Normalidad reducción-oxidación

Es la normalidad de una disolución cuando se utiliza en una reacción redox, es decir N = n_eq/V. Donde n_eq es el número de equivalentes y V el volumen de la disolución expresado en litros..

En este caso el número de equivalentes se calcula de la siguiente forma:

n_eq = moles de electrones que cede el reductor en su correspondiente semirreacción tabulada (por mol de sustancia),

n_eq = moles de electrones que gana el oxidante en su correspondiente semirreacción tabulada (por mol de sustancia).

Donde:

n_eq es la cantidad de equivalentes.

Por esto, podemos decir lo siguiente:

N_reductor=M·nº e^- cedidos por el reductor.

N_oxidante=M nº e^- ganados por el oxidante.

Donde:

N es la normalidad de la disolución.

M es la molaridad de la disolución.

Ejemplos:

Una disolución 1 M de Cl^- puede ceder 1 mol (por litro) de e^-, por lo tanto, es una disolución 1 N:

2 Cl^- → Cl₂ + 2 e^-

Una disolución 1 M de MnO4^- capta 5 moles (por litro) de e^- para pasar a Mn²⁺, por lo tanto, es una disolución 5 N:

8 H⁺ + MnO₄^- + 5 e^- → Mn²⁺+ 4 H₂O

Por tanto, suponiendo que hemos valorado 30 ml de una disolución de cloruro de concentración desconocida con 45 ml de permanganato de una concentración de 0.3, haremos:

M_reductor x· nº e^- cedidos por el reductor x V_reductor = M_oxidante x nº e^- ganados por el oxidante x V_oxidante

M_Cl- x 1 x 30 · 10^-3 = 0.3 x 5 x 45·10^-3

Despejando, obtenemos la concentración de Cl^-, que resulta ser de 2.25 mol/L.

A la misma conclusión llegaríamos si usásemos la ecuación química:

Usando las proporciones estequiométricas:

M = 2.25 mol/L