Κανονικότητα διαλύματος: Διαφορά μεταξύ των αναθεωρήσεων

* Σε διαλύματα οξέων και βάσεων, η κανονικότητα αναφέρεται συνήθως σε πόσα ιόντα ΟΗ^- ή Η⁺ περιέχονται σε μια δομική μονάδα ή ένα μόριο ουσίας. Δηλαδή ο αριθμός n εδώ είναι το πλήθος Η⁺ ή ΟΗ^- :

** Διάλυμα 2 Ν υδροξειδίου του ασβεστίου, Ca(OH)₂, σημαίνει ότι η κανονικότητα των ΟΗ^- είναι 2 αφού υπάρχουν 2 mol ιόντων ΟΗ^- ανά 1 mol δομικών μονάδων<ref>Το Ca(OH)₂, όπως και όλα τα υδροξείδια, δεν αποτελείται από μόρια αλλά από ιόντα οπότε είναι σωστότερος ο όρος "δομική μονάδα" από τον όρο "μόριο"</ref>Ca(OH)2. Η συγκέντρωση του διαλύματος αυτού είναι 1 Μ.

* Στην αντίδραση : H₂SO₄ + NaOH → NaHSO₄ + H₂O, ο αριθμός n για το θειικό οξύ είναι 1 διότι το H₂SO₄ αντικαθιστά 1 Η⁺ στη μεταθετική αντίδραση στην οποία συμμετέχει. Έτσι, διάλυμα H₂SO₄ π.χ. 0,02 Ν σ' αυτή την περίπτωση είναι και 0,02 Μ.

* Στην αντίδραση του Zn με αραιό θειικό οξύ : Zn + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂ ο αριθμός n είναι 1 διότι το S του H₂SO₄ δεν αλλάζει αριθμό οξείδωσης στον ZnSO₄. Έτσι, διάλυμα H₂SO₄ π.χ. 0,1 Ν σ' αυτή την περίπτωση είναι και 0,1 Μ.

* Στην αντίδραση όμως του Zn με πυκνό-θερμό θειικό οξύ λαμβάνει χώρα άλλη αντίδραση : Zn + 2H₂SO₄ → ZnSO₄ + SO₂ + 2H₂O όπου το S αλλάζει αριθμό οξείδωσης και από +6 (στο H₂SO₄) γίνεται +4 (στο SO₂) δηλ. μεταβολή κατά 2, οπότε ο αριθμός n εδώ είναι 2 λόγω της μεταβολής του αριθμού οξείδωσης του S. Έτσι, διάλυμα H₂SO₄ π.χ. 0,04 Ν σ' αυτή την περίπτωση είναι 0,02 Μ.

==Αραίωση - Συμπύκνωση - Ανάμιξη διαλυμάτων==

 

 

Όταν ένα διάλυμα αραιώνεται, η κανονικότητά του μειώνεται διότι η διαλυμένη ουσία βρίσκεται σε μεγαλύτερο όγκο. Η αραίωση ενός διαλύματος επιτυγχάνεται συνήθως με προσθήκη καθαρού διαλύτη και η κανονικότητά του μπορεί να υπολογισθεί από τη σχέση :

Ισχύει : <math>V_2 = V_1 + V</math> όπου V o όγκος του διαλύτη που προστέθηκε για να επιτευχθεί η αραίωση.<br />

 

Όταν ένα διάλυμα συμπυκνώνεται, η κανονικότητά του αυξάνεται διότι η διαλυμένη ουσία βρίσκεται σε μικρότερο όγκο. Η συμπύκνωση ενός διαλύματος επιτυγχάνεται συνήθως με εξάτμιση διαλύτη και η κανονικότητά του μπορεί να υπολογισθεί από την ίδια σχέση :

: <math>N_1 \cdot V_1 = N_2 \cdot V_2</math>

N₂ = η κανονικότητα του συμπυκνωμένου διαλύματος (geq/L)<br />

V₂ = ο όγκος του συμπυκνωμένου διαλύματος (L)<br />

Αν η συμπύκνωση πραγματοποιείται με προσθήκη διαλυμένης ουσίας, τότε για να υπολογίσουμε την κανονικότητα του συμπυκνωμένου διαλύματος χρησιμοποιούμε τη σχέση : <math>N = \frac{geq}{V} </math> όπου geq είναι τα συνολικά γραμμοϊσοδύναμα δηλ. αυτά που υπήρχαν αρχικά και αυτά που προστέθηκαν.<br />

 

 

Όταν ανακατεύονται διαλύματα της ίδιας ουσίας με κανονικότητες Ν₁, Ν₂, Ν₃ κλπ. και όγκους V₁, V₂, V₃ κλπ. αντίστοιχα, τότε το τελικό διάλυμα θα έχει όγκο V που θα είναι το άθροισμα των όγκων των αρχικών διαλυμάτων και κανονικότητα Ν. Τα προηγούμενα μεγέθη συνδέονται με τη σχέση :

Η κανονικότητα χρησιμοποιείται στην αναλυτική χημείοα και ιδιαίτερα στην ογκομετρία. Γιατί από τον όγκο του διαλύματος που καταναλώθηκε για την πλήρη αντίδραση και την κανονικότητά του βρίσκεται η κανονικότητα ενός άλλου διαλύματος εφόσον είναι γνωστός ο όγκος που χρησιμοποιήθηκε για την αντίδραση μεταξύ τους. <br />

 

 

Τα διαλύματα που περιέχουν ίσους αριθμούς geq περιέχουν ουσίες χημικά ισοδύναμες μεταξύ τους και χαρακτηρίζονται ''ισοδύναμα διαλύματα''. Έτσι, αν η κανονικότητα ενός διαλύματος μιας ουσίας Α είναι Ν_Α και ο όγκος του V_A, ενώ η κανονικότητα ενός διαλύματος ουσίας Β είναι αντίστοιχα Ν_Β και ο όγκος του V_B, τότε αν αυτά τα διαλύματα αντιδρούν πλήρως μεταξύ τους, ισχύει η σχέση της ''χημικής ισοδυναμίας'' :

: <math>N_{o1}V_{o1} + N_{o2}V_{o2} + ... = N_{b1}V_{b1} + N_{b2}V_{b2} + ...</math><br />

 

 

Το βασικό πλεονέκτημα της χρησιμοποίησης των κανονικών διαλυμάτων και των συναφών σχέσεων είναι ότι στους διάφορους υπολογισμούς δε χρειάζεται να γραφεί η χημική αντίδραση που περιγράφει το φαινόμενο αφού οι σχέσεις χημικής ισοδυναμόιας δεν εξαρτώνται από τους συντελεστές της χημικής εξίσωσης οι οποίοι εκφράζουν την αναλογία mole με την οποία συμμετέχουν τα σώματα στο φαινόμενο. Πράγματι, για μια χημική αντίδραση της γενικής μορφής : αA + βB → γΓ + δΔ, ισχύει ότι k geq του Α αντιδρούν με k geq του σώματος Β και δίνουν k geq του γ και k geq του Δ ανεξάρτητα από τους συντελεστές α, β, γ και δ. <br />

Για τους παραπάνω λόγους, η χρήση της κανονικότητας και των γραμμοϊσοδυνάμων έχει περιοριστεί πολύ στη χημεία των διαλυμάτων και σταδιακά αντικαθίσταται από τις έννοιες της Molarity και του mole που όχι μόνο είναι πολύ πιό κατανοητές και απλές αλλά αναπαριστούν και αντιπροσωπεύουν τα πραγματικά χημικά φαινόμενα που πραγματοποιούνται.

 

 

#Βασιλικιώτης Γ. Σ. "Ποιοτική Ανάλυση", Θεσσαλονίκη 1980.

#Βασιλικιώτης Γ. Σ. "Ποσοτική Ανάλυση", Θεσσαλονίκη 1980.