Συγκέντρωση — Μοριακότητα, Μολαλικότητα & Αραίωση

Η συγκέντρωση στη χημεία δείχνει πόση διαλυμένη ουσία υπάρχει σε σχέση με μια επιλεγμένη ποσότητα διαλύματος ή διαλύτη. Οι μορφές που χρειάζονται πιο συχνά οι μαθητές είναι η μοριακότητα, η μολαλικότητα και η σχέση αραίωσης για τη μοριακότητα.

Η βασική διαφορά είναι απλή: η μοριακότητα χρησιμοποιεί λίτρα διαλύματος, ενώ η μολαλικότητα χρησιμοποιεί κιλά διαλύτη. Αν θυμάσαι σωστά αυτόν τον παρονομαστή, τα περισσότερα προβλήματα συγκέντρωσης γίνονται πολύ πιο εύκολα.

Τι Σημαίνει η Συγκέντρωση στη Χημεία

Αν ένα διάλυμα είναι πιο συμπυκνωμένο από ένα άλλο, περιέχει περισσότερη διαλυμένη ουσία για την ίδια ποσότητα αναφοράς. Η ποσότητα αναφοράς έχει σημασία.

• Η μοριακότητα συγκρίνει τη διαλυμένη ουσία με τον συνολικό όγκο του διαλύματος.
• Η μολαλικότητα συγκρίνει τη διαλυμένη ουσία μόνο με τη μάζα του διαλύτη.

Άρα η «συγκέντρωση» είναι μια γενική έννοια, όχι ένας μόνο τύπος.

Μοριακότητα: Moles Ανά Λίτρο Διαλύματος

Η μοριακότητα συμβολίζεται με $M$ και ορίζεται από

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

όπου $n$ είναι τα moles της διαλυμένης ουσίας και $V$ είναι ο τελικός όγκος του διαλύματος σε λίτρα.

Ένα διάλυμα $0.50\ \mathrm{M}$ περιέχει $0.50$ mole διαλυμένης ουσίας ανά λίτρο διαλύματος. Η φράση «του διαλύματος» έχει σημασία. Αν διαλύσεις μια ουσία και μετά συμπληρώσεις τη φιάλη μέχρι $1.00\ \mathrm{L}$, αυτός ο τελικός όγκος $1.00\ \mathrm{L}$ είναι ο όγκος που χρησιμοποιείς.

Επειδή η μοριακότητα εξαρτάται από τον όγκο, μπορεί να αλλάξει αν η θερμοκρασία μεταβληθεί αρκετά ώστε να αλλάξει αισθητά ο όγκος του διαλύματος.

Μολαλικότητα: Moles Ανά Χιλιόγραμμο Διαλύτη

Η μολαλικότητα συμβολίζεται με $m$ και ορίζεται από

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

όπου $n$ είναι τα moles της διαλυμένης ουσίας και $m_{\mathrm{solvent}}$ είναι η μάζα του διαλύτη σε χιλιόγραμμα.

Εδώ η αναφορά γίνεται μόνο στον διαλύτη, όχι σε ολόκληρο το διάλυμα. Αν διαλύσεις $0.50$ mole διαλυμένης ουσίας σε $1.00\ \mathrm{kg}$ νερού, η μολαλικότητα είναι $0.50\ m$.

Επειδή η μολαλικότητα βασίζεται στη μάζα, είναι συχνά πιο χρήσιμη όταν οι μεταβολές της θερμοκρασίας κάνουν τις μετρήσεις που βασίζονται στον όγκο λιγότερο πρακτικές.

Μοριακότητα vs. Μολαλικότητα: Η Διαφορά που Έχει Σημασία

Οι μαθητές συχνά θυμούνται τους τύπους αλλά όχι πότε να τους χρησιμοποιούν. Ένας πρακτικός τρόπος να τα ξεχωρίσεις είναι ο εξής:

• Χρησιμοποίησε τη μοριακότητα όταν το πρόβλημα δίνει ή ζητά όγκο διαλύματος.
• Χρησιμοποίησε τη μολαλικότητα όταν το πρόβλημα δίνει ή ζητά μάζα διαλύτη.

Μπορεί να έχουν κοντινές αριθμητικές τιμές σε αραιά υδατικά διαλύματα, αλλά δεν ορίζονται με τον ίδιο τρόπο. Δεν πρέπει να τις εναλλάσσεις, εκτός αν το πρόβλημα δίνει αρκετές πληροφορίες για σωστή μετατροπή.

Λυμένο Παράδειγμα: Βρες τη Μοριακότητα και τη Μολαλικότητα για το Ίδιο Δείγμα

Έστω ότι $0.300$ mole γλυκόζης διαλύονται ώστε να παρασκευαστούν $600\ \mathrm{mL}$ διαλύματος, και ο διαλύτης που χρησιμοποιείται είναι $0.500\ \mathrm{kg}$ νερού.

Ξεκίνα με τη μοριακότητα. Μετέτρεψε τα $600\ \mathrm{mL}$ σε $0.600\ \mathrm{L}$, επειδή η μοριακότητα χρησιμοποιεί λίτρα διαλύματος:

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

Τώρα βρες τη μολαλικότητα χρησιμοποιώντας τη μάζα του διαλύτη:

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

Αυτό το ίδιο δείγμα έχει δύο διαφορετικές τιμές συγκέντρωσης, επειδή κάθε ορισμός χρησιμοποιεί διαφορετικό παρονομαστή. Η μοριακότητα χρησιμοποιεί τα $0.600\ \mathrm{L}$ του διαλύματος, ενώ η μολαλικότητα χρησιμοποιεί τα $0.500\ \mathrm{kg}$ του διαλύτη.

Πώς Λειτουργεί η Εξίσωση Αραίωσης

Σε μια αραίωση, προσθέτεις περισσότερο διαλύτη αλλά η ποσότητα της διαλυμένης ουσίας παραμένει ίδια. Αν η διαλυμένη ουσία δεν αντιδρά και δεν χάνεται ποσότητα, τότε τα moles πριν και μετά την αραίωση είναι ίσα.

Για προβλήματα μοριακότητας, αυτό δίνει τη γνωστή εξίσωση αραίωσης

$$M_1 V_1 = M_2 V_2$$

Αυτό ισχύει επειδή

$$n_1 = n_2$$

και για τη μοριακότητα, $n = MV$.

Παράδειγμα Αραίωσης

Αν πάρεις $100\ \mathrm{mL}$ από ένα διάλυμα $1.50\ \mathrm{M}$ και το αραιώσεις μέχρι τα $300\ \mathrm{mL}$, τότε

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

Η συγκέντρωση μειώνεται επειδή η ίδια ποσότητα διαλυμένης ουσίας κατανέμεται σε μεγαλύτερο τελικό όγκο.

Συνηθισμένα Λάθη σε Προβλήματα Συγκέντρωσης

Χρήση της Μάζας του Διαλύματος για τη Μολαλικότητα

Η μολαλικότητα χρησιμοποιεί χιλιόγραμμα διαλύτη, όχι χιλιόγραμμα διαλύματος.

Χρήση του Όγκου του Διαλύτη για τη Μοριακότητα

Η μοριακότητα χρησιμοποιεί τον τελικό όγκο ολόκληρου του διαλύματος.

Χρήση του $M_1 V_1 = M_2 V_2$ σε Λάθος Περίπτωση

Αυτή η συντόμευση ισχύει για αραίωση της ίδιας διαλυμένης ουσίας όταν τα moles διατηρούνται. Δεν εφαρμόζεται αν μια αντίδραση αλλάζει την ποσότητα της διαλυμένης ουσίας.

Αντιμετώπιση της Μοριακότητας και της Μολαλικότητας ως Ισοδύναμων

Περιγράφουν τη συγκέντρωση με διαφορετικούς τρόπους. Σε ορισμένες αραιές περιπτώσεις οι αριθμοί μπορεί να είναι παρόμοιοι, αλλά οι ορισμοί παραμένουν διαφορετικοί.

Πότε οι Χημικοί Χρησιμοποιούν Μοριακότητα ή Μολαλικότητα

Η μοριακότητα είναι συνηθισμένη στην εργαστηριακή παρασκευή, στις ογκομετρήσεις και στη στοιχειομετρία διαλυμάτων, επειδή οι όγκοι μετρώνται εύκολα με ογκομετρικές φιάλες και πιπέτες.

Η μολαλικότητα είναι ιδιαίτερα χρήσιμη σε θέματα όπως οι συλλιγαντικές ιδιότητες, όπου ένα μέτρο συγκέντρωσης που βασίζεται στη μάζα είναι συχνά πιο πρακτικό.

Ένας Γρήγορος Έλεγχος Πριν Τελειώσεις

Κάνε τρεις ερωτήσεις:

1. Χρησιμοποίησα moles διαλυμένης ουσίας;
2. Χρησιμοποίησα λίτρα διαλύματος για τη μοριακότητα ή χιλιόγραμμα διαλύτη για τη μολαλικότητα;
3. Αν χρησιμοποίησα την εξίσωση αραίωσης, η ποσότητα της διαλυμένης ουσίας έμεινε πράγματι σταθερή;

Δοκίμασε τη Δική σου Εκδοχή

Άλλαξε το λυμένο παράδειγμα έτσι ώστε τα ίδια $0.300$ mole γλυκόζης να παρασκευάζονται σε $1.20\ \mathrm{L}$ αντί για $600\ \mathrm{mL}$. Υπολόγισε ξανά τη μοριακότητα και μετά έλεγξε αν αλλάζει η μολαλικότητα σε αυτή τη νέα περίπτωση. Είναι ένας καλός τρόπος να δοκιμάσεις αν καταλαβαίνεις πραγματικά ποιον παρονομαστή χρησιμοποιεί κάθε ορισμός.