Normalidad química
| ||||||
La normalidad es una medida de la concentración de una solución y se define como la relación entre los equivalentes de una sustancia y los litros de una solución. Los equivalentes se refieren a las cargas por mol de una sustancia: para el caso de los ácidos se refiere a la cantidad de cargas de los hidronio H+, para las bases a la cantidad de cargas negativos de los grupos hidroxilo OH- y para las sales se refiere a las cantidades positivas de los elementos metálicos que sustituyen los hidrógenos de los ácidos.
Sumario
Origen
La normalidad, para los químicos, es una manera anticuada de medir concentraciones. Ha habido históricamente muchas formas para ello. Por ejemplo, la demalidad, la molinidad y la molonidad. No, no bromeo, yo no había oído nunca estos términos hasta el momento de preparar este escrito, pero veo que se explican en los países asiáticos. Y también había la formalidad, la molalidad y la molaridad. Y la normalidad, la vieja normalidad. En los diccionarios generales no encontraréis ninguno de estos términos, ni en los ingleses o franceses. Y en la Wikipedia, poca cosa.
Se requiere una breve digresión química, lo siento. Vamos a 1777. Wenzel fue el primero en considerar que cierta cantidad de una sustancia era equivalente a una cantidad de otra cuando reaccionaban completamente; y si ambas reaccionaban con una tercera sustancia, las cantidades con que lo hacían eran también las mismas en la mayoría de los casos: eran equivalentes. Richter difundió este concepto a partir de 1792. Fruto de miles de experimentos a lo largo de los siglos XVII y XVIII se pudieron definir dos conceptos fundamentales en química: las fórmulas de las sustancias, y los pesos atómicos de los elementos
En un principio, las fórmulas representaban simplemente el número de átomos que constituyen la sustancia compuesta, deducida de las cantidades con que reaccionaban los elementos entre ellos. Eran las fórmulas empíricas, como las siguientes, en terminología actual: NO, H₂O, CH3, CH, CH4, CH2O. Estas fórmulas indican solo la proporción de átomos en la sustancia, pero no la estructura real de la molécula. Experimentos complementarios permitieron determinar las fórmulas moleculares de las sustancias , que son el número de átomos que realmente forman la molécula. Por ejemplo, de las anteriores son NO, H₂O, C2H6, C2H2, CH4, C2H4O2. Son posibles también varias fórmulas moleculares para una misma fórmula empírica. Por ejemplo el C60H60, uno de los fulleranos, tiene la misma fórmula empírica que el etino o acetileno C2H2, o que el benceno C6H6: los tres son CH.
De las fórmulas empírica y molecular se calculan inmediatament dos valores. Conociendo la masa atómica de cada elemento, se pueden calcular el peso fórmula, que es la masa en gramos de la fórmula empírica, y el peso molecular, que es la masa en gramos de la fórmula molecular. Otro concepto importante -y más oscuro- es el peso equivalente, que tiene en cuenta cómo es la reacción química en la que interviene la sustancia. El peso equivalente es igual al peso molecular la mayor parte de las veces, o es un submúltiplo sencillo.
Finalmente, la definición que nos faltaba y que es el objetivo de todos los párrafos anteriores. La normalidad de una disolución es el número de pesos equivalentes de sustancia disuelta en un litro de disolución. Se representa por el símbolo N. Dos ejemplos: si hablamos de sosa cáustica o hidróxido de sodio (NaOH), que tiene un peso equivalente de 40 g, una disolución 2N de sosa cáustica tendrá 80 g de sosa y el resto, hasta un litro, de agua. Y si habláramos del ácido clorhídrico HCl, que tiene un peso equivalente de 36,5, una disolución 2N de clorhídrico tendría 73 g del ácido y el resto agua. Y ambas disoluciones son equivalentes, porque cuando se mezclan reaccionan completamente. Este es el concepto de normalidad en química: una concentración. ¿Por qué se llama como se llama y qué tiene de normal? Debe de tener relación con norma y normativa, pero desconozco el origen.
A comienzo del siglo XX el uso de la normalidad para medir concentraciones se empezó a sustituir por el concepto de molaridad, concepto similar pero que usa el peso molecular. Se representa por la letra M. Deriva del concepto de mol, inventado por Ostwald el 1892, y, según Isaac Asimov, este concepto divide el mundo entre los químicos, que lo entienden y el resto de la humanidad, que no. No hablaremos aquí de ello, pero si estás interesado puedes mirarte este capítulo del libro "Tortilla Quemada": "El mol mola". Pero había habido también otro concepto para medir concentraciones. Se trataba de la formalidad. Es todo lo mismo, pero usando el peso fórmula en lugar del peso molecular o el peso equivalente. Se representa por F. Y, como ya se ha dicho, además había habido la molalidad (que todavía se explica por aquí), la demalidad, la molinidad y la molonidad.
La IUPAC, organismo regulador de la nomenclatura química, desaconseja desde hace años usar la normalidad, los equivalentes, los pesos fórmula y la formalidad. Es decir, que en el mundo de la química, hace muchos años que no hay normalidad ni formalidad... Y también cree la IUPAC que el término molaridad es anticuado y haría falta sustituirlo por concentración de sustancia. Pero por aquí el concepto de molaridad está muy vivo y sin atisbos de dejar de ser usado.
Fórmulas
Aunque la normalidad, por su mera definición, puede generar confusión, en resumidas cuentas no es más que la molaridad multiplicada por un factor de equivalencia: N= nM Donde n es el factor de equivalencia y depende de la especie reactiva, así como de la reacción en la que participa. Entonces, conociendo su molaridad, M, puede calcularse su normalidad mediante una simple multiplicación. Si, por otro lado, solo se cuenta con la masa del reactivo, se recurrirá a su peso equivalente:
PE= PM/n
Donde PM es el peso molecular. Una vez se tenga PE, y la masa del reactivo, basta con aplicar una división para obtener los equivalentes disponibles en el medio de reacción:
Eq= g/PE
Y finalmente, la definición de la normalidad dice que expresa los gramos-equivalentes (o equivalentes) por un litro de solución: N= g/(PE∙V)
Lo que es igual a
N= Eq/V
Tras estos cálculos, se obtiene cuántos equivalentes dispone la especie reactiva por 1 L de solución, o cuántos mEq hay por 1 mL de solución.
Equivalentes
Los equivalentes son las partes que tienen en común un conjunto de especies reactivas. Por ejemplo, los ácidos y las bases, al reaccionar, liberan o aceptan H+, independientemente de si sea un hidrácido (HCl, HF, etc.), o un oxácido (H2SO4, HNO3, H3PO4, etc.).
La molaridad no discrimina el número de H que tiene el ácido en su estructura, o la cantidad de H que una base pueda aceptar. Simplemente, considera todo el conjunto en el peso molecular. Sin embargo, la normalidad toma en cuenta cómo se comportan las especies y, por tanto, el grado de reactividad.
Si un ácido libera un H+, molecularmente solo una base puede aceptarlo. En otras palabras, un equivalente reacciona siempre con otro equivalente (OH, para el caso de las bases).
Asimismo, si una especie dona electrones, otra especie debe aceptar el mismo número de electrones. De aquí viene la simplificación de los cálculos: conociendo el número de equivalentes de una especie, se sabe exactamente cuántos son los equivalentes que reaccionan de la otra especie.
Mientras que con el uso de los moles, se debe atener a los coeficientes estequiométricos de la ecuación química.
Ejemplos de normalidad
Ácidos
Empezando con el par HF y H2SO4, por ejemplo, para explicar los equivalentes en su reacción de neutralización con el NaOH:
HF + NaOH => NaF + H₂O
H2SO4 + 2 NaOH => Na2SO4 + 2 H₂O
Para neutralizar al HF se necesita de un mol de NaOH, mientras que el H2SO4 requiere de dos moles de base. Esto significa que el HF es más reactivo, ya que necesita de menor cantidad de base para su neutralización. La razón es porque el HF tiene 1H (un equivalente), y el H2SO4 2H (dos equivalentes).
Es importante recalcar que, aunque el HF, HCl, HI y HNO3 son “igual de reactivos”, de acuerdo a la normalidad, la naturaleza de sus enlaces y, por lo tanto, su fuerza de acidez, son totalmente diferentes.
Entonces, sabiendo esto, puede calcularse la normalidad para cualquier ácido multiplicando el número de H por su molaridad:
1∙M = N (HF, HCl, CH3COOH)
2∙M = N (H2SO4, H2SeO4, H2S)
Reacción del H3PO4
Con el H3PO4 se tiene 3H, y, por lo tanto, posee tres equivalentes. No obstante, es un ácido mucho más débil, por lo que no siempre libera todos sus H+.
Además, en presencia de una base fuerte, no necesariamente reaccionan todos sus H+. Esto quiere decir que debe prestarse atención a la reacción donde esté participando:
H3PO4 + 2 KOH => K2HPO4 + 2 H₂O
En este caso, el número de equivalentes es igual a 2 y no 3, ya que solo reaccionan 2H+. Mientras que en esta otra reacción:
H3PO4 + 3 KOH => K3PO4 + 3 H₂O
Sí se considera que la normalidad del H3PO4 es tres veces su molaridad (N=3∙M), porque esta vez reaccionan todos sus iones hidrógeno.
Por esta razón no basta con asumir una regla general para todos los ácidos, sino que, además, debe conocerse exactamente cuántos H+ participan en la reacción.
Bases
Un caso muy similar ocurre con las bases. Para las siguientes tres bases neutralizadas con HCl se tiene:
NaOH + HCl => NaCl + H₂O
Ba(OH)2 + 2 HCl => BaCl2 + 2 H₂O
Al(OH)3 + 3 HCl => AlCl3 + 3 H₂O
El Al(OH)3 necesita tres veces más ácido que el NaOH, es decir, el NaOH necesita apenas un tercio de la cantidad de base agregada para neutralizar el Al(OH)3.
Por lo tanto, el NaOH es más reactivo, ya que tiene 1 OH (un equivalente), el Ba(OH)2 tiene 2 OH (dos equivalentes), y el Al(OH)3 tres equivalentes.
Aunque carezca de grupos OH, el Na2CO3 es capaz de aceptar hasta 2H+, y, por tanto, tiene dos equivalentes, pero si acepta solo 1H+, entonces participa con un equivalente.
En las reacciones de precipitación
Cuando un catión y anión se unen para precipitar en una sal, el número de equivalentes para cada uno es igual a su carga: Mg2+ + 2Cl– => MgCl2
Así, el Mg2+ tiene dos equivalentes, mientras que el Cl– tiene uno solo. La normalidad del MgCl2 es relativa, puede ser 1M o 2∙M, dependiendo si se considera el Mg2+ o Cl–.
En reacciones redox
El número de equivalentes para las especies involucradas en las reacciones redox es igual al número de electrones ganados o perdidos durante la misma.
3 C2O42- + Cr2O72- + 14 H+ => 2 Cr3+ + 6 CO₂ + 7 H₂O
Para calcular la normalidad para el C2O42- y el Cr2O72- se debe tener en cuenta las reacciones parciales donde participan los electrones como reactivos o productos:
C2O42- => 2 CO₂ + 2e–
Cr2O72- + 14 H+ + 6e– => 2Cr3+ + 7 H₂O
Cada C2O42- libera 2 electrones, y cada Cr2O72- acepta 6 electrones, y tras un balanceo, la ecuación química resultante es la primera de las tres.
Entonces, la normalidad para el C2O42- es 2∙M, y 6∙M para el Cr2O72- (recordar: N=nM).
Importancia de la normalidad o concentración normal
Establecer la concentración de una solución en términos de normalidad es importante porque facilita los cálculos en 3 aspectos relacionados con las reacciones químicas.
Primero, en reacciones de oxido reducción, porque un equivalente gramo de agente reductor reacciona con un equivalente gramo de agente oxidante.
Segundo, en reacciones electroquímicas, porque un equivalente gramo del donador de electrones reacciona con un equivalente gramo del aceptor.
Tercero, en reacciones de neutralización o titulación, porque un equivalente gramo de base neutraliza un equivalente gramo de ácido.
Fuentes
• Greenwood, Norman N .; Earnshaw, Alan (1997). Química de los Elementos (2ª ed.). Butterworth-Heinemann . ISBN 978-0-08-037941-8.
• La acidez de los haluros de hidrógeno. (2020, 21 de agosto). Consultado el 5 de mayo de 2021
• J. Chem. Educ. 2001, 78, 1, 116 Fecha de publicación: 1 de enero de 2001
• de Farias, Robson Fernandes (enero de 2017). "Estimación de algunas propiedades físicas de tennessine e hidruro de tennessine (TsH)". Letras de física química . 667 : 1-3. Código bibliográfico : 2017CPL ... 667 .... 1D . doi : 10.1016 / j.cplett.2016.11.023 .
