- Шта је нормалност?
- Формуле
- Еквиваленти
- Примери
- Киселине
- Х реакција
- Базе
- У реакцијама падавина
- У редокс реакцијама
- Референце
Нормално је мера концентрације користе све ређе, у раствору хемији. Указује на то колико је раствор растворене врсте реактиван, а не колико је концентрација висока или разблажена. Изражава се у еквивалентима грама по литри раствора (Ек / Л).
У литератури се појавило много конфузија и расправа у вези с појмом „еквивалент“, јер варира и има своју вредност за све супстанце. Исто тако, еквиваленти зависе од хемијске реакције која се разматра; стога се нормалност не може користити произвољно или глобално.
Извор: Пекелс
Из тог разлога, ИУПАЦ је саветовао да престане да га користи за исказивање концентрација раствора.
Међутим, још увек се користи у киселинско-базним реакцијама, а широко се користи у волуметрији. Делимично је то што, с обзиром на еквиваленте киселине или базе, знатно олакшава прорачуне; Надаље, киселине и базе се увијек понашају на исти начин у односу на све сценарије: ослобађају или прихватају водикове ионе, Х + .
Шта је нормалност?
Формуле
Иако нормалност по самој дефиницији може створити конфузију, укратко, то није ништа друго него моларност помножена са фактором еквиваленције:
Н = нМ
Где је н фактор еквиваленције и зависи од реактивне врсте, као и од реакције у којој учествује. Затим, знајући његову моларност, М, његову нормалност се може израчунати простим множењем.
Ако је, са друге стране, доступна само маса реагенса, користиће се његова еквивалентна тежина:
ПЕ = ПМ / н
Где је МВ молекулска тежина. Једном када добијете ПЕ и масу реактанта, само нанесите поделу да бисте добили еквиваленте који су доступни у реакционом медијуму:
Ек = г / ПЕ
И на крају, дефиниција нормалности каже да изражава грам-еквиваленте (или еквиваленте) по литри раствора:
Н = г / (ПЕ ∙ В)
Шта је једнако
Н = Ек / В
Након ових израчунавања, добива се колико еквивалента реактивне врсте има на 1 Л раствора; или, колико мЕк има по 1мЛ раствора.
Еквиваленти
Али шта су еквиваленти? Они су делови који имају заједнички скуп реактивних врста. На пример, са киселинама и базама, шта се дешава са њима када реагују? Пусте или прихватити Х + , без обзира да ли се ради о хидрацид (ХЦл, ХФ, итд), или окацид (Х 2 СО 4 , ХНО 3 , Х 3 ПО 4 , итд).
Моларност не дискриминише број Х који киселина има у својој структури, нити количину Х коју база може прихватити; само размотрите цео сет у молекуларној тежини. Међутим, нормалност узима у обзир начин понашања врста и, према томе, степен реактивности.
Ако киселина ослобађа Х + , молекулски га може прихватити само база; другим речима, еквивалент увек реагује са другим еквивалентом (ОХ, у случају база). Исто тако, ако једна врста донира електроне, друга врста мора прихватити исти број електрона.
Одатле долази поједностављење израчунавања: знајући број еквивалената једне врсте, тачно се зна колико еквивалента реагује од друге врсте. Док се код употребе молова морате придржавати стехиометријских коефицијената хемијске једначине.
Примери
Киселине
Почевши од пара ХФ и Х 2 СО 4 , на пример, да објасни еквиваленти у њиховом реакцијом неутрализације са НаОХ:
ХФ + НаОХ => НаФ + Х 2 О
Х 2 СО 4 + 2НаОХ => На 2 СО 4 + 2Х 2 О
За неутралисање ХФ, један мол НаОХ је потребно, а Х 2 СО 4 захтева два мола базе. То значи да је ХФ реактивнији јер му је потребна мања количина базе за неутрализацију. Зашто? Јер ХФ има 1Х (један еквивалент), а Х 2 СО 4 2Х (два еквивалента).
Важно је нагласити да, иако су ХФ, ХЦл, ХИ и ХНО 3 "једнако реактивни" у складу са нормалношћу, природа њихових веза и, према томе, њихова киселост, потпуно су различити.
Значи, знајући ово, нормалност било које киселине може се израчунати множењем броја Х са моларношћу:
1 ∙ М = Н (ХФ, ХЦл, ЦХ 3 ЦООХ)
2 ∙ М = Н (Х 2 СО 4 , Х 2 Сео 4 , Х 2 С)
Х реакција
Са Х 3 ПО 4 имате 3Х, и због тога има три еквивалента. Међутим, то је много слабија киселина, тако да не ослобађа увек све своје Х + .
Надаље, у присуству снажне базе не реагирају сви његови Х + ; То значи да треба обратити пажњу на реакцију у којој учествујете:
Х 3 ПО 4 + 2КОХ => К 2 ХПО 4 + 2Х 2 О
У овом случају, број еквивалената је једнак 2, а не 3, јер само 2Х + реагује . Док је у овој другој реакцији:
Х 3 ПО 4 + 3КОХ => К 3 ПО 4 + 3Х 2 О
Сматра се да је нормалност чине Х 3 ПО 4 је три пута већа моларитет (Н = 3 ∙ М), јер овај пут свим њеним водонични јони реагују.
Из овог разлога није довољно претпоставити опште правило за све киселине, већ такође мора бити тачно познато колико Х + учествује у реакцији.
Базе
Врло сличан случај се јавља и са основама. За следеће три базе које су неутралисане ХЦл имамо:
НаОХ + ХЦл => НаЦл + Х 2 О
Ба (ОХ) 2 + 2ХЦл => БАЦИ 2 + 2Х 2 О
Ал (ОХ) 3 + 3ХЦл => АлЦл 3 + 3Х 2 О
Ал (ОХ) 3 треба три пута више киселине од НаОХ; то јест, НаОХ треба само трећину додате количине да неутралише Ал (ОХ) 3 .
Стога је НаОХ реактивнији, јер има 1ОХ (један еквивалент); Ба (ОХ) 2 има 2ОХ (два еквивалента), а Ал (ОХ) 3 три еквивалента.
Иако недостају ОХ групе, На 2 ЦО 3 способан да прихвати до 2Х + , и стога има два еквивалента; али ако прихватите само 1Х + , онда учествујете са еквивалентом.
У реакцијама падавина
Кад се катион и анион удруже да се исталују у соли, број еквивалената за сваки једнак је његовој набоју:
Мг 2+ + 2Цл - => МгЦл 2
Дакле, Мг 2+ има два еквивалента, док Цл - има само један. Али која је нормалност МгЦл 2 ? Његова вредност је релативна, може бити 1М или 2 ∙ М, зависно од тога да ли се сматра Мг 2+ или Цл - .
У редокс реакцијама
Број еквивалената за врсте укључене у редокс реакције једнак је броју електрона добијених или изгубљених током исте.
3Ц 2 О 4 2- + Цр 2 О 7 2- + 14Х + => 2Цр 3+ + 6ЦО 2 + 7Х 2 О
Која ће бити нормалност за Ц 2 О 4 2- и Цр 2 О 7 2- ? За то се морају узети у обзир парцијалне реакције у којима електрони учествују као реактанти или производи:
Ц 2 О 4 2- => 2ЦО 2 + 2е -
Цр 2 О 7 2- + 14Х + + 6е - => 2ЦР 3+ + 7Х 2 О
Сваки Ц 2 О 4 2- релеасес 2 електрона, а свака Цр 2 О 7 2- прихвата 6 електроне; а након балансирања, добијена хемијска једначина је прва од три.
Дакле, нормалности на Ц 2 О 4 2- је 2 ∙ М, а 6 ∙ М фор Цр 2 О 7 2- (запамтите, Н = нМ).
Референце
- Хелменстине, др Анне Марие (22. октобар 2018). Како израчунати нормалност (хемија). Опоравак од: тхинкцо.цом
- Софтсцхоолс. (2018). Формула нормалности Опоравило од: софтсцхоолс.цом
- Харвеи Д. (26. маја 2016.). Нормалност. Цхемистри ЛибреТектс. Опоравак од: цхем.либретектс.орг
- Лиц Пилар Родригуез М. (2002). Хемија: прва година диверзификоване. Фундацион Редакција Салесиана, стр. 56-58.
- Петер Ј. Микулецки, Цхрис Хрен. (2018). Испитивање еквивалената и нормалности. Хемијска радна свеска за лутке. Опоравак од: думмиес.цом
- Википедиа. (2018). Еквивалентна концентрација. Опоравак од: ен.википедиа.орг
- Нормалност. . Опоравак од: факултет.цхемекета.еду
- Даи, Р. и Ундервоод, А. (1986). Квантитативна аналитичка хемија (пето издање). ПЕАРСОН Прентице Халл, стр. 67, 82.