NORMALITEIT (CHEMIE): WAARUIT HET BESTAAT EN VOORBEELDEN - CHEMIE - 2026

De normaal is een maat voor de concentratie die steeds minder vaak wordt gebruikt in de oplossingschemie. Het geeft aan hoe reactief de oplossing van de opgeloste soort is, in plaats van hoe hoog of verdund de concentratie ervan is. Het wordt uitgedrukt als gramequivalenten per liter oplossing (Eq / L).

In de literatuur is veel verwarring en discussie ontstaan ​​over de term 'equivalent', aangezien deze varieert en voor alle stoffen een eigen waarde heeft. Evenzo zijn de equivalenten afhankelijk van de chemische reactie die wordt overwogen; daarom kan normaliteit niet willekeurig of globaal worden gebruikt.

Bron: Pexels

Om deze reden heeft de IUPAC geadviseerd om het niet meer te gebruiken om concentraties van oplossingen uit te drukken.

Het wordt echter nog steeds gebruikt in zuur-base-reacties, veel gebruikt in volumetrie. Dit komt gedeeltelijk doordat het, gezien de equivalenten van een zuur of een base, berekeningen veel gemakkelijker maakt; Bovendien gedragen zuren en basen zich altijd op dezelfde manier tegen alle scenario's: ze geven waterstofionen af ​​of accepteren deze, H ⁺ .

Wat is normaliteit?

Formules

Hoewel normaliteit door zijn definitie verwarring kan veroorzaken, is het kort gezegd niets meer dan molariteit vermenigvuldigd met een equivalentiefactor:

N = nM

Waarbij n de equivalentiefactor is en afhankelijk is van de reactieve soort, evenals de reactie waaraan het deelneemt. Dan, wetende dat het molariteit is, M, kan zijn normaliteit worden berekend door eenvoudige vermenigvuldiging.

Als daarentegen alleen de massa van het reagens beschikbaar is, wordt het equivalente gewicht gebruikt:

PE = PM / n

Waar MW het molecuulgewicht is. Zodra u PE heeft en de massa van de reactant, past u gewoon een verdeling toe om de equivalenten te verkrijgen die beschikbaar zijn in het reactiemedium:

Eq = g / PE

En tot slot zegt de definitie van normaliteit dat het de gram-equivalenten (of equivalenten) per liter oplossing uitdrukt:

N = g / (PE ∙ V)

Wat is gelijk aan

N = vergelijking / V

Na deze berekeningen wordt verkregen hoeveel equivalenten de reactieve soort heeft per 1 liter oplossing; of, hoeveel mEq zijn er per 1 ml oplossing.

Equivalenten

Maar wat zijn de equivalenten? Het zijn de delen die een reeks reactieve soorten gemeen hebben. Wat gebeurt er bijvoorbeeld met zuren en basen als ze reageren? Ze geven H ^{+ af} of accepteren het , ongeacht of het een hydracide (HCl, HF, enz.), Of een oxacid (H ₂ SO ₄ , HNO ₃ , H ₃ PO ₄ , enz.) Is .

Molariteit maakt geen onderscheid tussen het aantal H dat het zuur in zijn structuur heeft, of de hoeveelheid H die een base kan accepteren; beschouw gewoon de hele set in molecuulgewicht. Normaliteit houdt echter rekening met hoe de soort zich gedraagt ​​en dus met de mate van reactiviteit.

Als een zuur een H ⁺ afgeeft , kan moleculair gezien alleen een base het accepteren; met andere woorden, een equivalent reageert altijd met een ander equivalent (OH, in het geval van basen). Evenzo, als de ene soort elektronen doneert, moet een andere soort hetzelfde aantal elektronen accepteren.

Van hieruit komt de vereenvoudiging van de berekeningen: als je het aantal equivalenten van de ene soort kent, weet je precies hoeveel de equivalenten zijn die reageren op de andere soort. Terwijl je bij het gebruik van mollen je moet houden aan de stoichiometrische coëfficiënten van de chemische vergelijking.

Voorbeelden

Zuren

Te beginnen met het paar HF en H ₂ SO ₄ , bijvoorbeeld om de equivalenten in hun neutralisatiereactie met NaOH uit te leggen:

HF + NaOH => NaF + H ₂ O

H ₂ SO ₄ + 2NaOH => Na ₂ SO ₄ + 2H ₂ O

Om HF te neutraliseren is één mol NaOH nodig, terwijl H ₂ SO ₄ twee mol base nodig heeft. Dit betekent dat HF ​​reactiever is omdat het een kleinere hoeveelheid base nodig heeft voor zijn neutralisatie. Waarom? Omdat HF ​​1H (één equivalent) en H ₂ SO ₄ 2H (twee equivalenten) heeft.

Het is belangrijk om te benadrukken dat, hoewel HF, HCl, HI en HNO ₃ "even reactief" zijn volgens de normaliteit, de aard van hun bindingen en dus hun zuurgraad totaal verschillend zijn.

Dus als je dit weet, kan de normaliteit voor elk zuur worden berekend door het aantal H te vermenigvuldigen met zijn molariteit:

1 ∙ M = N (HF, HCl, CH ₃ COOH)

2 ∙ M = N (H ₂ SO ₄ , H ₂ SeO ₄ , H ₂ S)

H reactie

Met H ₃ PO ₄ heb je 3H, en daarom heeft het drie equivalenten. Het is echter een veel zwakker zuur, dus het geeft niet altijd al zijn H ^{+ vrij} .

Bovendien reageren in de aanwezigheid van een sterke base niet alle H ⁺ noodzakelijkerwijs ; Dit betekent dat er gelet dient te worden op de reactie waar u aan meedoet:

H ₃ PO ₄ + 2KOH => K ₂ HPO ₄ + 2H ₂ O

In dit geval is het aantal equivalenten gelijk aan 2 en niet 3, aangezien alleen 2H ⁺ reageert . Terwijl in deze andere reactie:

H ₃ PO ₄ + 3KOH => K ₃ PO ₄ + 3H ₂ O

Aangenomen wordt dat de normaliteit van H ₃ PO ₄ driemaal de molariteit is (N = 3 ∙ M), aangezien deze keer al zijn waterstofionen reageren.

Om deze reden is het niet voldoende om voor alle zuren een algemene regel aan te nemen, maar ook moet precies bekend zijn hoeveel H ⁺ aan de reactie deelnemen.

Basissen

Een zeer vergelijkbaar geval doet zich voor met de bases. Voor de volgende drie basen geneutraliseerd met HCl hebben we:

NaOH + HCl => NaCl + H ₂ O

Ba (OH) ₂ + 2HCl => BaCl ₂ + 2H ₂ O

Al (OH) ₃ + 3HCl => AlCl ₃ + 3H ₂ O

Al (OH) ₃ heeft drie keer meer zuur nodig dan NaOH; dat wil zeggen, de NaOH heeft slechts een derde van de hoeveelheid toegevoegde base nodig om de Al (OH) ₃ te neutraliseren .

Daarom is NaOH reactiever, aangezien het 1OH (één equivalent) heeft; Ba (OH) ₂ heeft 2OH (twee equivalenten) en Al (OH) ₃ drie equivalenten.

Maar het ontbreekt aan OH-groepen, Na ₂ CO ₃ kan ontvangt maximaal 2H ⁺ en heeft dus twee equivalenten; maar als u slechts 1H ⁺ accepteert , neemt u deel met een equivalent.

Bij neerslagreacties

Wanneer een kation en anion samenkomen om neer te slaan in een zout, is het aantal equivalenten voor elk gelijk aan zijn lading:

Mg ²⁺ + 2Cl ^- => MgCl ₂

Mg ²⁺ heeft dus twee equivalenten, terwijl Cl ^- er maar één heeft. Maar wat is de normaliteit van MgCl ₂ ? De waarde is relatief, het kan 1M of 2 ∙ M zijn, afhankelijk van of Mg ²⁺ of Cl ^{- wordt overwogen} .

Bij redoxreacties

Het aantal equivalenten voor de soort die bij redoxreacties betrokken is, is gelijk aan het aantal gewonnen of verloren elektronen tijdens hetzelfde.

3C ₂ O ₄ ^2- + Cr ₂ O ₇ ^2- + 14H ⁺ => 2Cr ³⁺ + 6CO ₂ + 7H ₂ O

Wat wordt de normaliteit voor C ₂ O ₄ ^2- en Cr ₂ O ₇ ^2- ? Hiervoor moet rekening worden gehouden met de deelreacties waarbij elektronen deelnemen als reactanten of producten:

C ₂ O ₄ ^2- => 2CO ₂ + 2e ^-

Cr ₂ O ₇ ^2- + 14H ⁺ + 6e ^- => 2Cr ³⁺ + 7H ₂ O

Elke C ₂ O ₄ ² geeft 2 elektronen vrij, en elke Cr ₂ O ₇ ² accepteert 6 elektronen; en na balancering is de resulterende chemische vergelijking de eerste van de drie.

Dus de normaliteit voor C ₂ O ₄ ^2- is 2 ∙ M, en 6 ∙ M voor Cr ₂ O ₇ ^2- (onthoud, N = nM).

Referenties

1. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (22 oktober 2018). Hoe normaliteit te berekenen (chemie). Hersteld van: thoughtco.com
2. Softschools. (2018). Normaliteitsformule. Hersteld van: softschools.com
3. Harvey D. (26 mei 2016). Normaliteit. Chemie LibreTexts. Hersteld van: chem.libretexts.org
4. Lic Pilar Rodríguez M. (2002). Chemie: eerste jaar gediversifieerd. Fundación Editorial Salesiana, p 56-58.
5. Peter J. Mikulecky, Chris Hren. (2018). Equivalenten en normaliteit onderzoeken. Chemistry Workbook voor dummies. Hersteld van: dummies.com
6. Wikipedia. (2018). Equivalente concentratie. Hersteld van: en.wikipedia.org
7. Normaliteit. . Hersteld van: faculty.chemeketa.edu
8. Day, R., & Underwood, A. (1986). Kwantitatieve analytische chemie (vijfde ed.). PEARSON Prentice Hall, p.67, 82.