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Die Normalität , die durch den Buchstaben N dargestellt wird , ist eine Einheit der chemischen Konzentration, die die Anzahl der Äquivalente eines gelösten Stoffes in jedem Liter Lösung ausdrückt. Sie wird in Einheiten von eq.L –1 oder eq/L ausgedrückt, was als „normal“ gelesen wird (dh eine Konzentration von 0,1 eq/L wird als 0,1 normal gelesen). Es ist eine sehr nützliche Konzentrationseinheit, die stöchiometrische Berechnungen erheblich erleichtert, unabhängig davon, welches Reagenz verwendet wird.
Es ist jedoch auch eine Konzentrationseinheit, die zu Verwirrung führen kann, zumal dieselbe Lösung mehr als eine normale Konzentration haben kann. Dies liegt daran, dass das Konzept der Anzahl der Äquivalente davon abhängt, wofür der gelöste Stoff verwendet wird oder an welchen Arten von chemischen Reaktionen er teilnehmen wird.
In den folgenden Abschnitten wird ausführlich erläutert, wie die Normalität aus verschiedenen Daten, einschließlich anderer Konzentrationseinheiten, berechnet wird.
Formeln zur Berechnung der Normalität
Die Formeln zur Berechnung der Normalität sind denen für die Molarität sehr ähnlich. Die mathematische Form der Definition von Normalität lautet:
wo n Gl. gelöster Stoff stellt die Anzahl der Äquivalente gelöster Stoffe dar und V Lösung stellt das Volumen der Lösung dar, ausgedrückt in Litern. Wenn die Anzahl der Äquivalente nicht vorher bekannt ist, aber die Masse des gelösten Stoffes (eine sehr häufige Situation), dann können wir die Tatsache ausnutzen, dass die Anzahl der Äquivalente als Masse dividiert durch das Äquivalentgewicht berechnet wird. Setzt man das in die obige Formel ein, erhält man:
Wobei gelöstes PE (das Äquivalentgewicht des gelösten Stoffes) das Gewicht in Gramm von 1 Äquivalent des gelösten Stoffes darstellt.
Das Äquivalentgewicht einer Substanz wird durch ihre Molmasse geteilt durch eine ganze Zahl angegeben, die die Anzahl der Äquivalente für jedes Mol der Substanz darstellt und die wir ω (der griechische Buchstabe Omega) nennen werden. Das heißt:
Wenn wir diese Gleichung mit der vorherigen kombinieren, erhalten wir:
Damit kann die Normalität aus der Masse des gelösten Stoffes, seiner Molmasse (oder seinem Molekulargewicht, obwohl es nicht genau dasselbe ist) und dem Volumen der Lösung berechnet werden . Außerdem muss man ω für den gelösten Stoff kennen, und hier liegt die Hauptverwirrungsquelle bezüglich der Normalität, da ω für denselben gelösten Stoff unterschiedliche Werte haben kann.
Das Konzept der Anzahl der Äquivalente
Der Schlüssel zum Verständnis des Konzepts der Anzahl der Äquivalente und tatsächlich der Grund dafür, dass „normale“ Konzentration oder Normalität so genannt wird, liegt in ω. Diese Zahl hängt von der Verwendung ab, der der gelöste Stoff zugeführt wird, oder von der chemischen Reaktion, an der er teilnehmen wird.
Für jede Art von chemischer Hauptreaktion, an der mindestens zwei chemische Substanzen beteiligt sind, können wir definieren, was wir den „normalen“ Reaktanten nennen, was nichts weiter als ein allgemeiner Begriff ist, den wir verwenden, um den Reaktanten zu identifizieren, der an der einfachstmöglichen Version teilnimmt der Art. besondere Reaktion.
Wenn wir zum Beispiel von einer Säure-Base-Reaktion sprechen , wäre der einfachste Fall einer, bei dem eine beliebige monoprotische Säure (HA) mit einer monobasischen Base (B) reagiert, um die entsprechenden konjugierten Paare gemäß der folgenden Reaktion zu ergeben:
Die einprotonige Säure HA und die einbasige Base B sind das, was wir eine normale Säure bzw. Base nennen würden. Das bedeutet, dass jede Säure wie HCl oder HNO 3 eine normale Säure ist und jede Base wie NaOH oder NH 3 ein Beispiel für eine normale Base wäre.
Betrachten wir nun eine Säure wie Schwefelsäure (H 2 SO 4 ), die zweiprotonig ist, wäre die Reaktion mit einer normalen Base:
Wie wir sehen können, ist jedes Mol dieser Säure 2 Mol einer normalen Säure „äquivalent“ , da sie zwei Mol einer normalen Base verbraucht. Daher sagen wir, dass die Anzahl der Äquivalente pro Mol Schwefelsäure 2 ist (ω=2 eq/mol). Aus diesem Grund entspricht eine 0,1-molare Lösung von H 2 SO 4 einer 0,2-molaren Lösung einer normalen Säure, sodass wir sagen, dass die Normalität dieser Lösung 0,2 beträgt.
Mit anderen Worten, wir können das Konzept der Normalität neu definieren als die äquivalente molare Konzentration, die ein normaler Reaktant hätte, wenn er an der gleichen Art von chemischer Reaktion wie der gelöste Stoff teilnimmt .
Säure-Base-Reaktionen sind nur ein Beispiel für eine typische chemische Reaktion. Es gibt andere Reaktionen und für jede von ihnen gibt es eine bestimmte Art, den normalen Reaktanten zu definieren (dh ω zu definieren). Die folgende Tabelle zeigt, wie ω für jede Art von gelöstem Stoff bestimmt wird, abhängig von der Reaktion, an der er beteiligt sein wird:
| Art der chemischen Reaktion | Reagenztyp | Anzahl der Äquivalente pro Mol (ω) |
| Salzmetathesereaktionen | ionische Salze | ω ergibt sich aus der Gesamtzahl der positiven oder negativen Ladungen im Neutralsalz (beide Zahlen sind gleich). Sie wird berechnet, indem die Anzahl der Kationen mit ihrer Ladung oder die Anzahl der Anionen mit ihrer Ladung multipliziert wird. |
| Säure-Base-Reaktionen | Säuren | ω ist durch die Anzahl der Wasserstoffatome gegeben, die bei der Reaktion abgegeben werden. |
| Basen | ω ist durch die Anzahl der Wasserstoffatome gegeben, die es einfangen kann | |
| Redoxreaktionen | Oxidationsmittel | ω ist durch die Anzahl der Elektronen gegeben, die von jedem Molekül des Oxidationsmittels in der ausgewogenen Reduktionshalbreaktion eingefangen werden. |
| Reduktionsmittel | ω ist durch die Anzahl der Elektronen gegeben, die jedes Molekül des Reduktionsmittels bei der ausgewogenen Oxidationshalbreaktion abgibt. | |
| Gelöste Stoffe, die nicht an Reaktionen teilnehmen | ——- | ω ist 1 eq/mol wert |
Wann wird Normalität verwendet?
Normalität wird hauptsächlich in Situationen verwendet, in denen chemische Reaktionen in Lösung vorkommen, da sie stöchiometrische Berechnungen erleichtern, ohne dass ausgewogene oder ausgeglichene chemische Reaktionen geschrieben werden müssen.
Aufgrund der Art und Weise, wie die Anzahl der Äquivalente pro Mol definiert ist, ist die Anzahl der Äquivalente eines Reaktanten immer gleich der Anzahl der Äquivalente des anderen, wenn sie in stöchiometrischen Verhältnissen reagieren.
Da die Anzahl der Äquivalente leicht aus der Normalverteilung und dem Lösungsvolumen ermittelt werden kann, können wir sehr schnell stöchiometrische Berechnungen durchführen, ohne uns um die Details der Reaktion kümmern zu müssen.
Dies ist besonders praktisch bei volumetrischen Titrationen oder Titrationen, da am Äquivalenzpunkt der Titration immer gilt:
Und wenn wir die Äquivalente durch das Produkt der Normalverteilung durch das Volumen ersetzen, erhalten wir:
Wie man die Normalität aus anderen Konzentrationseinheiten berechnet
Ausgangsmolarität (M)
Die Umrechnung zwischen Molarität und Normalität ist sehr einfach, da die zweite immer ein ganzzahliges Vielfaches der ersten ist, wie unten gezeigt:
Wenn wir die Molarität einer Lösung kennen, können wir ihre verschiedenen Normalitäten berechnen, indem wir einfach die Molarität mit der jeweiligen Anzahl von Äquivalenten pro Mol, ω, multiplizieren.
Ab Prozent m/V (%m/V)
Der Masse -Volumen-Prozentsatz gibt die Masse des gelösten Stoffs in Gramm pro 100 ml Lösung an. Unter Berücksichtigung dessen ist die Normalität in Bezug auf den Masse-Volumen-Prozentsatz:
In dieser Gleichung ergibt sich der Faktor 10 aus dem Umrechnungsfaktor von mL in L (1000) und 100 % aus der Prozentformel. Um Einheitlichkeit zu gewährleisten, sollte der Prozentsatz g/ml und der Faktor 10 ml/l angegeben werden.
Ab Prozent m/m (%m/m)
Der einzige Unterschied zwischen der Umwandlung von %m/V in Normalität und der Umwandlung von %m/m besteht darin, dass Sie mit der Dichte der Lösung multiplizieren müssen, um die 100 g Lösung (von %m/m) umwandeln zu können Volumen. Nach dem Umstellen der Gleichung und dem Durchführen aller Transformationen bleibt die Formel:
wobei alle Faktoren die gleiche Bedeutung wie zuvor haben und d Lösung die Dichte der Lösung in g/mL ist.
Schritte zur Berechnung der Normalität
Schritt 1: Besorgen Sie sich die notwendigen Daten
In diesem Schritt analysieren wir, welche Daten wir über die Lösung, den gelösten Stoff oder das Lösungsmittel haben. Dies kann Massen, Anzahl von Äquivalenten, Volumina, Dichten oder andere Konzentrationseinheiten umfassen.
Schritt 2: Wählen Sie die passende Formel aus
Sobald wir wissen, welche Daten wir haben, können wir auswählen, welche der Formeln wir verwenden werden. Wenn wir beispielsweise das Volumen der Lösung und die Anzahl der Äquivalente kennen, verwenden wir die erstere Formel, aber wenn wir den Prozentsatz m/m und die Dichte kennen, verwenden wir die letztere.
Schritt 3: Analysieren Sie den gelösten Stoff, um ω zu bestimmen
Dazu gehört zunächst die Bestimmung der Art der Reaktion, an der der gelöste Stoff teilnehmen wird, um zu sehen, ob ihm ω als Salz, Säure, Base oder Oxidations- oder Reduktionsmittel zugeordnet wird. Es gibt Fälle, in denen dieselbe Verbindung auf unterschiedliche Weise reagieren kann. Beispielsweise ist Kaliumdichromat (K 2 Cr 2 O 7 ) sowohl ein basisches Salz als auch ein Oxidationsmittel, sodass ihm ω zugeordnet werden könnte, als wäre es eine Base, ein Salz oder ein Oxidationsmittel.
TIPP: Wenn Sie keine Informationen darüber haben, wofür es verwendet wird, gilt die allgemeine Regel, dass Salze immer als Salze behandelt werden, auch wenn es sich um Säuren, Basen, Oxidations- oder Reduktionsmittel handelt. Dasselbe gilt für molekulare (nichtionische) gelöste Stoffe, in diesem Fall wird ω = 1 genommen.
Schritt 4: Wenden Sie die Formel an
Mit ω und allen anderen Informationen bleibt nur noch die Formel anzuwenden. Das einzige zu berücksichtigende Detail ist, dass wir sicherstellen müssen, dass wir alle Variablen in den richtigen Einheiten haben, damit unsere Berechnungen konsistent sind.
Beispiele zur Berechnung der Normalverteilung
Beispiel 1
Bestimmen Sie die Normalität einer Lösung, die durch Auflösen von 350 mg Natriumsulfat (Na 2 SO 4 ) in 150 ml Lösung hergestellt wird.
LÖSUNG:
Schritte 1 und 2: In diesem Fall haben wir die Masse des gelösten Stoffes (350 mg) und das Volumen der Lösung (150 ml), also verwenden wir Gleichung 3:
Außerdem wird unter Verwendung der Atommassen von Natrium, Schwefel und Sauerstoff die Molmasse des Salzes zu 142 g/mol bestimmt.
Schritt 3: Natriumsulfat ist ein Salz, das aus zwei Na + -Kationen und einem SO 4 2- Anion besteht . Daher ist ω in diesem Fall 2x(1)=1x(2)=2 eq/mol wert.
Schritt 4: Abschließend werden die Daten ersetzt, die Umrechnungen in Gramm und Liter durchgeführt und die Normalverteilung berechnet:
Daher hat die Lösung eine normale Natriumsulfatkonzentration von 0,0329.
Beispiel 2
Bestimmen Sie die Normalität einer Lösung, die hergestellt wird, indem Sie 10 ml einer 25 %igen (m/v) konzentrierten Phosphorsäurelösung auf ein Endvolumen von 250 ml verdünnen.
LÖSUNG:
Schritte 1 und 2: In diesem Fall beginnen Sie mit einer konzentrierten Lösung, die verdünnt wird. Wir können die Normalität der ersten Lösung berechnen und dann die Normalität der verdünnten Lösung berechnen oder zuerst die Verdünnung und später die Umrechnung in die Normalität durchführen. In diesem Beispiel machen wir es auf die letztere Weise.
Da es sich um eine Verdünnung handelt, wird die Verdünnungsformel angewendet, die lautet:
Von wo aus die Konzentration der verdünnten Lösung gelöscht wird, die uns interessiert:
Wir benötigen auch die Molmasse des gelösten Stoffs (H 3 PO 4 ), die 98,0 g/mol beträgt. Damit können wir die Normalverteilung nach der Formel von Gleichung 5 berechnen:
Schritt 3: Phosphorsäure ist eine Säure, daher ist ω durch die Anzahl der darin enthaltenen ionisierbaren Protonen gegeben. Da es sich um eine Triprotinsäure handelt, ist ω=3 eq/mol.
Schritt 4: Wir wenden die Formel an:
Daher hat die verdünnte Lösung eine normale Phosphorsäurekonzentration von 0,306.
Beispiel 3
Bestimmen Sie die Normalverteilung einer 0,05 molaren Lösung von Ca 2+ -Ionen .
LÖSUNG:
Dies ist ein besonderer und ziemlich häufiger Fall, da es oft auf die Konzentration eines bestimmten Ions und nicht auf die eines vollständigen Salzes ankommt. In diesem Fall wird alles auf die gleiche Weise durchgeführt, außer dass die Anzahl der Äquivalente pro Mol einfach als Ladung des Ions angenommen wird, in diesem Fall 2.
Da in diesem Fall die Molarität bekannt ist, verwenden wir Gleichung 4:
Schließlich hat die Lösung eine normale Konzentration von 0,1 Calciumionen.
Verweise
Chang, R., & Goldsby, K. (2013). Chemie (11. Aufl.). McGraw-Hill Interamericana de España SL
Normalität . (2020, 12. Juni). Alicante-Server. https://glosarios.servidor-alicante.com/quimica/normalidad
quimicas.net. (n.d.). Beispiele für Normalität . https://www.quimicas.net/2015/05/ejemplos-de-normalidad.html
UNAM CCH „Osten“. (2019, 23. September). Normale Konzentration . Slideshare. https://es.slideshare.net/Amon_Ra_C/normal-concentration
