En química , el peso equivalente (también conocido como equivalente en gramos [1] o masa equivalente ) es la masa de un equivalente , es decir, la masa de una sustancia dada que se combinará con o desplazará una cantidad fija de otra sustancia. El peso equivalente de un elemento es la masa que se combina con o desplaza 1,008 gramos de hidrógeno u 8,0 gramos de oxígeno o 35,5 gramos de cloro.
El peso equivalente de un elemento es la masa de un mol del elemento dividida por la valencia del elemento . Es decir, en gramos, el peso atómico del elemento dividido por la valencia habitual. [2] Por ejemplo, el peso equivalente del oxígeno es 16,0/2 = 8,0 gramos.
Para las reacciones ácido-base , el peso equivalente de un ácido o una base es la masa que suministra o reacciona con un mol de cationes hidrógeno ( H+
). En las reacciones redox , el peso equivalente de cada reactivo suministra o reacciona con un mol de electrones (e − ) en una reacción redox . [3]
El peso equivalente tiene como unidades la masa, a diferencia del peso atómico , que ahora se utiliza como sinónimo de masa atómica relativa y es adimensional . Los pesos equivalentes se determinaban originalmente mediante experimentos, pero (en la medida en que todavía se utilizan) ahora se derivan de las masas molares . El peso equivalente de un compuesto también se puede calcular dividiendo la masa molecular por el número de cargas eléctricas positivas o negativas que resultan de la disolución del compuesto.
Los primeros pesos equivalentes fueron publicados para ácidos y bases por Carl Friedrich Wenzel en 1777. [4] Un conjunto más grande de tablas fue preparado, posiblemente de forma independiente, por Jeremias Benjamin Richter , a partir de 1792. [5] Sin embargo, ni Wenzel ni Richter tenían un único punto de referencia para sus tablas, por lo que tuvieron que publicar tablas separadas para cada par de ácido y base. [6]
La primera tabla de pesos atómicos de John Dalton (1808) sugería un punto de referencia, al menos para los elementos : tomar el peso equivalente del hidrógeno como una unidad de masa. [7] Sin embargo, la teoría atómica de Dalton estaba lejos de ser aceptada universalmente a principios del siglo XIX. Uno de los mayores problemas era la reacción del hidrógeno con el oxígeno para producir agua . Un gramo de hidrógeno reacciona con ocho gramos de oxígeno para producir nueve gramos de agua, por lo que el peso equivalente del oxígeno se definió como ocho gramos. Dado que Dalton supuso (incorrectamente) que una molécula de agua consistía en un átomo de hidrógeno y uno de oxígeno, esto implicaría un peso atómico del oxígeno igual a ocho. Sin embargo, expresando la reacción en términos de volúmenes de gas siguiendo la ley de Gay-Lussac de combinación de volúmenes de gas, dos volúmenes de hidrógeno reaccionan con un volumen de oxígeno para producir dos volúmenes de agua, lo que sugiere (correctamente) que el peso atómico del oxígeno es dieciséis. [6] El trabajo de Charles Frédéric Gerhardt (1816-1856), Henri Victor Regnault (1810-1878) y Stanislao Cannizzaro (1826-1910) ayudó a racionalizar esta y muchas paradojas similares, [6] pero el problema todavía fue tema de debate en el Congreso de Karlsruhe (1860). [8]
Sin embargo, muchos químicos encontraron que los pesos equivalentes eran una herramienta útil incluso si no suscribían la teoría atómica . Los pesos equivalentes fueron una generalización útil de la ley de proporciones definidas de Joseph Proust (1794) que permitió que la química se convirtiera en una ciencia cuantitativa. El químico francés Jean-Baptiste Dumas (1800-1884) se convirtió en uno de los oponentes más influyentes de la teoría atómica, después de haberla adoptado anteriormente en su carrera, pero fue un firme partidario de los pesos equivalentes.
En la medida en que las tablas atómicas han sido elaboradas en parte siguiendo las leyes de Wenzel y Richter, en parte por simples especulaciones, han dejado muchas dudas en los mejores espíritus. Para escapar de este problema se ha intentado deducir los pesos atómicos a partir de la densidad de los elementos en estado de vapor , de su calor específico , de su forma cristalina . Pero no hay que olvidar que el valor de las cifras deducidas de estas propiedades no es en absoluto absoluto... En resumen, ¿qué nos queda de esta ambiciosa excursión que nos hemos permitido en el reino de los átomos? Nada, nada necesario al menos. Lo que nos queda es la convicción de que la química se ha perdido allí, como siempre ocurre cuando abandona la experiencia, ha intentado caminar sin guía por las sombras. Con la experiencia como guía, se encuentran los equivalentes de Wenzel, los equivalentes de Mitscherlich , que no son otra cosa que grupos moleculares. Si tuviera el poder, borraría la palabra "átomo" de la ciencia, convencido de que sobrepasa la evidencia del experimento; y, en química, nunca debemos sobrepasar la evidencia del experimento.
— Jean-Baptiste Dumas , conferencia en el Collège de France , 1843/44 [6]
Los pesos equivalentes no estaban exentos de problemas. Para empezar, la escala basada en el hidrógeno no era especialmente práctica, ya que la mayoría de los elementos no reaccionan directamente con el hidrógeno para formar compuestos simples. Sin embargo, un gramo de hidrógeno reacciona con 8 gramos de oxígeno para dar agua o con 35,5 gramos de cloro para dar cloruro de hidrógeno : por lo tanto, 8 gramos de oxígeno y 35,5 gramos de cloro pueden considerarse equivalentes a un gramo de hidrógeno para la medición de pesos equivalentes. Este sistema se puede ampliar aún más mediante diferentes ácidos y bases. [6]
Mucho más grave era el problema de los elementos que forman más de un óxido o serie de sales , que tienen (en la terminología actual) diferentes estados de oxidación . El cobre reaccionará con el oxígeno para formar óxido cuproso rojo ladrillo ( óxido de cobre (I) , con 63,5 g de cobre por 8 g de oxígeno) u óxido cúprico negro ( óxido de cobre (II) , con 32,7 g de cobre por 8 g de oxígeno), y por lo tanto tiene dos pesos equivalentes. Los partidarios de los pesos atómicos podían recurrir a la ley de Dulong-Petit (1819), que relaciona el peso atómico de un elemento sólido con su capacidad calorífica específica , para llegar a un conjunto único e inequívoco de pesos atómicos. [6] La mayoría de los partidarios de los pesos equivalentes, que incluían a la gran mayoría de los químicos antes de 1860, simplemente ignoraron el hecho inconveniente de que la mayoría de los elementos exhibían múltiples pesos equivalentes. En lugar de ello, estos químicos habían establecido una lista de lo que se denominaba universalmente "equivalentes" (H = 1, O = 8, C = 6, S = 16, Cl = 35,5, Na = 23, Ca = 20, etc.). Sin embargo, estos "equivalentes" del siglo XIX no eran equivalentes en el sentido original o moderno del término. Puesto que representaban números adimensionales que para cualquier elemento dado eran únicos e inmutables, en realidad eran simplemente un conjunto alternativo de pesos atómicos, en el que los elementos de valencia par tienen pesos atómicos la mitad de los valores modernos. Este hecho no se reconoció hasta mucho más tarde. [9]
El golpe de gracia definitivo para el uso de pesos equivalentes para los elementos fue la presentación de la tabla periódica por parte de Dmitri Mendeleev en 1869, en la que relacionaba las propiedades químicas de los elementos con el orden aproximado de sus pesos atómicos. Sin embargo, los pesos equivalentes continuaron utilizándose para muchos compuestos durante otros cien años, en particular en química analítica . Los pesos equivalentes de reactivos comunes podían tabularse, simplificando los cálculos analíticos en los días anteriores a la disponibilidad generalizada de calculadoras electrónicas : dichas tablas eran habituales en los libros de texto de química analítica.
El uso de pesos equivalentes en química general ha sido reemplazado en gran medida por el uso de masas molares . Los pesos equivalentes se pueden calcular a partir de masas molares si se conoce bien la química de la sustancia:
Históricamente, los pesos equivalentes de los elementos se determinaban a menudo estudiando sus reacciones con el oxígeno. Por ejemplo, 50 g de cinc reaccionarán con el oxígeno para producir 62,24 g de óxido de cinc , lo que implica que el cinc ha reaccionado con 12,24 g de oxígeno (según la Ley de conservación de la masa ): el peso equivalente del cinc es la masa que reaccionará con ocho gramos de oxígeno, por lo tanto, 50 g × 8 g/12,24 g = 32,7 g.
Algunos libros de texto de química general contemporáneos no mencionan pesos equivalentes. [10] Otros explican el tema, pero señalan que es simplemente un método alternativo para hacer cálculos utilizando moles. [11]
Al elegir estándares primarios en química analítica , los compuestos con pesos equivalentes más altos son generalmente más deseables porque se reducen los errores de pesaje. Un ejemplo es la estandarización volumétrica de una solución de hidróxido de sodio que se ha preparado a aproximadamente 0,1 mol dm −3 . Es necesario calcular la masa de un ácido sólido que reaccionará con aproximadamente 20 cm 3 de esta solución (para una titulación utilizando una bureta de 25 cm 3 ): los ácidos sólidos adecuados incluyen ácido oxálico dihidrato , ftalato ácido de potasio e yodato ácido de potasio . Los pesos equivalentes de los tres ácidos son 63,04 g, 204,23 g y 389,92 g respectivamente, y las masas requeridas para la estandarización son 126,1 mg, 408,5 mg y 779,8 mg respectivamente. Dado que la incertidumbre de medición en la masa medida en una balanza analítica estándar es de ±0,1 mg, la incertidumbre relativa en la masa del ácido oxálico dihidrato sería de aproximadamente una parte en mil, similar a la incertidumbre de medición en la medición del volumen en la titulación. [12] Sin embargo, la incertidumbre de medición en la masa del yodato de hidrógeno de potasio sería cinco veces menor, porque su peso equivalente es cinco veces mayor: tal incertidumbre en la masa medida es insignificante en comparación con la incertidumbre en el volumen medido durante la titulación (ver el ejemplo a continuación).
Como ejemplo, supongamos que 22,45 ± 0,03 cm 3 de la solución de hidróxido de sodio reaccionan con 781,4 ± 0,1 mg de yodato de hidrógeno de potasio. Como el peso equivalente del yodato de hidrógeno de potasio es 389,92 g, la masa medida es 2,004 miliequivalentes. Por lo tanto, la concentración de la solución de hidróxido de sodio es 2,004 meq/0,02245 L = 89,3 meq/L. En química analítica, una solución de cualquier sustancia que contiene un equivalente por litro se conoce como solución normal (abreviada N ), por lo que la solución de hidróxido de sodio de ejemplo sería 0,0893 N. [3] [13] La incertidumbre relativa ( u r ) en la concentración medida se puede estimar asumiendo una distribución gaussiana de las incertidumbres de medición :
Esta solución de hidróxido de sodio se puede utilizar para medir el peso equivalente de un ácido desconocido. Por ejemplo, si se necesitan 13,20 ± 0,03 cm 3 de solución de hidróxido de sodio para neutralizar 61,3 ± 0,1 mg de un ácido desconocido, el peso equivalente del ácido es:
Como cada mol de ácido sólo puede liberar un número entero de moles de iones de hidrógeno, la masa molar del ácido desconocido debe ser un múltiplo entero de 52,0 ± 0,1 g.
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El término “peso equivalente” tenía un significado distinto en el análisis gravimétrico : significaba la masa del precipitado producido a partir de un gramo de analito (la especie de interés). Las diferentes definiciones surgieron de la práctica de citar los resultados gravimétricos como fracciones de masa del analito, a menudo expresadas como un porcentaje . Un término relacionado era el factor de equivalencia, un gramo dividido por el peso equivalente, que era el factor numérico por el cual la masa del precipitado debía multiplicarse para obtener la masa del analito.
Por ejemplo, en la determinación gravimétrica de níquel , la masa molar del precipitado bis( dimetilglioximato )níquel [Ni(dmgH) 2 ] es 288,915(7) g mol −1 , mientras que la masa molar del níquel es 58,6934(2) g mol −1 : por lo tanto, 288,915(7)/58,6934(2) = 4,9224(1) gramos de precipitado de [Ni(dmgH) 2 ] es equivalente a un gramo de níquel y el factor de equivalencia es 0,203151(5). Por ejemplo, 215,3 ± 0,1 mg de precipitado de [Ni(dmgH) 2 ] equivalen a (215,3 ± 0,1 mg) × 0,203151(5) = 43,74 ± 0,2 mg de níquel: si el tamaño de la muestra original era 5,346 ± 0,001 g, el contenido de níquel en la muestra original sería 0,8182 ± 0,0004%.
El análisis gravimétrico es uno de los métodos más precisos de análisis químico, pero requiere mucho tiempo y trabajo. Ha sido reemplazado en gran medida por otras técnicas como la espectroscopia de absorción atómica , en la que la masa del analito se lee a partir de una curva de calibración .
En la química de polímeros , el peso equivalente de un polímero reactivo es la masa del polímero que tiene un equivalente de reactividad (a menudo, la masa del polímero que corresponde a un mol de grupos reactivos de la cadena lateral). Se utiliza ampliamente para indicar la reactividad de las resinas termoendurecibles de poliol , isocianato o epoxi que sufrirían reacciones de reticulación a través de esos grupos funcionales.
Es particularmente importante para los polímeros de intercambio iónico (también llamados resinas de intercambio iónico): un equivalente de un polímero de intercambio iónico intercambiará un mol de iones con carga simple, pero solo medio mol de iones con carga doble. [14]
Sin embargo, dada la disminución del uso del término "peso equivalente" en el resto de la química, se ha vuelto más habitual expresar la reactividad de un polímero como el inverso del peso equivalente, es decir en unidades de mmol/g o meq/g. [15]
{{cite web}}: CS1 maint: archived copy as title (link)pueda realizar con pesos equivalentes y normalidad también se puede realizar mediante el método del mol utilizando la molaridad.