Svaki dan se susrećemo s rješenjima raznih tvari. No, malo je vjerojatno da svatko od nas shvaća koliku veliku ulogu ti sustavi imaju. Veći dio njihovog ponašanja danas je postao jasan kroz detaljno proučavanje tijekom tisuća godina. Za sve to vrijeme uvedeni su mnogi pojmovi koji su običnom čovjeku nerazumljivi. Jedna od njih je normalnost rješenja. Što je? O tome će se raspravljati u našem članku. Počnimo s zaronom u prošlost.
Povijest istraživanja
Prvi bistri umovi koji su počeli proučavati rješenja bili su tako poznati kemičari kao što su Arrhenius, van't Hoff i Ostwald. Pod utjecajem njihovog rada, sljedeće generacije kemičara počele su se baviti proučavanjem vodenih i razrijeđenih otopina. Naravno, skupili su ogromnu količinu znanja, ali bez pažnje su ostala nevodena otopina, koja, usput rečeno, također igra veliku ulogu kako u industriji tako iu drugim područjima ljudskog života.
Bilo je dosta nerazumljivosti u teoriji nevodenih otopina. Na primjer, ako je u vodenim sustavima vrijednost vodljivosti rasla s povećanjem stupnja disocijacije, onda je u sličnim sustavima, ali s drugim otapalom umjesto vode, bilo obrnuto. Male električne vrijednostivodljivosti često odgovaraju visokim stupnjevima disocijacije. Anomalije su potaknule znanstvenike da istraže ovo područje kemije. Akumuliran je veliki niz podataka čija je obrada omogućila pronalaženje zakonitosti koje nadopunjuju teoriju elektrolitičke disocijacije. Osim toga, bilo je moguće proširiti znanje o elektrolizi i prirodi složenih iona organskih i anorganskih spojeva.
Tada su počela aktivnija istraživanja u području koncentriranih otopina. Takvi se sustavi značajno razlikuju po svojstvima od razrijeđenih zbog činjenice da s povećanjem koncentracije otopljene tvari, njezina interakcija s otapalom počinje igrati sve važniju ulogu. Više o tome u sljedećem odjeljku.
Teorija
U ovom trenutku, najbolje objašnjenje ponašanja iona, molekula i atoma u otopini je samo teorija elektrolitičke disocijacije. Od kada ga je stvorio Svante Arrhenius u 19. stoljeću, doživio je neke promjene. Otkriveni su neki zakoni (kao što je Ostwaldov zakon razrjeđenja) koji se donekle nisu uklapali u klasičnu teoriju. No, zahvaljujući naknadnom radu znanstvenika, u teoriju su unesene izmjene i dopune, a ona u svom modernom obliku još uvijek postoji i opisuje rezultate dobivene eksperimentalno s velikom točnošću.
Glavna bit elektrolitičke teorije disocijacije je da se tvar, kada se otopi, raspada na sastavne ione - čestice koje imaju naboj. Ovisno o sposobnosti razgradnje (disocijacije) na dijelove, razlikuju se jake i slabeelektroliti. Jaki imaju tendenciju da se potpuno disociraju na ione u otopini, dok slabi samo u vrlo maloj mjeri.
Ove čestice na koje se molekula raspada mogu stupiti u interakciju s otapalom. Taj se fenomen naziva solvatacija. Ali to se ne događa uvijek, jer je to zbog prisutnosti naboja na molekulama iona i otapala. Na primjer, molekula vode je dipol, odnosno čestica pozitivno nabijena s jedne strane i negativno nabijena s druge strane. A ioni na koje se elektrolit raspada također imaju naboj. Dakle, te čestice privlače suprotno nabijene strane. Ali to se događa samo s polarnim otapalima (kao što je voda). Na primjer, u otopini bilo koje tvari u heksanu, solvatacija neće doći.
Za proučavanje rješenja vrlo je često potrebno znati količinu otopljene tvari. Ponekad je vrlo nezgodno zamijeniti određene količine u formule. Stoga postoji nekoliko vrsta koncentracija, među kojima je i normalnost otopine. Sada ćemo detaljno reći o svim načinima izražavanja sadržaja tvari u otopini i metodama za njegovo izračunavanje.
Koncentracija otopine
U kemiji postoji mnogo formula, a neke od njih su konstruirane na takav način da je prikladnije uzeti vrijednost u ovom ili onom obliku.
Prvi i nama najpoznatiji oblik izražavanja koncentracije je maseni udio. Izračunava se vrlo jednostavno. Samo trebamo podijeliti masu tvari u otopini s njenom ukupnom masom. TakoDakle, odgovor dobivamo u dijelovima jedan. Pomnožeći dobiveni broj sa sto, dobivamo odgovor kao postotak.
Nešto manje poznat oblik je volumni udio. Najčešće se koristi za izražavanje koncentracije alkohola u alkoholnim pićima. Također se izračunava prilično jednostavno: volumen otopljene tvari podijelimo s volumenom cijele otopine. Kao iu prethodnom slučaju, odgovor možete dobiti kao postotak. Na naljepnicama često stoji: "40% vol.", što znači: 40% volumena.
U kemiji se često koriste druge vrste koncentracije. No prije nego što prijeđemo na njih, razgovarajmo o tome što je mol tvari. Količina tvari može se izraziti na različite načine: masa, volumen. Ali uostalom, molekule svake tvari imaju svoju težinu, a po masi uzorka nemoguće je razumjeti koliko je molekula u njemu, a to je potrebno za razumijevanje kvantitativne komponente kemijskih transformacija. Za to je uvedena takva količina kao što je mol tvari. Zapravo, jedan mol je određeni broj molekula: 6,021023. To se zove Avogadrov broj. Najčešće se takva jedinica kao mol tvari koristi za izračunavanje količine proizvoda reakcije. S tim u vezi postoji još jedan oblik izražavanja koncentracije – molarnost. Ovo je količina tvari po jedinici volumena. Molarnost se izražava u mol/L (čitaj: molovi po litri).
Postoji vrlo sličan tip izraza za sadržaj tvari u sustavu: molalnost. Razlikuje se od molarnosti po tome što određuje količinu tvari ne u jedinici volumena, već u jedinici mase. I izraženo u molitvamapo kilogramu (ili drugom višestrukom, kao što je po gramu).
Tako dolazimo do posljednjeg oblika, o kojem ćemo sada posebno raspravljati, budući da njegov opis zahtijeva neke teorijske informacije.
normalnost rješenja
Što je ovo? I po čemu se razlikuje od prijašnjih vrijednosti? Prvo morate razumjeti razliku između takvih pojmova kao što su normalnost i molarnost rješenja. Zapravo se razlikuju samo po jednoj vrijednosti - broju ekvivalentnosti. Sada čak možete zamisliti koja je normalnost rješenja. To je samo modificirani molaritet. Ekvivalentni broj označava broj čestica koje mogu stupiti u interakciju s jednim molom vodikovih iona ili hidroksidnih iona.
Upoznali smo se što je normalnost rješenja. No, nakon svega, vrijedi kopati dublje, pa ćemo vidjeti koliko je ovaj, na prvi pogled, složen oblik opisivanja koncentracije jednostavan. Dakle, pogledajmo pobliže što je normalnost rješenja.
Formula
Prilično je lako zamisliti formulu iz verbalnog opisa. To će izgledati ovako: Cn=zn/N. Ovdje je z faktor ekvivalencije, n je količina tvari, V je volumen otopine. Prva vrijednost je najzanimljivija. Ona samo pokazuje ekvivalent tvari, odnosno broj stvarnih ili imaginarnih čestica koje mogu reagirati s jednom minimalnom česticom druge tvari. Time se, zapravo, kvalitativno razlikuje normalnost rješenja, čija je formula gore prikazanaod molarnosti.
A sada prijeđimo na drugi važan dio: kako odrediti normalnost rješenja. Ovo je nesumnjivo važno pitanje, stoga je vrijedno pristupiti njegovom proučavanju s razumijevanjem svake vrijednosti naznačene u gornjoj jednadžbi.
Kako pronaći normalnost rješenja?
Formula o kojoj smo gore govorili se isključivo primjenjuje. Sve vrijednosti navedene u njemu lako se izračunavaju u praksi. Zapravo, vrlo je lako izračunati normalnost otopine, znajući neke količine: masu otopljene tvari, njezinu formulu i volumen otopine. Budući da znamo formulu molekula neke tvari, možemo pronaći njezinu molekulsku masu. Omjer mase uzorka otopljene tvari i njezine molarne mase bit će jednak broju molova tvari. A znajući volumen cijele otopine, možemo sa sigurnošću reći kolika je naša molarna koncentracija.
Sljedeća operacija koju trebamo izvesti kako bismo izračunali normalnost rješenja je radnja pronalaženja faktora ekvivalencije. Da bismo to učinili, moramo razumjeti koliko čestica nastaje kao rezultat disocijacije koje mogu vezati protone ili hidroksilne ione. Na primjer, u sumpornoj kiselini faktor ekvivalencije je 2, pa se stoga normalnost otopine u ovom slučaju izračunava jednostavnim množenjem njezine molarnosti s 2.
Prijava
U kemijskoj analitici često se mora izračunati normalnost i molarnost otopina. Ovo je vrlo zgodno zaizračun molekularnih formula tvari.
Što još čitati?
Za bolje razumijevanje normalnosti rješenja, najbolje je otvoriti udžbenik iz opće kemije. A ako već znate sve ove podatke, trebali biste pogledati udžbenik analitičke kemije za studente kemijskih specijalnosti.
Zaključak
Zahvaljujući članku, mislimo da ste shvatili da je normalnost otopine oblik izražavanja koncentracije tvari, koji se uglavnom koristi u kemijskoj analizi. I sada nikome nije tajna kako se izračunava.
