird.
Für jede Art von chemischer Hauptreaktion, an der mindestens zwei chemische Substanzen beteiligt sind, können wir definieren, was wir den „normalen“ Reaktanten nennen, was nichts weiter als ein allgemeiner Begriff ist, den wir verwenden, um den Reaktanten zu identifizieren, der an der einfachstmöglichen Version teilnimmt der Art. besondere Reaktion.
Wenn wir beispielsweise von einer Säure-Base-Reaktion sprechen , wäre der einfachste Fall einer, bei dem eine beliebige monoprotische Säure (HA) mit einer monobasischen Base (B) reagiert , um die entsprechenden konjugierten Paare zu ergeben:
Die einprotonige Säure HA und die einbasige Base B sind das, was wir eine normale Säure bzw. Base nennen würden. Das bedeutet, dass jede Säure wie HCl oder HNO 3 eine normale Säure ist und jede Base wie NaOH oder NH 3 ein Beispiel für eine normale Base wäre.
Betrachten wir nun eine Säure wie Schwefelsäure (H 2 SO 4 ), die zweiprotonig ist, wäre die Reaktion mit einer normalen Base:
Wie wir sehen können, ist jedes Mol dieser Säure „äquivalent“ zu 2 Mol einer normalen Säure . Daher sagen wir, dass die Anzahl der Äquivalente pro Mol Schwefelsäure 2 ist. Aus diesem Grund entspricht eine 0,1-molare Lösung von H 2 SO 4 einer 0,2-molaren Lösung einer normalen Säure, also sagen wir, dass die Normalität einer solchen eine Lösung ist 0,2.
Mit anderen Worten, wir können das Konzept der Normalität neu definieren als die molare Konzentration, die ein normaler Reaktant haben würde, wenn er an der gleichen Art von chemischer Reaktion wie der gelöste Stoff teilnimmt .
Die folgende Tabelle zeigt, wie ω für jede Art von gelöstem Stoff bestimmt wird, abhängig von der Reaktion, an der er beteiligt sein wird:
| Art der chemischen Reaktion | Reagenztyp | Anzahl der Äquivalente pro Mol (ω) |
| Reaktionen mit Salzen | Du gehst raus | ω ergibt sich aus der Gesamtzahl der positiven oder negativen Ladungen im Neutralsalz (beide Zahlen sind gleich). Sie wird berechnet, indem die Anzahl der Kationen mit ihrer Ladung oder die Anzahl der Anionen mit ihrer Ladung multipliziert wird. |
| Säure-Base-Reaktionen | Säuren | ω ist durch die Anzahl der Wasserstoffatome gegeben, die bei der Reaktion abgegeben werden. |
| Basen | ω ist durch die Anzahl der Wasserstoffatome gegeben, die es einfangen kann | |
| Redoxreaktionen | Oxidationsmittel | ω ist durch die Anzahl der Elektronen gegeben, die von jedem Molekül des Oxidationsmittels in der ausgewogenen Reduktionshalbreaktion eingefangen werden. |
| Reduktionsmittel | ω ist durch die Anzahl der Elektronen gegeben, die von jedem Molekül des Reduktionsmittels in der ausgewogenen Oxidationshalbreaktion abgegeben werden. | |
| Gelöste Stoffe, die nicht an Reaktionen teilnehmen | ——- | ω ist 1 eq/mol wert |
Wann sollten Sie Normalität verwenden?
Im Gegensatz zur Molarität, die häufig in jedem Zusammenhang verwendet wird, wird die Normalität hauptsächlich in Situationen verwendet, in denen chemische Reaktionen in Lösung vorkommen, da sie stöchiometrische Berechnungen erleichtern, ohne dass ausgewogene oder angepasste chemische Reaktionen geschrieben werden müssen.
Aufgrund der Art und Weise, wie die Anzahl der Äquivalente pro Mol definiert ist, ist die Anzahl der Äquivalente eines Reaktanten immer gleich der Anzahl der Äquivalente des anderen, wenn sie in stöchiometrischen Verhältnissen reagieren. Da die Anzahl der Äquivalente leicht aus der Normalverteilung und dem Lösungsvolumen ermittelt werden kann, können wir sehr schnell stöchiometrische Berechnungen durchführen, ohne uns um die Details der Reaktion kümmern zu müssen.
Dies ist besonders praktisch bei volumetrischen Titrationen oder Titrationen, da am Äquivalenzpunkt der Titration immer gilt:
Und wenn wir die Äquivalente durch das Produkt der Normalverteilung durch das Volumen ersetzen, erhalten wir:
Etwas Ähnliches könnte mit der Molarität gemacht werden, aber es erfordert zwangsläufig, dass wir die chemische Gleichung schreiben und sie anpassen, um die notwendigen stöchiometrischen Verhältnisse zu erhalten.
Umrechnung zwischen Molarität und Normalität
Die Umrechnung zwischen Molarität und Normalität ist sehr einfach, da die zweite immer ein ganzzahliges Vielfaches der ersten ist, wie unten gezeigt:
Wenn wir die Molarität einer Lösung kennen, können wir ihre verschiedenen Normalitäten berechnen, indem wir einfach die Molarität mit der jeweiligen Anzahl von Äquivalenten pro Mol, ω, multiplizieren.
Verweise
https://www.significados.com/concentracion-quimica/
