Normaliteit in wat het bestaat en voorbeelden

de normaliteit het is een maat voor de gebruikte concentratie, steeds minder vaak, in de chemie van oplossingen. 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 in gram-equivalenten per liter oplossing (Eq / L).

In de literatuur zijn veel verwarring en discussie ontstaan ​​over het begrip 'equivalent', omdat het varieert en een eigen waarde heeft voor alle stoffen. Ook zijn de equivalenten afhankelijk van welke chemische reactie wordt overwogen; daarom kan normaliteit niet willekeurig of wereldwijd worden gebruikt.

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

Het wordt echter nog steeds gebruikt in zuur-base-reacties, veel gebruikt in volumetrie. Dit komt deels omdat het, rekening houdend met de equivalenten van een zuur of een base, berekeningen veel eenvoudiger maakt; en bovendien gedragen de zuren en basen zich altijd op dezelfde manier voor alle scenario's: ze geven waterstofionen vrij of accepteren H⁺.

index

• 1 Wat is normaliteit?
  • 1.1 Formules
  • 1.2 Equivalenten
• 2 voorbeelden
  • 2.1 Zuren
  • 2.2 Bases
  • 2.3 In precipitatiereacties
  • 2.4 In redoxreacties
• 3 referenties

Wat is normaliteit?

formules

Hoewel normaliteit door zijn loutere definitie voor verwarring kan zorgen, is het in een notendop niets meer dan molariteit vermenigvuldigd met een equivalentiefactor:

N = nM

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

Als daarentegen alleen de massa van het reagens wordt geteld, wordt het equivalentgewicht gebruikt:

PE = PM / n

Waar PM het molecuulgewicht is. Zodra u PE en de massa van het reagens heeft, volstaat het om een ​​onderverdeling toe te passen om de equivalenten te verkrijgen die beschikbaar zijn in het reactiemedium:

Eq = g / PE

En ten slotte zegt de definitie van normaliteit dat het gram-equivalenten (of equivalenten) per liter oplossing weergeeft:

N = g / (PE ∙ V)

Wat is gelijk aan

N = Eq / V

Na deze berekeningen verkrijgen we hoeveel equivalenten de reactieve soort heeft met 1L oplossing; of, hoeveel mEq zijn er per 1 ml oplossing.

equivalenten

Maar wat zijn de equivalenten? Ze zijn de delen die een reeks reactieve soorten gemeen hebben. Wat gebeurt er bijvoorbeeld met zuren en basen als ze reageren? Ze geven H vrij of accepteren H⁺, ongeacht of het een hydrazide is (HCl, HF, etc.) of een oxacide (H.₂SW₄, HNO₃, H₃PO₄, etc.).

Molariteit maakt geen onderscheid tussen het aantal H dat zuur in zijn structuur heeft, of de hoeveelheid H die een base kan accepteren; overweeg eenvoudig de volledige reeks in moleculair gewicht. Normaliteit houdt echter rekening met hoe soorten zich gedragen en daarmee met de mate van reactiviteit.

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

Vanaf hier komt de vereenvoudiging van de berekeningen: wetende het aantal equivalenten van een soort, is precies bekend hoeveel de equivalenten zijn die reageren op de andere soorten. Terwijl met het gebruik van mollen, moet men vasthouden aan de stoichiometrische coëfficiënten van de chemische vergelijking.

Voorbeelden

zuren

Te beginnen met het paar HF en H₂SW₄, om bijvoorbeeld de equivalenten in uw neutralisatiereactie met NaOH te verklaren:

HF + NaOH => NaF + H₂O

H₂SW₄ + 2NaOH => Na₂SW₄ + 2H₂O

Om de HF te neutraliseren is één mol NaOH nodig, terwijl de H₂SW₄ Het vereist twee mol basis. Dit betekent dat de HF reactiever is omdat het minder hoeveelheid base nodig heeft voor zijn neutralisatie. Waarom? Omdat de HF 1H (één equivalent) en de H heeft₂SW₄ 2H (twee equivalenten).

Het is belangrijk om te benadrukken dat, hoewel HF, HCl, HI en HNO₃ ze zijn "even reactief" volgens de normaliteit, de aard van hun verbindingen en dus hun zuursterktesterkte zijn totaal verschillend.

Dan, wetende dat, kan de normaliteit voor elk zuur worden berekend door het aantal H te vermenigvuldigen met zijn molariteit:

1 ∙ M = N (HF, HCl, CH₃COOH)

2 ∙ M = N (H₂SW₄, H₂SeO₄, H₂S)

H Reactie₃PO₄

Met de H₃PO₄ het heeft 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 ze, in aanwezigheid van een sterke basis, niet noodzakelijkerwijs op al hun H⁺; Dit betekent dat aandacht moet worden besteed aan de reactie waaraan u deelneemt:

H₃PO₄ + 2KOH => K₂HPO₄ + 2H₂O

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

H₃PO₄ + 3KOH => K₃PO₄ + 3H₂O

Er wordt aangenomen dat de normaliteit van H₃PO₄ is driemaal zijn molariteit (N = 3 ∙ M), aangezien deze keer alle waterstofionen reageren.

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

bases

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

NaOH + HC1 => NaCl + H₂O

Ba (OH)₂ + 2HCl => BaCl₂ + 2H₂O

Al (OH)₃ + 3HCl => AlCl₃ + 3H₂O

De Al (OH)₃ je hebt drie keer meer zuur nodig dan NaOH; dat wil zeggen dat NaOH slechts één derde van de hoeveelheid base nodig heeft die is toegevoegd om Al (OH) te neutraliseren₃.

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

Hoewel het OH-groepen mist, is de Na₂CO₃ kan tot 2H accepteren⁺, en daarom heeft het twee equivalenten; maar als je alleen 1H accepteert⁺, dan deelnemen met een equivalent.

In precipitatiereacties

Wanneer een kation en een anion bij elkaar komen om te precipiteren in een zout, is het aantal equivalenten voor elk gelijk aan de lading:

mg²⁺ + 2Cl^- => MgCl₂

Dus de Mg²⁺ heeft twee equivalenten, terwijl de Cl^- hij heeft er maar één Maar wat is de normaliteit van MgCl₂? De waarde is relatief, het kan 1 M of 2 ∙ M zijn, afhankelijk van of Mg wordt overwogen²⁺ of Cl^-.

In redoxreacties

Het aantal equivalenten voor de soorten die betrokken zijn bij de redoxreacties is gelijk aan het aantal elektronen dat tijdens dezelfde reactie is gewonnen of verloren gegaan.

3C₂O₄^2- + Cr₂O₇^2- + 14H⁺ => 2Cr³⁺ + 6CO₂ + 7H₂O

Wat zal de normaliteit voor de C zijn₂O₄^2- en de Cr₂O₇^2-? Hiervoor moet rekening worden gehouden met partiële reacties waarbij elektronen als reactanten of producten zijn betrokken:

C₂O₄^2- => 2CO₂ + 2e^-

Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6e^- => 2Cr³⁺ + 7H₂O

Elke C₂O₄^2- geeft 2 elektronen vrij en elke Cr₂O₇^2- accepteert 6 elektronen; en na een zwaai is de resulterende chemische vergelijking de eerste van de drie.

Dan, normaliteit voor de C₂O₄^2- is 2 ∙ M en 6 ∙ M voor de Cr₂O₇^2- (onthoud, N = nM).

referenties

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