Tabla de Contenidos
În chimie, se lucrează cu diferite unități de concentrare, iar moralitatea și normalitatea sunt două dintre cele mai frecvent utilizate. Pe de o parte, molaritatea este o unitate chimică de concentrație care indică numărul de moli de dizolvat în fiecare litru de soluție . Pe de altă parte, normalitatea este, de asemenea, o unitate de concentrație chimică , dar exprimată în termeni de număr de echivalenți de soluție pe litru de soluție .
Deși poate că nu pare, normalitatea și molaritatea sunt strâns legate, deoarece numărul de moli și echivalenți sunt și ele. Cu toate acestea, există o serie de diferențe foarte importante care fac fiecare unitate mai practică sau mai utilă pentru diferite aplicații. Din acest motiv, în acest articol, va fi acoperită diferența dintre molaritate și normalitate, pentru ce este folosită fiecare dintre aceste unități de concentrare, cum sunt calculate, cum se convertesc de la o unitate de concentrație la alta și în ce situații se află. mai convenabil să folosești unul sau altul.
molaritatea
După cum sa menționat la început, molaritatea este o unitate chimică de concentrație în care cantitatea de solut este exprimată în termeni de număr de moli și volumul soluției în litri. Este una dintre cele mai utilizate unități de concentrare deoarece permite cunoașterea foarte ușor și rapid a cantității de dizolvat prezentă în orice volum de soluție.
Molaritatea este exprimată în unități de mol/L, care este adesea citită ca „molar”. Astfel, o concentrație de 0,5 mol/L este de obicei citită ca 0,5 molar.
Formule pentru calcularea molarității
Formula care definește molaritatea este:
unde n soluție reprezintă numărul de moli de soluție și V soluție reprezintă volumul soluției exprimat în litri. Cu toate acestea, este foarte obișnuit să înlocuiți numărul de moli cu formula sa, care este dată de masa împărțită la masa molară a substanței dizolvate pentru a da următoarea formulă:
Când ar trebui să utilizați molaritatea?
Molaritatea este o unitate de concentrare de uz general, ceea ce înseamnă că funcționează pentru aproape orice situație care implică soluții, atâta timp cât nu există schimbări mari de temperatură.
Acesta din urmă se datorează faptului că temperatura poate afecta volumul unei soluții, determinând ca molaritatea, care depinde de volum, să varieze și cu temperatura. În aceste cazuri, este de preferat să se utilizeze o altă unitate de concentrație care este exprimată în termeni de masă sau cantitate de materie, cum ar fi molalitatea sau fracțiunile molare.
Normal
Normalitatea este, de asemenea, o unitate de concentrație chimică. Principala diferență dintre normalitate și molaritate este că prima exprimă cantitatea de solut în termeni de număr de echivalenți în loc de moli.
Marea problemă a normalității pentru majoritatea oamenilor este că, spre deosebire de molaritate, aceeași soluție poate avea mai mult de o normalitate, deoarece conceptul de număr de echivalenți depinde de la ce se folosește solutul sau în ce fel.ce tipuri de reacții chimice va participa la.
Formule pentru calcularea normalității
Formulele pentru calcularea normalității sunt foarte asemănătoare cu cele pentru molaritate. Forma matematică a definiției normalității este:
unde n eq. solut reprezintă numărul de echivalenți de soluție și V soluție reprezintă volumul soluției exprimat în litri. Pentru a calcula normalitatea din masa substanței dizolvate, există și o formulă similară cu cea pentru molaritate:
Unde PE dizolvat (greutatea echivalentă a substanței dizolvate) reprezintă greutatea în grame a 1 echivalent de soluție. Aceasta este dată de masa molară împărțită la un număr întreg care reprezintă numărul de echivalenți pe mol de substanță și pe care o vom numi ω (litera greacă omega) pentru a evita confundarea cu adevăratul număr de echivalenți (n eq ) .
Combinând această ecuație cu cea anterioară, obținem:
Conceptul de număr de echivalenți
Cheia pentru înțelegerea conceptului de număr de echivalenți și, într-adevăr, motivul pentru care concentrația sau normalitatea „normală” este numită așa, constă în ω. Acest număr depinde de utilizarea la care este dat solutul sau de reacția chimică la care va participa.
Pentru fiecare tip de reacție chimică majoră care implică cel puțin două substanțe chimice, putem defini ceea ce vom numi reactantul „Normal”, care nu este altceva decât un termen generic pe care îl folosim pentru a identifica reactantul care participă la cea mai simplă versiune posibilă. de tipul.reacţie particulară.
De exemplu , dacă vorbim de o reacție acido-bazică , cel mai simplu caz ar fi acela în care orice acid monoprotic (HA) reacționează cu o bază monobazică (B), pentru a da perechile conjugate respective:
Acidul monoprotic HA și baza monobazică B sunt ceea ce am numi acid normal și, respectiv, bază. Aceasta înseamnă că orice acid, cum ar fi HCI sau HNO3 , este un acid normal și orice bază, cum ar fi NaOH sau NH3, ar fi un exemplu de bază normală.
Dacă luăm în considerare acum un acid precum acidul sulfuric (H2SO4 ) care este diprotic, reacția cu o bază normală ar fi :
După cum putem vedea, fiecare mol din acest acid este „echivalent” cu 2 moli dintr-un acid normal . Prin urmare, spunem că numărul de echivalenți pe mol de acid sulfuric este de 2. Din acest motiv, o soluție de 0,1 molare de H 2 SO 4 este echivalentă cu o soluție de 0,2 molare a unui acid normal, deci spunem că normalitatea unui astfel de o soluție este 0,2.
Cu alte cuvinte, putem redefini conceptul de normalitate ca concentrația molară pe care un reactant normal ar avea-o participând la același tip de reacție chimică ca și solutul .
Următorul tabel arată cum se determină ω pentru fiecare tip de solut, în funcție de reacția în care va fi implicat:
| tip de reacție chimică | tip de reactiv | Numărul de echivalenți pe mol (ω) |
| Reacții care implică săruri | Ieși afară | ω este dat de numărul total de sarcini pozitive sau negative din sarea neutră (ambele numere sunt aceleași). Se calculează prin înmulțirea numărului de cationi cu încărcătura lor sau a numărului de anioni cu a lor. |
| Reacții acido-bazice | acizi | ω este dat de numărul de hidrogeni care cedează în reacție. |
| Bazele | ω este dat de numărul de hidrogeni pe care îi poate capta | |
| Reacții redox | agent oxidant | ω este dat de numărul de electroni capturați de fiecare moleculă de agent oxidant în semireacția de reducere echilibrată. |
| agent de reducere | ω este dat de numărul de electroni cedați de fiecare moleculă de agent reducător în semireacția de oxidare echilibrată. | |
| Soluții care nu participă la reacții | ——- | ω valorează 1 eq/mol |
Când ar trebui să folosești normalitatea?
Spre deosebire de molaritatea care este adesea folosită în orice context, normalitatea este utilizată în principal în situații care implică reacții chimice în soluție, deoarece facilitează calculele stoichiometrice fără a fi nevoie de a scrie reacții chimice echilibrate sau ajustate.
Datorită modului în care este definit numărul de echivalenți pe mol, numărul de echivalenți ai unui reactant va fi întotdeauna egal cu numărul de echivalenți ai celuilalt atunci când reacţionează în rapoarte stoichiometrice. Deoarece numărul de echivalenți poate fi găsit cu ușurință din normalitate și volumul soluției, putem efectua calcule stoechiometrice foarte rapid fără a ne îngrijora detaliile reacției.
Acest lucru este deosebit de practic în titrarile volumetrice sau titrări, deoarece, la punctul de echivalență al titrarii, va fi întotdeauna adevărat că:
Și înlocuind echivalentele cu produsul normalității cu volumul, obținem:
Ceva asemănător s-ar putea face cu molaritatea, dar inevitabil necesită să scriem ecuația chimică și să o ajustam pentru a obține rapoartele stoechiometrice necesare.
Conversie între molaritate și normalitate
Conversia între molaritate și normalitate este foarte ușoară, deoarece al doilea este întotdeauna un multiplu întreg al primului, așa cum se arată mai jos:
Dacă cunoaștem molaritatea unei soluții, putem calcula diferitele sale normalități pur și simplu înmulțind molaritatea cu numărul respectiv de echivalenți pe mol, ω.
Referințe
https://www.significados.com/concentracion-quimica/
