Vi støder på opløsninger af forskellige stoffer hver dag. Men det er usandsynligt, at hver af os indser, hvor stor en rolle disse systemer spiller. Meget af deres adfærd er blevet tydeligt i dag gennem detaljeret undersøgelse gennem tusinder af år. I al denne tid er der blevet introduceret mange udtryk, som er uforståelige for den almindelige mand. En af dem er løsningens normalitet. Hvad er det? Dette vil blive diskuteret i vores artikel. Lad os starte med at dykke ned i fortiden.
Forskningshistorik
De første lyse hoveder, der begyndte at studere løsninger, var så kendte kemikere som Arrhenius, van't Hoff og Ostwald. Under indflydelse af deres arbejde begyndte efterfølgende generationer af kemikere at dykke ned i studiet af vandige og fortyndede opløsninger. Selvfølgelig har de oparbejdet en enorm mængde viden, men ikke-vandige opløsninger blev efterladt uden opmærksomhed, som i øvrigt også spiller en stor rolle både i industrien og på andre områder af menneskelivet.
Der var meget uforståelighed i teorien om ikke-vandige opløsninger. For eksempel, hvis værdien af ledningsevnen i vandige systemer steg med en stigning i graden af dissociation, så i lignende systemer, men med et andet opløsningsmiddel i stedet for vand, var det omvendt. Små elektriske værdierledningsevner svarer ofte til høje grader af dissociation. Anomalier ansporede videnskabsmænd til at udforske dette område af kemi. Et stort udvalg af data blev akkumuleret, hvis behandling gjorde det muligt at finde regelmæssigheder, der supplerer teorien om elektrolytisk dissociation. Derudover var det muligt at udvide viden om elektrolyse og karakteren af komplekse ioner af organiske og uorganiske forbindelser.
Så begyndte mere aktiv forskning inden for koncentrerede løsninger. Sådanne systemer adskiller sig væsentligt i egenskaber fra fortyndede på grund af det faktum, at med stigende koncentration af det opløste stof begynder dets interaktion med opløsningsmidlet at spille en stadig vigtigere rolle. Mere om dette i næste afsnit.
Teori
I øjeblikket er den bedste forklaring på adfærden af ioner, molekyler og atomer i opløsning kun teorien om elektrolytisk dissociation. Siden oprettelsen af Svante Arrhenius i det 19. århundrede har den undergået nogle ændringer. Nogle love blev opdaget (såsom Ostwalds fortyndingslov), som lidt ikke passede ind i den klassiske teori. Men takket være videnskabsmænds efterfølgende arbejde blev der foretaget ændringer i teorien, og i sin moderne form eksisterer den stadig og beskriver de eksperimentelt opnåede resultater med høj nøjagtighed.
Hovedessensen af den elektrolytiske teori om dissociation er, at stoffet, når det er opløst, nedbrydes til dets bestanddele - partikler, der har en ladning. Afhængig af evnen til at nedbryde (dissociere) i dele, er der stærke og svageelektrolytter. Stærke har en tendens til fuldstændig at dissociere til ioner i opløsning, mens svage kun i meget lille grad.
Disse partikler, som molekylet bryder op i, kan interagere med opløsningsmidlet. Dette fænomen kaldes solvation. Men det forekommer ikke altid, da det skyldes tilstedeværelsen af en ladning på ion- og opløsningsmiddelmolekylerne. For eksempel er et vandmolekyle en dipol, det vil sige en partikel ladet positivt på den ene side og negativt ladet på den anden. Og de ioner, som elektrolytten nedbrydes i, har også en ladning. Disse partikler tiltrækkes således af modsat ladede sider. Men dette sker kun med polære opløsningsmidler (sådan er vand). For eksempel, i en opløsning af ethvert stof i hexan, vil solvatisering ikke forekomme.
For at studere løsninger er det meget ofte nødvendigt at kende mængden af et opløst stof. Det er nogle gange meget ubelejligt at erstatte visse mængder i formler. Derfor er der flere typer koncentrationer, blandt hvilke er opløsningens normalitet. Nu vil vi fortælle detaljeret om alle måder at udtrykke indholdet af et stof i en opløsning og metoder til at beregne det på.
Koncentration af løsning
Der er mange formler i kemi, og nogle af dem er konstrueret på en sådan måde, at det er mere bekvemt at tage værdien i den ene eller anden form.
Den første og mest velkendte form for udtryk for koncentration er massefraktionen. Det er beregnet meget enkelt. Vi skal blot dividere massen af stoffet i opløsning med dets samlede masse. SåSåledes får vi svaret i brøkdele af én. Ved at gange det resulterende tal med hundrede får vi svaret som en procentdel.
En lidt mindre kendt form er volumenbrøk. Oftest bruges det til at udtrykke koncentrationen af alkohol i alkoholholdige drikkevarer. Det beregnes også ganske enkelt: vi dividerer volumenet af det opløste stof med volumenet af hele opløsningen. Som i det foregående tilfælde kan du få svaret i procent. Etiketter siger ofte: "40% vol.", hvilket betyder: 40 volumenprocent.
I kemi bruges ofte andre former for koncentration. Men før vi går videre til dem, lad os tale om, hvad en muldvarp af et stof er. Mængden af et stof kan udtrykkes på forskellige måder: masse, volumen. Men trods alt har molekylerne af hvert stof deres egen vægt, og ved prøvens masse er det umuligt at forstå, hvor mange molekyler der er i det, og dette er nødvendigt for at forstå den kvantitative komponent af kemiske transformationer. Til dette blev en sådan mængde som en mol af et stof indført. Faktisk er et mol et vist antal molekyler: 6,021023. Dette kaldes Avogadros nummer. Oftest bruges en sådan enhed som et mol af et stof til at beregne mængden af produkter fra en reaktion. I denne henseende er der en anden form for at udtrykke koncentration - molaritet. Dette er mængden af stof pr. volumenenhed. Molaritet er udtrykt i mol/L (læs: mol pr. liter).
Der er en meget lignende type udtryk for indholdet af et stof i et system: molalitet. Det adskiller sig fra molaritet ved, at det bestemmer mængden af et stof ikke i en volumenhed, men i en masseenhed. Og udtrykt i bønnerkilogram (eller andre multipler, f.eks. per gram).
Så vi kommer til den sidste form, som vi nu vil diskutere separat, da beskrivelsen kræver nogle teoretiske oplysninger.
Løsningsnormalitet
Hvad er det her? Og hvordan adskiller det sig fra tidligere værdier? Først skal du forstå forskellen mellem sådanne begreber som normalitet og molaritet af opløsninger. Faktisk adskiller de sig kun med én værdi - ækvivalenstallet. Nu kan du endda forestille dig, hvad normaliteten af løsningen er. Det er bare en modificeret molaritet. Ækvivalenstallet angiver antallet af partikler, der kan interagere med et mol hydrogenioner eller hydroxidioner.
Vi blev bekendt med, hvad der er normaliteten af løsningen. Men trods alt er det værd at grave dybere, og vi vil se, hvor enkel denne ved første øjekast komplekse form for at beskrive koncentration er. Så lad os se nærmere på, hvad normaliteten af løsningen er.
Formel
Det er ret nemt at forestille sig en formel ud fra en verbal beskrivelse. Det vil se sådan ud: Cn=zn/N. Her er z ækvivalensfaktoren, n er mængden af stof, V er opløsningens rumfang. Den første værdi er den mest interessante. Det viser bare hvad der svarer til et stof, det vil sige antallet af rigtige eller imaginære partikler, der kan reagere med en minimal partikel af et andet stof. Derved adskiller opløsningens normalitet, hvis formel blev præsenteret ovenfor, faktisk kvalitativtfra molaritet.
Og lad os nu gå videre til en anden vigtig del: hvordan man bestemmer normaliteten af løsningen. Dette er uden tvivl et vigtigt spørgsmål, så det er værd at nærme sig undersøgelsen med en forståelse af hver værdi angivet i ligningen præsenteret ovenfor.
Hvordan finder man normaliteten af en løsning?
Formlen, vi diskuterede ovenfor, er udelukkende anvendt. Alle de værdier, der er angivet i den, beregnes let i praksis. Faktisk er det meget nemt at beregne normaliteten af en opløsning ved at kende nogle mængder: massen af det opløste stof, dets formel og opløsningens rumfang. Da vi kender formlen for et stofs molekyler, kan vi finde dets molekylvægt. Forholdet mellem massen af en prøve af et opløst stof og dets molære masse vil være lig med antallet af mol af stoffet. Og ved at kende volumenet af hele opløsningen, kan vi med sikkerhed sige, hvad vores molære koncentration er.
Den næste operation, som vi skal udføre for at beregne normaliteten af løsningen, er handlingen med at finde ækvivalensfaktoren. For at gøre dette skal vi forstå, hvor mange partikler, der dannes som følge af dissociation, der kan binde protoner eller hydroxylioner. For eksempel i svovlsyre er ækvivalensfaktoren 2, og derfor beregnes opløsningens normalitet i dette tilfælde ved blot at gange dens molaritet med 2.
Application
I kemisk analyse skal man ofte beregne normaliteten og molariteten af opløsninger. Dette er meget praktisk tilberegning af molekylære formler for stoffer.
Hvad skal man ellers læse?
For bedre at forstå, hvad normaliteten af en løsning er, er det bedst at åbne en lærebog om generel kemi. Og hvis du allerede kender alle disse oplysninger, bør du henvise til lærebogen om analytisk kemi for studerende på kemiske specialer.
Konklusion
Takket være artiklen tror vi, at du har forstået, at normaliteten af en opløsning er en form for at udtrykke koncentrationen af et stof, som hovedsageligt bruges i kemisk analyse. Og nu er det ikke en hemmelighed for nogen, hvordan det beregnes.
