الحياة الطبيعية في ما تتكون والأمثلة

ال السواء وهو مقياس للتركيز المستخدم ، بشكل أقل تواترا ، في كيمياء المحاليل. إنه يشير إلى مدى تفاعل محلول الأنواع الذائبة ، بدلاً من أن يكون تركيزه مرتفعًا أو مخففًا. يتم التعبير عن ذلك مع تعادل الغرامات لكل لتر من المحلول (مكافئ / لتر).

في الأدب ، نشأت العديد من الالتباسات والنقاشات حول مصطلح "المكافئ" ، لأنه يختلف وله قيمته الخاصة بالنسبة لجميع المواد. أيضا ، تعتمد المكافئات على أي التفاعل الكيميائي يعتبر ؛ لذلك ، لا يمكن استخدام الحالة الطبيعية بشكل تعسفي أو عالمي.

لهذا السبب ، نصحت IUPAC بالتوقف عن استخدامه للتعبير عن تركيزات الحلول.

ومع ذلك ، لا يزال يستخدم في التفاعلات الحمضية القاعدية ، ويستخدم على نطاق واسع في الحجم. هذا جزئيًا لأنه بالنظر إلى معادلات الحمض أو القاعدة ، فإنه يجعل العمليات الحسابية أسهل كثيرًا ؛ بالإضافة إلى ذلك ، تتصرف الأحماض والقواعد دائمًا بالطريقة نفسها أمام جميع السيناريوهات: إنها تطلق أو تقبل أيونات الهيدروجين ، H⁺.

مؤشر

• 1 ما هي الحياة الطبيعية?
  • 1.1 الصيغ
  • 1.2 ما يعادلها
• 2 أمثلة
  • 2.1 الأحماض
  • 2.2 قواعد
  • 2.3 في ردود الفعل هطول الأمطار
  • 2.4 في تفاعلات الأكسدة والاختزال
• 3 المراجع

ما هي الحياة الطبيعية?

الصيغ

على الرغم من أن الحالة الطبيعية من خلال تعريفها البسيط يمكن أن تولد البلبلة ، إلا أنها باختصار ليست أكثر من المولية مضروبة بعامل التكافؤ:

N = نانومتر

حيث n هو عامل التكافؤ ويعتمد على الأنواع المتفاعلة ، وكذلك على التفاعل الذي تشارك فيه. بعد ذلك ، عند معرفة مولي ، M ، يمكن حساب طبيعتها بضرب بسيط.

من ناحية أخرى ، إذا تم حساب كتلة الكاشف فقط ، فسيتم استخدام وزنه المعادل:

PE = PM / n

حيث PM هو الوزن الجزيئي. بمجرد حصولك على PE ، وكتلة الكاشف ، يكفي تطبيق التقسيم للحصول على المعادلات المتاحة في وسط التفاعل:

مكافئ = g / PE

وأخيراً ، يشير تعريف الحالة الطبيعية إلى أنه يعبر عن مكافئات الجرام (أو ما يعادلها) لكل لتر واحد من المحلول:

N = جم / (PE ∙ V)

ما يساوي

ن = مكافئ / الخامس

بعد هذه الحسابات ، نحصل على عدد مكافئات الأنواع المتفاعلة بنسبة 1L من المحلول ؛ أو ، عدد mEq هناك لكل 1 مل من الحل.

حكمه

ولكن ما هي المكافئات؟ إنها الأجزاء التي تشترك في مجموعة من الأنواع التفاعلية. على سبيل المثال ، بالنسبة للأحماض والقواعد ، ماذا يحدث لها عندما تتفاعل؟ يطلقون أو يقبلون H⁺, بغض النظر عما إذا كان هو هيدرازيد (حمض الهيدروكلوريك ، HF ، وما إلى ذلك) ، أو أوكسيد (H₂SW₄, HNO₃, H₃PO₄, وما إلى ذلك).

لا يميز Molarity عدد H الذي يحتوي عليه الحمض في تركيبته ، أو كمية H التي يمكن أن تقبلها القاعدة ؛ مجرد النظر في مجموعة كاملة في الوزن الجزيئي. ومع ذلك ، يأخذ الوضع الطبيعي في الاعتبار كيف تتصرف الأنواع ، وبالتالي درجة من التفاعل.

إذا كان الحمض يطلق H⁺, جزيئياً ، يمكن أن تقبله قاعدة واحدة فقط ؛ بمعنى آخر ، رد الفعل المعادل يتفاعل دائمًا مع مكافئ آخر (OH ، في حالة القواعد). وبالمثل ، إذا تبرع أحد الأنواع بالإلكترونات ، يجب أن تقبل الأنواع الأخرى نفس عدد الإلكترونات.

من هنا يأتي تبسيط العمليات الحسابية: معرفة عدد معادلات الأنواع ، من المعروف تمامًا كم عدد المعادلات التي تتفاعل مع الأنواع الأخرى. أثناء استخدام الشامات ، يجب التمسك بمعاملات العوامل الكيميائية المعادلة للمعادلة الكيميائية.

أمثلة

الأحماض

بدءا من الزوج HF و H₂SW₄, على سبيل المثال ، لشرح المعادلات في رد فعل التحييد الخاص بك مع NaOH:

HF + NaOH => NaF + H₂O

H₂SW₄ + 2NaOH => Na₂SW₄ + 2H₂O

لتحييد HF هناك حاجة إلى واحد من NaOH الخلد ، في حين أن H₂SW₄ يتطلب اثنين من الشامات من القاعدة. هذا يعني أن HF أكثر تفاعلية لأنه يحتاج إلى مقدار أقل من القاعدة لتحييده. لماذا؟ لأن HF له 1H (مكافئ واحد) ، و H₂SW₄ ساعتان (معادلان).

من المهم التأكيد على أنه على الرغم من HF و HCl و HI و HNO₃ إنها "تفاعلية بنفس القدر" وفقًا للحياة الطبيعية ، وطبيعة روابطها ، وبالتالي فإن قوتها الحمضية مختلفة تمامًا.

بعد ذلك ، مع العلم بذلك ، يمكن حساب الحالة الطبيعية لأي حمض عن طريق ضرب عدد H بموليته:

1 ∙ M = N (HF ، HCl ، CH₃COOH)

2 ∙ M = N (H₂SW₄, H₂كبار المسئولين الاقتصاديين₄, H₂S)

رد فعل H₃PO₄

مع ح₃PO₄ لديها 3H ، وبالتالي ، لديها ثلاثة مكافئات. ومع ذلك ، فهو حمض أضعف بكثير ، لذلك لا يصدر دائمًا كل H⁺.

بالإضافة إلى ذلك ، في ظل وجود قاعدة قوية فإنها لا تتفاعل بالضرورة كل ما لديهم H⁺. هذا يعني أنه يجب الانتباه إلى رد الفعل الذي تشارك فيه:

H₃PO₄ + 2KOH => ك₂HPO₄ + 2H₂O

في هذه الحالة ، فإن عدد المعادلات يساوي 2 وليس 3 ، لأن 2H فقط تتفاعل⁺. بينما في رد الفعل هذا:

H₃PO₄ + 3KOH => ك₃PO₄ + 3H₂O

ويعتبر أن الحياة الطبيعية لل H₃PO₄ هو ثلاثة أضعاف مولي (N = 3 ∙ M) ، منذ هذا الوقت تتفاعل جميع أيونات الهيدروجين.

لهذا السبب لا يكفي افتراض قاعدة عامة لجميع الأحماض ، ولكن أيضًا ، يجب أن تعرف بالضبط عدد H⁺ المشاركة في رد الفعل.

قواعد

حالة مماثلة جدا يحدث مع القواعد. للقواعد الثلاث التالية تحييد مع حمض الهيدروكلوريك لدينا:

NaOH + HCl => NaCl + H₂O

با (أوهايو)₂ + 2HCl => BaCl₂ + 2H₂O

آل (أوهايو)₃ + 3HCl => AlCl₃ + 3H₂O

آل (أوهايو)₃ تحتاج إلى حمض ثلاث مرات أكثر من هيدروكسيد الصوديوم ؛ وهذا يعني أن هيدروكسيد الصوديوم يحتاج إلى ثلث كمية القاعدة المضافة لتحييد Al (OH)₃.

لذلك ، NaOH أكثر تفاعلية ، لأنه يحتوي على 1OH (مكافئ واحد) ؛ ذا با (OH)₂ لديه 2OH (مكافئين) ، و Al (OH)₃ ثلاثة مكافئات.

على الرغم من أنه يفتقر إلى مجموعات OH ، Na₂CO₃ قادر على قبول ما يصل إلى ساعتين⁺, وبالتالي ، لديه مكافئين ؛ ولكن إذا كنت تقبل 1H فقط⁺, ثم المشاركة مع ما يعادلها.

في ردود الفعل هطول الأمطار

عندما يتحد الكاتيون والأنيون لترسب في الملح ، فإن عدد المعادلات لكل منهما يساوي شحنتها:

ملغ²⁺ + 2Cl^- => MgCl₂

لذلك ، المغنيسيوم²⁺ لديه اثنين من ما يعادلها ، في حين أن CL^- لديه واحد فقط ولكن ما هي الحياة الطبيعية لل MgCl₂? قيمته نسبية ، يمكن أن تكون 1M أو 2 ∙ M ، وهذا يتوقف على ما إذا كان Mg يعتبر²⁺ أو Cl^-.

في تفاعلات الأكسدة والاختزال

عدد مكافئات الأنواع المشاركة في تفاعلات الأكسدة والاختزال يساوي عدد الإلكترونات المكتسبة أو المفقودة خلال نفس التفاعل.

3C₂O₄^2- + كر₂O₇^2- + 14H⁺ => 2Cr³⁺ + 6CO₂ + 7H₂O

ماذا سيكون الوضع الطبيعي ل C₂O₄^2- و Cr₂O₇^2-? لهذا الغرض ، يجب مراعاة التفاعلات الجزئية التي تتضمن الإلكترونات كمواد متفاعلة أو منتجات:

C₂O₄^2- => 2CO₂ + 2E^-

كر₂O₇^2- + 14H⁺ + 6E^- => 2Cr³⁺ + 7H₂O

كل ج₂O₄^2- تطلق 2 إلكترونات ، وكل الكروم₂O₇^2- يقبل 6 إلكترونات وبعد التأرجح ، المعادلة الكيميائية الناتجة هي الأولى من الثلاثة.

ثم ، الحياة الطبيعية ل C₂O₄^2- هو 2 ∙ M و 6 ∙ M لـ Cr₂O₇^2- (تذكر ، N = نانومتر).

مراجع

1. Helmenstine ، آن ماري ، دكتوراه (22 أكتوبر 2018). كيف تحسب الحياة الطبيعية (الكيمياء). تم الاسترجاع من: thinkco.com
2. Softschools. (2018). صيغة طبيعية. تم الاسترجاع من: softschools.com
3. هارفي دي (26 مايو 2016). الحياة الطبيعية. كيمياء LibreTexts. تم الاسترجاع من: chem.libretexts.org
4. ليس بيلار رودريغيز م. (2002). الكيمياء: السنة الأولى من التنويع. مؤسسة ساليسيانا الافتتاحية ، ص 56-58.
5. بيتر ج. ميكوليكي ، كريس هرين. (2018). فحص المكافئات والحياة الطبيعية. كتاب الكيمياء للدمى. تم الاسترجاع من: dummies.com
6. ويكيبيديا. (2018). تركيز مكافئ. تم الاسترجاع من: en.wikipedia.org
7. الحياة الطبيعية. [PDF]. تم الاسترجاع من: faculty.chemeketa.edu
8. Day، R.، & Underwood، A. (1986). كيمياء تحليلية كمية (الطبعة الخامسة). بيرسون برنتيس هول ، ص 67 ، 82.