- ما هي الحياة الطبيعية؟
- الصيغ
- مرادف
- أمثلة
- الأحماض
- رد فعل H
- القواعد
- في تفاعلات هطول الأمطار
- في تفاعلات الأكسدة والاختزال
- المراجع
و طبيعي هو مقياس تركيز تستخدم بشكل متزايد أقل في كثير من الأحيان، في الكيمياء حل. يشير إلى مدى تفاعل محلول الأنواع المذابة ، بدلاً من مدى ارتفاع تركيزه أو تخفيفه. يتم التعبير عنها كمكافئات جرام لكل لتر من المحلول (Eq / L).
نشأ الكثير من الالتباس والجدل في الأدبيات المتعلقة بمصطلح "مكافئ" ، لأنه يختلف وله قيمته الخاصة لجميع المواد. وبالمثل ، تعتمد المعادلات على التفاعل الكيميائي قيد الدراسة ؛ لذلك ، لا يمكن استخدام الحياة الطبيعية بشكل تعسفي أو عالمي
المصدر: Pexels
لهذا السبب ، نصح IUPAC بالتوقف عن استخدامه للتعبير عن تركيزات الحلول.
ومع ذلك ، لا يزال يستخدم في التفاعلات الحمضية القاعدية ، على نطاق واسع في قياس الحجم. ويرجع ذلك جزئيًا إلى أنه بالنظر إلى معادلات الحمض أو القاعدة ، فإنه يجعل الحسابات أسهل بكثير ؛ علاوة على ذلك ، فإن الأحماض والقواعد تتصرف دائمًا بنفس الطريقة ضد جميع السيناريوهات: فهي تطلق أو تقبل أيونات الهيدروجين ، H +.
ما هي الحياة الطبيعية؟
الصيغ
على الرغم من أن الحالة الطبيعية من خلال تعريفها المجرد يمكن أن تولد الارتباك ، باختصار ، فهي ليست أكثر من مولارية مضروبة في عامل التكافؤ:
N = نانومتر
حيث n هو عامل التكافؤ ويعتمد على الأنواع التفاعلية ، بالإضافة إلى التفاعل الذي تشارك فيه. بعد ذلك ، بمعرفة المولارية ، M ، يمكن حساب حالتها الطبيعية عن طريق الضرب البسيط.
من ناحية أخرى ، إذا توفرت كتلة الكاشف فقط ، فسيتم استخدام وزنه المكافئ:
PE = م / ن
حيث M هو الوزن الجزيئي. بمجرد حصولك على PE وكتلة المادة المتفاعلة ، ما عليك سوى تطبيق قسمة للحصول على المكافئات المتوفرة في وسط التفاعل:
المعادل = ز / PE
وأخيرًا ، يقول تعريف الحالة الطبيعية أنها تعبر عن معادلات الجرام (أو المكافئات) لكل لتر من المحلول:
N = ز / (PE - V)
ما يساوي
N = Eq / V
بعد هذه الحسابات ، يتم الحصول على عدد المكافئات للأنواع التفاعلية لكل 1 لتر من المحلول ؛ أو ، كم عدد mEq لكل 1 مل من المحلول.
مرادف
لكن ما هي المعادلات؟ إنها الأجزاء التي تشترك في مجموعة من الأنواع التفاعلية. على سبيل المثال ، للأحماض والقواعد ، ماذا يحدث لها عندما تتفاعل؟ يطلقون أو يقبلون H + ، بغض النظر عما إذا كان هيدرازيد (حمض الهيدروكلوريك ، حمض الهيدروكلوريك ، إلخ) ، أو حمض مؤكسد (H 2 SO 4 ، HNO 3 ، H 3 PO 4 ، إلخ).
لا تميز المولارية عدد H الذي يحتويه الحمض في بنيته ، أو كمية H التي يمكن أن تقبلها القاعدة ؛ فقط ضع في اعتبارك المجموعة الكاملة بالوزن الجزيئي. ومع ذلك ، فإن الوضع الطبيعي يأخذ في الاعتبار كيفية تصرف الأنواع ، وبالتالي درجة التفاعل.
إذا أطلق حمض ما H + ، يمكن للقاعدة فقط قبوله جزيئيًا ؛ بمعنى آخر ، يتفاعل المكافئ دائمًا مع مكافئ آخر (OH ، في حالة القواعد). وبالمثل ، إذا تبرع أحد الأنواع بالإلكترونات ، فيجب أن يقبل نوع آخر نفس العدد من الإلكترونات.
هذا هو المكان الذي يأتي منه تبسيط الحسابات: معرفة عدد المكافئات لنوع واحد ، من المعروف بالضبط عدد المعادلات التي تتفاعل من الأنواع الأخرى. بينما عند استخدام الشامات ، يجب عليك الالتزام بالمعاملات المتكافئة للمعادلة الكيميائية.
أمثلة
الأحماض
بدءًا من الزوج HF و H 2 SO 4 ، على سبيل المثال ، لشرح المكافئات في تفاعل المعادلة مع NaOH:
HF + هيدروكسيد الصوديوم => NaF + H 2 O
H 2 SO 4 + 2 NaOH => Na 2 SO 4 + 2H 2 O
لتحييد HF ، هناك حاجة إلى مول واحد من NaOH ، بينما يتطلب H 2 SO 4 مولتين من القاعدة. هذا يعني أن HF أكثر تفاعلاً لأنه يحتاج إلى كمية أصغر من القاعدة لتحييدها. لماذا ا؟ لأن HF له 1H (مكافئ واحد) ، و H 2 SO 4 2H (مكافئان).
من المهم التأكيد على أنه على الرغم من أن HF و HCl و HI و HNO 3 "تفاعلية بشكل متساوٍ" وفقًا للحالة الطبيعية ، إلا أن طبيعة روابطها ، وبالتالي قوتها الحموضة ، مختلفة تمامًا.
لذلك ، بمعرفة ذلك ، يمكن حساب الحالة الطبيعية لأي حمض بضرب عدد H في موليته:
1 ∙ M = N (HF ، HCl ، CH 3 COOH)
2 ∙ M = N (H 2 SO 4 ، H 2 SeO 4 ، H 2 S)
رد فعل H
مع H 3 PO 4 لديك 3H ، وبالتالي لديها ثلاثة مكافئات. ومع ذلك ، فهو حمض أضعف بكثير ، لذلك لا يطلق دائمًا كل H +.
علاوة على ذلك ، في وجود قاعدة قوية ، لا يتفاعل كل H + بالضرورة ؛ هذا يعني أنه يجب الانتباه إلى رد الفعل الذي تشارك فيه:
H 3 PO 4 + 2KOH => K 2 هبو 4 + 2H 2 O
في هذه الحالة ، عدد المعادلات يساوي 2 وليس 3 ، حيث أن 2H + تتفاعل فقط. بينما في رد الفعل الآخر هذا:
H 3 PO 4 + 3KOH => K 3 PO 4 + 3H 2 O
يعتبر أن الحالة الطبيعية لـ H 3 PO 4 هي ثلاثة أضعاف مولاريتها (N = 3 ∙ M) ، حيث تتفاعل جميع أيونات الهيدروجين هذه المرة.
لهذا السبب ، لا يكفي افتراض قاعدة عامة لجميع الأحماض ، ولكن أيضًا ، يجب أن نعرف بالضبط عدد H + المشاركة في التفاعل.
القواعد
تحدث حالة مشابهة جدًا مع القواعد. بالنسبة للقواعد الثلاثة التالية التي تم تحييدها باستخدام حمض الهيدروكلوريك لدينا:
NaOH + HCl => NaCl + H 2 O
Ba (OH) 2 + 2HCl => BaCl 2 + 2H 2 O
Al (OH) 3 + 3HCl => AlCl 3 + 3H 2 O
يحتاج Al (OH) 3 إلى حمض أكثر بثلاث مرات من NaOH ؛ أي أن NaOH يحتاج فقط إلى ثلث كمية القاعدة المضافة لتحييد Al (OH) 3.
لذلك ، فإن هيدروكسيد الصوديوم أكثر تفاعلية ، لأنه يحتوي على 1OH (مكافئ واحد) ؛ يحتوي Ba (OH) 2 على 2OH (مكافئان) ، و Al (OH) 3 ثلاثة معادلات.
على الرغم من أنه يفتقر إلى مجموعات OH ، إلا أن Na 2 CO 3 قادر على قبول ما يصل إلى 2H + ، وبالتالي يحتوي على مكافئين ؛ ولكن إذا قبلت 1H + فقط ، فأنت تشارك بما يعادله.
في تفاعلات هطول الأمطار
عندما يتحد الكاتيون والأنيون معًا للترسب في الملح ، فإن عدد المكافئات لكل منهما يساوي شحنته:
ملغ 2 + + 2 كلوريد - => مغكل 2
وبالتالي ، فإن Mg 2+ له معادلان ، بينما Cl - له واحد فقط. ولكن ما هي الحالة الطبيعية لـ MgCl 2 ؟ قيمته نسبية ، يمكن أن تكون 1M أو 2 ∙ M ، اعتمادًا على ما إذا كان Mg 2+ أو Cl - يعتبر.
في تفاعلات الأكسدة والاختزال
عدد المعادلات للأنواع المشاركة في تفاعلات الأكسدة والاختزال يساوي عدد الإلكترونات المكتسبة أو المفقودة خلال نفس الشيء.
3C 2 O 4 2- + Cr 2 O 7 2- + 14H + => 2Cr 3+ + 6CO 2 + 7H 2 O
ما هي الحالة الطبيعية لـ C 2 O 4 2 و Cr 2 O 7 2 ؟ لهذا ، يجب مراعاة التفاعلات الجزئية التي تشارك فيها الإلكترونات كمفاعلات أو منتجات:
ج 2 يا 4 2- => 2CO 2 + 2e -
Cr 2 O 7 2- + 14H + + 6e - => 2Cr 3+ + 7H 2 O
كل C 2 O 4 2- النشرات 2 الإلكترونات، ولكل الكروم 2 O 7 2- يقبل 6 الإلكترونات. وبعد الموازنة ، تكون المعادلة الكيميائية الناتجة هي الأولى من الثلاثة.
إذن فالطبيعية لـ C 2 O 4 2 هي 2 ∙ M و 6 ∙ M لـ Cr 2 O 7 2- (تذكر ، N = نانومتر).
المراجع
- هيلمنستين ، آن ماري ، دكتوراه. (22 أكتوبر 2018). كيفية حساب الطبيعية (الكيمياء). تم الاسترجاع من: thinkco.com
- سوفت سكولز. (2018). صيغة طبيعية. تم الاسترجاع من: softschools.com
- ^ هارفي د. (26 مايو 2016). الحالة الطبيعية. الكيمياء LibreTexts. تم الاسترجاع من: chem.libretexts.org
- Lic Pilar Rodríguez M. (2002). الكيمياء: السنة الأولى من التنوع. Fundación Editorial Salesiana ، ص 56-58.
- بيتر جي ميكوليكي ، كريس هرين. (2018). فحص المعادلات والحالة الطبيعية. كتاب الكيمياء للدمى. تم الاسترجاع من: dummies.com
- ويكيبيديا. (2018). تركيز مكافئ. تم الاسترجاع من: en.wikipedia.org
- الحالة الطبيعية.. تم الاسترجاع من: faculty.chemeketa.edu
- داي ، ر. ، أندروود ، أ. (1986). الكيمياء التحليلية الكمية (الطبعة الخامسة). بيرسون برنتيس هول ، ص ٦٧ ، ٨٢.