The normální je to míra koncentrace používaná méně a méně často v chemii roztoků. Ukazuje, jak reaktivní je roztok rozpuštěných látek, spíše než jak vysoká nebo zředěná je jeho koncentrace. Vyjadřuje se jako gramekvivalenty na litr roztoku (Eq / L).
V literatuře vyvstalo mnoho zmatků a debat ohledně termínu „ekvivalent“, protože se liší a má pro všechny látky svou vlastní hodnotu. Rovněž ekvivalenty závisí na zvažované chemické reakci; normálnost proto nelze použít svévolně ani globálně.
Z tohoto důvodu IUPAC doporučil přestat jej používat k vyjadřování koncentrací roztoků..
Stále se však používá v acidobazických reakcích, široce používaných v odměrných zařízeních. Je to částečně proto, že vzhledem k ekvivalentům kyseliny nebo zásady zásadně usnadňuje výpočty; Kyseliny a zásady se navíc ve všech scénářích chovají vždy stejným způsobem: uvolňují nebo přijímají vodíkové ionty, H+.
Rejstřík článků
Ačkoli normálnost podle své pouhé definice může způsobit zmatek, zkrátka to není nic jiného než molarita vynásobená faktorem ekvivalence:
N = nM
Kde n je faktor ekvivalence a závisí na reaktivních druzích a také na reakci, které se účastní. Poté, když známe jeho molaritu, M, lze jeho normálnost vypočítat jednoduchým násobením.
Pokud je naopak k dispozici pouze hmotnost činidla, použije se jeho ekvivalentní hmotnost:
PE = PM / n
Kde MW je molekulová hmotnost. Jakmile máte PE a hmotnost reaktantu, stačí použít dělení a získat ekvivalenty dostupné v reakčním médiu:
Eq = g / PE
A konečně definice normality říká, že vyjadřuje gram ekvivalenty (nebo ekvivalenty) na jeden litr řešení:
N = g / (PE ∙ V)
Co se rovná
N = Eq / V
Po těchto výpočtech se získá, kolik ekvivalentů má reaktivní druh na 1 l roztoku; nebo kolik je mEq na 1 ml roztoku.
Ale jaké jsou ekvivalenty? Jsou to části, které mají společnou sadu reaktivních druhů. Například s kyselinami a zásadami, co se s nimi stane, když reagují? Zdarma nebo přijmout H+, bez ohledu na to, zda se jedná o hydracid (HCl, HF atd.), nebo okyselinu (HdvaSW4, HNO3, H3PO4, atd.).
Molarity nerozlišuje počet H, které má kyselina ve své struktuře, ani množství H, které může báze přijmout; jen zvažte celek v molekulové hmotnosti. Normálnost však bere v úvahu to, jak se druh chová, a tedy stupeň reaktivity.
Pokud kyselina uvolní H+, molekulárně to může přijmout pouze báze; jinými slovy, ekvivalent vždy reaguje s jiným ekvivalentem (OH, v případě bází). Stejně tak, pokud jeden druh daruje elektrony, jiný druh musí přijmout stejný počet elektronů..
Odtud přichází zjednodušení výpočtů: protože známe počet ekvivalentů jednoho druhu, je přesně známo, kolik je ekvivalentů, které reagují od ostatních druhů. Při použití krtků musíte dodržovat stechiometrické koeficienty chemické rovnice.
Počínaje párem HF a HdvaSW4, Například pro vysvětlení ekvivalentů v jeho neutralizační reakci s NaOH:
HF + NaOH => NaF + HdvaNEBO
HdvaSW4 + 2NaOH => NadvaSW4 + 2HdvaNEBO
K neutralizaci HF je zapotřebí jeden mol NaOH, zatímco HdvaSW4 vyžaduje dva moly báze. To znamená, že HF je reaktivnější, protože pro svoji neutralizaci potřebuje menší množství báze. Proč? Protože HF má 1H (ekvivalent) a HdvaSW4 2H (dva ekvivalenty).
Je důležité zdůraznit, že ačkoli HF, HCl, HI a HNO3 jsou „stejně reaktivní“ podle normality, podstaty jejich vazeb, a tedy i jejich síly kyselosti, jsou zcela odlišné.
S vědomím toho lze normálnost pro jakoukoli kyselinu vypočítat vynásobením počtu H jeho molaritou:
1 ∙ M = N (HF, HCl, CH3COOH)
2 ∙ M = N (HdvaSW4, HdvaSeo4, HdvaS)
S H3PO4 máte 3H, a proto máte tři ekvivalenty. Je to však mnohem slabší kyselina, takže ne vždy uvolňuje veškerý svůj H+.
Kromě toho v přítomnosti silné báze nemusí nutně reagovat všechna jeho H.+; To znamená, že je třeba věnovat pozornost reakci, které se účastníte:
H3PO4 + 2KOH => K.dvaHPO4 + 2HdvaNEBO
V tomto případě se počet ekvivalentů rovná 2 a ne 3, protože reaguje pouze 2H+. Zatímco v této další reakci:
H3PO4 + 3KOH => K.3PO4 + 3HdvaNEBO
Má se za to, že normálnost H3PO4 je třikrát vyšší než jeho molarita (N = 3 ∙ M), protože tentokrát reagují všechny jeho vodíkové ionty.
Z tohoto důvodu nestačí předpokládat obecné pravidlo pro všechny kyseliny, ale také je třeba přesně vědět, kolik H+ účastnit se reakce.
Velmi podobný případ nastává u základen. Pro následující tři báze neutralizované HCl máme:
NaOH + HCl => NaCl + HdvaNEBO
Ba (OH)dva + 2HCl => BaCldva + 2HdvaNEBO
Al (OH)3 + 3HCl => AlCl3 + 3HdvaNEBO
El Al (OH)3 potřebuje třikrát více kyseliny než NaOH; to znamená, že NaOH potřebuje pouze třetinu množství přidané báze k neutralizaci Al (OH)3.
Proto je NaOH reaktivnější, protože má 1OH (jeden ekvivalent); Ba (OH)dva má 2OH (dva ekvivalenty) a Al (OH)3 tři ekvivalenty.
Ačkoli mu chybí OH skupiny, NadvaCO3 je schopen přijmout až 2H+, a proto má dva ekvivalenty; ale pokud přijmete pouze 1H+, poté se zúčastněte ekvivalentu.
Když se kation a anion spojí a vysráží se na sůl, počet ekvivalentů pro každý se rovná jejich náboji:
Mgdva+ + 2Cl- => MgCldva
To znamená, že Mgdva+ má dva ekvivalenty, zatímco Cl- má jen jednu. Ale jaká je normálnost MgCldva? Jeho hodnota je relativní, může to být 1 M nebo 2 ∙ M, v závislosti na tom, zda se uvažuje Mg.dva+ nebo Cl-.
Počet ekvivalentů pro druhy zapojené do redoxních reakcí se rovná počtu elektronů získaných nebo ztracených během stejných reakcí..
3CdvaNEBO4dva- + CrdvaNEBO7dva- + 14H+ => 2Cr3+ + 6COdva + 7HdvaNEBO
Jaká bude normálnost pro C.dvaNEBO4dva- a CrdvaNEBO7dva-? K tomu je třeba vzít v úvahu parciální reakce, kde se elektrony účastní jako reaktanty nebo produkty:
CdvaNEBO4dva- => 2COdva + 2e-
CrdvaNEBO7dva- + 14H+ + 6e- => 2Cr3+ + 7HdvaNEBO
Každý C.dvaNEBO4dva- uvolní 2 elektrony a každý CrdvaNEBO7dva- přijímá 6 elektronů; a po vyvážení je výsledná chemická rovnice první ze tří.
Normálnost pro CdvaNEBO4dva- je 2 ∙ M a 6 ∙ M pro CrdvaNEBO7dva- (pamatujte, N = nM).
Zatím žádné komentáře