normaalius on kemiallisen liuoksen pitoisuuden yksikkö, joka määritellään liukosellun grammaekvivalenttipainona liuosta kohti. Normaaliutta kutsutaan myös ekvivalentiksi konsentraatioksi. Sitä merkitään tunnuksella ” N ”tai” eq/L ” (ekvivalentteina litraa kohti). Gramma-ekvivalenttipainon löytämiseksi on tiedettävä, kuinka monta vetyionia (H+ tai H3O+), hydroksidi– ioneja (OH–) tai elektroneja (E -) siirtyy reaktiossa tai on tiedettävä kemiallisen lajin valenssi.
International Union of Pure and Applied Chemistry estää tämän yksikön käytön, mutta siihen voi törmätä kemian tunneilla tai laboratoriossa, erityisesti happo-emäs-titrauksissa ja redox-reaktioissa. Tässä on tarkastella eri tapoja laskea normaalius ratkaisu, yhdessä esimerkkejä.
vaiheet Normaaliongelmien ratkaisemiseksi
- Hanki tietoa muodostuneiden ekvivalenttien lukumäärän tai liuutteen tai reaganttien ekvivalenttipainon määrittämiseksi. Yleensä sinun täytyy tietää valenssi, molekyylipaino ja onko aine täysin dissosioituu tai liukenee.
- lasketaan liudan gramma-ekvivalentti.
- muista, että liuoksen tilavuus on litroissa.
normaaliuden kaavat
on olemassa muutamia kaavoja, joita käytetään normaaliuden laskemiseen. Mitä käytät riippuu tilanteesta:
n = m x n
tässä M on molaarisuus mooleina litraa kohti ja n on tuotettujen ekvivalenttien lukumäärä. Ekvivalenttien lukumäärä on happo-emäsreaktioissa kokonaisluku, mutta se voi olla murto-osa redox-reaktiossa.
n = grammaekvivalentteina / liuoksen tilavuus litroina
n = liuoksen paino grammoina /
n = molaarisuus x happamuus
n = molaarisuus x emäksisyys
N1 V1 = N2 V2
titrauksessa:
- N1 = happaman liuoksen normaalius
- V1 = happaman liuoksen tilavuus
- N2 = emäksisen liuoksen tilavuus
- v23 = emäksisen liuoksen tilavuus
Vaihtoehtoisesti voidaan tämän yhtälön avulla tehdä liuoksia, joiden tilavuudet ovat erilaisia:
Alkunormaalisuus (N1) × alkutilavuus (V1) = lopullisen liuoksen normaalisuus (N2) × Lopputilavuus (V2)
laske normaalisuus Molaarisuudesta
on helppo laskea normaalius molaarisuudesta happo-tai emäsliuokselle, jos tiedät tuotettujen vety – (happo) tai hydroksidi – (emäs) ionien määrän. Usein laskinta ei tarvitse avata.
esimerkiksi 2 M suolahappoliuos (HCl) on myös 2 n HCl-liuos, koska jokainen suolahappomolekyyli muodostaa yhden moolin vetyioneja. Vastaavasti 2 M rikkihappoliuos H2SO4) on 4 n H2SO4-liuos, koska jokainen rikkihappomolekyyli tuottaa kaksi moolia vetyioneja. 2 M fosforihappoliuos (H3PO4) on 6 N H3PO4-liuos, koska fosforihappo tuottaa 3 moolia vetyioneja. Emäksiin siirryttäessä 0,05 M NaOH-liuos on myös 0,05 n NaOH-liuos, koska natriumhydroksidi tuottaa yhden moolin hydroksidi-ioneja.
joskus yksinkertaisetkin ongelmat vaativat laskimen. Esimerkiksi, let ’ s löytää normaalius 0,0521 M H3PO4.
N = m x n
n = (0.0521 mol / L) (3 eq/1mol)
n = 0, 156 eq/L = 0, 156 n
pidä mielessä, normaalius riippuu kemiallisista lajeista. Joten, jos sinulla on yksi litra 1 n H2SO4-liuosta, se antaa sinulle 1 N vetyioneja (H+) happo-emäs– reaktiossa, mutta vain 0,5 n sulfaatti-ioneja (SO4 -) saostusreaktiossa.
normaalius riippuu myös kemiallisesta reaktiosta. Etsitään esimerkiksi 0,1 M H2SO4: n (rikkihapon) normaalius reaktiolle:
H2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + 2 H2O
yhtälön mukaan 2 moolia h+ ioneja (2 ekvivalenttia) rikkihaposta reagoi natriumhydroksidin (NaOH) kanssa muodostaen natriumsulfaattia (Na2SO4) ja vettä. Käyttämällä yhtälöä:
n = molaarisuus x ekvivalentit
n = 0, 1 x 2
n = 0, 2 n
vaikka saat lisätietoa (natriumhydroksidin ja veden moolien määrä), ne eivät vaikuta tähän ongelmaan. Normaalius riippuu reaktioon osallistuvien vetyionien määrästä. Koska rikkihappo on vahva happo, se hajoaa täysin ioneikseen.
joskus kaikki reaktantin vetyionit eivät osallistu reaktioon. Esimerkiksi 1,0 M H3AsO4: n normaalius tässä reaktiossa:
H3AsO4 + 2 NaOH → Na2HAsO4 + 2 H2O
Jos tarkastellaan reaktiota, nähdään vain kaksi h3aso4: n vetyionia reagoivan NaOH: n kanssa muodostaen tuotteen. Joten, on 2 vastineita eikä 3 kuten voisi odottaa. Normaaliuden voi löytää yhtälön avulla:
n = molaarisuus x ekvivalenttien lukumäärä
n = 1, 0 x 2
n = 2.0 n
esimerkki: suolaliuoksen normaalius
Etsi 0, 321 g natriumkarbonaattia 250 mL: n liuoksesta.
ensin täytyy tietää natriumkarbonaatin kaava sen molekyylipainon laskemiseksi, jotta voi nähdä, mitä ioneja se muodostaa liuetessaan. Natriumkarbonaatti on Na2CO3 ja sen molekyylipaino on 105,99 g / mol. Liuetessaan se muodostaa kaksi natriumionia ja yhden karbonaatti-ionin. Aseta ongelma niin yksiköt peruuttaa antaa vastauksen vastaavina per litra:
n = (massa grammoina x ekvivalentteina) / (tilavuus litroina x molekyylipaino)
uudelleen kirjoittaminen, jotta yksikön mitätöinti olisi helppo nähdä:
n = (0, 321 g) x (1 mol/105, 99 g) x (2 eq/1 mol) / 0, 250 L
n = 0, 0755 eq/L = 0, 0755 n
esimerkki: happo-Emästitraus
määritetään sitruunahapon normaali pitoisuus, kun 25, 00 ml sitruunahappoliuosta titrataan 28, 12 ml: lla 0, 1718 n Koh-liuosta.
ongelman ratkaisemiseksi käytetään kaavaa:
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
normaaliuden käytön rajoitukset
on syytä muistaa käytettäessä normaaliutta:
- normaalius vaatii aina ekvivalenssikertoimen.
- normaalius riippuu lämpötilasta. Niin kauan kuin teet kaikki laboratoriotyöt samassa lämpötilassa (eli huoneenlämmössä), se on vakaa, mutta jos keität tai jäähdytät liuosta, kaikki vedot ovat peruttu. Jos odotat dramaattisia lämpötilamuutoksia, käytä eri yksikköä, kuten molaarisuutta tai massaprosenttia.
- normaalius riippuu tutkittavasta aineesta ja kemiallisesta reaktiosta. Jos lasketaan esimerkiksi hapon normaalius suhteessa tiettyyn emäkseen, se voi olla eri asia, jos emästä vaihdetaan.