مثال على مبدأ قياس العناصر الكيميائية

ال مبدأ القياس المتكافئ هو المبدأ الكيميائي الذي ينص على أنه في كل تفاعل كيميائي ، يوجد توازن بين عدد الذرات في الجزيئات المتفاعلة وعدد الذرات في الجزيئات المتفاعلة ينتج.

يعتمد هذا المبدأ على قانون حفظ المادة ، والذي ينص على أن نفس عدد الذرات في كل منها سيتم الاحتفاظ بالعنصر الموجود في المواد التفاعلية في نواتج التفاعل ، على الرغم من اتحادها بطرق مختلفة.

عندما يحدث تفاعل كيميائي ، يتم تكسير الروابط التي تشكل جزيئات المركبات المتفاعلة (المتفاعلات) وتعديلها ، مما يؤدي إلى ظهور مادة واحدة أو أكثر. على الرغم من أن الجزيئات قد تم تعديلها ولم تعد هي نفسها ، إلا أن الذرات التي تتكون منها تتحد في شكل مختلفًا ، لكن العدد الإجمالي للذرات محفوظ ، لذا يجب أن يكون هو نفسه قبل وبعد تفاعل.

على سبيل المثال في التفاعل الكيميائي التالي:

حمض الهيدروكلوريك + هيدروكسيد الصوديوم -> NaCl + H₂أو

وفقًا لمبدأ القياس المتكافئ ، يجب أن يكون هناك نفس عدد الذرات على كل جانب من جوانب المعادلة. دعنا نراها للمعادلة التي رأيناها:

حمض الهيدروكلوريك + هيدروكسيد الصوديوم	-->	كلوريد الصوديوم + ح2أو
الهيدروجين = 2 الصوديوم = 1 الكلور = 1 الأكسجين = 1	= = = =	الهيدروجين = 2 الصوديوم = 1 الكلور = 1 الأكسجين = 1

الحسابات المتكافئة

الحسابات المتكافئة هي العمليات التي من خلالها نتحقق من أن مبدأ القياس المتكافئ قد تم تحقيقه في المعادلات ، وكذلك تطبيقاته العملية.

في المثال السابق لمزيج حمض الهيدروكلوريك وهيدروكسيد الصوديوم لإنتاج كلوريد الصوديوم والماء ، قمنا بعمل حساب متكافئ عن طريق العد الذري.

طريقة أخرى للتحقق هي حساب القياس المتكافئ بوحدات الكتلة الذرية، حيث يتم الحساب بناءً على مجموع الكتل الذرية للعناصر التي يتم دمجها.

يمكن إجراء هذا الحساب بواسطة الكتل المطلقة أو التقريب. في المثال أعلاه:

الحساب بالكتلة المطلقة لأقرب منزلتين عشريتين:

HCl + Na O H -> Na Cl + H₂ أو

(1.00 + 35.45) + (22.98 + 15.99 + 1.00) --> (22.98 + 35.45) + (2.00 + 15.99)

(36.45) + (39.97) --> (58.43) + (17.99)

76.42 --> 76.42

حساب تقريب الكتلة الذرية:

HCl + Na O H -> Na Cl + H₂ أو

(1 + 35) + (23 + 16 + 1) --> (23 + 35) + (2 + 16)

(36) + (40) --> (58) + (18)

76 --> 76

تطبيقات المعادلات المتكافئة

أحد استخدامات المعادلات المتكافئة هو معادلات التوازن، والتي يمكن إجراؤها إما عن طريق طريقة الأكسدة والاختزال أو طرق التجربة والخطأ ، حيث أنه في كلتا الحالتين ، الغرض من ذلك هو التحقق من وجود نفس عدد ذرات كل عنصر في المواد المتفاعلة وفي منتجات.

في المثال التالي لدينا ثلاثي كلوريد الحديد:

Fe + Cl2 = FeCl3

Fe + Cl2	-->	FeCl3
الحديد = 1 الكلور = 2	= ~	الحديد = 1 الكلور = 3

في هذه الحالة نعرف صيغ جزيئات التفاعل: الحديد (Fe) والكلور (Cl₂) ومنتجها: ثلاثي كلوريد الحديد (FeCl3₃) وكما نرى ، فإن عدد ذرات الكلور ليس هو نفسه في كلتا المعادلتين.

لتحقيق مبدأ القياس المتكافئ ، علينا إيجاد العدد الإجمالي للذرات المشاركة في التفاعل والمنتج ، بحيث تكون هي نفسها.

للقيام بذلك ، نستخدم إحدى طرق موازنة المعادلات (الأكسدة والتجربة والخطأ). في هذا المثال سوف نستخدم طريقة التجربة والخطأ.

المضاعف المشترك الأصغر للعددين 2 و 3 هو 6. إذا ضربنا بحيث يكون هناك 6 ذرات كلور على كل جانب من المعادلة ، فسيكون لدينا ما يلي:

Fe + 3Cl2	-->	2FeCl3
الحديد = 1 الكلور = 6	~ =	الحديد = 2 الكلور = 6

لقد قمنا بالفعل بموازنة ذرات الكلور ، لكننا الآن نفتقد ذرة حديد. كما يمكننا أن نكتشف ، فإن الذرة المفقودة موجودة في جانب المادة المتفاعلة. ثم سيكون لدينا:

2Fe + 3Cl2	-->	2FeCl3
الحديد = 2 الكلور = 6	= =	الحديد = 2 الكلور = 6

كما نرى ، لدينا بالفعل 6 ذرات كلور موجودة في 3 جزيئات في المواد المتفاعلة ، و 6 ذرات موزعة في مجموعات من ثلاث ذرات في كل جزيء منتج. الآن نرى أنه للحصول على العدد نفسه من ذرات الحديد في المنتج ، نحتاج إلى جزيئين من الحديد في المواد المتفاعلة. لقد وازننا المعادلة.

استخدام آخر للمعادلات المتكافئة هو حساب المواد المتفاعلة ، لتجنب كليهما نفايات أي من المواد ، مثل حساب كمية المواد لتحييد حمض أو أ يتمركز.

يتم تحقيق ذلك من خلال الحساب المولي: مجموع الكتل الذرية لكل ذرة من الذرات التي يتكون منها الجزيء ، ينتج عن ذلك كتلتها المولية. على سبيل المثال:

إذا بحثنا عن الكتلة المولية لحمض البوريك (حمض ثلاثي أوكسوبوريك) الذي صيغته: H₃بو₃، نحسب أولاً الكتل الجزيئية لكل مكون من مكوناته باستخدام الجدول الدوري:

ح₃ = (3)(1.00) = 3.00

ب = (1) (10.81) = 10.81

أو₃ = (3)(15.99) = 47.94

الكتلة المولية = 61.78

مما يعني أن 1 مول من حمض البوريك يساوي 61.78 جرامًا.

سيساعدنا حساب مولات كل مركب في حساب الكمية الدقيقة للمواد التفاعلية ، كلاهما بحيث لا يتم تجاوزها أو الحاجة إليها أثناء التفاعل ، وكذلك لحساب مقدار الحصول على كمية معينة من المنتج.

مثال:

إذا استخدمنا مثالنا السابق لكلوريد الحديد ، ونريد أن نعرف كمية الكلور الموجودة لتتحد مع 100 جرام من الحديد ، ومعرفة كمية ثلاثي كلوريد الحديد سوف ينتج.

المعادلة التي تعبر عن التفاعل هي كالتالي:

2Fe + 3Cl₂ -> 2FeCl₃

الآن نقوم بالحساب المولي عن طريق تقريب الكتل الذرية:

Fe = 56

Cl₂ = 70

FeCl₃ = 161

حتى الآن لدينا قيمة 1 مول لكل مادة. الآن نرى أن الرقم الذي يشير إلى عدد الجزيئات التفاعلية والمنتج يسمى أيضًا معامل متكافئ، ويخبرنا عن عدد مولات تلك المادة التي تتفاعل. في حالة أن المعامل هو 1 ، فإنه لا يكتب.

لذلك استبدال القيم التي سنحصل عليها:

2Fe = 2 (56) = 112

3 سل₂ = 3(70) = 210

2FeCl₃ = 2(161) = 322

نطبق قاعدة الثلاثة لحساب كتلة الكلور:

100/112 = س / 210

21000/112=187.5

لذلك سوف يتطلب الأمر 187.5 جرامًا من الكلور للتفاعل بشكل كامل مع الحديد.

نطبق الآن قاعدة 3 لحساب المنتج الناتج:

100/112 = س / 322

32200/112=287.5

لذلك سيتم إنتاج 287.5 جرام من ثلاثي كلوريد الحديد.

إذا أضفنا الجرامات التي تم الحصول عليها مع العلاقة ، لدينا نتيجة لذلك:

100 + 187.5 = 287.5

والتي من خلالها نتحقق من صحة المبالغ.

تدوين متكافئ

لتجنب الغموض والارتباك عند التعبير عن اسم وتركيب المركبات ، في الأنواع المختلفة من التدوين الكيميائي للمركبات غير العضوية ، شجع IUPAC (الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية) على استخدام التدوين المتكافئ ، المستخدم بشكل أساسي في المجالات الأكاديمية والبحثية ، التي يتم بها تغيير استخدام اللواحق أو الأرقام الرومانية ، عن طريق استخدام البادئات العددية اليونانية التي تشير إلى عدد ذرات كل عنصر يتكون الجزيئات. في حالة ذرات الوحدة ، يتم حذف البادئة.

في التدوين المتكافئ ، يتم ذكر العنصر الكهروضوئي أو الأيون أولاً ، متبوعًا بالعنصر الكهروسلبي.

الصيغة القديمة تدوين متكافئ

أكسيد الحديدوز ، أكسيد الحديد أكسيد الحديد

إيمان₂أو₃: أكسيد الحديديك ، أكسيد الحديد الثالث ، ثالث أكسيد الحديد

إيمان₃أو₄: أكسيد الحديد IV ثلاثي أكسيد الحديد

أمثلة على تطبيقات مبدأ القياس المتكافئ

مثال 1: موازنة المعادلة التالية:

حمض الهيدروكلوريك + MnO₂ -> MnCl₂ + 2 ح₂O + Cl₂

تطبيق طريقة تقليل الأكسيد (REDOX):

حمض الهيدروكلوريك + MnO₂ -> MnCl₂ + 2 ح₂O + Cl₂

(+1-1)+(+4-4) --> (+2-2) + (+4-4)+ (-0)

كما نرى ، تم تقليل المنجنيز من +4 إلى +2.

إذا قمنا بمراجعة قيم كل عنصر ، باستثناء المنجنيز ، الذي تم تقليله ، فإننا نرى القيم التالية

منتجات عنصر رد الفعل

هيدروجين +1 +4

الكلور -1 -4

الأكسجين -4 -4

لذا يجب علينا الآن موازنة الأعداد ، بحيث يكون لها نفس القيم في كلا طرفي المعادلة. نظرًا لوجود الكلور والهيدروجين في نفس الجزيء ، فهذا يعني أن 4 جزيئات من حمض الهيدروكلوريك مطلوبة لموازنة القيم:

4HCl + MnO₂ -> MnCl₂ + 2 ح₂O + Cl₂

(+4-4)+(+4-4) --> (+2-2) + (+4-4)+ (-0)

مثال 2: في المعادلة أعلاه:

4HCl + MnO₂ -> MnCl₂ + 2 ح₂O + Cl₂

احسب عدد جرامات ثاني أكسيد المنجنيز المطلوبة لإنتاج 80 جرامًا من ثنائي كلوريد المنجنيز.

نحسب أولاً الوزن المولي لكل جزيء (سنقوم بالتقريب بأرقام صحيحة):

حمض الهيدروكلوريك = 1 + 35 = 36 × 4 = 144

MnO₂ = 55 + 16 + 16 = 87

MnCl₂ = 55 + 35 + 35 = 125

ح₂س = 1 + 1 + 16 = 18 × 2 = 36

Cl₂ = 35 + 35 = 70

نطبق قاعدة الثلاثة:

س / 87 = 80/125 = 6960/125 = 55.58

لذلك سوف تحتاج إلى 55.58 جرام من ثاني أكسيد المغنيسيوم.

مثال 3: في المعادلة أعلاه:

4HCl + MnO₂ -> MnCl₂ + 2 ح₂O + Cl₂

احسب عدد جرامات حمض الهيدروكلوريك المطلوبة لإنتاج 80 جرامًا من ثنائي كلوريد المنغنيز.

نظرًا لأننا نعرف القيم بالفعل ، فإننا نطبق قاعدة الثلاثة:

س / 144 = 80/125 = 11520/125 = 92.16

سوف يستغرق 92.16 جرام من حمض الهيدروكلوريك.

مثال 4: في نفس المعادلة:

4HCl + MnO₂ -> MnCl₂ + 2 ح₂O + Cl₂

احسب عدد جرامات الماء التي يتم إنتاجها عن طريق إنتاج 125 جرامًا من ثنائي كلوريد المنغنيز.

نعوض بالقيم ونطبق قاعدة الثلاثة:

س / 36 = 125/125 = 4500/125 = 36

سيتم إنتاج 36 جرامًا من الماء.