MASSA EQUIVALENTE PER ACIDI E BASI E REAZIONI REDOX, RELAZIONE TRA NORMALITA' E MOLARITA'

Alcuni problemi stechiometrici possono essere semkplificati usando la massa equivalente invece della massa atomica o del peso molecolare. In particolare , la massa equivalente trova impiego in chimica analitica , dove molto spesso la determinazione di una specie chimica per via analitica richiede l'impiego di diverse reazioni che comporterebbero quindi calcoli complessi , ma che possono essere facilmente semplificati impiegando le masse equivalenti e quindi laconcetrazione espressa in normalità invece che molarità.

La massa equivalente è quella frazione della massa di una specie chimica che puo' produrre una mole di elettroni o ioni H+ nel caso di reazioni redox o di reazioni acido-base.

ACIDI E BASI

La massa equivalente di un acido è la frazione della massa molecolare in grado di produrre una mole di H+.

Si calcola dividendo la massa molecolare per il numero di H+ che e' in grado di liberare l'acido che stiamo trattando. Ad esempio la massa equivalente per l'acido solforico ' uguale a 98.08/2 = 49.04 g/eq. Per l'acido ortofosforico, la massa equivalente sara' 97.994/3= 32.66 g/eq poiche' ogni molecola di acido ortofosforico produce 3 H+.

Un ragionamento analogo puo' essere fatto con le basi, utilizzando il numero degli ioni idrossido OH- prodotti da ogni molecola di base al posto degli H+

REDOX

Per quanto riguarda le sostanze ossidanti o riducenti la massa equivalente si calcola tenendo conto degli elettroni ceduti o accettati da  una specie chimica  nella reazione di interesse.

Ecco allora che la massa equivalente del permanganato di potassio KMnO4 per la reazione MnO4- +5e- + 8H+ >Mn2+ +4H2O  è uguale a 158.034/5=31.6068 g/eq

NORMALITA' E MOLARITA'

Se la concentrazione di una specie chimica per i calcoli stechiometrici viene convenientemente espressa in molarità (mol/L) questa puo' essere facilmente convertita in normalità al fine di facilitare calcoli nell'analisi chimica e viceversa la normalità puo' essere convertita in molarità.

La relazione che lega molarità e normalità è la seguente:

NORMALITA'= MOLARITA' X N°EQUIVALENTI PER OGNI MOLE

MOLARITA'= NORMALITA' / N° EQUIVALENTI PER OGNI MOLE

Alcuni esempi:

una soluzione 0.04 M (mol/L) di acido solforico H2SO4 avrà una normalità di 0.04x2 H+ ogni mole= 0.08 N

una soluzione 0.48 M (mol/L) di Mg(OH)2 avrà una normalità di 0.48 x 2 OH- ogni mole = 0.96 M

una soluzione 0.25 N (eq./L) di KMnO4 avrà una molarità di 0.25/5e- per ogni mole= 0.05 M

una soluzione 0.60 N (eq./L) di K2Cr2O7 avrà una molarità di 0.60/6 e- per ogni mole = 0.1 M