Calcul de normalité

[invited1c5d77b]

Bonsoir,

Je viens de trouver cet exercice sur internet et je me pose plusieurs questions à propos de leur correction...

Calculer la normalité d'une solution d'acide phosphorique qui contient :

a. 98 g de soluté par 500 mL solution

b. 0,2 équivalent- gramme de soluté par 50 ml solution

c. 6 moles de soluté par 3000 cm3 de solution.

Correction:

L'acide phosphorique H3PO4 est un triacide : normalité = 3 fois la molarité.

Masse molaire acide phosphorique M =3+31+4*16 = 98 g/mol.

a. Quantité de matière dan 0,5 L de solution : 98/98 = 1 mol soit 2 mol dans 1 L.

molatité = 2 mol/L ; normalité = 2*2 = 4 N.

b. L'équivalent gramme correspond à la normalité. 0,2 équivalent-gramme dans 0,05 L soit : 0,2/0,05 = 4 N.

c. molatité : 6/3 = 2 mol/L ; normalité 2*2 = 4 N.

Ma question est la suivante : Pourquoi dans les questions a et c, multiplie-t-on la concentration molaire par 2 et non par 3 alors que l'acide phosphorique est un triacide ?

Merci par avance du temps que vous accorderez à ma question
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[moco]

Bonjour,

Dans quelle école en est-on encore à la notion d'équivalent et de normalité ? Il y a au moins 40 ans qu'on a abandonné la notion d'équivalent et de normalité, justement parce que ces grandeurs dépendent de la réaction chimique utilisée. Tout le monde utilise les moles, et s'en tient là. Au moins là, il n'y a pas d'ambiguïté. Tandis qu'avec les équivalents, on se heurte constamment au type de questions que tu te poses. La même solution 1 molaire de H₃PO₄ peut être 1 N, ou 2 N, ou 3 N, selon l'équation chimique décrivant l'usage de ton acide. Cela introduit des problèmes ridicules, qu'on peut toujours éviter avec les moles. Je vais essayer de te montrer le degré de ridicule dont je parle.

Si tu effectues le réaction de neutralisation d'une solution de H₃PO₄ par NaOH avec le bleu de bromocrésol comme indicateur, le changement de couleur de l'indicateur se fait exactement quand le premier H est détruit, donc quand on a terminé la réaction : 1 H₃PO₄ + 1 NaOH --> NaH₂PO₄ + H₂O. Ici le titrage détermine à la fois le nombre de moles et le nombre d'équivalent, à cause de l'identité des coefficients des réactifs, qui sont tous deux égal à 1. Une solution 1 M de H₃PO₄ est donc 1 N, lorsqu'elle est titrée au bleu de bromocrésol.

Par contre si tu neutralises la même solution de H₃PO₄ par NaOH, mais avec l'indicateur thymolphtaléine, il ne se passe rien quand le premier H est détruit. Il faudra ajouter beaucoup plus de NaOH. L'indicateur ne changera de couleur que quand le 2ème H est détruit, donc quand on a fini la réaction : H₃PO₄ + 2 NaOH --> Na₂HPO₄ + 2 H₂O. Il faudra deux fois plus de la même solution de NaOH pour neutraliser la même quantité d'acide. Au niveau des équivalents, on dirait que cette solution de H₃PO₄ est deux fois plus concentrée que tout à l'heure avec le bleu de bromocrésol. La solution 1 M de H₃PO₄ est 2 N, lorsqu'on la titre à la thymolphtaléine. C'est l'horreur, ces équivalents, et la normalité. Avec les moles, c'est plus facile.

Pour finir, toi, tu imaginais qu'on effectue la réaction avec 3 NaOH, pour former Na₃PO₄. On peut le faire, bien sûr. Malheureusement, cette réaction n'est jamais complète, et il n'existe pas d'indicateur permettant de dire quand cette réaction est finie. Donc on n'utilise jamais cette réaction pour faire des titrages.

[gts2]

La normalité n'a pas une définition aussi simple que la molarité, cela dépend de ce qu'on fait de la solution.

Si on dose H3PO4 avec disons de la soude 10-2 mol/L, on aura du mal à atteindre le pH de 12,3 qui est le troisième pKa de l'acide phosphorique.
Donc on ne verra que deux acidités.

[invited1c5d77b]

Merci beaucoup ! ��

[A voir en vidéo sur Futura]