Tabla de Contenidos
Normalność , oznaczona literą N , to jednostka stężenia chemicznego wyrażająca liczbę równoważników substancji rozpuszczonej w każdym litrze roztworu. Wyraża się go w jednostkach eq.L -1 lub eq/L, co oznacza „normalne” (tj. stężenie 0,1 eq/L jest odczytywane jako 0,1 normalne). Jest to bardzo użyteczna jednostka stężenia, znacznie ułatwiająca obliczenia stechiometryczne bez względu na używany odczynnik.
Jednak jest to również jednostka stężenia, która może prowadzić do pewnego zamieszania, zwłaszcza że ten sam roztwór może mieć więcej niż jedno normalne stężenie. Dzieje się tak, ponieważ pojęcie liczby równoważników zależy od tego, do czego służy substancja rozpuszczona lub w jakich typach reakcji chemicznych będzie uczestniczyć.
W poniższych sekcjach wyjaśniono szczegółowo, jak obliczyć normalność na podstawie różnych danych, w tym innych jednostek stężenia.
Wzory do obliczania normalności
Wzory do obliczania normalności są bardzo podobne do tych dla molarności. Matematyczna postać definicji normalności to:
gdzie n równ. substancja rozpuszczona reprezentuje liczbę równoważników substancji rozpuszczonej, a V roztwór reprezentuje objętość roztworu wyrażoną w litrach. Jeśli liczba równoważników nie jest znana z góry, ale masa substancji rozpuszczonej (bardzo częsta sytuacja), możemy skorzystać z faktu, że liczba równoważników jest obliczana jako masa podzielona przez wagę równoważnika. Podstawiając to do powyższego wzoru, otrzymujesz:
Gdzie substancja rozpuszczona PE (równoważnik masy substancji rozpuszczonej) oznacza wagę w gramach 1 równoważnika substancji rozpuszczonej.
Równoważnik masy substancji jest podawany przez jej masę molową podzieloną przez liczbę całkowitą reprezentującą liczbę równoważników każdego mola substancji, którą będziemy nazywać ω (grecka litera omega). To jest do powiedzenia:
Łącząc to równanie z poprzednim, otrzymujemy:
Które można wykorzystać do obliczenia normalności na podstawie masy substancji rozpuszczonej, jej masy molowej (lub masy cząsteczkowej, chociaż nie jest to dokładnie to samo) i objętości roztworu. Co więcej, trzeba znać ω dla substancji rozpuszczonej i tu leży główne źródło nieporozumień dotyczących normalności, ponieważ ω może mieć różne wartości dla tej samej substancji rozpuszczonej.
Pojęcie liczby odpowiedników
Klucz do zrozumienia pojęcia liczby równoważników, a właściwie powodu, dla którego tak zwana jest „normalna” koncentracja lub normalność, leży w ω. Liczba ta zależy od zastosowania substancji rozpuszczonej lub reakcji chemicznej, w której będzie uczestniczyć.
Dla każdego typu głównej reakcji chemicznej, w której biorą udział co najmniej dwie substancje chemiczne, możemy zdefiniować to, co będziemy nazywać „normalnym” reagentem, co jest niczym innym jak ogólnym terminem, którego używamy do identyfikacji reagenta biorącego udział w najprostszej możliwej wersji typu konkretnej reakcji.
Na przykład , jeśli mówimy o reakcji kwas-zasada , najprostszym przypadkiem byłby taki, w którym dowolny kwas jednoprotonowy (HA) reaguje z jednozasadową zasadą (B), dając odpowiednie pary koniugatów zgodnie z następującą reakcją:
Kwas monoprotonowy HA i zasada jednozasadowa B są tym, co nazwalibyśmy odpowiednio normalnym kwasem i zasadą. Oznacza to, że każdy kwas, taki jak HCl lub HNO 3 , jest normalnym kwasem, a każda zasada, taka jak NaOH lub NH 3 , byłaby przykładem normalnej zasady.
Jeśli teraz weźmiemy pod uwagę kwas, taki jak kwas siarkowy (H 2 SO 4 ), który jest diprotyczny, reakcja z normalną zasadą wyglądałaby następująco:
Jak widać, każdy mol tego kwasu jest „równoważny” 2 molom normalnego kwasu , ponieważ zużywa on dwa mole normalnej zasady. Dlatego mówimy, że liczba równoważników na mol kwasu siarkowego wynosi 2 (ω=2 eq/mol). Z tego powodu 0,1 molowy roztwór H 2 SO 4 jest równoważny 0,2 molowemu roztworowi normalnego kwasu, więc mówimy, że normalność tego roztworu wynosi 0,2.
Innymi słowy, możemy przedefiniować pojęcie normalności jako równoważnego stężenia molowego, w którym normalny reagent uczestniczyłby w reakcji chemicznej tego samego typu co substancja rozpuszczona .
Reakcje kwasowo-zasadowe to tylko jeden przykład typowej reakcji chemicznej. Istnieją inne reakcje i dla każdej z nich istnieje określony sposób definiowania normalnego reagenta (czyli definiowania ω). Poniższa tabela pokazuje, jak określa się ω dla każdego rodzaju substancji rozpuszczonej, w zależności od reakcji, w której będzie ona uczestniczyć:
| rodzaj reakcji chemicznej | typ odczynnika | Liczba równoważników na mol (ω) |
| Reakcje metatezy soli | sole jonowe | ω jest podane przez całkowitą liczbę ładunków dodatnich lub ujemnych w soli obojętnej (obie liczby są takie same). Oblicza się go mnożąc liczbę kationów przez ich ładunek lub liczbę anionów przez ich ładunek. |
| Reakcje kwasowo-zasadowe | kwasy | ω jest określone przez liczbę wodorów, które ustępują w reakcji. |
| Bazy | ω jest podane przez liczbę wodorów, które może wychwycić | |
| Reakcje redoks | utleniacze | ω jest określone przez liczbę elektronów wychwyconych przez każdą cząsteczkę utleniacza w zrównoważonej połówkowej reakcji redukcji. |
| środki redukujące | ω wyraża liczbę elektronów, które każda cząsteczka środka redukującego oddaje w zrównoważonej połówkowej reakcji utleniania. | |
| Substancje rozpuszczone, które nie biorą udziału w reakcjach | ——- | ω jest warte 1 eq/mol |
Kiedy stosuje się normalność?
Normalność jest używana głównie w sytuacjach związanych z reakcjami chemicznymi w roztworze, ponieważ ułatwia obliczenia stechiometryczne bez konieczności zapisywania zrównoważonych lub zrównoważonych reakcji chemicznych.
Ze względu na sposób definiowania liczby równoważników na mol, liczba równoważników jednego reagenta zawsze będzie równa liczbie równoważników drugiego, gdy reagują one w stosunkach stechiometrycznych.
Ponieważ liczbę równoważników można łatwo znaleźć na podstawie normalności i objętości roztworu, możemy bardzo szybko przeprowadzić obliczenia stechiometryczne, nie martwiąc się o szczegóły reakcji.
Jest to szczególnie praktyczne w przypadku miareczkowania wolumetrycznego lub miareczkowania, ponieważ w punkcie równoważnikowym miareczkowania zawsze będzie prawdą, że:
A zastępując równoważniki iloczynem normalności przez objętość, otrzymujemy:
Jak obliczyć normalność z innych jednostek stężenia
Molarność początkowa (M)
Konwersja między molarnością a normalnością jest bardzo łatwa, ponieważ druga jest zawsze całkowitą wielokrotnością pierwszej, jak pokazano poniżej:
Jeśli znamy molarność roztworu, możemy obliczyć jego różne normalności, po prostu mnożąc molowość przez odpowiednią liczbę równoważników na mol, ω.
Z procentu m/V (%m/V)
Procent masowo -objętościowy wskazuje masę w gramach substancji rozpuszczonej na 100 ml roztworu. Biorąc to pod uwagę, normalność wyrażona w procentach masowo-objętościowych jest następująca:
W tym równaniu współczynnik 10 pochodzi ze współczynnika konwersji z mL na L (1000), a 100% ze wzoru procentowego. Aby zapewnić spójność jednostek, procent powinien być podany w g/mL, a współczynnik 10 w ml/L.
Od procentu m/m (%m/m)
Jedyna różnica między konwersją %m/V na normalność a konwersją %m/m polega na tym, że musisz pomnożyć przez gęstość roztworu, aby móc przekształcić 100 g roztworu (z %m/m) na tom. Po przekształceniu równania i dokonaniu wszystkich przekształceń wzór pozostaje:
gdzie wszystkie czynniki mają takie samo znaczenie jak poprzednio, a d roztwór to gęstość roztworu w g/ml.
Kroki, aby obliczyć normalność
Krok 1: Uzyskaj niezbędne dane
W tym kroku analizujemy, jakie mamy dane na temat roztworu, substancji rozpuszczonej lub rozpuszczalnika. Może to obejmować masy, liczbę równoważników, objętości, gęstości lub inne jednostki stężenia.
Krok 2: Wybierz odpowiednią formułę
Gdy już wiemy, jakimi danymi dysponujemy, możemy wybrać, z których formuł będziemy korzystać. Na przykład, jeśli znamy objętość roztworu i liczbę równoważników, używamy pierwszego wzoru, ale jeśli znamy procent m/m i gęstość, używamy drugiego.
Krok 3: Przeanalizuj substancję rozpuszczoną, aby określić ω
Obejmuje to najpierw określenie typu reakcji, w której będzie uczestniczyć substancja rozpuszczona, aby sprawdzić, czy zostanie jej przypisane ω jako sól, kwas, zasada lub środek utleniający lub redukujący. Istnieją przypadki, w których ten sam związek może reagować na różne sposoby. Na przykład dichromian potasu (K 2 Cr 2 O 7 ) jest zarówno zasadową solą, jak i utleniaczem, więc można mu przypisać ω tak, jakby był zasadą, solą lub utleniaczem.
WSKAZÓWKA: Jeśli nie masz informacji, do czego będzie używany, ogólna zasada jest taka, że sole są zawsze traktowane jako sole, nawet jeśli są to kwasy, zasady, utleniacze lub reduktory. To samo dotyczy cząsteczkowych (niejonowych) substancji rozpuszczonych, w którym to przypadku przyjmuje się ω=1.
Krok 4: Zastosuj formułę
Mając ω i wszystkie inne informacje, pozostaje tylko zastosować wzór. Jedynym szczegółem, który należy wziąć pod uwagę, jest to, że musimy upewnić się, że mamy wszystkie zmienne w odpowiednich jednostkach, aby nasze obliczenia były spójne.
Przykłady obliczania normalności
Przykład 1
Określ normalność roztworu przygotowanego przez rozpuszczenie 350 mg siarczanu sodu (Na 2 SO 4 ) w 150 ml roztworu.
ROZWIĄZANIE:
Kroki 1 i 2: W tym przypadku mamy masę substancji rozpuszczonej (350 mg) i objętość roztworu (150 ml), więc użyjemy równania 3:
Ponadto, używając mas atomowych sodu, siarki i tlenu, masa molowa soli wynosi 142 g/mol.
Krok 3: Siarczan sodu to sól składająca się z dwóch kationów Na + i jednego anionu SO 4 2- . Dlatego ω w tym przypadku jest warte 2x(1)=1x(2)=2 eq/mol.
Krok 4: Na koniec dane są zastępowane, przeprowadzane są przekształcenia na gramy i litry oraz obliczana jest normalność:
Dlatego roztwór ma normalne stężenie siarczanu sodu 0,0329.
Przykład 2
Określ normalność roztworu przygotowanego przez rozcieńczenie 10 ml 25% m/v stężonego roztworu kwasu fosforowego do końcowej objętości 250 ml.
ROZWIĄZANIE:
Kroki 1 i 2: W tym przypadku zaczynasz od stężonego roztworu, który jest rozcieńczony. Możemy obliczyć normalność pierwszego roztworu, a następnie normalność rozcieńczonego roztworu lub najpierw przeprowadzić rozcieńczenie, a później konwersję do normalności. W tym przykładzie zrobimy to w ten drugi sposób.
Ponieważ jest to rozcieńczenie, stosuje się wzór na rozcieńczenie, który jest następujący:
Skąd wyczyszczone jest stężenie rozcieńczonego roztworu, czyli to, które nas interesuje:
Potrzebujemy również masy molowej substancji rozpuszczonej (H 3 PO 4 ), która wynosi 98,0 g/mol. Dzięki nim możemy obliczyć normalność za pomocą wzoru z równania 5:
Krok 3: Kwas fosforowy jest kwasem, więc ω wyraża liczbę zawartych w nim protonów ulegających jonizacji. Ponieważ jest to kwas trójprotonowy, to ω=3 eq/mol.
Krok 4: Stosujemy formułę:
Dlatego rozcieńczony roztwór ma normalne stężenie kwasu fosforowego 0,306.
Przykład 3
Określ normalność 0,05 molowego roztworu jonów Ca 2+ .
ROZWIĄZANIE:
Jest to szczególny i dość powszechny przypadek, ponieważ często liczy się stężenie konkretnego jonu, a nie całej soli. Kiedy tak się dzieje, wszystko odbywa się w ten sam sposób, z wyjątkiem tego, że liczba równoważników na mol jest po prostu traktowana jako ładunek jonu, w tym przypadku 2.
Ponieważ w tym przypadku molowość jest znana, używamy równania 4:
Wreszcie, roztwór ma normalne stężenie jonów wapnia 0,1.
Bibliografia
Chang, R. i Goldsby, K. (2013). Chemia (wyd. 11). McGraw-Hill Interamericana de España SL
normalność . (2020, 12 czerwca). Serwer Alicante. https://glosarios.servidor-alicante.com/quimica/normalidad
quimicas.net. (nd). Przykłady normalności . https://www.quimicas.net/2015/05/ejemplos-de-normalidad.html
UNAM CCH „Wschód”. (2019, 23 września). Normalne stężenie . Udostępnianie slajdów. https://es.slideshare.net/Amon_Ra_C/normal-concentration
