Ons kry elke dag oplossings van verskeie stowwe. Maar dit is onwaarskynlik dat elkeen van ons besef hoe groot 'n rol hierdie stelsels speel. Baie van hul gedrag het vandag duidelik geword deur gedetailleerde studie oor duisende jare. Gedurende al hierdie tyd is baie terme bekendgestel wat vir die gewone mens onverstaanbaar is. Een daarvan is die normaliteit van die oplossing. Wat dit is? Dit sal in ons artikel bespreek word. Kom ons begin deur in die verlede te duik.
Navorsingsgeskiedenis
Die eerste helder geeste wat oplossings begin bestudeer het, was sulke bekende chemici soos Arrhenius, van't Hoff en Ostwald. Onder die invloed van hul werk het daaropvolgende generasies chemici begin delf in die studie van waterige en verdunde oplossings. Natuurlik het hulle 'n groot hoeveelheid kennis opgehoop, maar nie-waterige oplossings is sonder aandag gelaat, wat terloops ook 'n groot rol speel beide in die industrie en op ander terreine van die menslike lewe.
Daar was baie onverstaanbaarheid in die teorie van nie-waterige oplossings. Byvoorbeeld, as in waterige stelsels die waarde van geleidingsvermoë toegeneem het met 'n toename in die mate van dissosiasie, dan was dit in soortgelyke stelsels, maar met 'n ander oplosmiddel in plaas van water, andersom. Klein elektriese waardesgeleidingsvermoëns stem dikwels ooreen met hoë grade van dissosiasie. Anomalieë het wetenskaplikes aangespoor om hierdie area van chemie te verken. 'n Groot verskeidenheid data is opgehoop, waarvan die verwerking dit moontlik gemaak het om reëlmatighede te vind wat die teorie van elektrolitiese dissosiasie aanvul. Boonop was dit moontlik om kennis oor elektrolise en die aard van komplekse ione van organiese en anorganiese verbindings uit te brei.
Toe begin meer aktiewe navorsing op die gebied van gekonsentreerde oplossings. Sulke stelsels verskil aansienlik in eienskappe van verdunde as gevolg van die feit dat met toenemende konsentrasie van die opgeloste stof, die interaksie daarvan met die oplosmiddel 'n toenemend belangrike rol begin speel. Meer hieroor in die volgende afdeling.
Teorie
Op die oomblik is die beste verduideliking van die gedrag van ione, molekules en atome in oplossing slegs die teorie van elektrolitiese dissosiasie. Sedert sy skepping deur Svante Arrhenius in die 19de eeu, het dit 'n paar veranderinge ondergaan. Sommige wette is ontdek (soos Ostwald se verwateringswet) wat ietwat nie by die klassieke teorie ingepas het nie. Maar, danksy die daaropvolgende werk van wetenskaplikes, is wysigings aan die teorie aangebring, en in sy moderne vorm bestaan dit steeds en beskryf die resultate wat eksperimenteel verkry is met hoë akkuraatheid.
Die hoof essensie van die elektrolitiese teorie van dissosiasie is dat die stof, wanneer dit opgelos word, ontbind in sy samestellende ione - deeltjies wat 'n lading het. Afhangende van die vermoë om in dele te ontbind (dissosieer) is daar sterk en swakelektroliete. Sterkes is geneig om heeltemal te dissosieer in ione in oplossing, terwyl swakkes slegs in 'n baie klein mate.
Hierdie deeltjies waarin die molekule opbreek, kan met die oplosmiddel in wisselwerking tree. Hierdie verskynsel word solvasie genoem. Maar dit kom nie altyd voor nie, aangesien dit te wyte is aan die teenwoordigheid van 'n lading op die ioon- en oplosmiddelmolekules. Byvoorbeeld, 'n watermolekule is 'n dipool, dit wil sê 'n deeltjie wat positief gelaai is aan die een kant en negatief gelaai aan die ander kant. En die ione waarin die elektroliet ontbind het ook 'n lading. Hierdie deeltjies word dus deur teenoorgestelde gelaaide kante aangetrek. Maar dit gebeur net met polêre oplosmiddels (dit is water). Byvoorbeeld, in 'n oplossing van enige stof in heksaan, sal solvasie nie plaasvind nie.
Om oplossings te bestudeer, is dit baie dikwels nodig om die hoeveelheid van 'n opgeloste stof te weet. Dit is soms baie ongerieflik om sekere hoeveelhede in formules te vervang. Daarom is daar verskeie tipes konsentrasies, waaronder die normaliteit van die oplossing. Nou sal ons in detail vertel van alle maniere om die inhoud van 'n stof in 'n oplossing uit te druk en metodes om dit te bereken.
Konsentrasie van oplossing
Daar is baie formules in chemie, en sommige van hulle is so saamgestel dat dit geriefliker is om die waarde in een of ander spesifieke vorm aan te neem.
Die eerste, en bekendste vir ons, vorm van uitdrukking van konsentrasie is die massafraksie. Dit word baie eenvoudig bereken. Ons moet net die massa van die stof in oplossing deur sy totale massa deel. DusDus kry ons die antwoord in breuke van een. Deur die gevolglike getal met honderd te vermenigvuldig, kry ons die antwoord as 'n persentasie.
'n Effens minder bekende vorm is volume breuk. Dikwels word dit gebruik om die konsentrasie van alkohol in alkoholiese drankies uit te druk. Dit word ook baie eenvoudig bereken: ons deel die volume van die opgeloste stof deur die volume van die hele oplossing. Soos in die vorige geval, kan jy die antwoord as 'n persentasie kry. Etikette sê dikwels: "40% vol.", wat beteken: 40 volume persent.
In chemie word ander tipes konsentrasie dikwels gebruik. Maar voordat ons verder gaan na hulle, kom ons praat oor wat 'n mol van 'n stof is. Die hoeveelheid van 'n stof kan op verskillende maniere uitgedruk word: massa, volume. Maar na alles, die molekules van elke stof het hul eie gewig, en deur die massa van die monster is dit onmoontlik om te verstaan hoeveel molekules daarin is, en dit is nodig om die kwantitatiewe komponent van chemiese transformasies te verstaan. Hiervoor is so 'n hoeveelheid soos 'n mol van 'n stof ingebring. Trouens, een mol is 'n sekere aantal molekules: 6.021023. Dit word Avogadro se nommer genoem. Dikwels word so 'n eenheid soos 'n mol van 'n stof gebruik om die hoeveelheid produkte van 'n reaksie te bereken. In hierdie verband is daar 'n ander vorm van uitdrukking van konsentrasie - molariteit. Dit is die hoeveelheid stof per eenheid volume. Molariteit word uitgedruk in mol/L (lees: mol per liter).
Daar is 'n baie soortgelyke tipe uitdrukking vir die inhoud van 'n stof in 'n sisteem: molaliteit. Dit verskil van molariteit deurdat dit die hoeveelheid van 'n stof bepaal nie in 'n eenheid van volume nie, maar in 'n massa-eenheid. En uitgedruk in gebedeper kilogram (of ander veelvoud, soos per gram).
Ons kom dus by die laaste vorm, wat ons nou afsonderlik sal bespreek, aangesien die beskrywing daarvan teoretiese inligting vereis.
Oplossingnormaliteit
Wat is dit? En hoe verskil dit van vorige waardes? Eerstens moet jy die verskil tussen konsepte soos normaliteit en molariteit van oplossings verstaan. Trouens, hulle verskil net met een waarde - die ekwivalensiegetal. Nou kan jy jou selfs indink wat die normaliteit van die oplossing is. Dit is net 'n gewysigde molariteit. Die ekwivalensiegetal dui die aantal deeltjies aan wat met een mol waterstofione of hidroksiedione in wisselwerking kan tree.
Ons het kennis gemaak met wat die normaliteit van die oplossing is. Maar dit is tog die moeite werd om dieper te delf, en ons sal sien hoe eenvoudig hierdie, met die eerste oogopslag, komplekse vorm van konsentrasie beskryf is. Dus, kom ons kyk van nader na wat die normaliteit van die oplossing is.
Formule
Dit is redelik maklik om 'n formule uit 'n verbale beskrywing voor te stel. Dit sal so lyk: Cn=zn/N. Hier is z die ekwivalensiefaktor, n is die hoeveelheid stof, V is die volume van die oplossing. Die eerste waarde is die interessantste. Dit wys net die ekwivalent van 'n stof, dit wil sê die aantal werklike of denkbeeldige deeltjies wat met een minimale deeltjie van 'n ander stof kan reageer. Hierdeur verskil die normaliteit van die oplossing, waarvan die formule hierbo aangebied is, kwalitatiefvan molariteit.
En kom ons gaan nou oor na 'n ander belangrike deel: hoe om die normaliteit van die oplossing te bepaal. Dit is ongetwyfeld 'n belangrike vraag, daarom is dit die moeite werd om sy studie te benader met 'n begrip van elke waarde wat in die vergelyking hierbo aangebied word.
Hoe om die normaliteit van 'n oplossing te vind?
Die formule wat ons hierbo bespreek het, word suiwer toegepas. Al die waardes wat daarin gegee word, word maklik in die praktyk bereken. Trouens, dit is baie maklik om die normaliteit van 'n oplossing te bereken, met kennis van sommige hoeveelhede: die massa van die opgeloste stof, sy formule en die volume van die oplossing. Aangesien ons die formule van die molekules van 'n stof ken, kan ons die molekulêre gewig daarvan vind. Die verhouding van die massa van 'n monster van 'n opgeloste stof tot sy molêre massa sal gelyk wees aan die aantal mol van die stof. En as ons die volume van die hele oplossing ken, kan ons vir seker sê wat ons molêre konsentrasie is.
Die volgende bewerking wat ons moet uitvoer om die normaliteit van die oplossing te bereken, is die aksie om die ekwivalensiefaktor te vind. Om dit te doen, moet ons verstaan hoeveel deeltjies gevorm word as gevolg van dissosiasie wat protone of hidroksielione kan heg. Byvoorbeeld, in swaelsuur is die ekwivalensiefaktor 2, en daarom word die normaliteit van die oplossing in hierdie geval bereken deur bloot die molariteit daarvan te vermenigvuldig met 2.
Aansoek
In chemiese analise moet 'n mens dikwels die normaliteit en molariteit van oplossings bereken. Dit is baie gerieflik virberekening van molekulêre formules van stowwe.
Wat anders om te lees?
Om beter te verstaan wat die normaliteit van 'n oplossing is, is dit die beste om 'n handboek oor algemene chemie oop te maak. En as jy reeds al hierdie inligting ken, moet jy na die handboek oor analitiese chemie vir studente van chemiese spesialiteite verwys.
Gevolgtrekking
Danksy die artikel dink ons jy het verstaan dat die normaliteit van 'n oplossing 'n vorm is om die konsentrasie van 'n stof uit te druk, wat hoofsaaklik in chemiese analise gebruik word. En nou is dit vir niemand 'n geheim hoe dit bereken word nie.
