Normalität

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Dieser Artikel erläutert den chemischen Begriff der Normalität; zur gesellschaftlichen Bedeutung siehe Soziale Norm.

Die Normalität (Einheitenzeichen: N) ist ein veraltetes Konzentrationsmaß aus der anorganischen Chemie, das vor allem bei Redox- und Säure/Base-Reaktionen Verwendung findet. Es ist nicht Teil der DIN-Normen und gemäß dem Einheitengesetz abgeschafft; inwiefern das falsch ist, steht in der Diskussion.

Unter Normalität versteht man die Anzahl der in einem Liter einer Lösung gelöster Grammäquivalente oder Val. Ein Grammäquivalent ist diejenige Masse an Stoff, die ein Mol H⁺-Ionen (Protonen) bzw. Elektronen abgeben oder aufnehmen kann.

Im Gegensatz zu Molarität spielt bei der Normalität einer Säure oder Base auch der Dissoziationsgrad und die Wertigkeit, also wie viele Protonen pro Molekül aufgenommen bzw. abgegeben werden können, eine Rolle.

Wie alle volumenbezogenen Gehaltsangaben ist auch die Normalität temperaturabhängig.

[Bearbeiten] Definition

Die Normalität ist definiert durch die Gleichung:

$N = n\,*M$ .

Hierbei ist N die Menge der normalen Lösung, n die Anzahl der ersetzbaren H⁺- bzw. Na⁺ (Protonen) bzw. OH^--Ionen (Elektronen) je Molekül und M die molare Masse.

Inwiefern diese Definition falsch ist, steht in der Diskussion.

[Bearbeiten] Beispiele

Um eine 1N Lösung herzustellen, müssen beispielsweise 36,5 g HCl, 49 g H₂SO₄, 40 g NaOH oder 85,5 g Ba(OH)₂ mit so viel Lösemittel - meist Wasser oder Alkohol - gelöst werden, dass genau ein Liter Lösung entsteht.

Ein Natriumcarbonat-Molekül (Na₂CO₃) enthält zwei (durch andere Ionen ersetzbare) Natrium-Ionen (Na⁺). Somit entspricht eine 1 mol Natriumcarbonat einer 2 N Natriumcarbonat-Lösung.

[Bearbeiten] Siehe auch

[Bearbeiten] Quellen

Hans R. Christen, Gerd Meyer: Grundlagen der Allgemeinen und Anorganischen Chemie. Salle + Sauerländer, 1997, ISBN 3793554937
Frank H. Stepheson: Mathematik im Labor. Elsevier Verlag, München 2004, ISBN 3-8274-1596-9

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