Molaritate, diluare și stoichiometria soluțiilor

Molaritatea numără moli pe litru de soluție

Molaritatea, numită și concentrație de cantitate, este cantitatea de solut în moli împărțită la volumul soluției în litri: c = n/V, în mol/L, adesea scrisă M. O soluție de glucoză 0.250 mol/L conține 0.250 mol de glucoză în fiecare litru de soluție finală. Parantezele pătrate indică concentrația molară a unei specii, ca în [Cl⁻].

Volumul este volumul soluției, nu al solventului. Dizolvarea unui solut în exact 1.000 L de apă dă, în general, un volum total care nu este 1.000 L, așa că soluțiile se aduc la semn într-un balon cotat, nu prin adăugarea unui volum măsurat de apă.

Pentru un electrolit tare, concentrațiile ionilor rezultă din formulă. O soluție de CaCl₂ 0.150 mol/L este 0.150 mol/L în Ca²⁺ și 0.300 mol/L în Cl⁻, deoarece fiecare unitate de formulă eliberează doi ioni clorură. Molaritatea se modifică și ea ușor cu temperatura, deoarece soluțiile se dilată când se încălzesc.

Prepararea unei soluții dintr-un solid cântărit

Cantitatea necesară este n = c × V, iar masa de cântărit este n × M, unde M este masa molară. Cântărește solidul, dizolvă-l în mai puțină apă decât volumul final, transferă-l într-un balon cotat clătind paharul în balon, adu la semn și amestecă prin răsturnare.

Exemplu rezolvat: prepară 250.0 mL de sulfat de cupru(II) 0.0800 mol/L din cristale albastre de sulfat de cupru(II) pentahidrat, CuSO₄·5H₂O. Cu masele atomice standard IUPAC rotunjite la două zecimale (Cu 63.55, S 32.06, O 16.00, H 1.01), masa molară a hidratului este 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. Masa = 0.02000 mol × 249.71 g/mol = 4.994 g, deci cântărește 4.99 g de pentahidrat. Fiecare unitate de formulă furnizează în continuare un Cu²⁺ și un SO₄²⁻, dar apa de cristalizare se adaugă la masa pe care o cântărești. Dacă ai fi folosit masa molară a sării anhidre, 159.61 g/mol, și ai fi cântărit 3.19 g de hidrat, soluția ar fi doar 0.0511 mol/L, cu aproximativ 36% prea diluată.

Diluarea unei soluții stoc cu C₁V₁ = C₂V₂

Adăugarea de solvent schimbă volumul, dar nu cantitatea de solut. Deoarece n = cV înainte și după diluare, C₁V₁ = C₂V₂, unde 1 se referă la soluția stoc și 2 la soluția diluată. Orice unitate de volum funcționează dacă ambele volume o folosesc pe aceeași, deoarece unitățile se reduc.

Exemplu rezolvat: ai nevoie de 500.0 mL de clorură de sodiu 0.360 mol/L și ai o soluție stoc de 2.40 mol/L. V₁ = C₂V₂ ÷ C₁ = (0.360 mol/L × 500.0 mL) ÷ 2.40 mol/L = 75.0 mL. Verificare: soluția stoc este de 2.40 ÷ 0.360 = 6.67 ori mai concentrată, deci ai nevoie de aproximativ o șeptime din volumul final, iar 500.0 mL ÷ 6.67 = 75.0 mL.

Măsoară 75.0 mL de soluție stoc într-un balon cotat de 500 mL și adu la semn. Nu adăuga pur și simplu 425.0 mL de apă: volumele soluțiilor nu sunt strict aditive, iar C₂ se referă la volumul final. Când diluezi un acid concentrat, adaugă acidul în apă, nu apa în acid, deoarece căldura degajată poate provoca stropire.

Stoichiometria soluțiilor: de la volum la moli și înapoi

În reacțiile dintre soluții, molaritatea convertește volumul în moli prin n = c × V. Raportul molar din ecuația echilibrată se aplică apoi exact ca în stoichiometria bazată pe masă, iar o a doua molaritate convertește înapoi într-un volum, dacă este nevoie.

Exemplu rezolvat: ce volum de clorură de bariu 0.125 mol/L precipită tot sulfatul din 40.0 mL de sulfat de sodiu 0.0850 mol/L și ce masă de sulfat de bariu se formează? Ecuația ionică netă este Ba²⁺(aq) + SO₄²⁻(aq) → BaSO₄(s). n(SO₄²⁻) = 0.0850 mol/L × 0.0400 L = 3.40 × 10⁻³ mol. Raportul este 1:1, iar fiecare BaCl₂ furnizează un Ba²⁺, deci V = 3.40 × 10⁻³ mol ÷ 0.125 mol/L = 0.0272 L, adică 27.2 mL.

Masa molară a BaSO₄ (Ba 137.33, S 32.06, O 16.00) este 233.39 g/mol, deci masa formată este 3.40 × 10⁻³ mol × 233.39 g/mol = 0.794 g. Fiecare răspuns are trei cifre semnificative, stabilite de 0.0850 mol/L, 40.0 mL și 0.125 mol/L.

Titrarea: transformarea unei citiri de la biuretă într-o concentrație

Într-o titrare, o soluție de concentrație cunoscută, titrantul, se adaugă dintr-o biuretă la un volum măsurat de probă până când reacția este completă. Punctul de echivalență este cel în care cantitatea de titrant adăugată corespunde probei în raport stoichiometric. Punctul final este cel în care indicatorul își schimbă culoarea, iar un indicator potrivit face ca cele două să coincidă aproape.

Exemplu rezolvat: o probă de 20.00 mL de soluție de hidroxid de bariu de concentrație necunoscută necesită 28.36 mL de acid clorhidric 0.1208 mol/L pentru a atinge punctul final cu fenolftaleină. 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, cu patru cifre semnificative.

Factorul 2 contează. Tratarea reacției ca 1:1 ar da 0.1713 mol/L, dublul valorii reale, motiv pentru care C₁V₁ = C₂V₂ nu trebuie folosită la titrări. Concentrația titrantului însuși se stabilește în prealabil prin standardizare, titrându-l față de un standard primar cântărit; carbonatul de sodiu este o alegere frecventă pentru acizi.

Greșeli de concentrație și cum le depistezi

Cele mai multe erori de concentrație sunt erori de unități sau de montaj. Scrierea unităților la fiecare mărime și verificarea faptului că rezultatul se mișcă în direcția așteptată le prinde aproape pe toate.

O soluție diluată trebuie să fie mai puțin concentrată decât soluția stoc, masa cântărită pentru un hidrat trebuie să fie mai mare decât pentru sarea anhidră, iar volumul de titrant trebuie să se încadreze în domeniul biuretei. Un rezultat care încalcă oricare dintre acestea merită o a doua privire.

• Folosirea mililitrilor în n = c × V cu c în mol/L. Convertește mai întâi în litri; mL × mol/L nu dă mol.
• Folosirea volumului de solvent în loc de volumul final al soluției.
• Folosirea masei molare anhidre pentru un hidrat.
• Aplicarea lui C₁V₁ = C₂V₂ la o reacție. Aceasta descrie doar diluarea; pentru reacții, treci prin moli și prin raportul molar.
• Uitarea multiplicității ionilor, cum ar fi tratarea unei soluții de CaCl₂ 0.150 mol/L ca fiind 0.150 mol/L în Cl⁻.
• Adăugarea volumului final de apă în loc de diluarea până la volumul final.