مقالات

5.3: الصيغ الكيميائية: كيفية تمثيل المركبات


أهداف التعلم

  • حدد عدد الذرات المختلفة في صيغة.
  • حدد الصيغة الكيميائية والصيغة الجزيئية والصيغة التجريبية.

أ صيغة كيميائية هو تعبير يوضح العناصر في المركب والنسب النسبية لتلك العناصر. يتكون الماء من الهيدروجين والأكسجين بنسبة 2: 1. الصيغة الكيميائية للماء هي ( ce {H_2O} ). حمض الكبريتيك هو أحد أكثر المواد الكيميائية المنتجة على نطاق واسع في الولايات المتحدة ويتكون من عناصر الهيدروجين والكبريت والأكسجين. الصيغة الكيميائية لحمض الكبريتيك هي ( ce {H_2SO_4} ).

ترتبط مجموعات معينة من الذرات معًا لتكوين ما يسمى أيون متعدد الذرات يعمل كوحدة واحدة. تمت مناقشة الأيونات متعددة الذرات بمزيد من التفصيل في القسم 5.5. يتم وضع الأيونات متعددة الذرات بين قوسين متبوعًا برمز منخفض إذا كان هناك أكثر من واحد من نفس الأيون في صيغة كيميائية. تمثل الصيغة ( ce {Ca3 (PO4) 2} ) مركبًا بما يلي:

3 ذرات Ca + 2 PO43- الأيونات

لحساب العدد الإجمالي للذرات للصيغ التي تحتوي على أيونات متعددة الذرات محاطة بأقواس ، استخدم الحرف السفلي كمضاعف لكل ذرة أو عدد ذرات.

كاليفورنيا34)2

3 كاليفورنيا + 2 x1 ف + 2 × 4 O = 3 ذرات Ca + 2 ذرات P + 8 O ذرات

الصيغة الجزيئية

أ الصيغة الجزيئية هي صيغة كيميائية لمركب جزيئي تُظهر أنواع وأعداد الذرات الموجودة في جزيء المركب. الأمونيا مركب من النيتروجين والهيدروجين كما هو موضح أدناه:

الشكل ( PageIndex {1} ): الصيغة الجزيئية للأمونيا.

لاحظ من المثال أن هناك بعض القواعد القياسية التي يجب اتباعها في كتابة الصيغ الجزيئية. تعتمد ترتيبات العناصر على الهيكل المعين ، وهو أمر لا يثير القلق في هذه المرحلة. يُشار إلى عدد الذرات من كل نوع برمز منخفض يتبع الذرة. إذا كان هناك ذرة واحدة فقط ، فلا يوجد رقم مكتوب. إذا كان هناك أكثر من ذرة من نوع معين ، فسيتم كتابة الرقم كرمز سفلي يتبع الذرة. لن نكتب ( ce {N_3H} ) للأمونيا ، لأن ذلك يعني وجود ثلاث ذرات نيتروجين وذرة هيدروجين واحدة في الجزيء ، وهذا غير صحيح.

الصيغة التجريبية

ان الصيغة التجريبية هي صيغة تُظهر العناصر في مركب بأدنى نسبة عدد صحيح. الجلوكوز هو سكر بسيط مهم تستخدمه الخلايا كمصدر رئيسي للطاقة. صيغته الجزيئية هي ( ce {C_6H_ {12} O_6} ). نظرًا لأن كل من الرموز المنخفضة قابلة للقسمة على 6 ، فإن الصيغة التجريبية للجلوكوز هي ( ce {CH_2O} ). عندما يحلل الكيميائيون مركبًا غير معروف ، غالبًا ما تكون الخطوة الأولى هي تحديد صيغته التجريبية.

  • الصيغة الجزيئية: ( ce {C_6H_ {12} O_6} )
  • الصيغة التجريبية: ( ce {CH_2O} )

هناك العديد من المركبات التي تتشابه صيغها الجزيئية والتجريبية. إذا تعذر تبسيط الصيغة الجزيئية إلى نسبة عدد صحيح أصغر ، كما في حالة ( ce {H_2O} ) أو ( ce {P_2O_5} ) ، فإن الصيغة التجريبية هي أيضًا الصيغة الجزيئية.

ملخص

  • الصيغة الكيميائية هي تعبير يُظهر العناصر في المركب والنسب النسبية لتلك العناصر.
  • في حالة وجود ذرة واحدة فقط من نوع معين ، فلن يتم استخدام الرمز المنخفض.
  • بالنسبة للذرات التي تحتوي على نوعين أو أكثر من نوع معين من الذرات ، يتم كتابة الرمز السفلي بعد الرمز لتلك الذرة.
  • يتم وضع الأيونات متعددة الذرات في الصيغ الكيميائية بين أقواس متبوعة برمز منخفض في حالة وجود أكثر من نوع واحد من نفس النوع من أيون متعدد الذرات.
  • لا تشير الصيغ الجزيئية إلى كيفية ترتيب الذرات في الجزيء.
  • تخبر الصيغة التجريبية أقل نسبة عدد صحيح للعناصر في مركب. لا تظهر الصيغة التجريبية العدد الفعلي للذرات.

المساهمات والسمات


2.4 الصيغ الكيميائية

أ الصيغة الجزيئية هو تمثيل لجزيء يستخدم رموزًا كيميائية للإشارة إلى أنواع الذرات متبوعة برموز فرعية لإظهار عدد ذرات كل نوع في الجزيء. (يتم استخدام الرمز المنخفض فقط عند وجود أكثر من ذرة من نوع معين.) تُستخدم الصيغ الجزيئية أيضًا كاختصارات لأسماء المركبات.

ال الصيغة الهيكلية يعطي المركب نفس المعلومات مثل صيغته الجزيئية (أنواع وأعداد الذرات في الجزيء) ولكنه يوضح أيضًا كيف ترتبط الذرات في الجزيء. تحتوي الصيغة البنائية للميثان على رموز لذرة C واحدة وأربع ذرات H ، تشير إلى عدد الذرات في الجزيء (الشكل 1). تمثل الخطوط الروابط التي تمسك الذرات معًا. (الرابطة الكيميائية هي عامل جذب بين الذرات أو الأيونات التي تجمعهم معًا في جزيء أو بلورة.) سنناقش الروابط الكيميائية ونرى كيفية التنبؤ بترتيب الذرات في الجزيء لاحقًا. في الوقت الحالي ، اعلم ببساطة أن الخطوط هي مؤشر على كيفية ارتباط الذرات في الجزيء. يُظهر نموذج الكرة والعصا الترتيب الهندسي للذرات بأحجام ذرية غير قابلة للقياس ، ويظهر نموذج ملء الفراغ الأحجام النسبية للذرات.

شكل 1. يمكن تمثيل جزيء الميثان على أنه (أ) صيغة جزيئية ، (ب) صيغة هيكلية ، (ج) نموذج كرة وعصا ، (د) نموذج ملء الفراغ. يتم تمثيل ذرات الكربون والهيدروجين بواسطة كرات سوداء وبيضاء ، على التوالي.

على الرغم من أن العديد من العناصر تتكون من ذرات فردية منفصلة ، إلا أن بعضها موجود كجزيئات مكونة من ذرتين أو أكثر من العنصر المرتبط كيميائيًا معًا. على سبيل المثال ، تتكون معظم عينات عناصر الهيدروجين والأكسجين والنيتروجين من جزيئات تحتوي كل منهما على ذرتين (تسمى الجزيئات ثنائية الذرة) وبالتالي تحتوي على الصيغ الجزيئية H2يا2، ون2، على التوالى. العناصر الأخرى التي توجد عادة كجزيئات ثنائية الذرة هي الفلور (F2) ، الكلور (Cl2) والبروم (Br2) واليود (أنا2). يتكون الشكل الأكثر شيوعًا لعنصر الكبريت من جزيئات تتكون من ثماني ذرات من الكبريت ، وصيغتها الجزيئية هي S8 (الشكل 2).

الشكل 2. يتكون جزيء الكبريت من ثماني ذرات كبريت وبالتالي تتم كتابته بالرمز S.8. يمكن تمثيلها على أنها (أ) صيغة هيكلية ، (ب) نموذج الكرة والعصا ، (ج) نموذج ملء الفراغ. يتم تمثيل ذرات الكبريت بواسطة كرات صفراء.

من المهم ملاحظة أن الرمز الذي يتبع رمزًا ورقمًا أمامه لا يمثل نفس الشيء على سبيل المثال ، H2 و 2 H تمثل أنواع مختلفة بشكل واضح. ح2 هي صيغة جزيئية تمثل جزيء ثنائي الذرة من الهيدروجين ، يتكون من ذرتين من العنصر المترابطين كيميائيًا معًا. من ناحية أخرى ، يشير التعبير 2H إلى ذرتين منفصلتين من الهيدروجين غير متحدتين كوحدة. التعبير 2H2 يمثل جزيئين من الهيدروجين ثنائي الذرة (الشكل 3).

الشكل 3. الرموز H ، 2H ، H2و 2 H.2 تمثل كيانات مختلفة للغاية.

تتشكل المركبات عندما يتحد عنصران أو أكثر كيميائيًا ، مما يؤدي إلى تكوين الروابط. على سبيل المثال ، يمكن أن يتفاعل الهيدروجين والأكسجين لتكوين الماء ، ويمكن أن يتفاعل الصوديوم والكلور لتكوين ملح الطعام. نصف في بعض الأحيان تكوين هذه المركبات بامتداد الصيغة التجريبية، مما يشير إلى أنواع الذرات الموجودة و أبسط نسبة عدد صحيح لعدد الذرات (أو الأيونات) في المركب. على سبيل المثال ، يحتوي ثاني أكسيد التيتانيوم (المستخدم كصبغة في الطلاء الأبيض وفي النوع السميك والأبيض من واقي الشمس) على صيغة تجريبية من TiO22. هذا يحدد عنصري التيتانيوم (Ti) والأكسجين (O) كمكونات لثاني أكسيد التيتانيوم ، ويشير إلى وجود ضعف عدد ذرات عنصر الأكسجين مثل ذرات عنصر التيتانيوم (الشكل 4).

الشكل 4. (أ) يوفر ثاني أكسيد التيتانيوم المركب الأبيض حماية فعالة من أشعة الشمس. (ب) بلورة من ثاني أكسيد التيتانيوم ، TiO2، يحتوي على التيتانيوم والأكسجين بنسبة 1 إلى 2. ذرات التيتانيوم رمادية وذرات الأكسجين حمراء. (الائتمان أ: تعديل العمل بواسطة "osseous" / فليكر)

كما تمت مناقشته سابقًا ، يمكننا وصف مركب بصيغة جزيئية ، حيث تشير الرموز الفرعية إلى الأعداد الفعلية للذرات لكل عنصر في جزيء المركب. في كثير من الحالات ، تُشتق الصيغة الجزيئية للمادة من التحديد التجريبي لكل من صيغتها التجريبية وكتلتها الجزيئية (مجموع الكتل الذرية لجميع الذرات المكونة للجزيء). على سبيل المثال ، يمكن تحديد أن البنزين يحتوي على عنصرين ، الكربون (C) والهيدروجين (H) ، وأنه لكل ذرة كربون في البنزين ، توجد ذرة هيدروجين واحدة. وبالتالي ، فإن الصيغة التجريبية هي CH. يكشف تحديد تجريبي للكتلة الجزيئية أن جزيء البنزين يحتوي على ست ذرات كربون وست ذرات هيدروجين ، وبالتالي فإن الصيغة الجزيئية للبنزين هي C6ح6 (الشكل 5).

الشكل 5. بنزين ، سي6ح6، يتم إنتاجه أثناء تكرير النفط وله العديد من الاستخدامات الصناعية. يمكن تمثيل جزيء البنزين على أنه (أ) صيغة هيكلية ، (ب) نموذج الكرة والعصا ، (ج) نموذج ملء الفراغ. (د) البنزين سائل صاف. (الائتمان د: تعديل عمل سحر عطوة)

إذا عرفنا صيغة المركب ، يمكننا بسهولة تحديد الصيغة التجريبية. (هذا إلى حد ما تمرين أكاديمي يتم اتباع التسلسل الزمني العكسي بشكل عام في الممارسة الفعلية.) على سبيل المثال ، الصيغة الجزيئية لحمض الخليك ، المكون الذي يعطي الخل طعمه الحاد ، هي C2ح4ا2. تشير هذه الصيغة إلى أن جزيء حمض الأسيتيك (الشكل 6) يحتوي على ذرتين من الكربون وأربع ذرات هيدروجين واثنين من ذرات الأكسجين. نسبة الذرات 2: 4: 2. تعطي القسمة على القاسم المشترك الأصغر (2) أبسط نسبة عدد صحيح للذرات ، 1: 2: 1 ، وبالتالي فإن الصيغة التجريبية هي CH2O. لاحظ أن الصيغة الجزيئية هي دائمًا مضاعف عدد صحيح للصيغة التجريبية.

الشكل 6. (أ) يحتوي الخل على حامض الخليك ، سي2ح4ا2، والتي لها صيغة تجريبية لـ CH2O. يمكن تمثيلها على أنها (ب) صيغة هيكلية و (ج) كنموذج الكرة والعصا. (الائتمان أ: تعديل العمل بواسطة "HomeSpot HQ" / Flickr)

مثال 1

الصيغ التجريبية والجزيئية
تحتوي جزيئات الجلوكوز (سكر الدم) على 6 ذرات كربون و 12 ذرة هيدروجين و 6 ذرات أكسجين. ما هي الصيغ الجزيئية والتجريبية للجلوكوز؟

المحلول
الصيغة الجزيئية هي C6ح12ا6 لأن جزيءًا واحدًا يحتوي فعليًا على 6 ذرات C و 12 H و 6 O. أبسط نسبة عدد صحيح لذرات C إلى H إلى O في الجلوكوز هي 1: 2: 1 ، وبالتالي فإن الصيغة التجريبية هي CH2س.

تحقق من التعلم الخاص بك
يحتوي جزيء ميتالديهيد (مبيد حشري يستخدم في القواقع والبزاقات) على 8 ذرات كربون و 16 ذرة هيدروجين و 4 ذرات أكسجين. ما هي الصيغ الجزيئية والتجريبية للميتالديهيد؟


الصيغ التجريبية

تصف الصيغ التجريبية أبسط نسبة عدد صحيح للعناصر في مركب.

أهداف التعلم

اشتق صيغة تجريبية لجزيء & # 8217s نظرًا لتكوين كتلته

الماخذ الرئيسية

النقاط الرئيسية

  • الصيغ التجريبية هي أبسط أشكال التدوين.
  • الصيغة الجزيئية للمركب تساوي ، أو مضاعف عدد صحيح ، صيغته التجريبية.
  • مثل الصيغ الجزيئية ، الصيغ التجريبية ليست فريدة من نوعها ويمكن أن تصف عددًا من الهياكل الكيميائية المختلفة أو الأيزومرات.
  • لتحديد صيغة تجريبية ، يمكن استخدام التركيب الكتلي لعناصرها لتحديد نسبتها رياضيًا.

الشروط الاساسية

  • الصيغة التجريبية: تدوين يشير إلى نسب العناصر المختلفة الموجودة في المركب ، بغض النظر عن الأرقام الفعلية.

يستخدم الكيميائيون مجموعة متنوعة من الرموز لوصف وتلخيص المكونات الذرية للمركبات. تستخدم هذه الرموز ، التي تتضمن الصيغ التجريبية والجزيئية والبنائية ، الرموز الكيميائية للعناصر جنبًا إلى جنب مع القيم الرقمية لوصف التركيب الذري.

الصيغ التجريبية هي أبسط أشكال التدوين. أنها توفر أدنى نسبة عدد صحيح بين العناصر في مركب. على عكس الصيغ الجزيئية ، فإنها لا توفر معلومات حول العدد المطلق للذرات في جزيء واحد من المركب. الصيغة الجزيئية للمركب تساوي ، أو مضاعف عدد صحيح ، صيغته التجريبية.

الصيغ الهيكلية ضد الصيغ التجريبية

تفتقر الصيغة التجريبية (مثل الصيغة الجزيئية) إلى أي معلومات هيكلية حول موضع الذرات أو ترابطها في الجزيء. لذلك يمكن أن يصف عددًا من الهياكل المختلفة ، أو الأيزومرات ، بخصائص فيزيائية مختلفة. بالنسبة إلى البيوتان والأيزوبيوتان ، فإن الصيغة التجريبية لكلا الجزيئين هي C2ح5، وهما يشتركان في نفس الصيغة الجزيئية ، C4ح10. ومع ذلك ، فإن التمثيل الهيكلي للبوتان هو CH3CH2CH2CH3، بينما يمكن وصف الأيزوبيوتان باستخدام الصيغة الهيكلية (CH3)3CH.

البيوتان: الصيغة البنائية للبيوتان.

ايزوبيوتان: الصيغة البنائية للأيزوبيوتان.

تحديد الصيغ التجريبية

يمكن تحديد الصيغ التجريبية باستخدام بيانات التركيب الشامل. على سبيل المثال ، يمكن استخدام تحليل الاحتراق بالطريقة التالية:

  • يمكن استخدام محلل CHN (أداة يمكنها تحديد تكوين الجزيء) للعثور على الكسور الكتلية للكربون والهيدروجين والأكسجين وذرات أخرى لعينة من مركب عضوي غير معروف.
  • بمجرد معرفة مساهمات الكتلة النسبية للعناصر ، يمكن تحويل هذه المعلومات إلى مولات.
  • الصيغة التجريبية هي أقل نسبة عدد صحيح ممكنة للعناصر.

مثال 1

لنفترض أنك حصلت على مركب مثل أسيتات الميثيل ، وهو مذيب شائع الاستخدام في الدهانات والأحبار والمواد اللاصقة. عندما تم تحليل أسيتات الميثيل كيميائيًا ، تم اكتشاف أنه يحتوي على 48.64٪ كربون (C) و 8.16٪ هيدروجين (H) و 43.20٪ أكسجين (O). لأغراض تحديد الصيغ التجريبية ، نفترض أن لدينا 100 جم من المركب. إذا كانت هذه هي الحالة ، فستكون النسب المئوية مساوية لكتلة كل عنصر بالجرام.

الخطوة 1: قم بتغيير كل نسبة مئوية إلى تعبير عن كتلة كل عنصر بالجرام. أي أن 48.64٪ C يصبح 48.64 جم C و 8.16٪ H يصبح 8.16 جم H و 43.20٪ O يصبح 43.20 جم O لأننا نفترض أن لدينا 100 جم من المركب الكلي.

الخطوة 2: قم بتحويل كمية كل عنصر بالجرام إلى مقدارها بالمولات.

الخطوة 3: قسّم كل قيمة من قيم المولات على أصغر قيم المولات.

الخطوة 4: إذا لزم الأمر ، قم بضرب هذه الأرقام في الأعداد الصحيحة للحصول على الأعداد الصحيحة إذا تم إجراء عملية على أحد الأرقام ، فيجب إجراؤها عليها جميعًا.

وبالتالي ، فإن الصيغة التجريبية لخلات الميثيل هي C3ح6ا2.

مثال 2

الصيغة التجريبية للديكان هي C5ح11. وزنه الجزيئي 142.286 جم / مول. ما هي الصيغة الجزيئية للديكان؟

الخطوة 1: احسب الوزن الجزيئي للصيغة التجريبية (الوزن الجزيئي لـ C = 12.011 جم / مول و H = 1.008 جم / مول)

5 (12.0111 جم / مول) + 11 (1.008 جم / مول) = C5ح11

60.055 جم / مول + 11.008 جم / مول = 71.143 جم / مول لكل C5ح11

الخطوة 2: قسّم الوزن الجزيئي للصيغة الجزيئية على الوزن الجزيئي للصيغة التجريبية لإيجاد النسبة بين الاثنين.

نظرًا لأن وزن الصيغة الجزيئية يساوي ضعف وزن الصيغة التجريبية ، يجب أن يكون هناك ضعف عدد الذرات ، ولكن بنفس النسبة. لذلك ، إذا كانت الصيغة التجريبية للديكان هي C5ح11، الصيغة الجزيئية للديكان هي ضعف ذلك ، أو C10ح22.

من الصيغة الجزيئية إلى الصيغة التجريبية & # 8211 YouTube: يوضح هذا الفيديو كيفية الانتقال من الصيغة الجزيئية لمركب إلى صيغته التجريبية المقابلة.


محتويات

هياكل لويس (أو "هياكل لويس النقطية") عبارة عن صيغ رسومية مسطحة تُظهر اتصال الذرة وزوجًا منفردًا أو إلكترونات غير مقترنة ، ولكنها ليست بنية ثلاثية الأبعاد. يستخدم هذا الترميز في الغالب للجزيئات الصغيرة. يمثل كل سطر الإلكترونين لرابطة واحدة. يمثل خطان أو ثلاثة خطوط متوازية بين أزواج الذرات روابط مزدوجة أو ثلاثية ، على التوالي. بدلاً من ذلك ، يمكن استخدام أزواج من النقاط لتمثيل أزواج الترابط. بالإضافة إلى ذلك ، يشار إلى جميع الإلكترونات غير المرتبطة (المزدوجة أو غير المتزاوجة) وأي رسوم رسمية على الذرات.

في منشورات الكيمياء العضوية المبكرة ، حيث كان استخدام الرسومات محدودًا للغاية ، نشأ نظام طباعة لوصف الهياكل العضوية في سطر من النص. على الرغم من أن هذا النظام يميل إلى أن يكون مشكلة في تطبيقه على المركبات الحلقية ، إلا أنه يظل طريقة ملائمة لتمثيل الهياكل البسيطة:

تُستخدم الأقواس للإشارة إلى عدة مجموعات متطابقة ، مما يشير إلى الارتباط بأقرب ذرة غير هيدروجين على اليسار عند الظهور ضمن صيغة ، أو بالذرة على اليمين عند الظهور في بداية الصيغة:

في جميع الحالات ، يتم عرض جميع الذرات ، بما في ذلك ذرات الهيدروجين.

الصيغ الهيكلية هي الترميز القياسي للجزيئات العضوية الأكثر تعقيدًا. في هذا النوع من الرسم البياني ، الذي استخدمه الكيميائي العضوي فريدريش أوجست كيكوليه فون سترادونيتز لأول مرة ، يتم تضمين ذرات الكربون في الرؤوس (الزوايا) ونهايات مقاطع الخط بدلاً من الإشارة إليها بالرمز الذري C. لم يتم الإشارة إلى ذرات الكربون: من المفهوم أن كل ذرة كربون مرتبطة بما يكفي من ذرات الهيدروجين لإعطاء ذرة الكربون أربع روابط. يحل وجود شحنة موجبة أو سالبة في ذرة كربون محل إحدى ذرات الهيدروجين الضمنية. يجب كتابة ذرات الهيدروجين المرتبطة بالذرات بخلاف الكربون بشكل صريح.

توجد عدة طرق لتصوير الترتيب ثلاثي الأبعاد للذرات في الجزيء (الكيمياء الفراغية).

تحرير الكيمياء المجسمة في الصيغ الهيكلية

يشار إلى التشرذم في الصيغ الهيكلية بطريقة الإسقاط ناتا. تمثل الأوتاد الصلبة روابط تشير فوق مستوى الورقة ، بينما تمثل الأوتاد المتقطعة روابط تشير إلى أسفل المستوى.

تحرير الكيمياء الفراغية غير المحددة

تمثل الروابط الفردية المتموجة كيمياء مجسمة غير معروفة أو غير محددة أو خليط من الأيزومرات. على سبيل المثال ، يوضح الرسم البياني أعلاه جزيء الفركتوز برابطة متموجة مع HOCH2- المجموعة على اليسار. في هذه الحالة ، يكون الهيكلان الحلقيان المحتملان في حالة توازن كيميائي مع بعضهما البعض وأيضًا مع بنية السلسلة المفتوحة. تفتح الحلقة وتغلق تلقائيًا ، وأحيانًا تغلق بإحدى الكيمياء الفراغية وأحيانًا مع الأخرى.

يمكن أن تصور الصيغ الهيكلية رابطة الدول المستقلة و عبر ايزومرات الألكينات. الروابط المفردة المتموجة هي الطريقة القياسية لتمثيل الكيمياء الفراغية غير المعروفة أو غير المحددة أو خليط من الأيزومرات (كما هو الحال مع المجسمات الفراغية رباعية السطوح).تم استخدام الرابطة المزدوجة المتقاطعة في بعض الأحيان ، ولكنها لم تعد تعتبر أسلوبًا مقبولًا للاستخدام العام. [1]

عرض نيومان وإسقاط المنشار تحرير

يتم استخدام إسقاط نيومان وإسقاط المنشار لتصوير المطابقات المحددة أو للتمييز بين الكيمياء الفراغية المجاورة. في كلتا الحالتين ، تكون ذرتا كربون محددتان ورابطهما في مركز الاهتمام. الاختلاف الوحيد هو منظور مختلف قليلاً: إن إسقاط نيومان ينظر مباشرة إلى أسفل رابطة الفائدة ، وإسقاط المنشار ينظر إلى نفس الرابطة ولكن من وجهة نظر مائلة إلى حد ما. في إسقاط نيومان ، تُستخدم الدائرة لتمثيل مستوى عمودي على الرابطة ، وتمييز البدائل الموجودة على الكربون الأمامي عن البدائل الموجودة على الكربون الخلفي. في إسقاط المنشار ، يكون الكربون الأمامي عادةً على اليسار ويكون دائمًا أقل قليلاً:

Sawhorse إسقاط البوتان

تحرير المطابقات سيكلوهكسان

يمكن عرض مطابقة معينة من الهكسان الحلقي ومركبات الحلقة الصغيرة الأخرى باستخدام اصطلاح معياري. على سبيل المثال ، يشتمل شكل الكرسي القياسي للهكسان الحلقي على منظور منظور أعلى قليلاً من المستوى المتوسط ​​لذرات الكربون ويشير بوضوح إلى المجموعات المحورية (التي تشير عموديًا لأعلى أو لأسفل) وأي المجموعات الاستوائية (أفقية تقريبًا ، مائلة قليلاً لأعلى أو لأسفل ). قد يتم إبراز الروابط الأمامية أو عدم إبرازها بخطوط أو أسافين أقوى.

كرسي تشكيل بيتا- D- الجلوكوز

تحرير الإسقاط هاوورث

يستخدم إسقاط هوورث للسكريات الحلقية. لا يتم تمييز المواضع المحورية والاستوائية بدلاً من ذلك ، يتم وضع البدائل مباشرة فوق أو أسفل ذرة الحلقة التي تتصل بها. عادة ما يتم حذف بدائل الهيدروجين.

إسقاط هاورث لبيتا د الجلوكوز

تحرير الإسقاط فيشر

يستخدم إسقاط فيشر في الغالب للسكريات الأحادية الخطية. في أي مركز كربون معين ، تكون خطوط الرابطة العمودية مكافئة للعلامات المجزأة الكيميائية المجسمة ، الموجهة بعيدًا عن المراقب ، بينما الخطوط الأفقية تعادل الأوتاد ، مشيرة نحو المراقب. الإسقاط غير واقعي ، حيث أن السكاريد لن يتبنى هذا التشكل المكسوف المضاعف. ومع ذلك ، فإن إسقاط Fischer هو طريقة بسيطة لتصوير أجهزة مركزية مجسمة متعددة متسلسلة لا تتطلب أو تشير إلى أي معرفة بالتشكيل الفعلي:

الصيغة البنائية هي نموذج مبسط لا يمكن أن يمثل جوانب معينة من الهياكل الكيميائية. على سبيل المثال ، قد لا يكون الترابط الرسمي قابلاً للتطبيق على الأنظمة الديناميكية مثل السندات غير المحلية. العطرية هي مثل هذه الحالة وتعتمد على التقاليد لتمثيل الترابط. قد تمثل الأنماط المختلفة للصيغ التركيبية العطرية بطرق مختلفة ، مما يؤدي إلى تصوير مختلف للمركب الكيميائي نفسه. مثال آخر هو الروابط المزدوجة الرسمية حيث تنتشر كثافة الإلكترون خارج الرابطة الرسمية ، مما يؤدي إلى شخصية رابطة مزدوجة جزئية وتحويل داخلي بطيء في درجة حرارة الغرفة. بالنسبة لجميع التأثيرات الديناميكية ، ستؤثر درجة الحرارة على معدلات التحويل البيني وقد تغير كيفية تمثيل الهيكل. لا توجد درجة حرارة صريحة مرتبطة بالصيغة البنيوية ، على الرغم من أن الكثيرين يفترضون أنها ستكون درجة حرارة قياسية.


5.3: الصيغ الكيميائية: كيفية تمثيل المركبات

مقتبس من McMurry / Fay ، القسم 2.10 ، ص. 56-63
ودليل مختبر 1411 ، ص. 27-31. (مراجع)

أنواع الكمبوندات

المركبات الأيونية هي مركبات مكونة من الأيونات، الجسيمات المشحونة التي تتشكل عندما تكتسب الذرة (أو مجموعة الذرات ، في حالة الأيونات متعددة الذرات) الإلكترونات أو تفقدها.

  • أ الكاتيون هو أيون موجب الشحنة
  • ان أنيون هو أيون سالب الشحنة.

تساهمية أو مركبات جزيئية عندما تشكل العناصر شارك تتكون الإلكترونات في رابطة تساهمية الجزيئات. المركبات الجزيئية محايدة كهربائيا.

تتشكل المركبات الأيونية (عادة) عندما يتفاعل معدن مع أيون غير فلزي (أو أيون متعدد الذرات). تتشكل المركبات التساهمية عندما يتفاعل اثنان من اللافلزات مع بعضهما البعض. بما أن الهيدروجين مادة غير معدنية ، فإن المركبات الثنائية التي تحتوي على الهيدروجين عادة ما تكون أيضًا مركبات تساهمية.

  • مركب أيوني معدني + غير معدني و [مدش] و GT (عادة)
  • معدن + أيون متعدد الذرات ومركب أيوني مدش و GT (عادةً)
  • مركب التساهمية اللافلزية + اللافلزية و [مدش] و GT (عادةً)
  • الهيدروجين + اللافلزية و [مدش] و [غت] مركب تساهمية (عادة)

أنواع الأيونات:

معادن المجموعة الرئيسية (المجموعات IA و IIA و IIIA)

تميل معادن المجموعة IA و IIA و IIIA إلى التكوّن الايونات الموجبة بفقدان كل إلكتروناتهم الخارجية (التكافؤ). شحنة الكاتيون هي نفسها رقم المجموعة. يتم إعطاء الكاتيون نفس اسم ذرة المعدن المحايد.

أيونات بعض معادن المجموعة الرئيسية (المجموعات IA - IIIA)

مجموعة جزء الكاتيون اسم ايون
I ل ح ح + أيون الهيدروجين
لي لي + أيون الليثيوم
نا نا + أيون الصوديوم
ك ك + أيون البوتاسيوم
سي اس Cs + أيون السيزيوم
IIA ملغ ملغ 2+ أيون المغنيسيوم
كاليفورنيا كاليفورنيا 2+ أيون الكالسيوم
ريال سعودى 2 ريال أو أكثر أيون السترونشيوم
با با 2+ أيون الباريوم
IIIA ال آل 3+ أيون الألومنيوم

معادن الانتقال (المجموعة B) وما بعد الانتقال (المجموعة IVA و VA)

عادة ما تشكل هذه العناصر مركبات أيونية يمكن للعديد منها تكوين أكثر من كاتيون واحد. (يجب حفظ شحنات المعادن الانتقالية الشائعة في الذاكرة من المجموعة الرابعة ، وتميل الكاتيونات المعدنية من المجموعة الخامسة إلى أن تكون إما رقم المجموعة ، أو رقم المجموعة ناقص اثنين.)

إن كاتيون الزئبق (I) هو حالة خاصة ، فهو يتألف من أيوني Hg + مرتبطين ببعضهما البعض ، ولذا فهو دائمًا موجود على شكل Hg2 2+. (ومن ثم ، فإن كلوريد الزئبق (I) هو Hg2Cl2, ليس HgCl ، بينما كلوريد الزئبق (II) هو HgCl2.)

أيونات بعض المعادن الانتقالية ومعادن ما بعد الانتقال (المجموعتان IVA و VA)

معدن أيون اسم منهجي اسم شائع
الكادميوم القرص المضغوط 2+ أيون الكادميوم
الكروم 2+ كر أيون الكروم الثنائي أيون الكروموس
Cr 3+ أيون الكروم (III) أيون الكروم
كوبالت شارك 2+ أيون الكوبالت (II) أيون الكوبالتوس
شارك 3+ أيون الكوبالت (III) أيون الكوبالت
نحاس النحاس + أيون النحاس (I) أيون نحاسي
النحاس 2+ أيون النحاس (II) أيون نحاسي
ذهب Au 3+ الذهب (الثالث) أيون
حديد Fe 2+ أيون الحديد (II) أيون الحديدوز
Fe 3+ أيون الحديد (III) أيون الحديديك
المنغنيز Mn2 + أيون المنغنيز (II) أيون المنغنيز
Mn3 + أيون المنغنيز (III) أيون المنجانيك
الزئبق زئبق2 2+ الزئبق (أنا) أيون أيون الزئبق
الزئبق 2+ أيون الزئبق الثنائي أيون الزئبق
نيكل ني 2+ أيون النيكل (II) أيون النيكل
فضة حج + أيون الفضة
الزنك Zn 2+ أيون الزنك
& [مدش] و [مدش] و [مدش] و [مدش] و [مدش] و [مدش] و [مدش] و [مدش] و [مدش] & [مدش] و [مدش] و [مدش] و [مدش] و [مدش] و [مدش] و [مدش] و [مدش] & [مدش] و [مدش] و [مدش] و [مدش] و [مدش] و [مدش] و [مدش] و [مدش]
تين Sn 2+ أيون القصدير (الثاني) أيون ستانوس
Sn 4+ أيون القصدير (الرابع) أيون صلب
يقود Pb 2+ الرصاص (الثاني) أيون أيون راسيا
Pb 4+ أيون الرصاص (الرابع) أيون راسيا
البزموت ثنائية 3+ أيون البزموت (III)
ثنائية 5+ أيون البزموت (V)

مجموعة اللافلزات الرئيسية (المجموعات IVA و VA و VIA و VIIA)

تميل اللافلزات المجموعة IVA و VA و VIA و VIIA إلى التكوّن الأنيونات باكتساب ما يكفي من الإلكترونات لملء غلاف التكافؤ بثمانية إلكترونات. شحنة الأنيون هي رقم المجموعة ناقص ثمانية. تتم تسمية الأنيون بأخذ اسم جذع العنصر وإضافة النهاية جانب.

أيونات بعض اللافلزات (المجموعات IVA - VIIA)

مجموعة جزء أنيون اسم ايون
IVA ج ج 4- أيون كربيد
سي سي 4- أيون السيليسيد
فرجينيا ن N 3- أيون النتريد
ص ف 3- أيون الفوسفيد
كما كما 3- أيون الزرنيخ
عبر ا س 2- أيون أكسيد
س S 2- أيون الكبريتيد
عبر حد ذاتها Se 2 - أيون السلينيد
تي 2- تي أيون تيلورايد
VIIA F F - أيون الفلورايد
Cl Cl - أيون كلوريد
Br Br - أيون البروميد
أنا أنا - أيون يوديد
I ل ح ح - أيون هيدريد

الأيونات متعددة الذرات هي أيونات تتكون من ذرتين أو أكثر مرتبطة بروابط تساهمية ، ولكنها لا تزال تعاني من نقص أو فائض من الإلكترونات ، مما ينتج عنه شحنة إجمالية على المجموعة.

ينتج عن المعدن بالإضافة إلى أيون متعدد الذرات مركب أيوني.

صيغ وأسماء بعض الأيونات متعددة الذرات

هناك بعض الانتظام في أسماء هذه الأيونات متعددة الذرات.

  • استبدال العنصر الأول في الصيغة بعنصر آخر من نفس المجموعة يعطي أيون متعدد الذرات بنفس الشحنة ، واسم مشابه:
المجموعة السادسة المجموعة VIA
ClO3 - كلورات وبالتالي4 2- كبريتات
أخي3 - برومات سيو4 2- سيلينات
IO3 - يودات TeO4 2- اقول
المجموعة VA * المجموعة IVA
ص4 3- فوسفات كو3 2- كربونات
ASO4 3- الزرنيخات SiO3 2- سيليكات

* لكن لاحظ أن النيتروجين لا يتبع هذا النمط (أي نترات ، لا3 - )

  • تشكل بعض اللافلزات سلسلة من الأيونات متعددة الذرات مع الأكسجين (جميعها لها نفس الشحنة): ClO - ، هيبوكلوريت ClO2 - ، كلوريت ClO3 - ، كلورات ClO4 - ، بيركلورات.
    • ال -أكل يجب حفظ النماذج (الصيغة والشحنة). في بعض الحالات ، يكون ملف -أكل يحتوي الشكل على ثلاثة أكسجين ، وفي بعض الحالات أربعة أكسجين. الرسوم هي نفسها بالنسبة للسلسلة بأكملها.
    • ال -يت يحتوي النموذج على أكسجين أقل من -أكل شكل.
    • ال hypo- إيقاف -يت يحتوي النموذج على نوعين من الأكسجين أقل من -أكل شكل.
    • ال لكل- إيقاف -أكل يحتوي النموذج على أكسجين واحد أكثر من -أكل شكل.
    • ال جنبًا إلى جنب الشكل هو الأنيون أحادي الذرة (انظر المجموعة الرئيسية اللافلزية)
    • يتم تلخيص القواعد العامة لهذه السلسلة في الجدول أدناه:
    معادلة اسم
    XOن ص- الجذعية + -أكل
    XOن -1 ص- الجذعية + -يت
    XOن -2 ص- hypo- + جذع + -يت
    XOن + 1 ص- لكل- + جذع + -أكل
    س ص- الجذعية + جانب

    كتابة صيغ المركبات الأيونية

    1. يتم كتابة الكاتيون أولاً ، متبوعًا بأنيون أحادي الذرة أو متعدد الذرات.
    2. يجب أن تنتج الرموز في الصيغة وحدة صيغة محايدة كهربائيًا. (أي أن المبلغ الإجمالي للشحنة الموجبة يجب أن يساوي المبلغ الإجمالي للشحنة السالبة.)
    3. يجب أن تكون الأحرف المنخفضة أصغر مجموعة ممكنة من الأعداد الصحيحة.
    4. إذا كان هناك أيون واحد فقط من أيون متعدد الذرات في الصيغة ، لا ضع الأقواس حوله على سبيل المثال ، NaNO3، ليس نا (NO3). إذا كان هناك أكثر من أيون متعدد الذرات في الصيغة ، ضع الأيون بين قوسين، ثم ضع الرمز المنخفض بعد، بعدما الأقواس على سبيل المثال ، Ca (OH)2، با34)2، إلخ.

    تذكر التوجيه الرئيسي في كتابة الصيغ:
    كاليفورنيا (يا)2 CaOH2 !


    CH104: الكيمياء والبيئة

    يمكن أيضًا تنزيل هذا المحتوى كملف PDF قابل للطباعة ، مطلوب قارئ adobe للوظائف الكاملة.

    تم نشر هذا النص بموجب ترخيص المشاع الإبداعي ، للإشارة إليه والتكيف معه ، الرجاء النقر هنا.

    افتتاح المقال

    5.1 قانون حفظ المادة

    5.2 كتابة وموازنة المعادلات الكيميائية

    تدرب على كتابة المعادلات والموازنة

    5.3 العلاقات الكمية على أساس المعادلات الكيميائية

    5.4 بعض أنواع التفاعلات الكيميائية

    (1) مزيج (أو توليف) ردود الفعل

    (2) تفاعلات التحلل

    (3) تفاعلات الاستبدال الفردي (أو النزوح الفردي)

    (4) تفاعلات الاستبدال (أو الإزاحة) المزدوجة

    تفاعلات تحييد القاعدة الحمضية
    ردود الفعل هطول الأمطار
    قواعد الذوبان
    صافي المعادلات الأيونية
    التطبيقات والأمثلة

    (5) تفاعلات الأكسدة والاختزال (الأكسدة)

    قواعد لتعيين حالات الأكسدة
    تفاعلات الاحتراق
    نظرة فاحصة على أهمية تفاعلات الأكسدة والاختزال

    5.5 التركيز على البيئة وتلوث الهواء # 8211

    5.6 ملخص الفصل

    5.7 المراجع

    افتتاح المقال

    على الرغم من استخدام الخميرة منذ آلاف السنين ، إلا أن طبيعتها الحقيقية لم تُعرف إلا خلال القرنين الماضيين. الخمائر هي فطريات وحيدة الخلية. تم التعرف على حوالي 1000 نوع ، ولكن الأنواع الأكثر شيوعًا هي Saccharomyces cerevisiae ، والتي تستخدم في صنع الخبز. تستخدم الأنواع الأخرى لتخمير المشروبات الكحولية. يمكن لبعض الأنواع أن تسبب العدوى للإنسان.

    تعيش الخميرة أساسًا على السكريات ، مثل الجلوكوز (C6ح12ا6). يقومون بتحويل الجلوكوز إلى ثاني أكسيد الكربون (CO2) والإيثانول (C.2ح5OH) في تحول كيميائي يتم تمثيله على النحو التالي:

    ج6ح12ا6 (ق) → 2CO2(ز) + 2 ج2ح5أوه (ℓ)

    يعتمد صنع الخبز على إنتاج ثاني أكسيد الكربون. يعمل الغاز ، الذي يتم إنتاجه في جيوب صغيرة في عجينة الخبز ، كعامل تخمير: يتمدد أثناء الخبز ويجعل الخبز يرتفع. يعتبر الخبز المخمر أنعم وأخف وأسهل في الأكل والمضغ من الفطير. يعتمد الاستخدام الرئيسي الآخر للخميرة ، التخمر ، على إنتاج الإيثانول ، الذي ينتج عن نفس التحول الكيميائي. يمكن أيضًا شرب بعض المشروبات الكحولية ، مثل الشمبانيا ، باستخدام ثاني أكسيد الكربون الذي تنتجه الخميرة.

    الشكل 5.1 تستخدم الخميرة في العديد من تطبيقات معالجة الأغذية. في صناعة الخبز ، غالبًا ما تُباع الخميرة Saccharomyces cerevisiae على شكل حبيبات جافة (A). يتم استخدامه لصنع الخبز المخمر (ب).

    صورة الخميرة الجافة المنشطة مأخوذة من: Ranveig. صورة الخبز المخمر مأخوذة من: 3268zauber

    تعتبر الخميرة من أبسط أشكال الحياة على وجه الأرض ، لكنها ضرورية للغاية لاثنين من الصناعات الغذائية الرئيسية على الأقل. بدون الخميرة لتحويل العجين إلى خبز والعصير إلى نبيذ ، لم تكن هذه الأطعمة والصناعات الغذائية موجودة اليوم.

    5.1 قانون حفظ المادة

    التغيير الكيميائي مفهوم مركزي في الكيمياء. هدف الكيميائيين هو معرفة كيف ولماذا تتغير المادة في وجود مادة أخرى أو حتى من تلقاء نفسها. نظرًا لوجود عشرات الملايين من المواد المعروفة ، فهناك عدد كبير من التفاعلات الكيميائية المحتملة. في هذا الفصل ، سنجد أن العديد من ردود الفعل هذه يمكن تصنيفها إلى عدد صغير من الفئات وفقًا لبعض الخصائص المشتركة.

    في العلم ، أ قانون هو بيان عام يشرح عددًا كبيرًا من الملاحظات. قبل أن يتم قبول القانون ، يجب التحقق منه عدة مرات في ظل ظروف عديدة. لذلك تعتبر القوانين أعلى شكل من أشكال المعرفة العلمية ويُعتقد عمومًا أنها مصونة. تشكل القوانين العلمية جوهر المعرفة العلمية.

    أحد القوانين العلمية التي توفر الأساس للفهم في الكيمياء هو قانون حفظ المادة. تنص على أنه في أي نظام مغلق أمام نقل المادة (داخل وخارج) ، تظل كمية المادة في النظام ثابتة. تتمثل الطريقة المختصرة للتعبير عن هذا القانون في القول إن كمية المادة في النظام محفوظة ، أو لا يمكن إنشاء هذه المادة أو تدميرها أثناء تفاعل كيميائي. إنه يغير الشكل فقط.

    ماذا يعني هذا للكيمياء؟ في أي تغيير كيميائي ، يتم تغيير مادة أولية واحدة أو أكثر إلى مادة أو مواد مختلفة. تتكون كل من المواد الأولية والنهائية من ذرات لأن كل المادة تتكون من ذرات. وفقًا لقانون حفظ المادة ، لا يتم إنشاء المادة أو تدميرها ، لذلك يجب أن يكون لدينا نفس عدد ونوع الذرات بعد التغيير الكيميائي كما كان موجودًا قبل التغيير الكيميائي.

    قبل النظر إلى أمثلة صريحة لقانون حفظ المادة ، نحتاج إلى فحص الطريقة التي يستخدمها الكيميائيون لتمثيل التغيرات الكيميائية.

    5.2 كتابة وموازنة المعادلات الكيميائية

    الماء (H.2O) يتكون من الهيدروجين والأكسجين. لنفترض أننا نتخيل عملية نأخذ فيها بعض الهيدروجين الأولي (H2) والأكسجين الأولي (O2) ودعهم يتفاعلون لصنع الماء. تُستخدم المعادلة الكيميائية أدناه للتعبير عن هذا التفاعل:

    في هذا التفاعل الكيميائي ، تتم كتابة الصيغ الكيميائية للمواد المتفاعلة (أو الركائز) على الجانب الأيسر من المعادلة ، وتتم كتابة الصيغ الكيميائية للمنتجات على الجانب الأيمن. تربط علامة الجمع بين المواد الأولية (والمواد النهائية ، إذا كان هناك أكثر من مادة) ، ويمثل السهم (→) التغيير الكيميائي (أو التفاعل). في التفاعلات ، من الشائع أيضًا تضمين علامة طور مع كل صيغة - (صيغ) للصلب ، (ℓ) للسائل ، (ز) للغاز ، و (aq) لمادة مذابة في الماء ، تُعرف أيضًا باسم محلول مائي.

    نظرًا لقانون حفظ المادة ، يجب موازنة كل تفاعل كيميائي للتأكد من أن نفس عدد وأنواع الذرات على الجانب الأيسر من المعادلة هي نفسها الموجودة في الجانب الأيمن من التفاعل. لتمثيل هذا التوازن ، يتم وضع المعاملات أمام الصيغ الكيميائية على كل جانب للتأكد من أن نفس أعداد وأنواع الذرات موجودة على جانبي المعادلة. إذا كان المعامل واحدًا ، فلن يتم كتابته في المعادلة ، ولكن يتم افتراضه. تمثل المعاملات عدد الجزيئات الموجودة في التفاعل. في هذه الحالة ، يمكننا أن نرى أن هناك اثنين من H2 جزيئات (أو ما مجموعه أربع ذرات هيدروجين) من الجانب الأيسر من المعادلة وأن هناك اثنين من H2جزيئات O ، والتي تشتمل أيضًا على أربعة هيدروجين على الجانب الأيمن من المعادلة. وبالمثل ، هناك ذرتان من الأكسجين على شكل جزيء أكسجين واحد (O2) على الجانب الأيسر ، وذرتان من الأكسجين على الجانب الأيمن على شكل أو جزيئين من الماء. يظهر الرسم البياني باستخدام هياكل لويس أدناه لتمثيل عدد الجزيئات المشار إليها بواسطة معاملات المعادلة:

    يوضح الشكل 5.2 مثالًا مثيرًا إلى حد ما على رد الفعل هذا بالذات.

    الشكل 5.2 يمكن أن تكون التفاعلات الكيميائية عنيفة بطبيعتها. عند التعرض لشرارة أو لهب ، يتفاعل الهيدروجين والأكسجين بعنف لتكوين الماء. هنا يتفاعل غاز الهيدروجين في منطاد ، SS Hindenburg ، مع الأكسجين الموجود في الهواء لتكوين الماء.

    يتم توفير صورة هيندنبورغ من البحرية الأمريكية.

    تدرب على كتابة المعادلات والموازنة

    لكتابة تفاعلات كيميائية مناسبة ، من الضروري أولاً كتابة الصيغ الكيميائية الصحيحة. كما تعلمت في الفصلين 3 و 4 ، تتحد كل من المركبات الأيونية والتساهمية إما للتبرع / قبول الإلكترونات أو مشاركة الإلكترونات بطرق تمكن الذرات من الوصول إلى حالة مستقرة ، وغالبًا ما تتبع قاعدة الثمانيات. يجب أن يكون هذا هو الاعتبار الأول عند كتابة تفاعل كيميائي ، ويجب أن يكون الاعتبار الثاني هو حالات المادة التي ينطوي عليها التفاعل الكيميائي. قم بتسمية كل منها على أنها مادة صلبة (مواد) أو سائل (ℓ) أو غاز (g) أو محلول مائي (aq). بمجرد إنشاء الصيغ الكيميائية الصحيحة ، يجب عندئذٍ موازنة المعادلات الكيميائية المناسبة. كتابة ردود الفعل المتوازنة هي طريقة الكيميائي للاعتراف بقانون الحفاظ على المادة.

    كيف يوازن المرء معادلة كيميائية ، بدءًا من الصيغ الصحيحة للمواد المتفاعلة والمنتجات؟ في الأساس ، تم اعتماد نهج ذهاب وإياب ، بحساب عدد ذرات عنصر واحد على جانب واحد ، والتحقق من عدد ذرات ذلك العنصر على الجانب الآخر ، وتغيير المعامل إذا لزم الأمر. ثم تحقق من عنصر آخر ، ذهابًا وإيابًا من جانب من المعادلة إلى آخر ، حتى يكون لكل عنصر نفس عدد الذرات على جانبي السهم.في كثير من الحالات ، لا يهم أي عنصر متوازن أولاً وأي عنصر متوازن أخيرًا ، طالما أن جميع العناصر لها نفس عدد الذرات في كل جانب من جوانب المعادلة. ومع ذلك ، إذا ظهرت الأشكال الأولية في معادلة (مثل Na ، Zn ، O2، ح2، Cl2، إلخ) ، غالبًا ما يكون من الأسهل موازنة المعادلة ، عن طريق ترك الأشكال الأولية لتكون متوازنة أخيرًا.

    على سبيل المثال ، لموازنة المعادلة:

    CH4 + Cl2 → CCl4 + حمض الهيدروكلوريك

    أول ما نلاحظه أنه يحتوي على الشكل الأولي للكلور (Cl2). هذا يترك الكربون والهيدروجين في حالة توازن. قد نختار حساب ذرات الكربون أولاً ، لإيجاد أن كلا الجانبين متوازنان مع ذرة كربون واحدة. وبالتالي ، لن نغير المعامل للجزيئات المحتوية على الكربون ، ولكن بدلاً من ذلك نحول تركيزنا إلى عدد ذرات الهيدروجين. يحتوي الجانب المتفاعل على أربع ذرات هيدروجين ، ومع ذلك ، فإن جانب المنتج يحتوي على هيدروجين واحد فقط. وبالتالي ، سنحتاج إلى إضافة مُعامل إلى جانب المنتج ، بحيث يحتوي جانب المنتج أيضًا على أربع ذرات هيدروجين. نصلح هذا بوضع 4 أمام حمض الهيدروكلوريك:

    CH4 + Cl2 → CCl4 + 4HCl

    الآن كل جانب لديه أربع ذرات هيدروجين. الآن يمكننا موازنة الكلور. يحتوي جانب المنتج على إجمالي ثماني ذرات كلور (أربعة من CCl4 وأربعة من أربعة جزيئات من حمض الهيدروكلوريك) ، لذلك نحتاج إلى ثماني ذرات كلور على الجانب المتفاعل من المعادلة. نظرًا لأن عنصر الكلور عبارة عن جزيء ثنائي الذرة ، فإننا نحتاج إلى إجمالي أربعة جزيئات كلور للحصول على إجمالي ثماني ذرات كلور. نضيف 4 أخرى أمام Cl2 المتفاعل:

    CH4 + 4 سل2 → CCl4 + 4HCl

    الآن نتحقق مرة أخرى: كل جانب به ذرة كربون واحدة وأربع ذرات هيدروجين وثماني ذرات كلور. نعم ، المعادلة الكيميائية متوازنة.

    اختبار نفسك: مزيد من ممارسة موازنة المعادلات

    5.3 العلاقات الكمية على أساس المعادلات الكيميائية

    لا تصف المعادلة الكيميائية المتوازنة بعض الخصائص الكيميائية للمواد فقط - من خلال إظهار ماهية المواد التي تتفاعل مع المواد الأخرى التي تصنع المنتجات - ولكنها توضح أيضًا العلاقات العددية بين المواد المتفاعلة والنواتج. تسمى دراسة هذه العلاقات العددية العناصر المتفاعلة. يدور القياس المتكافئ للمعادلات الكيميائية حول المعاملات في المعادلة الكيميائية المتوازنة لأن هذه المعاملات تحدد النسبة الجزيئية التي تتفاعل فيها المواد المتفاعلة وتصنع المنتجات. إنه مشابه جدًا للطبخ. على سبيل المثال ، لصنع الهامبرغر ، لكل هامبرغر باتي ، يجب أن يكون لديك شريحتان من الخبز للخبز. وبالتالي ، فإن نسبة الخبز إلى الهامبرغر هي 2 إلى 1.

    ضع في اعتبارك المعادلة الكيميائية المتوازنة التالية:

    2 ج2ح2 + 5O2 → 4CO2 + 2 ح2ا

    تعطي المعاملات في الصيغ الكيميائية النسب التي تتحد فيها المواد المتفاعلة وتتشكل المنتجات. وبالتالي ، يمكننا عمل العبارات التالية وإنشاء النسب التالية:

    بيان:

    يمكن بعد ذلك تمثيل هذه العبارة رياضيًا في النسب التي تمثل بيانات العلاقة المكتوبة.

    العلاقات الأخرى ممكنة في الواقع ، يمكن بناء 12 نسبة مختلفة من هذه المعادلة الكيميائية المتوازنة. في كل نسبة ، لاحظ أن الوحدة عبارة عن جزيئات. تصف التفاعلات الكيميائية عدد جزيئات مادة واحدة المطلوبة للتفاعل مع مادة أخرى أو إنتاجها. يمكن استخدام أي من هذه الكسور كعامل تحويل لربط كمية من مادة ما بكمية من مادة أخرى. على سبيل المثال ، افترض أننا نريد معرفة عدد أول أكسيد الكربون2 تتشكل الجزيئات عند 26 جزيء من C.2ح2 تتفاعل.

    كالعادة في مشكلة التحويل ، نبدأ بالمبلغ المعطى - 26 درجة مئوية2ح2 - وضربها في عامل تحويل يلغي وحدتنا الأصلية ويقدم الوحدة التي نقوم بالتحويل إليها - في هذه الحالة ، CO2.

    وبالتالي ، لدينا خياران لعامل التحويل الخاص بنا

    لإلغاء ج2ح2، نحتاج إلى التأكد من أن هذه الوحدة تقع في أسفل عامل التحويل. وبالتالي ، يمكننا إعداد معادلة التحويل الخاصة بنا على النحو التالي:

    وهكذا ، 52 جزيء من ثاني أكسيد الكربون2 تتشكل عندما نبدأ بـ 26 جزيء من C2ح2. لاحظ أنه باستخدام عامل التحويل هذا ، كان بإمكاننا تبسيط معامل التحويل قبل إكمال خطوات الضرب والقسمة ، على النحو التالي:


    يعد هذا التطبيق لقياس العناصر الكيميائية قويًا للغاية في قدرته على التنبؤ ، طالما أننا نبدأ بمعادلة كيميائية متوازنة. بدون معادلة كيميائية متوازنة ، ستكون التنبؤات التي يتم إجراؤها بواسطة حسابات بسيطة متكافئة غير صحيحة.

    5.4 بعض أنواع التفاعلات الكيميائية

    على الرغم من وجود ملايين لا حصر لها من التفاعلات الكيميائية المحتملة ، يمكن تصنيف معظمها إلى عدد صغير من أنواع التفاعلات العامة. تصنيف التفاعلات له غرضان: يساعدنا في التعرف على أوجه التشابه فيما بينها ، ويمكننا من التنبؤ بنتائج تفاعلات معينة. في هذا الفصل ، سنناقش خمس فئات رئيسية من التفاعلات الكيميائية: (1) تفاعلات المجموعة (أو التوليف) ، (2) تفاعلات التحلل ، (3) تفاعلات الاستبدال الفردية ، (4) تفاعلات الاستبدال المزدوجة ، و (5) تفاعلات الأكسدة والاختزال. . لاحظ أن رد فعل معين قد يقع في أكثر من فئة سنقوم بتعريفها في هذا الكتاب.

    (1) مزيج (أو توليف) ردود الفعل

    التفاعل المركب (أو التوليف) هو تفاعل كيميائي هو تفاعل بناء ، حيث يتحد عنصران أو أكثر أو مركبات لتكوين مركب واحد.

    المعادلة العامة للتفاعل المركب هي:

    أ + ب ← أب

    مثال على التفاعل المركب هو:

    4 مواسم + 3 س2(ز) → 2Fe2ا3(س)

    في هذا التفاعل ، عناصر الحديد (Fe) والأكسجين (O2) تتحد لإنتاج أكسيد الحديد الثالث (Fe2ا3). لاحظ أن التفاعلات المركبة لا يجب أن تجمع العناصر معًا. يمكن أن تجمع التفاعلات المركبة أيضًا المركبات معًا لتشكيل مركبات أكبر. المعادلة الكيميائية:

    Fe2ا3 (س) + 3SO3 (س) → Fe2(وبالتالي4)3 (س)

    يُظهر تفاعلًا مركبًا فيه أكسيد الحديد الثالث (Fe2ا3) يتحد مع ثلاثة جزيئات من ثالث أكسيد الكبريت (SO3) لصنع كبريتات الحديد الثالث [Fe2(وبالتالي4)3].

    (2) تفاعلات التحلل

    تفاعل التحلل هو عكس التفاعل المركب. في تفاعل التحلل ، يتم تحويل مادة واحدة أو تقسيمها إلى منتجين أو أكثر. المعادلة العامة لتفاعلات التحلل هي:

    AB → A + B

    على سبيل المثال ، المعادلة أدناه عبارة عن تفاعل تحلل يحدث عندما يكون بيكربونات الصوديوم (NaHCO3) يتعرض للحرارة:

    2NaHCO3 (s) → Na2CO3 (s) + CO2 (g) + H2O ()

    مثال آخر هو تحلل KClO3:

    2KClO3(ق) → 2KCl (ق) + 3O2(ز)

    يمكن استخدام هذا التفاعل لتوليد كميات صغيرة من الأكسجين في معمل الكيمياء.

    (3) تفاعلات الاستبدال الفردي (أو النزوح الفردي)

    تحدث تفاعلات الاستبدال الفردي (أو الإزاحة) عندما يحل عنصر (غالبًا معدن) محل عنصر آخر من مركب. يمكن أن تحدث في شكلين: التبادل الموجبة أو التبادل الأنيوني. في التبادلات الموجبة، الأيونات الموجبة (الكاتيونات) للمعادلة تغير مكان. في التبادلات الأنيونية، الأيونات السالبة (الأنيونات) تغير مكانها. لاحظ أن تفاعلات الاستبدال الفردية غالبًا ما تكون أيضًا تفاعلات الأكسدة والاختزال ، وبالتالي ، سنعيد النظر في نوع التفاعل هذا في هذا القسم.

    المعادلة العامة لتفاعل الاستبدال الكاتيوني المفرد هي:

    A + BC → AC + B

    بالنسبة لتفاعل التبادل الكاتيوني ، يمثل A كاتيونًا يحل محل الكاتيون B في المنتج ، AC. مثال على تفاعل التبادل الكاتيوني هو:

    2 Ag (s) + 2 HCl (aq) → H2(ز) + 2 AgCl (s)

    في هذا التفاعل ، تحل الفضة محل كاتيون الهيدروجين في حمض الهيدروكلوريك لتكوين كلوريد الفضة في المنتج النهائي.

    بالنسبة لتفاعلات تبادل الأنيون ، يمكن استخدام التفاعل العام التالي:

    D + BC → BD + C

    مثال على تفاعل التبادل الأنيوني هو:

    3 واو2(ز) + 2 FeCl3(aq) → 2 FeF3(عبد القدير) + 3 سل2(ز)

    في هذا التفاعل ، يحل الطحين محل أنيون الكلور في كلوريد الحديد الثالث لإنتاج فلوريد الحديد الثالث.

    (4) تفاعلات الاستبدال (أو الإزاحة) المزدوجة

    تحدث تفاعلات الاستبدال (أو الإزاحة) المزدوجة عندما تحل مجموعتان كيميائيتان محل بعضهما البعض (تغيير الشركاء) في مركبات كل منهما.

    المعادلة العامة لتفاعل الاستبدال المزدوج هي:

    AB + CD → AD + CB

    نوعان رئيسيان من تفاعلات الاستبدال المزدوجة هما تفاعلات تحييد الحمض القاعدي وتفاعلات الترسيب.

    تفاعلات تحييد القاعدة الحمضية

    في تفاعل معادلة القاعدة الحمضية ، يتم دمج حمض مع قاعدة لتكوين ملح وماء.

    ردود الفعل هطول الأمطار

    تحدث تفاعلات الترسيب عندما تتحد الكاتيونات والأنيونات في محلول مائي لتكوين مادة صلبة أيونية غير قابلة للذوبان تسمى ترسب. يمكن تحديد ما إذا كان مثل هذا التفاعل يحدث أم لا باستخدام قواعد الذوبان للمواد الصلبة الأيونية الشائعة. نظرًا لأن ليس كل التفاعلات المائية تشكل رواسب ، يجب على المرء الرجوع إلى قواعد الذوبان قبل تحديد حالة المنتجات.تسمح القدرة على التنبؤ بهذه التفاعلات للعلماء بتحديد أي الأيونات موجودة في المحلول ، وتسمح للصناعات بتكوين مواد كيميائية عن طريق استخراج المكونات منها تفاعلات.

    الرواسب عبارة عن نواتج صلبة أيونية غير قابلة للذوبان من تفاعل ، تتشكل عندما تتحد كاتيونات وأنيونات معينة في محلول مائي. يمكن أن تختلف العوامل المحددة لتشكيل الراسب. تعتمد بعض التفاعلات على درجة الحرارة ، مثل المحاليل المستخدمة للمخازن المؤقتة ، بينما يعتمد البعض الآخر على تركيز المحلول فقط. المواد الصلبة المنتجة في تفاعلات الترسيب هي مواد صلبة بلورية ، ويمكن تعليقها في جميع أنحاء السائل أو تسقط في قاع المحلول. يسمى السائل المتبقي سائل طاف. يمكن فصل مكوني الخليط (الراسب والطاف) بطرق مختلفة ، مثل الترشيح أو الطرد المركزي أو الصب.

    الشكل 5.3: أعلاه رسم تخطيطي لتشكيل راسب في المحلول.

    يتطلب استخدام قواعد الذوبان فهم الطريقة التي تتفاعل بها الأيونات. معظم تفاعلات الهطول هي تفاعلات استبدال فردية أو تفاعلات استبدال مزدوجة يحدث تفاعل الاستبدال المزدوج عندما ينفصل اثنان من المتفاعلات الأيونية ويترابطان مع الأنيون أو الكاتيون المعين من المادة المتفاعلة الأخرى. تستبدل الأيونات بعضها البعض بناءً على رسومها إما كاتيون أو أنيون. يمكن اعتبار هذا على أنه & # 8220 شركاء تبديل & # 8221 أي ، المتفاعلان لكل منهما & # 8220lose & # 8221 شريكهم وتشكيل رابطة مع شريك مختلف:

    الشكل 5.4: رد فعل بديل مزدوج

    يتم تصنيف تفاعل الاستبدال المزدوج على وجه التحديد على أنه أ معادلة الترسيب عندما تحدث المعادلة الكيميائية المعنية في محلول مائي ويكون أحد المنتجات المتكونة غير قابل للذوبان ويشكل منتجًا صلبًا. فيما يلي مثال على تفاعل هطول الأمطار:

    ج د S O 4 (أ ف) + ك 2 S (a q) → C d S (s) + K. 2 وبالتالي 4 (أ ف)

    كلا المتفاعلين مائيان ومنتج واحد صلب. نظرًا لأن المواد المتفاعلة أيونية ومائية ، فإنها تنفصل وبالتالي تكون كذلك قابل للذوبان. ومع ذلك ، فإن الكادميوم غير قابل للذوبان ويترسب من المحلول ليشكل منتجًا صلبًا. هناك ستة إرشادات للذوبان يمكنك استخدامها لمساعدتك على التنبؤ بالجزيئات التي ستشكل مادة صلبة وتمكنك من تحديد تفاعل هطول الأمطار.

    قواعد الذوبان

    تملي قواعد الذوبان ما إذا كان التفاعل يشكل راسبًا أم لا. توفر هذه القواعد إرشادات تخبرنا عن الأيونات التي تشكل المواد الصلبة والتي تبقى في شكلها الأيوني في محلول مائي. يجب اتباع القواعد من أعلى إلى أسفل ، مما يعني أنه إذا كان هناك شيء غير قابل للذوبان (أو قابل للذوبان) بسبب القاعدة 1 ، فإن له الأسبقية على القاعدة ذات الأرقام الأعلى.

    1. تتكون الأملاح من كاتيونات المجموعة 1 و N H 4+ كاتيونات قابل للذوبان. هناك بعض الاستثناءات لبعض أملاح L i +.
    2. خلات (C. 2 ح 3 ) ، النترات (N O3 -) والبيركلورات (C l O4 -) هي قابل للذوبان.
    3. البروميدات والكلوريدات واليود قابل للذوبان.
    4. كبريتات (S O 4 2-) هي قابل للذوبان مع ال استثناء من الكبريتات المتكونة من C a 2 + و S r 2 + و B a 2 +. هذه الأملاح لا يتحلل في الماء.
    5. الأملاح التي تحتوي على الفضة والرصاص والزئبق (1) هي لا يتحلل في الماء.
    6. كربونات (C O 3 2 -) ، الفوسفات (P O 4 3 -) ، الكبريتيدات ، الأكاسيد ، والهيدروكسيدات (O H -) لا يتحلل في الماء. تعتبر الكبريتيدات المتكونة من المجموعة 2 الكاتيونات والهيدروكسيدات المتكونة من الكالسيوم والسترونشيوم والباريوم استثناءات.

    إذا كانت القواعد تنص على أن الأيون قابل للذوبان ، فإنه يظل في شكله الأيوني المائي. إذا كان أيون غير قابل للذوبان بناءً على قواعد الذوبان ، فإنه يشكل مادة صلبة مع أيون من المادة المتفاعلة الأخرى. إذا تبين أن جميع الأيونات في التفاعل قابلة للذوبان ، فلن يحدث تفاعل ترسيب.

    صافي المعادلات الأيونية

    لفهم تعريف أ صافي المعادلة الأيونية، تذكر معادلة تفاعل الاستبدال المزدوج. نظرًا لأن هذا التفاعل المعين هو تفاعل هطول الأمطار ، يمكن تعيين حالات المادة لكل زوج متغير:

    AB (عبد القدير) + قرص مضغوط (عبد القدير)ميلادي(عبد القدير) + CB (س)

    تتمثل الخطوة الأولى لكتابة معادلة أيونية صافية في فصل المواد المتفاعلة القابلة للذوبان (المائية) والمنتجات إلى كاتيونات وأنيونات كل منها. لا تنفصل الرواسب في الماء ، لذلك لا ينبغي فصل المادة الصلبة. تبدو المعادلة الناتجة كما يلي:

    أ + (عبد القدير) + B & # 8211 (عبد القدير) + C + (عبد القدير) + د(عبد القدير)أ + (عبد القدير) + د(عبد القدير) + CB (س)

    في المعادلة أعلاه ، أ + و د & # 8211 أيونات موجودة على جانبي المعادلة. تسمى هذه أيونات المتفرج لأنها تظل دون تغيير طوال فترة التفاعل. نظرًا لأنهم يمرون بالمعادلة دون تغيير ، فيمكن حذفهم لإظهار معادلة أيونية صافية:

    ج + (عبد القدير)+ B & # 8211 (عبد القدير)CB (s)

    تظهر المعادلة الأيونية الصافية فقط تفاعل الهطول. يجب موازنة المعادلة الأيونية الصافية على كلا الجانبين ليس فقط من حيث ذرات العناصر ، ولكن أيضًا من حيث الشحنة الكهربائية. عادة ما يتم تمثيل تفاعلات الهطول فقط من خلال صافي المعادلات الأيونية. إذا كانت جميع المنتجات مائية ، فلا يمكن كتابة معادلة أيونية صافية لأن جميع الأيونات يتم إلغاؤها كأيونات متفرج. وبالتالي، لا يحدث تفاعل هطول الأمطار.

    التطبيقات والأمثلة

    تفاعلات الترسيب مفيدة في تحديد ما إذا كان عنصر معين موجودًا في الحل. إذا تم تكوين راسب عندما تتفاعل مادة كيميائية مع الرصاص ، على سبيل المثال ، يمكن اختبار وجود الرصاص في مصادر المياه عن طريق إضافة المادة الكيميائية ومراقبة تكوين الراسب. بالإضافة إلى ذلك ، يمكن استخدام تفاعلات هطول الأمطار لاستخراج العناصر ، مثل المغنيسيوم من مياه البحر. تحدث تفاعلات الترسيب في جسم الإنسان بين الأجسام المضادة والمستضدات ، ومع ذلك ، لا تزال البيئة التي يحدث فيها هذا قيد الدراسة.

    مشاكل الممارسة

    اكتب المعادلة الأيونية الصافية لتفاعلات الإزاحة المزدوجة المحتملة. تأكد من تضمين حالات المادة وتوازن المعادلات.

    1. و ه (N O 3 ) 3 (أ ف) + ن أ يا ح (أ ف) →
    2. أ 2 ( وبالتالي 4 ) 3 (أ ف) + ب أ ج ل 2 (أ ف) →
    3. H I (a q) + Z n (N O 3 ) 2 (أ ف) →
    4. ج أ ج ل 2 (أ ف) + ن أ 3 ص 4 (أ ف) →
    5. ف ب (N O 3 ) 2 (أ ف) + ك 2 وبالتالي 4 (أ ف)
    حلول

    1. بغض النظر عن الحالة الفيزيائية ، فإن نواتج هذا التفاعل هي F e (O H) 3 و N a N O 3 . تتنبأ قواعد الذوبان بأن N a N O 3 قابل للذوبان لأن جميع النترات قابلة للذوبان (القاعدة 2). ومع ذلك ، F e (O H) 3 غير قابل للذوبان ، لأن الهيدروكسيدات غير قابلة للذوبان (القاعدة 6) و F e ليس أحد الكاتيونات التي ينتج عنها استثناء. بعد التفكك تكون المعادلة الأيونية كالتالي:

    يؤدي إلغاء أيونات المتفرج إلى ترك المعادلة الأيونية الصافية:

    2. من تفاعل الاستبدال المزدوج ، تكون المنتجات A l C l 3 و B a S O 4 . أ ل ج ل 3 قابل للذوبان لأنه يحتوي على كلوريد (القاعدة 3) ومع ذلك ، B a S O 4 غير قابل للذوبان: يحتوي على كبريتات ، لكن أيون B a 2 + يجعله غير قابل للذوبان لأنه أحد الكاتيونات التي تسبب استثناءً للقاعدة 4. المعادلة الأيونية هي (بعد الموازنة):

    يؤدي إلغاء أيونات المتفرج إلى ترك المعادلة الأيونية الصافية التالية:

    3. من تفاعل الاستبدال المزدوج ، المنتجات HN O 3 و Z n أنا 2 تتشكل. بالنظر إلى قواعد الذوبان ، HN O 3 قابل للذوبان لأنه يحتوي على نترات (القاعدة 2) ، و Z n I 2 قابل للذوبان لأن اليود قابل للذوبان (القاعدة 3). هذا يعني أن كلا المنتجين مائيان (أي ينفصلان في الماء) ، وبالتالي لا يحدث تفاعل ترسيب.

    4. نواتج تفاعل الاستبدال المزدوج هذا هي C a 34 ) 2 و N a C l. تنص القاعدة 1 على أن N a C l قابل للذوبان ، ووفقًا لقاعدة الذوبان 6 ، C a 34 ) 2 غير قابل للذوبان. المعادلة الأيونية هي:

    بعد إلغاء أيونات المتفرج ، ترد المعادلة الأيونية الصافية أدناه:

    5. المنتج الأول لهذا التفاعل ، P b S O 4 ، قابل للذوبان وفقًا للقاعدة 4 لأنه كبريتات. المنتج الثاني KN O 3 ، قابل للذوبان أيضًا لاحتوائه على النترات (القاعدة 2). لذلك ، لا يحدث تفاعل هطول الأمطار.

    (5) تفاعلات الأكسدة والاختزال (الأكسدة)

    ان تفاعل الأكسدة والاختزال هو نوع من التفاعل الكيميائي الذي يتضمن نقل الإلكترونات بين ذرتين أو مركبين. يقال إن المادة التي تفقد الإلكترونات تتأكسد ، بينما يقال إن المادة التي تكتسب الإلكترونات قد تقلصت. يمكن تقييم التغيير في تكوين الإلكترون في تغيير حالة الأكسدة (أو العدد)من ذرة. لذلك ، فإن تفاعل الأكسدة والاختزال هو أي تفاعل كيميائي تتغير فيه حالة (عدد) الأكسدة لجزيء أو ذرة أو أيون باكتساب أو فقدان إلكترون. سوف نتعلم كيفية تقييم حالة الأكسدة للجزيء في هذا القسم. بشكل عام ، تعتبر تفاعلات الأكسدة والاختزال شائعة وحيوية لبعض الوظائف الأساسية للحياة ، بما في ذلك التمثيل الضوئي ، والتنفس ، والاحتراق ، والتآكل أو الصدأ.

    كما هو مبين في الشكل XX ، فإن ذاكريًا سهلًا لمساعدتك على تذكر العضو الذي يكتسب إلكترونات وأي عضو يفقد الإلكترونات هو & # 8216LEO الأسد يقول GER & # 8217 ، حيث LEO تمثل إلأوز هالمحاضرات = اxidized و جير تمثل جيعين هالمحاضرات = صمتعلم.

    قواعد لتعيين حالات الأكسدة

    ال حالة الأكسدة من عنصر يتوافق مع عدد الإلكترونات ، e & # 8211 ، التي تفقدها الذرة أو تكتسبها أثناء الرابطة الأيونية ، أو يبدو أنها تفقد / حبيبة عند الانضمام في روابط تساهمية مع ذرات أخرى في المركبات. لتحديد حالة أكسدة الذرة ، هناك سبعة إرشادات يجب اتباعها:

    1. حالة أكسدة الذرة في شكلها الأولي هي 0. (وهذا يشمل الأشكال الأولية التي تحدث كجزيئات ثنائية الذرة. على سبيل المثال ، كل أكسجين في جزيء O2، لديها حالة أكسدة = 0.)
    2. حالة الأكسدة الكلية لجميع الذرات في أ الأنواع المحايدة هو 0 وفي أيون يساوي شحنة الأيونات. (على سبيل المثال ، حالة الأكسدة الإجمالية لـ NaCl = 0 ، على الرغم من أن حالة أكسدة Na + في هذه الرابطة هي +1 وحالة أكسدة ذرة الكلور ، Cl & # 8211 ، هي -1. عند إضافتها معًا إنها تساوي 0. في حالة الأيون ، يشار دائمًا إلى الشحنة الكلية. على سبيل المثال ، الشحنة الإجمالية لأيون OH & # 8211 هي -1 ، بينما الأكسجين في OH & # 8211 له حالة أكسدة -2 والهيدروجين له حالة أكسدة +1.)
    3. تحتوي معادن المجموعة 1 على حالة أكسدة قدرها +1 والمجموعة 2 حالة أكسدة تبلغ +2 عندما تشارك في الترابط الأيوني.
    4. حالة أكسدة الفلور هي -1 في المركبات
    5. يحتوي الهيدروجين بشكل عام على حالة أكسدة +1 في المركبات
    6. للأكسجين عمومًا حالة أكسدة -2 في المركبات
    7. في مركبات المعادن الثنائية ، تحتوي عناصر المجموعة 17 (أو 7 أ) على حالة أكسدة -1 ، والمجموعة 16 (أو 6 أ) من -2 ، والمجموعة 15 (أو 5 أ) من -3.
    8. يتم حساب حالات الأكسدة للذرات الأخرى بناءً على القواعد 1-7.

    بمجرد أن تتقن حساب حالات الأكسدة ، يمكنك البدء في تقييم التفاعلات الكيميائية لتحديد ما إذا كانت تفاعلات تقليل الأكسدة.

    تتكون تفاعلات الأكسدة والاختزال من جزأين ، نصف مخفض ونصف مؤكسد ، ذلك دائما تحدث معا. إلكترونات النصف المخفّض ينقص عدد الأكسدة (أو يصبح أقل إيجابية) ، بينما يفقد النصف المؤكسد الإلكترونات ويزداد عدد الأكسدة (يصبح أكثر إيجابية). لا يوجد تغيير صاف في عدد الإلكترونات في تفاعل الأكسدة والاختزال. تلك المنبعثة في تفاعل نصف الأكسدة يتم تناولها بواسطة أنواع أخرى في تفاعل نصف الاختزال.

    من الأمثلة الجيدة على تفاعل الأكسدة والاختزال تفاعل الثرمايت ، حيث تفقد (أو تتخلى) ذرات الحديد في أكسيد الحديديك ذرات O إلى ذرات Al ، مما يؤدي إلى إنتاج Al2ا3.

    للتعرف على تفاعلات الأكسدة والاختزال ، ابدأ بتحديد حالات الأكسدة لكل ذرة في التفاعل على الجانبين الأيسر والأيمن من المعادلة. ثم حدد حالة الأكسدة لأي ذرات تتغير من المادة المتفاعلة إلى جانب المنتج. إذا كان الأمر كذلك ، فإن التفاعل هو تفاعل الأكسدة والاختزال ، ويمكنك تحديد المركب الذي يتأكسد (يفقد الإلكترونات) والذي يتم تقليله (يكتسب الإلكترونات). على سبيل المثال ، إذا قمنا بتقييم تفاعل الثرمايت أعلاه:

    بشكل عام في هذا التفاعل ، يتأكسد الألومنيوم إلى أكسيد الألومنيوم ، ويتم تقليل الحديد الموجود في أكسيد الحديد الثالث إلى عنصر الحديد. لاحظ أنه لا يوجد تغيير في حالة أكسدة الأكسجين.

    يطلق على النوعين اللذين يتبادلان الإلكترونات في تفاعل الأكسدة والاختزال أسماء خاصة. يسمى الأيون أو الجزيء الذي يقبل الإلكترونات (أو ينخفض ​​أثناء التفاعل) بـ عامل مؤكسد بقبول الإلكترونات يتسبب في أكسدة مركب أو عنصر آخر. في تفاعل الثرمايت أعلاه ، يكون أكسيد الحديد الثالث هو عامل مؤكسد. على العكس من ذلك ، فإن الأنواع التي تتبرع بالإلكترونات تسمى الحد من وكيل عندما يحدث التفاعل ، فإنه يقلل من الأنواع الأخرى. وهكذا ، في تفاعل الثرمايت ، يكون الألومنيوم هو الحد من وكيل. بمعنى آخر ، المادة المؤكسدة هي العامل المختزل والمادة التي يتم تقليلها هي العامل المؤكسد.

    غالبًا ما تكون تفاعلات الاستبدال الفردية أيضًا تفاعلات الأكسدة والاختزال. من المؤشرات الجيدة على تفاعل الأكسدة والاختزال ظهور شكل عنصري لمادة على جانب واحد يتم تحويله إلى مركب على الجانب الآخر. تفاعل الأكسدة والاختزال الشائع الآخر هو تفاعل الاحتراق.

    تفاعلات الاحتراق

    ج x ح ذ + س 2 → C O 2 + ح 2 ا

    الإحتراق تفاعلات غالبًا ما تشتمل على الأكسجين في شكل O2، ودائمًا تقريبًا طارد للحرارة، مما يعني أنها تنتج الحرارة. يشار إلى التفاعلات الكيميائية التي تنبعث من الضوء والحرارة والضوء بالعامية باسم & # 8220burning. & # 8221 يؤدي الاحتراق الكامل لمركبات الكربون إلى إنتاج ثاني أكسيد الكربون (CO)2) والماء (H2س). لاحظ أن الكربون يمكن أن يوجد في مجموعة من حالات الأكسدة ، عادةً من -4 إلى +4. إن حرق الوقود الذي يوفر الطاقة للحفاظ على حضارتنا وعملية التمثيل الغذائي للأطعمة التي تمدنا بالطاقة التي تبقينا على قيد الحياة يشتملان على تفاعلات الأكسدة والاختزال.

    جميع تفاعلات الاحتراق هي أيضًا تفاعلات الأكسدة والاختزال.

    ج x ح ذ + س 2 → C O 2 + ح 2 ا

    أحد الأمثلة على ذلك هو حرق الأسيتيلين (C2ح2) في المشاعل:

    2 ج2ح2 + 5O2 → 4CO2 + 2 ح2ا

    الأكسجين (في شكله الأولي) هو مادة متفاعلة حاسمة في تفاعلات الاحتراق ، وهو موجود أيضًا في المنتجات. يمكن تقييم تفاعلات الاحتراق لإمكانية الأكسدة والاختزال ، كما فعلنا مع تفاعل الثرمايت أعلاه.

    بشكل عام في تفاعلات الاحتراق ، يتأكسد الهيدروكربون (في هذه الحالة ، الأسيتيلين) بواسطة الأكسجين الجزيئي لإنتاج ثاني أكسيد الكربون والماء. في هذه العملية ، يتم تقليل الأكسجين.

    في عملية التنفس ، وهي العملية الكيميائية الحيوية التي يقوم من خلالها الأكسجين الذي نستنشقه في الهواء بأكسدة المواد الغذائية لثاني أكسيد الكربون والماء ، توفر تفاعلات الأكسدة والاختزال الطاقة للخلايا الحية. تفاعل الجهاز التنفسي النموذجي هو أكسدة الجلوكوز (C6ح12ا6) ، سكر بسيط.

    ج6ح12ا6 + 6O2 → 6CO2 + 6 ح2ا

    نظرة فاحصة على أهمية تفاعلات الأكسدة والاختزال

    يستخدم الكيميائيون العضويون مجموعة متنوعة من تفاعلات الأكسدة والاختزال. على سبيل المثال ، ثنائي كرومات البوتاسيوم (K.2سجل تجاري2ا7) هو عامل مؤكسد شائع يمكن استخدامه لأكسدة الكحولات (يرمز له بالصيغة العامة R-OH ، حيث يمكن أن يكون R أي مجموعة ، ويمثل OH مجموعة الكحول الوظيفية). يعتمد ناتج التفاعل على موقع المجموعة الوظيفية OH في جزيء الكحول ، والنسب النسبية للكحول وأيون ثنائي كرومات ، وظروف التفاعل مثل درجة الحرارة. إذا كانت مجموعة OH متصلة بذرة كربون طرفية ويتم تقطير المنتج أثناء تشكله ، يكون المنتج عبارة عن ألدهيد ، يحتوي على مجموعة كربونيل طرفية (C = O). أحد الأمثلة على ذلك هو التفاعل الذي يستخدمه جهاز قياس الكحول للكشف عن الكحول الإيثيلي (C2ح5OH) في أنفاس الشخص:

    3 ج2ح5أوه + كر2ا7 2− + 8H + → 3CH3CHO + 2Cr 3+ + 7H2ا

    الشكل 5.3 يتعرف المشربون على حدودهم باستخدام اختبار قياس الكحول
    صورة من: KOMUnews


    في كيمياء الغذاء ، المواد المعروفة بمضادات الأكسدة هي عوامل مختزلة. حمض الأسكوربيك (المعروف أيضًا باسم فيتامين سي سي6ح8ا6) يُعتقد أنه يمنع الأكسدة الضارة المحتملة للخلايا الحية. في هذه العملية ، يتأكسد إلى حمض ديهيدروكوربيك (C6ح6ا6).

    في المعدة ، يقلل حمض الأسكوربيك من أيون النتريت (NO 2−) إلى أكسيد النيتريك (NO):

    ج6ح8ا6 + 2H + + 2NO 2− → C.6ح6ا6 + 2 ح2س + 2

    إذا لم يحدث هذا التفاعل ، فإن أيونات النتريت من الأطعمة ستؤكسد الحديد في الهيموجلوبين ، مما يدمر قدرته على حمل الأكسجين.


    توكوفيرول (فيتامين هـ) هو أيضًا أحد مضادات الأكسدة. في الجسم ، يُعتقد أن فيتامين E يعمل عن طريق التخلص من المنتجات الثانوية الضارة لعملية التمثيل الغذائي ، مثل الأجزاء الجزيئية شديدة التفاعل التي تسمى الجذور الحرة. يعمل فيتامين (هـ) في الأطعمة على منع تأكسد الدهون وبالتالي تفسدها.

    أخيرًا ، والأهم من ذلك ، أن النباتات الخضراء تنفذ تفاعل الأكسدة والاختزال الذي يجعل الحياة على الأرض ممكنة تقريبًا. يفعلون ذلك من خلال عملية تسمى التمثيل الضوئي ، حيث يتم تحويل ثاني أكسيد الكربون والماء إلى جلوكوز (C6ح12ا6). يتطلب تخليق الجلوكوز مجموعة متنوعة من البروتينات تسمى الإنزيمات وصبغة خضراء تسمى الكلوروفيل والتي تحول ضوء الشمس إلى طاقة كيميائية (الشكل 5.4). في هذا التفاعل ، يتم تقليل ثاني أكسيد الكربون لتكوين الجلوكوز (C6ح12ا6) ، ويتأكسد الماء إلى غاز الأكسجين. تفاعلات أخرى تحول الجلوكوز (C6ح12ا6) إلى الكربوهيدرات والبروتينات النباتية والزيوت الأكثر تعقيدًا. يكون التفاعل الكيميائي الذي يحدث كما يلي:

    6CO2 + 6 ح2O → C.6ح12ا6 + 6O2

    الشكل 5.4 رسم تخطيطي لعملية التمثيل الضوئي. في عملية التمثيل الضوئي ، يتم حصاد الطاقة الضوئية من الشمس بواسطة أصباغ الكلوروفيل بشكل أساسي في أوراق النبات حيث يتم استخدامها لتحويل ثاني أكسيد الكربون والماء إلى سكر (جلوكوز).

    5.5 التركيز على البيئة وتلوث الهواء # 8211

    يعد فهم ومراقبة جودة الهواء أمرًا ضروريًا لعلماء الغلاف الجوي للمساعدة في تقليل الانبعاثات وحماية صحة الإنسان والبيئة. في وحدة التعلم هذه ، سنتعرف على ملوثات الهواء ومصادرها وتأثيراتها على البيئة وأنظمتنا التنفسية.

    الشكل 5.5 تلوث الهواء في هونغ كونغ. في يومين خاليين من السحب ، يمكن أن يختلف وضع الضباب بشكل كبير اعتمادًا على الموسم واتجاه الرياح. مصدر: طوكيوهيد

    تكوين الغلاف الجوي

    يتكون الهواء من العديد من الغازات المختلفة. لإعطائك فكرة عن ماهية الهواء في الواقع ، شاهد هذا الفيديو!

    الأول ، النيتروجين ، هو أكبر مكون للغلاف الجوي. إذا كان الهواء مصنوعًا من 1000 جزء ، فإن النيتروجين سيتطلب 780 جزءًا ، أو 78٪. النيتروجين مهم حقًا لنا لأنه يساعد النباتات على اكتساب المعادن من التربة لنمو النبات. ثاني أكثر الغازات شيوعًا الموجودة في الهواء هو الأكسجين. يشكل الأكسجين 209 أجزاء ، أو 20.9٪ من هوائنا. الأكسجين مهم لأشياء كثيرة. نحتاجه للتنفس ، ولكنه ضروري أيضًا للحرائق. المشكلة الوحيدة مع الأكسجين ، إذا كان لديك الكثير منه ، يكون الأكسجين شديد التفاعل. يمكن أن تشتعل الأشياء إذا كانت لديك بيئة غنية بالأكسجين ، لذا فإن وجود النيتروجين في هواءنا يوازنه ويمنحنا النسبة الصحيحة من الأكسجين والنيتروجين معًا لجعل الهواء آمنًا للتنفس والتواجد.

    الغاز التالي في الهواء يسمى الأرجون. لا يفعل الأرجون الكثير بالنسبة لنا في الغلاف الجوي ، لكن لدينا 9 أجزاء ، أو 0.9٪ في الهواء. الأرجون هو غاز يمكن وضعه في أنبوب بتيار كهربائي لتكوين صبغة أرجوانية في علامة النيون. بعد ذلك ، لدينا غاز نسمع عنه كثيرًا هذه الأيام ، وهو ثاني أكسيد الكربون. هذا الغاز هو أحد الغازات النزرة ويوجد بتركيزات صغيرة في الغلاف الجوي. ثاني أكسيد الكربون هو غاز نخرجه عندما نتنفس. كما تأخذه النباتات لإنشاء هيكل النبات. ثاني أكسيد الكربون هو غاز دفيئة ويسمح للإشعاع الشمسي الوارد بالمرور عبر الغلاف الجوي ، ولكنه يحبس ضوء الشمس الخارج أو المنعكس لإحداث تأثير الاحترار في غلافنا الجوي. تشكل الغازات النزرة ، بما في ذلك ثاني أكسيد الكربون ، جزءًا واحدًا أو 0.1٪ من الهواء. تشمل الغازات النزرة الأخرى الأوزون وأكسيد النيتروجين والميثان والهيليوم والنيون وبخار الماء والعديد من الغازات الأخرى.

    الشكل 5.6. تكوين الغلاف الجوي. يتكون معظم الغلاف الجوي لدينا ، 99٪ ، من الأكسجين (O2) بنسبة 21٪ والنيتروجين (N.2) بنسبة 78٪. تعتبر غازات الدفيئة ، مثل بخار الماء وثاني أكسيد الكربون والميثان ، ذات أهمية حيوية للحفاظ على كوكبنا دافئًا. على الرغم من وجود هذه الغازات بتركيزات صغيرة ، إلا أنها ذات أهمية حيوية في الحفاظ على متوسط ​​درجة حرارة عالمية تبلغ 59 درجة فهرنهايت.

    الملوثات

    ما هو تلوث الهواء؟ ليست المواد الكيميائية الموجودة في الغلاف الجوي فقط ، بل المواد الكيميائية التي لها آثار صحية سيئة. نظرًا لأننا نتنفسه ، فسوف يؤثر ذلك على صحتنا ووظائف الرئة ويمكن أن يؤدي إلى زيادة مخاطر الإصابة بالسرطان. إذا كانت المواد الكيميائية تؤثر علينا سلبًا ، فإننا نسميها الملوثات. يرجى مشاهدة الفيديو التعليمي التالي الذي يصف ملوثات الغلاف الجوي.

    الملوثات الأولية تنبعث مباشرة في الغلاف الجوي عن طريق مصدر معين. وتشمل المركبات العضوية المتطايرة (VOCs) مثل الغازات من تبخر البنزين ، وأول أكسيد الكربون (CO) ، وهو غاز عديم الرائحة ينتج عن تفاعلات الأكسدة ، وأكسيد النيتروجين (NO) ، وثاني أكسيد النيتروجين (NO2) وثاني أكسيد الكبريت (SO2) والجسيمات (PM) والرصاص (Pb) التي كانت تستخدم في السابق كمضافات شائعة في البنزين والتركيبات الصناعية الأخرى ، مثل الطلاء. ستتم مناقشة التلوث بالرصاص بمزيد من التفصيل في الفصل السابع.

    يمكن أن تتحد الملوثات الأولية مع مواد كيميائية أخرى في الغلاف الجوي وتنتج الملوثات الثانوية.

    الشكل 5.7 رسم تخطيطي للملوثات الأولية والثانوية. رسم بياني بواسطة: بول أندرسون

    كما هو موضح في الفصل 3 ، يمكن أن يتفاعل عدد من هذه الملوثات الأولية لتكوين الأحماض الجوية التي تسبب المطر الحمضي. أمثلة من الفصل 3 تضمنت NOx المركبات التي تتفاعل لإنتاج حمض النيتريك (HNO3)، و حينئذ2 يتفاعل لإنتاج حامض الكبريتيك (H2وبالتالي4). الأوزون هو ملوث ثانوي آخر يتكون من خلال تفاعلات كيميائية بين NO2والمركبات العضوية المتطايرة وأشعة الشمس.

    1. رقم 2 من عادم السيارة ، يتم تحللها ضوئيًا بواسطة الأشعة فوق البنفسجية (h ν) من الشمس وتتحلل إلى N O وجذر الأكسجين:


    2. يتفاعل جذر الأكسجين بعد ذلك مع جزيء الأكسجين الموجود في الغلاف الجوي لتكوين الأوزون O3:


    3. في ظل الظروف العادية ، O3 يتفاعل مع NO لإنتاج NO2 وجزيء الأكسجين:


    هذه دورة مستمرة تؤدي فقط إلى زيادة مؤقتة في صافي إنتاج الأوزون. لإنشاء ضباب دخان كيميائي ضوئي على النطاق الذي لوحظ في لوس أنجلوس ، يجب أن تتضمن العملية أيضًا مركبات عضوية متطايرة (VOCs).

    4. VOC & # 8217s (يشار إليها بالرمز RH ، حيث R هي عنصر نائب لهياكل أكثر تعقيدًا تحتوي على الكربون والأكسجين) تتفاعل مع الهيدروكسيد في الغلاف الجوي لتكوين الماء وجزيء VOC التفاعلي:


    5. يمكن بعد ذلك أن يرتبط المرآبات العضوية المتطايرة التفاعلية بجزيء الأكسجين لتكوين مركبات عضوية متطايرة مؤكسدة:


    6. يمكن أن ترتبط المركبات العضوية المتطايرة المؤكسدة الآن بأكسيد النيتروجين المنتج في مجموعة المعادلات السابقة لتكوين ثاني أكسيد النيتروجين وجزيء المركبات العضوية المتطايرة التفاعلية:


    في المجموعة الثانية من المعادلات (4-6) ، يتأكسد أكسيد النيتروجين ، المنتج في المعادلة 1 ، في المعادلة 6 دون تدمير أي أوزون. وهذا يعني أنه في حالة وجود المركبات العضوية المتطايرة ، في المعادلة 3 ، يتم التخلص منه بشكل أساسي ، مما يؤدي إلى تراكم كبير وسريع في الضباب الدخاني الكيميائي الضوئي في الغلاف الجوي السفلي.

    تمتلك وكالة حماية البيئة مخططًا تفاعليًا لتقييم تركيزات الأوزون على مستوى الأرض خلال فترة 8 ساعات. الرجاء النقر على الرابط أدناه. بمجرد الوصول إلى الموقع ، مرر الماوس فوق الساعات المختلفة من اليوم في أعلى الصفحة لترى كيف تتغير مستويات التلوث. ما هي أعلى نقطة للتلوث؟ لماذا تعتقد أن هذا هو الحال؟

    في الصباح ، ترتفع تركيزات أكسيد النيتروجين والمركبات العضوية المتطايرة ، حيث يملأ الناس سياراتهم بالغاز ويقودون سياراتهم إلى العمل. بحلول منتصف الصباح ، تبدأ المركبات العضوية المتطايرة # 8217 في أكسدة NO إلى NO2، وبالتالي تقليل تركيزات كل منهما. في منتصف النهار ، لا2 تبلغ التركيزات ذروتها قبل أن يصبح الإشعاع الشمسي شديدًا بدرجة كافية لتحليل NO ضوئيًا2 الرابطة ، وتحرر ذرة أكسجين تتحول بسرعة إلى O3. بحلول وقت متأخر من بعد الظهر ، توجد ذروة تركيزات الضباب الدخاني الكيميائي الضوئي.

    يمكن أن يكون الأوزون مفيدًا أو ضارًا بصحتنا وبيئتنا. ينتج الأوزون في طبقة الستراتوسفير بشكل طبيعي حيث يمنع الأشعة فوق البنفسجية الضارة القادمة من الشمس. هذا مثال على الأوزون "الجيد". في طبقة التروبوسفير ، يساهم الأوزون الأرضي إلى حد كبير في الضباب الدخاني. هذا هو الأوزون "السيئ".

    الشكل 5.8. ملف جانبي رأسي يوضح الأوزون الجوي ، والذي يتضمن مستويات الأوزون في طبقة التروبوسفير والستراتوسفير. لاحظ أن المستويات العالية من الأوزون السطحي في المناطق الحضرية والريفية ترجع إلى حد كبير إلى التلوث البشري.

    تحسين جودة الهواء

    تُعزى مجموعة واسعة من الآثار الصحية الضارة إلى تلوث الهواء بما في ذلك أمراض الجهاز التنفسي مثل الربو ومرض الانسداد الرئوي المزمن وأمراض القلب والأوعية الدموية ونتائج الحمل الضارة (مثل الولادة المبكرة) وحتى الموت. يمكن تحسين تلوث الهواء والتحكم فيه من خلال التنظيم. كان قانون الهواء النظيف (1970) في الولايات المتحدة قادراً على تقليل الملوثات وإنقاذ الأرواح. كما رأينا في الفصل 3 مع التحكم في المطر الحمضي ، فإن التكنولوجيا قادرة على إزالة تلك الملوثات من الهواء قبل إطلاقها. وضع قانون الهواء النظيف معايير صارمة على بعض الملوثات بحيث تكون الصناعات محدودة في عدد الملوثات التي يمكن أن تضعها في الغلاف الجوي.

    يتطلب قانون الهواء النظيف من وكالة حماية البيئة (EPA) وضع معايير وطنية لجودة الهواء المحيط (NAAQS) للملوثات التي تعتبر ضارة بالصحة العامة والبيئة. وضعت وكالة حماية البيئة معايير لستة ملوثات تشمل: أول أكسيد الكربون (CO) والرصاص (Pb) وثاني أكسيد النيتروجين (NO2) ، الأوزون (O3) والجسيمات (PM) وثاني أكسيد الكبريت (SO2). اتبع الرابط لمعرفة المزيد عن معايير الملوثات والتركيزات التي تعتبرها وكالة حماية البيئة غير آمنة.

    مؤشر جودة الهواء

    مؤشر جودة الهواء (AQI) عبارة عن مقياس مرمز بالألوان يتراوح من 0 & # 8211500 ويقيم جودة الهواء من حولنا. يشير التصنيف الأقل من 50 إلى جودة الهواء الجيدة ، بينما يشير أكثر من 150 إلى الظروف غير الصحية لجميع السكان. لمعرفة المزيد عن AQI ، شاهد هذا الفيديو التالي.

    لدى وكالة حماية البيئة الأمريكية موقع ويب في الوقت الفعلي بعنوان AirNow حيث يمكنك البحث عن جودة الهواء لأي ولاية داخل الولايات المتحدة. في عام 2007 ، أنشأت السفارات الأمريكية في الصين أيضًا مشروع مؤشر جودة الهواء العالمي الذي يساعد في مراقبة جودة الهواء في جميع أنحاء العالم في جميع أنحاء العالم. يوفر هذا المشروع حاليًا معلومات عن جودة الهواء في أكثر من 80 دولة مع أكثر من 10000 محطة مراقبة. شركاء برنامج الأمم المتحدة للبيئة مع دول من جميع أنحاء العالم لمعالجة القضايا الصحية وإيجاد حلول لتلوث الهواء.

    نشاط مقترح: اطلب من طلابك تنزيل نشاط air_pollution_in الفصل الدراسي التالي. قم بتقديم برنامج Smog City في الفصل ووصف كيفية استخدام عناصر التحكم المختلفة. اطلب من طلابك إكمال الجزأين 1 و 2 كواجب منزلي. بمجرد الانتهاء ، قم بمراجعة الواجب من خلال مناقشة داخل الفصل.

    5.6 ملخص الفصل

    للتأكد من فهمك للمادة الواردة في هذا الفصل ، يجب عليك مراجعة معاني المصطلحات التالية الجريئة في الملخص التالي واسأل نفسك كيف ترتبط بالموضوعات الواردة في الفصل.

    القوانين العلمية هي بيانات عامة تنطبق على مجموعة متنوعة من الظروف. أحد القوانين المهمة في الكيمياء هو قانون حفظ المادة، والتي تنص على أنه في أي نظام مغلق ، تظل كمية المادة ثابتة.

    المعادلات الكيميائية تستخدم لتمثيل التفاعلات الكيميائية. المتفاعلات تتغير كيميائيا إلى منتجات. يتطلب قانون حفظ المادة أن تكون المعادلة الكيميائية الصحيحة متوازنة. تُستخدم المعاملات لإظهار الأعداد النسبية للجزيئات المتفاعلة والمنتج.

    في العناصر المتفاعلة، يمكن أن ترتبط كميات المواد المتفاعلة و / أو المنتجات ببعضها البعض باستخدام المعادلة الكيميائية المتوازنة. تُستخدم المعاملات في تفاعل كيميائي متوازن لابتكار النسب المناسبة التي تربط عدد جزيئات مادة ما بعدد جزيئات مادة أخرى.

    يمكن تصنيف التفاعلات الكيميائية حسب النوع. ردود الفعل المركبة (وتسمى أيضًا التفاعلات التخليقية) بناء أو صنع مادة من مواد أخرى ، في حين ، دتفاعلات التصدع تقسيم مادة واحدة إلى مواد متعددة.

    تفاعلات الاستبدال الفردي (أو الإزاحة) تحدث عندما يحل عنصر (غالبًا معدن) محل عنصر آخر من مركب. يمكن أن تحدث في شكلين: التبادل الموجي أو التبادل الأنيوني. في التبادلات الموجبة، الأيونات الموجبة (الكاتيونات) للمعادلة تغير مكان. في التبادلات الأنيونية، الأيونات السالبة (الأنيونات) تغير مكانها. لاحظ أن تفاعلات الاستبدال الفردية غالبًا ما تكون أيضًا تفاعلات الأكسدة والاختزال.

    تفاعلات الاستبدال (أو الإزاحة) المزدوجة تحدث عندما تحل مجموعتان كيميائيتان محل بعضهما البعض (تغيير الشركاء) في مركبات كل منهما. يمكن أن تكون تفاعلات الاستبدال المزدوجة من نوعين رئيسيين: (1) ردود الفعل هطول الأمطار حيث ، يشكل أحد المنتجات على الأقل راسبًا صلبًا أثناء التفاعل ، و (2) تفاعلات معادلة الحمض القاعدي ، حيث يتم معادلة الحمض بواسطة قاعدة لتكوين ملح وماء. يتم استخدام قواعد الذوبان لتحديد ما إذا كانت المنتجات في تفاعل الإزاحة المزدوجة ستكون غير قابلة للذوبان وترسب من خليط التفاعل. يمكن كتابة تفاعلات معادلة الترسيب والحمض القاعدي كـ صافي المعادلات الأيونية.

    تفاعلات الأكسدة هي التفاعلات التي تفقد فيها الذرة إلكترونًا. تفاعلات التخفيض هي التفاعلات التي تكتسب فيها الذرة إلكترونًا. تحدث هاتان العمليتان دائمًا معًا ، لذلك يشار إليهما معًا باسم تفاعلات اختزال الأكسدة (أو الأكسدة). يطلق على الأنواع التي تتأكسد اسم الحد من وكيل، في حين أن الأنواع التي يتم تقليلها هي عامل مؤكسد. تفاعلات الاحتراق هي نوع من تفاعلات الأكسدة والاختزال التي تجمع الأكسجين الجزيئي مع ذرات مادة متفاعلة أخرى.

    تفاعلات الأكسدة والاختزال شائعة في الكيمياء العضوية والبيولوجية. التنفس ، العملية التي نستنشق بها الأوكسجين واستقلابها ، هي سلسلة من تفاعلات الأكسدة والاختزال. في غياب الأكسجين ، لا تزال تفاعلات الأكسدة والاختزال تحدث في عملية تسمى التمثيل الغذائي اللاهوائي. تلعب مضادات الأكسدة مثل حمض الأسكوربيك أيضًا دورًا في النظام الغذائي للإنسان ، حيث تعمل كعوامل مختزلة في التفاعلات الكيميائية الحيوية المختلفة. يعتمد التمثيل الضوئي ، وهو العملية التي تحول بها النباتات الماء وثاني أكسيد الكربون إلى جلوكوز ، أيضًا على تفاعلات الأكسدة والاختزال.


    محتويات

    من الأفضل توضيح قانون النسب المتعددة باستخدام مركبات بسيطة. على سبيل المثال ، إذا حاول المرء إثبات ذلك باستخدام ديكان الهيدروكربونات (الصيغة الكيميائية C10ح22) و undecane (C11ح24) ، يمكن للمرء أن يجد أن 100 جرام من الكربون يمكن أن يتفاعل مع 18.46 جرامًا من الهيدروجين لإنتاج ديكان أو مع 18.31 جرامًا من الهيدروجين لإنتاج مادة غير قابلة للكسر ، لنسبة من كتل الهيدروجين تبلغ 121: 120 ، وهي بالكاد نسبة "صغيرة" الأعداد الكلية.

    يفشل القانون في استخدام المركبات غير المتكافئة كما أنه لا يعمل بشكل جيد مع البوليمرات والأوليغومرات.

    كان قانون النسب المتعددة دليلًا رئيسيًا على النظرية الذرية ، لكن من غير المؤكد ما إذا كان دالتون قد اكتشف قانون النسب المتعددة عن طريق الصدفة ثم استخدم النظرية الذرية لتفسيره ، أو ما إذا كان قانونه هو فرضية اقترحها من أجل التحقيق. صحة النظرية الذرية. [4]

    في عام 1792 ، اكتشف برتراند بيليتيير أن كمية معينة من القصدير سوف تتحد مع كمية معينة من الأكسجين لتكوين أكسيد قصدير واحد ، أو ضعف كمية الأكسجين لتكوين أكسيد مختلف. [5] [6] أكد جوزيف بروست اكتشاف بيليتييه وقدم قياسات للتكوين: يتكون أكسيد القصدير من 87 جزءًا من القصدير و 13 جزءًا من الأكسجين ، والآخر يتكون من 78.4 جزءًا من القصدير و 21.6 جزءًا من الأكسجين. من المحتمل أن تكون هذه هي أكسيد القصدير (II) (SnO) وثاني أكسيد القصدير (SnO2) ، وتركيباتها الفعلية هي 88.1٪ قصدير - 11.9٪ أكسجين ، و 78.7٪ قصدير - 21.3٪ أكسجين.

    وجد العلماء الذين راجعوا كتابات بروست أن لديه بيانات كافية لاكتشاف قانون النسب المتعددة بنفسه ، لكنه بطريقة ما لم يفعل. فيما يتعلق بأكاسيد القصدير المذكورة أعلاه ، لو قام بروست بتعديل أشكاله لمحتوى القصدير من 100 جزء لكلا الأكاسيد ، لكان قد لاحظ أن 100 جزء من القصدير سوف تتحد مع 14.9 أو 27.6 جزء من الأكسجين. تشكل 14.9 و 27.6 نسبة 1: 1.85 ، وهي 1: 2 إذا سامح المرء خطأ تجريبيًا. يبدو أن هذا لم يحدث لبروست ، لكنه حدث لدالتون. [7]


    كيفية حساب وحدات التركيز

    بمجرد تحديد المذاب والمذيب في المحلول ، تكون جاهزًا لتحديد تركيزه. يمكن التعبير عن التركيز بعدة طرق مختلفة ، باستخدام تكوين النسبة المئوية بالكتلة, نسبة الحجم, الكسر المولي, المولارية, مولالي، أو الحالة الطبيعية.

    التركيب المئوي بالكتلة (٪)

    هذه هي كتلة المذاب مقسومة على كتلة المحلول (كتلة المذاب زائد كتلة المذيب) مضروبة في 100.
    مثال:

    حدد النسبة المئوية للتركيب بالكتلة لمحلول ملح 100 جم يحتوي على 20 جم ملح.
    المحلول:

    20 جم من محلول كلوريد الصوديوم / 100 جم × 100 = محلول كلوريد الصوديوم بنسبة 20٪

    نسبة الحجم (٪ v / v)

    غالبًا ما تستخدم النسبة المئوية للحجم أو النسبة المئوية للحجم / الحجم عند تحضير محاليل السوائل. يتم تحديد نسبة الحجم على النحو التالي:
    v / v٪ = [(حجم المذاب) / (حجم المحلول)] × 100٪
    لاحظ أن النسبة المئوية للحجم تتعلق بحجم المحلول ، وليس حجم مذيب. على سبيل المثال ، يحتوي النبيذ على حوالي 12٪ حجم / حجم من الإيثانول. هذا يعني أن هناك 12 مل من الإيثانول لكل 100 مل من النبيذ. من المهم إدراك أن أحجام السائل والغاز ليست بالضرورة مضافة. إذا قمت بخلط 12 مل من الإيثانول و 100 مل من النبيذ ، فستحصل على أقل من 112 مل من المحلول.
    كمثال آخر ، يمكن تحضير 70٪ حجم / حجم كحول محمر بأخذ 700 مل من كحول الأيزوبروبيل وإضافة ماء كافٍ للحصول على 1000 مل من المحلول (الذي لن يكون 300 مل).

    جزء الخلد (X)

    هذا هو عدد مولات المركب مقسومًا على إجمالي عدد مولات جميع الأنواع الكيميائية في المحلول. ضع في اعتبارك أن مجموع كل الكسور المولية في الحل دائمًا يساوي 1.
    مثال:
    ما هي الكسور الجزيئية لمكونات المحلول المتكونة عند خلط 92 جلسرين مع 90 جم ماء؟ (وزن جزيئي ماء = 18 وزن جزيئي من الجلسرين = 92)
    المحلول:

    90 جم ماء = 90 جم × 1 مول / 18 جم = 5 مول ماء
    92 جم جلسرين = 92 جم × 1 مول / 92 جم = 1 جزيء جلسرين
    إجمالي مول = 5 + 1 = 6 مول
    xماء = 5 مول / 6 مول = 0.833
    x الجلسرين = 1 مول / 6 مول = 0.167
    إنها لفكرة جيدة أن تتحقق من الرياضيات الخاصة بك عن طريق التأكد من أن مجموع كسور الخلد يصل إلى 1:
    xماء + سالجلسرين = .833 + 0.167 = 1.000

    مولارية (م)

    ربما تكون المولارية هي وحدة التركيز الأكثر استخدامًا. إنه عدد مولات المذاب لكل لتر من المحلول (ليس بالضرورة نفس حجم المذيب!).
    مثال:

    ما مولارية المحلول المصنوع عند إضافة الماء إلى 11 جم CaCl2 لجعل 100 مل من المحلول؟ (الوزن الجزيئي لـ CaCl2 = 110)
    المحلول:

    11 جم كاكل2 / (110 جرام كاكل2 / مول كاكل2) = 0.10 مول CaCl2
    100 مل × 1 لتر / 1000 مل = 0.10 لتر
    المولارية = 0.10 مول / 0.10 لتر
    المولارية = 1.0 م

    مولالي (م)

    المولالية هي عدد مولات المذاب لكل كيلوغرام من المذيب. نظرًا لأن كثافة الماء عند 25 درجة مئوية تبلغ حوالي 1 كيلوجرام لكل لتر ، فإن المولارية تساوي تقريبًا المولارية للمحاليل المائية المخففة عند درجة الحرارة هذه. هذا تقدير تقريبي مفيد ، لكن تذكر أنه مجرد تقريب ولا ينطبق عندما يكون المحلول عند درجة حرارة مختلفة ، أو غير مخفف ، أو يستخدم مذيبًا غير الماء.
    مثال:
    ما هي مولالية محلول 10 جم NaOH في 500 جم ماء؟ (الوزن الجزيئي لـ NaOH هو 40)
    المحلول:

    10 جم هيدروكسيد الصوديوم / (40 جم هيدروكسيد الصوديوم / 1 مول هيدروكسيد الصوديوم) = 0.25 مول هيدروكسيد الصوديوم
    500 جم ماء × 1 كجم / 1000 جم = 0.50 كجم ماء
    مولالي = 0.25 مول / 0.50 كجم
    مولالي = 0.05 م / كغ
    مولالية = 0.50 م

    الحالة الطبيعية (N)

    الحالة الطبيعية تساوي الوزن المعادل بالجرام من المذاب لكل لتر من المحلول. الوزن المكافئ بالجرام أو ما يعادله هو مقياس للقدرة التفاعلية لجزيء معين. الحالة الطبيعية هي وحدة التركيز الوحيدة التي تعتمد على التفاعل.
    مثال:

    1 مولار حامض الكبريتيك (H2وبالتالي4) هي 2 نيوتن للتفاعلات الحمضية القاعدية لأن كل مول من حامض الكبريتيك يوفر 2 مول من أيونات H +. من ناحية أخرى ، 1 M حامض الكبريتيك هو 1 N لترسيب الكبريتات ، حيث أن 1 مول من حامض الكبريتيك يوفر 1 مول من أيونات الكبريتات.

    1. جرام لكل لتر (جم / لتر)
      هذه طريقة بسيطة لتحضير المحلول بناءً على جرامات المذاب لكل لتر من المحلول.
    2. شكلي (F)
      يتم التعبير عن حل رسمي فيما يتعلق بوحدات وزن الصيغة لكل لتر من المحلول.
    3. جزء في المليون (جزء في المليون) وأجزاء في المليار (جزء في المليون)تُستخدم هذه الوحدات في المحاليل المخففة للغاية ، حيث تعبر عن نسبة أجزاء المذاب لكل مليون جزء من المحلول أو مليار جزء من المحلول.
      مثال:

      تم العثور على عينة من الماء تحتوي على 2 جزء في المليون من الرصاص. هذا يعني أنه لكل مليون جزء ، اثنان منهم من الرصاص. لذلك ، في عينة من الماء بجرام واحد ، سيكون اثنان من المليون من الجرام من الرصاص. بالنسبة للمحاليل المائية ، يُفترض أن تكون كثافة الماء 1.00 جم / مل لوحدات التركيز هذه.

    فهم وتفسير الصيغ الكيميائية

    قبل أن نتمكن من المضي قدمًا في موازنة المعادلات الكيميائية ، يجب أن نعرف أولاً كيفية تفسير الصيغة الكيميائية من حيث عدد ذرات كل عنصر.

    كم عدد ذرات كل عنصر في الصيغ الكيميائية التالية؟

    • يشير C إلى أنه يحتوي على ذرة كربون واحدة.
    • يعتبر O2 يشير إلى أنه يحتوي على ذرتين من الأكسجين.
    • لاحظ أن الرمز السفلي ، في هذه الحالة 2 ، مخصص فقط لذرة الأكسجين التي تسبقه مباشرةً. لا يؤثر على ذرة الكربون.
    • لكل NH3 جزيء ، يشير N إلى أنه يحتوي على ذرة نيتروجين و H3 يشير إلى أنه يحتوي على ثلاث ذرات هيدروجين.
    • الرقم 2 في المقدمة (يسمى المعامل) يشير إلى وجود اثنين من NH3 الجزيئات.
    • إذن ، في المجموع ، هناك ذرتان من النيتروجين وست ذرات هيدروجين.
    • كل CH3يحتوي جزيء OH على ذرة كربون واحدة وأربع ذرات هيدروجين وذرة أكسجين واحدة.
    • المعامل 3 في المقدمة يشير إلى أن هناك ثلاثة CH3جزيئات OH.
    • إذن ، في المجموع ، هناك ثلاث ذرات كربون ، واثنتي عشرة ذرة هيدروجين وثلاث ذرات أكسجين.
    • إذا كان لديك قوس ، فيجب مضاعفة الرمز السفلي في جميع الذرات الموجودة في القوس. (رقم3)2 يعني وجود ذرتين من النيتروجين وست ذرات أكسجين.
    • إذن ، في المجموع ، هناك ذرة باريوم واحدة ، وذرتان نيتروجين وست ذرات أكسجين.
    • (وبالتالي4)3 يعني أن هناك ثلاث ذرات كبريت و 12 ذرة أكسجين.
    • يشير المعامل 2 في المقدمة إلى وجود اثنين من Al2(وبالتالي4)3 الجزيئات.
    • إذن ، في المجموع ، هناك أربع ذرات ألومنيوم ، وست ذرات كبريت و 24 ذرة أكسجين.

    مجموع الذرات قبل التفاعل = مجموع الذرات بعد التفاعل

    قد تتطلب موازنة المعادلات الكيميائية بعض التجربة والخطأ. هناك بعض القواعد العامة التي يمكن أن تكون مفيدة ، لكنها قد لا تعمل طوال الوقت.

    جرب آلة حاسبة Mathway المجانية وحل المشكلات أدناه لممارسة موضوعات الرياضيات المختلفة. جرب الأمثلة المعطاة ، أو اكتب مشكلتك الخاصة وتحقق من إجابتك مع شرح خطوة بخطوة.

    نرحب بملاحظاتكم وتعليقاتكم وأسئلتكم حول هذا الموقع أو الصفحة. يرجى إرسال ملاحظاتك أو استفساراتك عبر صفحة الملاحظات الخاصة بنا.


    2.7 مواد نهاية الفصل

    مشاكل التطبيق

    المشاكل التي تم تمييزها بعلامة تتضمن مفاهيم متعددة.

    رابع كلوريد الكربون (CCl4) تم استخدامه كمذيب للتنظيف الجاف حتى وجد أنه يسبب سرطان الكبد. بناءً على بنية الكلوروفورم الواردة في القسم 2.1 "المركبات الكيميائية" ، ارسم بنية رابع كلوريد الكربون.

    تستخدم نترات الأمونيوم وكبريتات الأمونيوم في الأسمدة كمصدر للنيتروجين. كاتيون الأمونيوم هو رباعي السطوح. راجع القسم 2.1 "المركبات الكيميائية" لرسم بنية أيون الأمونيوم.

    ينتج الضوء الأبيض في عروض الألعاب النارية عن طريق حرق المغنيسيوم في الهواء الذي يحتوي على الأكسجين. ما هو المركب المكون؟

    كبريتيت هيدروجين الصوديوم ، الذي يستخدم لتبييض وانتفاخ الجلد وللحفاظ على النكهة في جميع أنواع النبيذ التجارية تقريبًا ، مصنوع من ثاني أكسيد الكبريت. ما هي الصيغ لهذين المركبين المحتويين على الكبريت؟

    يستخدم حمض الكربونيك في المشروبات الغازية. عند دمجه مع هيدروكسيد الليثيوم ، فإنه ينتج كربونات الليثيوم ، وهو مركب يستخدم لزيادة سطوع طلاء الفخار وكعلاج أولي للاكتئاب والاضطراب ثنائي القطب. اكتب معادلة كلا المركبين المحتويين على الكربون.

    الخل هو محلول مخفف لحمض الخليك ، وهو حمض عضوي ، في الماء. ما مجموعة الذرات التي تتوقع أن تجدها في الصيغة البنائية لحمض الأسيتيك؟

    ♦ Sodamide ، أو أميد الصوديوم ، يحضر من فلز الصوديوم والأمونيا الغازية. يحتوي Sodamide على أيون الأميد (NH2 -) ، والذي يتفاعل مع الماء لتكوين أنيون الهيدروكسيد عن طريق إزالة أيون H + من الماء. يستخدم أميد الصوديوم أيضًا في تحضير سيانيد الصوديوم.

    1. اكتب معادلة كل من هذه المركبات المحتوية على الصوديوم.
    2. ما هي نواتج تفاعل السوداميد مع الماء؟

    خليط من الأيزوكتان ، ن-البنتان و ن- من المعروف أن الهبتان يحتوي على تصنيف أوكتان قدره 87. استخدم البيانات الواردة في الشكل 2.25 "تصنيفات الأوكتان لبعض الهيدروكربونات والمواد المضافة الشائعة" لحساب كمية الأيزو أوكتان و ن- يتواجد الهبتان إذا كان من المعروف أن الخليط يحتوي على 30٪ ن-البنتان.

    يتكون ناتج تقطير البترول الخام من 60٪ ن-بنتان 25٪ ميثانول والباقي ن- الهكسان بالكتلة (الشكل 2-25 "تصنيفات الأوكتان لبعض الهيدروكربونات والمواد المضافة الشائعة").

    1. ما هو تصنيف الأوكتان؟
    2. ما هي كمية MTBE التي يجب إضافتها لزيادة تصنيف الأوكتان إلى 93؟

    البنزين الممتاز المباع في معظم أنحاء وسط الولايات المتحدة لديه تصنيف الأوكتان 93 ويحتوي على 10 ٪ من الإيثانول. ما هو تصنيف الأوكتان لجزء البنزين قبل إضافة الإيثانول؟ (انظر الشكل 2.25 "تصنيفات الأوكتان لبعض الهيدروكربونات والمواد المضافة الشائعة".)


    شاهد الفيديو: الكيمياء العضوية - 11 - الصيغ البنائية - الخطية-المكثفة-الهيكلية-النقطية-الفراغية- Chemical formulas (شهر اكتوبر 2021).