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La normalità , rappresentata dalla lettera N , è un’unità di concentrazione chimica che esprime il numero di equivalenti di un soluto in ogni litro di soluzione. È espresso in unità di eq.L -1 o eq/L che si legge “normale” (cioè una concentrazione di 0.1 eq/L si legge 0.1 normal). È un’unità di concentrazione molto utile, che facilita notevolmente i calcoli stechiometrici indipendentemente dal reagente utilizzato.
Tuttavia, è anche un’unità di concentrazione che può creare un po’ di confusione, soprattutto perché la stessa soluzione può avere più di una concentrazione normale. Questo perché il concetto del numero di equivalenti dipende da cosa viene utilizzato il soluto o da quali tipi di reazioni chimiche parteciperà.
Le sezioni seguenti spiegano in dettaglio come calcolare la normalità da dati diversi, incluse altre unità di concentrazione.
Formule per calcolare la normalità
Le formule per il calcolo della normalità sono molto simili a quelle per la molarità. La forma matematica della definizione di normalità è:
dove n eq. soluto rappresenta il numero di equivalenti di soluto e V soluzione rappresenta il volume della soluzione espresso in litri. Se non si conosce in anticipo il numero di equivalenti ma la massa del soluto (situazione molto comune) allora si può trarre vantaggio dal fatto che il numero di equivalenti è calcolato come la massa divisa per il peso equivalente. Sostituendo questo nella formula sopra, ottieni:
Dove PE soluto (il peso equivalente del soluto) rappresenta il peso in grammi di 1 equivalente di soluto.
Il peso equivalente di una sostanza è dato dalla sua massa molare divisa per un numero intero che rappresenta il numero di equivalenti per ogni mole della sostanza, e che chiameremo ω (la lettera greca omega). Vale a dire:
Combinando questa equazione con la precedente, otteniamo:
Che può essere utilizzato per calcolare la normalità dalla massa del soluto, dalla sua massa molare (o peso molecolare, sebbene non sia esattamente lo stesso) e dal volume della soluzione. Inoltre, bisogna conoscere ω per il soluto, ed è qui che risiede la principale fonte di confusione riguardo alla normalità, poiché ω può avere valori diversi per lo stesso soluto.
Il concetto del numero di equivalenti
La chiave per comprendere il concetto di numero di equivalenti, e in effetti la ragione per cui la concentrazione “normale” o normalità è così chiamata, sta in ω. Questo numero dipende dall’uso a cui è destinato il soluto o dalla reazione chimica a cui parteciperà.
Per ogni tipo di reazione chimica maggiore che coinvolge almeno due sostanze chimiche, possiamo definire quello che chiameremo reagente “Normale”, che non è altro che un termine generico che utilizziamo per identificare il reagente che partecipa alla versione più semplice possibile del tipo particolare reazione.
Ad esempio , se si tratta di una reazione acido-base , il caso più semplice sarebbe quello in cui un qualsiasi acido monoprotico (HA) reagisce con una base monobasica (B), per dare le rispettive coppie coniugate secondo la seguente reazione:
L’acido monoprotico HA e la base monobasica B sono quelli che chiameremmo rispettivamente acido e base normali. Ciò significa che qualsiasi acido come HCl o HNO 3 è un acido normale e qualsiasi base come NaOH o NH 3 sarebbe un esempio di base normale.
Se ora consideriamo un acido come l’acido solforico (H 2 SO 4 ) che è diprotico, la reazione con una base normale sarebbe:
Come si vede, ogni mole di questo acido è “equivalente” a 2 moli di un acido normale , poiché consuma due moli di una base normale. Pertanto, diciamo che il numero di equivalenti per mole di acido solforico è 2 (ω=2 eq/mol). Per questo motivo una soluzione 0,1 molare di H 2 SO 4 equivale a una soluzione 0,2 molare di un acido normale, quindi diciamo che la normalità di detta soluzione è 0,2.
In altre parole, possiamo ridefinire il concetto di normalità come la concentrazione molare equivalente che un normale reagente avrebbe partecipando allo stesso tipo di reazione chimica del soluto .
Le reazioni acido-base sono solo un esempio di una tipica reazione chimica. Ci sono altre reazioni e per ognuna di esse c’è un modo particolare di definire il reagente normale (cioè di definire ω). La tabella seguente mostra come viene determinato ω per ogni tipo di soluto, a seconda della reazione in cui sarà coinvolto:
tipo di reazione chimica | tipo di reagente | Numero di equivalenti per mole (ω) |
Reazioni di metatesi del sale | sali ionici | ω è dato dal numero totale di cariche positive o negative nel sale neutro (entrambi i numeri sono uguali). Si calcola moltiplicando il numero di cationi per la loro carica o il numero di anioni per la loro. |
Reazioni acido base | acidi | ω è dato dal numero di idrogeni che cede nella reazione. |
Basi | ω è dato dal numero di idrogeni che può catturare | |
Reazioni redox | agenti ossidanti | ω è dato dal numero di elettroni catturati da ciascuna molecola di agente ossidante nella semireazione di riduzione bilanciata. |
agenti riducenti | ω è dato dal numero di elettroni che ogni molecola di agente riducente cede nella semireazione di ossidazione bilanciata. | |
Soluti che non partecipano alle reazioni | ——- | ω vale 1eq/mol |
Quando si usa la normalità?
La normalità viene utilizzata principalmente in situazioni che coinvolgono reazioni chimiche in soluzione, poiché facilitano i calcoli stechiometrici senza la necessità di scrivere reazioni chimiche bilanciate o bilanciate.
A causa del modo in cui viene definito il numero di equivalenti per mole, il numero di equivalenti di un reagente sarà sempre uguale al numero di equivalenti dell’altro quando reagiscono in rapporti stechiometrici.
Poiché il numero di equivalenti può essere facilmente ricavato dalla normalità e dal volume della soluzione, possiamo eseguire calcoli stechiometrici molto rapidamente senza preoccuparci dei dettagli della reazione.
Ciò è particolarmente pratico nelle titolazioni o titolazioni volumetriche, poiché, al punto di equivalenza della titolazione, sarà sempre vero che:
E sostituendo gli equivalenti con il prodotto della normalità per il volume, otteniamo:
Come calcolare la normalità da altre unità di concentrazione
Molarità iniziale (M)
La conversione tra molarità e normalità è molto semplice, poiché la seconda è sempre un multiplo intero della prima come mostrato di seguito:
Se conosciamo la molarità di una soluzione, possiamo calcolare le sue varie normalità semplicemente moltiplicando la molarità per il rispettivo numero di equivalenti per mole, ω.
Da percentuale m/V (%m/V)
La percentuale massa -volume indica la massa in grammi di soluto che è per 100 mL di soluzione. Tenendo conto di ciò, la normalità, in termini di percentuale massa-volume, è:
In questa equazione, il fattore 10 deriva dal fattore di conversione da mL a L (1000) e il 100% dalla formula percentuale. Per garantire la coerenza delle unità, la percentuale dovrebbe essere data in unità di g/mL e il fattore 10 dovrebbe essere dato in ml/L.
Da percentuale m/m (%m/m)
L’unica differenza tra la conversione della %m/V in normalità e la conversione della %m/m è che devi moltiplicare per la densità della soluzione per poter trasformare i 100 g di soluzione (della %m/m) in volume. Dopo aver riorganizzato l’equazione e aver effettuato tutte le trasformazioni, la formula rimane:
dove tutti i fattori hanno lo stesso significato di prima e d soluzione è la densità della soluzione in g/mL.
Passi per calcolare la normalità
Passaggio 1: ottenere i dati necessari
In questa fase, analizziamo quali dati abbiamo sulla soluzione, sul soluto o sul solvente. Ciò può includere masse, numero di equivalenti, volumi, densità o altre unità di concentrazione.
Passaggio 2: selezionare la formula appropriata
Una volta che sappiamo quali dati abbiamo, possiamo selezionare quale delle formule useremo. Ad esempio, se conosciamo il volume della soluzione e il numero di equivalenti, usiamo la prima formula, ma se conosciamo la percentuale m/m e la densità, usiamo la seconda.
Passaggio 3: analizzare il soluto per determinare ω
Ciò comporta innanzitutto la determinazione del tipo di reazione a cui parteciperà il soluto per vedere se verrà assegnato ω come sale, acido, base o agente ossidante o riducente. Ci sono casi in cui lo stesso composto può reagire in modi diversi. Ad esempio, il bicromato di potassio (K 2 Cr 2 O 7 ) è sia un sale basico che un agente ossidante, quindi potrebbe essere assegnato ω come se fosse una base, un sale o un agente ossidante.
SUGGERIMENTO: se non si dispone di informazioni su cosa verrà utilizzato, la regola generale è che i sali sono sempre trattati come sali, anche se sono acidi, basi, agenti ossidanti o riducenti. Lo stesso con i soluti molecolari (non ionici), nel qual caso si prende ω=1.
Passaggio 4: applicare la formula
Avendo ω e tutte le altre informazioni, non resta che applicare la formula. L’unico dettaglio da tenere in considerazione è che dobbiamo assicurarci di avere tutte le variabili nelle unità corrette in modo che i nostri calcoli siano coerenti.
Esempi di calcolo della normalità
Esempio 1
Determinare la normalità di una soluzione preparata sciogliendo 350 mg di solfato di sodio (Na 2 SO 4 ) in 150 mL di soluzione.
SOLUZIONE:
Passaggi 1 e 2: In questo caso abbiamo la massa del soluto (350 mg) e il volume della soluzione (150 ml), quindi useremo l’equazione 3:
Inoltre, utilizzando le masse atomiche di sodio, zolfo e ossigeno, si determina che la massa molare del sale è 142 g/mol.
Fase 3: Il solfato di sodio è un sale composto da due cationi Na + e un anione SO 4 2- . Pertanto, ω in questo caso vale 2x(1)=1x(2)=2 eq/mol.
Passo 4: Infine, si sostituiscono i dati, si effettuano le trasformazioni in grammi e litri e si calcola la normalità:
Pertanto, la soluzione ha una normale concentrazione di 0,0329 di solfato di sodio.
Esempio 2
Determinare la normalità di una soluzione preparata diluendo 10 mL di una soluzione di acido fosforico concentrato al 25% m/v fino a un volume finale di 250 mL.
SOLUZIONE:
Passaggi 1 e 2: In questo caso, inizi con una soluzione concentrata che viene diluita. Possiamo calcolare la normalità della prima soluzione e poi calcolare la normalità della soluzione diluita, oppure effettuare prima la diluizione e successivamente la conversione alla normalità. In questo esempio lo faremo nel secondo modo.
Poiché si tratta di una diluizione, viene applicata la formula di diluizione, che è:
Da dove si azzera la concentrazione della soluzione diluita, che è quella che ci interessa:
Abbiamo anche bisogno della massa molare del soluto (H 3 PO 4 ) che è 98,0 g/mol. Con questi, possiamo calcolare la normalità usando la formula dell’equazione 5:
Passaggio 3: L’acido fosforico è un acido, quindi ω è dato dal numero di protoni ionizzabili che contiene. Poiché è un acido triprotico, allora ω=3 eq/mol.
Passaggio 4: applichiamo la formula:
Pertanto, la soluzione diluita ha una concentrazione normale di 0,306 di acido fosforico.
Esempio 3
Determinare la normalità di una soluzione 0,05 molare di ioni Ca 2+ .
SOLUZIONE:
Questo è un caso particolare e notevolmente comune, poiché molte volte ciò che conta è la concentrazione di un particolare ione e non quella di un sale completo. Quando ciò accade, tutto si svolge allo stesso modo, tranne per il fatto che il numero di equivalenti per mole è considerato semplicemente la carica dello ione, in questo caso 2.
Poiché in questo caso la molarità è nota, utilizziamo l’equazione 4:
Infine, la soluzione ha una concentrazione normale di 0,1 di ioni calcio.
Riferimenti
Chang, R. e Goldsby, K. (2013). Chimica (11a ed.). McGraw-Hill Interamericana de España SL
Normalità . (2020, 12 giugno). Server Alicante. https://glosarios.servidor-alicante.com/quimica/normalidad
www.quimicas.net. (nd). Esempi di Normalità . https://www.quimicas.net/2015/05/ejemplos-de-normalidad.html
UNAM CCH “Est”. (2019, 23 settembre). Concentrazione normale . Condividi diapositiva. https://es.slideshare.net/Amon_Ra_C/normal-concentration