La normalidad es una unidad de concentración de una solución química definida como el peso equivalente en gramos de soluto por litro de solución. La normalidad también se llama concentración equivalente. Se indica con el símbolo “N” o “eq / L” (equivalentes por litro). Para encontrar el peso equivalente en gramo, necesita saber cuántos iones de hidrógeno (H + o H 3 O + ), iones de hidróxido (OH – ) o electrones (e – ) se transfieren en una reacción o necesita saber la valencia de la especie química.
La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada desaconseja el uso de esta unidad, pero puede encontrarla en clases de química o en el laboratorio, particularmente con valoraciones ácido-base y reacciones redox. Aquí hay un vistazo a las diferentes formas de calcular la normalidad de la solución, junto con ejemplos.
Pasos para resolver problemas de normalidad
- Obtenga información para determinar el número de equivalentes formados o el peso equivalente del soluto o reactivos. Por lo general, es necesario conocer la valencia, el peso molecular y si una sustancia se disocia o disuelve por completo o no.
- Calcula el equivalente en gramo del soluto.
- Recuerde que el volumen de la solución está en litros.
Fórmulas de normalidad
Hay algunas fórmulas que se utilizan para calcular la normalidad. El que uses depende de la situación:
N = M xn
Aquí, M es la molaridad en moles por litro yn es el número de equivalentes producidos. El número de equivalentes es un número entero para las reacciones ácido-base, pero podría ser una fracción en una reacción redox.
N = Número de equivalentes en gramos / volumen de solución en litros
N = Peso del soluto en gramos / [volumen en litros x peso equivalente]
N = Molaridad x Acidez
N = Molaridad x Basicidad
N 1 V 1 = N 2 V 2
En una titulación:
- N 1 = Normalidad de la solución ácida
- V 1 = Volumen de la solución ácida
- N 2 = Normalidad de la solución básica
- V2 3 = Volumen de la solución básica
Alternativamente, puede usar esta ecuación para hacer soluciones con diferentes volúmenes:
Normalidad inicial (N 1 ) × Volumen inicial (V 1 ) = Normalidad de la solución final (N 2 ) × Volumen final (V 2 )
Calcular la normalidad a partir de la molaridad
Es fácil calcular la normalidad a partir de la molaridad para una solución ácida o básica si conoce la cantidad de iones de hidrógeno (ácido) o hidróxido (base) producidos. A menudo, no es necesario utilizar la calculadora.
Por ejemplo, una solución de ácido clorhídrico (HCl) 2 M también es una solución de HCl 2 N porque cada molécula de ácido clorhídrico forma un mol de iones de hidrógeno. De manera similar, una solución de ácido sulfúrico 2 M (H 2 SO 4 ) es una solución de 4 NH 2 SO 4 porque cada molécula de ácido sulfúrico produce dos moles de iones de hidrógeno. Una solución de ácido fosfórico 2 M (H 3 PO 4 ) es una solución 6 NH 3 PO 4 porque el ácido fosfórico produce 3 moles de iones hidrógeno. Al cambiar a bases, una solución de NaOH 0.05 M también es una solución de NaOH 0.05 N porque el hidróxido de sodio produce un mol de iones de hidróxido.
A veces, incluso los problemas simples requieren una calculadora. Por ejemplo, encontremos la normalidad de 0.0521 MH 3 PO 4.
N = M xn
N = (0.0521 mol / L) (3 eq / 1mol)
N = 0.156 eq / L = 0.156 N
Tenga en cuenta que la normalidad depende de la especie química. Entonces, si tiene un litro de una solución de 1 NH 2 SO 4, le dará 1 N de iones de hidrógeno (H + ) en una reacción ácido-base, pero solo 0.5 N de iones de sulfato (SO 4 – ) en una reacción de precipitación.
La normalidad también depende de la reacción química. Por ejemplo, encontremos la normalidad de 0.1 MH 2 SO 4 (ácido sulfúrico) para la reacción:
H 2 SO 4 + 2 NaOH → Na 2 SO 4 + 2 H 2 O
Según la ecuación, 2 moles de iones H + (2 equivalentes) del ácido sulfúrico reaccionan con el hidróxido de sodio (NaOH) para formar sulfato de sodio (Na 2 SO 4 ) y agua. Usando la ecuación:
N = molaridad x equivalentes
N = 0,1 x 2
N = 0,2 N
Aunque se le proporcione información adicional (cantidad de moles de hidróxido de sodio y agua), no afectan la respuesta a este problema. La normalidad depende del número de iones de hidrógeno que participan en la reacción. Dado que el ácido sulfúrico es un ácido fuerte, sabe que se disocia completamente en sus iones.
A veces, no todos los iones de hidrógeno de un reactivo participan en la reacción. Por ejemplo, encontremos la normalidad de 1.0 MH 3 AsO 4 en esta reacción:
H 3 AsO 4 + 2 NaOH → Na 2 HAsO 4 + 2 H 2 O
Si observa la reacción, verá que solo dos de los iones de hidrógeno en H 3 AsO 4 reaccionan con NaOH para formar el producto. Entonces, hay 2 equivalentes y no 3 como cabría esperar. Puedes encontrar la normalidad usando la ecuación:
N = Molaridad x número de equivalentes
N = 1.0 x 2
N = 2.0 N
Ejemplo: normalidad de una solución salina
Encuentre la normalidad de 0.321 g de carbonato de sodio en una solución de 250 mL.
Primero, necesita conocer la fórmula del carbonato de sodio para calcular su peso molecular y para poder ver qué iones forma cuando se disuelve. El carbonato de sodio es Na 2 CO 3 y su peso molecular es 105,99 g / mol. Cuando se disuelve, forma dos iones de sodio y un ión de carbonato. Plantee el problema de modo que las unidades se cancelen para dar una respuesta en equivalentes por litro:
N = (masa en gramos x equivalentes) / (volumen en litros x peso molecular)
Reescritura para hacer que la cancelación de unidades sea fácil de ver:
N = (0.321 g) x (1 mol / 105.99 g) x (2 eq / 1 mol ) / 0.250 L
N = 0.0755 eq / L = 0.0755 N
Ejemplo: valoración ácido-base
Encuentre la concentración normal de ácido cítrico cuando se titulan 25,00 ml de solución de ácido cítrico con 28,12 ml de solución de KOH 0,1718 N.
Para resolver este problema, use la fórmula:
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
Limitaciones del uso de la normalidad
Hay consideraciones para recordar cuando se usa la normalidad:
- La normalidad siempre requiere un factor de equivalencia.
- La normalidad depende de la temperatura. Siempre que haga todo el trabajo de laboratorio a la misma temperatura (es decir, temperatura ambiente), es estable, pero si hierve o refrigera una solución, todas las apuestas están canceladas. Si espera cambios drásticos de temperatura, use una unidad diferente, como la molaridad o el porcentaje de masa.
- La normalidad depende de la sustancia y la reacción química que se esté estudiando. Por ejemplo, si calcula la normalidad de un ácido con respecto a una base determinada, puede ser diferente si cambia la base.
Descubre más sobre concentraciones en el rincón de la química.
Leave a Reply