Svakodnevno se susrećemo sa rešenjima raznih supstanci. Ali malo je vjerovatno da svako od nas shvaća koliko veliku ulogu imaju ovi sistemi. Veliki dio njihovog ponašanja danas je postao jasan kroz detaljno proučavanje tokom hiljada godina. Za sve to vrijeme uvedeni su mnogi pojmovi koji su običnom čovjeku nerazumljivi. Jedna od njih je normalnost rješenja. Šta je to? O tome će biti riječi u našem članku. Počnimo s poniranjem u prošlost.
Istraživanje istorije
Prvi bistri umovi koji su počeli proučavati rješenja bili su tako poznati hemičari 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, akumulirali su ogromnu količinu znanja, ali bez pažnje su ostala nevodena rješenja, koja, inače, također igraju veliku ulogu kako u industriji tako iu drugim oblastima ljudskog života.
Bilo je dosta nerazumljivosti u teoriji nevodenih rastvora. Na primjer, ako je u vodenim sistemima vrijednost provodljivosti rasla s povećanjem stepena disocijacije, onda je u sličnim sistemima, ali s drugim rastvaračem umjesto vode, bilo obrnuto. Male električne vrijednostiprovodljivosti često odgovaraju visokim stupnjevima disocijacije. Anomalije su podstakle naučnike da istraže ovu oblast hemije. Akumuliran je veliki niz podataka čija je obrada omogućila pronalaženje zakonitosti koje dopunjuju teoriju elektrolitičke disocijacije. Osim toga, bilo je moguće proširiti znanje o elektrolizi i prirodi kompleksnih jona organskih i neorganskih jedinjenja.
Tada su počela aktivnija istraživanja u području koncentriranih otopina. Takvi sistemi značajno se razlikuju po svojstvima od razrijeđenih zbog činjenice da s povećanjem koncentracije otopljene tvari, njena interakcija s otapalom počinje igrati sve važniju ulogu. Više o ovome u sljedećem odjeljku.
Teorija
U ovom trenutku, najbolje objašnjenje ponašanja jona, molekula i atoma u rastvoru je samo teorija elektrolitičke disocijacije. Od kada ga je stvorio Svante Arrhenius u 19. vijeku, doživio je neke promjene. Otkriveni su neki zakoni (kao što je Ostwaldov zakon razblaživanja) koji se donekle nisu uklapali u klasičnu teoriju. Ali, zahvaljujući naknadnom radu naučnika, došlo je do dopuna teorije, koja u svom modernom obliku i dalje postoji i opisuje rezultate dobijene eksperimentalno sa velikom preciznošću.
Glavna suština elektrolitičke teorije disocijacije je da se supstanca, kada se rastvori, raspada na njene sastavne jone - čestice koje imaju naelektrisanje. U zavisnosti od sposobnosti razlaganja (disocijacije) na dijelove, razlikuju se jake i slabeelektroliti. Jaki imaju tendenciju da se potpuno disociraju na jone u rastvoru, dok slabi samo u vrlo maloj meri.
Ove čestice na koje se molekul raspada mogu stupiti u interakciju sa rastvaračem. Ovaj fenomen se naziva solvacija. Ali to se ne događa uvijek, jer je zbog prisustva naboja na molekulima jona i rastvarača. Na primjer, molekula vode je dipol, odnosno čestica pozitivno nabijena s jedne strane i negativno nabijena s druge strane. I joni na koje se elektrolit raspada također imaju naboj. Dakle, ove čestice privlače suprotno nabijene strane. Ali to se dešava samo sa polarnim rastvaračima (kao što je voda). Na primjer, u otopini bilo koje supstance u heksanu, solvatacija se neće dogoditi.
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 supstance u rastvoru i metodama za njegovo izračunavanje.
Koncentracija otopine
U hemiji postoji mnogo formula, a neke od njih su konstruisane na takav način da je zgodnije uzeti vrijednost u jednom ili drugom obliku.
Prvi i nama najpoznatiji oblik izražavanja koncentracije je maseni udio. Izračunava se vrlo jednostavno. Samo treba da podijelimo masu supstance u rastvoru sa njenom ukupnom masom. DakleDakle, dobijamo odgovor u djelićima jedan. Množenjem dobijenog broja sa sto, odgovor dobijamo u procentima.
Nešto manje poznat oblik je zapreminski udio. Najčešće se koristi za izražavanje koncentracije alkohola u alkoholnim pićima. Također se izračunava prilično jednostavno: podijelimo volumen otopljene tvari s volumenom cijele otopine. Kao iu prethodnom slučaju, odgovor možete dobiti u procentima. Etikete često kažu: "40% vol.", što znači: 40 volumenskih postotaka.
U hemiji se često koriste druge vrste koncentracije. Ali prije nego što pređemo na njih, hajde da razgovaramo o tome šta je mol supstance. Količina supstance može se izraziti na različite načine: masa, zapremina. Ali na kraju krajeva, molekuli svake tvari imaju svoju težinu, a po masi uzorka nemoguće je razumjeti koliko je molekula u njemu, a to je neophodno za razumijevanje kvantitativne komponente kemijskih transformacija. Za to je uvedena takva količina kao što je mol tvari. U stvari, jedan mol je određeni broj molekula: 6,021023. Ovo 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 supstance po jedinici zapremine. Molarnost se izražava u mol/L (čitaj: molovi po litru).
Postoji vrlo sličan tip izraza za sadržaj supstance u sistemu: molalnost. Razlikuje se od molarnosti po tome što određuje količinu supstance ne u jedinici zapremine, već u jedinici mase. I izraženo u molitvamapo kilogramu (ili drugim višestrukim, kao što je po gramu).
Tako dolazimo do posljednje forme, o kojoj ćemo sada posebno raspravljati, jer njen opis zahtijeva neke teorijske informacije.
Normalnost rješenja
Šta je ovo? I po čemu se razlikuje od prethodnih vrijednosti? Prvo morate razumjeti razliku između takvih koncepata kao što su normalnost i molarnost rješenja. U stvari, razlikuju se samo po jednoj vrijednosti - broju ekvivalentnosti. Sada možete čak i zamisliti koja je normalnost rješenja. To je samo modifikovani molaritet. Ekvivalentni broj označava broj čestica koje mogu stupiti u interakciju s jednim molom vodikovih jona ili hidroksidnih jona.
Upoznali smo se šta je normalnost rješenja. Ali ipak, vrijedi kopati dublje, pa ćemo vidjeti koliko je jednostavan ovaj, na prvi pogled, složen oblik opisivanja koncentracije. Dakle, pogledajmo izbliza šta 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 supstance, V je zapremina rastvora. Prva vrijednost je najzanimljivija. On samo pokazuje ekvivalent supstance, odnosno broj stvarnih ili imaginarnih čestica koje mogu reagovati sa jednom minimalnom česticom druge supstance. Ovim se, zapravo, kvalitativno razlikuje normalnost rješenja, čija je formula gore predstavljenaod molarnosti.
A sada idemo na drugi važan dio: kako odrediti normalnost rješenja. Ovo je nesumnjivo važno pitanje, pa je vrijedno pristupiti njegovom proučavanju s razumijevanjem svake vrijednosti naznačene u jednačini koja je prikazana iznad.
Kako pronaći normalnost rješenja?
Formula o kojoj smo gore govorili se isključivo primjenjuje. Sve vrijednosti date u njemu lako se izračunavaju u praksi. U stvari, vrlo je lako izračunati normalnost rješenja, znajući neke količine: masu otopljene tvari, njenu formulu i volumen otopine. Pošto znamo formulu molekula neke supstance, možemo pronaći njenu molekulsku težinu. Omjer mase uzorka otopljene tvari i njegove molarne mase bit će jednak broju molova tvari. A znajući zapreminu cijele otopine, možemo sa sigurnošću reći kolika je naša molarna koncentracija.
Sljedeća operacija koju trebamo izvršiti da bismo izračunali normalnost rješenja je akcija 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, i stoga se normalnost otopine u ovom slučaju izračunava jednostavnim množenjem njegovog molariteta sa 2.
Prijava
U hemijskoj analitici često se mora izračunati normalnost i molarnost rastvora. Ovo je veoma zgodno zaizračunavanje molekularnih formula supstanci.
Šta još čitati?
Da biste bolje razumjeli šta je normalnost rješenja, najbolje je otvoriti udžbenik iz opšte hemije. A ako već znate sve ove podatke, trebalo bi da pogledate udžbenik analitičke hemije za studente hemijskih specijalnosti.
Zaključak
Zahvaljujući članku, mislimo da ste shvatili da je normalnost rastvora oblik izražavanja koncentracije supstance, koji se uglavnom koristi u hemijskoj analizi. I sada nikome nije tajna kako se to računa.
