Vi møter løsninger av ulike stoffer hver dag. Men det er usannsynlig at hver enkelt av oss innser hvor stor rolle disse systemene spiller. Mye av oppførselen deres har blitt tydelig i dag gjennom detaljerte studier over tusenvis av år. I løpet av hele denne tiden har det blitt introdusert mange begreper som er uforståelige for menigmann. En av dem er normaliteten til løsningen. Hva det er? Dette vil bli diskutert i vår artikkel. La oss starte med å dykke ned i fortiden.
Research History
De første lyse hodene som begynte å studere løsninger var så kjente kjemikere som Arrhenius, van't Hoff og Ostwald. Under påvirkning av arbeidet deres begynte påfølgende generasjoner av kjemikere å fordype seg i studiet av vandige og fortynnede løsninger. Selvfølgelig har de samlet en enorm mengde kunnskap, men ikke-vandige løsninger ble stående uten oppmerksomhet, som for øvrig også spiller en stor rolle både i industrien og på andre områder av menneskelivet.
Det var mye uforståelig i teorien om ikke-vandige løsninger. For eksempel, hvis verdien av ledningsevnen økte i vandige systemer med en økning i graden av dissosiasjon, så i lignende systemer, men med et annet løsningsmiddel i stedet for vann, var det omvendt. Små elektriske verdierkonduktiviteter tilsvarer ofte høye grader av dissosiasjon. Anomalier ansporet forskere til å utforske dette området av kjemi. Et stort utvalg av data ble samlet, og behandlingen av disse gjorde det mulig å finne regelmessigheter som supplerer teorien om elektrolytisk dissosiasjon. I tillegg var det mulig å utvide kunnskapen om elektrolyse og naturen til komplekse ioner av organiske og uorganiske forbindelser.
Så startet mer aktiv forskning innen konsentrerte løsninger. Slike systemer avviker betydelig i egenskaper fra fortynnede på grunn av det faktum at med økende konsentrasjon av det oppløste stoffet begynner dets interaksjon med løsningsmidlet å spille en stadig viktigere rolle. Mer om dette i neste avsnitt.
Theory
For øyeblikket er den beste forklaringen på oppførselen til ioner, molekyler og atomer i løsning bare teorien om elektrolytisk dissosiasjon. Siden opprettelsen av Svante Arrhenius på 1800-tallet har den gjennomgått noen endringer. Noen lover ble oppdaget (som Ostwalds fortynningslov) som ikke passet inn i den klassiske teorien. Men takket være det påfølgende arbeidet til forskere ble det gjort endringer i teorien, og i sin moderne form eksisterer den fortsatt og beskriver resultatene oppnådd eksperimentelt med høy nøyaktighet.
Hovedessensen i den elektrolytiske teorien om dissosiasjon er at stoffet, når det er oppløst, brytes ned til dets bestanddeler - partikler som har en ladning. Avhengig av evnen til å dekomponere (dissosieres) i deler, er det sterke og svakeelektrolytter. Sterke har en tendens til å dissosiere fullstendig til ioner i løsning, mens svake bare i svært liten grad.
Disse partiklene som molekylet brytes opp i, kan samhandle med løsningsmidlet. Dette fenomenet kalles solvasjon. Men det skjer ikke alltid, siden det skyldes tilstedeværelsen av en ladning på ion- og løsemiddelmolekylene. For eksempel er et vannmolekyl en dipol, det vil si en partikkel ladet positivt på den ene siden og negativt ladet på den andre. Og ionene som elektrolytten brytes ned i har også en ladning. Dermed blir disse partiklene tiltrukket av motsatt ladede sider. Men dette skjer bare med polare løsningsmidler (slik er vann). For eksempel, i en løsning av et hvilket som helst stoff i heksan, vil solvatisering ikke forekomme.
For å studere løsninger er det svært ofte nødvendig å vite mengden av et løst stoff. Det er noen ganger svært upraktisk å erstatte visse mengder i formler. Derfor er det flere typer konsentrasjoner, blant dem er normaliteten til løsningen. Nå skal vi fortelle i detalj om alle måter å uttrykke innholdet av et stoff i en løsning på og metoder for å beregne det.
Konsentrasjon av løsning
Det er mange formler i kjemi, og noen av dem er konstruert på en slik måte at det er mer praktisk å ta verdien i en eller annen form.
Den første, og mest kjente for oss, formen for uttrykk for konsentrasjon er massefraksjonen. Det beregnes veldig enkelt. Vi trenger bare å dele massen av stoffet i løsning med dens totale masse. SåDermed får vi svaret i brøkdeler av én. Multipliserer det resulterende tallet med hundre, får vi svaret i prosent.
En litt mindre kjent form er volumbrøk. Oftest brukes det til å uttrykke konsentrasjonen av alkohol i alkoholholdige drikker. Det beregnes også ganske enkelt: vi deler volumet av det oppløste stoffet med volumet av hele løsningen. Som i forrige tilfelle kan du få svaret i prosent. Etiketter sier ofte: "40% vol.", som betyr: 40 volumprosent.
I kjemi brukes ofte andre typer konsentrasjoner. Men før vi går videre til dem, la oss snakke om hva en føflekk av et stoff er. Mengden av et stoff kan uttrykkes på forskjellige måter: masse, volum. Men tross alt har molekylene til hvert stoff sin egen vekt, og med massen til prøven er det umulig å forstå hvor mange molekyler som er i den, og dette er nødvendig for å forstå den kvantitative komponenten i kjemiske transformasjoner. For dette ble en slik mengde som en mol av et stoff introdusert. Faktisk er en mol et visst antall molekyler: 6,021023. Dette kalles Avogadros nummer. Oftest brukes en slik enhet som en mol av et stoff for å beregne mengden av produkter fra en reaksjon. I denne forbindelse er det en annen form for å uttrykke konsentrasjon - molaritet. Dette er mengden stoff per volumenhet. Molaritet uttrykkes i mol/L (les: mol per liter).
Det er en veldig lik type uttrykk for innholdet av et stoff i et system: molalitet. Det skiller seg fra molaritet ved at det bestemmer mengden av et stoff ikke i en volumenhet, men i en masseenhet. Og uttrykt i bønnerper kilogram (eller andre multipler, for eksempel per gram).
Så vi kommer til den siste formen, som vi nå skal diskutere separat, siden beskrivelsen krever litt teoretisk informasjon.
Løsningsnormalitet
Hva er dette? Og hvordan er det forskjellig fra tidligere verdier? Først må du forstå forskjellen mellom slike konsepter som normalitet og molaritet av løsninger. Faktisk skiller de seg bare med én verdi - ekvivalensnummeret. Nå kan du til og med forestille deg hva som er normaliteten til løsningen. Det er bare en modifisert molaritet. Ekvivalenstallet angir antall partikler som kan samhandle med ett mol hydrogenioner eller hydroksydioner.
Vi ble kjent med hva som er normaliteten til løsningen. Men tross alt er det verdt å grave dypere, og vi vil se hvor enkel denne, ved første øyekast, komplekse formen for å beskrive konsentrasjon er. Så la oss se nærmere på hva som er normaliteten til løsningen.
Formel
Det er ganske enkelt å forestille seg en formel fra en verbal beskrivelse. Det vil se slik ut: Cn=zn/N. Her er z ekvivalensfaktoren, n er mengden stoff, V er volumet av løsningen. Den første verdien er den mest interessante. Den viser bare ekvivalenten til et stoff, det vil si antall reelle eller imaginære partikler som kan reagere med en minimal partikkel av et annet stoff. Ved dette er faktisk normaliteten til løsningen, hvis formel ble presentert ovenfor, kvalitativt forskjelligfra molaritet.
Og la oss nå gå videre til en annen viktig del: hvordan bestemme normaliteten til løsningen. Dette er utvilsomt et viktig spørsmål, så det er verdt å nærme seg studien med en forståelse av hver verdi angitt i ligningen presentert ovenfor.
Hvordan finne normaliteten til en løsning?
Formelen vi diskuterte ovenfor er rent brukt. Alle verdiene som er gitt i den, beregnes enkelt i praksis. Faktisk er det veldig enkelt å beregne normaliteten til en løsning, ved å kjenne til noen mengder: massen til det oppløste stoffet, formelen og volumet av løsningen. Siden vi kjenner formelen til molekylene til et stoff, kan vi finne dets molekylvekt. Forholdet mellom massen av en prøve av et oppløst stoff og dens molare masse vil være lik antall mol av stoffet. Og når vi kjenner volumet til hele løsningen, kan vi med sikkerhet si hva vår molare konsentrasjon er.
Den neste operasjonen vi må utføre for å beregne normaliteten til løsningen, er handlingen med å finne ekvivalensfaktoren. For å gjøre dette må vi forstå hvor mange partikler som dannes som følge av dissosiasjon som kan feste protoner eller hydroksylioner. For eksempel, i svovelsyre er ekvivalensfaktoren 2, og derfor beregnes normaliteten til løsningen i dette tilfellet ved ganske enkelt å multiplisere molariteten med 2.
Application
I kjemisk analyse må man ofte beregne normaliteten og molariteten til løsninger. Dette er veldig praktisk forberegning av molekylformler for stoffer.
Hva annet å lese?
For bedre å forstå hva normaliteten til en løsning er, er det best å åpne en lærebok i generell kjemi. Og hvis du allerede vet all denne informasjonen, bør du se læreboken om analytisk kjemi for studenter med kjemiske spesialiteter.
Konklusjon
Takket være artikkelen tror vi du har forstått at normaliteten til en løsning er en form for å uttrykke konsentrasjonen av et stoff, som hovedsakelig brukes i kjemisk analyse. Og nå er det ikke en hemmelighet for noen hvordan det beregnes.
