Lei de equivalentes

No Gran dicionario explicativo, a palabra equivalente (en latín soa como aequivalens) explícase como algo equivalente, equivalente ou equivalente a outro, que pode substituílo por completo. En química, a lei dos equivalentes (utilizada desde finais do século XVIII, estudada na escola, aplicada por químicos e biólogos de diferentes países en teoría e práctica) establece que todos os produtos químicos entran en reaccións en cantidades proporcionales aos seus equivalentes. A lei foi aberta polo químico alemán IV Richter, cuxas obras descoñécese por moito tempo. No seu traballo de tres volumes, publicado entre 1792 e 1794 baixo o título "Os inicios da estequiometría, ou a forma de medir elementos químicos", o científico demostrou que os produtos químicos reaccionan en proporción estrita. Tamén introduciu un termo como "estequiometría". Agora, esta é unha sección completa da química, que describe a relación de reactivos que entran en interacción química.

Richter foi o primeiro dos seus traballos en citar as ecuacións de reaccións cuantitativas. Son unha entrada condicional que contén información cualitativa e cuantitativa sobre os procesos que ocorren durante a interacción de varios produtos químicos chamados reactivos. Mesmo durante a ciencia alquímica, os científicos utilizaron diferentes símbolos para denotar elementos simples, despois descubríronse fórmulas de complexos (compostos de varios elementos). Pero só o IV Richter (baixo a influencia do seu mestre e filósofo Immanuel Kant, quen afirmou que certas ramas das ciencias naturais conteñen tanto ciencia verdadeira como matemáticos nel) usadas nas fórmulas químicas da tese e no concepto de "estequiometría", describiron as ecuacións cuantitativas da reacción E descubriu a Lei de equivalentes. A fórmula que a expresa pode escribirse: E2 • m1 = E1 • m2. Onde m1 e m2 son as masas de substancias "1" e "2" que reaccionaron, e E1 e E2 son os seus equivalentes químicos.

Para comprender a Lei de equivalentes, é necesario aclarar que o equivalente é unha cantidade condicional ou real dunha sustancia que pode unir catión de hidróxeno en reaccións ácido-base ou un electrón como resultado de reaccións de redución de oxidación. A masa equivalente é a masa dun equivalente. Crese que un equivalente da substancia reacciona (ou se desplaza) con 1 gramo de hidróxeno ou con 8 gramos de osíxeno ou 35,5 gramos de cloro. Na práctica, a cantidade da sustancia no equivalente adoita ter un valor moi pequeno, polo que é habitual expresalo en moles. 1 mol contén un número constante de partículas (átomos, ions ou moléculas), é igual ao número Avagadro: NA = 6,02214179 (30) · 1023. A masa dun mol de sustancia, expresada en gramos, é numéricamente igual á súa masa en unidades atómicas de masa.

Con base na Lei de equivalentes, pódese argumentar que con procedemento de titulación ácido-base segundo a ecuación de reacción: KOH + HCl → KCl + H2O, como resultado da interacción de 1 mol de hidróxido de potasio con 1 mol de ácido clorhídrico, 1 mol de sal, chamado cloruro de potasio, E 1 mole de auga. É dicir, a masa equivalente de hidróxido potásico é igual a E KOH = 39 + 16 + 1 = 56 g, ácido clorhídrico - E HCl = 1 + 35 = 36 g, cloruro potásico - E KCl = 39 + 35 = 74 g, auga - E H2O = 1 • 2 + 16 = 18 g. Para neutralizar completamente 56 g de hidróxido potásico, é necesario 36 g de ácido clorhídrico. O resultado é 74 g de cloruro de potasio e 18 g de auga. Pero como se establece por lei que as masas de substancias que reaccionaron son proporcionales aos seus equivalentes, sabendo a cantidade dun reactivo, pódese calcular o que o segundo reactivo reacciona ou calcula o rendemento do produto.

Por exemplo, ¿canto se obtén o cloruro de potasio se se sabe que 100 g de hidróxido de potasio foi completamente neutralizado por ácido clorhídrico? Usando a lei dos equivalentes, podemos escribir: 56 • mKCl = 74 • 100. Entón mKCl = (74 • 100) / 56 = 132 g. Un ácido clorhídrico para neutralizar 100 hidróxido de potasio requirirá 64 g. Se 100 g de hidróxido de potasio é neutralizado con ácido sulfúrico: 2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O, isto requirirá unha cantidade completamente diferente de ácido. Como se indica cos coeficientes estequiométricos desta reacción, 1 mol de ácido sulfúrico reacciona con 2 moles de hidróxido de potasio e, como resultado, obterase 1 mol de sulfato potásico e 2 moles de auga. Sabendo que as masas das sustancias reaccionadas son proporcionales a masas equivalentes, podemos escribir: 2 • 56 • mH2SO4 = 98 • 100, para neutralizar 100 hidróxido de potasio, mH2SO4 = 88 g de ácido sulfúrico. Neste caso, fórmanse 155 g de sulfato potásico. A cantidade de auga liberada como resultado da neutralización de 100 g de hidróxido potásico por ácido clorhídrico ou sulfúrico será igual e igual a 32 g.

Aplícase a Lei de Química Equivalente (analítica, inorgánica, orgánica, etc.) para o estudo de sustancias e outros experimentos baseados no cálculo do equilibrio de reaccións químicas. Ademais, úsase (para a compilación de saldos materiais) no deseño e operación de plantas de laboratorio, piloto ou industrial destinadas á síntese de produtos químicos. Son empregados constantemente por especialistas en laboratorios químicos, médicos, biolóxicos, sanitarios e epidemiolóxicos, xa que subyace ás fórmulas utilizadas para calcular moitos resultados de proba.