Κανονικότητα διαλύματος: Διαφορά μεταξύ των αναθεωρήσεων
Περιεχόμενο που διαγράφηκε Περιεχόμενο που προστέθηκε
Χωρίς σύνοψη επεξεργασίας |
|||
Γραμμή 50:
: <math>N_1 \cdot V_1 + N_2 \cdot V_2 + N_3 \cdot V_3 + ... = N \cdot V</math>
Ισχύει : <math>V = V_1 + V_2 + V_3 + ...</math>
==Χρήσεις της κανονικότητας==
Η κανονικότητα χρησιμοποιείται στην αναλυτική χημείοα και ιδιαίτερα στην ογκομετρία. Γιατί από τον όγκο του διαλύματος που καταναλώθηκε για την πλήρη αντίδραση και την κανονικότητά του βρίσκεται η κανονικότητα ενός άλλου διαλύματος εφόσον είναι γνωστός ο όγκος που χρησιμοποιήθηκε για την αντίδραση μεταξύ τους. <br />
===Η σχέση της χημικής ισοδυναμίας===
Τα διαλύματα που περιέχουν ίσους αριθμούς geq περιέχουν ουσίες χημικά ισοδύναμες μεταξύ τους και χαρακτηρίζονται ισοδύναμα διαλύματα. Έτσι, αν η κανονικότητα ενός διαλύματος μιας ουσίας Α είναι Ν<sub>Α</sub> και ο όγκος του V<sub>A</sub>, ενώ η κανονικότητα ενός διαλύματος ουσίας Β είναι αντίστοιχα Ν<sub>Β</sub> και ο όγκος του V<sub>B</sub>, τότε αν αυτά τα διαλύματα αντιδρούν πλήρως μεταξύ τους, ισχύει η σχέση της ''χημικής ισοδυναμίας'' :
: <math>N_A \cdot V_A = N_B \cdot V_B</math>
Όταν δύο περισσότερα διαλύματα οξέων (με κανονικότητες Ν<sub>ο1</sub>, Ν<sub>ο2</sub> κλπ και όγκους V<sub>o1</sub>, V<sub>o2</sub> κλπ. αντίστοιχα) εξουδετερώνουν δύο η περισσότερα διαλύματα βάσεων (με κανονικότητες Ν<sub>b1</sub>, N<sub>b2</sub> κλπ. και όγκους V<sub>b1</sub>, V<sub>b2</sub> κλπ. αντίστοιχα), η σχέση ισοδυναμίας παίρνει τη μορφή :
: <math>N_{o1}V_{o1} + N_{o2}V_{o2} + ... = N_{b1}V_{b1} + N_{b2}V_{b2} + ...</math>
===Πλεονεκτήματα και μειονεκτήματα της χρήσης της κανονικότητας===
Το βασικό πλεονέκτημα της χρησιμοποίησης των κανονικών διαλυμάτων και των συναφών σχέσεων είναι ότι στους διάφορους υπολογισμούς δε χρειάζεται να γραφεί η χημική αντίδραση που περιγράφει το φαινόμενο αφού οι σχέσεις χημικής ισοδυναμόιας δεν εξαρτώνται από τους συντελεστές της χημικής εξίσωσης οι οποίοι εκφράζουν την αναλογία mole με την οποία συμμετέχουν τα σώματα στο φαινόμενο. Πράγματι, για μια χημική αντίδραση της γενικής μορφής : αA + βB → γΓ + δΔ, ισχύει ότι k geq του Α αντιδρούν με k geq του σώματος Β και δίνουν k geq του γ και k geq του Δ ανεξάρτητα από τους συντελεστές α, β, γ και δ. <br />
Επίσης με τη βοήθεια της κανονικότητας και των γραμμοϊσοδυνάμων, μπορούμε να αποφανθούμε αν οι ποσότητες των ουσιών, σε μια αντίδραση μεταξύ ηλεκτρολυτών, αντέδρασαν πλήρως ή όχι συγκρίνοντας απλά τα qeq των σωμάτων που αντιδρούν. Αν αυτά είναι ίσα μεταξύ τους, τότε έγινε πλήρης αντίδραση διαφορετικά υπάρχει περίσσεια κάποιου σώματος.
Τα μειονεκτήματα της χρήσης της έννοιας της κανονικότητας (και της έννοιας του γραμμοϊσοδυνάμου) θα μπορούσαν να συνοψιστούν ως εξής :
* Πολλές φορές είναι δύσκολο να υπολογιστεί το γραμμοϊσοδύναμο ενός σώματος γιατί δεν είναι επακριβώς γνωστός ο ρόλος του σε μια αντίδραση ή γιατί το ίδιο σώμα δρα με διάφορες ιδιότητες στην ίδια αντίδραση (πχ. ως οξύ αλλά και ως οξειδωτικό).
* Η σχέση της χημικής ισοδυναμίας σε αντιδράσεις οξειδοαναγωγής δεν ισχύει για τις ποσότητες των άλλων σωμάτων που μετέχουν, εμφανίζονται ή σχηματίζονται στην αντίδραση αλλά δε συμμετέχουν στο πραγματικό οξειδοαναγωγικό φαινόμενο όπως π.χ. είναι τα σώματα που δημιουργούν το απαραίτητο όξινο ή αλκαλικό περιβάλλον για την πραγματοποίηση του φαινομένου.
* Η χρήση των geq και της κανονικότητας περιορίζεται στην ογκομετρική μέθοδο που εφαρμόζεται στα εργαστήρια.
Για τους παραπάνω λόγους, η χρήση της κανονικότητας και των γραμμοϊσοδυνάμων έχει περιοριστεί πολύ στη χημεία των διαλυμάτων και σταδιακά αντικαθίσταται από τις έννοιες της Molarity και του mole που όχι μόνο είναι πολύ πιό κατανοητές και απλές αλλά αναπαριστούν και αντιπροσωπεύουν τα πραγματικά χημικά φαινόμενα που πραγματοποιούνται.
==<small>Σημειώσεις</small>==
Γραμμή 67 ⟶ 83 :
* [[Εκφράσεις περιεκτικότητας και συγκέντρωσης διαλυμάτων]]
* [[Συγκέντρωση διαλύματος]]
* [[Γραμμοϊσοδύναμο]]
[[Κατηγορία:Χημεία]]
| |||