Vi möter lösningar av olika ämnen varje dag. Men det är osannolikt att var och en av oss inser hur stor roll dessa system spelar. Mycket av deras beteende har blivit tydligt idag genom detaljerade studier under tusentals år. Under hela denna tid har många för gemene man obegripliga termer introducerats. En av dem är lösningens normalitet. Vad det är? Detta kommer att diskuteras i vår artikel. Låt oss börja med att dyka in i det förflutna.
Forskningshistorik
De första ljusa hjärnorna som började studera lösningar var så välkända kemister som Arrhenius, van't Hoff och Ostwald. Under inflytande av deras arbete började efterföljande generationer av kemister fördjupa sig i studiet av vattenh altiga och utspädda lösningar. Naturligtvis har de samlat på sig en enorm mängd kunskap, men icke-vattenh altiga lösningar lämnades utan uppmärksamhet, som för övrigt också spelar en stor roll både inom industrin och på andra områden av mänskligt liv.
Det fanns mycket obegriplighet i teorin om icke-vattenh altiga lösningar. Till exempel, om i vattenh altiga system värdet av konduktiviteten ökade med en ökning av graden av dissociation, då i liknande system, men med ett annat lösningsmedel istället för vatten, var det tvärtom. Små elektriska värdenkonduktiviteter motsvarar ofta höga grader av dissociation. Anomalier sporrade forskare att utforska detta område av kemi. En stor mängd data ackumulerades, vars bearbetning gjorde det möjligt att hitta regelbundenheter som kompletterar teorin om elektrolytisk dissociation. Dessutom var det möjligt att utöka kunskapen om elektrolys och karaktären hos komplexa joner av organiska och oorganiska föreningar.
Sedan började mer aktiv forskning inom området koncentrerade lösningar. Sådana system skiljer sig väsentligt i egenskaper från utspädda på grund av det faktum att med ökande koncentration av det lösta ämnet börjar dess interaktion med lösningsmedlet att spela en allt viktigare roll. Mer om detta i nästa avsnitt.
Theory
För tillfället är den bästa förklaringen av beteendet hos joner, molekyler och atomer i lösning endast teorin om elektrolytisk dissociation. Sedan den skapades av Svante Arrhenius på 1800-talet har den genomgått en del förändringar. Vissa lagar upptäcktes (som Ostwalds utspädningslag) som inte passade in i den klassiska teorin. Men tack vare forskarnas efterföljande arbete gjordes ändringar i teorin, och i sin moderna form finns den fortfarande och beskriver de resultat som erhållits experimentellt med hög noggrannhet.
Huvudessensen i den elektrolytiska teorin om dissociation är att ämnet, när det löses upp, sönderdelas till sina beståndsdelar joner - partiklar som har en laddning. Beroende på förmågan att bryta ner (dissociera) i delar finns starka och svagaelektrolyter. Starka tenderar att helt dissociera till joner i lösning, medan svaga endast i mycket liten utsträckning.
Dessa partiklar som molekylen bryts upp i kan interagera med lösningsmedlet. Detta fenomen kallas solvation. Men det förekommer inte alltid, eftersom det beror på närvaron av en laddning på jon- och lösningsmedelsmolekylerna. Till exempel är en vattenmolekyl en dipol, det vill säga en partikel laddad positivt på ena sidan och negativt laddad på den andra. Och jonerna som elektrolyten sönderdelas i har också en laddning. Således attraheras dessa partiklar av motsatt laddade sidor. Men detta händer bara med polära lösningsmedel (sådant är vatten). Till exempel, i en lösning av något ämne i hexan, kommer solvatisering inte att ske.
För att studera lösningar är det mycket ofta nödvändigt att känna till mängden löst ämne. Det är ibland mycket obekvämt att ersätta vissa kvantiteter i formler. Därför finns det flera typer av koncentrationer, bland vilka är lösningens normalitet. Nu ska vi berätta i detalj om alla sätt att uttrycka innehållet av ett ämne i en lösning och metoder för att beräkna det.
Koncentration av lösning
Det finns många formler inom kemi, och några av dem är konstruerade på ett sådant sätt att det är bekvämare att ta värdet i en eller annan form.
Den första, och mest bekanta för oss, formen av uttryck för koncentration är massfraktionen. Det är uträknat väldigt enkelt. Vi behöver bara dela massan av ämnet i lösning med dess totala massa. SåSåledes får vi svaret i bråkdelar av ett. Genom att multiplicera det resulterande talet med hundra får vi svaret i procent.
En något mindre känd form är volymfraktion. Oftast används det för att uttrycka koncentrationen av alkohol i alkoholh altiga drycker. Det beräknas också helt enkelt: vi delar volymen av det lösta ämnet med volymen av hela lösningen. Som i föregående fall kan du få svaret i procent. Etiketter säger ofta: "40% vol.", vilket betyder: 40 volymprocent.
Inom kemi används ofta andra typer av koncentrationer. Men innan vi går vidare till dem, låt oss prata om vad en mol av ett ämne är. Mängden av ett ämne kan uttryckas på olika sätt: massa, volym. Men trots allt har molekylerna i varje ämne sin egen vikt, och med provets massa är det omöjligt att förstå hur många molekyler som finns i det, och detta är nödvändigt för att förstå den kvantitativa komponenten i kemiska omvandlingar. För detta infördes en sådan mängd som en mol av ett ämne. Faktum är att en mol är ett visst antal molekyler: 6,021023. Detta kallas Avogadros nummer. Oftast används en sådan enhet som en mol av ett ämne för att beräkna mängden produkter från en reaktion. I detta avseende finns det en annan form av att uttrycka koncentration - molaritet. Detta är mängden ämne per volymenhet. Molaritet uttrycks i mol/L (läs: mol per liter).
Det finns en mycket liknande typ av uttryck för innehållet i ett ämne i ett system: molalitet. Det skiljer sig från molaritet genom att det bestämmer mängden av ett ämne inte i en volymenhet, utan i en massaenhet. Och uttryckt i bönerper kilogram (eller annan multipel, till exempel per gram).
Så vi kommer till den sista formen, som vi nu kommer att diskutera separat, eftersom dess beskrivning kräver en del teoretisk information.
Lösningsnormalitet
Vad är det här? Och hur skiljer det sig från tidigare värderingar? Först måste du förstå skillnaden mellan sådana begrepp som normalitet och molaritet hos lösningar. Faktum är att de bara skiljer sig med ett värde - ekvivalensnumret. Nu kan du till och med föreställa dig hur normaliteten i lösningen är. Det är bara en modifierad molaritet. Ekvivalenstalet anger antalet partiklar som kan interagera med en mol vätejoner eller hydroxidjoner.
Vi blev bekanta med vad som är normaliteten i lösningen. Men trots allt är det värt att gräva djupare, och vi kommer att se hur enkel denna, vid första anblicken, komplexa formen av att beskriva koncentration är. Så låt oss titta närmare på vad lösningens normalitet är.
Formel
Det är ganska lätt att föreställa sig en formel från en verbal beskrivning. Det kommer att se ut så här: Cn=zn/N. Här är z ekvivalensfaktorn, n är mängden ämne, V är lösningens volym. Det första värdet är det mest intressanta. Det visar bara motsvarigheten till ett ämne, det vill säga antalet verkliga eller imaginära partiklar som kan reagera med en minimal partikel av ett annat ämne. Genom detta skiljer sig faktiskt lösningens normalitet, vars formel presenterades ovan, kvalitativt.från molaritet.
Och nu går vi vidare till en annan viktig del: hur man bestämmer normaliteten hos lösningen. Detta är utan tvekan en viktig fråga, så det är värt att närma sig dess studie med en förståelse för varje värde som anges i ekvationen som presenteras ovan.
Hur hittar man normaliteten i en lösning?
Formeln vi diskuterade ovan är enbart tillämpad. Alla värden som anges i den beräknas lätt i praktiken. Faktum är att det är väldigt lätt att beräkna normaliteten för en lösning, med kunskap om vissa kvantiteter: massan av det lösta ämnet, dess formel och lösningens volym. Eftersom vi känner till formeln för ett ämnes molekyler kan vi hitta dess molekylvikt. Förhållandet mellan massan av ett prov av ett löst ämne och dess molära massa kommer att vara lika med antalet mol av ämnet. Och genom att veta volymen av hela lösningen kan vi med säkerhet säga vad vår molära koncentration är.
Nästa operation som vi behöver utföra för att beräkna normaliteten för lösningen är åtgärden att hitta ekvivalensfaktorn. För att göra detta måste vi förstå hur många partiklar som bildas som ett resultat av dissociation som kan fästa protoner eller hydroxyljoner. Till exempel, i svavelsyra är ekvivalensfaktorn 2, och därför beräknas lösningens normalitet i detta fall genom att helt enkelt multiplicera dess molaritet med 2.
Application
I kemisk analys måste man ofta beräkna normaliteten och molariteten hos lösningar. Detta är mycket bekvämt förberäkning av molekylformler för ämnen.
Vad mer att läsa?
För att bättre förstå vad normaliteten hos en lösning är, är det bäst att öppna en lärobok i allmän kemi. Och om du redan känner till all denna information, bör du hänvisa till läroboken om analytisk kemi för studenter inom kemiska specialiteter.
Slutsats
Tack vare artikeln tror vi att du förstod att en lösnings normalitet är en form av att uttrycka koncentrationen av ett ämne, vilket främst används i kemisk analys. Och nu är det inte en hemlighet för någon hur det beräknas.
