Normaliteit in verschillende chemische contexten

De normaliteit van een oplossing is de molaire concentratie (c(mol/L)) gedeeld door een equivalentiefactor f. Deze equivalentiefactor is afhankelijk van het soort chemische reactie. Binnen een zuur-basereactie is deze afhankelijk van de waardigheid van het zuur of de base, binnen een redoxreactie is deze afhankelijk van het aantal uitgewisselde elektronen en binnen neerslagreacties hangt deze af van de lading van het ion.

• Zuur-basereacties
• Monoprotisch zuur
• Diprotisch zuur
• Triprotisch zuur
• Eénwaardige base
• Tweewaardige base
• Driewaardige base
• Redoxreacties
• Na⁺/Na
• Cu²⁺/Cu
• MnO₄^-/Mn²⁺
• MnO₄^-/MnO₂
• Neerslagreacties
• AgNO₃
• Al(NO₃)₃

Zuur-basereacties

Zuren en basen worden gekenmerkt door een waardigheid. Voor zuren geeft de waardigheid aan hoeveel protonen (H⁺) dat zuur kan afgeven. Voor basen geeft de waardigheid aan hoeveel protonen die base kan opnemen en dus hoeveel OH^--ionen deze base kan vormen. Voor meerwaardige zuren en basen is de normaliteit steeds een veelvoud (gelijk aan de meerwaardigheid) van de molaire concentratie.

Monoprotisch zuur

Een monoprotisch of éénwaardig zuur is een zuur dat één proton (H⁺) kan afgeven. Een voorbeeld van een monoprotisch zuur is zoutzuur (HCl).

Voorbeeld: reactie van HCl met water
Protolysereactie: HCl + H₂O → Cl^- + H₃O⁺

• 1 molecule HCl kan 1 proton (H⁺) afgeven.
• 1 mol HCl kan 1 mol H⁺ afgeven.

De equivalentiefactor van HCl is dus 1. De molaire concentratie van een HCl-oplossing is dus steeds gelijk aan de normaliteit van deze oplossing: c_HCl = N_HCl.

Diprotisch zuur

Een diprotisch of tweewaardig zuur is een zuur dat twee protonen kan afgeven. Een voorbeeld van een diprotisch zuur is zwavelzuur (H₂SO₄).

Voorbeeld: reactie van H₂SO₄ met water
Protolysereactie: H₂SO₄ + 2 H₂O → SO₄^2- + 2 H₃O⁺

• 1 molecule H₂SO₄ kan 2 protonen afgeven.
• 1 mol H₂SO₄ kan 2 mol H⁺ afgeven.

De equivalentiefactor van HCl is dus 0.5. Er is maar een 0.5 mol H₂SO₄ nodig om 1 mol H⁺ vrij te geven. De molaire concentratie van een H₂SO₄-oplossing is dus steeds gelijk aan de normaliteit van deze oplossing gedeeld door twee: c_H2SO4 = N_H2SO4/2.

Triprotisch zuur

Een triprotisch of driewaardig zuur is een zuur dat drie protonen kan afgeven. Een voorbeeld van een triprotisch zuur is fosforzuur (H₃PO₄).

Voorbeeld: reactie van H₃PO₄ met water
Protolysereactie: H₃PO₄ + 3 H₂O → PO₄^3- + 3 H₃O⁺

• 1 molecule H₃PO₄ kan 3 protonen afgeven.
• 1 mol H₃PO₄ kan 3 mol H⁺ afgeven.

De equivalentiefactor van H₃PO₄ is dus 1/3. Er is maar 1/3 mol H₃PO₄ nodig om 1 mol H⁺ af te staan. De molaire concentratie van een H₃PO₄-oplossing is dus steeds gelijk aan de normaliteit van deze oplossing gedeeld door drie: c_H3PO4 = N_H3PO4/3.

Eénwaardige base

Een éénwaardig base is een base die één proton kan opnemen of één OH^--ion kan afgeven. Een voorbeeld van een éénwaardige base is natriumhydroxide (NaOH).

Voorbeeld: reactie van NaOH met water
Protolysereactie: NaOH + H₂O → Na⁺H₂O + OH^-

• 1 molecule NaOH kan 1 proton opnemen.
• 1 mol NaOH kan 1 mol H⁺ opnemen.

De equivalentiefactor van NaOH is dus 1. De molaire concentratie van een NaOH-oplossing is dus steeds gelijk aan de normaliteit van deze oplossing: c_NaOH = N_NaOH.

Tweewaardige base

Een tweewaardig base is een base die twee protonen kan opnemen of twee OH^--ionen kan afgeven. Een voorbeeld van een tweewaardige base is calciumhydroxide (Ca(OH)₂).

Voorbeeld: reactie van Ca(OH)₂ met water
Protolysereactie: Ca(OH)₂ + 2 H₂O → Ca²⁺2H₂O + 2 OH^-

• 1 molecule Ca(OH)₂ kan 2 protonen opnemen.
• 1 mol Ca(OH)₂ kan 2 mol H⁺ opnemen.

De equivalentiefactor van Ca(OH)₂ is dus 0.5. De molaire concentratie van een Ca(OH)₂-oplossing is dus steeds gelijk aan de normaliteit van deze oplossing gedeeld door 2: c_Ca(OH)2 = N_Ca(OH)2/2.]

Driewaardige base

Een driewaardig base is een base die drie protonen kan opnemen of drie OH^--ionen kan afgeven. Een voorbeeld van een driewaardige base is aluminiumhydroxide (Al(OH)₃).

Voorbeeld: reactie van Al(OH)₃ met water
Protolysereactie: Al(OH)₃ + 3 H₂O → Al³⁺3H₂O + 3 OH^-

• 1 molecule Al(OH)₃ kan 3 protonen opnemen.
• 1 mol Al(OH)₃ kan 3 mol H⁺ opnemen.

De equivalentiefactor van Al(OH)₃ is dus 1/3. De molaire concentratie van een Al(OH)₃-oplossing is dus steeds gelijk aan de normaliteit van deze oplossing gedeeld door 3: c_Al(OH)3 = N_Al(OH)3/3.

Redoxreacties

Oxidatoren kunnen door afgifte van één of meerdere elektronen worden omgezet in hun geconjugeerde reductor en omgekeerd. De normaliteit hangt hier af van het aantal uitgewisselde elektronen. Bij oxidatoren en reductoren die meer dan 1 elektron af- en opnemen, is de normaliteit steeds een veelvoud (gelijk aan het aantal elektronen) van de molaire concentratie. Hieronder werden een aantal voorbeelden uitgewerkt.

Na⁺/Na

Voorbeeld: omzetting van Na⁺ naar Na
Halfreactie: Na⁺ + 1e^- → Na

• Een natriumion moet 1 elektron opnemen om natrium te vormen.
• Een mol natriumionen moet dus 1 mol elektronen opnemen om 1 mol natriumatomen te vormen.

De equivalentiefactor is hier 1: c_Na+ = N_Na+.

Cu²⁺/Cu

Voorbeeld: omzetting van Cu²⁺ naar Cu
Halfreactie: Cu²⁺ + 2e^- → Cu

• 1 koperion moet twee elektronen opnemen om Cu te vormen.
• Een mol koperionen moet dus twee mol elektronen opnemen om een mol koper te vormen.

De equivalentiefactor is hier dus 0.5. Er is maar een halve mol Cu²⁺ nodig om 1 mol elektronen te verkrijgen: c_Cu2+ = N_Cu2+/2.

MnO₄^-/Mn²⁺

Voorbeeld: omzetting van MnO₄^- naar Mn²⁺
Halfreactie: MnO₄^- + 5e^- + 8 H⁺ → Mn²⁺ + 4 H₂O

• Een permanganaation (MnO₄^-) moet 5 elektronen opnemen om een Mn²⁺-ion te vormen.
• Een mol permanganaat neemt dus 5 mol elektronen op te vorming van 1 mol Mn²⁺.

De equivalentiefactor is hier dus 1/5. Er is maar een 1/5 mol MnO₄^- nodig om 1 mol elektronen te verkrijgen: c_MnO4- = N_MnO4-/5.

MnO₄^-/MnO₂

Voorbeeld: omzetting van MnO₄^- naar MnO₂
In neutraal milieu zal eerder volgende halfreactie opgaan:
Halfreactie: MnO₄^- +3 e^- + 2 H₂O → MnO₂ + 4 OH^-

De equivalentiefactor is hier 1/3. Er is een 1/3 mol MnO₄^- nodig om 1 mol elektronen te verkrijgen: c_MnO4- = N_MnO4-/3.

Neerslagreacties

Bij neerslagreacties combineren ionen met elkaar ter vorming van slecht oplosbare stoffen. Ionen hebben steeds een bepaalde lading. Deze lading bepaalt hier de normaliteit van de oplossing. De normaliteit is steeds een veelvoud (gelijk aan de absolute waarde van de lading) van de molaire concentratie. Hieronder werden twee voorbeelden uitgewerkt.

AgNO₃

Zilvernitraat (AgNO₃) is de stof die wordt gebruikt bij de titrimetrische bepaling van jodide-, chloride- en bromide-zouten in oplossingen (argentometrie). Zilvernitraat op zich is een goed oplosbare stof. Zilverbromides, -jodides en -chlorides lossen slecht op en vormen dus een neerslag. In onderstaande reactie vormt AgCl de neerslag terwijl NaNO₃ gewoon in oplossing blijft.

Voorbeeld: vorming van een AgCl-neerslag
Neerslagreactie: AgNO₃ + NaCl → AgCl + NaNO₃

• Het zilverion in zilvernitraat heeft lading +1. Om te combineren met het éénwaardig Cl^--ion ter vorming van het slecht oplosbaar zilverchloride (AgCl), is er maar 1 Ag⁺-ion nodig.

De equivalentiefactor is hier 1: c_Ag+ = N_Ag+.

Al(NO₃)₃

In onderstaande reactie wordt het uiterst slecht oplosbare AlCl₃ gevormd. Ook hier blijft het gevormde NaNO₃ gewoon in oplossing.

Voorbeeld: vorming van een AlCl₃-neerslag
Neerslagreactie: Al(NO₃)₃ + 3 NaCl → AlCl₃ + 3 NaNO₃

• Om AlCl₃ te vormen zijn er per Al³⁺-ion 3 Cl^--ionen nodig.

De equivalentiefactor is hier 1/3: c_Al3+ = N_Al3+/3.