Tabla de Contenidos
A kémiában gyakori, hogy különböző koncentrációs egységekkel dolgoznak, és az erkölcs és a normalitás a két leggyakrabban használt módszer. Egyrészt a molaritás a koncentráció kémiai egysége, amely az oldat minden literében lévő oldott anyag mólszámát jelzi . Másrészt a normalitás a kémiai koncentráció mértékegysége is , de az oldat literenkénti oldott anyag egyenértékeinek számában fejezzük ki .
Bár nem úgy tűnik, a normalitás és a molaritás szorosan összefügg, hiszen a mólszám és az ekvivalensek száma is. Azonban számos nagyon fontos különbség van, amelyek praktikusabbá vagy hasznosabbá teszik az egyes egységeket a különböző alkalmazásokhoz. Emiatt ebben a cikkben kitérünk a molaritás és a normalitás közötti különbségre, arra, hogy mire használják ezeket a koncentrációs egységeket, hogyan számítják ki őket, hogyan lehet átváltani egyik koncentrációegységről a másikra, és milyen helyzetekben. kényelmesebb az egyik vagy a másik használata.
molaritás
Amint az elején említettük, a molaritás a koncentráció olyan kémiai egysége, amelyben az oldott anyag mennyiségét a mólok számában és az oldat térfogatában fejezzük ki literben. Ez az egyik leggyakrabban használt koncentrációs egység, mivel lehetővé teszi az oldat bármely térfogatában jelen lévő oldott anyag mennyiségének nagyon egyszerűen és gyorsan történő meghatározását.
A molaritást mol/L egységekben fejezik ki, amelyet gyakran „molárisnak” olvasnak. Így a 0,5 mol/l koncentrációt általában 0,5 molárisnak tekintik.
Képletek a molaritás kiszámításához
A molaritást meghatározó képlet a következő:
ahol n oldott anyag az oldott anyag móljainak számát, V oldat pedig az oldat térfogatát literben kifejezve. Azonban nagyon gyakori, hogy a mólszámot a képletével helyettesítik, amelyet a tömeg és az oldott anyag moláris tömegével osztva a következő képletet kapjuk:
Mikor érdemes molaritást használni?
A molaritás a koncentráció egy általános célú egysége, ami azt jelenti, hogy szinte minden megoldást igénylő szituációban működik, mindaddig, amíg nincs nagy hőmérsékletváltozás.
Ez utóbbi azért van, mert a hőmérséklet befolyásolhatja az oldat térfogatát, így a térfogattól függő molaritás is a hőmérséklet függvényében változik. Ezekben az esetekben célszerű egy másik koncentrációegységet használni, amely tömegben vagy anyagmennyiségben van kifejezve, például molalitásban vagy móltörtekben.
Normál
A normalitás a kémiai koncentráció mértékegysége is . A fő különbség a normalitás és a molaritás között az, hogy az előbbi az oldott anyag mennyiségét ekvivalensek számában fejezi ki, nem mólokban.
A legtöbb ember számára az a nagy probléma a normalitással, hogy a molaritástól eltérően ugyanannak az oldatnak több normalitása is lehet, mivel az ekvivalensek számának fogalma attól függ, hogy az oldott anyagot mire vagy milyen módon használják. részt vesz benne.
Képletek a normalitás kiszámításához
A normalitás számítási képlete nagyon hasonló a molaritás számítási képletéhez. A normalitás definíciójának matematikai formája a következő:
ahol n ekv. Az oldott anyag az oldott anyag egyenértékeinek számát, a V oldat pedig az oldat térfogatát literben kifejezve. A normalitás kiszámításához az oldott anyag tömegéből a molaritáshoz hasonló képlet is létezik:
Ahol a PE oldott anyag (az oldott anyag ekvivalens tömege) 1 ekvivalens oldott anyag tömegét jelenti grammban. Ezt úgy adjuk meg, hogy a moláris tömeget elosztjuk egy egész számmal, amely az anyag egy móljára jutó ekvivalensek számát jelenti, és amelyet ω-nek (a görög omega betűnek) fogunk nevezni, nehogy összekeverjük az egyenértékek valódi számával (n eq ) .
Ha ezt az egyenletet összevonjuk az előzővel, a következőt kapjuk:
Az egyenértékek számának fogalma
Az ekvivalensek számának fogalmának megértésének kulcsa, és valójában az oka annak, hogy a „normális” koncentrációt vagy normalitást úgy hívják, az ω-ben rejlik. Ez a szám az oldott anyag felhasználásától vagy attól a kémiai reakciótól függ, amelyben részt vesz.
Minden olyan fő kémiai reakciótípus esetében, amely legalább két kémiai anyagot érint, meghatározhatjuk, hogy mit fogunk „normál” reagensnek nevezni, ami nem más, mint egy általános kifejezés, amelyet a lehető legegyszerűbb változatban részt vevő reagens azonosítására használunk. az adott típusú reakció.
Például , ha sav-bázis reakcióról beszélünk , akkor a legegyszerűbb eset az lenne, amikor bármely egyprotikus sav (HA) reakcióba lép egy egybázisú bázissal (B), így a megfelelő konjugátumpárok jönnek létre:
A HA egyprotikus savat és az egybázisú B bázist normál savnak, illetve bázisnak nevezzük. Ez azt jelenti, hogy bármely sav, például a HCl vagy a HNO 3 normál sav, és bármely bázis, például a NaOH vagy az NH 3 normális bázis lehet.
Ha most egy olyan savat, például kénsavat (H 2 SO 4 ) tekintünk, amely diprotikus, a reakció normál bázissal a következő lenne:
Amint látjuk, ennek a savnak minden mólja „egyenértékű” 2 mól normál savval . Ezért azt mondjuk, hogy az egy mól kénsavra jutó ekvivalensek száma 2. Emiatt egy 0,1 mólos H 2 SO 4 oldat ekvivalens egy normál sav 0,2 mólos oldatával, tehát azt mondjuk, hogy az ilyen megoldás 0,2.
Más szavakkal, újradefiniálhatjuk a normalitás fogalmát , mint az a moláris koncentráció, amelyet egy normál reagens ugyanolyan típusú kémiai reakcióban vesz részt, mint az oldott anyag .
A következő táblázat bemutatja, hogyan határozzák meg az ω-t az egyes oldott anyagok típusaira, attól függően, hogy milyen reakcióban vesz részt:
| kémiai reakció típusa | reagens típus | Egyenértékek száma mólonként (ω) |
| Sókat érintő reakciók | Kimész | ω-t a semleges só pozitív vagy negatív töltéseinek teljes száma adja (mindkét szám azonos). Úgy számítják ki, hogy a kationok számát megszorozzák a töltésükkel, vagy az anionok számát a töltésükkel. |
| Savas bázis reakciók | savak | ω-t a reakcióban leadott hidrogének száma adja. |
| Alapok | ω-t a felfogni képes hidrogének száma adja | |
| Redox reakciók | oxidálószer | ω-t az egyes oxidálószer-molekulák által a kiegyensúlyozott redukciós félreakcióban befogott elektronok száma adja. |
| redukálószer | ω-t a redukálószer egyes molekulái által a kiegyensúlyozott oxidációs félreakcióban leadott elektronok száma adja. | |
| Oldott anyagok, amelyek nem vesznek részt a reakciókban | —- | ω értéke 1eq/mol |
Mikor érdemes a normalitást használni?
A molaritástól eltérően, amelyet gyakran használnak bármilyen kontextusban, a normalitást főként olyan helyzetekben alkalmazzák, amelyekben az oldatban kémiai reakciók zajlanak, mivel megkönnyítik a sztöchiometrikus számításokat anélkül, hogy kiegyensúlyozott vagy beállított kémiai reakciókat kellene írni.
A mólonkénti ekvivalensek számának meghatározása miatt az egyik reagens ekvivalenseinek száma mindig megegyezik a másik ekvivalenseinek számával, ha sztöchiometrikus arányban reagálnak. Mivel a normalitásból és az oldat térfogatából könnyen megállapítható az ekvivalensek száma, nagyon gyorsan tudunk sztöchiometrikus számításokat végezni anélkül, hogy a reakció részletei miatt aggódnánk.
Ez különösen a térfogati titrálásoknál vagy titrálásoknál praktikus, mivel a titrálás ekvivalenciapontján mindig igaz, hogy:
És az ekvivalenseket a normalitás és a térfogat szorzatával helyettesítve kapjuk:
Valami hasonlót meg lehet tenni a molaritással, de ehhez szükségszerűen meg kell írni a kémiai egyenletet, és be kell állítani a szükséges sztöchiometrikus arányok eléréséhez.
Konverzió molaritás és normalitás között
A molaritás és a normalitás közötti átváltás nagyon egyszerű, mivel a második mindig az elsőnek egész számú többszöröse, amint az alább látható:
Ha ismerjük egy oldat molaritását, akkor kiszámíthatjuk különféle normalitásait egyszerűen úgy, hogy a molaritást megszorozzuk a megfelelő mólonkénti ekvivalensek számával, ω.
