Hvordan beregne ekvivalent vekt

Når kjemikalier kombineres, gjør de det i kjente, faste proporsjoner. Selv om du aldri formelt har jobbet med kjemikalier selv, har du sannsynligvis sett din andel av kjemiske reaksjoner skrevet ut, og vet at de vises i et forutsigbart format. Tenk for eksempel på reaksjonen av svovelsyre og hydroksydion for å produsere vann og sulfation:

H₂SÅ₄ + 2OH⁻ → 2H₂O + SO₄²⁻

Tallene foran molekylene, koeffisientene, viser antall hver reaktant og produktmolekyl i forhold til hverandre; abonnementene i forbindelsene viser hvor mange atomer av hver type som er i et gitt molekyl. Disse tallene er alltid heltall, ikke brøktal som 4.24 eller 1.3. Men hva representerer de?

Konseptet av tilsvarende vekt lar deg utforske det faktum at atomer kombineres for å danne molekyler i faste tallforhold, ikke masseforhold. Det vil si at mens elementmassene er forskjellige, når det gjelder binding med andre atomer, antall atomer, uttrykt i mol, er den avgjørende faktoren for hvor mye av et gitt element eller en forbindelse som vil reagere med en gitt masse av en annen.

Én mol av et stoff er definert som 6,02 × 10²³ individuelle partikler (atomer eller molekyler) av stoffet. (Dette er tilfeldigvis det nøyaktige antallet atomer i 12 gram karbon.) Når du beveger deg fra venstre til høyre og nedover på det periodiske systemet, vil massen av en mol av et gitt element, eller dens molekylær vekt (MW), er gitt i den tilsvarende boksen for det elementet, vanligvis i midten nederst.

Et eksempel hjelper deg med å forstå denne definisjonen. Hvis du har ett molekyl vann, H₂O, du kan se at to H-atomer reagerer med ett O-atom for å danne denne forbindelsen. Men fordi MW av H er omtrent 1.0 og enn av O er 16.0, kan du se at molekylet inneholder 2 (1) = 2 massedeler av H for hver (1) (16) = 16 massedeler av O. Dermed består bare 2/18 = 11/1 prosent av vannmassen av H, mens 16/198 = 88,9 prosent består av O.

Den ekvivalente vekten kan betraktes som vekten (eller massen, for å være presis) av et stoff som vil inneholde et enkelt reaktivt proton (eller hydrogenion, H⁺) eller et enkelt reaktivt hydroksidion (−OH⁻). Den første saken gjelder syrer, som er protondonorer, mens det andre gjelder baser, som er protonakseptorer.

Årsaken til at begrepet ekvivalent vekt er nødvendig, er at noen forbindelser kan donere eller akseptere mer enn ett proton, noe som betyr at stoffet for hvert mol er tilstede dobbelt reaktivt.

Det generelle antall ekvivalente formler er

E = MW / ladetall

Hvor MW er molekylvekten til forbindelsen, og ladetallet er antall proton- eller hydroksidekvivalenter forbindelsen inneholder. Eksempler med forskjellige syrer og baser hjelper til med å illustrere hvordan dette fungerer i praksis.

Ta eksemplet med svovelsyre ovenfra:

H₂SÅ₄ + 2OH⁻ → 2H₂O + SO₄²⁻

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

Merk at denne syren kan donere to protoner, ettersom sulfationen sitter igjen med en ladning på -2. Dette tilsvarer vekten 98,0 / 2 = 49,0.

For en base er resonnementet det samme. Ammoniumhydroksid kan akseptere en proton i oppløsning for å bli et ammoniumion:

NH₄OH + H⁺ = H₂O + NH₄⁺

MW for ammoniumhydroksid er (14) + (4) (1) + (16) + 1 = 35,0. Siden bare én gang proton er konsumert, er E for denne forbindelsen 35,0 / 1 = 35,0.

• EN gram ekvivalent (geq) er antall gram tilstedeværende stoff delt på dets likevekt. Det kan også uttrykkes som antall ladningselementer inneholdt ganger antall mol n.

Se ressursene for et nettsted som lar deg automatisk beregne E for forskjellige molekylvekter og lade kombinasjoner, eller løse en hvilken som helst verdi gitt de to andre for en hvilken som helst forbindelse du kan komme opp med.