Κανονικότητα διαλύματος

Η **κανονικότητα** (Normality) σύμβολο N, είναι έκφραση συγκέντρωσης ενός υδατικού διαλύματος και δηλώνει τα γραμμοϊσοδύναμα (geq) μιας χημικής ένωσης ή ενός ιόντος που είναι διαλυμένα σε ένα λίτρο διαλύματος. Οι μονάδες της είναι geq/L και πολλές φορές συμβολίζονται με Ν. Π.χ. διάλυμα 1 Ν ή 0,1 Ν είναι το διάλυμα που περιέχει σ' ένα λίτρο 1 geq ή 0,1 geq από το διαλυμένο σώμα ή ιόν και ονομάζεται αντίστοιχα *κανονικό* ή *δεκατοκανονικό* διάλυμα.  
Η κανονικότητα δίνεται από τη σχέση :
: N = \frac{geq}{V}
και συνδέεται με τη συγκέντρωση μοριακότητας (Molarity) με την εξίσωση :
: N = n \cdot C

όπου :
Ν = Κανονικότητα διαλύματος (geq/L)
geq = Γραμμοϊσοδύναμο (geq) της ένωσης 
V = Όγκος του διαλύματος (L)
C = Molarity του διαλύματος (mol/L)
n = ακέραιος αριθμός που εξαρτάται από τη φύση του σώματος και από την αντίδραση στην οποία συμμετέχει. Ο n δηλώνει :
* Τα Η+ ή ΟΗ- που συμμετέχουν σε μια αντίδραση οξέος-βάσης.
* Το πλήθος των θετικών ή αρνητικών φορτίων που εμφανίζονται όταν η ουσία είναι άλας και διίσταται πλήρως.
* Η μεταβολή του αριθμού οξείδωσης του κεντρικού στοιχείου της ένωσης όταν αυτή δρα ως οξειδωτικό ή αναγωγικό σώμα σε αντίδραση οξειδοαναγωγής.

Επειδή το geq μιας ένωσης ή ενός ιόντος δεν είναι σταθερός αριθμός, όταν μιλάμε για την κανονικότητα ενός διαλύματος πρέπει να αναφέρουμε οπωσδήποτε και την αντίδραση στην οποία συμμετέχει η διαλυμένη ουσία. Δεν έχει νόημα να πούμε ότι η κανονικότητα π.χ. ενός διαλύματος νιτρικού οξέος (ΗΝΟ3) είναι 0,01 Ν διότι δεν αναφέρουμε σε ποια διεργασία συμμετέχει το συγκεκριμένο διάλυμα και αν το οξύ παίζει ρόλο οξειδωτικού ή απλού οξέος.
Παραδείγματα :
* 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 μονάδωνCa(OH)2. Η συγκέντρωση του διαλύματος αυτού είναι 1 Μ. 
** Διάλυμα 0,3 Ν φωσφορικού οξέος, Η3PO4, σημαίνει ότι η κανονικότητα των Η+ είναι 0,3 αφού υπάρχουν 0,3 mol Η+ ανά 1 mol Η3PO4. Η συγκέντρωση του διαλύματος αυτού είναι 0,1 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 : H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O, ο αριθμός n είναι 2 διότι το H2SO4 αντικαθιστά 2 Η+ στη μεταθετική αντίδραση στην οποία συμμετέχει. Έτσι, διάλυμα H2SO4 π.χ. 0,02 Ν σ' αυτή την περίπτωση είναι και 0,01 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 + 2H2Ο 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

### Αραίωση 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 :
: N_1 \cdot V_1 = N_2 \cdot V_2
όπου :
N1 = η κανονικότητα του αρχικού διαλύματος πριν την αραίωση (geq/L)
V1 = ο όγκος του αρχικού διαλύματος (L)
N2 = η κανονικότητα του αραιωμένου διαλύματος (geq/L)
V2 = ο όγκος του αραιωμένου διαλύματος (L)
Ισχύει : V_2 = V_1 + V όπου V ο όγκος του διαλύτη που προστέθηκε για να επιτευχθεί η αραίωση.

### Συμπύκνωση διαλυμάτων
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 :
: N_1 \cdot V_1 = N_2 \cdot V_2
όπου :
N1 = η κανονικότητα του αρχικού διαλύματος πριν τη συμπύκνωση (geq/L)
V1 = ο όγκος του αρχικού διαλύματος (L)
N2 = η κανονικότητα του συμπυκνωμένου διαλύματος (geq/L)
V2 = ο όγκος του συμπυκνωμένου διαλύματος (L)
Ισχύει : V_2 = V_1 - V όπου V ο όγκος του διαλύτη που αφαιρέθηκε.
Αν η συμπύκνωση πραγματοποιείται με προσθήκη διαλυμένης ουσίας, τότε για να υπολογίσουμε την κανονικότητα του συμπυκνωμένου διαλύματος χρησιμοποιούμε τη σχέση : N = \frac{geq}{V}  όπου geq είναι τα συνολικά γραμμοϊσοδύναμα δηλ. αυτά που υπήρχαν αρχικά και αυτά που προστέθηκαν.

### Ανάμιξη διαλυμάτων

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 :
: N_1 \cdot V_1 + N_2 \cdot V_2 + N_3 \cdot V_3 + ...  = N \cdot V 
Ισχύει : V = V_1 + V_2 + V_3 + ...

## Χρήσεις της κανονικότητας
Η κανονικότητα χρησιμοποιείται στην αναλυτική χημεία 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. 

### Η σχέση της χημικής ισοδυναμίας

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 ΝΑ και ο όγκος του VA, ενώ η κανονικότητα ενός διαλύματος ουσίας Β είναι αντίστοιχα ΝΒ και ο όγκος του VB, τότε αν αυτά τα διαλύματα αντιδρούν πλήρως μεταξύ τους, ισχύει η σχέση της *χημικής ισοδυναμίας* :
: N_A \cdot V_A = N_B \cdot V_B
Όταν δύο περισσότερα διαλύματα οξέων (με κανονικότητες Νο1, Νο2 κλπ και όγκους Vo1, Vo2 κλπ. αντίστοιχα) εξουδετερώνουν δύο η περισσότερα διαλύματα βάσεων (με κανονικότητες Νb1, Nb2 κλπ. και όγκους Vb1, Vb2 κλπ. αντίστοιχα), η σχέση ισοδυναμίας παίρνει τη μορφή :
: N_{o1}V_{o1} + N_{o2}V_{o2} + ... = N_{b1}V_{b1} + N_{b2}V_{b2} + ...

### Πλεονεκτήματα και μειονεκτήματα της χρήσης της κανονικότητας

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. 
Επίσης με τη βοήθεια της κανονικότητας και των γραμμοϊσοδυνάμων, μπορούμε να αποφανθούμε αν οι ποσότητες των ουσιών, σε μια αντίδραση μεταξύ ηλεκτρολυτών, αντέδρασαν πλήρως ή όχι συγκρίνοντας απλά τα qeq των σωμάτων που αντιδρούν. Αν αυτά είναι ίσα μεταξύ τους, τότε έγινε πλήρης αντίδραση διαφορετικά υπάρχει περίσσεια κάποιου σώματος. 
Τα μειονεκτήματα της χρήσης της έννοιας της κανονικότητας (και της έννοιας του γραμμοϊσοδυνάμου) θα μπορούσαν να συνοψιστούν ως εξής :
* Πολλές φορές είναι δύσκολο να υπολογιστεί το γραμμοϊσοδύναμο ενός σώματος γιατί δεν είναι επακριβώς γνωστός ο ρόλος του σε μια αντίδραση ή γιατί το ίδιο σώμα δρα με διάφορες ιδιότητες στην ίδια αντίδραση (π.χ. ως οξύ αλλά και ως οξειδωτικό).
* Η σχέση της χημικής ισοδυναμίας σε αντιδράσεις οξειδοαναγωγής δεν ισχύει για τις ποσότητες των άλλων σωμάτων  που μετέχουν, εμφανίζονται ή σχηματίζονται στην αντίδραση αλλά δε συμμετέχουν στο πραγματικό οξειδοαναγωγικό φαινόμενο όπως π.χ. είναι τα σώματα που δημιουργούν το απαραίτητο όξινο ή αλκαλικό περιβάλλον για την πραγματοποίηση του φαινομένου. 
* Η χρήση των geq και της κανονικότητας περιορίζεται στην ογκομετρική μέθοδο που εφαρμόζεται στα εργαστήρια.
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.

## Παραπομπές


## Πηγές
#Βασιλικιώτης Γ. Σ. "Ποιοτική Ανάλυση", Θεσσαλονίκη 1980.
#Βασιλικιώτης Γ. Σ. "Ποσοτική Ανάλυση", Θεσσαλονίκη 1980.
#Μπαζάκης Ι. Α. "Γενική Χημεία", Αθήνα.
#Μανουσάκης Γ.Ε. "Γενική και Ανόργανη Χημεία", Τόμοι 1ος και 2ος, Θεσσαλονίκη 1981.
#Μανωλκίδης Κ., Μπέζας Κ. "Στοιχεία Ανόργανης Χημείας", Έκδοση 14η, Αθήνα 1984.
#Μανωλκίδης Κ., Μπέζας Κ. "Χημικές Αντιδράσεις",  Αθήνα 1976.
#Γιαννακουδάκης Δ. Α. "Φυσική Χημεία Ομογενών και Ετερογενών Συστημάτων", Θεσσαλονίκη 1986.
#Βασιλικιώτης Γ. Σ. "Χημεία Περιβάλλοντος", Θεσσαλονίκη 1986.

## Δείτε επίσης
* Εκφράσεις περιεκτικότητας και συγκέντρωσης διαλυμάτων
* Συγκέντρωση διαλύματος
* Γραμμοϊσοδύναμο

Κατηγορία:Χημικές ιδιότητες

Κατηγορία:Διαλύματα