Molariteit, molaliteit en normaliteit zijn drie concentratiematen die in het laboratorium regelmatig door elkaar worden gebruikt, maar in oorsprong iets heel verschillends beschrijven. Molariteit (mol/L) is de dagelijkse werkeenheid van de moderne analytische chemie, molaliteit (mol/kg) is de temperatuuronafhankelijke variant voor thermodynamisch en colligatief werk, en normaliteit (eq/L) is een historische equivalentconcentratie die vooral nog in oudere protocollen, farmacopee-methoden en normmethoden voorkomt. In dit artikel leest u wat de drie eenheden precies betekenen, waarom normaliteit grotendeels is verdrongen door de moderne molariteitsbenadering met stoichiometrische coëfficienten, hoe u ze onderling omrekent, en waar u in de praktische bereiding op moet letten. Voor snelle omrekeningen tussen massa, mol en volume verwijzen we naar de molariteit en molaliteit calculator, voor de praktische bereidingsworkflow zie het artikel oplossingen bereiden in het laboratorium.
Molariteit — symbool c of M, eenheid mol/L — is het aantal mol opgeloste stof per liter oplossing. Het is de meest gebruikte concentratie-uitdrukking in het laboratorium, omdat pipetten, buretten en maatkolven op volume zijn gecalibreerd. De basisformule luidt c = n / V, waarin n het aantal mol en V het volume van de oplossing in liter is. In de SI-brochure van het BIPM wordt de molaire concentratie aangeduid als amount concentration, met mol/m³ als grondeenheid; mol/L (of mmol/L, µmol/L) is de in het lab gangbare afgeleide vorm.
Twee eigenschappen zijn belangrijk voor het correcte gebruik van molariteit. Ten eerste hoort het volume te worden gemeten na oplossen — de opgeloste stof draagt zelf bij aan het eindvolume. Vandaar dat een oplossing met bekende molariteit altijd wordt bereid in een maatkolf: eerst oplossen in een kleiner volume oplosmiddel, dan aanvullen tot de maatstreep. Ten tweede is molariteit temperatuurafhankelijk: doordat het volume van een oplossing licht uitzet bij verhitting, daalt de molariteit bij oplopende temperatuur, ook al verandert er niets aan de hoeveelheid opgeloste stof.
1 M — uitgesproken als “een molair” — is de afkorting voor 1 mol/L: exact één mol opgeloste stof per liter oplossing. Bij natriumchloride (Mw = 58,44 g/mol) komt 1 M NaCl overeen met 58,44 g NaCl per liter oplossing. In tekst wordt bij voorkeur de SI-notatie 1 mol/L gebruikt; “M” is de historische notatie die in tabellen en handelsetiketten nog dominant is.
Molaliteit — symbool b of soms m, eenheid mol/kg — is het aantal mol opgeloste stof per kilogram oplosmiddel (niet oplossing). De formule luidt b = n / moplosmiddel, met m in kilogram. Omdat massa geen temperatuurafhankelijke grootheid is (in tegenstelling tot volume), verandert de molaliteit van een oplossing niet wanneer die wordt verwarmd of afgekoeld. Dat maakt molaliteit de aangewezen concentratiemaat voor thermodynamische bewerkingen en voor colligatieve eigenschappen — grootheden die alleen afhangen van het aantal opgeloste deeltjes, niet van hun aard.
De klassieke toepassingen van molaliteit zijn de vriespuntsdaling (ΔTf = Kf · b), de kookpuntverhoging (ΔTb = Kb · b) en de dampspanningsverlaging volgens de wet van Raoult. Voor water bedragen de cryoscopische constante Kf = 1,86 K·kg/mol en de ebullioscopische constante Kb = 0,512 K·kg/mol. Verder wordt molaliteit gebruikt in de karakterisering van elektrolyten (activiteitscoëfficienten, Debye–Hückel-benadering) en overal waar de temperatuur tijdens het experiment sterk varieert of nauwkeurig bekend moet zijn.
Kies molaliteit boven molariteit wanneer de temperatuur tijdens het experiment varieert of onbekend is, wanneer u een colligatieve eigenschap bepaalt (vriespuntsdaling, kookpuntverhoging, osmotische druk), of wanneer u een grondige thermodynamische analyse doet met activiteitscoëfficienten. Voor routineanalyses bij kamertemperatuur is molariteit praktischer, omdat maatglaswerk kalibreerd is op volume. Voor verdunde waterige oplossingen dicht bij kamertemperatuur ligt het numerieke verschil tussen molariteit en molaliteit binnen 1–2 % en is de keuze minder kritisch.
Normaliteit — symbool N, eenheid eq/L (equivalent per liter, ook wel val/L in oudere Nederlandse literatuur) — is de equivalentconcentratie: het aantal reactieve equivalenten opgeloste stof per liter oplossing. Een equivalent is die hoeveelheid stof die één mol H+, één mol OH−, één mol elektronen (bij een redoxreactie) of één mol enkelwaardige lading (bij ionenwisseling) kan leveren of opnemen. De relatie met molariteit luidt:
N = c × z, waarin z het aantal equivalenten per formule-eenheid is.
De equivalentiefactor z hangt af van de rol die de stof in de reactie speelt. Voor zwavelzuur H2SO4 als tweewaardig zuur is z = 2, zodat 0,5 mol/L H2SO4 gelijk is aan 1 N. Voor calciumchloride CaCl2 gebruikt als bron van Ca2+ geldt z = 2 (2 × 1+-equivalenten aan tegenlading), zodat 0,1 mol/L CaCl2 overeenkomt met 0,2 N. Voor kaliumpermanganaat KMnO4 als oxidator in zuur milieu — waarbij Mn(VII) wordt gereduceerd tot Mn(II) via een 5-elektronenoverdracht — is z = 5, dus 0,02 mol/L KMnO4 = 0,1 N. Voor natriumchloride NaCl als eenwaardig zout is z = 1 en zijn N en mol/L identiek. Belangrijk: dezelfde stof kan verschillende z-waarden hebben in verschillende reacties, wat één van de belangrijkste redenen is dat de moderne chemie normaliteit is gaan mijden.
Het equivalent gewicht (Ew) is de massa in gram die overeenkomt met één equivalent van een stof. De formule luidt Ew = Mw / z, waarbij Mw de molaire massa is en z de equivalentiefactor. Voor H2SO4 (Mw = 98,08 g/mol) als tweewaardig zuur is Ew = 98,08 / 2 = 49,04 g/eq. Om 1 liter 1 N H2SO4 te bereiden moet dus 49,04 g H2SO4 worden opgelost en aangevuld tot 1 L. In modern werk wordt liever gewerkt met de molaire massa en een stoichiometrie-correctie.
1 N NaOH is een oplossing die per liter één equivalent OH− levert. Omdat NaOH per formule-eenheid één hydroxide-ion afgeeft is z = 1 en geldt 1 N NaOH = 1 mol/L NaOH = 40,00 g NaOH per liter oplossing. Voor zuur-basetitraties zijn N en mol/L bij NaOH dus getalsmatig gelijk. Bij zwavelzuur ligt dat anders: 1 N H2SO4 = 0,5 mol/L H2SO4.
Voor routine-analyses op kamertemperatuur — bereiden van standaarden, verdunningen, kalibratiereeksen, buffers — is molariteit de logische keuze. Al het maatglaswerk is gecalibreerd op volume, en verdunningsberekeningen volgens C1V1 = C2V2 zijn triviaal in mol/L. Voor colligatieve bepalingen en experimenten met temperatuurvariatie — cryometrie, ebulliometrie, dampspanningsmetingen, osmotische studies — is molaliteit vereist, want alleen deze eenheid is temperatuuronafhankelijk. Voor oudere protocollen, farmacopee-methoden, sommige NEN- en ISO-normen en delen van de klassieke titrimetrie kunt u nog altijd normaliteit tegenkomen, met name bij zuur-basetitraties, redoxtitraties en ionenwisseling; de moderne benadering vervangt N door mol/L in combinatie met een expliciete stoichiometriefactor. Voor de osmolariteit van medische en cellulaire oplossingen — de som van alle deeltjesconcentraties per liter — is nog een aparte eenheid gangbaar (mOsm/L), waarin ook zouten die dissociëren volledig meetellen.
De omrekening loopt via de dichtheid ρ van de oplossing en het massapercentage. Voor een oplossing met dichtheid ρ (in g/mL of kg/L) en molariteit c geldt:
b = c / (ρ − c · Mw / 1000)
waarin Mw de molaire massa van de opgeloste stof is (g/mol), c in mol/L en ρ in kg/L. De teller is het aantal mol per liter oplossing; de noemer is de massa oplosmiddel per liter (totale massa minus de massa opgeloste stof). Voor een verdunde waterige oplossing (bijvoorbeeld 0,1 mol/L NaCl bij 25 °C) benadert de dichtheid die van water (0,997 kg/L) en is de correctieterm verwaarloosbaar — molariteit en molaliteit zijn dan praktisch gelijk. Voor geconcentreerde zuren of zoutoplossingen loopt het verschil op tot enkele tientallen procenten en is de exacte formule vereist. De dichtheid meet u met een pycnometer, een areometer of een digitale densitometer.
De omrekening van molariteit naar normaliteit is elementair: N = c × z. De uitdaging zit niet in de rekensom maar in het correct kiezen van z voor de reactie in kwestie. Enkele voorbeelden:
Deze tabel maakt meteen zichtbaar waarom normaliteit dubbelzinnig is: KMnO4 heeft in zuur milieu een andere normaliteit dan in neutraal milieu bij dezelfde molariteit. Zonder expliciete vermelding van de reactie is een normaliteitsopgave in principe onvolledig.
De teruggerekende relatie luidt c = b · ρ / (1 + b · Mw / 1000). Ook hier is de dichtheid van de oplossing de brugvariabele; tabellen met dichtheden bij verschillende concentraties en temperaturen zijn opgenomen in het CRC Handbook of Chemistry and Physics en in de meeste farmacopee-appendices.
De IUPAC ontraadt het gebruik van normaliteit sinds de jaren zeventig, en internationale standaardorganisaties als ISO en het BIPM gebruiken uitsluitend mol/L en mol/kg als concentratieeenheden. Vier praktische bezwaren maken normaliteit ongeschikt voor moderne analytische chemie:
Toch verdwijnt normaliteit niet volledig. In de United States Pharmacopeia, in klassieke methoden voor waterhardheid en zuurgetal en in oudere onderwijsmaterialen komt u de eenheid nog geregeld tegen. Wie een historisch protocol opnieuw uitvoert, doet er goed aan de N-waarde direct om te rekenen naar mol/L, de bijbehorende reactievergelijking op te schrijven en de stoichiometrie expliciet in de berekening te zetten — zoals ook in ons artikel over titrimetrie is uitgewerkt.
De verschillen tussen de drie eenheden vertalen zich direct in de manier waarop u een oplossing weegt en aanvult:
Voor alle drie eenheden geldt dat oplosmiddelkwaliteit doorwerkt in de nauwkeurigheid. Voor analytisch werk wordt uitsluitend gedemineraliseerd of ultrapuur water gebruikt, en de opgeloste chemicaliën moeten van de juiste zuiverheidsgraad zijn. Voor titrantoplossingen die als referentie dienen, wordt bij voorkeur uitgegaan van een primaire standaard. De metrologische traceerbaarheid van massa- en volumeberekeningen loopt in Nederland via het VSL, in de VS via NIST.
Naast molariteit, molaliteit en normaliteit komt u in de literatuur nog enkele verwante grootheden tegen. Osmolariteit (Osm/L, meestal mOsm/L) is de som van alle deeltjesconcentraties in een oplossing, dus voor een volledig dissocierend zout als NaCl tweemaal de molariteit (Na+ + Cl−). Osmolariteit is essentieel voor iso-osmotische injectie- en infusievloeistoffen; fysiologische zoutoplossing (0,9 % NaCl) heeft een osmolariteit van 308 mOsm/L, wat overeenkomt met de bloedplasma-osmolariteit van 285–295 mOsm/kg. Osmolaliteit (Osm/kg) is de temperatuuronafhankelijke variant, gebruikelijker in de klinische chemie omdat deze niet varieert met lichaamstemperatuur. Formaliteit (F, mol/L) drukt de nominale hoeveelheid formule-eenheden per liter uit, ongeacht dissociatie; in oud Amerikaans onderwijsmateriaal terug te vinden, in modern werk vervangen door de analytische concentratie. Voor volledig gedissocieerde elektrolyten zijn F en c gelijk.
Molariteit is het aantal mol opgeloste stof per liter oplossing (mol/L) en varieert met de temperatuur doordat het volume uitzet. Molaliteit is het aantal mol opgeloste stof per kilogram oplosmiddel (mol/kg) en is temperatuuronafhankelijk, omdat massa niet afhangt van temperatuur. In de labpraktijk wordt vrijwel altijd met molariteit gewerkt (maatkolven, buretten), terwijl molaliteit wordt gebruikt voor colligatieve eigenschappen en thermodynamische berekeningen. Bij verdunde waterige oplossingen op kamertemperatuur zijn de twee waarden praktisch gelijk.
De omrekening luidt N = c × z, waarin z de equivalentiefactor is: het aantal H+, OH−, elektronen of enkelwaardige tegenladingen dat één formule-eenheid in de betreffende reactie levert of opneemt. Voor HCl en NaOH is z = 1, dus mol/L = N. Voor H2SO4 is z = 2, dus 1 mol/L = 2 N. Voor KMnO4 in zuur milieu is z = 5, dus 0,02 mol/L = 0,1 N. Belangrijk: z hangt af van de reactie, niet van de stof alleen, dus vermeld altijd het reactietype.
Normaliteit (N, eq/L) is een klassieke concentratiemaat die het aantal reactieve equivalenten per liter oplossing uitdrukt. Een equivalent is die hoeveelheid stof die één mol H+, OH−, elektronen of enkelwaardige lading kan leveren. Normaliteit maakt stoichiometrische berekeningen bij titraties simpel via N1V1 = N2V2, ongeacht de valentie van de stoffen. IUPAC en het BIPM raden het gebruik af omdat de equivalentiefactor contextafhankelijk is; in oudere farmacopeemethoden en normmethoden komt de eenheid nog voor.
Normaliteit is dubbelzinnig doordat dezelfde stof verschillende equivalentwaarden kan hebben in verschillende reacties (KMnO4 is 0,1 N in zuur milieu maar 0,06 N in neutraal milieu bij identieke molariteit). De mol is de SI-basiseenheid voor stofhoeveelheid en direct gekoppeld aan de Avogadro-constante, terwijl het equivalent een rekenkundige constructie is. Moderne autotitratoren, spectrofotometers en LIMS-systemen rekenen intern altijd in mol/L, en de moderne titratiebenadering met expliciete stoichiometriecoëfficienten (n1c1V1 = n2c2V2) is even bruikbaar en veel eenduidiger.
Ja. Voor eenwaardige zuren en basen zoals HCl, HNO3, NaOH en KOH is de equivalentiefactor z = 1, waardoor mol/L en N getalsmatig identiek zijn. Verwarring ontstaat pas bij meerwaardige zuren en basen (H2SO4, H3PO4, Ca(OH)2), meerwaardige zouten (Na2CO3, CaCl2) of redoxtitranten (KMnO4, K2Cr2O7, I2), waar N en mol/L wel degelijk verschillen.
Molaliteit is b = n / moplosmiddel, waarin n = mstof / Mw. Voor bijvoorbeeld 2,922 g NaCl (Mw = 58,44 g/mol) opgelost in 500,0 g water geldt: n = 2,922 / 58,44 = 0,0500 mol; b = 0,0500 / 0,5000 = 0,100 mol/kg. Weeg zowel de opgeloste stof als het oplosmiddel op een analytische balans; er komt geen maatkolf aan te pas. Deze werkwijze levert de hoogste metrologische nauwkeurigheid, omdat er geen volume-onzekerheid of temperatuurcorrectie in de berekening zit.
Formaliteit (F, mol/L) telt het aantal formule-eenheden per liter oplossing, ongeacht wat er na oplossen mee gebeurt. Molariteit (c, mol/L) is in het huidige gebruik synoniem met de analytische concentratie: de totale hoeveelheid stof zoals afgewogen, uitgedrukt per liter oplossing — ook als de stof daarna dissocieert. Voor volledig dissocierende sterke elektrolyten zoals NaCl zijn F en c getalsmatig gelijk. Formaliteit is vooral in oudere Amerikaanse leerboeken terug te vinden; IUPAC en de meeste Europese literatuur gebruiken uitsluitend molariteit.
De equivalentiefactor z geeft aan hoeveel “reactieve eenheden” één formule-eenheid van een stof in een gegeven reactie levert of opneemt: het aantal H+ bij een zuur, het aantal OH− bij een base, het aantal elektronen bij een redoxreactie of het aantal enkelwaardige tegenladingen bij een precipitatie of ionenwisseling. Voor HCl (levert 1 H+) is z = 1, voor H2SO4 is z = 2, voor Al2(SO4)3 als bron van SO42−-ionen is z = 6. Dezelfde stof heeft in verschillende reacties verschillende z-waarden.
Ja. Doordat het volume van een oplossing licht uitzet bij toenemende temperatuur, daalt de molariteit terwijl de hoeveelheid opgeloste stof gelijk blijft. Voor water is de uitzetting tussen 20 en 25 °C ongeveer 0,1 %, wat voor de meeste routine-analyses verwaarloosbaar is. Voor precisiewerk of experimenten met sterk temperatuurverschil (koken, koelen, freeze-out) wordt gewerkt met molaliteit (mol/kg) of massafractie, die per definitie temperatuuronafhankelijk zijn.
In de SI-brochure van het BIPM is de grondeenheid voor molaire concentratie mol/m³. In de laboratoriumpraktijk wordt vrijwel uitsluitend gewerkt met de afgeleide eenheid mol/L (= 1000 mol/m³), of — voor verdunde oplossingen — mmol/L en µmol/L. De historische notatie “M” voor mol/L wordt in tabellen en op handelsetiketten nog gebruikt maar is door IUPAC formeel niet aanbevolen als eenheidsymbool.
De pH is per definitie de negatieve logaritme van de activiteit van H+-ionen; bij verdunde oplossingen benadert de activiteit de molariteit, zodat pH ≈ −log c(H+). Bij sterke zuren en basen — die volledig dissociëren — kan de pH rechtstreeks uit de molariteit worden berekend. Bij zwakke zuren en basen speelt de dissociatieconstante Ka of Kb een rol; in dat geval geldt de Henderson–Hasselbalch-vergelijking, uitgewerkt op onze pagina over pH en chemische evenwichten.
“1 M” op een reagensfles betekent 1 mol/L: één mol opgeloste stof per liter oplossing bij de op de fles vermelde referentietemperatuur (doorgaans 20 of 25 °C). Voor certified reference materials en secundaire standaarden staat op het etiket vaak ook de titer (exacte gemeten concentratie) en de meetonzekerheid, plus verwijzing naar de gebruikte standaardisatiemethode — bijvoorbeeld tegen een primaire standaard zoals kaliumhydrogenftalaat of natriumtetraboraat.
“Concentratie” is een algemene term voor iedere uitdrukking van hoeveelheid per hoeveelheid. Molariteit is één specifieke concentratiemaat (mol opgeloste stof per liter oplossing). Andere concentratiematen zijn massapercentage (m/m%), massa-volumepercentage (m/v%), volumefractie, molefractie, molaliteit, normaliteit, ppm en ppb. Voor de definities, onderlinge omrekeningen en toepassingsbereiken van deze eenheden zie het achtergrondartikel ppm, ppb, m/m%, m/v% en v/v%. Welke uitdrukking het meest geschikt is hangt af van de toepassing: analytische chemie werkt in mol/L, thermodynamica in mol/kg, industriele receptuur in m/m% of m/v%.
Nee. Normaliteit is alleen het dubbele van molariteit wanneer de equivalentiefactor z = 2, zoals bij tweewaardige zuren (H2SO4) en tweewaardige basen (Ca(OH)2). Voor eenwaardige stoffen zoals HCl en NaOH geldt z = 1 en zijn N en mol/L getalsmatig gelijk. Voor KMnO4 als oxidator in zuur milieu geldt z = 5 en is de normaliteit vijfmaal de molariteit. De verhouding N/c is dus per definitie gelijk aan z, en z hangt af van de rol die de stof in de specifieke reactie speelt — niet van de stof alleen.
Mol is de SI-eenheid voor stofhoeveelheid: één mol bevat 6,022 × 1023 deeltjes (de Avogadro-constante). Molair — of mol/L, afgekort M — is een concentratie-eenheid die aangeeft hoeveel mol opgeloste stof er in één liter oplossing aanwezig is. Een oplossing kan dus “1 molair” zijn (= 1 mol per liter), terwijl u voor de bereiding ervan een bepaald aantal mol stof afweegt. Mol beschrijft een hoeveelheid; molair beschrijft een verhouding van hoeveelheid tot volume. De molaire massa (g/mol) is weer een derde grootheid: de massa van één mol van een stof, gebruikt om van gram naar mol om te rekenen via n = m / Mw.
Puur water heeft bij 25 °C een dichtheid van 0,997 kg/L en een molaire massa van 18,015 g/mol. De molariteit van puur water als vloeistof bedraagt daarmee c = (997 g/L) / (18,015 g/mol) ≈ 55,4 mol/L. In de praktijk is deze waarde relevant bij het opstellen van evenwichtsvergelijkingen: bij verdunde waterige oplossingen wordt de activiteit van water gelijkgesteld aan 1 (de concentratie is zo hoog en zo constant dat zij in de evenwichtsconstante wordt opgenomen). In de Henderson–Hasselbalch-vergelijking en bij de berekening van Kw ([H+][OH−] = 10−14) is water daarom als oplosmiddel geen expliciete variabele, maar de achterliggende concentratie van 55,4 mol/L legt wel uit waarom water zo stabiel als referentiemedium fungeert.
Molariteit is de centrale concentratie-eenheid in de analytische chemie omdat zij stoichiometrische berekeningen direct koppelt aan meetbare volumina. Met mol/L kunt u rechtstreeks berekenen hoeveel milliliter van een oplossing nodig is voor een reactie, een verdunning of een kalibratiereeks — zonder extra omrekeningsstap. Alle volumetrische apparatuur (maatkolven, pipetten, buretten) is op volume gekalibreerd, en verdunningsberekeningen (C1V1 = C2V2) zijn triviaal in mol/L. Bovendien rekenen moderne instrumenten, LIMS-systemen en farmacopee-software intern altijd in mol/L, waardoor molariteit de verbindende taal is tussen afweging, bereiding en meting.
Nee. Het equivalent is geen SI-eenheid: de BIPM-brochure erkent uitsluitend mol/m3 (in de praktijk mol/L) als eenheid voor de hoeveelheid opgeloste stof per volume-eenheid. Het equivalent is een rekenkundige constructie die afhangt van de context van de reactie, niet van een vaste fysische definitie. IUPAC heeft het gebruik van normaliteit en equivalentgewicht formeel ontraden. In landen met een actieve farmacopee-traditie (met name de Verenigde Staten) wordt de eenheid N (eq/L) in oudere en soms nog geldende methoden gehanteerd, maar ook daar beveelt de moderne analytische chemie vervanging door mol/L met een expliciete stoichiometriefactor aan.
Nee. Het symbool n staat voor stofhoeveelheid in mol: het absolute aantal mol van een stof, ongeacht volume of oplosmiddel. Molariteit c (of M) is de verhouding van die stofhoeveelheid tot het volume van de oplossing: c = n / V. Met andere woorden, n is een grootheid (uitgedrukt in mol), terwijl molariteit een concentratie is (uitgedrukt in mol/L). Uit de formule volgt dat u n kunt berekenen als u de molariteit en het volume kent: n = c × V. Weegt u bijvoorbeeld 5,844 g NaCl (Mw = 58,44 g/mol) af, dan is n = 0,100 mol; lost u dat op tot 250 mL oplossing, dan is de molariteit c = 0,100 / 0,250 = 0,400 mol/L.
De normaliteit van een zuur is gelijk aan de molariteit vermenigvuldigd met het aantal proton-equivalenten dat het zuur per formule-eenheid kan afstaan (de equivalentiefactor z). Voor HCl (eenprotig zuur, z = 1) geldt N = c; voor H2SO4 (tweeprotig, z = 2) geldt N = 2c; voor H3PO4 (drieprotig, z = 3) geldt N = 3c — mits de titratie tot het derde equivalentiepunt loopt. De reden dat normaliteit bij zuurtitaties historisch populair was, is dat de relatie NzuurVzuur = NbaseVbase geldt aan het equivalentiepunt, ongeacht de valentie van zuur en base — u hoeft geen aparte stoichiometriefactor mee te nemen. De moderne aanpak vervangt dit door n1c1V1 = n2c2V2 met expliciete stoichiometriecoëfficiënten, wat eenduidiger is omdat z dan niet meer contextafhankelijk hoeft te worden gekozen.
Geconcentreerd zoutzuur heeft doorgaans een massapercentage van 37 % (m/m) en een dichtheid van circa 1,19 kg/L bij 20 °C. De molaire massa van HCl bedraagt 36,46 g/mol. De molariteit volgt uit:
c = (massapercentage × dichtheid × 1000) / Mw
Ingevuld: c = (0,37 × 1190 g/L) / 36,46 g/mol ≈ 12,1 mol/L. Dit is de algemene methode om van een procentuele oplossing naar molariteit om te rekenen: vermenigvuldig het decimale massapercentage met de dichtheid in g/L om de massa opgeloste stof per liter te krijgen, en deel door de molaire massa. De dichtheid vindt u op het veiligheidsinformatieblad of het analysecertificaat van de leverancier; voor nauwkeurig analytisch werk meet u deze met een pycnometer of digitale densitometer. Dezelfde formule geldt voor geconcentreerd H2SO4 (96 %, ρ ≈ 1,84 kg/L, Mw = 98,08 g/mol → c ≈ 18,0 mol/L) en HNO3 (65 %, ρ ≈ 1,39 kg/L, Mw = 63,01 g/mol → c ≈ 14,4 mol/L).
Molaliteit (mol/kg) verdient de voorkeur in situaties waar temperatuuronafhankelijkheid of metrologische nauwkeurigheid doorslaggevend is. Omdat massa niet uitzet met temperatuur, verandert de molaliteit van een oplossing niet bij verwarmen of afkoelen — een eigenschap die molariteit en normaliteit beide missen. Concreet geldt de voorkeur voor molaliteit bij: (1) colligatieve metingen zoals vriespuntsdaling en kookpuntverhoging, waarbij de formules (ΔT = K · b) expliciet in mol/kg zijn gedefinieerd; (2) thermodynamische berekeningen met activiteitscoëfficiënten en de Debye–Hückel-benadering, die op molaliteitsschaal zijn geformuleerd; (3) precisiewerk bij sterk wisselende temperaturen, waarbij volumefouten de molariteit beïnvloeden; en (4) primaire standaardoplossingen bereid op de analytische balans, waarbij weging nauwkeuriger is dan volumetrisch aanvullen. Normaliteit heeft in geen van deze contexten een voordeel boven molariteit of molaliteit; het ontbreekt aan een SI-basis en introduceert contextafhankelijke ambiguiteit. Voor routineanalytisch werk bij kamertemperatuur blijft molariteit de meest praktische keuze, omdat al het maatglaswerk op volume is gekalibreerd.
Bereidt u standaardoplossingen op molariteit, molaliteit of normaliteit? Bekijk het assortiment maatglaswerk (maatkolven en pipetten), analytische balansen, chemicaliën en reagentia en gedemineraliseerd en ultrapuur water in de webshop van Labvakhandel, of neem contact op voor advies over de juiste kwaliteitsklasse voor uw analyse.
Disclaimer: De informatie in dit artikel is bedoeld als algemene technische toelichting. Canidae Seal B.V. / Labvakhandel.nl aanvaardt geen aansprakelijkheid voor de toepassing van deze informatie in specifieke analytische, klinische of industriele situaties. Raadpleeg voor uw eigen toepassing altijd de geldende normen, vakliteratuur en de documentatie van fabrikant en apparatuur.
Inloggen
Wachtwoord vergeten
Account aanmaken
Uw winkelwagen is leeg.
