normalita versus molarita

Anonym Dejimaj25.11.2015 14:03 Nahlásit
Dobrý den, vysvětlil by mi někdo jaký je rozdíl mezi normalitou a molaritou? U každých látek asi neplatí, že 1M = 1N - mám pravdu? Jak to tedy prosím je? Konkrétně když potřebuji 0,02M roztok jódu, rovná se 0,02N??

Předem děkuji za objasnění.

Odpovědi

Přidat odpověď ▾

Diskuze

Mezek25.11.2015 14:45 Nahlásit
0,02M = 0,04N. V oxidačně-redukčních reakcích normalita N = M*n(e), tak N(KMnO4) = M(KMnO4)*5.
U N(I2) = M(I2)*2. (0,1N(I2) = 0,05M(I2)).
U neutralizačních reakcí počítáme místo n(e) n(H+). U srážecích reakcí náboj iontu, označme z:
N(Ag+) = N(Ag+), ale N(Ba++) = 2*M(Ba++). 0,1N(Cl-) = 0,1M(Cl-; 0,1N(H2SO4) = 0,05M(H2SO4).

Jasné?
Cenobita.25.11.2015 23:35 (Upr. 25.11.2015 23:37) Nahlásit
V chemických reakcích spolu reagují molekuly v celočíselných násobcích, tedy např. 1 mol látky A s 1 molem látky B, jindy zase 2 moly látky C s 3 moly látky D.

Pokud se reakce provádějí (např. u chemických stanovení) na mokré cestě, je nutné podobně počítat že reaguje 1 mol (1M roztok A) s 1 molem (1M roztokem B). Protože by ne vždy bylo výhodné (často opakující se titrace a reakce) počítat s moly a pamatovat na násobky molů, zavedla se veličina val, která počítá s mocenstvím prvků při reakcích. Při titracích se to vše zjednoduší, protože reaguje vždy 1 val s jedním valem (i kdyby se počty molů lišily). A to je důvod zavedení normality jako koncentrace c=1val/1litr.
Přidat komentář do diskuze ▾