Sådan beregnes ækvivalent vægt

Når kemikalier kombineres, gør de det i kendte, faste proportioner. Selvom du aldrig selv har formelt arbejdet med kemikalier, har du sandsynligvis set din andel af kemiske reaktioner skrevet ud og ved, at de vises i et forudsigeligt format. Overvej f.eks. Reaktionen mellem svovlsyre og hydroxidion for at producere vand og sulfation:

H₂SÅ₄ + 2OH⁻ → 2H₂O + SO₄²⁻

Tallene foran molekylerne, koefficienterne, viser antallet af hver reaktant og produktmolekyle i forhold til hinanden; abonnementerne i forbindelserne viser, hvor mange atomer af hver type der er i et givet molekyle. Disse tal er altid heltal, ikke brøktal som 4.24 eller 1.3. Men hvad repræsenterer de?

Begrebet ækvivalent vægt giver dig mulighed for at udforske det faktum, at atomer kombineres for at danne molekyler i faste antal forhold, ikke masseforhold. Det vil sige, mens elementmasser adskiller sig, når det kommer til binding med andre atomer, antal atomer, udtrykt i mol, er den afgørende faktor for, hvor meget af et givet element eller en forbindelse vil reagere med en given masse af en anden.

Én mol af et stof er defineret som 6,02 × 10²³ individuelle partikler (atomer eller molekyler) af stoffet. (Dette er tilfældigvis det nøjagtige antal atomer i 12 gram kulstof.) Når du bevæger dig fra venstre til højre og nedad på det periodiske system, massen af ​​en mol af et givet element eller dets molekylær vægt (MW), er angivet i det tilsvarende felt for dette element, normalt i midten nederst.

Et eksempel hjælper med at forstå denne definition. Hvis du har et vandmolekyle, kan H₂O, du kan se, at to H-atomer reagerer med et O-atom for at danne denne forbindelse. Men fordi MW for H er ca. 1,0 og end for O er 16,0, kan du se, at molekylet indeholder 2 (1) = 2 massedele af H for hver (1) (16) = 16 massedele af O. Således består kun 2/18 = 11/1 procent af vandmassen af ​​H, mens 16/198 = 88,9 procent består af O.

Den ækvivalente vægt kan betragtes som vægten (eller massen, for at være præcis) af et stof, der vil indeholde en enkelt reaktiv proton (eller hydrogenion, H⁺) eller en enkelt reaktiv hydroxidion (-OH⁻). Den tidligere sag gælder for syrer, som er protondonorer, mens det andet gælder for baser, som er protonacceptorer.

Grunden til, at begrebet ækvivalent vægt er nødvendig, er, at nogle forbindelser kan donere eller acceptere mere end en proton, hvilket betyder, at stoffet for hver tilstedeværende mol faktisk er dobbelt reaktivt.

Det generelle antal ækvivalenter er

E = MW / opladningsnummer

Hvor MW er molekylvægten af ​​forbindelsen, og ladetallet er antallet af proton- eller hydroxidækvivalenter, som forbindelsen indeholder. Eksempler med forskellige syrer og baser hjælper med at illustrere, hvordan dette fungerer i praksis.

Tag eksemplet med svovlsyre ovenfra:

H₂SÅ₄ + 2OH⁻ → 2H₂O + SO₄²⁻

Du kan beregne syrenes MW ved at henvise til et periodisk system for at få MW for hvert element og tilføje 2 (1) + (32) + 4 (16) = 98,0.

Bemærk, at denne syre kan donere to protoner, da sulfationen efterlades med en ladning på -2. Dette er den ækvivalente vægt 98,0 / 2 = 49,0.

For en base er ræsonnementet det samme. Ammoniumhydroxid kan acceptere en proton i opløsning for at blive en ammoniumion:

NH₄OH + H⁺ = H₂O + NH₄⁺

MW for ammoniumhydroxid er (14) + (4) (1) + (16) + 1 = 35,0. Da kun én gang proton er forbrugt, er E for denne forbindelse 35,0 / 1 = 35,0.

• EN gram ækvivalent (geq) er antallet af tilstedeværende gram stof divideret med dets ækvivalente vægt. Det kan også udtrykkes som antallet af ladningselementer indeholdt gange antallet af mol n.

Se ressourcerne for et websted, der giver dig mulighed for automatisk at beregne E for forskellige molekylvægte og lad kombinationer, eller løse en hvilken som helst værdi givet de to andre for enhver forbindelse, du kan komme op med.