Normalidad (química): qué es, fórmulas, equivalentes, ejemplos

¿Qué es la normalidad?

La normalidad es una medida de concentración utilizada en la química de las soluciones. Indica qué tan reactiva es la solución de la especie disuelta, en lugar de qué tan alta o diluida es su concentración. Se expresa con los gramos-equivalentes por litro de solución (Eq/L). Actualmente, su empleo es poco frecuente.

En la literatura han surgido muchas confusiones y debates respecto al término ‘equivalente’, pues varía y tiene un valor propio para todas las sustancias.

Asimismo, los equivalentes dependen de cuál es la reacción química que se tiene a consideración. Por lo tanto, la normalidad no puede usarse arbitrariamente ni de manera global.

Por esta razón, la IUPAC ha aconsejado dejar de usarla para expresar las concentraciones de las soluciones. Sin embargo, se sigue utilizando en las reacciones ácido-base, empleadas ampliamente en volumetría.

Esto se debe en parte a que, considerando los equivalentes de un ácido o una base, facilita mucho los cálculos. Además, los ácidos y las bases siempre se comportan del mismo modo frente a todos los escenarios: liberan o aceptan iones hidrógeno, H⁺.

La normalidad se designa con la letra N.

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 C₂O₄^2- + Cr₂O₇^2- + 14 H⁺ => 2 Cr³⁺ + 6 CO₂ + 7 H₂O

Para calcular la normalidad para el C₂O₄^2- y el Cr₂O₇^2- se debe tener en cuenta las reacciones parciales donde participan los electrones como reactivos o productos:

C₂O₄^2- => 2 CO₂ + 2e^–

Cr₂O₇^2- + 14 H⁺ + 6e^– => 2Cr³⁺ + 7 H₂O

Cada C₂O₄^2- libera 2 electrones, y cada Cr₂O₇^2- acepta 6 electrones, y tras un balanceo, la ecuación química resultante es la primera de las tres.

Entonces, la normalidad para el C₂O₄^2- es 2∙M, y 6∙M para el Cr₂O₇^2- (recordar: N=nM).

Referencias

1. Normality formula. Recuperado de softschools.com
2. Harvey D. Normality. Recuperado de chem.libretexts.org
3. Lic. Pilar Rodríguez M. Química: primer año de diversificado. Fundación Editorial Salesiana.