Kohdamme päivittäin erilaisten aineiden liuoksia. Mutta on epätodennäköistä, että jokainen meistä ymmärtää, kuinka suuri rooli näillä järjestelmillä on. Suuri osa heidän käyttäytymisestään on tullut selväksi tänään tuhansien vuosien aikana suoritettujen yksityiskohtaisten tutkimusten avulla. Kaiken tämän ajan aikana on otettu käyttöön monia tavallisille ihmisille käsittämättömiä termejä. Yksi niistä on ratkaisun normaalius. Mikä se on? Tätä käsitellään artikkelissamme. Aloitetaan sukeltamalla menneisyyteen.
Tutkimushistoria
Ensimmäiset valoisat mielet, jotka alkoivat tutkia ratkaisuja, olivat tunnetut kemistit kuten Arrhenius, van't Hoff ja Ostwald. Työnsä vaikutuksesta seuraavat kemistien sukupolvet alkoivat sukeltaa vesipitoisten ja laimennettujen liuosten tutkimukseen. Tietysti heillä on kertynyt v altava määrä tietoa, mutta huomiotta jäivät vedettömät liuokset, joilla muuten on myös suuri rooli sekä teollisuudessa että muilla ihmiselämän alueilla.
Vedettömien liuosten teoriassa oli paljon käsittämättömyyttä. Jos esimerkiksi vesipitoisissa järjestelmissä johtavuuden arvo nousi dissosiaatioasteen kasvaessa, niin vastaavissa järjestelmissä, mutta veden sijaan eri liuottimella, se oli päinvastoin. Pienet sähköarvotjohtavuudet vastaavat usein korkeita dissosiaatioasteita. Poikkeamat saivat tutkijat tutkimaan tätä kemian aluetta. Tietoa kertyi suuri joukko, jonka käsittely mahdollisti elektrolyyttisen dissosiaation teoriaa täydentävien säännönmukaisuuksien löytämisen. Lisäksi oli mahdollista laajentaa tietoa elektrolyysistä ja orgaanisten ja epäorgaanisten yhdisteiden monimutkaisten ionien luonteesta.
Sitten alkoi aktiivisempi tutkimus keskittyneiden liuosten alalla. Tällaiset järjestelmät eroavat ominaisuuksiltaan merkittävästi laimeista johtuen siitä, että liuenneen aineen pitoisuuden kasvaessa sen vuorovaikutus liuottimen kanssa alkaa olla yhä tärkeämpi rooli. Tästä lisää seuraavassa osiossa.
Teoria
Tällä hetkellä paras selitys ionien, molekyylien ja atomien käyttäytymiselle liuoksessa on vain elektrolyyttisen dissosiaation teoria. Sen jälkeen, kun Svante Arrhenius loi sen 1800-luvulla, se on kokenut joitain muutoksia. Joitakin lakeja löydettiin (kuten Ostwaldin laimennuslaki), jotka eivät jotenkin sopineet klassiseen teoriaan. Mutta tiedemiesten myöhemmän työn ansiosta teoriaan tehtiin muutoksia, ja nykyaikaisessa muodossaan se on edelleen olemassa ja kuvaa kokeellisesti saatuja tuloksia suurella tarkkuudella.
Elektrolyyttisen dissosiaatioteorian pääolemus on, että aine hajoaa liuotessaan sen muodostaviksi ioneiksi - hiukkasiksi, joilla on varaus. Riippuen kyvystä hajota (hajoaa) osiin, on olemassa vahvoja ja heikkojaelektrolyytit. Vahvat taipumus dissosioitua kokonaan ioneiksi liuoksessa, kun taas heikot vain hyvin pienessä määrin.
Nämä hiukkaset, joihin molekyyli hajoaa, voivat olla vuorovaikutuksessa liuottimen kanssa. Tätä ilmiötä kutsutaan ratkaisuksi. Mutta sitä ei aina tapahdu, koska se johtuu ioni- ja liuotinmolekyyleissä olevasta varauksesta. Esimerkiksi vesimolekyyli on dipoli, toisin sanoen toiselta puolelta positiivisesti varautunut ja toiselta negatiivisesti varautunut hiukkanen. Ja ioneilla, joihin elektrolyytti hajoaa, on myös varaus. Siten näitä hiukkasia houkuttelevat vastakkaisesti varautuneet sivut. Mutta tämä tapahtuu vain polaarisilla liuottimilla (kuten vesi). Esimerkiksi minkä tahansa aineen liuoksessa heksaaniin ei tapahdu liukenemista.
Liuosten tutkimiseksi on hyvin usein tarpeen tietää liuenneen aineen määrä. Joskus on erittäin hankalaa korvata tiettyjä määriä kaavoilla. Siksi pitoisuuksia on useita tyyppejä, joista yksi on liuoksen normaalius. Nyt kerromme yksityiskohtaisesti kaikista tavoista ilmaista aineen pitoisuus liuoksessa ja menetelmistä sen laskemiseksi.
Liuoksen pitoisuus
Kemiassa on monia kaavoja, ja osa niistä on rakennettu siten, että arvo on helpompi ottaa tietyssä muodossa tai toisessa.
Ensimmäinen ja meille tutuin keskittymisen ilmaisumuoto on massaosuus. Se lasketaan hyvin yksinkertaisesti. Meidän on vain jaettava liuoksessa olevan aineen massa sen kokonaismassalla. NiinSiten saamme vastauksen ykkösen murto-osissa. Kerrotaan saatu luku sadalla, saadaan vastaus prosentteina.
Hieman vähemmän tunnettu muoto on tilavuusosuus. Useimmiten sitä käytetään ilmaisemaan alkoholipitoisuutta alkoholijuomissa. Se lasketaan myös yksinkertaisesti: jaamme liuenneen aineen tilavuuden koko liuoksen tilavuudella. Kuten edellisessä tapauksessa, voit saada vastauksen prosentteina. Tarroissa lukee usein: "40 % vol.", mikä tarkoittaa: 40 tilavuusprosenttia.
Kemiassa käytetään usein muunlaisia pitoisuuksia. Mutta ennen kuin siirrymme niihin, puhutaan siitä, mikä aineen mooli on. Aineen määrä voidaan ilmaista eri tavoin: massa, tilavuus. Mutta loppujen lopuksi kunkin aineen molekyyleillä on oma painonsa, ja näytteen massan perusteella on mahdotonta ymmärtää, kuinka monta molekyyliä siinä on, ja tämä on välttämätöntä kemiallisten muutosten kvantitatiivisen komponentin ymmärtämiseksi. Tätä varten lisättiin sellainen määrä kuin aineen mooli. Itse asiassa yksi mooli on tietty määrä molekyylejä: 6.021023. Tätä kutsutaan Avogadron numeroksi. Useimmiten reaktiotuotteiden määrän laskemiseen käytetään sellaista yksikköä kuin aineen mooli. Tässä suhteessa on olemassa toinenkin tapa ilmaista pitoisuus - molaarisuus. Tämä on aineen määrä tilavuusyksikköä kohti. Molaarisuus ilmaistaan mol/l (lue: mol/l).
Aineen sisällölle järjestelmässä on hyvin samanlainen ilmaisu: molality. Se eroaa molaarisuudesta siinä, että se määrittelee aineen määrän ei tilavuusyksikössä vaan massayksikössä. Ja ilmaistaan rukouksissakilogrammaa kohden (tai muun kerran, kuten grammaa kohti).
Tulemme siis viimeiseen muotoon, jota käsittelemme nyt erikseen, koska sen kuvaus vaatii teoreettista tietoa.
Ratkaisunormaalius
Mikä tämä on? Ja miten se eroaa aiemmista arvoista? Ensin sinun on ymmärrettävä ero sellaisten käsitteiden kuin ratkaisujen normaaliuden ja molaarisuuden välillä. Itse asiassa ne eroavat vain yhdellä arvolla - ekvivalenssinumerolla. Nyt voit jopa kuvitella, mikä ratkaisun normaalillisuus on. Se on vain modifioitu molaarisuus. Vastaava numero ilmaisee niiden hiukkasten lukumäärän, jotka voivat olla vuorovaikutuksessa yhden moolin vetyioneja tai hydroksidi-ioneja kanssa.
Tutusimme siihen, mikä on ratkaisun normaalius. Mutta loppujen lopuksi kannattaa kaivaa syvemmälle, ja näemme kuinka yksinkertainen tämä ensi silmäyksellä monimutkainen keskittymisen kuvaus on. Tarkastellaanpa siis tarkemmin, mikä on ratkaisun normaalillisuus.
Formula
On melko helppo kuvitella kaava sanallisesta kuvauksesta. Se näyttää tältä: Cn=zn/N. Tässä z on ekvivalenssitekijä, n on aineen määrä, V on liuoksen tilavuus. Ensimmäinen arvo on mielenkiintoisin. Se näyttää vain aineen ekvivalentin, eli todellisten tai kuvitteellisten hiukkasten lukumäärän, jotka voivat reagoida toisen aineen yhden minimaalisen hiukkasen kanssa. Tällä itse asiassa ratkaisun normaalisuus, jonka kaava esitettiin yllä, eroaa laadullisestimolaarisuudesta.
Ja nyt siirrytään toiseen tärkeään osaan: ratkaisun normaaliuden määrittämiseen. Tämä on epäilemättä tärkeä kysymys, joten sen tutkimusta kannattaa lähestyä ymmärtämällä jokainen yllä esitetyssä yhtälössä ilmoitettu arvo.
Miten löytää ratkaisun normaalius?
Yllä käsittelemäämme kaavaa sovelletaan puhtaasti. Kaikki siinä annetut arvot on helppo laskea käytännössä. Itse asiassa on erittäin helppoa laskea liuoksen normaalisuus, kun tiedetään joitain suureita: liuenneen aineen massa, kaava ja liuoksen tilavuus. Koska tiedämme aineen molekyylien kaavan, voimme löytää sen molekyylipainon. Liuenneen aineen näytteen massan suhde sen moolimassaan on yhtä suuri kuin aineen moolien lukumäärä. Ja kun tiedämme koko liuoksen tilavuuden, voimme sanoa varmasti, mikä on moolipitoisuutemme.
Seuraava operaatio, joka meidän on suoritettava laskeaksemme ratkaisun normaaliuden, on ekvivalenssitekijän löytäminen. Tätä varten meidän on ymmärrettävä, kuinka monta hiukkasta muodostuu dissosioitumisen seurauksena, jotka voivat kiinnittää protoneja tai hydroksyyli-ioneja. Esimerkiksi rikkihapossa ekvivalenssikerroin on 2, ja siksi liuoksen normaalisuus lasketaan tässä tapauksessa yksinkertaisesti kertomalla sen molaarisuus luvulla 2.
Hakemus
Kemiallisessa analytiikassa joutuu usein laskemaan liuosten normaaleja ja molaarisuutta. Tämä on erittäin käteväaineiden molekyylikaavojen laskeminen.
Mitä muuta luettavaa?
Ymmärtääksesi paremmin, mikä ratkaisun normaalius on, on parasta avata yleisen kemian oppikirja. Ja jos tiedät jo kaikki nämä tiedot, kannattaa tutustua kemian erikoisalojen opiskelijoille tarkoitettuun analyyttisen kemian oppikirjaan.
Johtopäätös
Artikkelin ansiosta uskomme ymmärtäväsi, että liuoksen normaalisuus on aineen pitoisuuden ilmaisumuoto, jota käytetään pääasiassa kemiallisessa analyysissä. Ja nyt se ei ole kenellekään salaisuus, kuinka se lasketaan.
