Par Kevin Beck Mis à jour le 30 août 2022
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Lorsque des produits chimiques se combinent, ils le font dans des proportions connues et fixes. Même si vous n’avez jamais travaillé vous-même avec des produits chimiques, vous avez probablement vu votre part de réactions chimiques écrites et savez qu’elles apparaissent dans un format prévisible. Par exemple, considérons la réaction de l'acide sulfurique et de l'ion hydroxyde pour produire de l'eau et des ions sulfate :
H2SO4 + 2OH− → 2H2O + SO42−
Les nombres devant les molécules, les coefficients, montrent les nombres de chaque molécule de réactif et de produit les uns par rapport aux autres ; les indices dans les composés montrent combien d’atomes de chaque type se trouvent dans une molécule donnée. Ces nombres sont toujours des nombres entiers et non des nombres fractionnaires comme 4,24 ou 1,3. Mais que représentent-ils ?
La notion de poids équivalent vous permet d'explorer le fait que les atomes se combinent pour former des molécules dans des rapports numériques fixes, et non dans des rapports de masse. Autrement dit, même si les masses des éléments diffèrent, lorsqu'il s'agit de liaison avec d'autres atomes, le nombre d'atomes , exprimé en moles, est le facteur déterminant dans la quantité d'un élément ou d'un composé donné qui réagira avec une masse donnée d'un autre.
Une mole d'une substance est définie comme 6,02 × 1023 particules individuelles (atomes ou molécules) de cette substance. (Il s'agit du nombre exact d'atomes dans 12 grammes de carbone.) Lorsque vous vous déplacez de gauche à droite et de bas en haut sur le tableau périodique, la masse d'une mole d'un élément donné, ou son poids moléculaire (MW ), est indiqué dans la case correspondante à cet élément, généralement en bas au centre.
Un exemple aide à donner un sens à cette définition. Si vous avez une molécule d’eau, H2O, vous pouvez voir que deux atomes d’H réagissent avec un atome d’O pour former ce composé. Mais comme le MW de H est d'environ 1,0 et celui de O est de 16,0, vous pouvez voir que la molécule contient 2(1) =2 parties en masse de H pour chaque (1)(16) =16 parties en masse d'O. Ainsi, seulement 2/18 =11/1 pour cent de la masse d'eau est constituée de H, tandis que 16/198 =88,9 pour cent est constituée d'O.
Le poids équivalent peut être considéré comme le poids (ou la masse, pour être précis) d'une substance qui contiendra un seul proton réactif (ou ion hydrogène, H+) ou un seul ion hydroxyde réactif (−OH−). Le premier cas s'applique aux acides , qui sont des donneurs de protons, tandis que la seconde s'applique aux bases , qui sont des accepteurs de protons.
La raison pour laquelle le concept de poids équivalent est nécessaire est que certains composés peuvent donner ou accepter plus d'un proton, ce qui signifie que pour chaque mole présente, la substance est en fait doublement réactive.
La formule générale du nombre d'équivalents est
E =MW/numéro de charge
Où MW est le poids moléculaire du composé et le numéro de charge est le nombre d’équivalents protons ou hydroxydes que le composé contient. Des exemples avec différents acides et bases aident à illustrer comment cela fonctionne dans la pratique.
Prenons l'exemple de l'acide sulfurique ci-dessus :
H2SO4 + 2OH− → 2H2O + SO42−
Vous pouvez calculer le MW de l'acide en vous référant à un tableau périodique pour obtenir le MW de chaque élément et en ajoutant 2(1) + (32) + 4(16) =98,0.
Notez que cet acide peut donner deux protons, car l’ion sulfate se retrouve avec une charge de -2. Le poids équivalent est de 98,0/2 =49,0.
Pour une base, le raisonnement est le même. L'hydroxyde d'ammonium peut accepter un proton en solution pour devenir un ion ammonium :
NH4OH + H+ =H2O + NH4+
Le MW de l'hydroxyde d'ammonium est (14) + (4)(1) + (16) + 1 =35,0. Puisqu'une seule fois le proton est consommé, E pour ce composé est 35,0/1 =35,0.
Consultez les ressources pour un site qui vous permet de calculer automatiquement E pour différents poids moléculaires et combinaisons de charges, ou de résoudre n'importe quelle valeur en fonction des deux autres pour n'importe quel composé que vous pouvez proposer.