Konsentrasie (chemie)

Die eenheid gaan uit van die aanname dat daar 'n meerderheidskomponent is (die oplosmiddel) en een of meer minderheidskomponente (die opgeloste stowwe) en dat die mengsel homogeen is (die oplossing).

Die molariteit van 'n opgeloste stof X is gedefinieer as: [1]

${\displaystyle [X]={\frac {n_{X}}{V_{tot}}}={\frac {\mbox{aantal mol X}}{\mbox{volume oplossing}}}}$

Die eenheid is ${\displaystyle \left[{\frac {mol}{L}}\right]}$, wat strikt beskou nie 'n SI-eenheid is nie. In SI is dit ${\displaystyle \left[{\frac {mol}{m^{3}}}\right]}$ wat 'n faktor 1000 verskil met wat gewoonlik in veral die analitiese chemie toegepas word. Die liter-eenheid is egter so ingeburgerd (en handig) dat dit as kwasi-SI aanvaarbaar is.

Molariteit is die eenheid wat die meeste gebruik word en die IUSTC stel selfs voor net hierdie eenheid 'konsentrasie' te noem. Die eenheid het egter ook sy nadele. Volumes verander as die temperatuur verander. Dit wil sê dat dieselfde oplossing by 20 °C en 50 °C 'n (bietjie) ander molariteit sal hê. Volumes is ook nie heeltemal additief nie. Indien 10 mL van die een vloeistof gemeng word met 10 mL van 'n ander vloeistof, hoef die oplossing nie presies 20 mL op te lewer nie. Vir verdunde oplossings kan hierdie effekte egter gewoonlik verwaarloos word.

Gewoonlik word 'n weegskaal gebruik om die hoeveelheid opgeloste stof te bepaal. Die stof word in 'n maatkolf oorgebring en oplosmiddel word tot 'n geykte streep toegevoeg. Dit bepaal die volume van die hele oplossing, nie van die oplosmiddel nie.

Hierdie eenheid neem ook 'n homogene oplossing in 'n oplosmiddel aan soos die molariteit.

Die molaliteit van 'n opgeloste stof X is gedefinieer as: [2]

${\displaystyle m_{X}={\frac {n_{X}}{w_{solv}}}={\frac {\mbox{aantal mol X}}{\mbox{massa oplosmiddel}}}}$

Die eenheid van molaliteit is ${\displaystyle \left[{\frac {mol}{kg}}\right]}$

Hierdie eenheid vereis net 'n goeie weegskaal en is nie gevoelig vir temperatuursverskille of volumekontraksies nie.

Indien die oplosmiddels isotoopmengsels van lig en swaar water (H₂O en D₂O) is, is dit dikwels nuttig om 'n eenheid te gebruik wat nie afhanklik van die massaverskil tussen die twee isotope is nie. Die akwamolaliteit is gedefinieer as die aantal mole opgeloste stof per 55,51 mol water ongeag of dit lig of swaar is nie. Vir H₂O is dit dus 1,00 kg, vir D₂O is dit 1,11 kg, maar op molêre basis is dit dieselfde hoeveelheid.[3]

Konsentrasiemate gebaseer op fraksies is altyd dimensieloos, maar daar is verskeie van hulle. Daar hoef nie aangeneem te word dat daar 'n duidelike meerderheidskomponent is nie.

Die molfraksie van 'n komponent A is gedefinieer as:[4]

${\displaystyle x_{A}={\frac {n_{A}}{\Sigma n_{i}}}={\frac {\mbox{aantal mol a}}{\mbox{totaal aantal mol}}}}$

Die molfraksie het altyd 'n waarde tussen 0 en 1.

Vir 'n mengsel met net twee komponente A en B geld:

${\displaystyle x_{A}+x_{B}=1}$

Die mengsel hoef nie homogeen te wees nie, maar kan uit meer dan een fase bestaan.

Die massafraksie van 'n komponent A is gedefinieer as:[4]

${\displaystyle w_{A}={\frac {m_{A}}{\Sigma m_{i}}}={\frac {\mbox{massa A}}{\mbox{totaal massa}}}}$

Die volumefraksie van 'n komponent A is gedefinieer as:

${\displaystyle \phi _{A}={\frac {v_{A}}{\Sigma v_{i}}}={\frac {\mbox{volume A}}{\mbox{totaal volume}}}}$

Hierdie definisie geld vir ideale oplossings. Vir nie-ideale oplossings is die volume van die homogene oplossing nie heeltemal gelyk aan die som van die toegevoegde volumes nie. Daar kan 'n bietjie saamtrekking of uitsetting optree. Dan is die volume van A gedefinieer as dié volume van A wat toegevoeg moet word om die eindvolume van die mengsel te bereik (die parsiële volume).

Uit die ideale gaswet volg dat vir ideale gasmengsels is die volumefraksie gelyk aan die molfraksie (${\displaystyle \phi _{A}=x_{A}}$).

Dele per miljoen (dpm) of dele per miljard word gebruik as konsentrasiemeting met baie klein konsentrasies.

In Engels word die term ppm (parts per million) of parts per billion (ppb) gebruik.

Vloeistowwe en vastestowwe:

Vir vloeistowwe en vastestowwe word massa gebruik. Byvoorbeeld, indien jy 'n oplossing van swaelsuur en water het met 'n konsentrasie van 15 dpm, beteken dit vir elke miljoen g water het jy 15 g swaelsuur.

Die normale definisie van konsentrasie is:

${\displaystyle Konsentrasie={\frac {massa\ X}{massa\ X+massa\ water}}}$

Wanneer konsentrasies egter baie klein is, kan dit soos volg vereenvoudig word:

${\displaystyle Konsentrasie={\frac {massa\ X}{massa\ X+massa\ water}}\approx {\frac {massa\ X}{massa\ water}}}$

Byvoorbeeld, 'n konsentrasie van 200 dpm kan een van twee dinge beteken:

1. 200 g swaelsuur per 1000 000 g water: ${\displaystyle Konsentrasie={\frac {200}{200+1000\ 000}}\times 1000\ 000=199.96\ dpm}$
2. 200 g swaelsuur per 1000 000 g oplossing: ${\displaystyle Konsentrasie={\frac {200}{1000\ 000}}\times 1000\ 000=200\ dpm}$

Omdat die verskil tussen die twee definisies so klein is, maak dit nie regtig saak oor die presiese definisie van dele per miljoen nie.

Oplossings in water

Indien daar teen kamertemperatuur gewerk word, kan aanvaar word dat die digtheid van water ongeveer 1 kg/liter is. Dus sal een liter water, een kilogram weeg en daarom sal die volgende geld:

${\displaystyle 1\ dpm\approx 1\ mg/liter\qquad (as\ \rho _{water}=1\ kg/liter)}$

Gasse:

Vir gasse word mol gebruik in plaas van massa. Dus, vir klein hoeveelhede van gas X in 'n gasmengsel, word die volgende gebruik:

${\displaystyle Konsentrasie\ van\ gas\ X={\frac {mol\ X}{mol\ X+mol\ Y}}\approx {\frac {mol\ X}{mol\ Y}}\qquad \left(indien\ mol\ X\ll mol\ Y\right)}$

Waar ${\displaystyle Y}$ die res van die gasmengsel is.

Die molariteit word veral baie gebruik vir oplossings met lae konsentrasies in die analitiese chemie, waar veral volumetries gewerk word. Oplossings met 'n bekende molariteit word gemaak deur gebruik te maak van 'n weegskaal (gravimetries) vir die opgeloste stof (stowwe) en 'n volumetriese fles om die totale volume van die oplossing vas te leg.

Die molaliteit is suiwer gravimetries: die oplosmiddel word geweeg en volumetriese flesse in nie nodig nie. Gravimetriese metings is dikwels baie noukeurig. 'n Belangrike verskil is ook dat molariteit deel deur die oplossing, molaliteit die oplosmiddel.

Vir waterige oplossings met lae konsentrasies dra die opgeloste stowwe baie min by tot die volume van die oplossing en het die molariteit en die molaliteit ongeveer dieselfde waarde. Maar dit is nie die geval vir andere oplosmiddels as water nie. Vir water is een kilogram mos ongeveer een liter, maar andere oplosmiddels het 'n andere digtheid. Om die een eenheid om te sit in die andere is dus die digtheid van die oplossing nodig. Ongelukkig is dit veral voor meer gekonsentreerde oplossings nie altyd bekend nie.

'n Andere verskil tussen molaliteit en molariteit is dat by verwarming die molaliteit nie verander nie, maar wel die molariteit. Die volume is mos afhanklik van die temperatuur, maar nie die aantal mol of die massa nie.

Molaliteite is deur die molêre massa van die oplosmiddel eenvoudig om te sit in molfraksies. Vir molariteit is die digtheid dikwels 'n probleem daarby.

Vir baie gekonsentreerde stelsels, byvoorbeeld 'n 50/50 mengsel van water en alkohol is dit moeilik te sê wat die oplosmiddel en wat die opgeloste stof is en in dié geval word meestal gewerk met molfraksies. Polimere is 'n uitsondering omdat daar die molêre massa niet skerp bepaal is maar 'n verdeling vertoon. In dié geval is 'n massafraksie te verkies. In die fisiese chemie word veral met molaliteit, molfraksie of massafraksie gewerk.

Volumefraksies het 'n komplikasie indien die volumes uitset of saamtrek, maar gewoonlik is hierdie effek klein en verwaarloosbaar. Alkoholkonsentrasies in dranke soos bier of wyn word dikwels in volumefraksies of -persente uitgedruk.