La normalité est une unité de concentration d’une solution chimique définie comme le gramme équivalent de soluté par litre de solution. La normalité est également appelée concentration équivalente. Il est indiqué par le symbole « N » ou ”eq/L » (équivalents par litre). Pour trouver le poids équivalent en grammes, vous devez savoir combien d’ions hydrogène (H + ou H3O +), d’ions hydroxyde (OH–) ou d’électrons (e–) sont transférés dans une réaction ou vous devez connaître la valence de l’espèce chimique.
L’Union Internationale de Chimie Pure et Appliquée décourage l’utilisation de cette unité, mais vous pouvez la rencontrer en cours de chimie ou en laboratoire, en particulier avec les titrages acido-basiques et les réactions redox. Voici un aperçu des différentes façons de calculer la normalité de la solution, ainsi que des exemples.
Étapes pour résoudre les problèmes de normalité
- Obtenir des informations pour déterminer le nombre d’équivalents formés ou le poids équivalent du soluté ou des réactifs. Habituellement, vous devez connaître la valence, le poids moléculaire et si une substance se dissocie ou se dissout complètement.
- Calculez l’équivalent en gramme du soluté.
- Rappelez-vous que le volume de la solution est en litres.
Formules de normalité
Il existe quelques formules utilisées pour calculer la normalité. Lequel vous utilisez dépend de la situation:
N = M x n
Ici, M est la molarité en moles par litre et n est le nombre d’équivalents produits. Le nombre d’équivalents est un nombre entier pour les réactions acide-base, mais peut être une fraction dans une réaction redox.
N= Nombre d’équivalents-grammes / volume de solution en litres
N = Poids du soluté en grammes /
N= Molarité x Acidité
N = Molarité x Basicité
N1 V1 = N2 V2
Dans un titrage:
- N1= Normalité de la solution acide
- V1 = Volume de la solution acide
- N2 =Normalité de la solution basique
- V23 =Volume de la solution basique
Alternativement, vous pouvez utiliser cette équation pour créer des solutions avec différents volumes:
Normalité Initiale (N1) × Volume Initial (V1) = Normalité de la Solution Finale (N2) ×Volume Final (V2)
Calculer la Normalité à partir de la molarité
Il est facile de calculer la normalité à partir de la molarité pour une solution acide ou basique si vous connaissez le nombre d’ions hydrogène (acide) ou hydroxyde (base) produits. Souvent, vous n’avez pas besoin de sortir la calculatrice.
Par exemple, une solution d’acide chlorhydrique à 2 M (HCl) est également une solution d’HCl à 2 N car chaque molécule d’acide chlorhydrique forme une mole d’ions hydrogène. De même, une solution d’acide sulfurique H2SO4) à 2 M est une solution de H2SO4 à 4 N car chaque molécule d’acide sulfurique produit deux moles d’ions hydrogène. Une solution d’acide phosphorique à 2 M (H3PO4) est une solution d’H3PO4 à 6 N car l’acide phosphorique produit 3 moles d’ions hydrogène. En passant aux bases, une solution de NaOH à 0,05 M est également une solution de NaOH à 0,05 N car l’hydroxyde de sodium produit une mole d’ions hydroxydes.
Parfois, même des problèmes simples nécessitent une calculatrice. Par exemple, trouvons la normalité de 0,0521 M H3PO4.
N = M x n
N =(0.0521 mol /L) (3 eq/ 1mol)
N = 0,156 eq/L = 0,156 N
Gardez à l’esprit que la normalité dépend de l’espèce chimique. Donc, si vous avez un litre d’une solution de H2SO4 à 1 N, cela vous donnera 1 N d’ions hydrogène (H +) dans une réaction acide-base, mais seulement 0,5 N d’ions sulfate (SO4–) dans une réaction de précipitation.
La normalité dépend également de la réaction chimique. Par exemple, trouvons la normalité de 0,1 M H2SO4 (acide sulfurique) pour la réaction:
H2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + 2 H2O
Selon l’équation, 2 moles d’ions H+ (2 équivalents) de l’acide sulfurique réagissent avec l’hydroxyde de sodium (NaOH) pour former du sulfate de sodium (Na2SO4) et de l’eau. En utilisant l’équation:
N= équivalents de molarité x
N = 0,1 x 2
N = 0,2 N
Même si vous recevez des informations supplémentaires (nombre de moles d’hydroxyde de sodium et d’eau), elles n’affectent pas la réponse à ce problème. La normalité dépend du nombre d’ions hydrogène participant à la réaction. Puisque l’acide sulfurique est un acide fort, vous savez qu’il se dissocie complètement en ses ions.
Parfois, tous les ions hydrogène d’un réactif ne participent pas à la réaction. Par exemple, trouvons la normalité de 1,0 M H3AsO4 dans cette réaction:
H3AsO4 + 2 NaOH → Na2HAsO4 + 2 H2O
Si vous regardez la réaction, vous ne voyez que deux des ions hydrogène dans H3AsO4 réagissent avec NaOH pour former le produit. Donc, il y a 2 équivalents et non 3 comme vous pourriez vous y attendre. Vous pouvez trouver la normalité en utilisant l’équation:
N= Molarité x nombre d’équivalents
N = 1,0 x 2
N = 2.0 N
Exemple : Normalité d’une solution saline
Trouvez la normalité de 0,321 g de carbonate de sodium dans une solution de 250 mL.
Tout d’abord, vous devez connaître la formule du carbonate de sodium pour calculer son poids moléculaire et ainsi voir quels ions il forme lorsqu’il se dissout. Le carbonate de sodium est Na2CO3 et son poids moléculaire est de 105,99 g / mol. Lorsqu’il se dissout, il forme deux ions sodium et un ion carbonate. Configurez le problème afin que les unités s’annulent pour donner une réponse en équivalents par litre:
N= (masse en grammes x équivalents) / (volume en litres x poids moléculaire)
Réécriture pour rendre l’annulation unitaire facile à voir:
N= (0,321 g) x (1 mol / 105,99 g) x (2 éq / 1 mol) / 0,250 L
N = 0,0755 éq/L = 0,0755 N
Exemple: Titrage acide-Base
Trouver la concentration normale d’acide citrique lorsque 25,00 mL de solution d’acide citrique est titrée avec 28,12 mL de solution de KOH 0,1718 N.
Pour résoudre ce problème, utilisez la formule:
Na × Va = Nb × Vb
Na × (25,00 mL)= (0,1718 N) (28,12 mL)
Na = (0,1718 N) (28,12 mL) / (25,00 mL)
Na = 0.1932 N
Limites de l’utilisation de la normalité
Il y a des considérations à retenir lors de l’utilisation de la normalité:
- La normalité nécessite toujours un facteur d’équivalence.
- La normalité dépend de la température. Tant que vous faites tous les travaux de laboratoire à la même température (c’est-à-dire à la température ambiante), c’est stable, mais si vous faites bouillir ou réfrigérez une solution, tous les paris sont ouverts. Si vous vous attendez à des changements de température spectaculaires, utilisez une unité différente, comme la molarité ou le pourcentage en masse.
- La normalité dépend de la substance et de la réaction chimique étudiées. Par exemple, si vous calculez la normalité d’un acide par rapport à une certaine base, cela peut être différent si vous changez la base.