normaliteit is een eenheid van de concentratie van een chemische oplossing, gedefinieerd als het gram equivalent gewicht van de opgeloste stof per liter oplossing. Normaliteit wordt ook equivalente concentratie genoemd. Het wordt aangegeven door het symbool “N” of “eq/L” (equivalenten per liter). Om het gram equivalent gewicht te vinden, moet je weten hoeveel waterstofionen( H + of H3O+), hydroxide ionen (OH–), of elektronen (e–) in een reactie worden overgedragen of je moet de valentie van de chemische soort weten.
De International Union of Pure and Applied Chemistry ontmoedigt het gebruik van deze eenheid, maar u kunt het tegenkomen in scheikundeklassen of in het lab, met name bij zuur-base titraties en redoxreacties. Hier is een blik op de verschillende manieren om de normaliteit van de oplossing te berekenen, samen met voorbeelden.
stappen voor het oplossen van Normaliteitsproblemen
- krijgen informatie om het aantal gevormde equivalenten of het equivalente gewicht van de opgeloste stof of reagentia te bepalen. Meestal moet u de valentie, het molecuulgewicht weten en of een stof volledig dissocieert of oplost.
- Bereken het gram-equivalent van de opgeloste stof.
- onthoud dat het volume van de oplossing in liters is.
Normaliteitsformules
Er zijn enkele formules gebruikt om normaliteit te berekenen. Welke je gebruikt hangt af van de situatie:
n = m x n
hier is M molariteit in Mol per liter en n is het aantal geproduceerde equivalenten. Het aantal equivalenten is een geheel getal voor zuur-base reacties, maar zou een fractie kunnen zijn in een redoxreactie.
n = aantal gram-equivalenten / volume oplossing in liter
N = gewicht van de opgeloste stof in gram /
n = molariteit X zuurgraad
N = molariteit x basiciteit
N1 V1 = N2 V2
In een titratie:
- N1 = normaliteit van de zure oplossing
- V1 = Volume van de zure oplossing
- N2 = normaliteit van de basische oplossing
- V23 = Volume van de basische oplossing
U kunt deze vergelijking ook gebruiken om oplossingen met verschillende volumes te maken:
Beginnormaliteit (N1) × beginvolume (V1) = normaliteit van de eindoplossing (N2) × eindvolume (V2)
Bereken normaliteit uit molariteit
Het is gemakkelijk om normaliteit uit molariteit voor een zuur-of base-oplossing te berekenen als u het aantal geproduceerde waterstof (zuur) of hydroxide (base) ionen kent. Vaak hoeft u de rekenmachine niet uit te breken.
een 2 M zoutzuur (HCl) – oplossing is bijvoorbeeld ook een 2 N HCl-oplossing omdat elk zoutzuur-molecuul één mol waterstofionen vormt. Een 2 M zwavelzuur H2SO4) – oplossing is een 4 N H2SO4-oplossing omdat elk zwavelzuurmolecuul twee mol waterstofionen produceert. Een 2 M fosforzuuroplossing (H3PO4) is een 6 N H3PO4-oplossing omdat fosforzuur 3 mol waterstofionen produceert. Overschakelen naar basen is een 0,05 M NaOH-oplossing ook een 0,05 N NaOH-oplossing omdat natriumhydroxide één mol hydroxide-ionen produceert.
soms vereisen zelfs eenvoudige problemen een rekenmachine. Bijvoorbeeld, laten we vinden de normaliteit van 0.0521 M H3PO4.
N = m x n
N =(0.0521 mol/L)(3 eq/1mol)
N = 0,156 eq/L = 0,156 N
houd er rekening mee dat de normaliteit afhankelijk is van de chemische soort. Dus als je één liter van een 1 N H2SO4-oplossing hebt, krijg je 1 n waterstofionen (H+) in een zuur-base reactie, maar slechts 0,5 N sulfaationen (SO4–) in een precipitatie reactie.
normaliteit hangt ook af van de chemische reactie. Laten we bijvoorbeeld de normaliteit van 0,1 M H2SO4 (zwavelzuur) voor de reactie vinden:
H2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + 2 H2O
volgens de vergelijking reageren 2 MOL H+ ionen (2 equivalenten) uit zwavelzuur met natriumhydroxide (NaOH) tot natriumsulfaat (Na2SO4) en water. Met behulp van de vergelijking:
N = molariteit x equivalenten
n = 0,1 x 2
N = 0,2 n
ook al krijgt u extra informatie (aantal mol natriumhydroxide en water), ze hebben geen invloed op het antwoord op dit probleem. De normaliteit hangt af van het aantal waterstofionen dat deelneemt aan de reactie. Aangezien zwavelzuur een sterk zuur is, Weet je dat het volledig losmaakt in zijn ionen.
soms nemen niet alle waterstofionen in een reactant deel aan de reactie. Bijvoorbeeld, laten we de normaliteit van 1,0 M H3AsO4 in deze reactie vinden:
H3AsO4 + 2 NaOH → Na2HAsO4 + 2 H2O
als je naar de reactie kijkt, zie je slechts twee van de waterstofionen in H3AsO4 reageren met NaOH om het product te vormen. Dus, er zijn 2 equivalenten en niet 3 zoals je zou verwachten. U kunt de normaliteit vinden met behulp van de vergelijking:
n = molariteit x aantal equivalenten
n = 1,0 x 2
N = 2.0 N
voorbeeld: normaliteit van een zoutoplossing
vind de normaliteit van 0,321 g natriumcarbonaat in een 250 mL oplossing.
eerst moet u de formule voor natriumcarbonaat kennen om het molecuulgewicht te berekenen en zo kunt u zien welke ionen het vormt wanneer het oplost. Natriumcarbonaat is Na2CO3 en het molecuulgewicht is 105,99 g / mol. Als het oplost, vormt het twee natriumionen en één carbonaation. Stel het probleem zo in dat de eenheden opheffen om een antwoord te geven in equivalenten per liter:
N = (massa in gram x equivalenten) / (volume in liter x molecuulgewicht)
herschrijven om unit cancelling gemakkelijk te zien te maken:
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
voorbeeld: zuur-Base titratie
vind de normale concentratie van citroenzuur wanneer 25,00 mL citroenzuuroplossing wordt getitreerd met 28,12 ml 0,1718 n Koh-oplossing.
om dit probleem op te lossen, Gebruik de formule:
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
beperkingen van het gebruik van normaliteit
Er zijn overwegingen om te onthouden bij het gebruik van normaliteit:
- normaliteit vereist altijd een equivalentiefactor.
- de normaliteit is afhankelijk van de temperatuur. Zolang je al het labwerk bij dezelfde temperatuur (d.w.z. kamertemperatuur) doet, is het stabiel, maar als je een oplossing kookt of in de koelkast zet, zijn alle weddenschappen uit. Als je dramatische temperatuurveranderingen verwacht, gebruik dan een andere eenheid, zoals molariteit of massapercentage.
- de normaliteit hangt af van de stof en de chemische reactie die worden onderzocht. Als je bijvoorbeeld de normaliteit van een zuur berekent ten opzichte van een bepaalde base, kan het anders zijn als je de base verandert.