Quantité HNO3 et H2PO4 pour neutraliser HCO3 selon % acide

[invite008634fb]

Bonjour à tous,

Nouveau sur ce forum et non expert chimiste, je suis en train de créer un programme de calcul de solution nutritives et j'ai un petit souci au niveau de la neutralisation des bicarbonates:


1:
Explication du but de mon calcul:
J'ai une quantité de bicarbonates HCO3- en mg/l à neutraliser.
Ensuite je doit calculer la quantité de NO3 ou de H3PO4 en mmol/l que cela a apporté.

Voici le calcul dont je ne suis pas vraiment sur pour le HNO3 38 % par exemple:
(mg de HCO3 à neutraliser /l de solution ) / (masse molaire de HCO3) = mmol de HCO3 à neutraliser /l de solution = mmol HNO3 à apporter /l de solution
(mmol HNO3 à apporter /l de solution) * (masse molaire de HNO3) = mg HNO3 pur à apporter /l de solution
(mg HNO3 pur à apporter /l de solution) / (masse volumique de HNO3 38%) = ml de HNO3 38% à apporter /l de solution
(mg HNO3 pur à apporter /l de solution) / (masse molaire de HNO3 38%) = mmol de NO3 apporté / l de solution

Ce calcul vous parrait-il juste?


2:
Travaillant avec de l'acide phosphorique et nitrique je recherche un lien avec les différentes masses volumiques selon les concentrations d'acide (J'ai trouvé sur wikipedia mais seulement à la dizaine de % près):
HNO3 38%, HNO3 53%, HNO3 62%
H3PO4 38%, H3PO4 75%, H3PO4 82%, H3PO4 85%

Connaissez vous un site où je peux trouver ces valeurs?


Je vous remercie d'avance pour votre aide
Benoît
-----

[invite008634fb]

Re-bonjour,
Après réflexion, j'ai essayé 3 autres méthodes des calcul; sans savoir laquelle est la bonne:

Méthode n°2: Si le % acide s'exprime en rapport de volume(??)
Voici le calcul dont je ne suis pas vraiment sur pour le HNO3 38 % par exemple:
(mg de HCO3 à neutraliser /l de solution ) / (masse molaire de HCO3) = mmol de HCO3 à neutraliser /l de solution = mmol HNO3 à apporter /l de solution
(mmol HNO3 pur à apporter /l de solution) * (masse molaire de HNO3) = mg HNO3 pur à apporter /l de solution
(mg HNO3 pur à apporter /l de solution) / (masse volumique de HNO3 pur) = ml de HNO3 pur à apporter /l de solution
(ml de HNO3 pur à apporter /l de solution) / (% acide) = ml de HNO3 38% à apporter /l de solution


Méthode n°3: Si le % acide s'exprime en rapport de masse (??)
Voici le calcul dont je ne suis pas vraiment sur pour le HNO3 38 % par exemple:
(mg de HCO3 à neutraliser /l de solution ) / (masse molaire de HCO3) = mmol de HCO3 à neutraliser /l de solution = mmol HNO3 à apporter /l de solution
(mg HNO3 pur à apporter /l de solution) / (% acide) = mg HNO3 38% à apporter /l de solution
(mg HNO3 38% à apporter /l de solution) / (masse molaire HNO3 38%) = ml de HNO3 38% à apporter /l de solution


Méthode n°4: Si le % acide s'exprime en rapport de moles
(mg de HCO3 à neutraliser /l de solution ) / (masse molaire de HCO3) = mmol de HCO3 à neutraliser /l de solution = mmol HNO3 à apporter /l de solution
(mmol HNO3 à apporter /l de solution) / (Molarité (mol/l) de HNO3 38%) = ml de HNO3 38% à apporter /l de solution

Benoît

[moco]

Ta demande est incompréhensible.
Tu commences par dire que tu veux neutraliser les bicarbonates. Qu'entends-tu par là ?. On ne peut pas neutraliser quelque chose qui est déjà neutre (ou peu s'en faut). Et tu ne dis pas avec quoi tu veux faire cette neutralisation.
Tu dis ensuite que cette opération a apporté des nitrates et de l'acide phosphorique. Cela ne veut rien dire. Une neutralisation n'apporte ni nitrates ni acide phosphorique. A la limite elle consomme de l'acide, mais elle n'en produit pas.

Reprends tout depuis le début, et explique-nous simplement ce que tu veux faire. Est-ce que tes bicarbonates sont dans une poudre ou dans une solution, voire dans l'eau courante ? Est-ce que tes échantillons contiennent encore autre chose que des bicarbonates ? Comment mesures-tu la teneur en bicarbonate de tes échantillons ?

[invite008634fb]

Les bicarbonates se trouvent dans de l'eau
Je veux faire baisser le pH de mon eau de forage qui est très chargée en bicarbonates (l'analyse donne un résultat de 300 mg/l de bicarbonates)
Je veut faire réagir 250 mg/l de bicarbonates avec de l'acide nitrique (je maintient 50 mg/l de bicarbonates dans l'eau comme tampon)
Je cherche donc à calculer le volume d'acide nitrique que je dois verser pour réagir avec ces 250 mg de bicarbonates. Et ceci en fonction de la concentration de l'acide nitrique.
Une fois ce volume d'acide nitrique calculé, je dois le convertir en mmol de nitrates: pour connaitre la quantité de NO3 que j'ai rajouté dans mon eau.

[A voir en vidéo sur Futura]

[moco]

Eh bien voilà qui est plus clair. Que ne le disais-tu plus tôt ?
Si tu veux détruire 250 mg de HCO₃^- par litre, cela correspond à 0.250 mg/61 mol/L = 4.1 millimole/L.
Il te faudra rajouter à chaque litre de ton eau 6.1 mmol d'acide nitrique, donc 6.1·63 mg = 384 mg d'acide nitrique.
Or tu disposes d'une solution d'acide à 38% ou à 53% d'acide en masse (c'est toujours en masse qu'on s'exprime)
Tu devras donc prélever 0.384 g/0.38 = 1.01 g d'acide à 38%
ou encore : 0.384 g/0.53 = 0.72 g d'acide à 53%

Et si cela t'embête de devoir peser des quantités de solution d'acide, tu pourrais envisager d'utiliser le volume correspondant. C'est plus facile d'emploi. Dans ce cas, il te faut connaître les masses volumiques de ces acides. Selon le Handbook of Chemistry, l'acide nitrique à 38% a une masse volumique de 1.2393 g/mL, et celui à 53% de 1.335 g/mL. Donc les volumes correspondants aux masses précédentes sont :
Pour 1.01 g d'acide à 38%, le volume est : 1.01 g/1.24 g/mL = 0.815 mL
Pour 0.72 g d'acide à 53%, le volume est : 0.72 g/1,335 g/mL = 0.54 mL

[invite008634fb]

Super,
Je vous remercie beaucoups. Je vais potasser tout ça.
Je suis pas très loin de chez vous: je viens de vers Bern..
Salutations
Benoît