Tabla de Contenidos
Kemiassa on yleistä työskennellä eri keskittymisyksiköiden kanssa, ja moraali ja normaalius ovat kaksi yleisimmin käytettyä. Toisaalta molaarisuus on kemiallinen pitoisuuden yksikkö, joka osoittaa liuenneen aineen moolien lukumäärän jokaisessa liuoslitrassa . Toisaalta normaalisuus on myös kemiallisen pitoisuuden yksikkö , mutta ilmaistaan liuenneiden aineiden ekvivalenttien lukumääränä liuosta litraa kohti .
Vaikka se ei ehkä siltä vaikuta, normaalius ja molaarisuus liittyvät läheisesti toisiinsa, koska myös moolien ja ekvivalenttien lukumäärä ovat. On kuitenkin useita erittäin tärkeitä eroja, jotka tekevät jokaisesta yksiköstä käytännöllisemmän tai hyödyllisemmän eri sovelluksissa. Tästä syystä tässä artikkelissa käsitellään molaarisuuden ja normaaliuden välistä eroa, mihin kutakin näistä pitoisuusyksiköistä käytetään, miten ne lasketaan, miten muunnetaan pitoisuusyksiköstä toiseen ja missä tilanteissa se on helpompi käyttää jompaa kumpaa.
molaarisuus
Kuten alussa mainittiin, molaarisuus on kemiallinen pitoisuusyksikkö, jossa liuenneen aineen määrä ilmaistaan moolien lukumääränä ja liuoksen tilavuutena litroina. Se on yksi eniten käytetyistä konsentraatioyksiköistä, koska sen avulla tiedetään erittäin helposti ja nopeasti liuenneen aineen määrä missä tahansa liuostilavuudessa.
Molaarisuus ilmaistaan mol/l-yksiköissä, jota kutsutaan usein ”molaariseksi”. Siten konsentraatio 0,5 mol/l luetaan yleensä 0,5 molaariseksi.
Kaavat molaarisuuden laskemiseksi
Molaarisuuden määrittelevä kaava on:
jossa n liuennut aine edustaa liuenneen aineen moolien määrää ja V liuos edustaa liuoksen tilavuutta litroina. On kuitenkin hyvin yleistä korvata moolien lukumäärä sen kaavalla, joka saadaan massa jaettuna liuenneen aineen moolimassalla, jolloin saadaan seuraava kaava:
Milloin molaarisuutta kannattaa käyttää?
Molaarisuus on yleiskäyttöinen pitoisuusyksikkö, mikä tarkoittaa, että se toimii lähes kaikissa ratkaisutilanteissa, kunhan lämpötilassa ei tapahdu suuria muutoksia.
Jälkimmäinen johtuu siitä, että lämpötila voi vaikuttaa liuoksen tilavuuteen, jolloin molaarisuus, joka riippuu tilavuudesta, myös vaihtelee lämpötilan mukaan. Näissä tapauksissa on edullista käyttää toista pitoisuusyksikköä, joka ilmaistaan massana tai aineen määränä, kuten molaalisuus tai moolifraktiot.
Normaali
Normaalius on myös kemiallisen pitoisuuden yksikkö. Suurin ero normaaliuden ja molaarisuuden välillä on, että edellinen ilmaisee liuenneen aineen määrän ekvivalenttien lukumääränä moolien sijaan.
Suurin ongelma normaaleissa useimmille ihmisille on se, että toisin kuin molaarisuus, samalla liuoksella voi olla useampi kuin yksi normaliteetti, koska ekvivalenttien lukumäärän käsite riippuu siitä, mihin liuennutta ainetta käytetään tai millä tavalla millaisia kemiallisia reaktioita se osallistuu.
Kaavat normaaliuden laskemiseksi
Normaaliuden laskentakaavat ovat hyvin samanlaisia kuin molaarisuuden laskentakaavat. Normaaliuden määritelmän matemaattinen muoto on:
missä n ekv. liuennut aine edustaa liuenneiden aineiden ekvivalenttien määrää ja V liuos edustaa liuoksen tilavuutta litroina. Normaaliuden laskemiseksi liuenneen aineen massasta on olemassa myös kaava, joka on samanlainen kuin molaarisuuden kaava:
Missä PE liuennut aine (liuenneen aineen ekvivalenttipaino) edustaa 1 ekvivalentin liuenneen aineen painoa grammoina. Tämä saadaan jakamalla moolimassa kokonaisluvulla, joka edustaa ekvivalenttien lukumäärää aineen moolia kohden ja jota kutsumme ω:ksi (kreikkalainen kirjain omega), jotta vältetään sekoittamasta sitä todelliseen ekvivalenttien määrään (n eq ) .
Yhdistämällä tämä yhtälö edelliseen, saamme:
Vastaavien lukumäärän käsite
Avain ekvivalenttien lukumäärän käsitteen ymmärtämiseen ja syy siihen, miksi ”normaalia” pitoisuutta tai normaalia kutsutaan niin sanotuksi, on ω. Tämä määrä riippuu siitä, mihin tarkoitukseen liuennutta ainetta käytetään, tai kemiallisesta reaktiosta, johon se osallistuu.
Jokaiselle suuren kemiallisen reaktion tyypille, joka sisältää vähintään kaksi kemiallista ainetta, voimme määritellä sen, mitä kutsumme ”normaaliksi” lähtöaineeksi, joka on vain yleinen termi, jota käytämme tunnistamaan reagoiva aine, joka osallistuu yksinkertaisimpaan mahdolliseen versioon. tyyppistä erityistä reaktiota.
Esimerkiksi , jos puhumme happo-emäsreaktiosta , yksinkertaisin tapaus olisi sellainen, jossa mikä tahansa monoproottinen happo (HA) reagoi yksiemäksisen emäksen (B) kanssa, jolloin saadaan vastaavat konjugaattiparit:
Yksiproottinen happo HA ja yksiemäksinen emäs B ovat sitä, mitä kutsumme normaaliksi hapoksi ja emäkseksi, vastaavasti. Tämä tarkoittaa, että mikä tahansa happo, kuten HCl tai HNO3, on normaali happo, ja mikä tahansa emäs, kuten NaOH tai NH3, olisi esimerkki normaalista emäksestä.
Jos nyt tarkastellaan happoa, kuten rikkihappoa (H 2 SO 4 ), joka on diproottinen, reaktio normaalin emäksen kanssa olisi:
Kuten näemme, jokainen mooli tätä happoa on ”vastaa” 2 moolia normaalia happoa . Siksi sanomme, että ekvivalenttien lukumäärä rikkihapon moolia kohden on 2. Tästä syystä 0,1-molaarinen H 2SO 4 -liuos vastaa normaalin hapon 0,2-molaarista liuosta, joten sanomme, että tällaisen aineen normaalisuus on ratkaisu on 0,2.
Toisin sanoen voimme määritellä normaaliuden käsitteen uudelleen moolipitoisuudeksi , jonka normaali reagoiva aine osallistuisi samantyyppiseen kemialliseen reaktioon kuin liuennut aine .
Seuraava taulukko näyttää, kuinka ω määritetään kullekin liuenneen aineen tyypille riippuen reaktiosta, jossa se osallistuu:
| kemiallisen reaktion tyyppi | reagenssityyppi | Ekvivalenttimäärä per mooli (ω) |
| Reaktiot, joihin liittyy suoloja | Menet ulos | ω saadaan neutraalissa suolassa olevien positiivisten tai negatiivisten varausten kokonaismääränä (molemmat luvut ovat samat). Se lasketaan kertomalla kationien määrä niiden varauksella tai anionien lukumäärä heidän varauksellaan. |
| Happoemäsreaktiot | hapot | ω saadaan reaktiossa luovuttavien vetyjen lukumäärästä. |
| Pohjat | ω saadaan vetymäärällä, jonka se voi siepata | |
| Redox-reaktiot | hapettava aine | ω saadaan kunkin hapettimen molekyylin vangitsemien elektronien lukumääränä tasapainotetussa pelkistyspuolireaktiossa. |
| pelkistävä aine | ω saadaan kunkin pelkistimen molekyylin luovuttamien elektronien lukumääränä tasapainotetussa hapettumispuolireaktiossa. | |
| Liuottimet, jotka eivät osallistu reaktioihin | —- | ω on arvoltaan 1 ekv/mol |
Milloin normaalia kannattaa käyttää?
Toisin kuin molaarisuus, jota käytetään usein missä tahansa kontekstissa, normaalia käytetään pääasiassa tilanteissa, joissa liuoksessa tapahtuu kemiallisia reaktioita, koska ne helpottavat stoikiometrisiä laskelmia ilman, että tarvitsee kirjoittaa tasapainotettuja tai säädettyjä kemiallisia reaktioita.
Johtuen tavasta, jolla ekvivalenttien lukumäärä moolia kohden määritellään, yhden lähtöaineen ekvivalenttien lukumäärä on aina yhtä suuri kuin toisen ekvivalenttien lukumäärä, kun ne reagoivat stoikiometrisissä suhteissa. Koska normaaleista ja liuoksen tilavuudesta on helppo löytää ekvivalenttien määrä, voimme suorittaa stoikiometriset laskelmat erittäin nopeasti ilman, että tarvitsemme murehtia reaktion yksityiskohdista.
Tämä on erityisen käytännöllistä tilavuustitrauksissa tai titrauksissa, koska titrauksen ekvivalenssipisteessä on aina totta, että:
Ja korvaamalla ekvivalentit normaalin tilavuuden tulolla saadaan:
Jotain vastaavaa voitaisiin tehdä molaarisuuden kanssa, mutta se vaatii väistämättä, että kirjoitamme kemiallisen yhtälön ja säädämme sitä tarvittavien stoikiometristen suhteiden saamiseksi.
Muunnos molaarisuuden ja normaaliuden välillä
Muuntaminen molaarisuuden ja normaaliuden välillä on erittäin helppoa, koska toinen on aina ensimmäisen kokonaislukukerrannainen, kuten alla on esitetty:
Jos tiedämme liuoksen molaarisuuden, voimme laskea sen eri normaaliarvot yksinkertaisesti kertomalla molaarisuuden vastaavalla määrällä ekvivalentteja moolia kohden, ω.
Viitteet
https://www.significados.com/concentracion-quimica/
