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En chimie, il est courant de travailler avec différentes unités de concentration, et la moralité et la normalité sont deux des plus fréquemment utilisées. D’une part, la molarité est une unité chimique de concentration qui indique le nombre de moles de soluté dans chaque litre de solution . D’autre part, la normalité est également une unité de concentration chimique , mais exprimée en termes de nombre d’équivalents de soluté par litre de solution .
Même si cela n’en a pas l’air, la normalité et la molarité sont étroitement liées, puisque le nombre de moles et d’équivalents le sont également. Cependant, il existe un certain nombre de différences très importantes qui rendent chaque unité plus pratique ou utile pour différentes applications. Pour cette raison, dans cet article, la différence entre molarité et normalité sera abordée, à quoi sert chacune de ces unités de concentration, comment elles sont calculées, comment convertir d’une unité de concentration à l’autre et dans quelles situations il est plus pratique d’utiliser l’un ou l’autre.
molarité
Comme mentionné au début, la molarité est une unité chimique de concentration dans laquelle la quantité de soluté est exprimée en termes de nombre de moles et de volume de la solution en litres. C’est l’une des unités de concentration les plus utilisées puisqu’elle permet de connaître très facilement et rapidement la quantité de soluté présente dans n’importe quel volume de solution.
La molarité est exprimée en unités de mol/L, qui est souvent lue comme « molaire ». Ainsi, une concentration de 0,5 mol/L est généralement lue comme 0,5 molaire.
Formules pour calculer la molarité
La formule qui définit la molarité est :
où n soluté représente le nombre de moles de soluté et V solution représente le volume de la solution exprimé en litres. Cependant, il est très courant de remplacer le nombre de moles par sa formule qui est donnée par la masse divisée par la masse molaire du soluté pour donner la formule suivante :
Quand utiliser la molarité ?
La molarité est une unité de concentration à usage général, ce qui signifie qu’elle fonctionne pour presque toutes les situations impliquant des solutions, tant qu’il n’y a pas de grands changements de température.
Ce dernier est dû au fait que la température peut affecter le volume d’une solution, ce qui fait que la molarité, qui dépend du volume, varie également avec la température. Dans ces cas, il est préférable d’utiliser une autre unité de concentration exprimée en masse ou en quantité de matière, comme la molalité ou les fractions molaires.
Normal
La normalité est aussi une unité de concentration chimique. La principale différence entre la normalité et la molarité est que la première exprime la quantité de soluté en termes de nombre d’équivalents au lieu de moles.
Le gros problème avec la normalité pour la plupart des gens est que, contrairement à la molarité, la même solution peut avoir plus d’une normalité, puisque le concept du nombre d’équivalents dépend de ce à quoi sert le soluté ou de quelle manière quels types de réactions chimiques il participera.
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. Pour calculer la normalité à partir de la masse du soluté, il existe également une formule similaire à celle de la molarité :
Où PE soluté (le poids équivalent du soluté) représente le poids en grammes de 1 équivalent de soluté. Celle-ci est donnée par la masse molaire divisée par un nombre entier qui représente le nombre d’équivalents par mole de la substance, et que nous appellerons ω (la lettre grecque oméga) pour éviter de la confondre avec le vrai nombre d’équivalents (n eq ) .
En combinant cette équation avec la précédente, on obtient :
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 :
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 . Par conséquent, nous disons que le nombre d’équivalents par mole d’acide sulfurique est de 2. Pour cette raison, une solution 0,1 molaire de H 2 SO 4 équivaut à une solution 0,2 molaire d’un acide normal, nous disons donc que la normalité d’un tel une solution vaut 0,2.
En d’autres termes, nous pouvons redéfinir le concept de normalité comme la concentration molaire qu’un réactif normal aurait en participant au même type de réaction chimique que le soluté .
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 impliquant des sels | Vous sortez | 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 | agent d’oxydation | ω est donné par le nombre d’électrons capturés par chaque molécule d’agent oxydant dans la demi-réaction de réduction équilibrée. |
| agent réducteur | ω est donné par le nombre d’électrons cédés par chaque molécule d’agent réducteur dans la demi-réaction d’oxydation équilibrée. | |
| Solutés qui ne participent pas aux réactions | ——- | ω vaut 1eq/mol |
Quand utiliser la normalité ?
Contrairement à la molarité qui est souvent utilisée dans n’importe quel contexte, la normalité est principalement utilisée dans des 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 ajustées.
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 :
Quelque chose de similaire pourrait être fait avec la molarité, mais cela nécessite inévitablement que nous écrivions l’équation chimique et que nous l’ajustions pour obtenir les rapports stoechiométriques nécessaires.
Conversion entre molarité et normalité
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.
Les références
https://www.significados.com/concentracion-quimica/
