Konzentration — Molarität, Molalität & Verdünnung

Die Konzentration in der Chemie gibt an, wie viel gelöster Stoff im Verhältnis zu einer gewählten Menge an Lösung oder Lösungsmittel vorhanden ist. Die Formen, die Schüler und Studierende am häufigsten brauchen, sind Molarität, Molalität und die Verdünnungsbeziehung für die Molarität.

Der schnelle Unterschied ist einfach: Die Molarität verwendet Liter Lösung, die Molalität Kilogramm Lösungsmittel. Wenn du diesen Nenner sauber auseinanderhältst, werden die meisten Konzentrationsaufgaben deutlich einfacher.

Was Konzentration in der Chemie bedeutet

Wenn eine Lösung konzentrierter ist als eine andere, enthält sie mehr gelösten Stoff bezogen auf dieselbe Bezugsmenge. Diese Bezugsmenge ist entscheidend.

• Die Molarität setzt den gelösten Stoff ins Verhältnis zum Gesamtvolumen der Lösung.
• Die Molalität setzt den gelösten Stoff nur zur Masse des Lösungsmittels ins Verhältnis.

"Konzentration" ist also ein allgemeiner Begriff und keine einzelne Formel.

Molarität: Mol pro Liter Lösung

Die Molarität wird mit $M$ geschrieben und ist definiert durch

$$M = \frac{n}{V}$$

wobei $n$ die Stoffmenge des gelösten Stoffs in Mol und $V$ das Endvolumen der Lösung in Litern ist.

Eine Lösung mit $0.50\ \mathrm{M}$ enthält $0.50$ Mol gelösten Stoff pro Liter Lösung. Die Formulierung "pro Liter Lösung" ist wichtig. Wenn du einen Stoff löst und den Messkolben dann auf $1.00\ \mathrm{L}$ auffüllst, ist dieses endgültige $1.00\ \mathrm{L}$ das Volumen, das du verwendest.

Da die Molarität vom Volumen abhängt, kann sie sich ändern, wenn sich die Temperatur so stark ändert, dass sich das Lösungsvolumen merklich verändert.

Molalität: Mol pro Kilogramm Lösungsmittel

Die Molalität wird mit $m$ geschrieben und ist definiert durch

$$m = \frac{n}{m_{\mathrm{solvent}}}$$

wobei $n$ die Stoffmenge des gelösten Stoffs in Mol und $m_{\mathrm{solvent}}$ die Masse des Lösungsmittels in Kilogramm ist.

Hier ist die Bezugsgröße nur das Lösungsmittel, nicht die gesamte Lösung. Wenn du $0.50$ Mol eines gelösten Stoffs in $1.00\ \mathrm{kg}$ Wasser löst, beträgt die Molalität $0.50\ m$.

Da die Molalität auf einer Masse basiert, ist sie oft nützlicher, wenn temperaturbedingte Volumenänderungen volumenbasierte Messungen unpraktischer machen.

Molarität vs. Molalität: Der entscheidende Unterschied

Schüler und Studierende merken sich oft die Formeln, aber nicht, wann sie welche verwenden sollen. Eine praktische Unterscheidung ist:

• Verwende die Molarität, wenn in der Aufgabe das Lösungsvolumen gegeben oder gesucht ist.
• Verwende die Molalität, wenn in der Aufgabe die Masse des Lösungsmittels gegeben oder gesucht ist.

In verdünnten wässrigen Lösungen können die Zahlenwerte ähnlich sein, aber sie sind nicht gleich definiert. Du solltest sie nicht austauschen, es sei denn, die Aufgabe liefert genug Informationen für eine korrekte Umrechnung.

Rechenbeispiel: Molarität und Molalität für dieselbe Probe bestimmen

Angenommen, $0.300$ Mol Glucose werden gelöst, sodass $600\ \mathrm{mL}$ Lösung entstehen, und als Lösungsmittel werden $0.500\ \mathrm{kg}$ Wasser verwendet.

Beginne mit der Molarität. Wandle $600\ \mathrm{mL}$ in $0.600\ \mathrm{L}$ um, denn die Molarität verwendet Liter Lösung:

$$M = \frac{0.300}{0.600} = 0.500\ \mathrm{M}$$

Bestimme nun die Molalität mithilfe der Masse des Lösungsmittels:

$$m = \frac{0.300}{0.500} = 0.600\ m$$

Diese eine Probe hat zwei verschiedene Konzentrationswerte, weil jede Definition einen anderen Nenner verwendet. Die Molarität verwendet die $0.600\ \mathrm{L}$ Lösung, die Molalität dagegen die $0.500\ \mathrm{kg}$ Lösungsmittel.

So funktioniert die Verdünnungsgleichung

Bei einer Verdünnung gibst du mehr Lösungsmittel hinzu, die Menge des gelösten Stoffs bleibt aber gleich. Wenn der gelöste Stoff nicht reagiert und nichts verloren geht, dann ist die Stoffmenge vor und nach der Verdünnung gleich.

Für Molaritätsaufgaben ergibt sich daraus die bekannte Verdünnungsgleichung

$$M_1 V_1 = M_2 V_2$$

Das funktioniert, weil

$$n_1 = n_2$$

und für die Molarität gilt: $n = MV$.

Verdünnungsbeispiel

Wenn du $100\ \mathrm{mL}$ einer $1.50\ \mathrm{M}$-Lösung entnimmst und auf $300\ \mathrm{mL}$ verdünnst, dann gilt

$$M_2 = \frac{M_1 V_1}{V_2} = \frac{(1.50)(100)}{300} = 0.50\ \mathrm{M}$$

Die Konzentration sinkt, weil dieselbe Menge an gelöstem Stoff auf ein größeres Endvolumen verteilt wird.

Häufige Fehler bei Konzentrationsaufgaben

Die Lösungsmasse für die Molalität verwenden

Die Molalität verwendet Kilogramm Lösungsmittel, nicht Kilogramm Lösung.

Das Lösungsmittelvolumen für die Molarität verwenden

Die Molarität verwendet das Endvolumen der gesamten Lösung.

$M_1 V_1 = M_2 V_2$ in der falschen Situation verwenden

Diese Abkürzung gilt für die Verdünnung desselben gelösten Stoffs, wenn die Stoffmenge erhalten bleibt. Sie gilt nicht, wenn eine Reaktion die Menge des gelösten Stoffs verändert.

Molarität und Molalität als austauschbar behandeln

Sie beschreiben Konzentration auf unterschiedliche Weise. In manchen verdünnten Fällen können die Zahlen ähnlich sein, aber die Definitionen bleiben verschieden.

Wann Chemiker Molarität oder Molalität verwenden

Die Molarität ist in der Laborpraxis, bei Titrationen und in der Stöchiometrie von Lösungen üblich, weil sich Volumina in Messkolben und Pipetten leicht messen lassen.

Die Molalität ist besonders nützlich bei Themen wie kolligativen Eigenschaften, bei denen ein massenbezogenes Konzentrationsmaß oft praktischer ist.

Eine schnelle Kontrolle vor dem Schluss

Stelle dir drei Fragen:

1. Habe ich die Stoffmenge des gelösten Stoffs in Mol verwendet?
2. Habe ich für die Molarität Liter Lösung oder für die Molalität Kilogramm Lösungsmittel verwendet?
3. Wenn ich die Verdünnungsgleichung verwendet habe, blieb die Menge des gelösten Stoffs wirklich konstant?

Probiere deine eigene Variante

Ändere das Rechenbeispiel so, dass dieselben $0.300$ Mol Glucose auf $1.20\ \mathrm{L}$ statt auf $600\ \mathrm{mL}$ aufgefüllt werden. Berechne die Molarität neu und prüfe dann, ob sich die Molalität unter diesen neuen Bedingungen ändert. So kannst du gut testen, ob du wirklich verstanden hast, welchen Nenner jede Definition verwendet.