Equivalente

Tabla de pesos equivalentes de los elementos publicada en 1866.

Peso equivalente, también conocido como equivalente gramo, es un término que se ha utilizado en varios contextos en química. En la mayor parte de los usos, es la masa de un equivalente, que es la masa de una sustancia dada que:

El peso equivalente tiene dimensiones y unidades de masa, a diferencia del peso atómico, que es una magnitud adimensional. Los pesos equivalentes fueron determinados originalmente de forma experimental, pero (tal como se utilizan ahora) se obtienen de las masas molares.

Historia

Las primeras tablas de pesos equivalentes fueron publicadas para los ácidos y las bases por Carl Friedrich Wenzel en 1777. Un conjunto más amplio de tablas fue preparada, posiblemente de forma independiente, por Jeremias Benjamin Richter, a partir de 1792. Sin embargo, ni Wenzel ni Richter tenían un punto de referencia único para sus tablas, por lo que tuvieron que publicar tablas separadas para cada par ácido-base.[2]

La primera tabla de pesos atómicos de John Dalton (1808) proponía un punto de referencia, al menos para los elementos: tomar el peso equivalente del hidrógeno como una unidad de masa. Sin embargo, la teoría atómica de Dalton estaba lejos de ser universalmente aceptada en el 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 define como ocho gramos. Sin embargo, la expresión de la reacción en términos de volúmenes de gas siguiendo la segunda ley de Gay-Lussac, dos volúmenes de hidrógeno reaccionan con un volumen de oxígeno para producir dos volúmenes de agua, lo que sugiere que el peso atómico del oxígeno debe ser de dieciséis.[3]

No obstante, muchos químicos encontraron que los pesos equivalentes eran una herramienta útil, incluso si no se adherían a la teoría atómica. Los pesos equivalentes fueron una útil generalización de la ley de las proporciones definidas (1794) de Joseph-Louis Proust que permitió a la química convertirse en una ciencia cuantitativa. El químico francés Jean-Baptiste Dumas (1800-84) se convirtió en uno de los más influyentes oponentes de la teoría atómica, después de haberla abrazado al principio de su carrera, pero fue un firme defensor de los pesos equivalentes.

En la medida en que las tablas atómicas han sido preparadas en la parte después de las leyes de Wenzel y Richter, en parte por simples especulaciones, han dejado un montón de dudas en las mejores mentes. Se ha tratado de evitar este problema tratando de deducir los pesos atómicos 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 son mínimamente absolutas... En resumen, qué se ha quedado detrás de esta ambiciosa excursión que nos hemos permitido en el reino de los átomos?. Nada, nada necesario al menos. Lo que hemos dejado es la convicción de que la química se perdió allí, como siempre ocurre cuando se abandona la experiencia, se intenta avanzar sin una guía por las sombras. Con la experiencia como guía, encuentras los equivalentes de Wenzel, los equivalentes de Mitscherlich, que no son más que grupos moleculares. Si yo tuviera el poder, quisiera borrar la palabra 'átomo' de la ciencia, convencido de que sobrepasa la evidencia experimental, y, en química, nunca se debe sobrepasar la evidencia experimental

Jean-Baptiste Dumas, lectura en el Collège de France, 1843/44[2]

Los pesos equivalentes no estuvieron sin sus propios problemas. Para empezar, la escala basada en el hidrógeno no es particularmente práctico, 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 se pueden tomar como equivalentea un gramo de hidrógeno para la medición de pesos equivalentes. Este sistema puede ampliarse a través de diferentes ácidos y bases.[2]

Mucho más serio fue el problema de los elementos que forman más de un óxido o series de sales, que tienen (en la terminología de hoy en día) diferentes estados de oxidación. El cobre va a reaccionar con el oxígeno para formar cualquiera de ambos compuestos: óxido cuproso ( óxido de cobre (I) rojo ladrillo, con 63,5 g de cobre por cada 8 g de oxígeno) o óxido cúprico ( óxido de cobre (II) negro, con 32,7 g de cobre por cada 8 g de oxígeno), y así tiene dos pesos equivalentes. Los fanáticos de los pesos atómicos podrían volver a la ley de Dulong-Petit (1819), que relaciona el peso atómico de un elemento sólido con su calor específico, pero los partidarios de los pesos equivalentes tuvieron que aceptar que algunos elementos tenían varios "equivalentes".[2]

El golpe de gracia para el empleo de los pesos equivalentes para los elementos fue la presentación por Dmitri Mendeléyev de su tabla periódica en 1869, en la cual relacionaba las propiedades químicas de los elementos con el orden aproximado de sus pesos atómicos. Sin embargo, los pesos equivalentes se siguieron utilizando para muchos compuestos durante otros cien años, sobre todo en química analítica. Los pesos equivalentes de los reactivos comunes podrían ser tabulados, simplificando los cálculos analíticos, en los días anteriores a la disponibilidad generalizada de las calculadoras electrónicas: estas tablas eran comunes en los libros de texto de química analítica. o en matemáticas significa que hay 2 fracciones con diferentes cantidades pero valen lo mismo

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