Normaliteitsdefinitie in de chemie

Steve McAlister/Getty Images

Normaliteit is een maat voor concentratie gelijk aan het gramequivalentgewicht per liter oplossing. Gram-equivalentgewicht is de maat voor het reactieve vermogen van a molecuul . De rol van de opgeloste stof in de reactie bepaalt die van de oplossing normaliteit . Normaliteit is ook bekend als de equivalente concentratie van een oplossing.

Normaliteitsvergelijking

Normaliteit (N) is de molaire concentratie c_igedeeld door een equivalentiefactor f_{gelijk aan}:

N = c_i/ f_{gelijk aan}

Een andere veel voorkomende vergelijking is dat normaliteit (N) gelijk is aan het gramequivalentgewicht gedeeld door liter oplossing:

N = gramequivalentgewicht/liter oplossing (vaak uitgedrukt in g/L)

Of het kan de molariteit zijn vermenigvuldigd met het aantal equivalenten:

N = molariteit x equivalenten

Eenheden van normaliteit

De hoofdletter N wordt gebruikt om concentratie in termen van normaliteit aan te geven. Het kan ook worden uitgedrukt als eq/L (equivalent per liter) of meq/L (milli-equivalent per liter van 0,001 N, doorgaans gereserveerd voor medische rapportage).

Voorbeelden van normaliteit

Voor zure reacties, een 1 M H_tweeDUS₄oplossing heeft een normaliteit (N) van 2 N omdat 2 mol H⁺ionen aanwezig zijn per liter oplossing.
Voor sulfideprecipitatiereacties, waarbij de SO₄^-ion is het belangrijkste deel, dezelfde 1 M H_tweeDUS₄oplossing heeft een normaliteit van 1 N.

Voorbeeld probleem

Vind de normaliteit van 0,1 M H_tweeDUS₄(zwavelzuur) voor de reactie:

H_tweeDUS₄+ 2 NaOH → So_tweeDUS₄+ 2 H_tweeO

Volgens de vergelijking, 2 mol H⁺ionen (2 equivalenten) uit zwavelzuur reageren met natriumhydroxide (NaOH) om natriumsulfaat (Na .) te vormen_tweeDUS₄) en water. Met behulp van de vergelijking:

N = molariteit x equivalenten
N = 0,1 x 2
N = 0,2 N

Laat u niet verwarren door het aantal mollen natriumhydroxide en water in de vergelijking. Omdat je de molariteit van het zuur hebt gekregen, heb je de aanvullende informatie niet nodig. Het enige dat u hoeft te weten, is hoeveel mol waterstofionen deelnemen aan de reactie. Omdat zwavelzuur een sterk zuur is, weet je dat het volledig dissocieert in zijn ionen.

Mogelijke problemen bij het gebruik van N voor concentratie

Hoewel normaliteit een bruikbare eenheid van concentratie is, kan het niet voor alle situaties worden gebruikt, omdat de waarde ervan afhangt van een equivalentiefactor die kan veranderen op basis van het type chemische reactie van belang. Als voorbeeld kan een oplossing van magnesiumchloride (MgCl_twee) kan 1 N zijn voor de Mg²⁺ion, maar 2 N voor de Cl^-ion.

Hoewel N een goede eenheid is om te weten, wordt deze niet zo vaak gebruikt als molaliteit in het echte laboratoriumwerk. Het heeft waarde voor zuur-base titraties, precipitatiereacties en redoxreacties. In zuur-base reacties en neerslagreacties, 1/f_{gelijk aan}is een geheel getal. In redoxreacties, 1/f_{gelijk aan}kan een fractie zijn.