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La normalité , qui est représentée par la lettre N , est une unité de concentration chimique qui exprime le nombre d’équivalents d’un soluté dans chaque litre de solution. Elle est exprimée en unités d’eq.L -1 ou eq/L qui se lit « normal » (c’est-à-dire qu’une concentration de 0,1 eq/L se lit 0,1 normal). C’est une unité de concentration très utile, facilitant grandement les calculs stoechiométriques, quel que soit le réactif utilisé.
Cependant, c’est aussi une unité de concentration qui peut prêter à confusion, d’autant plus qu’une même solution peut avoir plus d’une concentration normale. En effet, le concept du nombre d’équivalents dépend de l’utilisation du soluté ou des types de réactions chimiques auxquelles il participera.
Les sections suivantes expliquent en détail comment calculer la normalité à partir de différentes données, y compris d’autres unités de concentration.
Formules pour calculer la normalité
Les formules de calcul de la normalité sont très similaires à celles de la molarité. La forme mathématique de la définition de la normalité est :
où n éq. soluté représente le nombre d’équivalents de soluté et V solution représente le volume de la solution exprimé en litres. Si le nombre d’équivalents n’est pas connu à l’avance mais la masse du soluté (une situation très courante) alors nous pouvons profiter du fait que le nombre d’équivalents est calculé comme la masse divisée par le poids équivalent. En remplaçant cela dans la formule ci-dessus, vous obtenez:
Où PE soluté (le poids équivalent du soluté) représente le poids en grammes de 1 équivalent de soluté.
Le poids équivalent d’une substance est donné par sa masse molaire divisée par un nombre entier qui représente le nombre d’équivalents pour chaque mole de la substance, et que nous appellerons ω (la lettre grecque oméga). C’est-à-dire:
En combinant cette équation avec la précédente, on obtient :
Qui peut être utilisé pour calculer la normalité à partir de la masse du soluté, sa masse molaire (ou poids moléculaire, bien qu’il ne soit pas strictement le même) et le volume de la solution. De plus, il faut connaître ω pour le soluté, et c’est là que réside la principale source de confusion concernant la normalité, puisque ω peut avoir des valeurs différentes pour le même soluté.
La notion de nombre d’équivalents
La clé pour comprendre le concept du nombre d’équivalents, et en fait la raison pour laquelle la concentration ou la normalité « normale » est ainsi appelée, réside dans ω. Ce nombre dépend de l’usage auquel le soluté est destiné ou de la réaction chimique à laquelle il va participer.
Pour chaque type de réaction chimique majeure impliquant au moins deux substances chimiques, nous pouvons définir ce que nous appellerons le réactif « Normal », qui n’est rien de plus qu’un terme générique que nous utilisons pour identifier le réactif qui participe dans la version la plus simple possible du type de réaction particulière.
Par exemple , si nous parlons d’une réaction acide-base , le cas le plus simple serait celui dans lequel tout acide monoprotique (HA) réagit avec une base monobasique (B), pour donner les paires conjuguées respectives selon la réaction suivante :
L’acide monoprotique HA et la base monobasique B sont ce que nous appellerions respectivement un acide et une base normaux. Cela signifie que tout acide tel que HCl ou HNO 3 est un acide normal et que toute base telle que NaOH ou NH 3 serait un exemple de base normale.
Si l’on considère maintenant un acide tel que l’acide sulfurique (H 2 SO 4 ) qui est diprotique, la réaction avec une base normale serait :
Comme on peut le voir, chaque mole de cet acide est « équivalente » à 2 moles d’un acide normal , puisqu’il consomme deux moles d’une base normale. On dit donc que le nombre d’équivalents par mole d’acide sulfurique est 2 (ω=2 eq/mol). Pour cette raison, une solution 0,1 molaire de H 2 SO 4 est équivalente à une solution 0,2 molaire d’un acide normal, on dit donc que la normalité de ladite solution est de 0,2.
En d’autres termes, nous pouvons redéfinir le concept de normalité comme la concentration molaire équivalente qu’un réactif normal aurait en participant au même type de réaction chimique que le soluté .
Les réactions acide-base ne sont qu’un exemple d’une réaction chimique typique. Il y a d’autres réactions et pour chacune d’elles il y a une façon particulière de définir le réactif normal (c’est-à-dire de définir ω). Le tableau suivant montre comment ω est déterminé pour chaque type de soluté, selon la réaction dans laquelle il sera impliqué :
| type de réaction chimique | type de réactif | Nombre d’équivalents par mole (ω) |
| Réactions de métathèse du sel | sels ioniques | ω est donné par le nombre total de charges positives ou négatives dans le sel neutre (les deux nombres sont identiques). Il se calcule en multipliant le nombre de cations par leur charge ou le nombre d’anions par la leur. |
| Réactions acido-basiques | acides | ω est donné par le nombre d’hydrogènes qui cèdent dans la réaction. |
| Socles | ω est donné par le nombre d’hydrogènes qu’il peut capter | |
| Réactions redox | agents oxydants | ω est donné par le nombre d’électrons capturés par chaque molécule d’agent oxydant dans la demi-réaction de réduction équilibrée. |
| les agents réducteurs | ω est donné par le nombre d’électrons que chaque molécule d’agent réducteur cède dans la demi-réaction d’oxydation équilibrée. | |
| Solutés qui ne participent pas aux réactions | ——- | ω vaut 1eq/mol |
Quand utilise-t-on la normalité ?
La normalité est principalement utilisée dans les situations impliquant des réactions chimiques en solution, car elles facilitent les calculs stoechiométriques sans qu’il soit nécessaire d’écrire des réactions chimiques équilibrées ou équilibrées.
En raison de la façon dont le nombre d’équivalents par mole est défini, le nombre d’équivalents d’un réactif sera toujours égal au nombre d’équivalents de l’autre lorsqu’ils réagissent dans des rapports stoechiométriques.
Comme le nombre d’équivalents peut être trouvé facilement à partir de la normalité et du volume de solution, on peut effectuer des calculs stoechiométriques très rapidement sans se soucier des détails de la réaction.
Ceci est particulièrement pratique dans les titrages ou titrages volumétriques, car, au point d’équivalence du titrage, il sera toujours vrai que :
Et en substituant les équivalents par le produit de la normalité par le volume, on obtient :
Comment calculer la normalité à partir d’autres unités de concentration
Molarité de départ (M)
La conversion entre molarité et normalité est très simple, puisque la seconde est toujours un multiple entier de la première comme indiqué ci-dessous :
Si nous connaissons la molarité d’une solution, nous pouvons calculer ses différentes normalités simplement en multipliant la molarité par le nombre respectif d’équivalents par mole, ω.
Du pourcentage m/V (%m/V)
Le pourcentage masse -volume indique la masse en grammes de soluté qui est pour 100 mL de solution. Compte tenu de cela, la normalité, en termes de pourcentage masse-volume, est :
Dans cette équation, le facteur 10 provient du facteur de conversion de mL en L (1000) et 100 % de la formule de pourcentage. Pour assurer la cohérence des unités, le pourcentage doit être donné en unités de g/mL et le facteur 10 doit être donné en ml/L.
Du pourcentage m/m (%m/m)
La seule différence entre convertir le %m/V en normalité et convertir le %m/m est qu’il faut multiplier par la densité de la solution pour pouvoir transformer les 100 g de solution (du %m/m) en volume. Après avoir réarrangé l’équation et effectué toutes les transformations, la formule reste :
où tous les facteurs ont la même signification que précédemment et d solution est la densité de la solution en g/mL.
Étapes pour calculer la normalité
Étape 1 : Obtenir les données nécessaires
Dans cette étape, nous analysons les données dont nous disposons sur la solution, le soluté ou le solvant. Cela peut inclure des masses, un nombre d’équivalents, des volumes, des densités ou d’autres unités de concentration.
Étape 2 : Sélectionnez la formule appropriée
Une fois que nous connaissons les données dont nous disposons, nous pouvons sélectionner les formules que nous utiliserons. Par exemple, si nous connaissons le volume de la solution et le nombre d’équivalents, nous utilisons la première formule, mais si nous connaissons le pourcentage m/m et la densité, nous utilisons la seconde.
Étape 3 : Analysez le soluté pour déterminer ω
Cela implique d’abord de déterminer le type de réaction auquel le soluté participera pour voir s’il sera attribué ω en tant que sel, acide, base ou agent oxydant ou réducteur. Il existe des cas où le même composé peut réagir de différentes manières. Par exemple, le dichromate de potassium (K 2 Cr 2 O 7 ) est à la fois un sel basique et un agent oxydant, il pourrait donc être attribué ω comme s’il s’agissait d’une base, d’un sel ou d’un agent oxydant.
CONSEIL : Si vous n’avez pas d’informations sur son utilisation, la règle générale est que les sels sont toujours traités comme des sels, même s’il s’agit d’acides, de bases, d’agents oxydants ou réducteurs. Il en va de même pour les solutés moléculaires (non ioniques), auquel cas ω = 1 est pris.
Étape 4 : Appliquer la formule
Ayant ω et toutes les autres informations, il ne reste plus qu’à appliquer la formule. Le seul détail à prendre en compte est que nous devons nous assurer que nous avons toutes les variables dans les bonnes unités afin que nos calculs soient cohérents.
Exemples de calcul de normalité
Exemple 1
Déterminer la normalité d’une solution préparée en dissolvant 350 mg de sulfate de sodium (Na 2 SO 4 ) dans 150 mL de solution.
SOLUTION:
Étapes 1 et 2 : Dans ce cas, nous avons la masse du soluté (350 mg) et le volume de la solution (150 mL), nous utiliserons donc l’équation 3 :
De plus, en utilisant les masses atomiques de sodium, de soufre et d’oxygène, la masse molaire du sel est déterminée à 142 g/mol.
Étape 3 : Le sulfate de sodium est un sel composé de deux cations Na + et d’un anion SO 4 2- . Donc, ω dans ce cas vaut 2x(1)=1x(2)=2 eq/mol.
Etape 4 : Enfin, les données sont substituées, les transformations en grammes et litres sont effectuées et la normalité est calculée :
Par conséquent, la solution a une concentration normale de sulfate de sodium de 0,0329.
Exemple 2
Déterminer la normalité d’une solution préparée en diluant 10 ml d’une solution d’acide phosphorique concentré à 25 % m/v jusqu’à un volume final de 250 ml.
SOLUTION:
Étapes 1 et 2 : Dans ce cas, vous commencez avec une solution concentrée qui est diluée. On peut calculer la normalité de la première solution puis calculer la normalité de la solution diluée, ou effectuer la dilution d’abord et la conversion à la normalité plus tard. Dans cet exemple, nous procéderons de la dernière manière.
Puisqu’il s’agit d’une dilution, la formule de dilution est appliquée, qui est :
D’où s’efface la concentration de la solution diluée, qui est celle qui nous intéresse :
Nous avons également besoin de la masse molaire du soluté (H 3 PO 4 ) qui est de 98,0 g/mol. Avec ceux-ci, nous pouvons calculer la normalité en utilisant la formule de l’équation 5 :
Étape 3 : L’acide phosphorique est un acide, donc ω est donné par le nombre de protons ionisables qu’il contient. Puisqu’il s’agit d’un acide triprotique, alors ω = 3 eq/mol.
Étape 4 : Nous appliquons la formule :
Par conséquent, la solution diluée a une concentration normale de 0,306 d’acide phosphorique.
Exemple 3
Déterminer la normalité d’une solution 0,05 molaire d’ions Ca 2+ .
SOLUTION:
Il s’agit d’un cas particulier et considérablement courant, car ce qui compte souvent, c’est la concentration d’un ion particulier et non celle d’un sel complet. Lorsque cela se produit, tout se fait de la même manière, sauf que le nombre d’équivalents par mole est simplement considéré comme étant la charge de l’ion, dans ce cas 2.
Puisque dans ce cas la molarité est connue, alors nous utilisons l’équation 4 :
Enfin, la solution a une concentration normale de 0,1 en ions calcium.
Les références
Chang, R., & Goldsby, K. (2013). Chimie (11e éd.). McGraw-Hill Interamericana de España SL
Normalité . (2020, 12 juin). Serveur d’Alicante. https://glosarios.servidor-alicante.com/quimica/normalidad
quimicas.net. (s.d.). Exemples de normalité . https://www.quimicas.net/2015/05/ejemlos-de-normalidad.html
UNAM CCH « Est ». (2019, 23 septembre). Concentration normale . Slideshare. https://es.slideshare.net/Amon_Ra_C/concentration-normale
