normalitet är en enhet av koncentrationen av en kemisk lösning definierad som gramekvivalentvikten av löst ämne per liter lösning. Normalitet kallas också ekvivalent koncentration. Den indikeras med symbolen ”N” eller ”eq/L” (ekvivalenter per liter). För att hitta gramekvivalentvikten måste du veta hur många vätejoner (H+ eller H3O+), hydroxidjoner (OH–) eller elektroner (e–) överförs i en reaktion eller du behöver veta valensen hos den kemiska arten.
International Union of Pure and Applied Chemistry motverkar användningen av denna enhet, men du kan stöta på den i kemiklasser eller laboratoriet, särskilt med syrabastitreringar och redoxreaktioner. Här är en titt på de olika sätten att beräkna normalitet lösning, tillsammans med exempel.
steg för att lösa Normalitetsproblem
- få information för att bestämma antalet ekvivalenter som bildas eller motsvarande vikt för lösningsmedlet eller reaktanterna. Vanligtvis behöver du veta Valens, molekylvikt och huruvida ett ämne helt dissocierar eller löser sig.
- beräkna gramekvivalenten för det lösta ämnet.
- kom ihåg att volymen av lösningen är i liter.
Normalitetsformler
det finns några formler som används för att beräkna normalitet. Vilken du använder beror på situationen:
N = m x n
här är M molaritet i mol per liter och n är antalet ekvivalenter som produceras. Antalet ekvivalenter är ett heltal för syrabasreaktioner, men kan vara en fraktion i en redoxreaktion.
N = antal gramekvivalenter / volym lösning i liter
N = vikt av löst ämne i gram /
N = molaritet X surhet
N = molaritet X basicitet
N1 V1 = N2 V2
i en titrering:
- N1 = normalitet av den sura lösningen
- V1 = volym av den sura lösningen
- N2 = normalitet av baslösningen
- V23 = volym av baslösningen
Alternativt kan du använda denna ekvation för att göra lösningar med olika volymer:
Initialnormalitet (N1) sugrör Initialvolym (V1) = normalitet av den slutliga lösningen (N2) sugrör slutvolym (V2)
beräkna normalitet från molaritet
det är lätt att beräkna normalitet från molaritet för en syra-eller baslösning om du känner till antalet väte (syra) eller hydroxid (bas) joner som produceras. Ofta behöver du inte bryta ut räknaren.
till exempel är en 2 M saltsyralösning (HCl) också en 2 N HCl-lösning eftersom varje saltsyramolekyl bildar en mol vätejoner. På liknande sätt är en 2 M svavelsyra H2SO4) – lösning en 4 N H2SO4-lösning eftersom varje svavelsyramolekyl producerar två mol vätejoner. En 2 M fosforsyralösning (H3PO4) är en 6 N H3PO4-lösning eftersom fosforsyra producerar 3 mol vätejoner. Byte till baser är en 0,05 M NaOH-lösning också en 0,05 N NaOH-lösning eftersom natriumhydroxid producerar en mol hydroxidjoner.
ibland kräver även enkla problem en kalkylator. Låt oss till exempel hitta 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
Tänk på att normaliteten beror på den kemiska arten. Så om du har en liter av en 1 N H2SO4-lösning kommer det att ge dig 1 N vätejoner (H+) i en syrabasreaktion, men endast 0,5 N sulfatjoner (SO4 -) i en utfällningsreaktion.
normalitet beror också på den kemiska reaktionen. Låt oss till exempel hitta normaliteten på 0,1 M H2SO4 (svavelsyra) för reaktionen:
H2SO4 + 2 NaOH ci Na2SO4 + 2 H2O
enligt ekvationen reagerar 2 MOL H+ joner (2 ekvivalenter) från svavelsyra med natriumhydroxid (NaOH) för att bilda natriumsulfat (Na2SO4) och vatten. Använda ekvationen:
N = molaritet X ekvivalenter
N = 0,1 x 2
N = 0,2 n
Även om du får extra information (antal mol natriumhydroxid och vatten) påverkar de inte svaret på detta problem. Normalitet beror på antalet vätejoner som deltar i reaktionen. Eftersom svavelsyra är en stark syra, vet du att den helt dissocierar i dess joner.
ibland deltar inte alla vätejoner i en reaktant i reaktionen. Till exempel, låt oss hitta normaliteten på 1,0 M H3AsO4 i denna reaktion:
H3AsO4 + 2 NaOH react Na2haso4 + 2 H2O
om du tittar på reaktionen ser du bara två av vätejonerna i H3AsO4 reagera med NaOH för att bilda produkten. Så det finns 2 ekvivalenter och inte 3 som du kan förvänta dig. Du kan hitta normalitet med ekvationen:
N = molaritet x antal ekvivalenter
N = 1,0 x 2
N = 2.0 n
exempel: normalitet av en saltlösning
hitta normaliteten av 0,321 g natriumkarbonat i en 250 mL lösning.
först måste du veta formeln för natriumkarbonat för att beräkna dess molekylvikt och så att du kan se vilka joner den bildar när den löses upp. Natriumkarbonat är Na2CO3 och dess molekylvikt är 105,99 g/mol. När det löser sig bildar det två natriumjoner och en karbonatjon. Ställ in problemet så att enheterna avbryter för att ge ett svar i ekvivalenter per liter:
N = (massa i gram X ekvivalenter)/(volym i liter X molekylvikt)
omskrivning för att göra att enheten avbryts lätt att 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
exempel: Syrabastitrering
hitta den normala koncentrationen av citronsyra när 25,00 ml citronsyralösning titreras med 28,12 ml 0,1718 n koh-lösning.
för att lösa detta problem, använd formeln:
Na-oc = Nb-oc VB
Na-oc (25,00 mL) = (0,1718 N) (28,12 mL)
Na = (0,1718 N) (28,12 mL) / (25,00 mL)
Na = 0.1932 n
begränsningar för att använda normalitet
det finns överväganden att komma ihåg när man använder normalitet:
- normalitet kräver alltid en ekvivalensfaktor.
- normalitet beror på temperaturen. Så länge du gör allt labbarbete vid samma temperatur (dvs. rumstemperatur) är det stabilt, men om du kokar eller kyler en lösning är alla satsningar avstängda. Om du förväntar dig dramatiska temperaturförändringar, använd en annan enhet, som molaritet eller massprocent.
- normalitet beror på ämnet och den kemiska reaktionen som studeras. Om du till exempel beräknar normaliteten hos en syra med avseende på en viss bas kan det vara annorlunda om du ändrar basen.