We komen elke dag oplossingen van verschillende stoffen tegen. Maar het is onwaarschijnlijk dat ieder van ons beseft hoe groot de rol van deze systemen is. Veel van hun gedrag is vandaag de dag duidelijk geworden door gedetailleerde studie gedurende duizenden jaren. Gedurende al die tijd zijn er veel termen geïntroduceerd die voor de gewone man onbegrijpelijk zijn. Een daarvan is de normaliteit van de oplossing. Wat het is? Dit zal in ons artikel worden besproken. Laten we beginnen met een duik in het verleden.
Onderzoeksgeschiedenis
De eerste slimme koppen die oplossingen begonnen te bestuderen, waren bekende chemici als Arrhenius, Van't Hoff en Ostwald. Onder invloed van hun werk begonnen volgende generaties chemici zich te verdiepen in de studie van waterige en verdunde oplossingen. Ze hebben natuurlijk een enorme hoeveelheid kennis vergaard, maar niet-waterige oplossingen bleven buiten beschouwing, die trouwens ook een grote rol spelen, zowel in de industrie als op andere gebieden van het menselijk leven.
Er was veel onbegrijpelijkheid in de theorie van niet-waterige oplossingen. Als in waterige systemen bijvoorbeeld de waarde van geleidbaarheid toenam met een toename van de dissociatiegraad, dan was het in vergelijkbare systemen, maar met een ander oplosmiddel in plaats van water, andersom. Kleine elektrische waardengeleidbaarheden komen vaak overeen met een hoge mate van dissociatie. Anomalieën spoorden wetenschappers aan om dit gebied van chemie te verkennen. Er werd een groot aantal gegevens verzameld, waarvan de verwerking het mogelijk maakte om regelmatigheden te vinden die de theorie van elektrolytische dissociatie aanvullen. Daarnaast was het mogelijk om de kennis over elektrolyse en de aard van complexe ionen van organische en anorganische verbindingen uit te breiden.
Toen begon meer actief onderzoek op het gebied van geconcentreerde oplossingen. Dergelijke systemen verschillen aanzienlijk in eigenschappen van verdunde systemen, omdat bij toenemende concentratie van de opgeloste stof de interactie met het oplosmiddel een steeds belangrijkere rol begint te spelen. Meer hierover in de volgende sectie.
Theorie
Op dit moment is alleen de theorie van elektrolytische dissociatie de beste verklaring voor het gedrag van ionen, moleculen en atomen in oplossing. Sinds de oprichting door Svante Arrhenius in de 19e eeuw heeft het enkele veranderingen ondergaan. Er werden enkele wetten ontdekt (zoals de verdunningswet van Ostwald) die enigszins niet in de klassieke theorie pasten. Maar dankzij het daaropvolgende werk van wetenschappers zijn er wijzigingen aangebracht in de theorie, en in zijn moderne vorm bestaat deze nog steeds en beschrijft de experimenteel verkregen resultaten met hoge nauwkeurigheid.
De belangrijkste essentie van de elektrolytische theorie van dissociatie is dat de stof, wanneer opgelost, uiteenv alt in zijn samenstellende ionen - deeltjes die een lading hebben. Afhankelijk van het vermogen om te ontbinden (dissociëren) in delen, zijn er sterke en zwakkeelektrolyten. Sterke hebben de neiging om volledig te dissociëren in ionen in oplossing, terwijl zwakke slechts in zeer geringe mate.
Deze deeltjes waarin het molecuul uiteenv alt, kunnen interageren met het oplosmiddel. Dit fenomeen wordt solvatatie genoemd. Maar het komt niet altijd voor, omdat het te wijten is aan de aanwezigheid van een lading op de ion- en oplosmiddelmoleculen. Een watermolecuul is bijvoorbeeld een dipool, dat wil zeggen een deeltje dat aan de ene kant positief geladen is en aan de andere kant negatief. En de ionen waarin de elektrolyt ontleedt, hebben ook een lading. Deze deeltjes worden dus aangetrokken door tegengesteld geladen zijden. Maar dit gebeurt alleen met polaire oplosmiddelen (zoals water). In een oplossing van een stof in hexaan zal bijvoorbeeld geen solvatatie plaatsvinden.
Om oplossingen te bestuderen, is het heel vaak nodig om de hoeveelheid van een opgeloste stof te kennen. Het is soms erg onhandig om bepaalde hoeveelheden in formules te vervangen. Daarom zijn er verschillende soorten concentraties, waaronder de normaliteit van de oplossing. Nu zullen we in detail vertellen over alle manieren om het geh alte van een stof in een oplossing uit te drukken en methoden om het te berekenen.
Concentratie van oplossing
Er zijn veel formules in de chemie, en sommige zijn zo geconstrueerd dat het handiger is om de waarde in een bepaalde vorm of een andere te nemen.
De eerste, en meest bekende voor ons, vorm van uitdrukking van concentratie is de massafractie. Het wordt heel eenvoudig berekend. We hoeven alleen de massa van de stof in oplossing te delen door zijn totale massa. DusZo krijgen we het antwoord in breuken van één. Door het resulterende getal met honderd te vermenigvuldigen, krijgen we het antwoord als een percentage.
Een iets minder bekende vorm is volumefractie. Meestal wordt het gebruikt om de concentratie van alcohol in alcoholische dranken uit te drukken. Het wordt ook heel eenvoudig berekend: we delen het volume van de opgeloste stof door het volume van de hele oplossing. Net als in het vorige geval kunt u het antwoord als een percentage krijgen. Labels zeggen vaak: "40% vol.", wat betekent: 40 volume procent.
In de scheikunde worden vaak andere soorten concentraties gebruikt. Maar voordat we verder gaan, laten we het hebben over wat een mol van een stof is. De hoeveelheid van een stof kan op verschillende manieren worden uitgedrukt: massa, volume. Maar de moleculen van elke stof hebben tenslotte hun eigen gewicht, en door de massa van het monster is het onmogelijk om te begrijpen hoeveel moleculen erin zitten, en dit is nodig om de kwantitatieve component van chemische transformaties te begrijpen. Hiervoor werd een hoeveelheid als een mol van een stof geïntroduceerd. In feite is één mol een bepaald aantal moleculen: 6,021023. Dit wordt het getal van Avogadro genoemd. Meestal wordt een eenheid als een mol van een stof gebruikt om de hoeveelheid producten van een reactie te berekenen. In dit opzicht is er een andere vorm van concentratie - molariteit. Dit is de hoeveelheid stof per volume-eenheid. Molariteit wordt uitgedrukt in mol/L (lees: mol per liter).
Er is een soortgelijk type uitdrukking voor de inhoud van een stof in een systeem: molaliteit. Het verschilt van molariteit doordat het de hoeveelheid van een stof niet in een volume-eenheid, maar in een massa-eenheid bepa alt. En uitgedrukt in gebedenper kilogram (of een ander veelvoud, zoals per gram).
Dus we komen bij de laatste vorm, die we nu afzonderlijk zullen bespreken, omdat de beschrijving ervan enige theoretische informatie vereist.
Oplossing normaliteit
Wat is dit? En hoe verschilt het van eerdere waarden? Eerst moet je het verschil begrijpen tussen concepten als normaliteit en molariteit van oplossingen. In feite verschillen ze slechts met één waarde - het equivalentiegetal. Nu kun je je zelfs voorstellen wat de normaliteit van de oplossing is. Het is gewoon een gewijzigde molariteit. Het equivalentiegetal geeft het aantal deeltjes aan dat kan interageren met één mol waterstofionen of hydroxide-ionen.
We hebben kennis gemaakt met wat de normaliteit van de oplossing is. Maar het is tenslotte de moeite waard om dieper te graven, en we zullen zien hoe eenvoudig deze, op het eerste gezicht, complexe vorm van het beschrijven van concentratie is. Laten we dus eens nader bekijken wat de normaliteit van de oplossing is.
Formule
Het is vrij eenvoudig om een formule voor te stellen uit een verbale beschrijving. Het ziet er als volgt uit: Cn=zn/N. Hierin is z de equivalentiefactor, n is de hoeveelheid stof, V is het volume van de oplossing. De eerste waarde is het meest interessant. Het toont alleen het equivalent van een stof, dat wil zeggen, het aantal echte of denkbeeldige deeltjes dat kan reageren met een minimaal deeltje van een andere stof. Hierdoor verschilt in feite de normaliteit van de oplossing, waarvan de formule hierboven werd gepresenteerd, kwalitatiefvan molariteit.
En laten we nu verder gaan met een ander belangrijk onderdeel: hoe de normaliteit van de oplossing te bepalen. Dit is ongetwijfeld een belangrijke vraag, dus het is de moeite waard om het onderzoek te benaderen met een begrip van elke waarde die wordt aangegeven in de bovenstaande vergelijking.
Hoe de normaliteit van een oplossing te vinden?
De formule die we hierboven hebben besproken, is puur toegepast. Alle waarden die erin worden gegeven, zijn in de praktijk eenvoudig te berekenen. In feite is het heel eenvoudig om de normaliteit van een oplossing te berekenen, als je enkele hoeveelheden kent: de massa van de opgeloste stof, de formule en het volume van de oplossing. Omdat we de formule van de moleculen van een stof kennen, kunnen we het molecuulgewicht ervan vinden. De verhouding van de massa van een monster van een opgeloste stof tot zijn molaire massa zal gelijk zijn aan het aantal mol van de stof. En als we het volume van de hele oplossing kennen, kunnen we met zekerheid zeggen wat onze molaire concentratie is.
De volgende bewerking die we moeten uitvoeren om de normaliteit van de oplossing te berekenen, is de actie om de equivalentiefactor te vinden. Om dit te doen, moeten we begrijpen hoeveel deeltjes worden gevormd als gevolg van dissociatie die protonen of hydroxylionen kunnen hechten. In zwavelzuur is de equivalentiefactor bijvoorbeeld 2 en daarom wordt de normaliteit van de oplossing in dit geval berekend door eenvoudig de molariteit te vermenigvuldigen met 2.
Toepassing
In chemische analyse moet men vaak de normaliteit en molariteit van oplossingen berekenen. Dit is erg handig voorberekening van molecuulformules van stoffen.
Wat moet ik nog meer lezen?
Om beter te begrijpen wat de normaliteit van een oplossing is, kun je het beste een leerboek over algemene scheikunde openen. En als je al deze informatie al weet, moet je het leerboek over analytische chemie voor studenten van chemische specialiteiten raadplegen.
Conclusie
Dankzij het artikel denken we dat je hebt begrepen dat de normaliteit van een oplossing een vorm is van het uitdrukken van de concentratie van een stof, die voornamelijk wordt gebruikt in chemische analyse. En nu is het voor niemand een geheim hoe het wordt berekend.
