Sådan beregnes normaliteten af ​​en løsning

Normalitet , som er repræsenteret ved bogstavet N , er en enhed for kemisk koncentration, der udtrykker antallet af ækvivalenter af et opløst stof i hver liter opløsning. Det udtrykkes i enheder af eq.L ^-1 eller eq/L, som aflæses “normal” (dvs. en koncentration på 0,1 eq/L aflæses 0,1 normal). Det er en meget nyttig koncentrationsenhed, der i høj grad letter støkiometriske beregninger, uanset hvilket reagens der bruges.

Det er dog også en koncentrationsenhed, der kan føre til en smule forvirring, især da den samme opløsning kan have mere end én normal koncentration. Dette skyldes, at begrebet antallet af ækvivalenter afhænger af, hvad det opløste stof bruges til, eller hvilke typer kemiske reaktioner det vil deltage i.

De følgende afsnit forklarer i detaljer, hvordan man beregner normalitet ud fra forskellige data, herunder andre koncentrationsenheder.

Formler til at beregne normalitet

Formlerne til beregning af normalitet er meget lig dem for molaritet. Den matematiske form for definitionen af ​​normalitet er:

hvor n _{lign. opløst stof} repræsenterer antallet af opløst stof ækvivalenter og V _opløsning repræsenterer volumenet af opløsningen udtrykt i liter. Hvis antallet af ækvivalenter ikke er kendt på forhånd, men massen af ​​det opløste stof (en meget almindelig situation), så kan vi drage fordel af, at antallet af ækvivalenter beregnes som massen divideret med ækvivalentvægten. Hvis du erstatter dette med formlen ovenfor, får du:

Hvor PE _{opløst stof} (ækvivalentvægten af ​​det opløste stof) repræsenterer vægten i gram af 1 ækvivalent opløst stof.

Et stofs ækvivalentvægt er givet ved dets molære masse divideret med et heltal, der repræsenterer antallet af ækvivalenter for hver mol af stoffet, og som vi vil kalde ω (det græske bogstav omega). Det vil sige:

Ved at kombinere denne ligning med den foregående får vi:

Som kan bruges til at beregne normalitet ud fra massen af ​​det opløste stof, dets molære masse (eller molekylvægt, selvom det strengt taget ikke er det samme) og opløsningens volumen. Desuden skal man kende ω for det opløste stof, og det er her hovedkilden til forvirring vedrørende normalitet ligger, da ω kan have forskellige værdier for det samme opløste stof.

Begrebet antallet af ækvivalenter

Nøglen til at forstå begrebet antallet af ækvivalenter, og faktisk årsagen til, at “normal” koncentration eller normalitet er såkaldt, ligger i ω. Dette tal afhænger af den anvendelse, som det opløste stof anvendes til, eller den kemiske reaktion, som det vil deltage i.

For hver type større kemisk reaktion, der involverer mindst to kemiske stoffer, kan vi definere, hvad vi vil kalde den “normale” reaktant, som ikke er andet end et generisk udtryk, som vi bruger til at identificere den reaktant, der deltager i den enklest mulige version af typen bestemt reaktion.

For eksempel , hvis vi taler om en syre-base-reaktion , ville det enkleste tilfælde være et, hvor enhver monoprotisk syre (HA) reagerer med en monobasisk base (B), for at give de respektive konjugatpar i henhold til følgende reaktion:

Den monoprotiske syre HA og den monobasiske base B er, hvad vi vil kalde henholdsvis en normal syre og base. Dette betyder, at enhver syre, såsom HCl eller HNO3, _er en normal syre, og enhver base, såsom NaOH eller NH3, _ville være et eksempel på en normal base.

Hvis vi nu betragter en syre som svovlsyre (H ₂ SO ₄ ), der er diprotisk, ville reaktionen med en normal base være:

Som vi kan se, er hvert mol af denne syre “ækvivalent” til 2 mol af en normal syre , da den forbruger to mol af en normal base. Derfor siger vi, at antallet af ækvivalenter pr. mol svovlsyre er 2 (ω=2 ækv./mol). Af denne grund svarer en 0,1 molær opløsning af H ₂ SO _{4 til en 0,2 molær opløsning af en normal syre, så vi siger, at normaliteten af ​​nævnte opløsning er 0,2.}

Med andre ord kan vi omdefinere begrebet normalitet som den ækvivalente molære koncentration, som en normal reaktant ville have deltaget i den samme type kemisk reaktion som det opløste stof .

Syre-base reaktioner er blot et eksempel på en typisk kemisk reaktion. Der er andre reaktioner, og for hver af dem er der en særlig måde at definere den normale reaktant på (det vil sige at definere ω). Følgende tabel viser, hvordan ω bestemmes for hver type opløst stof, afhængigt af den reaktion, den vil være involveret i:

Hvornår bruges normalitet?

Normalitet bruges hovedsageligt i situationer, der involverer kemiske reaktioner i opløsning, da de letter støkiometriske beregninger uden behov for at skrive afbalancerede eller afbalancerede kemiske reaktioner.

På grund af den måde, hvorpå antallet af ækvivalenter pr. mol er defineret, vil antallet af ækvivalenter af en reaktant altid være lig med antallet af ækvivalenter af den anden, når de reagerer i støkiometriske forhold.

Da antallet af ækvivalenter let kan findes ud fra normaliteten og opløsningens volumen, kan vi udføre støkiometriske beregninger meget hurtigt uden at bekymre os om detaljerne i reaktionen.

Dette er særligt praktisk ved volumetriske titreringer eller titreringer, da det ved titreringens ækvivalenspunkt altid vil være sandt, at:

Og erstatter vi ækvivalenterne med produktet af normaliteten med volumen, får vi:

Hvordan man beregner normalitet ud fra andre koncentrationsenheder

Startmolaritet (M)

Konvertering mellem molaritet og normalitet er meget let, da den anden altid er et heltal af den første som vist nedenfor:

Hvis vi kender molariteten af ​​en opløsning, kan vi beregne dens forskellige normaliteter blot ved at gange molariteten med det respektive antal ækvivalenter pr. mol, ω.

Fra procent m/V (%m/V)

Masse -volumenprocenten angiver massen i gram opløst stof, der er pr. 100 ml opløsning . Når dette tages i betragtning, er normaliteten i form af masse-volumen procent:

I denne ligning kommer faktoren 10 fra konverteringsfaktoren fra ml til L (1000) og 100 % fra procentformlen. For at sikre enhedskonsistens bør procentdelen gives enheder på g/ml og faktor 10 skal gives ml/L.

Fra procent m/m (%m/m)

Den eneste forskel mellem at konvertere %m/V til normalitet og omregning af %m/m er, at man skal gange med densiteten af ​​opløsningen for at kunne omdanne de 100 g opløsning (af %m/m) til bind. Efter at have omarrangeret ligningen og foretaget alle transformationerne, forbliver formlen:

hvor alle faktorer har samme betydning som før og d _opløsning er densiteten af ​​opløsningen i g/mL.

Trin til at beregne normalitet

Trin 1: Få de nødvendige data

I dette trin analyserer vi, hvilke data vi har om opløsningen, det opløste stof eller opløsningsmidlet. Dette kan omfatte masser, antal ækvivalenter, volumener, tætheder eller andre koncentrationsenheder.

Trin 2: Vælg den relevante formel

Når vi ved, hvilke data vi har, kan vi vælge, hvilken af ​​formlerne vi vil bruge. Hvis vi for eksempel kender opløsningens rumfang og antallet af ækvivalenter, bruger vi førstnævnte formel, men hvis vi kender procentdelen m/m og massefylden, bruger vi sidstnævnte.

Trin 3: Analyser det opløste stof for at bestemme ω

Dette involverer først at bestemme typen af ​​reaktion, det opløste stof vil deltage i, for at se, om det vil blive tildelt ω som et salt, en syre, en base eller et oxidations- eller reduktionsmiddel. Der er tilfælde, hvor den samme forbindelse kan reagere på forskellige måder. For eksempel er kaliumdichromat (K ₂ Cr ₂ O ₇ ) både et basisk salt og et oxidationsmiddel, så det kunne tildeles ω, som om det var en base, et salt eller et oxidationsmiddel.

TIP: Hvis du ikke har oplysninger om, hvad det skal bruges til, er hovedreglen, at salte altid behandles som salte, også selvom de er syrer, baser, oxidations- eller reduktionsmidler. Det samme med molekylære (non-ioniske) opløste stoffer, i hvilket tilfælde ω=1 tages.

Trin 4: Anvend formlen

Når du har ω og al den anden information, er der kun tilbage at anvende formlen. Den eneste detalje at tage højde for er, at vi skal sikre os, at vi har alle variablerne i de rigtige enheder, så vores beregninger er konsistente.

Eksempler på normalitetsberegning

Eksempel 1

Bestem normaliteten af ​​en opløsning fremstillet ved at opløse 350 mg natriumsulfat (Na ₂ SO ₄ ) i 150 ml opløsning.

LØSNING:

Trin 1 og 2: I dette tilfælde har vi massen af ​​det opløste stof (350 mg) og volumenet af opløsningen (150 ml), så vi vil bruge ligning 3:

Også ved at bruge atommasserne af natrium, svovl og oxygen bestemmes saltets molære masse til 142 g/mol.

Trin 3: Natriumsulfat er et salt, der består af to Na ⁺ -kationer og en SO ₄ ^2- anion . Derfor er ω i dette tilfælde 2x(1)=1x(2)=2 ækv/mol værd.

Trin 4: Til sidst erstattes dataene, transformationerne til gram og liter udføres, og normaliteten beregnes:

Derfor har opløsningen en normal koncentration af natriumsulfat på 0,0329.

Eksempel 2

Bestem normaliteten af ​​en opløsning fremstillet ved at fortynde 10 mL af en 25 % m/v koncentreret fosforsyreopløsning til et slutvolumen på 250 mL.

LØSNING:

Trin 1 og 2: I dette tilfælde starter du med en koncentreret opløsning, der er fortyndet. Vi kan beregne normaliteten af ​​den første opløsning og derefter beregne normaliteten af ​​den fortyndede opløsning, eller udføre fortyndingen først og konverteringen til normalitet senere. I dette eksempel vil vi gøre det på den sidste måde.

Da det er en fortynding, anvendes fortyndingsformlen, som er:

Hvorfra koncentrationen af ​​den fortyndede opløsning renses, hvilket er den, der interesserer os:

Vi har også brug for molmassen af ​​det opløste stof (H ₃ PO ₄ ), som er 98,0 g/mol. Med disse kan vi beregne normaliteten ved hjælp af formlen for ligning 5:

Trin 3: Fosforsyre er en syre, så ω er givet ved antallet af ioniserbare protoner, den indeholder. Da det er en triprotisk syre, så er ω=3 ækv/mol.

Trin 4: Vi anvender formlen:

Derfor har den fortyndede opløsning en normal koncentration af fosforsyre på 0,306.

Eksempel 3

Bestem normaliteten af ​​en 0,05 molær opløsning af Ca2 ⁺ -ioner .

LØSNING:

Dette er et særligt og betydeligt almindeligt tilfælde, da det mange gange betyder noget, er koncentrationen af ​​en bestemt ion og ikke koncentrationen af ​​et komplet salt. Når dette sker, foregår alt på samme måde, bortset fra at antallet af ækvivalenter pr. mol blot tages som ladningen på ionen, i dette tilfælde 2.

Da molariteten i dette tilfælde er kendt, så bruger vi ligning 4:

Endelig har opløsningen en normal koncentration af calciumioner på 0,1.

Referencer

Chang, R., & Goldsby, K. (2013). Kemi (11. udgave). 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 koncentration . Slideshare. https://es.slideshare.net/Amon_Ra_C/normal-concentration