Tabla de Contenidos
В химията е обичайно да се работи с различни единици за концентрация, а моралът и нормалността са две от най-често използваните. От една страна, моларността е химическа единица за концентрация, която показва броя на моловете разтворено вещество във всеки литър разтвор . От друга страна, нормалността също е единица за химическа концентрация , но изразена чрез броя еквиваленти на разтвореното вещество на литър разтвор .
Въпреки че може да не изглежда така, нормалността и моларността са тясно свързани, тъй като броят на моловете и еквивалентите също са. Съществуват обаче редица много важни разлики, които правят всяка единица по-практична или полезна за различни приложения. Поради тази причина в тази статия ще бъде разгледана разликата между моларност и нормалност, за какво се използва всяка от тези концентрационни единици, как се изчисляват, как да се преобразува от една концентрационна единица в друга и в кои ситуации е по-удобен за използване на едното или другото.
моларност
Както бе споменато в началото, моларността е химическа единица за концентрация, в която количеството разтворено вещество се изразява като брой молове и обем на разтвора в литри. Това е една от най-използваните единици за концентрация, тъй като позволява много лесно и бързо да се знае количеството разтворено вещество, присъстващо във всеки обем разтвор.
Моларността се изразява в единици mol/L, което често се чете като „моларен“. Така концентрация от 0,5 mol/L обикновено се чете като 0,5 mol.
Формули за изчисляване на моларността
Формулата, която определя моларността е:
където n разтворено вещество представлява броя на моловете разтворено вещество, а V разтвор представлява обемът на разтвора, изразен в литри. Въпреки това е много обичайно броят молове да се заменя с неговата формула, която се дава от масата, разделена на моларната маса на разтвореното вещество, за да се получи следната формула:
Кога трябва да използвате моларност?
Моларността е единица за концентрация с общо предназначение, което означава, че работи за почти всяка ситуация, включваща разтвори, стига да няма големи промени в температурата.
Последното е така, защото температурата може да повлияе на обема на разтвора, причинявайки моларността, която зависи от обема, също да варира в зависимост от температурата. В тези случаи е за предпочитане да се използва друга единица за концентрация, която се изразява като маса или количество вещество, като например молалност или молни фракции.
нормално
Нормалността също е единица за химическа концентрация. Основната разлика между нормалността и моларността е, че първата изразява количеството разтворено вещество по отношение на броя на еквивалентите вместо молове.
Големият проблем с нормалността за повечето хора е, че за разлика от моларността, един и същ разтвор може да има повече от една нормалност, тъй като концепцията за броя на еквивалентите зависи от това за какво се използва разтвореното вещество или по какъв начин. какви видове химични реакции ще участва в.
Формули за изчисляване на нормалността
Формулите за изчисляване на нормалността са много подобни на тези за моларност. Математическата форма на определението за нормалност е:
където n екв. разтвореното вещество представлява броя на еквивалентите на разтвореното вещество и V разтвор представлява обемът на разтвора, изразен в литри. За да се изчисли нормалността от масата на разтвореното вещество, има и формула, подобна на тази за моларността:
Където PE разтворено вещество (еквивалентното тегло на разтвореното вещество) представлява теглото в грамове на 1 еквивалент разтворено вещество. Това се дава от моларната маса, разделена на цяло число, което представлява броя на еквивалентите на мол от веществото и което ще наричаме ω (гръцката буква омега), за да избегнем объркването му с истинския брой еквиваленти (n eq ) .
Комбинирайки това уравнение с предишното, получаваме:
Концепцията за броя на еквивалентите
Ключът към разбирането на концепцията за броя на еквивалентите и всъщност причината, поради която „нормалната“ концентрация или нормалност се нарича така, се крие в ω. Този брой зависи от употребата, за която се използва разтвореното вещество или химичната реакция, в която ще участва.
За всеки тип голяма химическа реакция, която включва поне две химични вещества, можем да дефинираме това, което ще наречем „нормален“ реагент, което не е нищо повече от общ термин, който използваме, за да идентифицираме реагента, който участва в най-простата възможна версия от типа.особена реакция.
Например , ако говорим за киселинно-алкална реакция , най-простият случай би бил този, при който всяка монопротонова киселина (HA) реагира с едноосновна основа (B), за да даде съответните конюгатни двойки:
Монопротонната киселина HA и моноосновната основа B са това, което бихме нарекли съответно нормална киселина и основа. Това означава, че всяка киселина като HCl или HNO3 е нормална киселина и всяка основа като NaOH или NH3 би била пример за нормална основа.
Ако сега разгледаме киселина като сярна киселина (H 2 SO 4 ), която е дипротична, реакцията с нормална основа ще бъде:
Както виждаме, всеки мол от тази киселина е „еквивалентен“ на 2 мола нормална киселина . Следователно казваме, че броят на еквивалентите на мол сярна киселина е 2. Поради тази причина 0,1 моларен разтвор на H 2 SO 4 е еквивалентен на 0,2 моларен разтвор на нормална киселина, така че казваме, че нормалността на такава разтвор е 0,2.
С други думи, можем да предефинираме концепцията за нормалност като моларната концентрация, която нормален реагент би имал, участвайки в същия тип химична реакция като разтвореното вещество .
Следващата таблица показва как ω се определя за всеки тип разтворено вещество в зависимост от реакцията, в която ще участва:
| тип химична реакция | тип реагент | Брой еквиваленти на мол (ω) |
| Реакции, включващи соли | Излизаш | ω се дава от общия брой положителни или отрицателни заряди в неутралната сол (и двете числа са еднакви). Изчислява се чрез умножаване на броя на катионите по техния заряд или броя на анионите по техния. |
| Киселинно-основни реакции | киселини | ω се дава от броя на водородите, които се отказват в реакцията. |
| Бази | ω се дава от броя водороди, които може да улови | |
| Редокс реакции | окислител | ω се дава от броя на електроните, уловени от всяка молекула на окислителя в балансираната полуреакция на редукция. |
| редуциращ агент | ω се дава от броя на електроните, отдадени от всяка молекула редуциращ агент в балансираната полуреакция на окисление. | |
| Разтвори, които не участват в реакции | ——- | ω струва 1 eq/mol |
Кога трябва да използвате нормалност?
За разлика от моларността, която често се използва във всеки контекст, нормалността се използва главно в ситуации, включващи химични реакции в разтвор, тъй като те улесняват стехиометричните изчисления, без да е необходимо да се записват балансирани или коригирани химични реакции.
Поради начина, по който се определя броят на еквивалентите на мол, броят на еквивалентите на единия реагент винаги ще бъде равен на броя на еквивалентите на другия, когато те реагират в стехиометрични съотношения. Тъй като броят на еквивалентите може лесно да бъде намерен от нормалността и обема на разтвора, можем да извършим стехиометрични изчисления много бързо, без да се притесняваме за подробностите на реакцията.
Това е особено практично при обемни титрувания или титрувания, тъй като в точката на еквивалентност на титруването винаги ще е вярно, че:
И замествайки еквивалентите с произведението на нормалността по обема, получаваме:
Нещо подобно може да се направи с моларността, но това неизбежно изисква да напишем химичното уравнение и да го коригираме, за да получим необходимите стехиометрични съотношения.
Преобразуване между моларност и нормалност
Преобразуването между моларност и нормалност е много лесно, тъй като второто винаги е цяло число, кратно на първото, както е показано по-долу:
Ако знаем моларността на даден разтвор, можем да изчислим неговите различни нормалности просто като умножим моларността по съответния брой еквиваленти на мол, ω.
