Molaliteitscalculator

Een molaliteitscalculator bepaalt de concentratie van een oplossing in mol opgeloste stof per kilogram oplosmiddel, een eenheid die chemici molaliteit noemen. De calculator gebruikt drie invoerwaarden: de massa van de opgeloste stof, de massa van het oplosmiddel en de molaire massa van de opgeloste stof. Het resultaat wordt weergegeven in mol/kg, op vier decimalen.

Wat is molaliteit?

Molaliteit (symbool m) meet hoeveel mol van een opgeloste stof, de opgeloste stof, aanwezig is in één kilogram van de stof waarin deze is opgelost, het oplosmiddel. De maat beantwoordt een eenvoudige vraag: hoeveel mol opgeloste stof is er aanwezig per kilogram oplosmiddel?

$m = \frac{n_{solute}}{m_{solvent}}$

Hier is $n_{solute}$ het aantal mol opgeloste stof en $m_{solvent}$ de massa van het oplosmiddel in kilogram.

Molaliteit telt alleen de massa van het oplosmiddel, niet de totale massa van de uiteindelijke oplossing. Als 5,85 g keukenzout (NaCl, molaire massa 58,5 g/mol) oplost in 100 g (0,1 kg) water, bevat de oplossing 0,1 mol zout in 0,1 kg water. Dat is een molaliteit van 1,0 mol/kg, hoewel de gecombineerde oplossing 105,85 g weegt.

Molaliteit verandert niet met de temperatuur, omdat deze op massa en niet op volume is gebaseerd. Vloeistoffen zetten bij verwarming enigszins uit en krimpen bij afkoeling, waardoor de molariteit (mol per liter oplossing) met de temperatuur verandert. Molaliteit blijft constant. Daarom is het de standaardeenheid bij onderzoek naar vriespuntsverlaging en kookpuntsverhoging.

Formule voor molaliteit

Chemici tellen mol zelden rechtstreeks; in plaats daarvan wegen ze stoffen. Het aantal mol opgeloste stof is gelijk aan de massa van de opgeloste stof gedeeld door de molaire massa. De praktische formule wordt dan:

$m = \frac{m_{solute} / M_{solute}}{m_{solvent}}$

• $m_{solute}$ — de massa van de afgewogen opgeloste stof, in gram
• $M_{solute}$ — de molaire massa van de opgeloste stof, in g/mol, bepaald aan de hand van het periodiek systeem
• $m_{solvent}$ — de massa van het oplosmiddel, in kilogram

Molaliteit berekenen

1. Weeg de opgeloste stof. Noteer de massa in gram, kilogram of milligram. De calculator accepteert alle drie de eenheden en voert de omrekening uit.
2. Zoek de molaire massa van de opgeloste stof op, in g/mol, aan de hand van het periodiek systeem. Neem bij een hydraat zoals CuSO₄·5H₂O de massa van de watermoleculen mee in het totaal.
3. Weeg alleen het oplosmiddel, vóór het mengen, niet de gecombineerde oplossing achteraf.
4. Zet beide massa's om naar bij elkaar passende eenheden: gram voor de opgeloste stof en kilogram voor het oplosmiddel. De calculator voert deze stap zelf uit met de eenheid die naast elk massaveld is gekozen.
5. Deel de massa van de opgeloste stof door de molaire massa om het aantal mol opgeloste stof te bepalen.
6. Deel het aantal mol opgeloste stof door de massa van het oplosmiddel in kilogram om de molaliteit in mol/kg te bepalen.

Veelgemaakte fouten

• De massa van de oplossing gebruiken in plaats van die van het oplosmiddel. Het wegen van 100 g water en vervolgens toevoegen van 10 g zout geeft 110 g oplossing. Bij de berekening van de molaliteit wordt nog steeds alleen de 100 g water gebruikt.
• Hydratatiewater overslaan. CuSO₄·5H₂O heeft een molaire massa van 249,7 g/mol, niet de 159,6 g/mol van alleen watervrij CuSO₄.
• Grammen en kilogrammen door elkaar halen. Als de massa van het oplosmiddel wordt ingevoerd als 500 in plaats van 0,5 kg, wijkt het antwoord een factor 1000 af.
• Te vroeg afronden. Houd extra cijfers aan bij de stap voor het aantal mol opgeloste stof en rond pas het uiteindelijke antwoord af.

Voorbeeld: molaliteit berekenen

Probleem. Bepaal de molaliteit van een oplossing die is gemaakt van 10 g natriumchloride (NaCl, molaire massa 58,44 g/mol), opgelost in 500 g water.

1. Zet de massa van het oplosmiddel om naar kilogram: 500 g = 0,5 kg.
2. Bepaal het aantal mol opgeloste stof: 10 g ÷ 58,44 g/mol = 0,1711 mol.
3. Bepaal de molaliteit: 0,1711 mol ÷ 0,5 kg = 0,3422 mol/kg.

Voorbeeld: werken met milligrammen

Probleem. Bepaal de molaliteit van een oplossing die is gemaakt van 25 mg glucose (C₆H₁₂O₆, molaire massa 180,16 g/mol), opgelost in 15 g water.

1. Zet de massa van de opgeloste stof om naar gram: 25 mg = 0,025 g.
2. Zet de massa van het oplosmiddel om naar kilogram: 15 g = 0,015 kg.
3. Bepaal het aantal mol opgeloste stof: 0,025 g ÷ 180,16 g/mol ≈ 0,0001388 mol.
4. Bepaal de molaliteit: 0,0001388 mol ÷ 0,015 kg ≈ 0,0093 mol/kg.

Molaliteit versus molariteit

Molaliteit en molariteit klinken vergelijkbaar, maar meten verschillende zaken. Molaliteit deelt het aantal mol opgeloste stof door kilogrammen oplosmiddel. Molariteit deelt het aantal mol opgeloste stof door liters van de volledige oplossing. Omdat het vloeistofvolume met de temperatuur verandert en molariteit van volume afhangt, verandert de molariteit van een oplossing enigszins bij opwarming of afkoeling, terwijl de molaliteit gelijk blijft. Bij verdunde oplossingen op waterbasis bij kamertemperatuur liggen de twee waarden vaak dicht bij elkaar, maar ze zijn niet identiek en mogen niet zonder controle door elkaar worden gebruikt.

Een benaderende manier om ze naar elkaar om te rekenen, wanneer de dichtheid van de oplossing bekend is, is:

$Molarity = \frac{Molality \times \rho}{1 + (Molality \times M_{solute} / 1000)}$

waarbij $\rho$ de dichtheid van de oplossing in g/mL is.

Waarom chemici molaliteit gebruiken

Molaliteit wordt gebruikt wanneer de temperatuur tijdens een experiment verandert. Bij vriespuntsverlaging, de daling van het vriespunt van een oplossing onder dat van het zuivere oplosmiddel, komt molaliteit rechtstreeks voor in de bepalende vergelijking:

$\Delta T_f = K_f \times m \times i$

$\Delta T_f$ is de vriespuntsverlaging, $K_f$ is een constante die specifiek is voor het oplosmiddel, $m$ is de molaliteit en $i$ is het aantal deeltjes dat elke eenheid opgeloste stof vormt wanneer deze oplost. Omdat molaliteit niet verandert terwijl het monster afkoelt tot het vriespunt, levert deze een stabiele waarde voor invulling in de vergelijking. Hetzelfde geldt voor kookpuntsverhoging en voor farmaceutische formuleringen die bij uiteenlopende opslagtemperaturen een constante concentratie moeten behouden.

Veelgestelde vragen

Wat is het verschil tussen molaliteit en molariteit? Molaliteit is het aantal mol opgeloste stof per kilogram oplosmiddel. Molariteit is het aantal mol opgeloste stof per liter oplossing. Molaliteit hangt alleen van massa af en verandert daarom niet met de temperatuur; molariteit hangt van volume af, en dat verandert wel met de temperatuur.

Waarom gebruiken sommige experimenten molaliteit in plaats van molariteit? Elke meting over een reeks temperaturen, zoals vriespuntsverlaging, vereist een concentratie-eenheid die niet verandert wanneer het monster opwarmt of afkoelt. Omdat molaliteit op massa is gebaseerd, blijft deze constant, terwijl een molariteitswaarde enigszins zou veranderen samen met het volume van de oplossing.

Kan molaliteit negatief of nul zijn? Nee, molaliteit kan niet negatief zijn, omdat deze een fysische hoeveelheid opgeloste stof beschrijft. De molaliteit is alleen nul wanneer er geen opgeloste stof aanwezig is, wat betekent dat het monster zuiver oplosmiddel is en geen oplossing.

Heeft molaliteit een bovengrens? Ja. Molaliteit wordt begrensd door de oplosbaarheid van de opgeloste stof in het oplosmiddel. Zodra het oplosmiddel bij die temperatuur en druk zoveel opgeloste stof bevat als het kan oplossen, kan de molaliteit niet verder stijgen.

Heeft zuiver water een molaliteit? Nee. Molaliteit beschrijft een opgeloste stof die in een oplosmiddel is opgelost. Zuiver water bevat geen opgeloste stof, dus molaliteit is er niet op van toepassing.

Hoe nauwkeurig is een molaliteitscalculator voor geconcentreerde of niet-ideale oplossingen? De deling volgt rechtstreeks uit de definitie en deze calculator geeft het antwoord op vier decimalen. De molaliteitswaarde zelf blijft bij elke concentratie correct. Wat in een geconcentreerde of niet-ideale oplossing verandert, is de manier waarop die waarde zich gedraagt in latere vergelijkingen, zoals bij vriespuntsverlaging, waar interacties tussen ionen ervoor zorgen dat het werkelijke gedrag afwijkt van de eenvoudige evenredigheidsformule.