Av Kevin Beck Uppdaterad 30 augusti 2022
Ivan-balvan/iStock/GettyImages
När kemikalier kombineras gör de det i kända, fasta proportioner. Även om du aldrig formellt har arbetat med kemikalier själv, har du förmodligen sett din andel av kemiska reaktioner skrivna ut, och vet att de visas i ett förutsägbart format. Tänk till exempel på reaktionen mellan svavelsyra och hydroxidjon för att producera vatten och sulfatjon:
H2SO4 + 2OH- → 2H2O + SO42-
Siffrorna framför molekylerna, koefficienterna, visar numren på varje reaktant och produktmolekyl i förhållande till varandra; subskripten inom föreningarna visar hur många atomer av varje typ som finns i en given molekyl. Dessa tal är alltid heltal, inte bråktal som 4,24 eller 1,3. Men vad representerar de?
Begreppet ekvivalent vikt låter dig utforska det faktum att atomer kombineras för att bilda molekyler i fasta talförhållanden, inte massförhållanden. Det vill säga, medan elementmassorna skiljer sig, när det gäller bindning med andra atomer, är antalet atomer , uttryckt i mol, är den avgörande faktorn för hur mycket av ett visst element eller förening som kommer att reagera med en given massa av ett annat.
En mol av ett ämne definieras som 6,02 × 1023 enskilda partiklar (atomer eller molekyler) av det ämnet. (Detta råkar vara det exakta antalet atomer i 12 gram kol.) När du rör dig från vänster till höger och nedåt på det periodiska systemet, massan av en mol av ett givet grundämne, eller dess molekylvikt (MW ), anges i motsvarande ruta för det elementet, vanligtvis längst ner i mitten.
Ett exempel hjälper till att förstå denna definition. Om du har en molekyl vatten, H2O, kan du se att två H-atomer reagerar med en O-atom för att bilda denna förening. Men eftersom MW för H är ca 1,0 och än för O är 16,0, kan man se att molekylen innehåller 2(1) =2 massdelar H för varje (1)(16) =16 massdelar O. Alltså endast 2/18 =11/1 procent av massan vatten består av H, medan 16/89 procent består av O.
Ekvivalentvikten kan ses som vikten (eller massan, för att vara exakt) av ett ämne som kommer att innehålla en enda reaktiv proton (eller vätejon, H+) eller en enda reaktiv hydroxidjon (−OH−). Det förra fallet gäller syror , som är protondonatorer, medan den andra gäller baser , som är protonacceptorer.
Anledningen till att konceptet med ekvivalent vikt behövs är att vissa föreningar kan donera eller acceptera mer än en proton, vilket innebär att för varje närvarande mol är ämnet i praktiken dubbelt reaktivt.
Formeln för det allmänna antalet ekvivalenter är
E =MW/laddningsnummer
Där MW är molekylvikten för föreningen och laddningsnummer är antalet proton- eller hydroxidekvivalenter som föreningen innehåller. Exempel med olika syror och baser hjälper till att illustrera hur detta fungerar i praktiken.
Ta exemplet med svavelsyra från ovan:
H2SO4 + 2OH- → 2H2O + SO42-
Du kan beräkna MW för syran genom att hänvisa till ett periodiskt system för att få MW för varje grundämne och lägga till 2(1) + (32) + 4(16) =98,0.
Observera att denna syra kan donera två protoner, eftersom sulfatjonen lämnas med en laddning på -2. Denna ekvivalentvikt är 98,0/2 =49,0.
För en grund är resonemanget detsamma. Ammoniumhydroxid kan acceptera en proton i lösning för att bli en ammoniumjon:
NH4OH + H+ =H2O + NH4+
MW för ammoniumhydroxid är (14) + (4)(1) + (16) + 1 =35,0. Eftersom endast en gång proton förbrukas är E för denna förening 35,0/1 =35,0.
Se Resurserna för en webbplats som låter dig beräkna E automatiskt för olika molekylvikter och laddningskombinationer, eller lösa ett värde med de andra två för alla föreningar du kan komma på.
