Molaarisuuslaskuri - Laske liuoksen pitoisuus (mol/L)

Mitä molaarisuus on?

Molaarisuus on tapa mitata, kuinka paljon ainetta on liuennut nesteeseen. Se määritellään liuenneen aineen moolimääränä liuoksen litraa kohti, ja se merkitään muodossa mol/l tai tunnuksella M. Merkinnällä ”1 M” varustettu liuos sisältää yhden moolin liuennutta ainetta jokaista litraa kohti.

Molaarisuuden kaava

Molaarisuus lasketaan yksinkertaisella jakolaskulla:

$\text{Molaarisuus (M)} = \frac{\text{Liuenneen aineen moolimäärä (mol)}}{\text{Liuoksen tilavuus (l)}}$

• Liuenneen aineen moolimäärä tarkoittaa liuenneen aineen määrää mooleina mitattuna.
• Liuoksen tilavuus tarkoittaa nesteen kokonaistilavuutta sen jälkeen, kun liuennut aine on liuennut kokonaan. Se mitataan litroina.
• Molaarisuus on tulos mooleina litraa kohti (mol/l), ja sitä kutsutaan myös tunnuksella M.

Ratkaistu esimerkki

Kun 2 moolia natriumkloridia (NaCl) liuotetaan niin suureen vesimäärään, että liuoksen tilavuudeksi tulee 0,5 litraa, saadaan:

$\text{Molaarisuus} = \frac{2 \text{ mol}}{0.5 \text{ L}} = 4 \text{ M}$

Liuoksen pitoisuus on 4 moolia litraa kohti, ja se merkitään muodossa 4 M.

Molaarisuuden laskeminen grammoista

Liuennut aine punnitaan usein grammoina sen sijaan, että sen moolimäärä mitattaisiin suoraan. Ennen molaarisuuden kaavan käyttämistä grammat muunnetaan moolimääräksi lisävaiheessa.

1. Määritä yhdisteen moolimassa grammoina moolia kohti.
2. Jaa massa grammoina moolimassalla, niin saat moolimäärän.
3. Jaa moolimäärä liuoksen tilavuudella litroina.

Esimerkki: 10 g NaCl:a liuotetaan niin, että liuoksen tilavuudeksi tulee 500 mL (0,5 L).

• NaCl:n moolimassa: 22,99 + 35,45 = 58,44 g/mol
• Moolimäärä: 10 g ÷ 58,44 g/mol ≈ 0,171 mol
• Molaarisuus: 0,171 mol ÷ 0,5 L ≈ 0,342 M

Miten tämä laskin toimii

Tämän sivun laskimeen syötetään kaksi arvoa: liuenneen aineen moolimäärä ja liuoksen tilavuus litroina. Laskin jakaa moolimäärän tilavuudella ja näyttää tuloksen neljän desimaalin tarkkuudella.

Molempien arvojen on oltava suurempia kuin nolla. Jos jompikumpi arvo on nolla tai sitä pienempi, laskin näyttää tuloksen sijaan virheilmoituksen. Negatiivisella liuenneen aineen määrällä ei ole fysikaalista merkitystä, ja nollalla tilavuudella jakaminen olisi mahdotonta.

Arvot voivat tulla myös jaetusta linkistä, kuten ?moles=2.5&volume=0.5. Jos jokin linkin arvo ei ole äärellinen luku, se käsitellään tyhjänä kenttänä, jolloin laskin pyytää syöttämään arvon eikä näytä järjetöntä tulosta.

Tunnetun molaarisuuden liuoksen valmistaminen

Kemistit laskevat usein tavoitemolaarisuudesta taaksepäin määrittääkseen punnittavan liuenneen aineen määrän.

Esimerkki: Valmistetaan 250 mL (0,25 L) 0,1 M natriumhydroksidiliuosta (NaOH).

1. Tarvittava moolimäärä = molaarisuus × tilavuus = 0,1 M × 0,25 L = 0,025 mol
2. Tarvittava massa = moolimäärä × moolimassa = 0,025 mol × 40 g/mol = 1 g
3. Liuota 1 g NaOH:a veteen ja lisää vettä, kunnes liuoksen tilavuus on täsmälleen 250 mL.

Varastoliuoksen laimentaminen

Väkevästä ”varastoliuoksesta” voidaan valmistaa laimentamalla pienemmän molaarisuuden liuos yhtälön M₁V₁ = M₂V₂ avulla. Tässä M₁ ja V₁ ovat varastoliuoksen pitoisuus ja tilavuus, ja M₂ ja V₂ ovat laimennuksen jälkeisen liuoksen haluttu pitoisuus ja tilavuus.

Esimerkki: Valmistetaan 500 mL 0,2 M liuosta 2 M varastoliuoksesta.

$V_1 = \frac{M_2 \times V_2}{M_1} = \frac{0.2 \text{ M} \times 0.5 \text{ L}}{2 \text{ M}} = 0.05 \text{ L} = 50 \text{ mL}$

Kun 50 mL 2 M varastoliuosta lisätään niin paljon vettä, että kokonaistilavuudeksi tulee 500 mL, saadaan tavoitepitoisuus.

Molaarisuus titrauksessa

Titrauksessa tunnetun pitoisuuden liuosta lisätään toiseen liuokseen, kunnes reaktio päättyy. Molaarisuus yhdistää mitatut tilavuudet reagoivan aineen määrään.

Esimerkki: 20 mL 0,1 M NaOH:a neutraloi 25 mL HCl-liuosta, jonka pitoisuutta ei tunneta.

1. Käytetyn NaOH:n moolimäärä: 0,1 M × 0,020 L = 0,002 mol
2. HCl ja NaOH reagoivat suhteessa 1:1 (HCl + NaOH → NaCl + H₂O), joten HCl:n moolimäärä = 0,002 mol.
3. HCl:n molaarisuus = 0,002 mol ÷ 0,025 L = 0,08 M

Muita pitoisuuden yksiköitä

Molaarisuus on yksi monista tavoista ilmaista pitoisuus. Kukin niistä soveltuu erilaisiin tilanteisiin.

Historia

Ajatus kiinteästä laskentayksiköstä atomeille ja molekyyleille juontaa juurensa Amedeo Avogadron vuonna 1811 esittämään hypoteesiin, joka yhdisti kaasun tilavuuden hiukkasten määrään. Kemistit rakensivat tämän pohjalta seuraavan vuosisadan aikana moolin käsitteen, ja molaarisuudesta tuli vakiintunut tapa kuvata liuoksen pitoisuutta, kun mooli otettiin SI-järjestelmän perusyksiköksi vuonna 1971. Vuonna 2019 International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) määritteli moolin uudelleen käyttämällä Avogadron vakion kiinteää arvoa 6,02214076 × 10²³ aiemman massaan perustuneen standardin sijaan.

Usein kysyttyä

Mikä on molaarisuuden ja molaliteetin ero?

Molaarisuus saadaan jakamalla liuenneen aineen moolimäärä liuoksen litroilla. Molaliteetti saadaan jakamalla liuenneen aineen moolimäärä liuottimen kilogrammoilla. Koska nesteet laajenevat hieman lämmetessään, molaarisuus muuttuu jonkin verran lämpötilan mukaan, kun taas molaliteetti ei muutu.

Voiko molaarisuus olla suurempi kuin 1 M?

Kyllä. Väkevän suolahapon molaarisuus on noin 12 M ja väkevän rikkihapon noin 18 M. Suurin mahdollinen molaarisuus riippuu siitä, kuinka paljon liuennutta ainetta voi liueta liuottimeen kyseisessä lämpötilassa.

Mikä on puhtaan veden molaarisuus?

Noin 55,3 M. Veden tiheys lämpötilassa 25 °C on noin 997 g/l, ja sen moolimassa on 18,02 g/mol, joten 997 ÷ 18,02 ≈ 55,3 mol/l. Tätä lukua käytetään tasapainolaskuissa, koska pienen vesimäärän poistaminen suuresta tilavuudesta muuttaa sen pitoisuutta vain vähän.

Vaikuttaako lämpötila molaarisuuteen?

Hieman. Useimmat nesteet laajenevat lämmetessään, joten sama liuenneen aineen määrä vie suuremman tilavuuden ja molaarisuus pienenee. Lämpötila ei vaikuta molaliteettiin, koska se perustuu massaan eikä tilavuuteen.

Miten molaarisuutta käytetään titrauksessa?

Titrauksessa mitataan tunnetun molaarisuuden liuoksen tilavuus, joka tarvitaan reagoimaan kokonaan toisen liuoksen kanssa. Tasapainotetusta kemiallisesta yhtälöstä saatavaa reaktion moolisuhdetta käytetään sitten tuntemattoman liuoksen molaarisuuden laskemiseen.

Kuinka monta desimaalia tämä laskin näyttää?

Tulos näytetään neljän desimaalin tarkkuudella. Tosiasiassa merkitsevien numeroiden määrä riippuu syötetyn moolimäärän ja tilavuuden tarkkuudesta; tulosta ei pidä ilmoittaa useammalla merkitsevällä numerolla kuin epätarkin syötetty arvo sallii.