Normalità nelle reazioni redox: peso equivalente, esempi

La normalità è una delle unità di misura più comuni per esprimere la concentrazione di una soluzione ed è definita come:
N = Eq / Volume

Si definisce grammo equivalente o semplicemente equivalente (Eq) di una sostanza, il suo peso equivalente espresso in grammi. Pertanto data la massa in grammi di una sostanza, il relativo numero di equivalenti è dato dalla formula:
Eq = g/P.E.

Il peso equivalente dello stesso elemento o della stessa sostanza dipende dalla particolare reazione cui partecipa e pertanto lo stesso elemento o la stessa sostanza può essere caratterizzato da pesi equivalenti diversi.

Peso equivalente

La regola generale per calcolare il peso equivalente è la seguente:

P.E. = P.M (P.A.) / n

dove: P.M. è il peso molecolare, P.A. è il peso atomico e n è un numero intero, che assume valori diversi in dipendenza della reazione cui la sostanza partecipa.

Si tenga presente che un equivalente di una sostanza che partecipa ad una reazione redox è il numero di moli che fornisce o reagisce con una mole di elettroni.

Il numero n è definito come il numero che deve essere moltiplicato per il numero di moli per ottenere il numero di equivalenti presenti in una sostanza. Da quanto detto emerge che:

1 equivalente = numero di moli che fornisce o reagisce con una mole di elettroni.

Numero di equivalenti = numero di moli · n

Ciò implica che n è il numero di elettroni forniti o persi per mole.

In una reazione redox vi è una specie che si ossida e una specie che si riduce ovvero vi è una variazione del numero di ossidazione. La specie che si ossida perde elettroni mentre quella che si riduce acquista elettroni;  per bilanciare una reazione di ossidoriduzione il numero di elettroni scambiati deve essere uguale e quindi ogni semireazione è moltiplicata per un opportuno coefficiente in modo che gli elettroni non compaiano nella reazione bilanciata.

Esempio

Consideriamo, ad esempio, la reazione:

Mn²⁺ + BiO₃^– →MnO₄^– + Bi³⁺

La reazione viene suddivisa in due semireazioni e bilanciata:

Mn²⁺ +  4 H₂O →MnO₄^– + 8 H⁺ + 5 e^–

BiO₃^– + 6 H⁺ + 2 e^–  → Bi³⁺  + 3 H₂O

Lo ione Mn²⁺ si ossida a ione MnO₄^– perdendo 5 elettroni. E’ importante notare che il manganese nello ione Mn²⁺ ha numero di ossidazione +2 e nello ione MnO₄^– ha numero di ossidazione +7: la variazione del numero di ossidazione è quindi 7 – 2 = 5 che coincide con il numero di elettroni persi.

Il peso equivalente è quindi dato dal peso molecolare / 5. Calcolato il peso equivalente si ottiene la normalità.

Per quello che riguarda la semireazione di riduzione lo ione BiO₃^– si riduce a Bi³⁺ acquistando 2 elettroni. Anche in questo caso si verifica che il bismuto che è presente nello ione BiO₃^– con numero di ossidazione +5 mentre nello ione Bi³⁺ ha numero di ossidazione +3. La variazione del numero di ossidazione, in valore assoluto è 2 che coincide con il numero di elettroni acquistati.

La reazione bilanciata, ottenuta moltiplicando la prima semireazione per 2 e la seconda per 5 e semplificando è:

2 Mn²⁺ +  5 BiO₃^– + 14 H⁺ → 2 MnO₄^– + 5 BiO₃^– + 7 H₂O

Dalla reazione bilanciata si ha che 2 moli di Mn²⁺ reagiscono con 5 moli di BiO₃^– quindi:

numero di moli di Mn²⁺ /2 = numero di moli di BiO₃^–/ 5

ovvero:

numero di moli di Mn²⁺ · 5= numero di moli di BiO₃^– · 2

Poiché  5 e 2 corrispondono rispettivamente al numero n si ha:

numero di moli di Mn²⁺ · n = numero di moli di BiO₃^– · n

ovvero:

numero di equivalenti di  Mn²⁺ = numero di equivalenti di BiO₃^–

Ciò implica che in una reazione, se si parla il termini di moli si deve tenere conto dei coefficienti stechiometrici ma se si parla in termini di equivalenti il numero di equivalenti di un reagente è uguale al numero di equivalenti dell’altro reagente o di un prodotto.

La relazione tra normalità di una soluzione e molarità è quindi data da Normalità = Molarità · n