Normaalsuse kalkulaator | Lahuse kontsentratsiooni arvutamine (eq/L)

Mis on normaalsuskalkulaator?

Normaalsuskalkulaator leiab keemilise lahuse normaalsuse ehk kontsentratsiooni mõõdu, mida kasutatakse peamiselt tiitrimisel. Vastus arvutatakse kolme sisendi põhjal: lahustunud aine ehk lahustunud aine mass, selle ekvivalentmass ja lahuse ruumala.

Mis on normaalsus keemias?

Normaalsus (N) mõõdab kontsentratsiooni grammekvivalentides liitri kohta (eq/L). Ekvivalent on aine hulk, mis reageerib ühega järgmistest või annab ühe neist:

• Üks mool H⁺-ioone happe-aluse reaktsioonis
• Üks mool elektrone redoksreaktsioonis
• Üks mool laengut sadestus- või kompleksimoodustumisreaktsioonis

Normaalsus on kasulik, sest sama normaalsusega lahuste võrdsed ruumalad reageerivad üksteisega täielikult. Kui segada 50 mL 0,1 N vesinikkloriidhapet 50 mL 0,1 N naatriumhüdroksiidiga, kulgeb reaktsioon täpselt lõpuni. See kehtib olenemata kasutatavast happest või alusest, mistõttu lihtsustab see tiitrimisarvutusi. Molaarsuse korral sõltuks sama võrdlus reaktsiooni stöhhiomeetriast.

Normaalsuse valem

Normaalsus arvutatakse järgmise valemiga:

N = W / (E × V)

• N = normaalsus ekvivalentides liitri kohta (eq/L)
• W = lahustunud aine mass grammides
• E = lahustunud aine ekvivalentmass grammides ekvivalendi kohta (g/eq)
• V = lahuse ruumala liitrites

Kuidas leida ekvivalentmassi

Ekvivalentmass ei ole aine püsiv omadus. See sõltub reaktsioonist, milles aine osaleb.

Happed: Jaga molekulmass nende H⁺-ioonide arvuga, mida hape saab loovutada. Vesinikkloriidhape (HCl, molekulmass ligikaudu 36,5 g/mol) loovutab ühe H⁺-iooni, seega on selle ekvivalentmass 36,5 g/eq. Väävelhape (H₂SO₄, molekulmass ligikaudu 98 g/mol) loovutab kaks H⁺-iooni, seega on selle ekvivalentmass 49 g/eq.

Alused: Jaga molekulmass OH⁻-ioonide arvuga. Naatriumhüdroksiidil (NaOH) on üks OH⁻-ioon, seega võrdub selle ekvivalentmass molekulmassiga, olles ligikaudu 40 g/eq. Kaltsiumhüdroksiidil (Ca(OH)₂) on kaks OH⁻-iooni, seega on selle ekvivalentmass pool molekulmassist.

Redoksreaktsioonid: Jaga molekulmass ülekantud elektronide arvuga. Kaaliumpermanganaat (KMnO₄) kannab happelises lahuses üle 5 elektroni, kuid tugevalt aluselises lahuses ainult 1 elektroni, mistõttu selle ekvivalentmass muutub reaktsioonitingimuste järgi.

Sadestus- ja kompleksimoodustumisreaktsioonid: Jaga molekulmass reaktsioonis osaleva ioonlaenguga. Kaltsiumkloriid (CaCl₂, molekulmass ligikaudu 111 g/mol) moodustab Ca²⁺-iooni, seega on selle ekvivalentmass ligikaudu 55,5 g/eq.

Kuna ekvivalentmass sõltub reaktsioonist, võib samal ühendil olla rohkem kui üks ekvivalentmass.

Kuidas arvutada normaalsust: samm-sammult

1. Kaalu lahustunud aine grammides. See on W.
2. Arvuta asjaomase reaktsiooni ekvivalentmass. See on E.
3. Mõõda lahuse lõplik ruumala ja teisenda see liitriteks. See on V.
4. Jaga W E ja V korrutisega.

Sage viga on unustada milliliitrite teisendamine liitriteks. Lahuse, mille lõppmahuks viiakse 250 mL, korral on V = 0,25, mitte V = 250.

Näidisarvutus

Väävelhappe (H₂SO₄) molekulmass on ligikaudu 98 g/mol. Happe-aluse reaktsioonis loovutab see kaks H⁺-iooni, seega:

E = 98 g/mol ÷ 2 = 49 g/eq

Oletame, et 4,9 g H₂SO₄ lahustatakse ja lahuse lõppmahuks viiakse 0,5 L.

N = W / (E × V) N = 4,9 ÷ (49 × 0,5) N = 4,9 ÷ 24,5 N = 0,2

Kui W on grammides, E g/eq-des ja V liitrites, saadakse vastus ühikutes eq/L. Lahuse normaalsus on 0,2 N.

Teine näide: 10 g naatriumhüdroksiidi, mille ekvivalentmass on 40 g/eq, lahustamisel ja lahuse lõppmahu viimisel väärtuseni 0,5 L saadakse N = 10 ÷ (40 × 0,5) = 0,5 eq/L.

Normaalsus ja molaarsus

Molaarsus (M) mõõdab lahustunud aine moolide arvu lahuse liitri kohta, arvestamata seda, kui palju reageerivaid ühikuid iga molekul sisaldab. Normaalsus ja molaarsus on seotud järgmiselt:

N = M × n

kus n on ekvivalentide arv ühe mooli kohta. 1 M H₂SO₄-lahus on 2 N, sest iga molekul annab kaks H⁺-iooni. Aine korral, mille molekulis on ainult üks reageeriv ühik, näiteks HCl-i puhul, on normaalsus ja molaarsus sama arv.

Normaalsus võib olla võrdne molaarsusega või sellest suurem, kuid mitte kunagi väiksem. Tänapäevases keemiaalases teadustöös ja õppetöös kasutatakse peamiselt molaarsust, sest „ekvivalendid“ võivad keerukate või redoksreaktsioonide korral olla mitmeti mõistetavad. Normaalsus on endiselt levinud tiitrimisel põhinevates valdkondades, näiteks veetöötluses ja ravimite kvaliteedikontrollis, kus väljakujunenud meetodid on esitatud normaalsuse kaudu.

Kus normaalsust kasutatakse

Normaalsust kasutatakse peamiselt happe-aluse- ja redokstiitrimisel, kus laborites hoitakse standardiseeritud, tavaliselt 0,1 N kontsentratsiooniga happe- ja aluselisi lahuseid, näiteks HCl-i, NaOH-d ja H₂SO₄. Sama normaalsusega lahuste võrdsed ruumalad reageerivad lõpuni, mistõttu on tiitrimise lõpp-punkti lihtne arvutada, ilma et peaks iga kord reaktsiooni stöhhiomeetriat kindlaks tegema.

Laborist väljaspool kasutavad veetöötlusjaamad normaalsust kemikaalide doseerimiseks pH reguleerimisel. Mõnes ravimite ja tööstuse kvaliteedikontrolli menetluses määratakse kontsentratsioon samuti normaalsuse kaudu, peamiselt vanemates väljakujunenud katsemeetodites.

Korduma kippuvad küsimused

Kuidas arvutada lahuse normaalsust? Kasuta valemit N = W / (E × V), kus W on lahustunud aine mass grammides, E selle ekvivalentmass g/eq-des ja V lahuse ruumala liitrites. Ekvivalentmass sõltub reaktsiooni liigist.

Mis vahe on normaalsusel ja molaarsusel? Molaarsus näitab lahustunud aine moolide arvu liitri kohta. Normaalsus näitab reageerivate ühikute ehk ekvivalentide arvu liitri kohta. 1 M H₂SO₄-lahus on 2 N, sest iga molekul võib loovutada kaks H⁺-iooni.

Kuidas leida ühendi ekvivalentmass? Jaga selle molekulmass H⁺- või OH⁻-ioonide arvuga, millega aine reageerib (hapete ja aluste puhul), ülekantud elektronide arvuga (redoksreaktsioonide puhul) või ioonlaenguga (sadestusreaktsioonide puhul).

Kas normaalsus võib olla molaarsusest suurem? Jah, kui aine molekulis on rohkem kui üks reageeriv ühik. Normaalsus ei ole kunagi molaarsusest väiksem ja võrdub molaarsusega ainult siis, kui molekulis on täpselt üks reageeriv ühik.

Miks on normaalsus tiitrimisel kasulik? Võrdse normaalsusega lahuste võrdsed ruumalad reageerivad üksteisega täielikult, olenemata kasutatavast happest või alusest. Nii ei ole enne tiitrimist vaja stöhhiomeetrilisi suhteid välja arvutada.

Mis juhtub, kui sisestan negatiivse massi või nulli või negatiivse ruumala? Kalkulaator lükkab need väärtused tagasi. Mass peab olema null või sellest suurem. Ekvivalentmass ja ruumala peavad mõlemad olema nullist suuremad, sest null või negatiivne väärtus nimetajas muudab valemi määramatuks.