Tabla de Contenidos
I kemi er det almindeligt at arbejde med forskellige koncentrationsenheder, og moral og normalitet er to af de hyppigst anvendte. På den ene side er molaritet en kemisk koncentrationsenhed, der angiver antallet af mol opløst stof i hver liter opløsning . På den anden side er normalitet også en enhed for kemisk koncentration , men udtrykt i antallet af opløste ækvivalenter pr. liter opløsning .
Selvom det måske ikke virker sådan, er normalitet og molaritet tæt forbundet, da antallet af mol og ækvivalenter også er det. Der er dog en række meget vigtige forskelle, der gør hver enhed mere praktisk eller anvendelig til forskellige anvendelser. Af denne grund vil i denne artikel blive dækket forskellen mellem molaritet og normalitet, hvad hver af disse koncentrationsenheder bruges til, hvordan de beregnes, hvordan man konverterer fra den ene koncentrationsenhed til den anden, og i hvilke situationer det er mere praktisk at bruge den ene eller den anden.
molaritet
Som nævnt i begyndelsen er molaritet en kemisk koncentrationsenhed, hvor mængden af opløst stof er udtrykt i antal mol og opløsningens volumen i liter. Det er en af de mest brugte koncentrationsenheder, da den gør det muligt at vide meget nemt og hurtigt mængden af opløst stof i ethvert volumen opløsning.
Molaritet udtrykkes i enheder af mol/L, som ofte læses som “molar.” En koncentration på 0,5 mol/L aflæses således normalt som 0,5 molær.
Formler til at beregne molaritet
Formlen, der definerer molaritet, er:
hvor n opløst stof repræsenterer antallet af mol opløst stof og V opløsning repræsenterer volumenet af opløsningen udtrykt i liter. Det er dog meget almindeligt at erstatte antallet af mol med dets formel, som er givet ved massen divideret med molmassen af det opløste stof for at give følgende formel:
Hvornår skal du bruge molaritet?
Molaritet er en generel koncentrationsenhed, hvilket betyder, at den fungerer i næsten enhver situation, der involverer opløsninger, så længe der ikke er store ændringer i temperaturen.
Sidstnævnte skyldes, at temperaturen kan påvirke volumenet af en opløsning, hvilket bevirker, at molaritet, som afhænger af volumen, også varierer med temperaturen. I disse tilfælde er det at foretrække at bruge en anden koncentrationsenhed, der udtrykkes i form af masse eller mængde af stof, såsom molalitet eller molfraktioner.
Normal
Normalitet er også en enhed for kemisk koncentration. Den største forskel mellem normalitet og molaritet er, at førstnævnte udtrykker mængden af opløst stof i form af antallet af ækvivalenter i stedet for mol.
Det store problem med normalitet for de fleste mennesker er, at i modsætning til molaritet kan den samme løsning have mere end én normalitet, da begrebet antallet af ækvivalenter afhænger af, hvad det opløste stof bruges til eller på hvilken måde, hvilke typer kemiske reaktioner den vil deltage i.
Formler til at beregne normalitet
Formlerne til beregning af normalitet er meget lig dem for molaritet. Den matematiske form for definitionen af normalitet er:
hvor n lign. opløst stof repræsenterer antallet af opløst stof ækvivalenter og V opløsning repræsenterer volumenet af opløsningen udtrykt i liter. For at beregne normalitet ud fra massen af det opløste stof er der også en formel svarende til den for molaritet:
Hvor PE opløst stof (ækvivalentvægten af det opløste stof) repræsenterer vægten i gram af 1 ækvivalent opløst stof. Dette er givet ved molmassen divideret med et heltal, der repræsenterer antallet af ækvivalenter pr. mol af stoffet, og som vi vil kalde ω (det græske bogstav omega) for at undgå at forveksle det med det sande antal ækvivalenter (n eq ) .
Ved at kombinere denne ligning med den foregående får vi:
Begrebet antallet af ækvivalenter
Nøglen til at forstå begrebet antallet af ækvivalenter, og faktisk årsagen til, at “normal” koncentration eller normalitet er såkaldt, ligger i ω. Dette tal afhænger af den anvendelse, som det opløste stof anvendes til, eller den kemiske reaktion, som det vil deltage i.
For hver type større kemisk reaktion, der involverer mindst to kemiske stoffer, kan vi definere, hvad vi vil kalde den “normale” reaktant, som ikke er andet end et generisk udtryk, som vi bruger til at identificere den reaktant, der deltager i den enklest mulige version af typen bestemt reaktion.
For eksempel , hvis vi taler om en syre-base reaktion , ville det enkleste tilfælde være et, hvor enhver monoprotisk syre (HA) reagerer med en monobasisk base (B), for at give de respektive konjugatpar:
Den monoprotiske syre HA og den monobasiske base B er, hvad vi vil kalde henholdsvis en normal syre og base. Dette betyder, at enhver syre, såsom HCl eller HNO3, er en normal syre, og enhver base, såsom NaOH eller NH3, ville være et eksempel på en normal base.
Hvis vi nu betragter en syre som svovlsyre (H 2 SO 4 ), der er diprotisk, ville reaktionen med en normal base være:
Som vi kan se, er hvert mol af denne syre “ækvivalent” med 2 mol af en normal syre . Derfor siger vi, at antallet af ækvivalenter pr. mol svovlsyre er 2. Af denne grund svarer en 0,1 molær opløsning af H 2 SO 4 til en 0,2 molær opløsning af en normal syre, så vi siger, at normaliteten af sådanne en løsning er 0,2.
Med andre ord kan vi omdefinere begrebet normalitet som den molære koncentration, som en normal reaktant ville have deltagende i den samme type kemisk reaktion som det opløste stof .
Følgende tabel viser, hvordan ω bestemmes for hver type opløst stof, afhængigt af den reaktion, den vil være involveret i:
| type kemisk reaktion | reagenstype | Antal ækvivalenter pr. mol (ω) |
| Reaktioner, der involverer salte | Du går ud | ω er givet ved det samlede antal positive eller negative ladninger i det neutrale salt (begge tal er ens). Det beregnes ved at gange antallet af kationer med deres ladning eller antallet af anioner med deres. |
| Syrebasereaktioner | syrer | ω er givet ved antallet af hydrogener, der giver op i reaktionen. |
| Baser | ω er givet ved antallet af hydrogener, som det kan fange | |
| Redoxreaktioner | oxidationsmiddel | ω er givet ved antallet af elektroner fanget af hvert molekyle af oxidationsmiddel i den afbalancerede reduktionshalvreaktion. |
| reduktionsmiddel | ω er givet ved antallet af elektroner, der afgives af hvert molekyle af reduktionsmiddel i den afbalancerede oxidationshalvreaktion. | |
| Opløste stoffer, der ikke deltager i reaktioner | ——- | ω er værd 1eq/mol |
Hvornår skal du bruge normalitet?
I modsætning til molaritet, som ofte bruges i enhver sammenhæng, bruges normalitet hovedsageligt i situationer, der involverer kemiske reaktioner i opløsning, da de letter støkiometriske beregninger uden behov for at skrive afbalancerede eller justerede kemiske reaktioner.
På grund af den måde, hvorpå antallet af ækvivalenter pr. mol er defineret, vil antallet af ækvivalenter af en reaktant altid være lig med antallet af ækvivalenter af den anden, når de reagerer i støkiometriske forhold. Da antallet af ækvivalenter let kan findes ud fra normaliteten og opløsningens volumen, kan vi udføre støkiometriske beregninger meget hurtigt uden at bekymre os om detaljerne i reaktionen.
Dette er særligt praktisk ved volumetriske titreringer eller titreringer, da det ved titreringens ækvivalenspunkt altid vil være sandt, at:
Og erstatter vi ækvivalenterne med produktet af normaliteten med volumen, får vi:
Noget lignende kunne gøres med molaritet, men det kræver uundgåeligt, at vi skriver den kemiske ligning og justerer den for at opnå de nødvendige støkiometriske forhold.
Konvertering mellem molaritet og normalitet
Konvertering mellem molaritet og normalitet er meget let, da den anden altid er et heltal af den første som vist nedenfor:
Hvis vi kender molariteten af en opløsning, kan vi beregne dens forskellige normaliteter blot ved at gange molariteten med det respektive antal ækvivalenter pr. mol, ω.
Referencer
https://www.significados.com/concentracion-quimica/
