Molariteit, verdunnen en oplossingsstoichiometrie

Molariteit telt mol per liter oplossing

Molariteit, ook wel stofhoeveelheidsconcentratie genoemd, is de hoeveelheid opgeloste stof in mol gedeeld door het volume van de oplossing in liter: c = n/V, in mol/L, vaak geschreven als M. Een glucose-oplossing van 0.250 mol/L bevat 0.250 mol glucose in elke liter van de uiteindelijke oplossing. Vierkante haken geven de molaire concentratie van een deeltje aan, zoals in [Cl⁻].

Het volume is het volume van de oplossing, niet van het oplosmiddel. Als je een stof oplost in precies 1.000 L water, is het totale volume over het algemeen niet 1.000 L, daarom worden oplossingen in een maatkolf aangevuld tot de ijkstreep in plaats van door een afgemeten volume water toe te voegen.

Bij een sterk elektrolyt volgen de ionconcentraties uit de formule. Een CaCl₂-oplossing van 0.150 mol/L is 0.150 mol/L in Ca²⁺ en 0.300 mol/L in Cl⁻, omdat elke formule-eenheid twee chloride-ionen vrijmaakt. Molariteit verandert ook enigszins met de temperatuur, omdat oplossingen uitzetten wanneer ze worden verwarmd.

Een oplossing bereiden uit een afgewogen vaste stof

De benodigde hoeveelheid is n = c × V, en de af te wegen massa is n × M, waarbij M de molaire massa is. Weeg de vaste stof af, los haar op in minder water dan het uiteindelijke volume, breng haar over in een maatkolf terwijl je het bekerglas in de kolf naspoelt, verdun tot de streep en meng door de kolf om te keren.

Uitgewerkt voorbeeld: bereid 250.0 mL 0.0800 mol/L koper(II)sulfaat uit blauwe kristallen van koper(II)sulfaatpentahydraat, CuSO₄·5H₂O. Met de standaard atoomgewichten van IUPAC, afgerond op twee decimalen (Cu 63.55, S 32.06, O 16.00, H 1.01), is de molaire massa van het hydraat 63.55 + 32.06 + 4(16.00) + 5(18.02) = 249.71 g/mol.

n = 0.0800 mol/L × 0.2500 L = 0.02000 mol. Massa = 0.02000 mol × 249.71 g/mol = 4.994 g, dus weeg 4.99 g van het pentahydraat af. Elke formule-eenheid levert nog steeds één Cu²⁺ en één SO₄²⁻, maar het kristalwater draagt bij aan de massa die je weegt. Als je de molaire massa van de watervrije stof, 159.61 g/mol, had gebruikt en 3.19 g van het hydraat had afgewogen, zou de oplossing slechts 0.0511 mol/L zijn, ongeveer 36% te verdund.

Een voorraadoplossing verdunnen met C₁V₁ = C₂V₂

Het toevoegen van oplosmiddel verandert het volume maar niet de hoeveelheid opgeloste stof. Omdat n = cV vóór en na het verdunnen geldt, is C₁V₁ = C₂V₂, waarbij 1 naar de voorraadoplossing verwijst en 2 naar de verdunde oplossing. Elke volume-eenheid werkt als beide volumes dezelfde gebruiken, omdat de eenheden wegvallen.

Uitgewerkt voorbeeld: je hebt 500.0 mL 0.360 mol/L natriumchloride nodig en hebt een voorraadoplossing van 2.40 mol/L. V₁ = C₂V₂ ÷ C₁ = (0.360 mol/L × 500.0 mL) ÷ 2.40 mol/L = 75.0 mL. Controle: de voorraadoplossing is 2.40 ÷ 0.360 = 6.67 keer zo geconcentreerd, dus je hebt ongeveer een zevende van het uiteindelijke volume nodig, en 500.0 mL ÷ 6.67 = 75.0 mL.

Meet 75.0 mL voorraadoplossing af in een maatkolf van 500 mL en vul aan tot de streep. Voeg niet zomaar 425.0 mL water toe: volumes van oplossingen zijn niet strikt additief, en C₂ verwijst naar het eindvolume. Als je een geconcentreerd zuur verdunt, voeg dan het zuur aan het water toe en niet het water aan het zuur, omdat de vrijgekomen warmte kan spetteren.

Oplossingsstoichiometrie: van volume naar mol en terug

Bij reacties tussen oplossingen zet molariteit volume om in mol via n = c × V. De molverhouding uit de kloppende vergelijking geldt dan precies zoals bij stoichiometrie op basis van massa, en een tweede molariteit rekent zo nodig weer terug naar een volume.

Uitgewerkt voorbeeld: welk volume 0.125 mol/L bariumchloride slaat al het sulfaat neer uit 40.0 mL 0.0850 mol/L natriumsulfaat, en welke massa bariumsulfaat ontstaat? De netto-ionvergelijking is Ba²⁺(aq) + SO₄²⁻(aq) → BaSO₄(s). n(SO₄²⁻) = 0.0850 mol/L × 0.0400 L = 3.40 × 10⁻³ mol. De verhouding is 1:1 en elke BaCl₂ levert één Ba²⁺, dus V = 3.40 × 10⁻³ mol ÷ 0.125 mol/L = 0.0272 L, oftewel 27.2 mL.

De molaire massa van BaSO₄ (Ba 137.33, S 32.06, O 16.00) is 233.39 g/mol, dus de gevormde massa is 3.40 × 10⁻³ mol × 233.39 g/mol = 0.794 g. Elk antwoord heeft drie significante cijfers, bepaald door 0.0850 mol/L, 40.0 mL en 0.125 mol/L.

Titratie: een buretaflezing omzetten in een concentratie

Bij een titratie wordt een oplossing met bekende concentratie, de titrant, uit een buret toegevoegd aan een afgemeten volume monster tot de reactie compleet is. Het equivalentiepunt is waar de toegevoegde hoeveelheid titrant in de stoichiometrische verhouding overeenkomt met het monster. Het eindpunt is waar de indicator van kleur verandert, en een geschikte indicator laat de twee bijna samenvallen.

Uitgewerkt voorbeeld: een monster van 20.00 mL bariumhydroxide-oplossing met onbekende concentratie vraagt 28.36 mL 0.1208 mol/L zoutzuur om een fenolftaleïne-eindpunt te bereiken. Ba(OH)₂(aq) + 2 HCl(aq) → BaCl₂(aq) + 2 H₂O(l). n(HCl) = 0.1208 mol/L × 0.02836 L = 3.426 × 10⁻³ mol. n(Ba(OH)₂) = 3.426 × 10⁻³ mol ÷ 2 = 1.713 × 10⁻³ mol. c(Ba(OH)₂) = 1.713 × 10⁻³ mol ÷ 0.02000 L = 0.08565 mol/L, op vier significante cijfers.

De factor 2 doet ertoe. Als je de reactie als 1:1 behandelt, krijg je 0.1713 mol/L, twee keer de ware waarde, en daarom hoort C₁V₁ = C₂V₂ niet bij titraties te worden gebruikt. De eigen concentratie van de titrant wordt vooraf vastgesteld door standaardisatie, door haar te titreren tegen een afgewogen primaire standaard; natriumcarbonaat is een gangbare keuze voor zuren.

Concentratiefouten en hoe je ze opspoort

De meeste concentratiefouten zijn eenheids- of opzetfouten. Als je bij elke grootheid de eenheden schrijft en controleert of het resultaat de verwachte kant op gaat, vang je bijna alle fouten op.

Een verdunde oplossing moet minder geconcentreerd zijn dan haar voorraadoplossing, een massa die voor een hydraat wordt afgewogen moet groter zijn dan voor het watervrije zout, en een titrantvolume moet binnen het bereik van de buret vallen. Een resultaat dat een van deze regels breekt, verdient een tweede blik.

• Milliliters gebruiken in n = c × V met c in mol/L. Reken eerst om naar liter; mL × mol/L geeft geen mol.
• Het volume van het oplosmiddel gebruiken in plaats van het eindvolume van de oplossing.
• De molaire massa van de watervrije stof gebruiken voor een hydraat.
• C₁V₁ = C₂V₂ toepassen op een reactie. De formule beschrijft alleen verdunnen; ga bij reacties via mol en de molverhouding.
• De ionvermenigvuldiging vergeten, zoals 0.150 mol/L CaCl₂ behandelen als 0.150 mol/L in Cl⁻.
• Het eindvolume water toevoegen in plaats van aanvullen tot het eindvolume.