La normalità o concentrazione normale

 

Nella neutralizzazione  abbiamo visto che per avvenire, devono reagire un egual numero di ioni H^{+} e  OH^{-}. Per tale motivo non si esprime la concentrazione delle soluzioni acide e basiche in molarità, ma in normalità (N).

La normalità di una soluzione è il rapporto tra il numero di equivalenti di soluto e il volume di soluzione, espresso in litri.

N= \frac{eq_{{soluto(eq)}}}{V_{{soluzione(L)}}} quindi la sua unità di misura è eq/L.

Abbiamo introdotto l’equivalente che è la quantità di composto a cui corrisponde una mole della unità che reagisce. Per gli acidi e le basi tale unità reattiva è lo ione  H^{+}.

Un equivalente di un acido è la quantità di acido che può fornire una mole di ioni H^{+}; un equivalente di base è la quantità di base che può accettare una mole di ioni H^{+}.

Se dovessimo passare dalla concentrazione molare alla normalità avremo N= n_{{p}} • M dove n_{{p}} è il numero di protoni donati o accettati dalla specie in reazione.

Per esempio:

HCl → H^{+} + Cl ^{-} in questo caso il numero di protoni donati dall’acido è 1 , quindi n_{{p}}= 1, ciò fa sì che la normalità coincida con la molarità. Se n_{{p}} fosse 2 come nel caso dell’acido solforico H_{{2}}SO_{{4}} , la normalità è il doppio della molarità.

Per capire invece la questione degli equivalenti, consideriamo degli esempi:

Una mole di HCl, poichè libera un solo H^{+} corrisponde ad un equivalente.

Una mole di H_{{2}}SO_{{4}} libera 2 H^{+}, quindi una mole corrisponde a  2 equivalenti.

Una mole di H_{{3}}PO_{{4}} libera 3H^{+}, quindi una mole corrisponde a 3 equivalenti.

Per ottenere la neutralità, gli equivalenti di acido, dovranno eguagliare quelli della base. Quindi:

N_{{acido}} •V_{{acido}} = N_{{base}} • V_{{base}}

Consideriamo un esempio:

Calcola quanti mL di H_{{2}}SO_{{4}} 0,1 M sono necessari per neutralizzare 300 mL di KOH 0,1 M.

Le reazioni di ionizzazione sono le seguenti:

H_{{2}}SO_{{4}} \rightleftharpoons 2 H^{+} +  {SO_{4}}^{2-} 1 mole di acido libera 2 moli di H^{+}, quindi n_{{p}}= 2 , abbiamo che  N= n_{{p}} • M, andando a sostituire otteniamo : N= 2 • 0,1 = 0,2 eq/L

KOH \rightleftharpoons K^{+} + OH^{-} ogni mole libera una mole di OH^{-}, quindi n_{{p}}= 1 , N= 1 • 0,1 = 0,1 eq/L quindi la normalità è uguale alla molarità.

Per raggiungere la neutralità:

N_{{acido}} •V_{{acido}} = N_{{base}} • V_{{base}}

V_{{acido}}\frac{N_{{base}} \cdot V_{{base}}}{N_{{acido}}}

V_{{acido}} = \frac{0,1 eq/L\cdot 0,3 L}{O,2 eq/L} = 0,15 L

Vedi programma di chimica