Ens trobem amb solucions de diverses substàncies cada dia. Però és poc probable que cadascun de nos altres ens adonem del gran paper que tenen aquests sistemes. Gran part del seu comportament ha quedat clar avui a través d'un estudi detallat al llarg de milers d'anys. Durant tot aquest temps s'han introduït molts termes que són incomprensibles per a l'home comú. Un d'ells és la normalitat de la solució. Què és això? Això es discutirà al nostre article. Comencem endinsant-nos en el passat.
Historial de recerca
Les primeres ments brillants que van començar a estudiar solucions van ser químics tan coneguts com Arrhenius, van't Hoff i Ostwald. Sota la influència del seu treball, les generacions posteriors de químics van començar a aprofundir en l'estudi de les solucions aquoses i diluïdes. Per descomptat, han acumulat una gran quantitat de coneixement, però les solucions no aquoses es van deixar sense atenció, que, per cert, també tenen un paper important tant a la indústria com en altres àmbits de la vida humana.
Hi havia molta incomprensibilitat en la teoria de les solucions no aquoses. Per exemple, si en sistemes aquosos el valor de la conductivitat augmentava amb un augment del grau de dissociació, llavors en sistemes similars, però amb un dissolvent diferent en lloc de l'aigua, era al revés. Valors elèctrics petitsles conductivitats sovint corresponen a alts graus de dissociació. Les anomalies van estimular els científics a explorar aquesta àrea de la química. Es va acumular una gran varietat de dades, el processament de les quals va permetre trobar regularitats que complementen la teoria de la dissociació electrolítica. A més, va ser possible ampliar el coneixement sobre l'electròlisi i la naturalesa dels ions complexos de compostos orgànics i inorgànics.
Després es va iniciar una investigació més activa en el camp de les solucions concentrades. Aquests sistemes difereixen significativament en propietats dels diluïts a causa del fet que amb l'augment de la concentració de la substància dissolta, la seva interacció amb el dissolvent comença a tenir un paper cada cop més important. Més informació sobre això a la següent secció.
Teoria
De moment, la millor explicació del comportament dels ions, molècules i àtoms en solució és només la teoria de la dissociació electrolítica. Des de la seva creació per Svante Arrhenius al segle XIX, ha sofert alguns canvis. Es van descobrir algunes lleis (com la llei de dilució d'Ostwald) que d'alguna manera no encaixaven en la teoria clàssica. Però, gràcies al treball posterior dels científics, es van fer esmenes a la teoria, i en la seva forma moderna encara existeix i descriu els resultats obtinguts experimentalment amb gran precisió.
L'essència principal de la teoria electrolítica de la dissociació és que la substància, quan es dissol, es descompon en els seus ions constitutius: partícules que tenen càrrega. Depenent de la capacitat de descompondre's (dissociar) en parts, n'hi ha de forts i febleselectròlits. Els forts tendeixen a dissociar-se completament en ions en solució, mentre que els febles només en una mesura molt petita.
Aquestes partícules en què es trenca la molècula poden interactuar amb el dissolvent. Aquest fenomen s'anomena solvació. Però no sempre es produeix, ja que es deu a la presència d'una càrrega en les molècules d'ions i dissolvents. Per exemple, una molècula d'aigua és un dipol, és a dir, una partícula carregada positivament per un costat i negativament carregada per l' altre. I els ions en què es descompon l'electròlit també tenen càrrega. Així, aquestes partícules són atretes per costats de càrrega oposada. Però això només passa amb dissolvents polars (com és l'aigua). Per exemple, en una solució de qualsevol substància en hexà, no es produirà solvació.
Per estudiar solucions, sovint és necessari conèixer la quantitat d'un solut. De vegades és molt incòmode substituir determinades quantitats en fórmules. Per tant, hi ha diversos tipus de concentracions, entre les quals hi ha la normalitat de la solució. Ara explicarem amb detall totes les maneres d'expressar el contingut d'una substància en una solució i els mètodes per calcular-la.
Concentració de la solució
Hi ha moltes fórmules en química, i algunes d'elles estan construïdes de manera que sigui més convenient prendre el valor d'una forma concreta o una altra.
La primera, i la més familiar per a nos altres, forma d'expressió de concentració és la fracció de massa. Es calcula de manera molt senzilla. Només hem de dividir la massa de la substància en solució per la seva massa total. TanAixí, obtenim la resposta en fraccions d'un. Multiplicant el nombre resultant per cent, obtenim la resposta com a percentatge.
Una forma una mica menys coneguda és la fracció de volum. Molt sovint s'utilitza per expressar la concentració d'alcohol en begudes alcohòliques. També es calcula de manera senzilla: dividim el volum del solut pel volum de tota la solució. Com en el cas anterior, podeu obtenir la resposta com a percentatge. Les etiquetes solen dir: "40% vol.", que vol dir: 40% volum.
En química s'utilitzen sovint altres tipus de concentració. Però abans de passar-hi, parlem de què és un talp d'una substància. La quantitat d'una substància es pot expressar de diferents maneres: massa, volum. Però al cap i a la fi, les molècules de cada substància tenen el seu propi pes, i per la massa de la mostra és impossible entendre quantes molècules hi ha, i això és necessari per entendre el component quantitatiu de les transformacions químiques. Per a això, es va introduir una quantitat com un mol d'una substància. De fet, un mol és un nombre determinat de molècules: 6,021023. Això s'anomena nombre d'Avogadro. Molt sovint, una unitat com un mol d'una substància s'utilitza per calcular la quantitat de productes d'una reacció. En aquest sentit, hi ha una altra forma d'expressar la concentració: la molaritat. Aquesta és la quantitat de substància per unitat de volum. La molaritat s'expressa en mol/L (llegiu: mols per litre).
Hi ha un tipus d'expressió molt semblant per al contingut d'una substància en un sistema: la molalitat. Es diferencia de la molaritat en què determina la quantitat d'una substància no en una unitat de volum, sinó en una unitat de massa. I expressat en oracionsper quilogram (o un altre múltiple, com ara per gram).
Així arribem a l'últim formulari, que ara parlarem per separat, ja que la seva descripció requereix una mica d'informació teòrica.
Normalitat de la solució
Què és això? I en què es diferencia dels valors anteriors? Primer cal entendre la diferència entre conceptes com la normalitat i la molaritat de les solucions. De fet, només es diferencien per un valor: el nombre d'equivalència. Ara fins i tot us podeu imaginar quina és la normalitat de la solució. És només una molaritat modificada. El nombre d'equivalència indica el nombre de partícules que poden interactuar amb un mol d'ions d'hidrogen o d'ions hidròxid.
Ens hem familiaritzat amb quina és la normalitat de la solució. Però al cap i a la fi, val la pena aprofundir, i veurem com de senzilla és aquesta, a primera vista, una forma complexa de descriure la concentració. Per tant, mirem més de prop quina és la normalitat de la solució.
Fórmula
És bastant fàcil imaginar una fórmula a partir d'una descripció verbal. Es veurà així: Cn=zn/N. Aquí z és el factor d'equivalència, n és la quantitat de substància, V és el volum de la solució. El primer valor és el més interessant. Només mostra l'equivalent d'una substància, és a dir, el nombre de partícules reals o imaginàries que poden reaccionar amb una partícula mínima d'una altra substància. Per això, de fet, la normalitat de la solució, la fórmula de la qual es va presentar anteriorment, difereix qualitativamentde la molaritat.
I ara passem a una altra part important: com determinar la normalitat de la solució. Sens dubte, aquesta és una qüestió important, per la qual cosa val la pena abordar el seu estudi amb una comprensió de cada valor indicat a l'equació presentada anteriorment.
Com trobar la normalitat d'una solució?
La fórmula que hem comentat anteriorment s'aplica exclusivament. Tots els valors que s'hi donen es calculen fàcilment a la pràctica. De fet, és molt fàcil calcular la normalitat d'una solució, coneixent algunes magnituds: la massa del solut, la seva fórmula i el volum de la solució. Com que coneixem la fórmula de les molècules d'una substància, podem trobar-ne el pes molecular. La relació entre la massa d'una mostra d'un solut i la seva massa molar serà igual al nombre de mols de la substància. I coneixent el volum de tota la solució, podem dir amb seguretat quina és la nostra concentració molar.
La següent operació que hem de realitzar per calcular la normalitat de la solució és l'acció de trobar el factor d'equivalència. Per fer-ho, hem d'entendre quantes partícules es formen com a resultat de la dissociació que poden unir protons o ions hidroxil. Per exemple, en l'àcid sulfúric, el factor d'equivalència és 2 i, per tant, la normalitat de la solució en aquest cas es calcula simplement multiplicant la seva molaritat per 2.
Aplicació
En l'anàlisi química, sovint s'ha de calcular la normalitat i la molaritat de les solucions. Això és molt convenient per acàlcul de fórmules moleculars de substàncies.
Què més llegir?
Per entendre millor quina és la normalitat d'una solució, el millor és obrir un llibre de text de química general. I si ja coneixeu tota aquesta informació, heu de consultar el llibre de text de química analítica per a estudiants d'especialitats de química.
Conclusió
Gràcies a l'article, creiem que has entès que la normalitat d'una solució és una forma d'expressar la concentració d'una substància, que s'utilitza principalment en anàlisis químiques. I ara no és un secret per a ningú com es calcula.
