خطوات الحسابات الكيميائية
فيما يلي الخطوات الأساسية للحسابات الكيميائية:
- كتابة المعادلة الكيميائية الموزونة:
- تأكد من أن المعادلة متوازنة بحيث يكون عدد الذرات متساوياً في كلا الطرفين.
- تحديد المعطيات والمطلوب:
- حدد الكميات المعطاة (مثل الكتلة أو عدد المولات) والكمية المطلوب حسابها.
- تحويل الوحدات إلى مولات:
- إذا كانت المعطيات بوحدات أخرى (مثل الغرام)، حولها إلى مولات باستخدام الكتلة المولية.
- استخدام النسب المولية:
- استخدم المعاملات في المعادلة الموزونة لتحديد النسب المولية بين المتفاعلات والنواتج.
- حساب الكمية المطلوبة:
- استخدم النسب المولية لحساب عدد المولات المطلوبة.
- تحويل النتيجة إلى الوحدة المطلوبة:
- إذا كان المطلوب بوحدة أخرى غير المول، قم بالتحويل المناسب.
- التحقق من معقولية الإجابة:
- تأكد من أن النتيجة منطقية ومتوافقة مع المعطيات والمعادلة الكيميائية.
شرح الخطوات بالأمثلة التطبيقية
- كتابة المعادلة الكيميائية الموزونة: مثال: احتراق الميثان (CH₄) CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O
- تحديد المعطيات والمطلوب: مثال: لدينا 16 غرام من الميثان (CH₄). كم غراماً من ثاني أكسيد الكربون (CO₂) سينتج؟
- تحويل الوحدات إلى مولات:
- الكتلة المولية للميثان = 12 + 4(1) = 16 غ/مول
- عدد مولات الميثان = 16 غ ÷ 16 غ/مول = 1 مول
- استخدام النسب المولية: من المعادلة: 1 مول CH₄ ينتج 1 مول CO₂
- حساب الكمية المطلوبة:
- 1 مول CH₄ ينتج 1 مول CO₂
- إذاً، 1 مول CH₄ سينتج 1 مول CO₂
- تحويل النتيجة إلى الوحدة المطلوبة:
- الكتلة المولية لـ CO₂ = 12 + 2(16) = 44 غ/مول
- كتلة CO₂ = 1 مول × 44 غ/مول = 44 غ
- التحقق من معقولية الإجابة: النتيجة منطقية لأن كتلة CO₂ الناتجة أكبر من كتلة CH₄ المستخدمة، وهذا يتوافق مع إضافة ذرات الأكسجين.
مثال آخر أكثر تعقيداً:
لنفترض أننا نريد إنتاج 100 غرام من الأمونيا (NH₃) من خلال تفاعل النيتروجين مع الهيدروجين. كم غراماً من الهيدروجين نحتاج؟
- المعادلة الموزونة: N₂ + 3H₂ → 2NH₃
- المعطيات والمطلوب:
- المطلوب: 100 غ NH₃
- نريد حساب كتلة H₂ اللازمة
- تحويل NH₃ إلى مولات:
- الكتلة المولية لـ NH₃ = 14 + 3(1) = 17 غ/مول
- عدد مولات NH₃ = 100 غ ÷ 17 غ/مول ≈ 5.88 مول
- استخدام النسب المولية: 2 مول NH₃ تحتاج 3 مول H₂ 5.88 مول NH₃ تحتاج (5.88 × 3) ÷ 2 = 8.82 مول H₂
- حساب كمية H₂: نحتاج 8.82 مول من H₂
- تحويل النتيجة إلى غرامات:
- الكتلة المولية لـ H₂ = 2 غ/مول
- كتلة H₂ = 8.82 مول × 2 غ/مول = 17.64 غ
- التحقق من معقولية الإجابة: النتيجة منطقية لأن كتلة H₂ اللازمة أقل من كتلة NH₃ المنتجة، وهذا يتوافق مع إضافة النيتروجين في التفاعل.
القانون الذي تعتمده الحسابات الكيميائية
القانون الأساسي الذي تعتمد عليه معظم الحسابات الكيميائية هو قانون حفظ المادة، والذي يُعرف أيضًا بقانون لافوازييه. لنناقش هذا القانون وكيفية تطبيقه في الحسابات الكيميائية:
- قانون حفظ المادة: ينص هذا القانون على أن المادة لا تفنى ولا تُستحدث في التفاعلات الكيميائية العادية. بمعنى آخر، الكتلة الكلية للمواد قبل التفاعل تساوي الكتلة الكلية للمواد بعد التفاعل.
- تطبيقات القانون في الحسابات الكيميائية:
أ. موازنة المعادلات الكيميائية:
- يجب أن يكون عدد ذرات كل عنصر متساويًا في طرفي المعادلة. مثال: 2H₂ + O₂ → 2H₂O
ب. الحسابات الكمية (الستوكيومترية):
- تعتمد على النسب المولية في المعادلة الموزونة. مثال: في المعادلة السابقة، 2 مول من H₂ تتفاعل مع 1 مول من O₂ لإنتاج 2 مول من H₂O.
ج. حساب المردود النظري والفعلي:
- المردود النظري هو الكمية المتوقعة من الناتج بناءً على الحسابات.
- المردود الفعلي هو الكمية الفعلية المنتجة في المختبر.
- النسبة المئوية للمردود = (المردود الفعلي ÷ المردود النظري) × 100%
- قوانين أخرى مرتبطة:
أ. قانون النسب الثابتة (بروست):
- المركب الكيميائي النقي يحتوي دائمًا على نفس النسب من العناصر المكونة له.
ب. قانون النسب المتضاعفة (دالتون):
- عندما يشكل عنصران أكثر من مركب، فإن كميات أحد العنصرين التي تتحد مع كمية ثابتة من العنصر الآخر تكون في نسب عددية بسيطة.
مثال تطبيقي: لنفترض أننا نريد إنتاج 10 غرامات من الماء (H₂O) من تفاعل الهيدروجين مع الأكسجين.
- نكتب المعادلة الموزونة: 2H₂ + O₂ → 2H₂O
- نحسب عدد مولات الماء:
- الكتلة المولية للماء = 18 غ/مول
- عدد المولات = 10 غ ÷ 18 غ/مول ≈ 0.556 مول
- نستخدم النسب المولية لحساب مولات H₂ و O₂ اللازمة:
- H₂: 0.556 مول من H₂O تحتاج 0.556 مول من H₂
- O₂: 0.556 مول من H₂O تحتاج 0.278 مول من O₂
- نحول المولات إلى غرامات:
- H₂: 0.556 مول × 2 غ/مول = 1.112 غ
- O₂: 0.278 مول × 32 غ/مول = 8.896 غ
- نتحقق من قانون حفظ المادة: 1.112 غ (H₂) + 8.896 غ (O₂) = 10.008 غ (H₂O)
نلاحظ أن مجموع كتل المتفاعلات يساوي تقريبًا كتلة الناتج، مما يؤكد قانون حفظ المادة.
