Equivalente chimico: esempi ed esercizi

L’equivalente chimico esprime è una quantità di sostanza che dipende  dal tipo di sostanza considerata e dalla reazione in cui questa è coinvolta

Il bilanciamento di una reazione chimica si basa nel soddisfare la legge di conservazione della massa e la legge di conservazione della carica elettrica. Spesso, nell’affrontare gli aspetti quantitativi delle reazioni, sia in campo analitico che in campo industriale, può risultare conveniente definire le quantità che per ciascun reagente e per ciascun tipo di reazione risultano equivalenti.

Esempi

Facciamo alcuni esempi:

Consideriamo la reazione:

HCl + NaOH = NaCl + H₂O

Dal rapporto tra i coefficienti stechiometrici sappiamo che 1 mole di HCl reagisce con 1 mole di NaOH ovvero che 1 mole di HCl è equivalente a 1 mole di NaOH.

Consideriamo ora la reazione:

H₂SO₄ + 2 NaOH = Na₂SO₄ + 2 H₂O

Dalla quale, sulla base dei coefficienti stechiometrici, otteniamo che 1 mole di H₂SO₄ è equivalente a 2 moli di NaOH.

Dalla reazione:

H₃PO₄ + 3 NaOH = Na₃PO₄ + 3 H₂O

Seguendo lo stesso ragionamento fatto in precedenza si ha che 1 mole di H₃PO₄ è equivalente a 3 moli di NaOH.

Data la reazione:

2 HCl + Ca(OH)₂ = CaCl₂ + 2 H₂O

Si ha che 1 mole di Ca(OH)₂ è equivalente a 2 moli di HCl

Per la reazione:

3 HCl + Al(OH)₃ = AlCl₃ + 3 H₂O

Si ha che 1 mole di Al(OH)₃ è equivalente a 3 moli di HCl

Per la reazione:

H₂SO₄ + Mg(OH)₂ = MgSO₄ + 2 H₂O

Si ha che una mole di H₂SO₄ è equivalente a 1 mole di Mg(OH)₂.

Definizione

Si definisce quindi equivalente chimico di una specie acida la frazione di mole della specie in esame che corrisponde a 1 mole di protoni; dagli esempi riportati si ricava che l’equivalente di HCl è HCl/1; l’equivalente di H₂SO₄ è H₂SO₄/2 mentre quello di H₃PO₄ è H₃PO₄/ 3.

Analogamente si definisce l’equivalente chimico di una base la frazione di mole della specie basica considerata che corrisponde a 1 mole di protoni; conseguentemente, dagli esempi riportati, si ricava che l’equivalente per NaOH è NaOH/1; l’equivalente per Ca(OH)₂ è Ca(OH)₂/2 mentre quello di Al(OH)₃ è Al(OH)₃/ 3.

Se il processo è ossidoriduttivo si definisce l’equivalente come la frazione di mole dell’ossidante o del riducente che, nella reazione data, corrisponde allo scambio di 1 mole di elettroni o alla variazione di una unità del numero di ossidazione. E’ importante considerare la reazione di cui si parla dal momento che una stesso reagente può subire, in condizioni diverse, una trasformazione diversa. Ad esempio il permanganato di potassio reagisce in ambiente acido trasformandosi in manganese (II) secondo la semireazione di riduzione:

MnO₄^– + 8 H⁺ + 5 e^– = Mn²⁺ + 4 H₂O

Il manganese varia il suo numero di ossidazione da +7 a +2 assumendo 5 elettroni, mentre in ambiente neutro o basico lo stesso permanganato di riduce a manganese (IV) secondo la semireazione di riduzione:

MnO₄^– + 4 H⁺ + 3 e^– = MnO₂ + 2 H₂O

In tale reazione il manganese varia il suo numero di ossidazione da +7 a + 4 assumendo 3 elettroni, mentre in ambiente fortemente basico il permanganato si riduce a manganato secondo la semireazione di riduzione:

MnO₄^– + 1 e^– = MnO₄^2-

In tale reazione il manganese varia il suo numero di ossidazione da +7 a +6 assumendo 1 elettrone.

Inoltre alcuni reagenti possono essere classificati in più categorie a seconda della reazione a cui partecipano: l’acido nitrico, ad esempio, non è soltanto un acido monoprotico forte, ma anche un forte ossidante. Come acido fornisce 1 equivalente pari a 1 mole mentre come ossidante, come ad esempio nella semireazione di riduzione:

HNO₃ + 3 H⁺ + 3 e^– = NO + 2 H₂O

Varia il suo numero di ossidazione da +5 a +2 assumendo 3 elettroni e ciò corrisponde al fatto che l’equivalente dell’acido nitrico è equivalente a 1/3 di mole.

I nitrati possono essere ridotti ad ammoniaca per azione dello zinco in ambiente fortemente basico secondo la reazione:

NO₃^– + 4 Zn + 7 OH^– = NH₃ + 4 ZnO₂^2- + 2 H₂O

Per calcolare l’equivalente in moli e in grammi del nitrato, per ottenere i grammi di zinco necessari a ridurre 1 equivalente di nitrato si procede nel modo seguente:

1) si calcola il numero di ossidazione dell’azoto nel nitrato e nell’ammoniaca che vale rispettivamente + 5 e – 3

2) si calcola il decremento del numero di ossidazione dell’azoto che corrisponde a – 3 – 5 = – 8 e ciò implica che in questa reazione l’equivalente del nitrato vale 1/8 di mole. Se, ad esempio, si tratta di nitrato di potassio, il cui peso molecolare è pari a 101.11 g/mol si ottiene che 1 equivalente vale 101.11/8 = 12.64 g/eq

3) per definizione ad 1 equivalente di nitrato corrisponde 1 equivalente di zinco che varia il suo numero di ossidazione da 0 a +2 con un aumento del numero di ossidazione pari a +2 pertanto 1 equivalente di zinco corrisponde a ½ di mole ovvero a 65.37/2 = 32.68 g/eq. Per la reazione occorreranno quindi 32.68 g di zinco per ogni 12.64 g di nitrato di potassio.