Tabla de Contenidos
Normalitet , som er representert med bokstaven N , er en enhet for kjemisk konsentrasjon som uttrykker antall ekvivalenter av et oppløst stoff i hver liter løsning. Det uttrykkes i enheter av eq.L -1 eller eq/L som leses som «normal» (dvs. en konsentrasjon på 0,1 eq/L er lest 0,1 normal). Det er en veldig nyttig enhet for konsentrasjon, som i stor grad letter støkiometriske beregninger uansett hvilken reagens som brukes.
Det er imidlertid også en konsentrasjonsenhet som kan føre til litt forvirring, spesielt siden den samme løsningen kan ha mer enn én normal konsentrasjon. Dette er fordi konseptet med antall ekvivalenter avhenger av hva det oppløste stoffet brukes til eller hvilke typer kjemiske reaksjoner det vil delta i.
De følgende avsnittene forklarer i detalj hvordan man beregner normalitet fra forskjellige data, inkludert andre konsentrasjonsenheter.
Formler for å beregne normalitet
Formlene for å beregne normalitet er veldig like de for molaritet. Den matematiske formen for definisjonen av normalitet er:
hvor n ekv. løst stoff representerer antall løst stoff ekvivalenter og V løsning representerer volumet av løsningen uttrykt i liter. Hvis antall ekvivalenter ikke er kjent på forhånd, men massen til det oppløste stoffet (en svært vanlig situasjon), kan vi dra nytte av det faktum at antall ekvivalenter beregnes som massen delt på ekvivalentvekten. Hvis du erstatter dette med formelen ovenfor, får du:
Hvor PE oppløst stoff (ekvivalentvekten av det oppløste stoffet) representerer vekten i gram av 1 ekvivalent oppløst stoff.
Ekvivalentvekten til et stoff er gitt ved dets molare masse delt på et heltall som representerer antall ekvivalenter for hver mol av stoffet, og som vi vil kalle ω (den greske bokstaven omega). Det er å si:
Ved å kombinere denne ligningen med den forrige får vi:
Som kan brukes til å beregne normalitet fra massen til det oppløste stoffet, dets molare masse (eller molekylvekt, selv om det strengt tatt ikke er det samme) og volumet av løsningen. Videre må man vite ω for det oppløste stoffet, og det er her hovedkilden til forvirring angående normalitet ligger, siden ω kan ha forskjellige verdier for samme oppløste stoff.
Konseptet med antall ekvivalenter
Nøkkelen til å forstå konseptet med antall ekvivalenter, og faktisk årsaken til at «normal» konsentrasjon eller normalitet er såkalt, ligger i ω. Dette tallet avhenger av bruken som det oppløste stoffet brukes til eller den kjemiske reaksjonen det vil delta i.
For hver type større kjemisk reaksjon som involverer minst to kjemiske stoffer, kan vi definere det vi vil kalle den «normale» reaktanten, som ikke er noe mer enn et generisk begrep som vi bruker for å identifisere reaktanten som deltar i enklest mulig versjon av typen spesiell reaksjon.
For eksempel , hvis vi snakker om en syre-base-reaksjon , vil det enkleste tilfellet være en der enhver monoprotisk syre (HA) reagerer med en monobasisk base (B), for å gi de respektive konjugatparene i henhold til følgende reaksjon:
Den monoprotiske syren HA og den monobasiske basen B er det vi vil kalle henholdsvis en normal syre og base. Dette betyr at enhver syre som HCl eller HNO 3 er en normal syre, og enhver base som NaOH eller NH 3 vil være et eksempel på en normal base.
Hvis vi nå vurderer en syre som svovelsyre (H 2 SO 4 ) som er diprotisk, vil reaksjonen med en normal base være:
Som vi kan se, er hver mol av denne syren «ekvivalent» med 2 mol av en normal syre , siden den bruker to mol av en normal base. Derfor sier vi at antall ekvivalenter per mol svovelsyre er 2 (ω=2 ekv/mol). Av denne grunn er en 0,1 molar løsning av H 2 SO 4 ekvivalent med en 0,2 molar løsning av en normal syre, så vi sier at normaliteten til nevnte løsning er 0,2.
Med andre ord kan vi redefinere begrepet normalitet som den ekvivalente molare konsentrasjonen som en normal reaktant ville ha delta i samme type kjemisk reaksjon som det oppløste stoffet .
Syre-base-reaksjoner er bare ett eksempel på en typisk kjemisk reaksjon. Det er andre reaksjoner og for hver av dem er det en spesiell måte å definere den normale reaktanten på (det vil si å definere ω). Følgende tabell viser hvordan ω bestemmes for hver type oppløst stoff, avhengig av reaksjonen den vil være involvert i:
| type kjemisk reaksjon | reagenstype | Antall ekvivalenter per mol (ω) |
| Saltmetatesereaksjoner | ioniske salter | ω er gitt av det totale antallet positive eller negative ladninger i det nøytrale saltet (begge tallene er like). Det beregnes ved å multiplisere antall kationer med deres ladning eller antall anioner med deres. |
| Syrebasereaksjoner | syrer | ω er gitt ved antall hydrogener som gir opp i reaksjonen. |
| Baser | ω er gitt ved antall hydrogener som den kan fange | |
| Redoksreaksjoner | oksidasjonsmidler | ω er gitt ved antall elektroner fanget av hvert molekyl av oksidasjonsmiddel i den balanserte reduksjonshalvreaksjonen. |
| reduksjonsmidler | ω er gitt ved antall elektroner som hvert molekyl av reduksjonsmiddel gir fra seg i den balanserte oksidasjonshalvreaksjonen. | |
| Løsninger som ikke deltar i reaksjoner | ——- | ω er verdt 1eq/mol |
Når brukes normalitet?
Normalitet brukes hovedsakelig i situasjoner som involverer kjemiske reaksjoner i løsning, da de letter støkiometriske beregninger uten behov for å skrive balanserte eller balanserte kjemiske reaksjoner.
På grunn av måten antall ekvivalenter per mol er definert på, vil antall ekvivalenter til en reaktant alltid være lik antall ekvivalenter til den andre når de reagerer i støkiometriske forhold.
Siden antall ekvivalenter lett kan finnes fra normaliteten og volumet av løsningen, kan vi utføre støkiometriske beregninger veldig raskt uten å bekymre oss for detaljene i reaksjonen.
Dette er spesielt praktisk ved volumetriske titreringer eller titreringer, siden det ved ekvivalenspunktet for titreringen alltid vil være sant at:
Og ved å erstatte ekvivalentene med produktet av normaliteten med volumet, får vi:
Hvordan beregne normalitet fra andre konsentrasjonsenheter
Startmolaritet (M)
Konvertering mellom molaritet og normalitet er veldig enkelt, siden den andre alltid er et heltallsmultiplum av den første som vist nedenfor:
Hvis vi vet molariteten til en løsning, kan vi beregne dens forskjellige normaliteter ganske enkelt ved å multiplisere molariteten med det respektive antallet ekvivalenter per mol, ω.
Fra prosent m/V (%m/V)
Masse – volumprosenten indikerer massen i gram oppløst stoff som er per 100 ml løsning. Når dette tas i betraktning, er normaliteten, når det gjelder massevolumprosenten:
I denne ligningen kommer faktoren 10 fra konverteringsfaktoren fra mL til L (1000) og 100 % fra prosentformelen. For å sikre enhetskonsistens bør prosent gis enheter på g/mL og faktor 10 bør gis ml/L.
Fra prosent m/m (% m/m)
Den eneste forskjellen mellom å konvertere %m/V til normalitet og å konvertere %m/m er at du må multiplisere med tettheten til løsningen for å kunne transformere de 100 g løsningen (av %m/m) til volum. Etter å ha omorganisert ligningen og gjort alle transformasjonene, gjenstår formelen:
hvor alle faktorer har samme betydning som før og d løsning er tettheten til løsningen i g/mL.
Trinn for å beregne normalitet
Trinn 1: Skaff de nødvendige dataene
I dette trinnet analyserer vi hvilke data vi har om løsningen, det løste stoffet eller løsningsmidlet. Dette kan inkludere masser, antall ekvivalenter, volumer, tettheter eller andre konsentrasjonsenheter.
Trinn 2: Velg riktig formel
Når vi vet hvilke data vi har, kan vi velge hvilken av formlene vi skal bruke. For eksempel, hvis vi kjenner volumet av løsningen og antall ekvivalenter, bruker vi førstnevnte formel, men hvis vi vet prosenten m/m og tettheten, bruker vi sistnevnte.
Trinn 3: Analyser det oppløste stoffet for å bestemme ω
Dette innebærer først å bestemme hvilken type reaksjon det oppløste stoffet vil delta i for å se om det vil bli tildelt ω som et salt, en syre, en base eller et oksidasjons- eller reduksjonsmiddel. Det er tilfeller der den samme forbindelsen kan reagere på forskjellige måter. For eksempel er kaliumdikromat (K 2 Cr 2 O 7 ) både et basisk salt og et oksidasjonsmiddel, så det kan tilordnes ω som om det var en base, et salt eller et oksidasjonsmiddel.
TIPS: Hvis du ikke har informasjon om hva det skal brukes til, er hovedregelen at salter alltid behandles som salter, selv om de er syrer, baser, oksiderende eller reduksjonsmidler. Det samme med molekylære (ikke-ioniske) oppløste stoffer, i hvilket tilfelle ω=1 tas.
Trinn 4: Bruk formelen
Når du har ω og all annen informasjon, gjenstår det bare å bruke formelen. Den eneste detaljen å ta hensyn til er at vi må sørge for at vi har alle variablene i de riktige enhetene slik at våre beregninger er konsistente.
Eksempler på normalitetsberegning
Eksempel 1
Bestem normaliteten til en løsning fremstilt ved å løse opp 350 mg natriumsulfat (Na 2 SO 4 ) i 150 ml løsning.
LØSNING:
Trinn 1 og 2: I dette tilfellet har vi massen av oppløst stoff (350 mg) og volumet av løsningen (150 ml), så vi bruker ligning 3:
Ved å bruke atommassene av natrium, svovel og oksygen, bestemmes den molare massen til saltet til 142 g/mol.
Trinn 3: Natriumsulfat er et salt som består av to Na + -kationer og ett SO 4 2- anion . Derfor er ω i dette tilfellet verdt 2x(1)=1x(2)=2 ekv/mol.
Trinn 4: Til slutt erstattes dataene, transformasjonene til gram og liter utføres og normaliteten beregnes:
Derfor har løsningen en normal konsentrasjon av natriumsulfat på 0,0329.
Eksempel 2
Bestem normaliteten til en løsning fremstilt ved å fortynne 10 mL av en 25 % m/v konsentrert fosforsyreløsning til et sluttvolum på 250 mL.
LØSNING:
Trinn 1 og 2: I dette tilfellet starter du med en konsentrert løsning som er fortynnet. Vi kan beregne normaliteten til den første løsningen og deretter beregne normaliteten til den fortynnede løsningen, eller utføre fortynningen først og konverteringen til normalitet senere. I dette eksemplet vil vi gjøre det på den siste måten.
Siden det er en fortynning, brukes fortynningsformelen, som er:
Fra hvor konsentrasjonen av den fortynnede løsningen fjernes, som er den som interesserer oss:
Vi trenger også molmassen til det oppløste stoffet (H 3 PO 4 ) som er 98,0 g/mol. Med disse kan vi beregne normaliteten ved å bruke formelen til ligning 5:
Trinn 3: Fosforsyre er en syre, så ω er gitt ved antall ioniserbare protoner den inneholder. Siden det er en trirotsyre, så er ω=3 ekv/mol.
Trinn 4: Vi bruker formelen:
Derfor har den fortynnede løsningen en normal konsentrasjon på 0,306 av fosforsyre.
Eksempel 3
Bestem normaliteten til en 0,05 molar løsning av Ca 2+ -ioner .
LØSNING:
Dette er et spesielt og betydelig vanlig tilfelle, siden det mange ganger betyr noe er konsentrasjonen av et bestemt ion og ikke konsentrasjonen til et komplett salt. Når dette skjer, gjøres alt på samme måte, bortsett fra at antall ekvivalenter per mol ganske enkelt tas for å være ladningen på ionet, i dette tilfellet 2.
Siden i dette tilfellet molariteten er kjent, bruker vi ligning 4:
Til slutt har løsningen en normal konsentrasjon på 0,1 kalsiumioner.
Referanser
Chang, R., & Goldsby, K. (2013). Kjemi (11. utgave). McGraw-Hill Interamericana de España SL
Normalitet . (2020, 12. juni). Alicante server. https://glosarios.servor-alicante.com/quimica/normalidad
quimicas.net. (n.d.). Eksempler på normalitet . https://www.quimicas.net/2015/05/ejemplos-de-normalidad.html
UNAM CCH «Øst.» (2019, 23. september). Normal konsentrasjon . Slideshare. https://es.slideshare.net/Amon_Ra_C/normal-concentration
