- Mikä on normaalisuus?
- kaavat
- vastineet
- esimerkit
- hapot
- H-reaktio
- emäkset
- Sadereaktioissa
- Redox-reaktioissa
- Viitteet
Normaali on mitta pitoisuus, jota käytetään yhä harvemmin, liuoskemiassa. Se osoittaa, kuinka reaktiivinen liuenneen osan liuos on, sen sijaan kuinka korkea tai laimennettu sen pitoisuus on. Se ilmaistaan grammoekvivalentteina litraa kohti liuosta (Eq / L).
Kirjallisuudessa on ilmennyt paljon sekaannusta ja keskustelua käsitteestä "ekvivalentti", koska se vaihtelee ja sillä on oma arvo kaikille aineille. Samoin ekvivalentit riippuvat kemiallisesta reaktiosta, jota harkitaan; siksi normaalisuutta ei voida käyttää mielivaltaisesti tai globaalisti.
Lähde: Pexels
Tästä syystä IUPAC on suositellut lopettavan sen käytön liuospitoisuuksien ilmaisemiseksi.
Sitä käytetään kuitenkin edelleen happo-emäsreaktioissa, joita käytetään laajasti tilavuuksissa. Tämä johtuu osittain siitä, että ottaen huomioon hapon tai emäksen ekvivalentit, se tekee laskelmista paljon helpompaa; Lisäksi hapot ja emäkset käyttäytyvät aina samalla tavalla kaikkia tilanteita vastaan: vapauttavat tai hyväksyvät vetyioneja, H +.
Mikä on normaalisuus?
kaavat
Vaikka normaalisuus pelkästään määritelmänsä perusteella voi aiheuttaa sekaannusta, lyhyesti sanottuna se ei ole muuta kuin molaarisuus kerrottuna vastaavuuskertoimella:
N = nM
Missä n on vastaavuuskerroin ja riippuu reaktiivisista lajeista sekä reaktiosta, johon se osallistuu. Sitten, tietäen sen molaarisuuden, M, sen normaalisuus voidaan laskea yksinkertaisella kertolaskelmalla.
Jos toisaalta on käytettävissä vain reagenssin massa, käytetään sen ekvivalenttia painoa:
PE = PM / n
Missä MW on molekyylipaino. Kun sinulla on PE ja reagenssin massa, levitä vain jako saadaksesi reaktioväliaineessa saatavilla olevat ekvivalentit:
Eq = g / PE
Ja lopuksi normaalisuuden määritelmässä sanotaan, että se ilmaisee gram-ekvivalentit (tai ekvivalentit) litraa kohti liuosta:
N = g / (PE ∙ V)
Mikä on yhtä suuri kuin
N = Eq / V
Näiden laskelmien jälkeen saadaan kuinka monta ekvivalenttia reaktiivisella aineella on 1 litraa liuosta; tai kuinka monta mekvivalenttia on 1 ml liuosta.
vastineet
Mutta mitkä vastaavat? Ne ovat niitä osia, joilla on yhteinen joukko reaktiivisia lajeja. Esimerkiksi hapoille ja emäksille, mitä tapahtuu heille reagoidessaan? Ne vapauttavat tai hyväksyä H +, riippumatta siitä, onko se on vetyhapon (HCl: n, HF, jne.), Tai oxacid (H 2 SO 4, HNO 3, H 3 PO 4, jne.).
Molaarisuus ei erota H: n määrää, joka hapolla on rakenteessa, tai H: n määrää, jonka emäs voi hyväksyä; tarkastellaan vain koko joukkoa molekyylipainona. Normaalisuus ottaa kuitenkin huomioon lajien käyttäytymisen ja siten reaktiivisuuden asteen.
Jos happo vapauttaa H +: n, molekyylisesti vain emäs voi hyväksyä sen; toisin sanoen ekvivalentti reagoi aina toisen ekvivalentin kanssa (emästen tapauksessa OH). Samoin, jos yksi laji luovuttaa elektroneja, toisen lajin on hyväksyttävä sama määrä elektroneja.
Tästä johtuu laskelmien yksinkertaistaminen: Kun tiedät yhden lajin ekvivalenttien määrän, tiedetään tarkalleen kuinka monta ekvivalenttia reagoi muista lajeista. Mooleja käytettäessä on kuitenkin noudatettava kemiallisen yhtälön stökiometrisiä kertoimia.
esimerkit
hapot
Alkaen pari HF ja H 2 SO 4, esimerkiksi, selittää ekvivalenttia niiden neutraloitumisreaktio NaOH:
HF + NaOH => NaF + H 2 O
H 2 SO 4 + 2NaOH => Na 2 SO 4 + 2 H 2 O
Neutraloimiseksi HF, yksi mooli NaOH tarvitaan, kun taas H 2 SO 4 vaatii kaksi moolia emästä. Tämä tarkoittaa, että HF on reaktiivisempi, koska se tarvitsee pienemmän määrän emästä neutralointiinsa. Miksi? Koska HF on 1H (yksi ekvivalentti), ja H 2 SO 4 2 H (kaksi ekvivalenttia).
On tärkeää korostaa, että vaikka HF, HCI, HI ja HNO 3 ovat "yhtä reaktiivisia" mukaan normaalitilaan, luonteesta joukkovelkakirjojen ja, siksi, niiden happamuus lujuus, ovat täysin erilaisia.
Joten tietäen tämän, minkä tahansa hapon normaalisuus voidaan laskea kertomalla H-lukumäärä sen molaarisuudella:
1 ∙ M = N (HF, HCI, CH 3 COOH)
2 ∙ M = N (H 2 SO 4, H 2 SeO 4, H 2 S)
H-reaktio
H 3 PO 4: lla sinulla on 3H, ja siksi sillä on kolme ekvivalenttia. Se on kuitenkin paljon heikompi happo, joten se ei aina vapauta H +: taan.
Lisäksi voimakkaan emäksen läsnäollessa kaikki sen H + ei välttämättä reagoi; Tämä tarkoittaa, että olisi kiinnitettävä huomiota reaktioon, jossa osallistut:
H 3 PO 4 + 2KOH => K 2 HPO 4 + 2 H 2 O
Tässä tapauksessa ekvivalenttien lukumäärä on yhtä suuri kuin 2 eikä 3, koska vain 2H + reagoi. Vaikka tässä toisessa reaktiossa:
H 3 PO 4 + 3KOH => K 3 PO 4 + 3H 2 O
Katsotaan, että normaalisuus H 3 PO 4 on kolme kertaa sen molaarisuus (N = 3 ∙ M), koska tällä kertaa kaikki sen vetyioneja reagoida.
Tästä syystä ei riitä, että oletetaan yleinen sääntö kaikille hapoille, mutta myös on tiedettävä tarkkaan kuinka monta H +: ta osallistuu reaktioon.
emäkset
Hyvin samanlainen tapaus tapahtuu emästen kanssa. Seuraavilla kolmella emäksellä, jotka on neutraloitu HCl: llä, meillä on:
NaOH + HCl: => NaCI + H 2 O
Ba (OH) 2 + 2 HCI: => BaCI 2 + 2H 2 O
AI (OH) 3 + 3HCl => AICI 3 + 3 H 2 O
Al (OH) 3 tarvitsee kolme kertaa enemmän happoa kuin NaOH; ts. NaOH tarvitsee vain kolmanneksen lisätyn emäksen määrästä Al (OH) 3: n neutraloimiseksi.
Siksi NaOH on reaktiivisempi, koska siinä on 1OH (yksi ekvivalentti); Ba (OH) 2: lla on 2OH (kaksi ekvivalenttia) ja Al (OH) 3: lla kolme ekvivalenttia.
Vaikka se ei ole OH-ryhmiä, Na 2 CO 3 on kykenee vastaanottamaan jopa 2H +, ja näin ollen on kaksi ekvivalenttia; mutta jos hyväksyt vain 1H +, osallistut sitten vastaavalla.
Sadereaktioissa
Kun kationi ja anioni yhdistyvät saostuakseen suolaksi, ekvivalenttien lukumäärä jokaisella on yhtä suuri kuin sen varaus:
Mg 2+ + 2Cl - => MgCI 2
Siten Mg2 +: lla on kaksi ekvivalenttia, kun taas Cl - on vain yksi. Mutta mikä on MgCl 2: n normaalisuus ? Sen arvo on suhteellinen, se voi olla 1M tai 2 ∙ M, riippuen siitä, pidetäänkö Mg 2+ vai Cl.
Redox-reaktioissa
Redox-reaktioihin osallistuvien lajien ekvivalenttien lukumäärä on yhtä suuri kuin saman aikana syntyneiden tai kadonneiden elektronien lukumäärä.
3C 2 O 4 2- + Cr 2 O 7 2- + 14H + => 2Cr 3+ + 6CO 2 + 7H 2 O
Mikä on normaaliarvo C 2 O 4 2: lle ja Cr 2 O 7 2: lle ? Tätä varten on otettava huomioon osittaiset reaktiot, joissa elektronit osallistuvat reagensseina tai tuotteina:
C 2 O 4 2- => 2CO 2 + 2e -
Op 2 O 7 2- + 14H + + 6e - => 2Cr 3+ + 7H 2 O
Jokainen C 2 O 4 2 vapauttaa 2 elektronia, ja kukin Cr 2 O 7 2 hyväksyy 6 elektronia; ja tasapainottamisen jälkeen tuloksena oleva kemiallinen yhtälö on ensimmäinen kolmesta.
Joten, normaalisuus C 2 O 4 2: lle on 2 ∙ M ja 6 ∙ M Cr 2 O 7 2: lle (muista, N = nM).
Viitteet
- Helmenstine, tohtori Anne Marie (22. lokakuuta 2018). Kuinka laskea normaalisuus (kemia). Palautettu osoitteesta: gondo.com
- Softschools. (2018). Normaalisuuskaava. Palautettu sivustolta: softschools.com
- Harvey D. (26. toukokuuta 2016). Normaalius. Kemia LibreTexts. Palautettu osoitteesta: chem.libretexts.org
- Lic Pilar Rodríguez M. (2002). Kemia: monivaiheisen ensimmäinen vuosi. Fundación Editorial Salesiana, s. 56-58.
- Peter J. Mikulecky, Chris Hren. (2018). Tutkitaan vastaavuuksia ja normaalisuutta. Kemian työkirja nukkeille. Palautettu sivustolta: dummies.com
- Wikipedia. (2018). Vastaava pitoisuus. Palautettu osoitteesta: en.wikipedia.org
- Normaalius.. Palautettu: faculty.chemeketa.edu
- Day, R., ja Underwood, A. (1986). Kvantitatiivinen analyyttinen kemia (viides painos). PEARSON Prentice Hall, s. 67, 82.