Η κανονικότητα (Normality) σύμβολο N, είναι έκφραση συγκέντρωσης ενός υδατικού διαλύματος και δηλώνει τα γραμμοϊσοδύναμα (geq) μιας χημικής ένωσης ή ενός ιόντος που είναι διαλυμένα σε ένα λίτρο διαλύματος. Οι μονάδες της είναι geq/L και πολλές φορές συμβολίζονται με Ν. Π.χ. διάλυμα 1 Ν ή 0,1 Ν είναι το διάλυμα που περιέχει σ' ένα λίτρο 1 geq ή 0,1 geq από το διαλυμένο σώμα ή ιόν και ονομάζεται αντίστοιχα κανονικό ή δεκατοκανονικό διάλυμα.
Η κανονικότητα δίνεται από τη σχέση :

${\displaystyle N={\frac {geq}{V}}}$

και συνδέεται με τη συγκέντρωση μοριακότητας (Molarity) με την εξίσωση :

${\displaystyle N=n\cdot C}$

όπου :
Ν = Κανονικότητα διαλύματος (geq/L)
geq = Γραμμοϊσοδύναμο (geq) της ένωσης
V = Όγκος του διαλύματος (L)
C = Molarity του διαλύματος (mol/L)
n = ακέραιος αριθμός που εξαρτάται από τη φύση του σώματος και από την αντίδραση στην οποία συμμετέχει. Ο n δηλώνει :

• Τα Η⁺ ή ΟΗ^- που συμμετέχουν σε μια αντίδραση οξέος-βάσης.
• Το πλήθος των θετικών ή αρνητικών φορτίων που εμφανίζονται όταν η ουσία είναι άλας και διίσταται πλήρως.
• Η μεταβολή του αριθμού οξείδωσης του κεντρικού στοιχείου της ένωσης όταν αυτή δρα ως οξειδωτικό ή αναγωγικό σώμα σε αντίδραση οξειδοαναγωγής.

Επειδή το geq μιας ένωσης ή ενός ιόντος δεν είναι σταθερός αριθμός, όταν μιλάμε για την κανονικότητα ενός διαλύματος πρέπει να αναφέρουμε οπωσδήποτε και την αντίδραση στην οποία συμμετέχει η διαλυμένη ουσία. Δεν έχει νόημα να πούμε ότι η κανονικότητα π.χ. ενός διαλύματος νιτρικού οξέος (ΗΝΟ₃) είναι 0,01 Ν διότι δεν αναφέρουμε σε ποια διεργασία συμμετέχει το συγκεκριμένο διάλυμα και αν το οξύ παίζει ρόλο οξειδωτικού ή απλού οξέος.
Παραδείγματα :

• Σε διαλύματα οξέων και βάσεων, η κανονικότητα αναφέρεται συνήθως σε πόσα ιόντα ΟΗ^- ή Η⁺ περιέχονται σε μια δομική μονάδα ή ένα μόριο ουσίας. Δηλαδή ο αριθμός n εδώ είναι το πλήθος Η⁺ ή ΟΗ^- :
  • Διάλυμα 2 Ν υδροξειδίου του ασβεστίου, Ca(OH)₂, σημαίνει ότι η κανονικότητα των ΟΗ^- είναι 2 αφού υπάρχουν 2 mol ιόντων ΟΗ^- ανά 1 mol δομικών μονάδων^[1]Ca(OH)2. Η συγκέντρωση του διαλύματος αυτού είναι 1 Μ.
  • Διάλυμα 0,3 Ν φωσφορικού οξέος, Η₃PO₄, σημαίνει ότι η κανονικότητα των Η⁺ είναι 0,3 αφού υπάρχουν 0,3 mol Η⁺ ανά 1 mol Η₃PO₄. Η συγκέντρωση του διαλύματος αυτού είναι 0,1 Μ.
• Στην αντίδραση : H₂SO₄ + NaOH → NaHSO₄ + H₂O, ο αριθμός n για το θειικό οξύ είναι 1 διότι το H₂SO₄ αντικαθιστά 1 Η⁺ στη μεταθετική αντίδραση στην οποία συμμετέχει. Έτσι, διάλυμα H₂SO₄ π.χ. 0,02 Ν σ' αυτή την περίπτωση είναι και 0,02 Μ.
• Στην αντίδραση : H₂SO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄ + 2H₂O, ο αριθμός n είναι 2 διότι το H₂SO₄ αντικαθιστά 2 Η⁺ στη μεταθετική αντίδραση στην οποία συμμετέχει. Έτσι, διάλυμα H₂SO₄ π.χ. 0,02 Ν σ' αυτή την περίπτωση είναι και 0,01 Μ.
• Στην αντίδραση του Zn με αραιό θειικό οξύ : Zn + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂ ο αριθμός n είναι 1 διότι το S του H₂SO₄ δεν αλλάζει αριθμό οξείδωσης στον ZnSO₄. Έτσι, διάλυμα H₂SO₄ π.χ. 0,1 Ν σ' αυτή την περίπτωση είναι και 0,1 Μ.
• Στην αντίδραση όμως του Zn με πυκνό-θερμό θειικό οξύ λαμβάνει χώρα άλλη αντίδραση : Zn + 2H₂SO₄ → ZnSO₄ + SO₂ + 2H₂Ο όπου το S αλλάζει αριθμό οξείδωσης και από +6 (στο H₂SO₄) γίνεται +4 (στο SO₂) δηλ. μεταβολή κατά 2, οπότε ο αριθμός n εδώ είναι 2 λόγω της μεταβολής του αριθμού οξείδωσης του S. Έτσι, διάλυμα H₂SO₄ π.χ. 0,04 Ν σ' αυτή την περίπτωση είναι 0,02 Μ.

Όταν ένα διάλυμα αραιώνεται, η κανονικότητά του μειώνεται διότι η διαλυμένη ουσία βρίσκεται σε μεγαλύτερο όγκο. Η αραίωση ενός διαλύματος επιτυγχάνεται συνήθως με προσθήκη καθαρού διαλύτη και η κανονικότητά του μπορεί να υπολογισθεί από τη σχέση :

${\displaystyle N_{1}\cdot V_{1}=N_{2}\cdot V_{2}}$

όπου :
N₁ = η κανονικότητα του αρχικού διαλύματος πριν την αραίωση (geq/L)
V₁ = ο όγκος του αρχικού διαλύματος (L)
N₂ = η κανονικότητα του αραιωμένου διαλύματος (geq/L)
V₂ = ο όγκος του αραιωμένου διαλύματος (L)
Ισχύει : ${\displaystyle V_{2}=V_{1}+V}$ όπου V ο όγκος του διαλύτη που προστέθηκε για να επιτευχθεί η αραίωση.

Όταν ένα διάλυμα συμπυκνώνεται, η κανονικότητά του αυξάνεται διότι η διαλυμένη ουσία βρίσκεται σε μικρότερο όγκο. Η συμπύκνωση ενός διαλύματος επιτυγχάνεται συνήθως με εξάτμιση διαλύτη και η κανονικότητά του μπορεί να υπολογισθεί από την ίδια σχέση :

${\displaystyle N_{1}\cdot V_{1}=N_{2}\cdot V_{2}}$

όπου :
N₁ = η κανονικότητα του αρχικού διαλύματος πριν τη συμπύκνωση (geq/L)
V₁ = ο όγκος του αρχικού διαλύματος (L)
N₂ = η κανονικότητα του συμπυκνωμένου διαλύματος (geq/L)
V₂ = ο όγκος του συμπυκνωμένου διαλύματος (L)
Ισχύει : ${\displaystyle V_{2}=V_{1}-V}$ όπου V ο όγκος του διαλύτη που αφαιρέθηκε.
Αν η συμπύκνωση πραγματοποιείται με προσθήκη διαλυμένης ουσίας, τότε για να υπολογίσουμε την κανονικότητα του συμπυκνωμένου διαλύματος χρησιμοποιούμε τη σχέση : ${\displaystyle N={\frac {geq}{V}}}$ όπου geq είναι τα συνολικά γραμμοϊσοδύναμα δηλ. αυτά που υπήρχαν αρχικά και αυτά που προστέθηκαν.

Όταν ανακατεύονται διαλύματα της ίδιας ουσίας με κανονικότητες Ν₁, Ν₂, Ν₃ κλπ. και όγκους V₁, V₂, V₃ κλπ. αντίστοιχα, τότε το τελικό διάλυμα θα έχει όγκο V που θα είναι το άθροισμα των όγκων των αρχικών διαλυμάτων και κανονικότητα Ν. Τα προηγούμενα μεγέθη συνδέονται με τη σχέση :

${\displaystyle N_{1}\cdot V_{1}+N_{2}\cdot V_{2}+N_{3}\cdot V_{3}+...=N\cdot V}$

Ισχύει : ${\displaystyle V=V_{1}+V_{2}+V_{3}+...}$

Η κανονικότητα χρησιμοποιείται στην αναλυτική χημεία και ιδιαίτερα στην ογκομετρία. Γιατί από τον όγκο του διαλύματος που καταναλώθηκε για την πλήρη αντίδραση και την κανονικότητά του βρίσκεται η κανονικότητα ενός άλλου διαλύματος εφόσον είναι γνωστός ο όγκος που χρησιμοποιήθηκε για την αντίδραση μεταξύ τους.

Τα διαλύματα που περιέχουν ίσους αριθμούς geq περιέχουν ουσίες χημικά ισοδύναμες μεταξύ τους και χαρακτηρίζονται ισοδύναμα διαλύματα. Έτσι, αν η κανονικότητα ενός διαλύματος μιας ουσίας Α είναι Ν_Α και ο όγκος του V_A, ενώ η κανονικότητα ενός διαλύματος ουσίας Β είναι αντίστοιχα Ν_Β και ο όγκος του V_B, τότε αν αυτά τα διαλύματα αντιδρούν πλήρως μεταξύ τους, ισχύει η σχέση της χημικής ισοδυναμίας :

${\displaystyle N_{A}\cdot V_{A}=N_{B}\cdot V_{B}}$

Όταν δύο περισσότερα διαλύματα οξέων (με κανονικότητες Ν_ο1, Ν_ο2 κλπ και όγκους V_o1, V_o2 κλπ. αντίστοιχα) εξουδετερώνουν δύο η περισσότερα διαλύματα βάσεων (με κανονικότητες Ν_b1, N_b2 κλπ. και όγκους V_b1, V_b2 κλπ. αντίστοιχα), η σχέση ισοδυναμίας παίρνει τη μορφή :

${\displaystyle N_{o1}V_{o1}+N_{o2}V_{o2}+...=N_{b1}V_{b1}+N_{b2}V_{b2}+...}$

Το βασικό πλεονέκτημα της χρησιμοποίησης των κανονικών διαλυμάτων και των συναφών σχέσεων είναι ότι στους διάφορους υπολογισμούς δε χρειάζεται να γραφεί η χημική αντίδραση που περιγράφει το φαινόμενο αφού οι σχέσεις χημικής ισοδυναμόιας δεν εξαρτώνται από τους συντελεστές της χημικής εξίσωσης οι οποίοι εκφράζουν την αναλογία mole με την οποία συμμετέχουν τα σώματα στο φαινόμενο. Πράγματι, για μια χημική αντίδραση της γενικής μορφής : αA + βB → γΓ + δΔ, ισχύει ότι k geq του Α αντιδρούν με k geq του σώματος Β και δίνουν k geq του γ και k geq του Δ ανεξάρτητα από τους συντελεστές α, β, γ και δ.
Επίσης με τη βοήθεια της κανονικότητας και των γραμμοϊσοδυνάμων, μπορούμε να αποφανθούμε αν οι ποσότητες των ουσιών, σε μια αντίδραση μεταξύ ηλεκτρολυτών, αντέδρασαν πλήρως ή όχι συγκρίνοντας απλά τα qeq των σωμάτων που αντιδρούν. Αν αυτά είναι ίσα μεταξύ τους, τότε έγινε πλήρης αντίδραση διαφορετικά υπάρχει περίσσεια κάποιου σώματος. Τα μειονεκτήματα της χρήσης της έννοιας της κανονικότητας (και της έννοιας του γραμμοϊσοδυνάμου) θα μπορούσαν να συνοψιστούν ως εξής :

• Πολλές φορές είναι δύσκολο να υπολογιστεί το γραμμοϊσοδύναμο ενός σώματος γιατί δεν είναι επακριβώς γνωστός ο ρόλος του σε μια αντίδραση ή γιατί το ίδιο σώμα δρα με διάφορες ιδιότητες στην ίδια αντίδραση (π.χ. ως οξύ αλλά και ως οξειδωτικό).
• Η σχέση της χημικής ισοδυναμίας σε αντιδράσεις οξειδοαναγωγής δεν ισχύει για τις ποσότητες των άλλων σωμάτων που μετέχουν, εμφανίζονται ή σχηματίζονται στην αντίδραση αλλά δε συμμετέχουν στο πραγματικό οξειδοαναγωγικό φαινόμενο όπως π.χ. είναι τα σώματα που δημιουργούν το απαραίτητο όξινο ή αλκαλικό περιβάλλον για την πραγματοποίηση του φαινομένου.
• Η χρήση των geq και της κανονικότητας περιορίζεται στην ογκομετρική μέθοδο που εφαρμόζεται στα εργαστήρια.

Για τους παραπάνω λόγους, η χρήση της κανονικότητας και των γραμμοϊσοδυνάμων έχει περιοριστεί πολύ στη χημεία των διαλυμάτων και σταδιακά αντικαθίσταται από τις έννοιες της Molarity και του mole που όχι μόνο είναι πολύ πιό κατανοητές και απλές αλλά αναπαριστούν και αντιπροσωπεύουν τα πραγματικά χημικά φαινόμενα που πραγματοποιούνται.

1. Βασιλικιώτης Γ. Σ. "Ποιοτική Ανάλυση", Θεσσαλονίκη 1980.
2. Βασιλικιώτης Γ. Σ. "Ποσοτική Ανάλυση", Θεσσαλονίκη 1980.
3. Μπαζάκης Ι. Α. "Γενική Χημεία", Αθήνα.
4. Μανουσάκης Γ.Ε. "Γενική και Ανόργανη Χημεία", Τόμοι 1ος και 2ος, Θεσσαλονίκη 1981.
5. Μανωλκίδης Κ., Μπέζας Κ. "Στοιχεία Ανόργανης Χημείας", Έκδοση 14η, Αθήνα 1984.
6. Μανωλκίδης Κ., Μπέζας Κ. "Χημικές Αντιδράσεις", Αθήνα 1976.
7. Γιαννακουδάκης Δ. Α. "Φυσική Χημεία Ομογενών και Ετερογενών Συστημάτων", Θεσσαλονίκη 1986.
8. Βασιλικιώτης Γ. Σ. "Χημεία Περιβάλλοντος", Θεσσαλονίκη 1986.

• Εκφράσεις περιεκτικότητας και συγκέντρωσης διαλυμάτων
• Συγκέντρωση διαλύματος
• Γραμμοϊσοδύναμο