كيفية حساب الوضع الطبيعي في الكيمياء

عندما تسمع كلمة "الحياة الطبيعية" ، قد لا يكون العلم هو أول ما يتبادر إلى الذهن. بالنسبة لمعظم الناس ، تعني كلمة "عادي" "عادي" أو "نموذجي" ولا يبدو أن لها وزنًا علميًا كبيرًا. ولكن في الكيمياء ، يرتبط مصطلح الحالة الطبيعية ارتباطًا وثيقًا ببعض مفاهيم الكيمياء الأساسية ، وعلى وجه الخصوص ، إنه أمر حيوي في مجال كيمياء الحلول.

إذا رأيت "طبيعيًا" كما هو متوقع ، حتى بالمعنى الكيميائي فهذا أكثر أو أقل على الهدف: أ التحضير الطبيعي هو الذي تم إنشاؤه بالتناسب أو فيما يتعلق بمؤسس اساسي. لاكتشاف كيفية حساب الحالة الطبيعية لـ NaOH ، أو كيفية التحويل من الحالة الطبيعية إلى المولارية (مفهوم كيمياء أساسي آخر) ، تابع القراءة!

أولاً ، من الضروري أن نفهم كيف تتحد الذرات والجزيئات في تفاعلات كيميائية ، وهو أمر لا يشبه تمامًا "مكونات"في ، على سبيل المثال وصفة طبخ أو مشروع بناء. عادة ، يمكنك تتبع أشياء مختلفة عن طريق قياس كتلها (بالكيلوغرامات أو الجنيهات أو الأوقية ، على سبيل المثال) أو ربما بأحجامها.

لذا ، إذا كنت تعلم أن 1 كجم من الدقيق و 0.5 كجم من السكر يكفي لعمل 10 حصص من منتج حلوى معين ، فأنت تعلم أن 100 كجم من الدقيق و 50 كجم من السكر تكفي لـ 1000 حصة. وفي خلط المشروبات ، إذا احتاج 50 مل من مياه اللياقة البدنية المصنوعة منزليًا إلى 5 مل من الخل ، فإن 1000 مل (1 لتر) من المنتج يحتاج إلى 20 ضعف هذه الكمية من كاشف الخل وهي 100 مل.

مع التفاعلات ، يجب أن تعد الجسيمات الكاملة (الذرات والجزيئات). يتم قياس هذه في حيوانات الخلد، وترجمتها إلى هذه "اللغة" من الكتلة تتطلب منك فقط معرفة الكتل المولية للذرات المكونة.

أي شيء ، مثل الذرات أو الجزيئات أو الرخام أو الزرافات ، يساوي 6.022 × 10²³ حالات فردية من هذا الشيء. يحدث هذا ليكون عدد الجسيمات في 12 جرامًا (جم) بالضبط من الشكل الأكثر شيوعًا لعنصر الكربون ، رقم 6 في الجدول الدوري للعناصر. يوجد عدد الجرامات في مول واحد (مول) لعنصر معين تحت رمزه في "الصندوق" المخصص على الطاولة.

للحصول على الكتلة المولية للجزيء ، أو كتلة 1 مول من تلك الجزيئات ، ما عليك سوى إضافة الكتل الفردية للذرات ، مع التأكد من احتساب النقاط. لذلك بالنسبة لجزيء الماء ، H₂O ، يمكنك إضافة كتلة 1 مول O (15.999 جم) إلى كتلة 2 مول H (2 × 1.008 جم ، أو 2.016 جم) للحصول على 18.015 جم تقريبًا.

يسمى التركيز في المولات لكل لتر (مول / لتر) مولارية يشير إلى M.

قيل لك أعلاه أنه في التفاعلات الكيميائية ، تتحد الذرات من حيث عدد المولات ، والتي يمكنك الحصول عليها الآن من كتلها. على سبيل المثال ، في كلوريد الكالسيوم (CaCl₂) محلول ، يمكن التعبير عن تفاعل التفكك:

كاكل₂(عبد القدير) ⇌ كاليفورنيا²⁺(عبد القدير) + 2Cl^–(عبد القدير)

وهكذا ، ينتج 1 مول من المادة المتفاعلة 1 جزيء جرامي من الكالسيوم²⁺ أيونات ولكن 2 مول من Cl^– الأيونات.

الوضع الطبيعي هو مقياس تركيز مساوٍ للجرام الوزن يعادل (EW) للمذاب لكل لتر من المحلول. الصيغة الطبيعية للفائدة هي N = Mn.

هنا ، n هو عدد المكافئات ، أو عدد الأيونات أحادية الشحنة التي يمكن أن تتفاعل معها الأنواع.

لذلك ، لتحويل الحالة الطبيعية إلى مولارية أو العكس في حالة CaCl₂، أنت تعلم أن محلول 1 م سيولد محلول 2 م من أيونات الكلوريد ومحلول 1 م من الكالسيوم²⁺ الأيونات ، والتي بسبب شحنتها لها أيضًا قيمة 2 لـ n. لذلك في هذه الحالة ، N = (1 M) (2) = 2N.

راجع الموارد للحصول على طريقة سهلة للتعامل مع مهام مثل هذه لمجموعة متنوعة من مجموعات الأحماض والقواعد.