Normaali se, mitä se koostuu ja esimerkkejä

normaalius se on pitoisuuden mitta, jota käytetään yhä harvemmin liuosten kemiassa. Se osoittaa, kuinka liuenneen lajin liuos on reaktiivinen sen pitoisuuden sijasta tai laimennetun pitoisuuden sijaan. Se ilmaistaan ​​grammoina ekvivalentteina litraa liuosta (Eq / L).

Kirjallisuudessa on syntynyt monia sekaannuksia ja keskusteluja, jotka koskevat termiä "vastaava", koska se vaihtelee ja omaa arvoa kaikille aineille. Myös ekvivalentit riippuvat siitä, mitä kemiallista reaktiota harkitaan; siksi normaalia ei voida käyttää mielivaltaisesti tai maailmanlaajuisesti.

Tästä syystä IUPAC on suositellut lopettamaan sen käytön liuosten pitoisuuksien ilmaisemiseksi.

Sitä käytetään kuitenkin edelleen happo-emäsreaktioissa, joita käytetään laajalti volumetryssä. Tämä johtuu osittain siitä, että kun otetaan huomioon hapon tai emäksen ekvivalentit, se tekee laskelmista paljon helpompaa; ja lisäksi hapot ja emäkset käyttäytyvät aina samalla tavalla kaikkien skenaarioiden edessä: ne vapauttavat tai hyväksyvät vetyioneja, H⁺.

indeksi

• 1 Mikä on normaali?
  • 1.1 Kaavat
  • 1,2 ekvivalenttia
• 2 Esimerkkejä
  • 2.1 Hapot
  • 2.2 Perusteet
  • 2.3 Saostusreaktioissa
  • 2.4 Redoksireaktioissa
• 3 Viitteet

Mikä on normaali?

kaavat

Vaikka normaalisuus pelkän määritelmänsä avulla voi aiheuttaa sekaannusta, se on pähkinänkuoressa vain molaarisuus kerrottuna vastaavuuskertoimella:

N = nM

Jos n on vastaavuuskerroin ja se riippuu reaktiivisista lajeista sekä reaktiosta, johon se osallistuu. Sen jälkeen, kun tiedetään sen molaarisuus, M, sen normaalisuus voidaan laskea yksinkertaisella kertomalla.

Jos toisaalta lasketaan vain reagenssin massa, käytetään sen vastaavaa painoa:

PE = PM / n

Kun PM on molekyylipaino. Kun olet saanut PE: n ja reagenssin massa, riittää, että levitetään jakamaan reaktioväliaineessa saatavilla olevat ekvivalentit:

Eq = g / PE

Ja lopuksi, normaliteetin määritelmä sanoo, että se ilmaisee grammoekvivalentteja (tai ekvivalentteja) liuosta kohti:

N = g / (PE ∙ V)

Mikä on yhtä suuri

N = Eq / V

Näiden laskelmien jälkeen saadaan kuinka monta ekvivalenttia reaktiivisia lajeja on 1 l liuosta; tai, kuinka monta mEq: tä kohden on 1 ml liuosta.

ekvivalenttia

Mutta mitkä vastaavat? Ne ovat osia, joissa on yhteinen joukko reaktiivisia lajeja. Mitä tapahtuu esimerkiksi happoihin ja emäsiin, kun he reagoivat? He vapauttavat tai hyväksyvät H⁺, riippumatta siitä, onko kyseessä hydratsidi (HCl, HF, jne.) tai hapanhappo (H₂SW₄, HNO₃, H₃PO₄, jne).

Molariteetti ei tee eroa H: n lukumäärästä, jonka hapolla on sen rakenne, tai H: n määrä, jonka emäs voi hyväksyä; yksinkertaisesti tarkastella koko joukko molekyylipainona. Normaalisuudessa otetaan kuitenkin huomioon, miten laji käyttäytyy ja siten reaktiivisuuden aste.

Jos happo vapauttaa H: n⁺, molekyylisesti vain yksi emäs voi hyväksyä sen; toisin sanoen vastaava reagoi aina toisen vastaavan kanssa (OH, emästen tapauksessa). Samoin, jos yksi laji lahjoittaa elektroneja, toisen lajin on hyväksyttävä sama määrä elektroneja.

Tästä seuraa laskelmien yksinkertaistaminen: tietäen lajin ekvivalenttien lukumäärä, tiedetään tarkalleen, kuinka monta on vastaavia, jotka reagoivat muihin lajeihin. Kun käytetään mooleja, on kiinnitettävä kemiallisen yhtälön stoikiometriset kertoimet.

esimerkit

hapot

Alusta alkaen pari HF ja H₂SW₄, esimerkiksi selittää NaOH: n neutralointireaktion ekvivalentteja:

HF + NaOH => NaF + H₂O

H₂SW₄ + 2NaOH => Na₂SW₄ + 2H₂O

HF: n neutraloimiseksi tarvitaan yksi mooli NaOH: ta, kun taas H₂SW₄ Se vaatii kaksi moolia emästä. Tämä tarkoittaa, että HF on reaktiivisempi, koska se tarvitsee vähemmän emästä neutralointiin. Miksi? Koska HF: llä on 1 H (yksi ekvivalentti) ja H₂SW₄ 2H (kaksi ekvivalenttia).

On tärkeää korostaa, että vaikka HF, HCl, HI ja HNO₃ ne ovat "yhtä reaktiivisia" normaalin mukaan, niiden sidosten luonne ja siten niiden happamuuslujuus ovat täysin erilaisia.

Tämän jälkeen tiedetään, että minkä tahansa hapon normaalisuus voidaan laskea kertomalla H: n lukumäärä sen molaarisuuden mukaan:

1 M = N (HF, HCI, CH₃COOH)

2 ∙ M = N (H₂SW₄, H₂SeO₄, H₂S)

H Reaktio₃PO₄

Kun H₃PO₄ siinä on 3H, ja siksi sillä on kolme ekvivalenttia. Se on kuitenkin paljon heikompi happo, joten se ei aina vapauta H: tä⁺.

Lisäksi vahvan emäksen läsnä ollessa ne eivät välttämättä reagoi kaikkiin niiden H: een⁺; Tämä tarkoittaa, että huomiota on kiinnitettävä siihen reaktioon, johon osallistut:

H₃PO₄ + 2KOH => K₂HKO₄ + 2H₂O

Tässä tapauksessa ekvivalenttien lukumäärä on 2 eikä 3, koska vain 2H reagoi⁺. Tässä muussa reaktiossa:

H₃PO₄ + 3KOH => K₃PO₄ + 3H₂O

H: n katsotaan olevan normaali₃PO₄ on kolme kertaa sen molaarisuus (N = 3 ∙ M), koska tällä kertaa kaikki sen vetyionit reagoivat.

Tästä syystä ei riitä, että otamme yleisen säännön kaikille hapoille, vaan sinun on tiedettävä tarkalleen, kuinka monta H⁺ osallistua reaktioon.

emäkset

Hyvin samanlainen tapaus esiintyy emästen kanssa. Seuraavilla kolmella emäksellä, jotka on neutraloitu HCl: llä, on:

NaOH + HCI => NaCl + H₂O

Ba (OH)₂ + 2HCI => BaCl₂ + 2H₂O

Al (OH)₃ + 3HCI => AlCI₃ + 3H₂O

Al (OH)₃ tarvitset kolme kertaa enemmän happoa kuin NaOH; toisin sanoen NaOH tarvitsee vain yhden kolmanneksen emäksen määrästä, joka on lisätty Al (OH): n neutraloimiseksi.₃.

Siksi NaOH on reaktiivisempi, koska sillä on 1OH (yksi ekvivalentti); Ba (OH)₂ jossa on 2OH (kaksi ekvivalenttia) ja Al (OH)₃ kolme vastaavaa.

Vaikka siinä ei ole OH-ryhmiä, Na₂CO₃ pystyy hyväksymään jopa 2H⁺, ja siksi sillä on kaksi ekvivalenttia; mutta jos hyväksyt vain 1 H⁺, sitten osallistua vastaavaan.

Saostusreaktioissa

Kun kationi ja anioni joutuvat yhteen saostumaan suolaan, ekvivalenttien lukumäärä kullekin on yhtä suuri kuin sen varaus:

mg²⁺ + 2cl^- => MgCl₂

Niinpä Mg²⁺ on kaksi ekvivalenttia, kun taas Cl^- hänellä on vain yksi Mutta mikä on MgCl: n normaalisuus₂? Sen arvo on suhteellinen, se voi olla 1 M tai 2 ∙ M riippuen siitä, otetaanko Mg huomioon²⁺ tai Cl^-.

Redox-reaktioissa

Redox-reaktioihin osallistuvien lajien ekvivalenttien määrä on sama kuin saman reaktion aikana saatujen tai kadonneiden elektronien lukumäärä..

3C₂O₄^2- + op₂O₇^2- + 14H⁺ => 2Cr³⁺ + 6CO₂ + 7H₂O

Mikä on C: n normaalisuus₂O₄^2- ja Kr₂O₇^2-? Tätä varten on otettava huomioon osittaiset reaktiot, joihin liittyy elektroneja reagensseina tai tuotteina:

C₂O₄^2- => 2CO₂ + 2e^-

op₂O₇^2- + 14H⁺ + 6e^- => 2Cr³⁺ + 7H₂O

Jokainen C₂O₄^2- julkaisee 2 elektronia ja kukin Cr₂O₇^2- hyväksyy 6 elektronia; ja keilan jälkeen tuloksena oleva kemiallinen yhtälö on ensimmäinen kolmesta.

Sitten normaali C₂O₄^2- on 2 ∙ M ja 6 ∙ M Cr₂O₇^2- (muista, N = nM).

viittaukset

1. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (22. lokakuuta 2018). Normaalin laskeminen (kemia). Haettu osoitteesta thinkco.com
2. Softschools. (2018). Normaali kaava. Haettu osoitteesta softschools.com
3. Harvey D. (26. toukokuuta 2016). Normaalius. Kemia LibreTexts. Haettu osoitteesta: chem.libretexts.org
4. Lic Pilar Rodríguez M. (2002). Kemia: monipuolistamisen ensimmäinen vuosi. Salesiana toimituksellinen säätiö, s. 56-58.
5. Peter J. Mikulecky, Chris Hren. (2018). Vastaavien ja normaalien tarkastelu. Kemian työkirja nukkeille. Haettu osoitteesta dummies.com
6. Wikipedia. (2018). Vastaava pitoisuus. Haettu osoitteesta: en.wikipedia.org
7. Normaalius. [PDF]. Haettu osoitteesta: faculty.chemeketa.edu
8. Day, R., & Underwood, A. (1986). Kvantitatiivinen analyyttinen kemia (viides ed.). PEARSON Prentice Hall, s. 67, 82.