Нормалност в какво се състои и примери

на нормалност това е мярка за концентрация, която се използва все по-рядко в химията на разтворите. Той показва колко реактивен е разтворът на разтворените видове, а не колко е висок или разреден неговата концентрация. Той се изразява с грамове-еквиваленти на литър разтвор (Eq / L).

В литературата се появяват много обърквания и дебати относно термина „еквивалент“, тъй като той варира и има своя собствена стойност за всички вещества. Също така, еквивалентите зависят от това коя химична реакция се разглежда; следователно нормалността не може да се използва произволно или глобално.

Поради тази причина IUPAC препоръчва да се спре използването му за изразяване на концентрациите на разтворите.

Въпреки това, той все още се използва в киселинно-алкални реакции, широко използвани в обемните единици. Това отчасти се дължи на факта, че като се вземат предвид еквивалентите на киселина или основа, това прави изчисленията много по-лесни; и освен това, киселините и основите винаги се държат по един и същи начин пред всички сценарии: те освобождават или приемат водородни йони, Н⁺.

индекс

• 1 Какво е нормалност?
  • 1.1 Формули
  • 1.2 Еквиваленти
• 2 Примери
  • 2.1 Киселини
  • 2.2 Основи
  • 2.3 В реакциите на утаяване
  • 2.4 При редокс реакции
• 3 Препратки

Какво е нормалност?

формули

Въпреки че нормалността по самото си определение може да предизвика объркване, накратко тя не е нищо повече от моларност, умножена по коефициент на еквивалентност:

N = nM

Когато n е фактор на еквивалентност и зависи от реактивния вид, както и от реакцията, в която участва. Тогава, знаейки неговата моларност, М, нейната нормалност може да се изчисли чрез просто умножение.

Ако, от друга страна, се брои само масата на реагента, ще се използва еквивалентното му тегло:

PE = PM / n

Където PM е молекулното тегло. След като имате PE и масата на реагента, достатъчно е да се приложи деление, за да се получат наличните еквиваленти в реакционната среда:

Eq = g / PE

И накрая, дефиницията за нормалност казва, че тя изразява грамове-еквиваленти (или еквиваленти) на един литър разтвор:

N = g / (PE ∙ V)

Какво е равно на

N = екв / V

След тези изчисления получаваме колко еквивалента реактивния вид има с 1L разтвор; или, колко mEq има на 1mL разтвор.

еквиваленти

Но какви са еквивалентите? Те са части, които имат общ набор от реактивни видове. Например, за киселини и бази, какво се случва с тях, когато реагират? Те освобождават или приемат Н⁺, независимо от това дали е хидразид (НС1, HF и т.н.), или оксацид (Н₂SW₄, HNO₃, Н₃PO₄, и т.н.).

Моларността не дискриминира броя на Н, който киселината има в структурата си, или количеството на Н, което една база може да приеме; просто вземете предвид целия набор от молекулно тегло. Въпреки това, нормалността взема под внимание как се държат видовете и следователно степента на реактивност.

Ако една киселина отделя Н⁺, молекулярно само една база може да я приеме; с други думи, един еквивалент винаги реагира с друг еквивалент (ОН, за случая с бази). По същия начин, ако един вид дарява електрони, друг вид трябва да приеме същия брой електрони.

Оттук идва опростяването на изчисленията: знаейки броя еквиваленти на даден вид, е известно точно колко са еквивалентите, които реагират на другите видове. Докато с използването на молове, трябва да се придържаме към стехиометричните коефициенти на химичното уравнение.

Примери

киселини

Започвайки с двойката HF и H₂SW₄, например, за да обясни еквивалентите в реакцията на неутрализация с NaOH:

HF + NaOH => NaF + Н₂О

Н₂SW₄ + 2NaOH => Na₂SW₄ + 2H₂О

За неутрализиране на HF е необходим един мол NaOH, докато Н₂SW₄ Тя изисква два мола на база. Това означава, че HF е по-реактивен, тъй като се нуждае от по-малко количество основа за нейната неутрализация. Защо? Тъй като HF има 1Н (един еквивалент) и Н₂SW₄ 2Н (два еквивалента).

Важно е да се подчертае, че въпреки HF, HCl, HI и HNO₃ те са "еднакво реактивни" според нормалността, естеството на техните връзки и следователно, тяхната сила на киселинност, са напълно различни.

Тогава, знаейки това, нормалността за всяка киселина може да бъде изчислена чрез умножаване на броя на Н с неговата моларност:

1 М = N (HF, НС1, СН₃СООН)

2 'М = N (Н₂SW₄, Н₂SEO₄, Н₂S)

H Реакция₃PO₄

С Н₃PO₄ има 3H и следователно има три еквивалента. Въпреки това, тя е много по-слаба киселина, така че не винаги освобождава всичките си H⁺.

В допълнение, при наличието на силна основа те не реагират непременно на всичките си Н⁺; Това означава, че трябва да се обърне внимание на реакцията, в която участвате:

Н₃PO₄ + 2KOH => K₂НРО₄ + 2H₂О

В този случай броят на еквивалентите е равен на 2, а не на 3, тъй като само 2H реагират⁺. Докато в тази друга реакция:

Н₃PO₄ + 3KOH => К₃PO₄ + 3H₂О

Счита се, че нормалността на Н₃PO₄ е три пъти по-голяма моларност (N = 3) M), тъй като този път всички нейни водородни йони реагират.

Поради тази причина не е достатъчно да приемем общо правило за всички киселини, но също така, трябва да знаете точно колко H⁺ участват в реакцията.

Основи

Много подобен случай се случва с базите. За следващите три бази, неутрализирани с НС1, имаме:

NaOH + НС1 => NaCl + Н₂О

Ba (OH)₂ + 2HCl => BaCl₂ + 2H₂О

Al (OH)₃ + 3HCl => А1С1₃ + 3H₂О

Ал (OH)₃ имате нужда от три пъти повече киселина от NaOH; т.е. NaOH се нуждае само от една трета от количеството добавена база за неутрализиране на Al (OH)₃.

Следователно, NaOH е по-реактивен, тъй като има 1OH (един еквивалент); Ба (OH)₂ има 2OH (два еквивалента) и Al (OH)₃ три еквивалента.

Въпреки че не съдържа OH групи, Na₂CO₃ е в състояние да приеме до 2H⁺, и следователно има два еквивалента; но ако приемете само 1Н⁺, след това участвайте с еквивалент.

В реакции на утаяване

Когато катион и анион се съберат, за да се утаят в сол, броят на еквивалентите за всеки е равен на неговия заряд:

мг²⁺ + 2Cl^- => MgCl₂

Така че, Mg²⁺ има два еквивалента, докато Cl^- той има само един Но какво е нормалността на MgCl₂? Неговата стойност е относителна, тя може да бъде 1M или 2, M, в зависимост от това дали Mg се разглежда²⁺ или Cl^-.

При редокс реакции

Броят на еквивалентите за видовете, участващи в окислително-редукционните реакции, е равен на броя на получените или загубените електрони по време на същата реакция.

3C₂О₄^2- + Cr₂О₇^2- + 14Н⁺ => 2Cr³⁺ + 6CO₂ + 7Н₂О

Каква ще бъде нормалността за С₂О₄^2- и Cr₂О₇^2-? За тази цел трябва да се вземат предвид частични реакции, включващи електрони като реагенти или продукти:

C₂О₄^2- => 2CO₂ + 2е^-

Cr₂О₇^2- + 14Н⁺ + 6e^- => 2Cr³⁺ + 7Н₂О

Всеки С₂О₄^2- освобождава 2 електрона и всеки Cr₂О₇^2- приема 6 електрона; и след люлка, полученото химическо уравнение е първото от трите.

След това, нормалността за С₂О₄^2- е 2, M и 6 for M за Cr₂О₇^2- (запомнете, N = nM).

препратки

1. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (22 октомври 2018 г.). Как да изчислим нормалността (химия). Изтеглено от: thoughtco.com
2. Softschools. (2018). Формула за нормалност. Изтеглено от: softschools.com
3. Харви Д. (26 май 2016 г.). Нормалност. Химия LibreTexts. Изтеглено от: chem.libretexts.org
4. Lic Pilar Rodríguez M. (2002). Химия: първа година на диверсификация. Издателска фондация Салесиана, стр. 56-58.
5. Peter J. Mikulecky, Крис Хрен. (2018). Разглеждане на еквиваленти и нормалност. Химична работна книга за манекени. Изтеглено от: dummies.com
6. Wikipedia. (2018). Еквивалентна концентрация. Изтеглено от: en.wikipedia.org
7. Нормалност. [PDF]. Изтеглено от: faculty.chemeketa.edu
8. Day, R., & Underwood, A. (1986). Количествена аналитична химия (пето издание). PEARSON Prentice Hall, стр. 67, 82.