كما تعلم ، فإن الجزيئات والذرات التي تشكل الأشياء من حولنا صغيرة جدًا. لإجراء العمليات الحسابية أثناء التفاعلات الكيميائية ، وكذلك لتحليل سلوك خليط من المكونات غير المتفاعلة في السوائل والغازات ، يتم استخدام مفهوم الكسور الجزيئية. ما هي وكيف يمكن استخدامها للحصول على الكميات الفيزيائية العيانية من خليط ، تمت مناقشته في هذه المقالة.
رقم أفوجادرو
في بداية القرن العشرين ، أثناء إجراء تجارب على مخاليط الغاز ، قاس العالم الفرنسي جان بيرين عدد جزيئات H2الموجودة في 1 جرام من هذا الغاز. تبين أن هذا الرقم هو رقم ضخم (60221023). نظرًا لأنه من غير الملائم للغاية إجراء حسابات بهذه الأرقام ، اقترح Perrin اسمًا لهذه القيمة - رقم Avogadro. تم اختيار هذا الاسم تكريما للعالم الإيطالي في أوائل القرن التاسع عشر ، أميديو أفوجادرو ، الذي درس ، مثل بيرين ، مزيجًا من الغازات وكان قادرًا على تكوينها.بالنسبة لهم القانون الذي يحمل اسمه الأخير
يستخدم رقم
Avogadro حاليًا على نطاق واسع في دراسة المواد المختلفة. يربط بين الخصائص العيانية والميكروسكوبية.
كمية المادة والكتلة المولية
في الستينيات ، أدخلت الغرفة الدولية للأوزان والمقاييس الوحدة الأساسية السابعة للقياس في نظام الوحدات الفيزيائية (SI). أصبحت عثة. يُظهر الخلد عدد العناصر التي يتألف منها النظام المعني. واحد مول يساوي رقم أفوجادرو.
الكتلة المولية هي وزن مول واحد من مادة معينة. يقاس بالجرام لكل مول. الكتلة المولية هي كمية مضافة ، أي لتحديدها لمركب كيميائي معين ، من الضروري إضافة الكتل المولية للعناصر الكيميائية التي يتكون منها هذا المركب. على سبيل المثال ، الكتلة المولية للميثان (CH4) هي:
MCH4=MC+ 4MH=12 + 41=16 جم / مول.
أي أن 1 مول من جزيئات الميثان سيكون كتلته 16 جرام.
مفهوم الكسر الجزيئي
المواد النقية نادرة في الطبيعة. على سبيل المثال ، يتم دائمًا إذابة العديد من الشوائب (الأملاح) في الماء ؛ إن هواء كوكبنا خليط من الغازات. بمعنى آخر ، أي مادة في الحالة السائلة والغازية هي مزيج من عناصر مختلفة. الكسر المولي هو قيمة توضح الجزء في المكافئ المولي الذي يشغله مكون أو آخر فيمخاليط. إذا تم الإشارة إلى كمية مادة الخليط بأكمله بالرمز n ، وكمية مادة المكون i يُشار إليها بالرمز ni، فيمكن كتابة المعادلة التالية:
xi=ni/ n.
هنا xiهو جزء الخلد للمكون i لهذا الخليط. كما يتضح ، هذه الكمية بلا أبعاد. بالنسبة لجميع مكونات الخليط ، يتم التعبير عن مجموع الكسور المولية بالصيغة التالية:
∑i(xi)=1.
الحصول على هذه الصيغة ليس بالأمر الصعب. للقيام بذلك ، فقط استبدل التعبير السابق بـ xi.
فيه
المصلحة الذرية
عند حل المشكلات في الكيمياء ، غالبًا ما تُعطى القيم الأولية في النسبة المئوية الذرية. على سبيل المثال ، في خليط من الأكسجين والهيدروجين ، الأخير هو 60٪ ذري. هذا يعني أنه من بين 10 جزيئات في الخليط ، 6 سوف تتوافق مع الهيدروجين. نظرًا لأن الكسر الجزيئي هو نسبة عدد ذرات المكون إلى العدد الإجمالي ، فإن النسب المئوية الذرية مرادفة للمفهوم المعني.
يتم تحويل الأسهم إلى نسب ذرية ببساطة عن طريق زيادتها بمقدار ضعفين من حيث الحجم. على سبيل المثال ، 0.21 جزء مول من الأكسجين في الهواء يتوافق مع 21٪ ذري.
الغاز المثالي
غالبًا ما يستخدم مفهوم الكسور الجزيئية في حل مشاكل مخاليط الغاز. تعتبر معظم الغازات في الظروف العادية (درجة الحرارة 300 كلفن والضغط 1 ضغط جوي) مثالية. هذا يعني أن الذرات والجزيئات التي يتكون منها الغاز تقع على مسافة كبيرة من بعضها البعض ولا تتفاعل مع بعضها البعض.
بالنسبة للغازات المثالية ، فإن معادلة الحالة التالية صحيحة:
PV=nRT.
هنا P و V و T ثلاث خصائص ديناميكية حرارية ميكروسكوبية: الضغط والحجم ودرجة الحرارة على التوالي. القيمة R=8 ، 314 J / (Kmol) ثابت لجميع الغازات ، n هو عدد الجسيمات في المولات ، أي كمية المادة.
توضح معادلة الحالة كيف ستتغير إحدى خصائص الغاز العيانية الثلاث (P أو V أو T) إذا تم إصلاح الثانية وتغيير الثالثة. على سبيل المثال ، عند درجة حرارة ثابتة ، سيكون الضغط متناسبًا عكسياً مع حجم الغاز (قانون Boyle-Mariotte).
أكثر ما يميز الصيغة المكتوبة هو أنها لا تأخذ في الاعتبار الطبيعة الكيميائية لجزيئات وذرات الغاز ، أي أنها صالحة لكل من الغازات النقية ومخاليطها.
قانون دالتون والضغط الجزئي
كيف تحسب الكسر الجزيئي للغاز في الخليط؟ للقيام بذلك ، يكفي معرفة العدد الإجمالي للجسيمات وعددها للمكون قيد النظر. ومع ذلك ، يمكنك القيام بخلاف ذلك.
يمكن إيجاد الجزء الجزيئي للغاز في خليط بمعرفة ضغطه الجزئي. يُفهم الأخير على أنه الضغط الذي سيحدثه مكون معين من خليط الغازات إذا كان من الممكن إزالة جميع المكونات الأخرى. إذا قمنا بتعيين الضغط الجزئي للمكون i على أنه Pi، وضغط الخليط بأكمله على أنه P ، فإن صيغة الكسر الجزيئي لهذا المكون ستأخذ الشكل:
xi=Pi/ P.
لأن المبلغمن كل xiيساوي واحدًا ، ثم يمكننا كتابة التعبير التالي:
∑i(Pi/ P)=1 ، ومن ثم ∑i(Pi)=P.
المساواة الأخيرة تسمى قانون دالتون ، والذي سمي بهذا الاسم نسبة للعالم البريطاني في أوائل القرن التاسع عشر ، جون دالتون.
قانون الضغط الجزئي أو قانون دالتون هو نتيجة مباشرة لمعادلة حالة الغازات المثالية. إذا بدأت الذرات أو الجزيئات في الغاز بالتفاعل مع بعضها البعض (يحدث هذا في درجات حرارة عالية وضغط مرتفع) ، فإن قانون دالتون غير عادل. في الحالة الأخيرة ، لحساب الكسور الجزيئية للمكونات ، من الضروري استخدام الصيغة من حيث كمية المادة ، وليس من حيث الضغط الجزئي.
الهواء كمزيج غاز
بعد النظر في السؤال عن كيفية العثور على الكسر الجزيئي للمكون في الخليط ، قمنا بحل المشكلة التالية: حساب القيم xiو P iلكل مكون في الهواء.
إذا نظرنا إلى الهواء الجاف ، فهو يتكون من مكونات الغاز الأربعة التالية:
- نيتروجين (78.09٪) ؛
- أكسجين (20.95٪) ؛
- الأرجون (0.93٪) ؛
- غاز ثاني أكسيد الكربون (0.04٪).
من هذه البيانات ، من السهل جدًا حساب الكسور الجزيئية لكل غاز. للقيام بذلك ، يكفي عرض النسب المئوية بشكل نسبي ، كما هو مذكور أعلاه في المقالة. ثم نحصل على:
xN2=0 ، 7809 ؛
xO2=0 ، 2095 ؛
xAr=0 ، 0093 ؛
xCO2=0 ، 0004.
ضغط جزئينحسب مكونات الهواء هذه ، بالنظر إلى أن الضغط الجوي عند مستوى سطح البحر هو 101 325 باسكال أو 1 ضغط جوي. ثم نحصل على:
PN2=xN2 P=0.7809 atm. ؛
PO2=xO2 P=0 ، 2095 atm. ؛
PAr=xAr P=0.0093 atm. ؛
PCO2=xCO2 P=0.0004 atm.
هذه البيانات تعني أنه إذا قمت بإزالة كل الأكسجين والغازات الأخرى من الغلاف الجوي ، وتركت النيتروجين فقط ، فإن الضغط سينخفض بنسبة 22٪.
معرفة الضغط الجزئي للأكسجين يلعب دورًا حيويًا للأشخاص الذين يغوصون تحت الماء. لذلك ، إذا كان أقل من 0.16 ضغط جوي ، يفقد الشخص وعيه على الفور. على العكس من ذلك ، فإن الضغط الجزئي للأكسجين يتجاوز 1.6 ضغط جوي. يؤدي إلى التسمم بهذا الغاز الذي يصاحبه تشنجات. وبالتالي ، يجب أن يكون الضغط الجزئي الآمن للأكسجين لحياة الإنسان في حدود 0.16 - 1.6 ضغط جوي.
