Normalitet Er en enhet av konsentrasjonen av en kjemisk løsning definert som gram ekvivalent vekt av løsemiddel per liter løsning. Normalitet kalles også ekvivalent konsentrasjon. Det er angitt med symbolet » N «eller» eq / L » (ekvivalenter per liter). For å finne gram ekvivalent vekt, må du vite hvor Mange hydrogenioner (H + ELLER H3O+), hydroksidioner (OH–) eller elektroner (e–) overføres i en reaksjon, eller du trenger å vite valensen av kjemiske arter.The International Union Of Pure And Applied Chemistry fraråder bruken av denne enheten, men du kan støte på det i kjemi klasser eller laboratoriet, spesielt med syre-base titreringer og redoksreaksjoner. Her er en titt på de forskjellige måtene å beregne normalitet av løsningen, sammen med eksempler.
Trinn For Å Løse Normalitetsproblemer
- Få informasjon for å bestemme antall ekvivalenter dannet eller ekvivalentvekten til løsemiddelet eller reaktantene. Vanligvis, du trenger å vite valens, molekylvekt, og hvorvidt et stoff fullt dissosierer eller oppløses.
- Beregn gram-ekvivalenten av løsemiddelet.
- Husk at volumet av løsningen er i liter.
Normalitet Formler
det er noen formler som brukes til å beregne normalitet. Hvilken du bruker, avhenger av situasjonen:
N = m x n
Her er M molaritet i mol per liter og n er antall ekvivalenter produsert. Antall ekvivalenter er et heltall for syrebasereaksjoner, men kan være en brøkdel i en redoksreaksjon.
N = antall gram ekvivalenter / volum av oppløsning i liter
N = vekt av løsemiddel i gram /
N = Molaritet X Surhet
N = Molaritet x Basisitet
N1 V1 = N2 V2
i en titrering:
- N1 = normalitet av den sure løsningen
- V1 = Volum av den sure løsningen
- N2 = Normalitet av den grunnleggende løsningen
- V23 = Volum av den grunnleggende løsningen
Alternativt kan du bruke denne ligningen til å lage løsninger med forskjellige volumer:
Innledende Normalitet (N1) × Innledende Volum (V1) = Normalitet Av Den Endelige Løsningen (N2) × Sluttvolum (V2)
Beregn Normalitet fra Molaritet
det er enkelt å beregne normalitet fra molaritet for en syre eller base løsning hvis du vet antall hydrogen (syre) eller hydroksid (base) ioner produsert. Ofte trenger du ikke å bryte ut kalkulatoren.
for eksempel er en 2 M saltsyre (HCl) løsning også en 2 N HCl løsning fordi hvert saltsyre molekyl danner en mol hydrogenioner. Tilsvarende er en 2 M svovelsyre H2SO4) løsning en 4 N H2SO4 løsning fordi hvert svovelsyremolekyl produserer to mol hydrogenioner. En 2 M fosforsyre løsning (H3PO4) er en 6 N H3PO4 løsning fordi fosforsyre produserer 3 mol hydrogenioner. Bytte til baser, en 0,05 M NaOH løsning er også en 0,05 N NaOH løsning fordi natriumhydroksid produserer en mol hydroksidioner.
noen ganger krever enkle problemer en kalkulator. For eksempel, la oss finne normaliteten på 0,0521 M H3PO4.
N = M x n
n = (0.0521 mol/L)(3 eq/1mol)
N = 0,156 eq/L = 0,156 n
Husk, normalitet avhenger av kjemiske arter. Så, hvis du har en liter av en 1 N H2SO4-løsning, vil den gi deg 1 N hydrogenioner (H+) i en syrebasereaksjon, men bare 0,5 N sulfationer (SO4–) i en utfellingsreaksjon.
Normalitet avhenger også av kjemisk reaksjon. For eksempel, la oss finne normaliteten på 0,1 M H2SO4 (svovelsyre) for reaksjonen:
H2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + 2 H2O
Ifølge ligningen reagerer 2 mol H+ – ioner (2 ekvivalenter) fra svovelsyre med natriumhydroksid (NaOH) for å danne natriumsulfat (Na2SO4) og vann. Ved hjelp av ligningen:
N = molaritet x ekvivalenter
N = 0,1 x 2
N = 0,2 N
selv om du får ekstra informasjon (antall mol natriumhydroksid og vann), påvirker de ikke svaret på dette problemet. Normalitet avhenger av antall hydrogenioner som deltar i reaksjonen. Siden svovelsyre er en sterk syre, vet du at den dissocierer helt i ioner.
noen ganger deltar ikke alle hydrogenioner i en reaktant i reaksjonen. For eksempel, la oss finne normaliteten på 1,0 M H3AsO4 i denne reaksjonen:
H3AsO4 + 2 Naoh → Na2HAsO4 + 2 h2o
Hvis du ser på reaksjonen, ser du bare to av hydrogenioner I H3AsO4 reagere Med NaOH for å danne produktet. Så, det er 2 ekvivalenter og ikke 3 som du kanskje forventer. Du kan finne normalitet ved hjelp av ligningen:
N = Molaritet x antall ekvivalenter
N = 1,0 x 2
N = 2.0 N
Eksempel: Normalitet Av En Saltløsning
Finn normaliteten av 0,321 g natriumkarbonat i en 250 mL løsning.
Først må du vite formelen for natriumkarbonat for å beregne molekylvekten og slik at du kan se hvilke ioner det dannes når det oppløses. Natriumkarbonat Er Na2CO3 og dets molekylvekt er 105,99 g / mol. Når det oppløses, danner det to natriumioner og en karbonation. Sett opp problemet slik at enhetene avbryter for å gi svar i ekvivalenter per liter:
N = (masse i gram x ekvivalenter)/(volum i liter x molekylvekt)
re-skrive for å gjøre enheten avlyser lett å se:
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
Eksempel: Syre-Base Titrering
finn den normale Konsentrasjonen av sitronsyre når 25,00 ml sitronsyreoppløsning titreres med 28,12 Ml 0,1718 n koh-løsning.
for å løse dette problemet, bruk formelen:
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
Begrensninger Ved Bruk Av Normalitet
Det er hensyn å huske når du bruker normalitet:
- Normalitet krever alltid en ekvivalensfaktor.
- Normalitet avhenger av temperatur. Så lenge du gjør alt laboratoriearbeid ved samme temperatur (dvs. romtemperatur), er det stabilt, men hvis du koke eller kjøle en løsning, er alle spill av. Hvis du forventer dramatiske temperaturendringer, bruk en annen enhet, som molaritet eller masseprosent.
- Normalitet avhenger av stoffet og kjemisk reaksjon som studeres. Hvis du for eksempel beregner normaliteten av en syre med hensyn til en bestemt base, kan det være annerledes hvis du endrer basen.