Normalitet i hvad det består og eksempler

den normalitet Det er et mål for koncentration, der i stigende grad bliver mindre hyppigt anvendt i kemi af løsninger. Det angiver, hvor reaktiv opløsningen af ​​den opløste art er, snarere end hvor høj eller fortyndet dens koncentration er. Det udtrykkes med gramækvivalenter pr. Liter opløsning (Eq / L).

I litteraturen er der opstået mange forvirringer og debatter vedrørende udtrykket "ækvivalent", da det varierer og har sin egen værdi for alle stoffer. Ligeledes afhænger ækvivalenterne af, hvilken kemisk reaktion der overvejes; Derfor kan normalitet ikke bruges vilkårligt eller globalt.

Derfor har IUPAC anbefalet at stoppe med at bruge det til at udtrykke koncentrationerne af opløsningerne.

Det anvendes dog stadig i syrebasereaktioner, der er meget anvendt i volumetri. Dette skyldes dels, at der i betragtning af ækvivalenterne af en syre eller en base gør beregningerne meget lettere; og desuden opfører syrer og baser sig på samme måde foran alle scenarierne: de frigiver eller accepterer hydrogenioner, H⁺.

indeks

• 1 Hvad er normalitet?
  • 1.1 Formler
  • 1,2 ækvivalenter
• 2 Eksempler
  • 2.1 Syrer
  • 2.2 baser
  • 2.3 I udfældningsreaktioner
  • 2.4 I redox reaktioner
• 3 referencer

Hvad er normalitet?

formler

Selvom normalitet ved sin blotte definition kan skabe forvirring, er det i en nøddeskal ikke mere end molaritet multipliceret med en ækvivalensfaktor:

N = nM

Hvor n er ækvivalensfaktoren og afhænger af de reaktive arter, såvel som på den reaktion, hvori den deltager. Så ved at kende sin molaritet, M, kan dens normalitet beregnes ved en simpel multiplikation.

Hvis derimod kun massen af ​​reagenset tælles, vil den tilsvarende vægt anvendes:

PE = PM / n

Hvor PM er molekylvægten. Når du først har PE og massen af ​​reagenset, er det nok at anvende en opdeling for at opnå de ækvivalenter, der er tilgængelige i reaktionsmediet:

Eq = g / PE

Og endelig siger definitionen af ​​normalitet, at den udtrykker gramækvivalenter (eller ækvivalenter) pr. 1 liter løsning:

N = g / (PE ∙ V)

Hvad er lig med

N = Eq / V

Efter disse beregninger opdager vi, hvor mange ækvivalenter de reaktive arter har ved 1 L opløsning; eller hvor mange mEq der er pr. 1 ml opløsning.

ækvivalenter

Men hvad er ækvivalenterne? De er de dele, der har til fælles et sæt reaktive arter. For eksempel til syrer og baser, hvad sker der med dem, når de reagerer? De frigiver eller accepterer H⁺, uanset om det er et hydrazid (HCI, HF, etc.) eller et oxysyre (H₂SW₄, HNO₃, H₃PO₄, etc.).

Molaritet diskriminerer ikke antallet af H, som syren har i sin struktur, eller mængden af ​​H, som en base kan acceptere; simpelthen overveje hele sættet i molekylvægt. Normalitet tager imidlertid højde for, hvordan arter opfører sig og dermed graden af ​​reaktivitet.

Hvis en syre frigiver en H⁺, molekylært kun en base kan acceptere det; med andre ord reagerer et ækvivalent altid med en anden ækvivalent (OH, for tilfælde af baser). Ligeledes, hvis en art donerer elektroner, skal en anden art acceptere det samme antal elektroner.

Herfra kommer forenkling af beregningerne: At kende antallet af ækvivalenter af en art, det er kendt, præcis hvor mange er ækvivalenterne, som reagerer af de andre arter. Mens man ved brug af mol må man holde sig til de støkiometriske koefficienter af den kemiske ligning.

eksempler

syrer

Begynder med paret HF og H₂SW₄, for eksempel at forklare ækvivalenterne i din neutraliseringsreaktion med NaOH:

HF + NaOH => NaF + H₂O

H₂SW₄ + 2NaOH => Na₂SW₄ + 2H₂O

For at neutralisere HF er der brug for en mol NaOH, mens H₂SW₄ Det kræver to mol base. Det betyder, at HF ​​er mere reaktivt, da det har brug for mindre mængde base for dets neutralisering. Hvorfor? Fordi HF har 1H (en ækvivalent) og H₂SW₄ 2H (to ækvivalenter).

Det er vigtigt at understrege det, selvom HF, HCI, HI og HNO₃ de er "lige reaktive" ifølge normalitet, deres bindings karakter og dermed deres surhedsstyrke er helt forskellige.

Derefter kan normalen for en hvilken som helst syre beregnes ved at multiplicere antallet af H ved dens molaritet:

1 ∙ M = N (HF, HCI, CH₃COOH)

2 ∙ M = N (H₂SW₄, H₂SeO₄, H₂S)

H-reaktion₃PO₄

Med H₃PO₄ den har 3H, og derfor har den tre ækvivalenter. Det er dog en meget svagere syre, så det frigiver ikke altid hele sin H⁺.

Derudover reagerer de ikke nødvendigvis i hele deres H, hvis de er stærke⁺; Det betyder, at der skal tages hensyn til reaktionen, hvor du deltager:

H₃PO₄ + 2KOH => K₂HPO₄ + 2H₂O

I dette tilfælde er antallet af ækvivalenter lig med 2 og ikke 3, da kun 2H reagerer⁺. Mens i denne anden reaktion:

H₃PO₄ + 3KOH => K₃PO₄ + 3H₂O

Det anses for, at H₃PO₄ er tre gange dens molaritet (N = 3 ∙ M), siden denne gang reagerer alle dets hydrogenioner.

Af denne grund er det ikke nok at påtage sig en generel regel for alle syrer, men også, du skal vide præcis, hvor mange H⁺ deltage i reaktionen.

baser

En meget lignende sag forekommer med baserne. For de følgende tre baser neutraliseret med HCI har vi:

NaOH + HCI => NaCl + H₂O

Ba (OH)₂ + 2HCl => BaCl₂ + 2H₂O

Al (OH)₃ + 3HCl => AlCl₃ + 3H₂O

Al (OH)₃ du har brug for tre gange mere syre end NaOH; det vil sige, NaOH behøver kun en tredjedel af mængden af ​​base tilsat for at neutralisere Al (OH)₃.

Derfor er NaOH mere reaktivt, da det har 1OH (en ækvivalent); Ba (OH)₂ har 2OH (to ækvivalenter) og Al (OH)₃ tre ækvivalenter.

Skønt den mangler OH-grupper, er Na₂CO₃ er i stand til at acceptere op til 2H⁺, og derfor har den to ækvivalenter; men hvis du kun accepterer 1H⁺, Deltag derefter med et tilsvarende.

I udfældningsreaktioner

Når en kation og anion kommer sammen til udfældning i et salt, er antallet af ækvivalenter for hver lig med dets ladning:

mg²⁺ + 2Cl^- => MgCl₂

Så Mg²⁺ har to ækvivalenter, mens Cl^- han har kun en Men hvad er normaliteten af ​​MgCl₂? Dens værdi er relativ, det kan være 1M eller 2 ∙ M, afhængigt af om Mg overvejes²⁺ eller Cl^-.

I redox reaktioner

Antallet af ækvivalenter for de arter, der er involveret i redox reaktioner, er lig med antallet af elektroner opnået eller tabt under samme reaktion.

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

Hvad bliver normaliteten for C₂O₄^2- og Cr₂O₇^2-? Til dette skal der tages hensyn til delvise reaktioner, der involverer elektroner som reaktanter eller produkter:

C₂O₄^2- => 2CO₂ + 2e^-

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

Hver C₂O₄^2- frigiver 2 elektroner, og hver Cr₂O₇^2- accepterer 6 elektroner; og efter en sving er den resulterende kemiske ligning den første af de tre.

Derefter normalcy for C₂O₄^2- er 2 ∙ M og 6 ∙ M for Cr₂O₇^2- (husk, N = nM).

referencer

1. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (22. oktober 2018). Hvordan man beregner normalitet (kemi). Hentet fra: thoughtco.com
2. Softschools. (2018). Normalitetsformel. Hentet fra: softschools.com
3. Harvey D. (26. maj 2016). Normalitet. Kemi LibreTexts. Hentet fra: chem.libretexts.org
4. Lic Pilar Rodríguez M. (2002). Kemi: første år af diversificering. Salesiana Editorial Foundation, s. 56-58.
5. Peter J. Mikulecky, Chris Hren. (2018). Undersøgelse af ækvivalenter og normalitet. Kemi Arbejdsbog til dummies. Hentet fra: dummies.com
6. Wikipedia. (2018). Ækvivalent koncentration. Hentet fra: en.wikipedia.org
7. Normalitet. [PDF]. Hentet fra: faculty.chemeketa.edu
8. Day, R., & Underwood, A. (1986). Kvantitativ Analytisk Kemi (femte udgave). PEARSON Prentice Hall, s. 67, 82.