Πώς να υπολογίσετε την κανονικότητα μιας λύσης

Η κανονικότητα είναι μια μονάδα της συγκέντρωσης ενός χημικού διαλύματος που ορίζεται ως το ισοδύναμο γραμμαρίου βάρους της διαλυμένης ουσίας ανά λίτρο διαλύματος. Η κανονικότητα ονομάζεται επίσης ισοδύναμη συγκέντρωση. Υποδηλώνεται με το σύμβολο "N" ή "eq/L" (ισοδύναμα ανά λίτρο). Για να βρείτε το ισοδύναμο βάρος σε γραμμάρια, πρέπει να γνωρίζετε πόσα ιόντα υδρογόνου (H ή H₃ O), ιόντα υδροξειδίου (OH) ή ηλεκτρόνια (e) μεταφέρονται σε μια αντίδραση ή πρέπει να γνωρίζετε το σθένος του χημικού είδους.

Η Διεθνής Ένωση Καθαρής και Εφαρμοσμένης Χημείας αποθαρρύνει τη χρήση αυτής της μονάδας, αλλά μπορεί να τη συναντήσετε σε μαθήματα χημείας ή στο εργαστήριο, ιδιαίτερα με τιτλοδοτήσεις οξέος-βάσης και αντιδράσεις οξειδοαναγωγής. Ακολουθεί μια ματιά στους διαφορετικούς τρόπους υπολογισμού της κανονικότητας της λύσης, μαζί με παραδείγματα.

Βήματα για την επίλυση προβλημάτων κανονικότητας

Λάβετε πληροφορίες για τον προσδιορισμό του αριθμού των ισοδυνάμων που σχηματίζονται ή του ισοδύναμου βάρους της διαλυμένης ουσίας ή των αντιδρώντων. Συνήθως, πρέπει να γνωρίζετε το σθένος, το μοριακό βάρος και εάν μια ουσία διασπάται ή διαλύεται πλήρως ή όχι.
Υπολογίστε το ισοδύναμο γραμμαρίων της διαλυμένης ουσίας.
Θυμηθείτε ότι ο όγκος του διαλύματος είναι σε λίτρα.

Τύπες κανονικότητας

Υπάρχουν μερικοί τύποι που χρησιμοποιούνται για τον υπολογισμό της κανονικότητας. Ποια θα χρησιμοποιήσετε εξαρτάται από την περίπτωση:

N =M x n
Εδώ, το M είναι η μοριακότητα σε moles ανά λίτρο και το n είναι ο αριθμός των ισοδυνάμων που παράγονται. Ο αριθμός των ισοδυνάμων είναι ακέραιος για τις αντιδράσεις οξέος-βάσης, αλλά θα μπορούσε να είναι ένα κλάσμα σε μια αντίδραση οξειδοαναγωγής.

N =Αριθμός ισοδυνάμων γραμμαρίων / όγκος διαλύματος σε λίτρα
N =Βάρος διαλυμένης ουσίας σε γραμμάρια / [όγκος σε λίτρα x ισοδύναμο βάρος]

N =Μοριακότητα x Οξύτητα
N =Μοριακότητα x Βασικότητα

N₁ V₁ =N₂ V₂
Σε τιτλοδότηση:

Ν₁ =Κανονικότητα του όξινου διαλύματος
V₁ =Όγκος του όξινου διαλύματος
Ν₂ =Κανονικότητα της βασικής λύσης
V2₃ =Όγκος του βασικού διαλύματος

Εναλλακτικά, μπορείτε να χρησιμοποιήσετε αυτήν την εξίσωση για να δημιουργήσετε λύσεις με διαφορετικούς όγκους:

Αρχική κανονικότητα (N₁ ) × Αρχικός τόμος (V₁ ) =Κανονικότητα της τελικής λύσης (N₂ ) × Τελικός τόμος (V₂ )

Υπολογισμός κανονικότητας από μοριακότητα

Είναι εύκολο να υπολογίσετε την κανονικότητα από τη μοριακότητα για ένα διάλυμα οξέος ή βάσης εάν γνωρίζετε τον αριθμό των ιόντων υδρογόνου (οξύ) ή υδροξειδίου (βάσης) που παράγονται. Συχνά, δεν χρειάζεται να ξεσπάσετε την αριθμομηχανή.

Για παράδειγμα, ένα διάλυμα υδροχλωρικού οξέος (HCl) 2 Μ είναι επίσης διάλυμα HCl 2 Ν επειδή κάθε μόριο υδροχλωρικού οξέος σχηματίζει ένα γραμμομόριο ιόντων υδρογόνου. Ομοίως, ένα θειικό οξύ 2 Μ Η₂ SO₄ ) το διάλυμα είναι ένα 4 N H₂ SO₄ διάλυμα γιατί κάθε μόριο θειικού οξέος παράγει δύο mol ιόντων υδρογόνου. Ένα διάλυμα φωσφορικού οξέος 2 Μ (H₃ PO₄ ) είναι ένα 6 N H₃ PO₄ διάλυμα γιατί το φωσφορικό οξύ παράγει 3 moles ιόντων υδρογόνου. Μετά από μετάβαση σε βάσεις, ένα διάλυμα NaOH 0,05 M είναι επίσης διάλυμα NaOH 0,05 N επειδή το υδροξείδιο του νατρίου παράγει ένα mole ιόντων υδροξειδίου.

Μερικές φορές ακόμη και απλά προβλήματα απαιτούν αριθμομηχανή. Για παράδειγμα, ας βρούμε την κανονικότητα του 0,0521 M H₃ PO₄ .

N =M x n
N =(0,0521 mol/L) (3 eq/1mol)
N =0,156 eq/L =0,156 N

Λάβετε υπόψη ότι η κανονικότητα εξαρτάται από το χημικό είδος. Έτσι, αν έχετε ένα λίτρο 1 N H₂ SO₄ διάλυμα θα σας δώσει 1 Ν ιόντων υδρογόνου (Η) σε μια αντίδραση οξέος-βάσης, αλλά μόνο 0,5 Ν θειικά ιόντα (SO₄ ) σε μια αντίδραση καθίζησης.

Η κανονικότητα εξαρτάται επίσης από τη χημική αντίδραση. Για παράδειγμα, ας βρούμε την κανονικότητα του 0,1 M H₂ SO₄ (θειικό οξύ) για την αντίδραση:

H₂ SO₄ + 2 NaOH → Na₂ SO₄ + 2 H₂ O

Σύμφωνα με την εξίσωση, 2 mol ιόντων Η (2 ισοδύναμα) από θειικό οξύ αντιδρούν με υδροξείδιο του νατρίου (NaOH) για να σχηματίσουν θειικό νάτριο (Na₂ SO₄ ) και νερό. Χρησιμοποιώντας την εξίσωση:

N =μοριακότητα x ισοδύναμα
N =0,1 x 2
N =0,2 N

Παρόλο που σας δίνονται επιπλέον πληροφορίες (αριθμός γραμμομορίων υδροξειδίου του νατρίου και νερού), δεν επηρεάζουν την απάντηση σε αυτό το πρόβλημα. Η κανονικότητα εξαρτάται από τον αριθμό των ιόντων υδρογόνου που συμμετέχουν στην αντίδραση. Δεδομένου ότι το θειικό οξύ είναι ένα ισχυρό οξύ, ξέρετε ότι διασπάται πλήρως στα ιόντα του.

Μερικές φορές δεν συμμετέχουν όλα τα ιόντα υδρογόνου σε ένα αντιδρών στην αντίδραση. Για παράδειγμα, ας βρούμε την κανονικότητα του 1,0 M H₃ AsO₄ σε αυτή την αντίδραση:

H₃ AsO₄ + 2 NaOH → Na₂ HAsO₄ + 2 H₂ O

Αν κοιτάξετε την αντίδραση, βλέπετε μόνο δύο από τα ιόντα υδρογόνου στο H₃ AsO₄ αντιδρούν με NaOH για να σχηματίσουν το προϊόν. Άρα, υπάρχουν 2 ισοδύναμα και όχι 3 όπως θα περίμενες. Μπορείτε να βρείτε την κανονικότητα χρησιμοποιώντας την εξίσωση:

N =Μοριακότητα x αριθμός ισοδυνάμων
N =1,0 x 2
N =2,0 N

Παράδειγμα:Κανονικότητα διαλύματος αλατιού

Βρείτε την κανονικότητα 0,321 g ανθρακικού νατρίου σε διάλυμα 250 mL.

Αρχικά, πρέπει να γνωρίζετε τον τύπο του ανθρακικού νατρίου για να υπολογίσετε το μοριακό του βάρος και έτσι να δείτε ποια ιόντα σχηματίζει όταν διαλύεται. Το ανθρακικό νάτριο είναι Na₂ CO₃ και το μοριακό του βάρος είναι 105,99 g/mol. Όταν διαλυθεί, σχηματίζει δύο ιόντα νατρίου και ένα ανθρακικό ιόν. Ρυθμίστε το πρόβλημα έτσι ώστε οι μονάδες να ακυρώσουν για να δώσουν μια απάντηση σε ισοδύναμα ανά λίτρο:

N =(μάζα σε γραμμάρια x ισοδύναμα) / (όγκος σε λίτρα x μοριακό βάρος)
Επανεγγραφή για να γίνει εύκολη η προβολή της ακύρωσης της μονάδας:
N =(0,321 g) x (1 mol/105,99 g) x (2 ισοδ./1 mol) / 0,250 L
N =0,0755 eq/L =0,0755 N

Παράδειγμα:Τιτλοδότηση οξέος-βάσης

Βρείτε την κανονική συγκέντρωση κιτρικού οξέος όταν 25,00 mL διαλύματος κιτρικού οξέος τιτλοδοτηθούν με 28,12 mL διαλύματος 0,1718 N KOH.

Για να λύσετε αυτό το πρόβλημα, χρησιμοποιήστε τον τύπο:

N_a × V_a =N_b × V_b
N_a × (25,00 mL) =(0,1718 N) (28,12 mL)
N_a =(0,1718 N) (28,12 mL)/(25,00 mL)
N_a =0,1932 N

Περιορισμοί χρήσης της κανονικότητας

Υπάρχουν ζητήματα που πρέπει να θυμάστε όταν χρησιμοποιείτε την κανονικότητα:

Η κανονικότητα απαιτεί πάντα έναν παράγοντα ισοδυναμίας.
Η κανονικότητα εξαρτάται από τη θερμοκρασία. Εφόσον κάνετε όλες τις εργαστηριακές εργασίες στην ίδια θερμοκρασία (δηλαδή θερμοκρασία δωματίου), είναι σταθερή, αλλά αν βράσετε ή ψύξετε ένα διάλυμα, όλα τα στοιχήματα είναι εκτός λειτουργίας. Εάν περιμένετε δραματικές αλλαγές θερμοκρασίας, χρησιμοποιήστε διαφορετική μονάδα, όπως μοριακότητα ή ποσοστό μάζας.
Η κανονικότητα εξαρτάται από την ουσία και τη χημική αντίδραση που μελετάται. Για παράδειγμα, αν υπολογίσετε την κανονικότητα ενός οξέος σε σχέση με μια συγκεκριμένη βάση, μπορεί να είναι διαφορετική εάν αλλάξετε τη βάση.

Αναφορές

IUPAC (1997). «Ισοδύναμη οντότητα». Σύνοψη Χημικής Ορολογίας (The Gold Book) (2η έκδ.). doi:10.1351/goldbook
IUPAC. Η χρήση της έννοιας της ισοδυναμίας.