normalitet er en enhed af koncentrationen af en kemisk opløsning defineret som gramækvivalentvægten af opløst stof pr. Normalitet kaldes også ækvivalent koncentration. Det er angivet med symbolet” N “eller” ek/L ” (ækvivalenter pr. For at finde gramækvivalentvægten skal du vide, hvor mange hydrogenioner (H+ eller H3O+), hydroksidioner (OH–) eller elektroner (e–) overføres i en reaktion, eller du skal kende valensen af den kemiske Art.
International Union of Pure and Applied Chemistry afskrækker brugen af denne enhed, men du kan støde på det i kemi klasser eller laboratoriet, især med syre-base titreringer og reaktioner. Her er et kig på de forskellige måder at beregne normalitet løsning, sammen med eksempler.
trin til løsning af Normalitetsproblemer
- få information til at bestemme antallet af dannede ækvivalenter eller den ækvivalente vægt af det opløste stof eller reaktanter. Normalt skal du kende valensen, molekylvægten, og om et stof fuldt ud dissocierer eller opløses.
- Beregn gramækvivalenten af det opløste stof.
- husk volumenet af opløsningen er i liter.
Normalitetsformler
der er et par formler, der bruges til at beregne normalitet. Hvilken du bruger afhænger af situationen:her er m molaritet i mol pr. liter og n er antallet af producerede ækvivalenter. Antallet af ækvivalenter er et heltal for syre-base-reaktioner, men kan være en brøkdel i en redoksreaktion.
N = antal gramækvivalenter / volumen af opløsning i liter
N = vægt af opløst stof i gram /
n = molaritet * surhed
N = molaritet * basicitet
N1 V1 = N2 V2
i en titrering:
- N1 = normalitet af den sure opløsning
- V1 = volumen af den sure opløsning
- N2 = normalitet af den basiske opløsning
- V23 = volumen af den basiske opløsning
Alternativt kan du bruge denne ligning til at lave løsninger med forskellige volumener:
Initial normalitet (N1) – Initialvolumen (V1) = normalitet for den endelige opløsning (N2) – slutvolumen (V2)
Beregn normalitet ud fra molaritet
det er let at beregne normalitet ud fra molaritet for en syre-eller baseopløsning, hvis du kender antallet af producerede brint (syre) eller hydroksid (base) ioner. Ofte behøver du ikke at bryde lommeregneren ud.
for eksempel er en 2 M saltsyre (HCl) opløsning også en 2 N HCl-opløsning, fordi hvert saltsyremolekyle danner en mol hydrogenioner. Tilsvarende er en 2 M svovlsyre H2SO4) opløsning en 4 N H2SO4 opløsning, fordi hvert svovlsyremolekyle producerer to mol hydrogenioner. En 2 M phosphorsyreopløsning (H3PO4) er en 6 N H3PO4-opløsning, fordi phosphorsyre producerer 3 mol hydrogenioner. Ved at skifte til baser er en 0,05 M NaOH-opløsning også en 0,05 N NaOH-opløsning, fordi natriumhydroksid producerer en mol hydroksidioner.
Nogle gange kræver selv enkle problemer en lommeregner. Lad os for eksempel finde normaliteten på 0,0521 M H3PO4.
N = M N
N = (0.0521 mol/L)(3 EKV/1mol)
N = 0,156 EKV/L = 0,156 N
husk, normalitet afhænger af den kemiske Art. Så hvis du har en liter af en 1 N H2SO4-opløsning, vil den give dig 1 n hydrogenioner (H+) i en syre-base– reaktion, men kun 0,5 N sulfationer (SO4 -) i en udfældningsreaktion.
normalitet afhænger også af den kemiske reaktion. Lad os for eksempel finde normaliteten på 0,1 M H2SO4 (svovlsyre) til reaktionen:
H2SO4 + 2 NaOH-liter Na2SO4 + 2 H2O
ifølge ligningen reagerer 2 MOL H+ – ioner (2 ækvivalenter) fra svovlsyre med natriumhydroksid (NaOH) til dannelse af natriumsulfat (Na2SO4) og vand. Brug af ligningen:
n = molaritet ækvivalenter
N = 0,1 gange 2
N = 0,2 N
selvom du får ekstra information (antal mol natriumhydroksid og vand), påvirker de ikke svaret på dette problem. Normalitet afhænger af antallet af hydrogenioner, der deltager i reaktionen. Da svovlsyre er en stærk syre, ved du, at den adskiller sig fuldstændigt i dens ioner.
Nogle gange deltager ikke alle hydrogenioner i en reaktant i reaktionen. For eksempel, lad os finde normaliteten på 1,0 M H3AsO4 i denne reaktion:
H3AsO4 + 2 NaOH-liter Na2HAsO4 + 2 H2O
Hvis du ser på reaktionen, ser du kun to af hydrogenionerne i H3AsO4 reagere med NaOH for at danne produktet. Så der er 2 ækvivalenter og ikke 3 som du måske forventer. Du kan finde normalitet ved hjælp af ligningen:
n = molaritet * antal ækvivalenter
N = 1,0 * 2
N = 2.0 N
eksempel: normalitet af en saltopløsning
Find normaliteten af 0,321 g natriumcarbonat i en 250 mL opløsning.
først skal du kende formlen for natriumcarbonat for at beregne dens molekylvægt, og så kan du se, hvilke ioner det danner, når det opløses. Natriumcarbonat er Na2CO3 og dets molekylvægt er 105,99 g / mol. Når det opløses, danner det to natriumioner og en carbonation. Indstil problemet, så enhederne annullerer for at give et svar i ækvivalenter pr. liter:
N = (masse i gram ækvivalenter) / (volumen i liter molekylvægt)
omskrivning for at gøre det nemt at se enheden annullere:
N = (0,321 g) * (1 mol/105,99 g) * (2 EKV/1 mol) / 0,250 L
N = 0,0755 EKV/L = 0,0755 N
eksempel: syre-Base titrering
find den normale koncentration af citronsyre, når 25,00 ml citronsyreopløsning titreres med 28,12 ml 0,1718 n Koh-opløsning.
for at løse dette problem skal du bruge formlen:
Na-va = Nb-VB
– na – (25, 00 mL) = (0, 1718 N) (28, 12 mL)
– Na = (0, 1718 N) (28, 12 mL)/(25, 00 mL)
– Na = 0.1932 N
begrænsninger ved brug af normalitet
Der er overvejelser at huske, når du bruger normalitet:
- normalitet kræver altid en ækvivalensfaktor.
- normalitet afhænger af temperaturen. Så længe du udfører alt laboratoriearbejde ved samme temperatur (dvs.stuetemperatur), er det stabilt, men hvis du koger eller køler en løsning, er alle væddemål slået fra. Hvis du forventer dramatiske temperaturændringer, skal du bruge en anden enhed, som molaritet eller masseprocent.
- normalitet afhænger af stoffet og den kemiske reaktion, der undersøges. Hvis du for eksempel beregner normaliteten af en syre i forhold til en bestemt base, kan det være anderledes, hvis du ændrer basen.