Ekvivalentní koncentrace

Ekvivalentní koncentrace , zastaralé normalita ( symbol jednotky  N a vzorec symbol N ), je speciální koncentrace látky v chemii . ${\ displaystyle c _ {\ mathrm {eq}}}$ 

definice

Ekvivalentní koncentrace je definována jako:

${\ Displaystyle c _ {\ mathrm {eq}} = z \ cdot c = z \ cdot {\ frac {n} {V}}}$

s

• stechiometrický valenční z , nazývaná také stejný počet
• molární koncentrace c v roztoku
• množství látky ${\ displaystyle n}$
• objem  V .

V případě z  = 3 je ekvivalentní koncentrace třikrát větší než molární koncentrace, protože každá celá částice se počítá zkrát . Výraz 1 / z se také nazývá ekvivalentní částice nebo ekvivalenty. c _eq je měřítkem toho, kolik ekvivalentů látky je v určitém objemu roztoku, odtud pochází výraz „ekvivalentní koncentrace“.

Stechiometrická valence - a tedy také ekvivalentní koncentrace určitého roztoku - může záviset na chemické reakci, tj. Použití roztoku, aniž by se samotný roztok změnil. Ekvivalentní koncentrace navíc závisí na teplotě:${\ displaystyle c _ {\ mathrm {eq}} = f (T)}$

Další možností je definice normality  N pomocí počtu ekvivalentů nebo Val rozpuštěného v jednom litru roztoku :

${\ Displaystyle N = {\ frac {n_ {val}} {V}} = {\ frac {z \ cdot n} {V}}}$

s

• množství ekvivalentů.${\ displaystyle n_ {val}}$

jednotka

Obvyklá jednotka ekvivalentní koncentrace je mol / litr. Roztoky s c _eq = 1 mol / l se dříve nazývaly „normální roztoky“. Pokud c _eq = 0,1 mol / l, hovořilo se o „0,1 N roztocích“ atd. (Viz také standardní roztok ).

Použití standardních roztoků s ekvivalentní koncentrací 1 mol / l („one-normal solution“) nebo 0,1 mol / l zavedl do analytické chemie zejména Friedrich Mohr (1806 až 1879) , zejména v jeho z roku 1855 v několika edice vydaly učebnici „Chemisch-Analytische Titrirmethode“.

Příklady

Ekvivalentní koncentrace je zvláště důležitá při iontových, neutralizačních a redoxních reakcích a při rozměrových analýzách .

Fyziologické roztoky

Uhličitan sodný (Na ₂ CO ₃ ) se skládá ze dvou iontů sodíku (Na ⁺ ) a jednoho uhličitanového iontu. 1 molární (M) roztok uhličitanu sodného tedy odpovídá 2 normálnímu (N) roztoku uhličitanu sodného na bázi iontů sodíku (z = 2).

Acidobazické reakce

V acidobazických reakcích jsou ekvivalentními částicemi protony (H ⁺ ) v kyselých roztocích nebo hydroxidové ionty (OH ^- ) v zásaditých roztocích. Například dva protony se mohou připojit k sulfátovému iontu (SO ₄ ²⁻ ), který odpovídá valenci kyselého iontu. Výsledkem je, že roztok obsahuje dvakrát tolik ekvivalentních částic (zde protonů) než molekuly samotné látky.

${\ Displaystyle \ mathrm {H_ {2} SO_ {4} \ longrightarrow SO_ {4} ^ {2 -} + 2 \ H ^ { +}}}$,

d. to znamená, že 1 mol / l (H ₂ SO ₄ ) 2 = N (H ₂ SO ₄ ), nebo jinými slovy: 1-normální H ₂ SO ₄ řešení je půl molární (1 N odpovídá ½ M).

Při kyselé / zásadité titraci existují kyseliny s jedním, dvěma (např. Kyselinou sírovou) nebo třemi protony (např. Kyselinou fosforečnou). Pokud jsou tyto kyseliny titrovány hydroxidem sodným, jsou k neutralizaci kyseliny zapotřebí jeden, dva nebo tři díly louhu, v závislosti na počtu ekvivalentů kyseliny. Proto je při titracích kyseliny / báze dělena molární hmotnost počtem protonů, které lze uvolnit nebo absorbovat, a toto množství látky se destiluje v jednom litru. Rozpuštěná voda za získání ekvivalentní koncentrace 1 mol n ^ekv. Protonů. Pak platí přesně následující:

n ^ekv. (H ₂ SO ₄ ) = n ^ekv. (NaOH)

Redoxní reakce

V případě redox reakcí, na druhé straně, ekvivalent je množství z látky na oxidační nebo redukční činidlo , které může přijmout nebo uvolnit přesně 1 mol elektronů. Příklad:

${\ Displaystyle \ mathrm {\ MnO_ {4} ^ {-} + 8 \ H ^ { +} + 5 \ e ^ {-} \ longrightarrow \ Mn ^ {2 +} + 4 \ H_ {2} O}}$

V této reakci je oxidačním činidlem manganistan a 1 mol manganu (VII) přijímá 5 molů elektronů. V důsledku toho ¹ / ₅  mol manganu (VII) přijímá přesně 1 mol elektronů. Ekvivalentní částice je zde ¹ / ₅  MnO ₄ ^- .

Při redoxní reakci může manganistan MnO ₄ ^- vzít pět elektronů, ale chloridový ion emituje pouze elektron. Molární hmotnost manganistanu draselného se musí rozdělit o 5, pak se výše, musí být rozpuštěny v přesně jednom litru destilované vody, aby se ekvivalentní koncentrace tohoto oxidačního činidla 1  n ^ekv (mol elektronového vychytávání) / litr. Příjem elektronů 1  n ^eq (= 1 ^ekv. ) Odpovídá ¹ / ₅ molární hmotnosti KMnO ₄ a je popsán jako:

n ^eq (KMnO ₄ ) = n ( ¹ / ₅ KMnO ₄ ).

prameny

• Hans R. Christen, Gerd Meyer: Základy obecné a anorganické chemie. Salle + Sauerländer, 1997, ISBN 3-7935-5493-7
• Frank H. Stepheson: Matematika v laboratoři. Elsevier Verlag, Mnichov 2004, ISBN 3-8274-1596-9

webové odkazy

Individuální důkazy

1. ^ Wilhelm Strube: Historický způsob chemie . Aulis Verlag Deubner & Co KG, Kolín nad Rýnem 1989, ISBN 3-7614-1180-4 , s. 220 .