Normálnost v čem spočívá a příklady

normality to je míra koncentrace používaná, stále méně často, v chemii roztoků. Udává, jak reaktivní je roztok rozpuštěného druhu, nikoli jak vysoká nebo zředěná koncentrace. Je vyjádřen v gramech ekvivalentů na litr roztoku (Eq / L)..

V literatuře vzniklo mnoho zmatků a debat ohledně pojmu „ekvivalent“, protože se liší a má vlastní hodnotu pro všechny látky. Rovněž ekvivalenty závisí na chemické reakci; proto normálnost nemůže být používána libovolně nebo globálně.

Z tohoto důvodu společnost IUPAC doporučila přestat ji používat k vyjádření koncentrací roztoků.

Nicméně, to je ještě používáno v acidobazických reakcích, široce použitý v volumetry. To je částečně proto, že vzhledem k ekvivalentům kyseliny nebo báze činí výpočty mnohem snadnější; a navíc se kyseliny a zásady vždy chovají stejným způsobem před všemi scénáři: uvolňují nebo přijímají vodíkové ionty, H⁺.

Index

• 1 Co je to normálnost?
  • 1.1 Vzorce
  • 1,2 ekvivalentů
• 2 Příklady
  • 2.1 Kyseliny
  • 2.2 Základy
  • 2.3 Při srážkových reakcích
  • 2.4 V redox reakcích
• 3 Odkazy

Co je to normálnost?

Vzorce

Ačkoli normálnost jeho pouhou definicí může způsobit zmatek, v kostce to není nic víc než molarity násobená koeficientem rovnocennosti: \ t

N = nM

Kde n je koeficient ekvivalence a závisí na reaktivním druhu, stejně jako na reakci, na které se podílí. Pak, s vědomím jeho molarity, M, jeho normálnost může být vypočítána jednoduchým násobením.

Pokud se na druhé straně počítá pouze hmotnost činidla, použije se jeho ekvivalentní hmotnost:

PE = PM / n

Kde PM je molekulová hmotnost. Jakmile máte PE a hmotnost činidla, stačí použít dělení k získání ekvivalentů dostupných v reakčním médiu:

Eq = g / PE

A konečně, definice normality říká, že vyjadřuje gram-ekvivalenty (nebo ekvivalenty) na jeden litr roztoku:

N = g / (PE ∙ V)

Co se rovná

N = Eq / V

Po těchto výpočtech získáme, kolik ekvivalentů má reaktivní druh 1 1 roztoku; nebo, kolik mEq je na 1 ml roztoku.

Ekvivalenty

Jaké jsou však ekvivalenty? Jsou to části, které mají společný soubor reaktivních druhů. Co se například stane s kyselinami a zásadami, když s nimi reagují? Uvolňují nebo přijímají H⁺, bez ohledu na to, zda se jedná o hydrazid (HCI, HF, atd.), nebo o oxacid (H₂SO₄, HNO₃, H₃PO₄, atd.).

Molarita nerozlišuje počet H, který má kyselina ve své struktuře, nebo množství H, které může báze přijmout; jednoduše považovat celý soubor v molekulové hmotnosti. Normálnost však bere v úvahu, jak se druh chová, a tedy i stupeň reaktivity.

Pokud kyselina uvolní H⁺, molekulárně ji může přijmout pouze jedna báze; jinými slovy, ekvivalent vždy reaguje s jiným ekvivalentem (OH, pro případ bází). Podobně, jestliže jeden druh daruje elektrony, jiný druh musí přijmout stejný počet elektronů.

Odtud přichází zjednodušení výpočtů: znát počet ekvivalentů druhu, je přesně známo, kolik jsou ekvivalenty, které reagují na ostatní druhy. Zatímco s použitím krtků, jeden musí držet se stechiometric koeficientů chemické rovnice.

Příklady

Kyseliny

Počínaje dvojicí HF a H₂SO₄, například vysvětlit ekvivalenty v neutralizační reakci s NaOH:

HF + NaOH => NaF + H₂O

H₂SO₄ + 2NaOH => Na₂SO₄ + 2H₂O

K neutralizaci HF je zapotřebí jeden mol NaOH, zatímco H₂SO₄ Vyžaduje dva moly báze. To znamená, že HF je více reaktivní, protože potřebuje menší množství báze pro jeho neutralizaci. Proč? Protože HF má 1H (jeden ekvivalent) a H₂SO₄ 2H (dva ekvivalenty).

Je důležité zdůraznit, že ačkoli HF, HCl, HI a HNO₃ oni jsou “stejně reaktivní” podle normality, povaha jejich svazků a, proto, jejich síla kyselosti, být úplně odlišný.

Pak, s vědomím tohoto, normálnost pro nějakou kyselinu může být vypočtena vynásobením počtu H jeho molaritou:

1 M = N (HF, HCI, CH₃COOH)

2 = M = N (H₂SO₄, H₂SeO₄, H₂S)

H Reakce₃PO₄

S H₃PO₄ má 3H, a proto má tři ekvivalenty. Nicméně, to je mnohem slabší kyselina, tak to ne vždy uvolní všechny jeho H⁺.

Kromě toho v přítomnosti silné báze nutně nereagují všechny své H⁺; To znamená, že je třeba věnovat pozornost reakci, na které se účastníte:

H₃PO₄ + 2KOH => K₂HPO₄ + 2H₂O

V tomto případě se počet ekvivalentů rovná 2 a ne 3, protože pouze 2H reaguje⁺. Zatímco v této jiné reakci:

H₃PO₄ + 3KOH => K₃PO₄ + 3H₂O

Předpokládá se, že normálnost H₃PO₄ je trojnásobek jeho molarity (N = 3 ∙ M), od této doby všechny jeho vodíkové ionty reagují.

Z tohoto důvodu není dostačující předpokládat obecné pravidlo pro všechny kyseliny, ale také musíte přesně vědět, kolik H⁺ účastní se reakce.

Základy

Velmi podobný případ nastává u základů. Pro následující tři zásady neutralizované HCl máme:

NaOH + HCI => NaCl + H₂O

Ba (OH)₂ + 2HCl => BaCl₂ + 2H₂O

Al (OH)₃ + 3HCl => AlCl₃ + 3H₂O

Al (OH)₃ potřebujete třikrát více kyseliny než NaOH; to znamená, že NaOH potřebuje k neutralizaci Al (OH) pouze jednu třetinu přidané báze₃.

Proto je NaOH reaktivnější, protože má 1OH (jeden ekvivalent); Ba (OH)₂ má 2OH (dva ekvivalenty) a Al (OH)₃ tři ekvivalenty.

Ačkoli to postrádá OH skupiny, Na₂CO₃ je schopen přijmout až 2H⁺, a proto má dva ekvivalenty; ale pokud přijmete pouze 1H⁺, pak se zapojte s ekvivalentem.

Při srážkových reakcích

Když se kation a anion spojí, aby se vysrážely v soli, počet ekvivalentů pro každou se rovná jeho náboji:

Mg²⁺ + 2C1^- => MgCl₂

Takže, Mg²⁺ má dva ekvivalenty, zatímco Cl^- má jen jednu Ale co je normálnost MgCl₂? Jeho hodnota je relativní, může být 1M nebo 2 ∙ M, v závislosti na tom, zda je uvažováno Mg²⁺ nebo Cl^-.

V redox reakcích

Počet ekvivalentů pro druhy zapojené do redox reakcí se rovná počtu elektronů získaných nebo ztracených během stejné reakce.

3C₂O₄^2- + Kr₂O₇^2- + 14H⁺ => 2Cr³⁺ + 6CO₂ + 7H₂O

Jaká bude normálnost pro C₂O₄^2- a Cr₂O₇^2-? K tomu je třeba vzít v úvahu částečné reakce zahrnující elektrony jako reaktanty nebo produkty:

C₂O₄^2- => 2CO₂ + 2e^-

Kr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6e^- => 2Cr³⁺ + 7H₂O

Každá C₂O₄^2- uvolňuje 2 elektrony a každý Cr₂O₇^2- přijímá 6 elektronů; a po houpání, výsledná chemická rovnice je první tří.

Pak je normálnost pro C₂O₄^2- je 2 ∙ M a 6 ∙ M pro Cr₂O₇^2- (nezapomeňte, N = nM).

Odkazy

1. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (22. října 2018). Jak vypočítat normálnost (chemie). Citováno z: thoughtco.com
2. Softschools. (2018). Vzorec normality. Zdroj: softschools.com
3. Harvey D. (26. května 2016). Normálnost Chemie LibreTexts. Zdroj: chem.libretexts.org
4. Lic Pilar Rodríguez M. (2002). Chemie: první rok diverzifikace. Salesiana Editorial Foundation, str. 56-58.
5. Peter J. Mikulecký, Chris Hren. (2018). Zkoumání ekvivalentů a normálnosti. Chemický sešit pro figuríny. Citováno z: dummies.com
6. Wikipedia. (2018). Ekvivalentní koncentrace. Zdroj: en.wikipedia.org
7. Normálnost [PDF] Zdroj: faculty.chemeketa.edu
8. Day, R., & Underwood, A. (1986). Kvantitativní analytická chemie (páté vydání). PEARSON Prentice Hall, str. 67, 82.