كيف تحسب الوحدات المعادلة

يستخدم الكيميائيون وحدات مكافئة ، أو مكافئات ، للتعبير عن القدرة التفاعلية لأنواع كيميائية مثل الإلكترونات أو الأيونات. عدد المعادلات هو رقم يحدد عدد الإلكترونات أو الأيونات التي يمكن نقلها في تفاعل كيميائي.

ال القدرة على رد الفعل من الأنواع الكيميائية ، الأيونات أو الإلكترونات ، تعتمد على ما يتم نقله في تفاعل كيميائي.

في التفاعلات الحمضية القاعدية ، المكافئ هو كمية المادة التي ستتفاعل مع مول واحد من أيونات الهيدروجين (H⁺). في تفاعلات الأكسدة والاختزال ، حيث تُكتسب الإلكترونات أو تُفقد في تفاعل كيميائي ، تكون مول واحد من الإلكترونات. يعتمد العثور على المكافئات على الأنواع الكيميائية قيد الدراسة.

تصف حالة الأكسدة لعنصر ما عدد الإلكترونات المنقولة في التفاعلات. على سبيل المثال ، حالات الأكسدة أو التكافؤ للعناصر التالية تساوي عدد المعادلات:

• الكالسيوم: Ca⁺² أيون: التكافؤ 2: رقم أم لا. من المعادلات: 2
• الألمنيوم: Al⁺³ أيون: التكافؤ 3: لا. من المعادلات: 3

بالنسبة للأحماض ، المكافئ هو عدد أيونات الهيدروجين التي ينقلها الجزيء.

في الأحماض من السهل إيجاد وحدات مكافئة. انظر إلى الرقم الذي يأتي مباشرة بعد الهيدروجين ، H ، في الصيغ الكيميائية أدناه. يوفر الرقم عدد المكافئات لكل مول من هذا الحمض:

• حمض الهيدروكلوريك: HCL: لا. المعادلات: 1
• حامض الكبريتيك: H₂وبالتالي₄: لا. من المعادلات: 2
• حامض الفوسفوريك: H₃ص₄: لا. من المعادلات: 3
• حمض النيتريك: HNO₃: لا. المعادلات: 1

أو ، بالنسبة للقواعد ، هو عدد أيونات الهيدروكسيد (OH^-) بشرط رد فعل ، مثل:

• هيدروكسيد الصوديوم: NaOH: لا. المعادلات: 1
• هيدروكسيد الباريوم: Ba (OH)₂: لا. من المعادلات: 2

يتفاعل مكافئ واحد من حمض مع مكافئ واحد لقاعدة. بالنسبة لحمض حمض الهيدروكلوريك وقاعدة هيدروكسيد الصوديوم ، وكلاهما بمكافئ واحد ، يكون لهما نفس التفاعل.

له₂وبالتالي₄، مع اثنين من المعادلات ، وهيدروكسيد الصوديوم ، سوف يستغرق الأمر ضعف كمية هيدروكسيد الصوديوم للتفاعل مع حمض الكبريتيك.

خلط معادلات متساوية المحاليل الحمضية والقاعدية ينتج عنها محلول محايد.

يعتبر العمل مع المعادلات قياسًا غير شائع في مختبر الكيمياء اليوم. كان استخدام المعادلات أكثر تواترًا قبل تحديد الصيغ الكيميائية بسهولة. ومع ذلك ، لا يزال يستخدم في حساب الوزن المكافئ بالجرام والحالة الطبيعية.

الوزن المكافئ للحمض أو القاعدة هو وزن الصيغة مقسومًا على عدد الأيونات ، ذبل H⁺ أو أوه^- في الصيغة.

مثال: ما هو الوزن المكافئ بالجرام لحمض الفوسفوريك ، H₃ص₄?

باستخدام الصيغة: Eq = MW / n

• المعادل = الوزن المكافئ
• MW = الوزن الذري أو الجزيئي بالجرام / مول من الجدول الدوري
• ن = لا. من معادلاته

له₃ص₄:

• المعادل = غير معروف
• ميغاواط = 127 جم / مول. انظر إلى الرسم البياني الدوري وابحث عن الكتل الذرية لـ H و P و O في جم / مول: H = 1.01 ؛ O = 16.00 ؛ P = 30.97 ، جمع كتل H₃ص₄: 3 × 1.01 + 30.97 + 4 × 16.00.01 = 127 جم / مول
  
• ن = 3

المعادلة = 127/3 = 42.3 جم / مكافئ

الوضع الطبيعي هو عدد المكافئات لكل لتر من المحلول. الصيغة هي:

الحالة الطبيعية (N) = m / V × 1 / Eq

• م = كتلة المذاب بالجرام
• V = الحجم الكلي للحل باللتر
• المعادل = الوزن المكافئ

مثال: كيف سيكون حل 2N من H.₃ص₄ كن مستعدا؟

باستخدام الصيغة ، الطبيعية (N) = m / V × 1 / Eq

• ن = 2
• م = غير معروف
• V = 1 لتر
• المعادلة = 42.3 جم / مكافئ (من حساب الوزن المكافئ بالجرام أعلاه)

2 N = م / 1 لتر × 1 / 42.3 جم / مكافئ

باستخدام الجبر وتذكر أن N في مكافئ / L:

م = 2 مكافئ / لتر × 1 لتر × 42.3 جم / مكافئ ؛ لذلك م = 84.6 جم

لعمل حل 2N من H₃ص₄، 84.6 جرام من H₃ص₄ تذوب في 1 لتر.