Эквивалентом вещества называют такую его массу, которая вступает в реакцию с одним моль-зарядом (1 моль электронов, 1 моль ионов водорода H⁺ или 1 моль гидроксид-ионов OH⁻), либо замещает его в реакциях. Эквивалент играет фундаментальную роль при расчётах в химии растворов, так как позволяет соотносить количество вещества с протекающими химическими процессами без учёта конкретной формулы соединения, а только исходя из его реакционной способности.
Масса эквивалента вычисляется по формуле:
$$ m_\text{экв} = \frac{M}{z} $$
где M – молярная масса вещества, z – число эквивалентности (фактор эквивалентности), показывающее, какое количество элементарных частиц (ионов или электронов) связывается или замещается данным веществом в конкретной реакции.
Величина z зависит от природы вещества и условий протекания реакции.
Например, для серной кислоты H₂SO₄ в реакции с натрией гидроксидом z = 2, так как молекула кислоты может отдать два протона. Для серной кислоты в реакции с цинком, образующим ион Zn²⁺, значение z также равно 2, так как отдаётся два протона. Для перманганата калия KMnO₄ в кислой среде число эквивалентности определяется числом электронов, которые принимает ион MnO₄⁻ (5 электронов), следовательно, z = 5.
Нормальная концентрация раствора (нормальность) обозначается N и определяется как количество эквивалентов растворённого вещества, приходящееся на 1 литр раствора.
$$ C_N = \frac{n_\text{экв}}{V} = \frac{m}{m_\text{экв} \cdot V} $$
где nₑₖᵥ – количество эквивалентов вещества, m – масса растворённого вещества, mₑₖᵥ – масса эквивалента, V – объём раствора в литрах.
Нормальность тесно связана с молярной концентрацией:
CN = CM ⋅ z
где Cₘ – молярная концентрация раствора. Таким образом, нормальная концентрация всегда кратна молярной, причём коэффициент кратности равен числу эквивалентности вещества в данной реакции.
CN = 0, 5 ⋅ 2 = 1, 0 н.
CN = 0, 25 ⋅ 1 = 0, 25 н.
CN = 0, 02 ⋅ 5 = 0, 1 н.
Нормальная концентрация широко используется в аналитической химии, особенно в методах титриметрии. Применение нормальности удобно, так как позволяет непосредственно записывать уравнение титрования в эквивалентной форме:
CN1 ⋅ V1 = CN2 ⋅ V2
где Cₙ₁ и Cₙ₂ – нормальные концентрации титранта и анализируемого раствора, а V₁ и V₂ – их объёмы. Такая форма уравнения избавляет от необходимости учитывать коэффициенты стехиометрии в уравнении реакции, поскольку они уже включены в величину числа эквивалентности.
Молярная концентрация отражает общее количество молекул или формульных единиц вещества в растворе. Однако одинаковая молярная концентрация разных веществ не всегда означает одинаковое количество реагирующих частиц. Например, раствор 1 М HCl содержит столько же молекул кислоты, сколько и раствор 1 М H₂SO₄, но последний способен отдать вдвое больше ионов H⁺. Нормальная концентрация учитывает этот фактор, что делает её особенно удобной при расчётах в кислотно-основном и окислительно-восстановительном титровании.
Таким образом, понятие эквивалента и нормальной концентрации обеспечивает универсальный подход к расчётам в химии растворов, упрощая описание реакций и уравнивая их на основе единых принципов.