Normaliteit in verschillende chemische contexten

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

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: cHCl = NHCl.

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 → SO42- + 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: cH2SO4 = NH2SO4/2.

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 → PO43- + 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: cH3PO4 = NH3PO4/3.

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: cNaOH = NNaOH.

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: cCa(OH)2 = NCa(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: cAl(OH)3 = NAl(OH)3/3.

Algemeen geldt voor een zuur-basereactie: c = N/waardigheid

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: cNa+ = NNa+.

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: cCu2+ = NCu2+/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: cMnO4- = NMnO4-/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: cMnO4- = NMnO4-/3.

Algemeen geldt voor een redoxreactie: c = N/aantal uitgewisselde elektronen

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: cAg+ = NAg+.

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: cAl3+ = NAl3+/3.

Algemeen geldt voor een neerslagreactie: cion = Nion/ladingion
© 2020 Guust2016, het auteursrecht (tenzij anders vermeld) van dit artikel ligt bij de infoteur. Zonder toestemming van de infoteur is vermenigvuldiging verboden.
Gerelateerde artikelen
Van zuur naar neutraal naar basischVan zuur naar neutraal naar basischZuur-base reacties kom je eigenlijk overal wel tegen. Ze vinden zelfs in je eigen lichaam plaats. Het maagzuur moet wel…
NanoFLOWCELL, zout als alternatief voor fossiele brandstofHet bedrijf NanoFLOWCELL AG heeft een krachtige nieuw redox flow accu ontwikkeld waarop een auto kan rijden. Het princip…
Reductie en oxidatie reactiesEen redox reactie klinkt misschien vreemd maar het gebeurt overal. Ook in je lichaam vinden elke dag vele redox reacties…
Joods medische ethiek: menselijke waardigheidMenselijke waardigheid, in het Hebreeuws 'kevod haberijot', vormt de uitgangspositie van veel denken en handelen in de m…

Het azeotroop gedrag van een ethanol-watermengselHet azeotroop gedrag van een ethanol-watermengselEen ethanol-watermengsel kan door middel van een destillatie nooit volledig worden gescheiden in zuivere ethanol en zuiv…
Elektrolyten: ionisatie versus dissociatieElektrolyten: ionisatie versus dissociatieIonisatie en dissociatie zijn processen die vaak worden verward. Deze verwarring bestaat omdat bij beide processen vrije…
Bronnen en referenties
  • Inleidingsfoto: Republica, Pixabay
  • Analytische scheikunde 1, W. Biermans, A. Pyra en F. Schuyten

Reageer op het artikel "Normaliteit in verschillende chemische contexten"

Plaats als eerste een reactie, vraag of opmerking bij dit artikel. Reacties moeten voldoen aan de huisregels van InfoNu.
Meld mij aan voor de tweewekelijkse InfoNu nieuwsbrief
Ik ga akkoord met de privacyverklaring en ben bekend met de inhoud hiervan
Infoteur: Guust2016
Laatste update: 09-07-2020
Rubriek: Wetenschap
Subrubriek: Scheikunde
Bronnen en referenties: 2
Schrijf mee!