Tabla de Contenidos
I kjemi er det vanlig å jobbe med ulike konsentrasjonsenheter, og moral og normalitet er to av de mest brukte. På den ene siden er molaritet en kjemisk konsentrasjonsenhet som indikerer antall mol oppløst stoff i hver liter løsning . På den annen side er normalitet også en enhet for kjemisk konsentrasjon , men uttrykt i antall oppløste stoffer per liter løsning .
Selv om det kanskje ikke virker slik, er normalitet og molaritet nært beslektet, siden antall mol og ekvivalenter også er det. Det er imidlertid en rekke svært viktige forskjeller som gjør hver enhet mer praktisk eller nyttig for ulike bruksområder. Av denne grunn vil i denne artikkelen forskjellen mellom molaritet og normalitet bli dekket, hva hver av disse konsentrasjonsenhetene brukes til, hvordan de beregnes, hvordan konvertere fra en konsentrasjonsenhet til den andre, og i hvilke situasjoner det er mer praktisk å bruke den ene eller den andre.
molaritet
Som nevnt innledningsvis er molaritet en kjemisk konsentrasjonsenhet der mengden oppløst stoff uttrykkes i antall mol og volumet av løsningen i liter. Det er en av de mest brukte konsentrasjonsenhetene siden den gjør det enkelt og raskt å vite mengden oppløst stoff som er tilstede i ethvert volum av løsningen.
Molaritet uttrykkes i enheter av mol/L, som ofte leses som «molar». En konsentrasjon på 0,5 mol/L leses vanligvis som 0,5 molar.
Formler for å beregne molaritet
Formelen som definerer molaritet er:
der n oppløst stoff representerer antall mol løst stoff og V- løsning representerer volumet av løsningen uttrykt i liter. Imidlertid er det veldig vanlig å erstatte antall mol med formelen som er gitt av massen delt på molmassen til det oppløste stoffet for å gi følgende formel:
Når bør du bruke molaritet?
Molaritet er en generell konsentrasjonsenhet, noe som betyr at den fungerer for nesten alle situasjoner som involverer løsninger, så lenge det ikke er store endringer i temperaturen.
Det siste er fordi temperaturen kan påvirke volumet av en løsning, noe som fører til at molaritet, som avhenger av volum, også varierer med temperaturen. I disse tilfellene er det å foretrekke å bruke en annen konsentrasjonsenhet som er uttrykt i form av masse eller mengde stoff, slik som molalitet eller molfraksjoner.
Normal
Normalitet er også en enhet for kjemisk konsentrasjon. Hovedforskjellen mellom normalitet og molaritet er at førstnevnte uttrykker mengden oppløst stoff i form av antall ekvivalenter i stedet for mol.
Det store problemet med normalitet for de fleste er at, i motsetning til molaritet, kan samme løsning ha mer enn én normalitet, siden konseptet med antall ekvivalenter avhenger av hva det oppløste stoffet brukes til eller på hvilken måte hvilke typer kjemiske reaksjoner den vil delta i.
Formler for å beregne normalitet
Formlene for å beregne normalitet er veldig like de for molaritet. Den matematiske formen for definisjonen av normalitet er:
hvor n ekv. løst stoff representerer antall løst stoff ekvivalenter og V løsning representerer volumet av løsningen uttrykt i liter. For å beregne normalitet fra massen til det oppløste stoffet, er det også en formel som ligner på molaritet:
Hvor PE oppløst stoff (ekvivalentvekten av det oppløste stoffet) representerer vekten i gram av 1 ekvivalent oppløst stoff. Dette er gitt av molmassen delt på et heltall som representerer antall ekvivalenter per mol av stoffet, og som vi vil kalle ω (den greske bokstaven omega) for å unngå å forveksle det med det sanne antallet ekvivalenter (n eq ) .
Ved å kombinere denne ligningen med den forrige får vi:
Konseptet med antall ekvivalenter
Nøkkelen til å forstå konseptet med antall ekvivalenter, og faktisk årsaken til at «normal» konsentrasjon eller normalitet er såkalt, ligger i ω. Dette tallet avhenger av bruken som det oppløste stoffet brukes til eller den kjemiske reaksjonen det vil delta i.
For hver type større kjemisk reaksjon som involverer minst to kjemiske stoffer, kan vi definere det vi vil kalle den «normale» reaktanten, som ikke er noe mer enn et generisk begrep som vi bruker for å identifisere reaktanten som deltar i enklest mulig versjon av typen spesiell reaksjon.
For eksempel , hvis vi snakker om en syre-base-reaksjon , vil det enkleste tilfellet være en der enhver monoprotisk syre (HA) reagerer med en monobasisk base (B), for å gi de respektive konjugatparene:
Den monoprotiske syren HA og den monobasiske basen B er det vi vil kalle henholdsvis en normal syre og base. Dette betyr at enhver syre som HCl eller HNO 3 er en normal syre, og enhver base som NaOH eller NH 3 vil være et eksempel på en normal base.
Hvis vi nå vurderer en syre som svovelsyre (H 2 SO 4 ) som er diprotisk, vil reaksjonen med en normal base være:
Som vi kan se, er hver mol av denne syren «ekvivalent» med 2 mol av en normal syre . Derfor sier vi at antall ekvivalenter per mol svovelsyre er 2. Av denne grunn tilsvarer en 0,1 molar løsning av H 2 SO 4 en 0,2 molar løsning av en normal syre, så vi sier at normaliteten til slike en løsning er 0,2.
Med andre ord kan vi omdefinere begrepet normalitet som den molare konsentrasjonen som en normal reaktant ville ha delta i samme type kjemisk reaksjon som det oppløste stoffet .
Følgende tabell viser hvordan ω bestemmes for hver type oppløst stoff, avhengig av reaksjonen den vil være involvert i:
| type kjemisk reaksjon | reagenstype | Antall ekvivalenter per mol (ω) |
| Reaksjoner som involverer salter | Du går ut | ω er gitt av det totale antallet positive eller negative ladninger i det nøytrale saltet (begge tallene er like). Det beregnes ved å multiplisere antall kationer med deres ladning eller antall anioner med deres. |
| Syrebasereaksjoner | syrer | ω er gitt ved antall hydrogener som gir opp i reaksjonen. |
| Baser | ω er gitt ved antall hydrogener som den kan fange | |
| Redoksreaksjoner | oksidasjonsmiddel | ω er gitt ved antall elektroner fanget av hvert molekyl av oksidasjonsmiddel i den balanserte reduksjonshalvreaksjonen. |
| reduksjonsmiddel | ω er gitt ved antall elektroner gitt opp av hvert molekyl av reduksjonsmiddel i den balanserte oksidasjonshalvreaksjonen. | |
| Løsninger som ikke deltar i reaksjoner | ——- | ω er verdt 1eq/mol |
Når bør du bruke normalitet?
I motsetning til molaritet som ofte brukes i enhver sammenheng, brukes normalitet hovedsakelig i situasjoner som involverer kjemiske reaksjoner i løsning, da de letter støkiometriske beregninger uten behov for å skrive balanserte eller justerte kjemiske reaksjoner.
På grunn av måten antall ekvivalenter per mol er definert, vil antall ekvivalenter til en reaktant alltid være lik antall ekvivalenter til den andre når de reagerer i støkiometriske forhold. Siden antall ekvivalenter lett kan finnes fra normaliteten og volumet av løsningen, kan vi utføre støkiometriske beregninger veldig raskt uten å bekymre oss for detaljene i reaksjonen.
Dette er spesielt praktisk ved volumetriske titreringer eller titreringer, siden det ved ekvivalenspunktet for titreringen alltid vil være sant at:
Og ved å erstatte ekvivalentene med produktet av normaliteten med volumet, får vi:
Noe lignende kan gjøres med molaritet, men det krever uunngåelig at vi skriver den kjemiske ligningen og justerer den for å oppnå de nødvendige støkiometriske forholdstallene.
Konvertering mellom molaritet og normalitet
Konvertering mellom molaritet og normalitet er veldig enkelt, siden den andre alltid er et heltallsmultiplum av den første som vist nedenfor:
Hvis vi vet molariteten til en løsning, kan vi beregne dens forskjellige normaliteter ganske enkelt ved å multiplisere molariteten med det respektive antallet ekvivalenter per mol, ω.
Referanser
https://www.significados.com/concentracion-quimica/
