نرمالیته چیست؟ — به زبان ساده

نرمالیته در شیمی از جمله اصطلاحاتی است که به هنگام بررسی غلظت یک محلول بکار می‌رود. این واحد غلظت را با N نشان می‌دهند که در محاسبات اسید و باز، به عنوان «اکی‌والان» (Equivalent) نیز شناخته می‌شود که توضیح آن در ادامه متن آمده است. از نرمالیته به طور عمده به عنوان معیاری برای سنجش ذرات فعال محلول، در طول فرآیند تیتراسیون بهره می‌گیرند. در تعریف استاندارد، به مقدار گرم حل‌شونده - یا تعداد مول اکی‌والان - در یک لیتر محلول، نرمالیته می‌گویند. زمانیکه از اکی‌والان نام می‌بریم یعنی با تعداد واحدهای فعال در یک ترکیب سر و کار داریم.

فرمول نرمالیته

پیش از ادامه متن بهتر است به بررسی فرمول‌های مختلف نرمالیته بپردازیم.

حجم محلول (لیتر) / تعداد گرم اکی‌والان = نرمالیته

وزن اکی‌والان محلول / وزن حل‌شونده = تعداد گرم اکی‌والان

(حجم (لیتر) × وزن اکی‌والان) / وزن حل‌شونده (گرم) = N

جرم اکی‌والان/ (جرم مولی × مولاریته) = N

قدرت اسیدی × مولاریته = قدرت بازی × مولاریته = N

نرمالیته را به طور معمول با حرف N نشان می‌دهند. در برخی موارد نرمالیته را به صورت $$eq L ^ {-1}$$ یا $$meq L^ {-11}$$ نشان می‌دهند که واحد آخر را معمولا در گزارش‌های پزشکی بکار می‌گیرند. علاوه بر این، فرمول کلی نرمالیته را به صورت غلظت مولی (مولاریته) تقسیم بر ضریب اکی‌والان $$(f_{eq})$$ تعریف می‌کنند.

$$N = c_i / f_{eq}$$

محاسبه نرمالیته در تیتراسیون

همانطور که می‌دانید، تیتراسیون، به فرآیند اضافه کردن تدریجی یک محلول با حجم و غلظت مشخص به محلولی با غلظت نامشخص می‌گویند. این فرآیند تا زمانی ادامه می‌یابد تا واکنش به حالت خنثی برسد. برای پیدا کردن نرمالیته در تیتراسیون اسید باز، از رابطه زیر کمک می‌گیریم:

$$N_1 V_1 = N _ 2 V _2$$

• $$N_ 1$$: نرمالیته محلول اسیدی
• $$V _ 1$$: حجم محلول اسیدی
• $$N _ 2$$: نرمالیته محلول بازی
• $$V _ 2$$: حجم محلول بازی

رابطه بین نرمالیته و مولاریته

مولاریته و نرمالیته، هر دو از اصطلاحات پرکاربرد در شیمی به شمار می‌آیند. از این روابط برای نشان سنجش کمی یک محلول استفاده می‌کنند. در ادامه این متن به بررسی رابطه بین نرمالیته و مولاریته خواهیم پرداخت. مولاریته را به صورت تعداد مول حل‌شونده به ازای هر لیتر محلول تعریف می‌کنند و به آن، غلظت مولی (مولار) نیز می‌گویند. از مولاریته در محاسبه pH، ثابت تفکیک اسید و ثابت تعادل بهره می‌گیرند. فرمول مولاریته در زیر آورده شده است:

حجم محلول (لیتر) × تعداد مول حل‌شونده = مولاریته (M)

فیلم آموزش شیمی عمومی – جامع و با مفاهیم کلیدی در فرادرس

کلیک کنید

حال اگر بخواهیم در خصوص رابطه بین نرمالیته و مولاریته در شیمی صحبت کنیم باید بگوییم که در تعریف نرمالیته، مولاریته نیز وجود دارد. مولاریته، اولین مرحله در محاسبات حجم کل و غلظت محلول‌ها به شمار می‌آید اما نرمالیته بمنظور محاسبات پیشرفته‌تر بویژه در برقراری رابطه یک به یک بین اسیدها و بازها بکار می‌رود.

(جرم اکی‌والان) / (جرم مولی × مولاریته) = نرمالیته

با این وجود، در این حالت باید میزان قدرت بازی را نیز محاسبه کنیم. می‌توان تعداد یون‌های اهدا شونده $$H ^ +$$ موجود در مولکول‌‌های اسید را برای این منظور محاسبه کرد. از رابطه زیر نیز برای محاسبه این غلظت بهره می‌گیرند.

قدرت بازی × مولاریته = نرمالیته

قدرت اسیدی را می‌توان به کمک شمارش تعداد یون‌های اهدا شونده $$OH^-$$ تعیین کرد. برای محاسبه غلظت اسیدها از رابطه زیر بهره می‌گیریم:

قدرت اسیدی × مولاریته = نرمالیته

همچنین، با استفاده از رابطه زیر، مولاریته به نرمالیته تبدیل می‌شود:

تعداد اکی‌والان × $$N = M$$

تفاوت نرمالیته و مولاریته

در جدول زیر، تفاوت بین این دو غلظت بررسی شده است.

مفهوم اکی والان

غلظت‌های حل‌شونده‌های یونی به طور معمول با واحدی به نام «اکی‌والان» (Equivalents) تعریف می‌شوند. یک اکی‌‌والان برابر با ۱ مول از بار مثبت یا منفی است. بنابراین، «$$1 mol / L$$» یون سدیم ($$Na ^ + (aq)$$) را به صورت ۱ اکی‌والان بر لیتر ($$1 Eq/L$$) تعریف می‌کنند زیرا سدیم دارای بار $$+1$$ است. محلول‌های رقیق را به صورت میلی‌اکی‌والان (mEq) نشان می‌دهند. به طور مثال، پلاسمای خون انسان، غلظت کلی برابر با $$150 mEq/L$$ دارد. در تعریفی دقیق‌تر، به مقدار ماده مورد نیازی که بتواند یک مول از یون هیدروژن ($$H ^ +$$) یا یک مول الکترون‌ را در یک واکنش ردوکس تامین کند یا با آن واکنش دهد، اکی‌والان می‌گویند.

طبق این تعریف، یک اکی‌والان، به تعداد مول‌های یک یون در محلول ضربدر ظرفیت آن یون می‌گویند. اگر یک مول $$NaCl$$ و ۱ مول $$CaCl_2$$ در یک محلول حل شوند، ۱ اکی‌والان سدیم، ۲ اکی‌والان کلسیم و ۳ اکی‌والان کلر در محلول خواهیم داشت زیرا کلسیم، یک یون دوظرفیتی است و بنابراین، ۱ مول از آن برابر با ۲ اکی‌والان خواهد بود.

کاربردها و محدودیت ها در نرمالیته

از چنین معیاری به طور معمول در ۳ موقعیت مختلف استفاده می‌کنند:‌

• به هنگام تعیین غلظت‌ها در واکنش‌های اسید و باز: به طور مثال، از این معیار غلظت برای نشان دادن غلظت یون‌های هیدرونیوم یا هیدروکسید در محلول بهره می‌گیرند.
• در واکنش‌های رسوبی بمنظور سنجش تعداد یون‌ها با احتمال رسوب در واکنشی خاص
• در واکنش‌های ردوکس بمنظور تعیین الکترون‌های داده شده یا گرفته شده توسط عوامل کاهنده یا اکسنده

محدودیت‌های نرمالیته

بسیاری از شیمیدان‌ها برای سادگی محاسبات یا برای عدم استفاده از نسبت‌های مولی و دریافت پاسخ‌های دقیق‌تر، از نرمالیته استفاده می‌کنند. با وجود این‌که نرمالیته به طور معمول در واکنش‌های رسوبی و اکسایش کاهش کاربرد دارد اما در بکارگیری این غلظت، محدودیت‌هایی نیز دیده می‌شوند که در ادامه به آن‌ها خواهیم پرداخت.

• در موقعیت‌هایی به جز موارد ذکر شده در بالا، نرمالیته، واحد مناسبی برای غلظت به شمار نمی‌رود و مولاریته و مولالیته، روش‌های بهتری هستند.
• برای محاسبه نرمالیته باید به طور دقیق میزان ضریب اکی‌والان را داشته باشیم.
• نرمالیته، مقدار مشخصی برای نوع خاصی از محلول ندارد. این مقدار بسته به واکنش شیمیایی ممکن است تغییر کند. به عبارت دیگر، یک محلول می‌تواند در واکنش‌های مختلف، نرمالیته متفاوتی داشته باشد.

مثال برای نرمالیته محلول

در واکنش‌های اسیدی، محلول ۱ مولار $$H_2SO_4$$، نرمالیته‌ای برابر با $$2N$$ دارد چراکه در هر لیتر از محلول، ۲ مول یون $$H^+$$ وجود دارد. در واکنش‌های رسوب سولفید، جایی که یون‌های $$SO_4^-$$، بخش مهمی از واکنش را تشکیل می‌دهند، محلول ۱ مولار از $$H_2SO_4$$، مولاریته‌ای برابر با $$1N$$ دارد.

فیلم آموزش آزمایشگاه شیمی عمومی – به زبان ساده در فرادرس

کلیک کنید

مثال محاسبه نرمالیته

نرمالیته محلول 0/1 مولار سولفوریک اسید را برای واکنش زیر محاسبه کنید:

$$\begin {equation} \mathrm {H} _ {2} \mathrm {S O } _ {4}+ 2 \mathrm {NaOH} \rightarrow \mathrm {N a } _{2} \mathrm {S O} _{4} +2 \mathrm {H } _{2} \mathrm {O} \end {equation}$$

بر اساس معادله بالا، ۲ مول یون $$H ^ +$$ (دو اکی‌والان) از سولفوریک اسید با سدیم هیدروکسید واکنش می‌دهد تا سدیم سولفات با فرمول $$Na _2 SO_4$$ و آب تولید کند. با استفاده از روابط خواهیم داشت:

اکی‌والان × مولاریته = N

$$\begin {equation} \begin {array} {l} \mathrm {N} =0.1 \mathrm {x} 2 \\ \mathrm {N} =0.2 \mathrm {N} \end {array} \end {equation}$$

در رابطه بالا، ممکن است تعداد مولهای سدیم هیدروکسید و آب، گمراه‌کننده باشند. با توجه به این‌که مولاریته را در این مثال داریم، نیاز به هیچ اطلاعات اضافی نخواهیم داشت. تنها کاری که باید بکنیم این است که تعداد مول‌های یون‌های هیدروژن موجود در واکنش را محاسبه کنیم. از آن‌جایی که سولفوریک اسید، یک اسید قوی به شمار می‌آید، در نتیجه به طور کامل به یون‌های سازنده خود تفکیک می‌شود.

نرمالیته اسید سولفوریک و بررسی اکی والان

همانطور که در طول متن به آن اشاره شد، نرمالیته، تابعی از واکنش شیمیایی است. به طور مثال، با وجود اینکه سولفوریک اسید، یک مقدار مشخص از مولاریته را اختیار می‌کند، اما نرمالیته آن وابسته به واکنش است.

تعداد اکی‌والان بر اساس «واحد واکنش» (Reaction Unit) تعیین می شود. به طور مثال، در واکنش‌های رسوبی، واحد واکنش، بار کاتیون یا آنیون شرکت‌کننده در واکنش خواهد بود. واکنش زیر را در نظر بگیرید:

$$\begin {equation} \mathrm {P b }^ {2+} (a q)+2 \mathrm {I}^{-}(a q) \rightleftharpoons \mathrm {P b I} _{2} (s) \end {equation}$$

تعداد اکی‌والان برای یون سرب، برابر با ۲ و برای یون ید، برابر با ۱ است. در یک واکنش اسید و باز، واحد واکنش به تعداد یون‌های $$H ^ +$$ می‌گویند که اسید به عنوان دهنده تامین می‌کند یا باز آن را می‌پذیرد. واکنش بین سولفوریک اسید و آمونیاک را در نظر بگیرید:

$$\begin {equation} \mathrm {H}_{2} \mathrm {S O}_{4} (a q)+2 \mathrm {N H}_ {3} (a q) \rightleftharpoons 2 \mathrm {N H }_ {4}^{+} (a q) + \mathrm {S O }_{4}^{2-} (a q) \end {equation}$$

در واکنش بالا، تعداد اکی‌والان اسید سولفوریک برابر با ۲ خواهد بود چراکه دو پروتون می‌دهد و آمونیاک، ۱ اکی‌والان خواهد داشت زیرا هر آمونیاک، یک پروتون می‌پذیرد.