Äquivalentkonzentration

Die Äquivalentkonzentration (Formelzeichen: c_eq), veraltet Normalität (Einheitenzeichen: N), ist eine Konzentrationsangabe in der Chemie. Sie ist eine spezielle Stoffmengenkonzentration, der ein Bezugsfaktor 1/z zugrunde liegt. Hierbei ist z die stöchiometrische Wertigkeit, die auch Äquivalentzahl genannt wird. Im Falle z = 3 ist also die Äquivalentkonzentration dreimal so groß wie die Stoffmengenkonzentration, weil sozusagen jedes ganze Teilchen z-mal gezählt wird. Den Ausdruck 1/z nennt man auch Äquivalentteilchen oder Äquivalente. c_eq ist ein Maß dafür, wie viele Äquivalentteilchen eines Stoffes sich in einem bestimmten Volumen der Lösung befinden.

Besonders wichtig ist die Äquivalentkonzentration bei Neutralisationsreaktionen, Redoxreaktionen, in der Maßanalyse und bei Ionenreaktionen.

Bei einer Redoxreaktion kann ein Permanganation von MnO₄⁻ 5 Elektronen aufnehmen, ein Chloridion aber nur ein Elektron abgeben. Die molare Masse des Kaliumpermanganats muss durch 5 geteilt werden, dann die Menge in genau einem Liter destilliertem Wasser gelöst werden, um die Äquivalentkonzentration dieses Oxidationsmittels von 1 n^eq (Mol Elektronenaufnahme)/Liter zu erhalten. 1 n^eq(=1 Val) Elektronenaufnahme, entspricht also 1/5 Molmasse KMnO₄ und dies wird beschrieben als: n^eq (KMnO₄)= n (1/5 KMnO₄).

Bei Säure/Base-Titrationen gibt es Säuren mit ein, zwei (z. B. Schwefelsäure) oder drei Protonen (z. B. Phosphorsäure). Werden diese Säuren mit Natronlauge titriert, braucht man entsprechend den Äquivalentzahlen der Säure ein, zwei oder drei Teile Natronlauge, um eine Säure zu neutralisieren. Daher wird bei Säure/Base Titrationen die molare Masse durch die Zahl der abgebbaren oder aufnehmbaren Protonen dividiert und diese Substanzmenge in einem Liter dest. Wasser gelöst, um die Äquivalentkonzentration von 1 Mol n^eq Protonen zu erhalten. Genau dann gilt: n^eq (H₂SO₄)= n^eq (NaOH)

Definition

Die Äquivalentkonzentration ist definiert durch die Gleichung:

$c_{eq}=c\cdot z$

Hierbei ist c_eq die Äquivalentkonzentration und c die Stoffmengenkonzentration der Lösung sowie z die stöchiometrische Wertigkeit, auch Äquivalentzahl.

Die stöchiometrische Wertigkeit - und somit auch die Äquivalentkonzentration einer bestimmten Lösung - kann von der chemischen Reaktion, also der Verwendung der Lösung abhängig sein, ohne dass diese selbst sich ändert. Ferner ist die Äquivalentkonzentration temperaturabhängig.

Übliche Einheit ist Mol/Liter.

Lösungen mit c_eq = 1 mol/L wurden früher als "Normallösungen" bezeichnet. Man sprach auch von 0,1N-Lösungen, wenn c_eq = 0,1 mol/L betrug, usw.

Eine andere Möglichkeit der Definition ist über die Anzahl der in einem Liter einer Lösung gelösten Äquivalente bzw. Val.

Die Normalität ist dann definiert durch die Gleichung:

$N={\frac {n_{val}}{V}}$.

Hierbei ist N die Normalität, $n_{val}$ die Menge an Äquivalenten und V das Volumen.

Beispiele

Salzlösungen

Natriumcarbonat (Na₂CO₃) besteht aus zwei Natrium-Ionen (Na⁺) und einem Carbonat-Ion. Somit entspricht eine 1 molare (M) Natriumcarbonat-Lösung einer 2 normalen (N) Natriumcarbonat-Lösung bezogen auf die Natrium-Ionen (z = 2).

Säure-Base-Reaktionen

Bei Säure-Base-Reaktionen sind Äquivalentteilchen Protonen (H⁺) in sauren Lösungen bzw. Hydroxid-Ionen (OH⁻) in basischen Lösungen. An ein Sulfation (SO₄²⁻) können sich zum Beispiel zwei Protonen anlagern, was der Wertigkeit des Säure-Ions entspricht. Folglich sind in der Lösung doppelt so viele Äquivalentteilchen (hier Protonen) enthalten, wie Moleküle des Stoffes selbst.

$\mathrm {H_{2}SO_{4}\longrightarrow SO_{4}^{2-}+2\ H^{+}}$,

d. h., 1 mol/l (H₂SO₄) = 2 N (H₂SO₄) oder anders ausgedrückt, ist eine 1 normale H₂SO₄-Lösung ½ molar (1 N entspricht ½ M).

Redoxreaktionen

Bei Redoxreaktionen hingegen ist das Äquivalent die Stoffmenge des Oxidations- bzw. Reduktionsmittels, die exakt 1 mol Elektronen annehmen bzw. abgeben kann. Ein Beispiel:

$\mathrm {Mn+4\ H_{2}O\longrightarrow MnO_{4}^{-}+7\ e^{-}+8\ H^{+}}$

Bei dieser Reaktion ist Mangan das Reduktionsmittel und 1 mol Mangan gibt 7 mol Elektronen ab. Es gibt folglich 1/7 mol Mangan genau 1 mol Elektronen ab. Das Äquivalentteilchen ist hier 1/7 Mn.

Historisches

Der Gebrauch von Normallösungen mit einer Äquivalentkonzentration von 1 mol/l (einnormale Lösung) oder 0.1 mol/l wurde insbesondere von Friedrich Mohr (1806 bis 1879) in die analytische Chemie eingeführt, gerade auch in seinem ab 1855 in mehreren Auflagen erschienenem Lehrbuch „Chemisch-analytische Titrirmethode“.

Siehe auch

• Maßlösung

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