Tabla de Contenidos
Normalityซึ่งแทนด้วยตัวอักษรN เป็นหน่วยของความเข้มข้นของสารเคมีที่แสดงจำนวนที่เทียบเท่าของตัวถูกละลายในสารละลายแต่ละลิตร ซึ่งแสดงเป็นหน่วย eq.L -1หรือ eq/L ซึ่งอ่านว่า “ปกติ” (เช่น ความเข้มข้น 0.1 eq/L อ่านได้ 0.1 ปกติ) เป็นหน่วยความเข้มข้นที่มีประโยชน์มาก ช่วยอำนวยความสะดวกในการคำนวณปริมาณสารสัมพันธ์อย่างมากไม่ว่าจะใช้รีเอเจนต์แบบใดก็ตาม
อย่างไรก็ตาม ยังเป็นหน่วยของความเข้มข้นที่อาจนำไปสู่ความสับสนเล็กน้อย โดยเฉพาะอย่างยิ่งเนื่องจากสารละลายเดียวกันสามารถมีความเข้มข้นปกติมากกว่าหนึ่งความเข้มข้น ทั้งนี้เนื่องจากแนวคิดของจำนวนสิ่งที่เทียบเท่านั้นขึ้นอยู่กับว่าตัวถูกละลายใช้สำหรับอะไรหรือปฏิกิริยาเคมีประเภทใดที่ตัวถูกละลายจะเข้าร่วม
ส่วนต่อไปนี้อธิบายรายละเอียดวิธีการคำนวณค่าปกติจากข้อมูลต่างๆ รวมถึงหน่วยความเข้มข้นอื่นๆ
สูตรคำนวณค่าปกติ
สูตรสำหรับการคำนวณค่าปกติมีความคล้ายคลึงกับสูตรสำหรับโมลาริตี รูปแบบทางคณิตศาสตร์ของคำจำกัดความของความปกติคือ:
โดยที่n เท่ากับ ตัวถูกละลายแทนจำนวนตัวละลายที่เทียบเท่า และสารละลาย V แทนปริมาตรของสารละลายที่มีหน่วยเป็นลิตร หากไม่ทราบจำนวนของสิ่งที่เทียบเท่าแต่ทราบมวลของตัวถูกละลาย (เป็นสถานการณ์ทั่วไป) เราสามารถใช้ประโยชน์จากข้อเท็จจริงที่ว่าจำนวนของสิ่งที่เทียบเท่าจะคำนวณเป็นมวลหารด้วยน้ำหนักที่เท่ากัน แทนค่านี้ลงในสูตรด้านบน คุณจะได้:
โดยที่ ตัวถูกละลาย PE (น้ำหนักเทียบเท่าของตัวถูกละลาย) แสดงน้ำหนักเป็นกรัมของ 1 สมมูลของตัวถูกละลาย
น้ำหนักสมมูลของสสารนั้นกำหนดโดยมวลโมลาร์ของสารนั้นหารด้วยจำนวนเต็มที่แทนจำนวนโมลของสารแต่ละโมล ซึ่งเราจะเรียกว่า ω (โอเมก้าในอักษรกรีก) กล่าวคือ:
เมื่อรวมสมการนี้กับสมการก่อนหน้า เราจะได้รับ:
ซึ่งสามารถใช้ในการคำนวณค่าปกติจากมวลของตัวถูกละลาย มวลโมลาร์ (หรือน้ำหนักโมเลกุลแม้ว่าจะไม่เท่ากันก็ตาม) และปริมาตรของสารละลาย นอกจากนี้ เราจำเป็นต้องรู้ ω สำหรับตัวถูกละลาย และนี่คือที่มาของความสับสนเกี่ยวกับความเป็นปกติ เนื่องจาก ω สามารถมีค่าต่างกันสำหรับตัวถูกละลายเดียวกัน
แนวคิดของจำนวนที่เท่ากัน
กุญแจสำคัญในการทำความเข้าใจแนวคิดของจำนวนสมมูล และเหตุผลที่เรียกความเข้มข้น “ปกติ” หรือความเป็นปกตินั้นอยู่ใน ω ตัวเลขนี้ขึ้นอยู่กับการใช้ตัวถูกละลายหรือปฏิกิริยาเคมีที่จะเข้าร่วม
สำหรับปฏิกิริยาเคมีหลักแต่ละประเภทที่เกี่ยวข้องกับสารเคมีอย่างน้อยสองชนิด เราสามารถกำหนดสิ่งที่เราจะเรียกว่าสารตั้งต้น “ปกติ” ซึ่งไม่มีอะไรมากไปกว่าคำศัพท์ทั่วไปที่เราใช้เพื่อระบุสารตั้งต้นที่มีส่วนร่วมในเวอร์ชันที่ง่ายที่สุด ประเภท. ปฏิกิริยาเฉพาะ.
ตัวอย่างเช่นหากเรากำลังพูดถึงปฏิกิริยากรดเบสกรณีที่ง่ายที่สุดคือกรณีที่กรดโมโนโพรติก (HA) ทำปฏิกิริยากับเบสโมโนเบสิก (B) เพื่อให้ได้คู่คอนจูเกตตามลำดับตามปฏิกิริยาต่อไปนี้:
กรด monoprotic HA และ monobasic base B คือสิ่งที่เราเรียกว่ากรดและเบสปกติตามลำดับ ซึ่งหมายความว่ากรดใดๆ เช่น HCl หรือ HNO 3เป็นกรดปกติ และเบสใดๆ เช่น NaOH หรือ NH 3จะเป็นตัวอย่างของเบสปกติ
ถ้าตอนนี้เราพิจารณากรด เช่น กรดซัลฟิวริก (H 2 SO 4 ) ที่เป็นไดโปรติก ปฏิกิริยากับเบสปกติจะเป็นดังนี้
อย่างที่เราเห็น แต่ละโมลของกรดนี้“เทียบเท่า” กับ 2 โมลของกรดปกติเนื่องจากมันกินเบสปกติ 2 โมล ดังนั้นเราจึงกล่าวว่าจำนวนสมมูลต่อโมลของกรดซัลฟิวริกคือ 2 (ω=2 eq/mol) ด้วยเหตุนี้ สารละลาย 0.1 โมลาร์ของ H 2 SO 4จึงเทียบเท่ากับสารละลาย 0.2 โมลาร์ของกรดปกติ ดังนั้นเราจึงกล่าวว่าค่าปกติของสารละลายดังกล่าวคือ 0.2
กล่าวอีกนัยหนึ่ง เราสามารถกำหนดแนวคิดเรื่องความเป็นปกติใหม่เป็น ความเข้มข้นของโมลาร์ที่เทียบเท่ากับสารตั้งต้นปกติที่จะมีส่วนร่วมในปฏิกิริยาเคมี ประเภทเดียวกันกับตัวถูกละลาย
ปฏิกิริยากรดเบสเป็นเพียงตัวอย่างหนึ่งของปฏิกิริยาเคมีทั่วไป มีปฏิกิริยาอื่น ๆ และสำหรับแต่ละปฏิกิริยามีวิธีเฉพาะในการกำหนดสารตั้งต้นปกติ (นั่นคือการกำหนด ω) ตารางต่อไปนี้แสดงวิธีหา ω สำหรับตัวถูกละลายแต่ละประเภท ขึ้นอยู่กับปฏิกิริยาที่เกี่ยวข้อง:
| ประเภทของปฏิกิริยาเคมี | ประเภทน้ำยา | จำนวนเทียบเท่าต่อโมล (ω) |
| ปฏิกิริยาเมตาเทซิสของเกลือ | เกลือไอออนิก | ω กำหนดโดยจำนวนประจุบวกหรือลบทั้งหมดในเกลือที่เป็นกลาง (ตัวเลขทั้งสองเหมือนกัน) คำนวณโดยการคูณจำนวนไอออนบวกด้วยประจุหรือจำนวนประจุลบด้วยประจุบวก |
| ปฏิกิริยาของกรดเบส | กรด | ω กำหนดโดยจำนวนไฮโดรเจนที่ยอมแพ้ในปฏิกิริยา |
| ฐาน | ω กำหนดโดยจำนวนไฮโดรเจนที่สามารถจับได้ | |
| ปฏิกิริยารีดอกซ์ | สารออกซิไดซ์ | ω กำหนดโดยจำนวนอิเล็กตรอนที่จับโดยแต่ละโมเลกุลของตัวออกซิไดซ์ในครึ่งปฏิกิริยารีดักชันที่สมดุล |
| สารรีดิวซ์ | ω กำหนดโดยจำนวนอิเล็กตรอนที่แต่ละโมเลกุลของตัวรีดิวซ์ยอมแพ้ในครึ่งปฏิกิริยาออกซิเดชันที่สมดุล | |
| ตัวถูกละลายที่ไม่มีส่วนร่วมในปฏิกิริยา | ——- | ω มีค่าเท่ากับ 1eq/mol |
ปกติจะใช้เมื่อใด
ความเป็นมาตรฐานส่วนใหญ่จะใช้ในสถานการณ์ที่เกี่ยวข้องกับปฏิกิริยาเคมีในสารละลาย เนื่องจากช่วยอำนวยความสะดวกในการคำนวณปริมาณสารสัมพันธ์โดยไม่จำเป็นต้องเขียนปฏิกิริยาเคมีที่สมดุลหรือสมดุล
เนื่องจากวิธีกำหนดจำนวนสมมูลต่อโมล จำนวนสมมูลของสารตั้งต้นหนึ่งจะเท่ากับจำนวนสมมูลของอีกสารหนึ่งเสมอเมื่อสารทำปฏิกิริยาในอัตราส่วนสารสัมพันธ์
เนื่องจากสามารถหาจำนวนสมมูลได้ง่ายจากค่าปกติและปริมาตรของสารละลาย เราจึงสามารถคำนวณปริมาณสารสัมพันธ์ได้อย่างรวดเร็วโดยไม่ต้องกังวลเกี่ยวกับรายละเอียดของปฏิกิริยา
สิ่งนี้เป็นประโยชน์อย่างยิ่งในการไทเทรตแบบปริมาตรหรือการไทเทรต เนื่องจากที่จุดสมมูลของการไทเทรต จะเป็นความจริงเสมอว่า:
และแทนที่สิ่งที่เทียบเท่าด้วยผลคูณของความปกติด้วยปริมาตร เราได้รับ:
วิธีคำนวณค่าปกติจากหน่วยความเข้มข้นอื่นๆ
โมลาริตีเริ่มต้น (M)
การแปลงค่าระหว่างโมลาริตีและค่าปกตินั้นง่ายมาก เนื่องจากค่าที่สองจะเป็นจำนวนเต็มทวีคูณของค่าแรกเสมอดังที่แสดงด้านล่าง:
หากเราทราบค่าโมลาริตีของสารละลาย เราสามารถคำนวณค่าปกติต่างๆ ของสารละลายได้ง่ายๆ โดยการคูณค่าโมลาริตีด้วยจำนวนสมมูลต่อโมลตามลำดับ ซึ่งก็คือ ω
จากเปอร์เซ็นต์ m/V (%m/V)
เปอร์เซ็นต์ปริมาตรโดยมวลบ่งชี้ถึงมวลในหน่วยกรัมของตัวถูกละลายซึ่งต่อสารละลาย 100 มล. เมื่อคำนึงถึงสิ่งนี้ ความปกติในแง่ของเปอร์เซ็นต์มวล-ปริมาตร คือ:
ในสมการนี้ ตัวประกอบของ 10 มาจากตัวประกอบการแปลงจาก mL เป็น L (1000) และ 100% จากสูตรเปอร์เซ็นต์ เพื่อให้แน่ใจว่าหน่วยมีความสอดคล้องกัน ควรให้เปอร์เซ็นต์เป็นหน่วย g/mL และแฟกเตอร์ 10 ควรให้ ml/L
จากเปอร์เซ็นต์ m/m (%m/m)
ข้อแตกต่างเพียงอย่างเดียวระหว่างการแปลง %m/V เป็นค่าปกติและการแปลง %m/m คือคุณต้องคูณด้วยความหนาแน่นของสารละลายจึงจะสามารถแปลงสารละลาย 100 g (ของ %m/m) เป็น ปริมาณ. หลังจากจัดเรียงสมการใหม่และทำการแปลงทั้งหมด สูตรจะยังคงอยู่:
โดยที่ปัจจัยทั้งหมดมีความหมายเหมือนเดิม และสารละลาย d คือความหนาแน่นของสารละลายมีหน่วยเป็น g/mL
ขั้นตอนในการคำนวณค่าปกติ
ขั้นตอนที่ 1: รับข้อมูลที่จำเป็น
ในขั้นตอนนี้ เราจะวิเคราะห์ข้อมูลที่เรามีเกี่ยวกับสารละลาย ตัวถูกละลาย หรือตัวทำละลาย ซึ่งอาจรวมถึงมวล จำนวนเทียบเท่า ปริมาตร ความหนาแน่น หรือหน่วยความเข้มข้นอื่นๆ
ขั้นตอนที่ 2: เลือกสูตรที่เหมาะสม
เมื่อเราทราบข้อมูลที่เรามีอยู่ เราก็สามารถเลือกได้ว่าจะใช้สูตรใด ตัวอย่างเช่น ถ้าเราทราบปริมาตรของสารละลายและจำนวนของสมมูล เราจะใช้สูตรเดิม แต่ถ้าเราทราบเปอร์เซ็นต์ m/m และความหนาแน่น เราจะใช้สูตรหลัง
ขั้นตอนที่ 3: วิเคราะห์ตัวถูกละลายเพื่อกำหนด ω
สิ่งนี้เกี่ยวข้องกับการกำหนดประเภทของปฏิกิริยาที่ตัวถูกละลายจะมีส่วนร่วมก่อนเพื่อดูว่าจะกำหนดให้ ω เป็นเกลือ กรด เบส หรือตัวออกซิไดซ์หรือตัวรีดิวซ์ มีบางกรณีที่สารประกอบชนิดเดียวกันสามารถทำปฏิกิริยาได้หลายวิธี ตัวอย่างเช่น โพแทสเซียมไดโครเมต (K 2 Cr 2 O 7 ) เป็นทั้งเกลือพื้นฐานและตัวออกซิไดซ์ ดังนั้นจึงสามารถกำหนดให้ ω เหมือนกับว่ามันเป็นเบส เกลือ หรือตัวออกซิไดซ์
เคล็ดลับ: หากคุณไม่มีข้อมูลเกี่ยวกับสิ่งที่จะใช้ กฎทั่วไปคือ เกลือจะถือว่าเป็นเกลือเสมอ แม้ว่าจะเป็นกรด เบส ตัวออกซิไดซ์ หรือตัวรีดิวซ์ก็ตาม เช่นเดียวกับตัวละลายโมเลกุล (ไม่มีไอออนิก) ซึ่งในกรณีนี้ ω=1 จะถูกนำมา
ขั้นตอนที่ 4: ใช้สูตร
มี ω และข้อมูลอื่นๆ ทั้งหมดแล้ว สิ่งที่เหลืออยู่ก็คือการใช้สูตร รายละเอียดเดียวที่ต้องคำนึงถึงคือเราต้องแน่ใจว่าเรามีตัวแปรทั้งหมดในหน่วยที่ถูกต้อง เพื่อให้การคำนวณของเราสอดคล้องกัน
ตัวอย่างการคำนวณค่าปกติ
ตัวอย่างที่ 1
หาค่าปกติของสารละลายที่เตรียมโดยการละลายโซเดียมซัลเฟต 350 มก. (Na 2 SO 4 ) ในสารละลาย 150 มล.
สารละลาย:
ขั้นตอนที่ 1 และ 2:ในกรณีนี้ เรามีมวลของตัวถูกละลาย (350 มก.) และปริมาตรของสารละลาย (150 มล.) ดังนั้น เราจะใช้สมการที่ 3:
นอกจากนี้ เมื่อใช้มวลอะตอมของโซเดียม กำมะถัน และออกซิเจน มวลโมลาร์ของเกลือจะเท่ากับ 142 กรัม/โมล
ขั้นตอนที่ 3:โซเดียมซัลเฟตเป็นเกลือที่ประกอบด้วย Na +ไอออน บวก 2 ไอออน และ SO 4 2- ไอออน 1 ไอออน ดังนั้น ω ในกรณีนี้มีค่าเท่ากับ 2x(1)=1x(2)=2 eq/mol
ขั้นตอนที่ 4:ในที่สุด ข้อมูลจะถูกแทนที่ การแปลงเป็นกรัมและลิตรจะดำเนินการ และคำนวณค่ามาตรฐาน:
ดังนั้นสารละลายจึงมีความเข้มข้นของโซเดียมซัลเฟตปกติ 0.0329
ตัวอย่างที่ 2
หาค่าปกติของสารละลายที่เตรียมโดยการเจือจาง 10 มล. ของสารละลายกรดฟอสฟอริกเข้มข้น 25% m/v จนได้ปริมาตรสุดท้าย 250 มล.
สารละลาย:
ขั้นตอนที่ 1 และ 2:ในกรณีนี้ ให้เริ่มด้วยสารละลายเข้มข้นที่เจือจาง เราสามารถคำนวณค่านอร์มอลของสารละลายแรก จากนั้นคำนวณค่านอร์มอลของสารละลายเจือจาง หรือดำเนินการเจือจางก่อนและเปลี่ยนเป็นค่านอร์มัลลิตี้ในภายหลัง ในตัวอย่างนี้เราจะทำแบบหลัง
เนื่องจากเป็นการเจือจางจึงใช้สูตรการเจือจางซึ่งก็คือ:
จากจุดที่มีการล้างความเข้มข้นของสารละลายเจือจางซึ่งเป็นสิ่งที่เราสนใจ:
นอกจากนี้ เรายังต้องการมวลโมลาร์ของตัวถูกละลาย (H 3 PO 4 ) ซึ่งเท่ากับ 98.0 กรัม/โมล ด้วยสิ่งเหล่านี้ เราสามารถคำนวณค่าปกติโดยใช้สูตรของสมการ 5:
ขั้นตอนที่ 3:กรดฟอสฟอริกเป็นกรด ดังนั้น ω จะได้รับจากจำนวนโปรตอนที่สามารถแตกตัวเป็นไอออนได้ เนื่องจากเป็นกรดไตรโปรติก ดังนั้น ω=3 eq/mol
ขั้นตอนที่ 4:เราใช้สูตร:
ดังนั้นสารละลายที่เจือจางจึงมีความเข้มข้นของกรดฟอสฟอริกปกติ 0.306
ตัวอย่างที่ 3
กำหนดความเป็นปกติของสารละลาย 0.05 โมลาร์ของไอออน Ca 2+
สารละลาย:
นี่เป็นกรณีพิเศษและพบได้ทั่วไป เนื่องจากหลายครั้งสิ่งสำคัญคือความเข้มข้นของไอออนเฉพาะ ไม่ใช่ความเข้มข้นของเกลือสมบูรณ์ เมื่อสิ่งนี้เกิดขึ้น ทุกอย่างก็ดำเนินไปในลักษณะเดียวกัน เว้นแต่จำนวนสมมูลต่อโมลจะถูกนำมาเป็นประจุบนไอออน ในกรณีนี้ 2.
เนื่องจากในกรณีนี้ทราบโมลาริตี เราจึงใช้สมการที่ 4:
สุดท้าย สารละลายมีความเข้มข้นของแคลเซียมไอออนปกติ 0.1
อ้างอิง
Chang, R., & Goldsby, K. (2013). เคมี (ฉบับที่ 11) McGraw-Hill Interamericana de España SL
ความปกติ (2563, 12 มิถุนายน). เซิร์ฟเวอร์อลิกันเต้ https://glosarios.servidor-alicante.com/quimica/normalidad
quimicas.net. (น.ป.). ตัวอย่างของภาวะปกติ https://www.quimicas.net/2015/05/ejemplos-de-normalidad.html
UNAM CCH “ตะวันออก” (2562, 23 กันยายน). ความ เข้มข้นปกติ แชร์สไลด์ https://es.slideshare.net/Amon_Ra_C/normal-concentration
