مجموعة من التعاريف والقوانين الأساسية في الفيزياء والكيمياء العامة

834 6 دقائق

1996 معالجة مياه الفضلات الصناعية

أ.د أحمد فيصل أصفري

KFAS

قوانين في الفيزياء قوانين في الكيمياء الكيمياء

– الأيون: هو ذرة تحتوي على عدد من الإلكترونات لا يساوي عدد البروتونات. يحدث هذا عند إضافة أو نزع عدد من الإلكترونات من الذرة.

مثلاً، إذا فقدت ذرة من الصوديوم Na التي تحوي إلكتروناً واحداً فإن الأيون الناتج يحوي على (10^–

وبالتالي تصبح ذرة الصوديوم ذات شحنة كهربائية قدرها (+1) وتاخذ الرمز Na⁺، وهكذا فإن إضافة n إلكتروناً مثلاً إلى ذرة ما تنتج أيوناً يمثل برقم n – فوق العنصر.

يمكن أن تكون الأيونات متنوعة الذرات (مركب) مثل، (NO₃^–, XO₄^-2, NH⁺⁴, …). عادة تفقد المعادن الإلكترونات عندما تتأين آخذة إشارة (+) فوق عناصرها بينما تكتسب اللامعادن الإلكترونات عندما تتأين آخذة إشارة (-) فوق عناصرها. بينما تكتسب اللامعادن الإلكترونات عندما تتأين آخذة إشارة (-) فوق عناصرها.

التراكيب الأيونية هي حيادية كهربائياً، لذلك يمكن أن تحوي عناصر معدنية ولا معدنية.

تدعى الأيونات الموجبة كاتيونات، لأنها تنجذب نحو المهبط في عمليات التحليل الكهربائي، بينما تدعى الأيونات السالبة أنيونات، لأنها تنجذب نحو المصعد.

معظم الكاتيونات وحيدة الذرة تتألف من عناصر معدنية مثل (Na⁺, Zn⁺, Al⁺³, …)، وإذا استطاع العنصر تشكيل أكثر من أيون موجب مثل (Cu⁺, Cu⁺²) أو (Fe⁺², Fe⁺³)، فإن الرقم الأصغر للأيون ينهي اسم المعدب ب ous مثل ferrous، والرقم الأكبر للأيون ينهي اسم المعدن ب ic مثل ferric.

الكاتيونات المتعددة الذرات الشائعة هي فقط التالية:

معظم الأنيونات وحيدة الذرة، تتألف من عناصر لا معدنية مثل وتسمى بنزع القسم الأخير من الاسم وإضافة ide مثل:

الأنيونات متعددة الذرات تنتهي أيضاً بـ ide مثل:

عندما تحوي الأنيونات متعددة الذرات الأوكسجين، تدعى أوكسي أنيونات، وعندما يشكل المركب حالتين من وجود الأوكسجين ينتهي الذي يحوي أوكسجيناً أقل بـ ite، والذي يحوي أوكسجيناً أكثر بـ ate مثل:

وإذا كانت هناك سلسلة من الأنيونات متعددة الذرات الحاوية على الأوكسجين، كما في حالة بعض الهالوجينات، تقرأ كما يلي:

يمكن دمج أسماء الكاتيونات للحصول على صيغ المركبات الأيونية كما يلي:

يبين الجدول (أ – 2) بعض أنواع العناصر الشائعة، وأرقام تكافؤها.

– الألفة الإلكترونية: تعبر الألفة الإلكترونية عن محبة العنصر للإلكترونات، وهي بالتعريف: مقدار الطاقة المنتشرة عندما ترتبط ذرة معتدلة من عنصر ما في الحالة الغازية بالإلكترون.

– الرابطة الأيونية والرابطة المشتركة: إذا انتقل نتيجة ارتباط ذرتين ببعضهما، إلكترون أو أكثر من الذرة الأولى انتقالاً كاملاً إلى الذرة الثانية، سميت الرابطة أيونية، أما إذا حصل اشتراك في الإلكترونات سميت الرابطة مشتركة، أو تساهمية.

كذلك تكون الرابطة أيونية، عندما ترتبط ذرتان إحداهما ذات كمون منخفض والأخرى ذات ألفة إلكترونية عالية.

– كمون التأين والكهرسلبية: كمون التأين هو الطاقة الضرورية لإزاحة إلكترون من ذرة العنصر، أي الطاقة الضرورية للتأين:

لقد وجد بأن كمون التأين يزداد بصورة عامة على طول دور أفقي في الجدول الدوري، بينما ينقص تدريجياً في الفصيلة أو العائلة الواحدة في الجدول الدوري بازدياد الوزن الذري.

أما الكهرسلبية لعنصر ما، فتعبر عن قوة ميل ذرة العنصر لجذب الإلكترونات إليها، وهي تساوي الوسط الحسابي لكمون التأين والألفة الإلكترونية للعنصر.

– المول الكيميائي: المول الكيميائي هو عدد الذرات، أو الجزيئات، أو الأيونات التي وزنها يساوي الوزن الذري الغرامي أو الوزن الجزئي الغرامين.

وقد وجد بأن عدد تلك الذرات هو نفسه في (1) مول من أي من العناصر، أو الجزيئات، أو الأيونات ويساوي رقم أفوكادرو الذي يساوي (6.023 × ²³10).

فمثلاً (1) مول من ذرات الكربون الذي وزنه الذري يساوي (12) هو عدد ذرات الكربون الموجودة في وزن مقداره (12) غراماً من هذا العنصر، وهذا العدد من الذرات هو نفسه في (1) مول من ذرات، أو جزيئات، أو أيونات أي من العناصر، أو المركبات الأخرى.

مثلاً:

أي أن المول هو كمية المادة التي تحوي عدداً من الذرات أو الجزيئات أو الأيونات مساوياً لرقم أفوكادرو، ويساوي مجموع أوزانها الوزن الذري الغرامي للعنصر، أو الوزن الجزيئي الغرامي للمركب، أو الأيون.

مثلاً، يزن جزيء واحد من H₂O مقدار 18 amu، لذا فإن (1) مول من H₂O يزن 18 غ، ويتضمن (6.023 × 10 ²³) جزيئاً من الماء.

يفيد مفهوم المول في حساب الكميات النسبية للمواد الكيميائية ولنواتج التفاعلات، وأرقام التوازن في عناصر المعادلات الكيميائية (المتفاعلات والنواتج) تعطي الأرقام النسبية لهذه المواد.

مثال:

احسب عدد الجزيئات الموجودة في (11) غراماً من ثاني أوكسيد الكربون CO₂.

الحل: نحسب أولاً الوزن الجزيئي الغرامي لثاني أوكسيد الكربون من صيغته الجزيئية:

وهذه تشكل (1) مول. إذن عدد المولات من ثاني أوكسيد الكربون الموجودة في (11) غراماً منه يساوي:

بما أن (1) مول من أية مادة يحوي عدد أفوكادرو (ذرات أو جزيئات أو أيونات) وقدره (6.023 × 10 ²³)، إذن:

0.25 مول من CO₂ يحوي:

– النسبة المئوية لعنصر في مركب: النسبة المئوية لعنصر في مركب تساوي:

مثلاً: المركب (C₁₂ H₂₂ O₁₁) يحوي على الكربون، والهيدروجين، والأوكسجين بالنسب التالية:

‌أ- النسبة المئوية الوزنية:

تمثل النسبة بين وزن المادة المذابة إلى وزن المحلول (المذيب + المذاب) مضروبة في مائة.

مثلاً: إضافة (5) غرام من السكر إلى (95) غراماً من الماء يعطي النسبة المئوية الوزنية:

‌ب- النسبة المئوية الحجمية:

تمثل النسبة بين حجم المذاب إلى حجم المحلول (المذيب + المذاب) مضروباً في مائة، وتستخدم عادة في المحاليل السائلة.

مثلاً: إضافة (20) مللتر ماء إلى (80) مللتر كحول تعطي النسبة المئوية الحجمية للكحول:

‌ج- الوزن في واحدة الحجم:

يعبر الوزن في واحدة الحجم عن وزن المذاب في واحدة الحجم من المذيب والمذابن ويعطى عادة بـ ملغ/ ل.

‌د- الأجزاء في المليون:

يرمز لها بـ ppm، وهي عدد أجزاء المادة المنحلة (المذابة) في مليون جزء من المحلول (المذيب والمذاب).

– المحلول: هو مزيج متجانس من الذرات، أو الجزيئات، أو الأيونات.

يمكن التعبير عن تركيز محلول ما بدلالة المولات العائدة له، أي بعدد المولات للمادة المنحلة في (1) لتر من المحلول.

يمكن أن تكون المحاليل بأحد الأشكال التالية:

– محاليل غازية (انحلال غاز أو سائل أو صلب في غاز).

– محاليل سائلة (انحلال غاز أو سائل أو صلب في سائل).

– محاليل صلبة (انحلال غاز أو سائل أو صلب في صلب).

أكثر أنواع المحاليل شيوعاً هي المحاليل المائية، حيث يكون الماء هو الحالّ أو المذيب.

يعرف المحلول الجزيئي الغرامي، بأنه المحلول الذي يحوي جزيئة غرامية واحدة من المذاب في ليتر من المحلول.

مثلاً، يحوي المحلول الجزيئي الغرامي لحمض الكبريت H₂SO₄ على 98 غ من حمض الكبريت في ليتر من المحلول.

– الجزء المولي:

يرمز له بـ X، ويساوي نسبة عدد الجزيئات الغرامية من المادة المنحلة إلى مجموع عدد الجزيئات الغرامية الموجودة في المحلول.

أو هو نسبة عدد المولات من المادة المذابة إلى مجموع مولات كل من المذيب والمذاب.

بما أن المول لأية مادة يساوي الوزن الذري الغرامي، أو الوزن الجزيئي الغرامي، فإن عدد مولات مادة ما يساوي وزن المادة بالغرامات مقسوماً على وزنها الذري الغرامي أو الجزيئي الغرامي.

حيث:

X_i = الجزء المولي للمذاب.

n_i = عدد مولات المذاب.

n_t = مجموع مولات المذيب والمذاب.

مثال:

الجزء المولي لملح في محلول يحتوي على مولين ملح، وثمانية مولات مذيب يساوي:

أي أن:

– الجزيئية الحجمية: الجزيئية الحجمية، أو التركيز الجزيئي الحجمي، ويرمز لها بـ M، تمثل عدد الجزيئات الغرامية أو المولات المذابة في (1) ليتر في المحلول (حجم المذيب والمذاب معاً)، وتتغير بتغير درجة الحرارة، أي:

فإذا احتوى (1) ليتر من محلول مادة ما على وزن جزيئي واحد، فإن تركيز المحلول يساوي (M₁). وإذا احتوى على ضعف الوزن الجزيئي، فإن تركيز المحلول يساوي (M₂)… وهكذا.

مثلاً: الجزيئية الحجمية لمحلول حُضِّر بإذابة (29.25) غرام من كلورايد الصوديوم في (200) ملليتر ماء تساوي (بفرض أن حجم الماء لم يتغير بإضافة الملح):

– الجزيئية الوزنية: الجزيئية الوزنية أو التركيز الجزيئي الوزني، ويرمز لها بـ m، تمثل عدد الجزيئات الغرامية أو المولات من المادة المذابة في (1) كيلو غرام من المذيب النقي، ولا تتأثر بتغير درجة الحرارة، ووحداتها مول حال/ كغ، أي:

مثلاً: عدد المولات للكحول الإثيلي C₂H₅OH الموجودة في (92.5) غراماً منه مذابة في (250) غ من الماء =

إذن الجزيئية الوزنية للكحول الأثيلي في الماء تساوي:

– العيارية والمحلول العياري: يرمز للعيارية بـ N، وتمثل عدد المكافئات الغرامية من مذاب في ليتر من محلوله (المذيب والمذاب):

فمثلاً: إذا كان تركيز محلول N₂، فهذا يعني أن ضعف الوزن المكافئ من المذاب موجود في ليتر من ذلك المحلول… وهكذا.

أما المحلول العياري لحمض، بأنه المحلول الذي يحوي ذرة غرامية من الهيدروجين H⁺، (1) غراماً، في ليتر من المحلول.

والمحلول العياري لقاعدة، هو المحلول الذي يحوي ذرة غرامية من الهيدروكسيل OH^– أي 17 غراماً من الهيدروكسيل في ليتر من المحلول.

أما المحلول العياري لملح، فهو المحلول الذي يحوي الوزن الجزيئي مقسماً على التكافؤ الكلي للجذر السالب المشكل للملح، لذا فإن ليتراً من محلول عياري يحتوي على المقادير التالية لكل مادة من المواد المذكورة:

– المللي مكافئ بالليتر: يعبر المللي مكافئ بالليتر عن تركيز المادة المنحلة بدلالة وزنها الدامج أو الرابط ويرمز له بـ m eq / 1، ويحسب من العلاقة:

من أجل الجذور والمركبات:

– مخطط المللي مكافئ بالليتر:

تعطى المركبات الكيميائية في المياه بـ m eq/ 1 لتسهيل التمثيل التخطيطي كما يمثل الشكل (أ – 1).

ويدعى مخطط المللي مكافئ بالليتر، حيث يتألف السطر الأعلى من الكاتيونات القاعدية مرتبة بتسلسل: الكالسيوم – المغنيزيوم – الصوديوم – البوتاسيوم، بينما تعطى الأنيونات في السطر الأسفل بتسلسل: الكاربونات (إن وجدت) – البيكاربونات – السلفات – الكلوريدات.

يجب أن يكون مجموع المللي مكافئ الموجب بالليتر مساوياً مجموع القيم السالبة في الماء في حالة التوازن. مثلاً: في حالة وجود العناصر والمركبات التالية في الماء:

يمكن استنتاج قيمة الـ m eq/1 لهذه العناصر، وبالتالي يمكن استنتاج التراكيب التالية في الماء:

– الجذر: هو مجموعة ذرات مرتبطة ببعضها بقوة، بحيث أنها تشترك في التفاعلات الكيميائية كوحدة منفردة. للجذور أيونات موجبة أو سالبة، وتبلغ قيمة شحنتها الكهربائية قيمة تكافؤها. من الجذور الشائعة أيون الكبريتات SO₄^-2، أيون النترات NO₃^–، وأيون الأمونيا NH₄⁺. عندما يمتلك الجذر عدداً فردياً من الإلكترونات، يدعى جذراً حراً.

يبين الجدول (أ – 3) بعض العناصر والجذور والمركبات الكيميائية.