الحسابات الكيميائية

مقدمة في الحسابات الكيميائية

الحسابات الكيميائية: هي دراسة العلاقات الكمية بين المواد المتفاعلة والمواد الناتجة في التفاعلات الكيميائية. وتندرج تحت قانون حفظ الكتلة. و من أهم مميزات تلك الحسابات أنها تفيد في التنبؤ وبدقة بكتل المواد اللازمة للتفاعل وكتل المواد الناتجة عنه. مما يجعلها تسهم وبشكل كبير في أغلب الصناعات. مثل:

• صناعات الأدوية.
• صناعة الغذاء.

وغيرها من الصناعات التي تجعلها من أهم أبواب علم الكيمياء التي تطرق وبقوة الحياة العملية.

الأوزان الذرية

بـعد أن استقر مفهوم الذرة على أنها هي وحدة البناء الرئيسة في المادة وأن الجزيء هو أصغر جزيء من المادة يمكن أن يوجد في الطبيعة بشكل حر وعلى أنه يتكون من اتحاد ذرتين أو أكثر من عنصر أو أكثر بنسب وزنية ثابتة. كان العلماء في حاجة لمعرفة الكتل الذرية والجزيئة لكل مادة من المواد، ولكن ذلك لم يكن شيئا سهل المنال في القرن التاسع عشر حتى أنه كان يقال أن كل عالم كيمياء كان يعتمد جدولا يختلف عن قرنائه مما جعل مهمة توحيد الكتل الجزيئة من الأمور صعبة المنال.

اسهامات العالم كانيزارو

جاء بعد ذلك العالم الإيطالي كانيزارو ليحسم الجدل القائم حول تلك المسألة، وذلك عن طريق إثبات ما جاء به العالم أفوجادرو. وذلك بما استنتجه أن الكتل المختلفة للحجوم المتساوية من الغازات يجب أن تكون موجودة بنسب إلى بعضها البعض تساوي نسب جزيئات تلك الغازات.




N = عدد الجزيئات
وهذا يعني إمكانية معرفة كتلة الجزيء الواحد لغاز ما بالنسبة لكتلة الجزيء الواحد من غاز آخر، وعلى سبيل المثال توصل كانيزارو إلى انه عند نفس الظروف تكون كتلة حجم معين من غاز الأوكسجين دائماً أعلى من كتلة نفس الحجم من غاز الهيدروجين بستة عشر مرة، وقد طبق ذلك أيضاً على غاز النيتروجين فوجد أن جزيء غاز الأوكسجين يساوي 1.14285 من كتلة جزيء غاز النيتروجين.
كتلة جزيء الأوكسجين: كتلة جزيء الهيدروجين

كتلة جزيء الأوكسجين: كتلة جزيء النيتروجين

وبالتالي فلمعرفة نسبة جزيء الهيدروجين بالنسبة للنيتروجين:

كتلة جزي النتروجين: كتلة جزئ هيدروجين

و عليه فإن النسبة بين جزيئات N,O,H هي:

واستنتج من تجارب هذا العالم أن كتل جزيئات المواد المختلفة يمكن قياسها ولكن بشكل نسبي، ما يعني أنه:

1. كتل الذرات (الأوزان الذرية) هي أوزان نسبية وليست مطلقة.
2. بما أن الأوزان الذرية نسبية، فإن الأمر يستدعي أخذ ذرة عنصر معين، واعتبار كتلتها تساوي الوحدة ومن ثم تنسب أوزان ذرات العناصر الأخرى لها.
3. بما أن الهيدروجين H هو أخف العناصر على الإطلاق، فقد اعتبر وزنه الذري يساوي وزن الوحدة.

اعتماد ذرة الكربون

نرى مما سبق أن قياس الأوزان الذرية وعلى الرغم من أنه بدأ بنسبتها إلى الوحدة على أنها هي الوزن المحدد لذرة الهيدروجين لا يستدعي كأمر حتمي استمرارية اعتماد الهيدروجين كمقياس للوحدة لأن النسبية لذرات العناصر المختلفة تظل باستمرار صحيحة. وقد كان في بادئ الأمر بعدما ارتأى العلماء استخدام ذرة الأكسجين كأساس بحيث يعتبر وزنها النسبي يساوي 16 تقريبا. وقد اعتمد الأوكسجين لأن بعمل نسبته مقارنة بالعناصر الأخرى فإن النسب تكون أقرب للأعداد الصحيحة منها في الهيدروجين.
غير أن الأوكسجين نفسه طرح أخيراً. وجاء بدلاً منه الكربون 12 لأنه ذو وزن يساوي 12 تقريبا، وقد جعلت هذه النسبة هي المعتمدة إلى يومنا الحاضر.

النظائر

النظير هو عنصر يوجد في الطبيعة وذو ثبات في العدد الذري ولكن باختلاف عدد النيترونات بين النظائر.
لكن العلماء تنبأوا أنه في المسائل الرياضية فقط يمكننا التقريب لأقرب عدد صحيح ولكن في الحقيقة لا يمكن الاستغناء عن أي رقم عشري لأن في ذلك دلالة على وزن الذي. وهي يدل بوجه خاص على ما تحويه الذرة تماما من البروتونات والنيترونات والالكترونات. ذلك حين التطبيق العملي في صناعات كالدواء مثلاً فإنه لا يستعاض عن القيم العشرية بالتقريب لأنه لا بد من الدقة المتناهية لإتقان النسب تماماً في ذلك المركب أو الدواء. لكن العدد ذو الكسور العشرية لا يعبر عن الموجود فعلياً، بل هو متوسط نسبة وجود جميع النظائر لذلك العنصر في الطبيعة ونسبة وجود كل نظير.

المول

من المعادلة السابقة، فإنه من الممكن أن نستنتج أن الجزيئات اللازمة لإتمام التفاعل هي 1 جزيء من CL₂ و1 جزيء من H₂ ولكن ذلك القدر ضئيل جداً. فمثلا ما نحتاجه من الهيدروجين لإتمام المعادلة هو 134 ×10⁻²³ وهذا القدر ضئيل جداً. ولا يمكن الحصول عليه في الوقت الحالي. من هنا نبعت أهمية وجود كتل بدقة متناهية وذات حجم ممكن القياس. وقد جاء المحامي الإيطالي وعالم الكيمياء أفوجادرو بعدد ثابت من الجسيمات (سواء أكانت من الذرات المفردة أم الجزيئات المعقدة)، وهذا العدد هو 6.02 × 10²³ جسيم يوجد داخل مول واحد. والمول هو وحدة قياس دولية تعني: "كمية المادة التي يوجد بها عدد أفوجادرو من الجسيمات (A)"، لذا فإن المول يرمز له بـ(N_A) واختصارا بـ (N). وكان ذلك الاكتشاف الذي بدأه العالم النمساوي لوشمدت ولكن اسم هذا العالم أصبح أكثر اندثاراً بعدما قام به أفوجادرو من تجارب في هذا المجال ومن تحديد أكثر دقة لهذا الثابت الذي سمي فيما بعدد أفوجادرو تتويجاً لما قام به في هذا المجال. ومع أنه كان من المطورين في هذا المجال إلا أنه لم يتفق على تسمية ثابت عدد الجسيمات باسم عدد أفوجادرو إلا بعد موته بتسع سنوات تخليداً لذكرى هذا العالم الجليل في مجال الكتل ونسبها الذرية في علم الكيمياء.

وحدة الكتل الذرية و.ك.ذ.

نظراً لتطور العلوم ولصعوبة التعامل مع الأرقام العشرية المطولة، طور العلماء وحدة الكتلة الذرية التي يرمز لها بالرمز و. ك. ذ. ووزن الوحدة الواحدة من تلك الوحدة تساوي كتلة بروتون واحد أو نيوترون واحد. مما يعني أنه مثلاً كتلة الكربون 12 تساوي == 12 و. ك. ذ. مما سهل على العلماء التعامل مع الوحدات الكتلية على المستوى الذري. مع العلم أن كل عدد أفوجادرو من الوحدات يساوي 1 جرام.

الجزيء والوزن الجزيئي والكتلة المولية

العنصر هو أبسط أشكال المادة، والذرة هي الوحدة الأساسية له ولكن هذا لا يعني أن ذرات العنصر الواحد سمكن أن توجد في تجمعاتها الكبيرة بشكل حر مستقل مهما كان العنصر، ومن الجدير بالذكر إلى أنه في الوقت الذي توجد فيه ذرات مادة ما مثل النيون بشكل حر أي أحادية الذرة (Ne) فإن ذرات أخرى مثل الأكسجين لا توجد إلا في شكل ثنائي (O₂) وذرات مادة الثالثة مثل الكبريت إلا بشكل سداسي (S₆) أو شكل ثماني أحياناً (S₈) وحينما لا يوجد العنصر إلا على هيئة تجمع لعدد من ذراته يساوي على الأقل ذرتين فيقال بأنه موجود بشكل جزيئي، مما يعني أن الجزيء هو الوحدة الأساسية للمادة التي تتكون من ذرتين أو أكثر والتي من الممكن أن توجد ذراتها في الطبيعة بشكل منفرد. ولكن هذا الشرح ما هو إلا بداية في التفصيل في أمر الجزيئات. ومن المعلوم تكون المركبات الكيميائية ولكن أصغر جزء منها والذي يظل محتفظا بخواصها الطبيعية هو الجزيء. وبذلك فقد قسم العلماء الجزيئات إلى قسمين:

1. الجزيئات المتجانسة الذرات (HOMEATOMIC MOLECULE)، مثل: (S₈),(O₃),(F₂).
2. الجزيئات الغير متجانسة الذرات (HETROATOMIC MOLECULE) مثل: (H₂O)و(NH₃)و(HF).

و سواء أكان الجزيء من هذا النوع أو ذاك فهو بناء على عدد الذرات إما ثنائي الذرات (O₂) أو ثلاثي، مثل: (CaF₂) أو رباعي أو خماسي أو سداسي الذرات... إلخ.

مثال على الكتلة الجزيئية

إن كتلة الجزيء الواحد تعتمد على مجموع كتل الذرات المكونة له. فهي تساوي مجموع الكتل الذرية المكونة لهذا الجزي. وبالمثل فإن الكتلة الجرامية لمركب ذلك الجزيء تساوي الكتل الجرامية للمواد المكونة له، وهناك شيء أخر يجب معرفته وهو الكتلة المولية "الذرية أو الجزيئية " وهي الكتلة الجرامية من مادة التي بها 1 mol أي أن بها عدد أفوجادرو من الذرات.
عدد المولات(n) = الكتلة بالجرام(m) \ الكتلة المولية(M)
مثال ذلك:احسب عدد المولات الموجودة في (64g) من O2 ؟
عدد المولات = الكتلة الجرامية / الكتلة المولية
n=m/M
x mol O₂ = 64 / 32
mol of O₂ = 2 mol

الصيغ الكيمائية

يقصد بالصيغة الكيميائية الطريقة التي يعبر بها عن تركيب جزيئات المادة، أما الذرات فقد فإن صيغها الكيميائية ماهي إلا رموز العناصر التي تمثلها تلك الذرة. ولمعرفة صيغة جزيء مركب فإننا بحاجة لمعرفة عدة عناصر:

• النسبة المئوية الوزنية لكل عنصر مكون لهذا المركب:

و يتم ذلك ببساطة بواسطة عملية التحليل الكيميائي.

• بمعرفة الكتلة الذرية لكل عنصر من العناصر:

و ذلك يتم بالرجوع إلى الجدول الدوري.
وباستخدام التحليل الكيميائي على كتلة من الماء فإنه سينتج نسبة ثابتة لكتل الهيدروجين والأوكسجين المكونة له. وتلك النسبة هي واحد من الهيدروجين لثمانية من الأوكسجين، أي أن تسع كتلة الماء دائما من الهيدروجين وأن كتلة الأوكسجين تساوي 8 أضعاف كتلة الهيدروجين في جزيء الماء، وعليه فإن الماء الذي كتلته المولية =18 غرام فإن تسع كتلتها من الهيدروجين والثمان أتساع المتبقية من الأوكسجين، ومن ثم فإن كتلة الهيدروجين المكونة لمركب الماء تساوي 2 غرام وكتلة الأوكسجين تساوي 16 غرام، بالرجوع للجدول الدوري نجد أن كتلة الهيدروجين تساوي 1 غرام وذلك يعني وجود 2 mol من الهيدروجين في مركب الماء، وبالنسبة للأوكسجين فإنها تساوي 16 غرام وذلك يعني وجود 1 mol منه داخل مركب الماء. وبالاعتماد على قانون النسب الثابتة المكونة للمركب الواحد، فإنه:

وذلك يعني أنه يلزم لتكون الماء عدد أفوجادرو من ذرات الأوكسجين وضعفها من الهيدروجين. وبالتبسيط نجد أنه لكل جزيء من الماء يلزم وجود ذرتان من الهيدروجين وذرة من الأوكسجين لتكون ذلك الجزيء. ومن الجدير بالذكر فإنه لا يمكن للنسب بين الذرات أن تكون أعداد كسرية وذلك حسب نظرية دالتون الذرية.

الصيغة الوضعية

كما ذكرنا سابقاً، فإنه لا يمكن استعمال الكسور في النسب بين الذرات المكونة للجزيء. وذلك ما يتفق مع نظرية دالتون الذرية. ولكن هل يمكن عمل الصيغة بهذا الشكل (H₈O₄ , H₆O₃
الإجابة هي لا يمكن ذلك؛ إذجرت العادة على استخدام أبسط نسبة بين الذرات في كتابة الصيغ الوضعية وعليه فإن صيغة الماء الصحيحة هي H₂O لأنها أبسط نسبة بين ذرات الهيدروجين والماء في المركب. وتجدر الإشارة أن معظم المركبات تختلف صيغتها الجزئية عن صيغتها الوضعية.
و عليه فإن تعريف الصيغة الوضعية هي: النسبة الصحيحة بين الذرات المكونة للجزيء في مركب من المركبات وتلك النسبة تتفق من قانون النسب الثابتة في المركبات. والذي ينص على: أنه المركب يتكون دائما من العناصر نفسها بنسب وزنية ثابتة مهما اختلفت كمياتها.و على أن كتلة المركب تساوي مجموع كتل العناصر المكونة له.

الصيغة الجزيئية

تعرف بأنها: الصيغة الكيميائية التي تبين العدد الفعلي لكل عنصر في المركب. من خلا ل معرفتنا بالصيغة الجزيئية للمركب فإنه لا يمكننا معرفة التركيب الحقيقي للجزيء ولكننا نكون حددنا فقط نسب كل عنصر إلى الآخر داخل هذا المركب. فلنأخذ جزيء مادة الأستيلين، ومن المعلوم أن الأستيلين مكون من الكربون والهيدروجين وذلك بنسبة 12g من الكربون إلى 1g من الهيدروجين. ولكن تلك النسب لا تعبر تماما عن عدد ذرات الكربون والهيدروجين ؛ فمن خلال معرفتنا بالصيغة الوضعية نستطيع ان تكتب الصيغ (CH, C₂H₂,C₃H₃) فحسب الصيغة الوضعية فإن الصيغة الجزيئية ممكن أن تكون هي الصيغة الوضعية أو أحد مضاعفتها الصحيحة. ولكن هناك عامل أخر يحدد الصيغة الجزيئية وهو كتلة هذا الجزيء نفسه. فعند حساب كتلة الأستيلين نجد أن كتله المولية تساوي 26g مما يعني أنه عند ضرب كتلتي الكربون والهيدروجين في 2 لنجد أنه:
=الكتلة المولية للأستيلين (26g)
مما يعني أنه حين ضرب الكتلة الوضعية في 2 فإننا نكون قد حصلنا على الكتلة المولية الحقيقة لمركب الأستيلين:
(C₂H₂ = 2 (CH
مما سبق نستنتج أن الصيغة الجزيئية للأستيلين هي C₂H₂.
و هكذا نجد أن معرفة الصيغة الجزيئة يعطي معلومات إضافية عن تلك التي تعطيها الصيغة الوضعية وهي معلومات هامة عن تركيب جزيء ذلك المركب. أيضا فإن الصيغة الوضعية من الممكن أن تأخذ أكثر من صورة أما الصيغة الجزيئة فإن لها صورة واحدة فقط.

الصيغة التركيبية

لو أخذنا مادة أخرى، مثل الإيثانول، وأجرينا عليها تحليلا كيميائيا لوجدنا أن الإيثانول يتكون من الهيدروجين والأوكسجين والكربون وبرجوعنا للجدول الدوري نجد نسب الذرات في هذا المركب للجزيء الواحد هي (1O: 2C: 6:H) ومن خلال معرفتنا بكتلة الجزيء الواحد منه (46g) لعلمنا أن صيغته الجزيئية هي C₂H₆O لأصبح السؤال التالي وجيها للغاية: إذا رأيت زجاجة كتب تحوي سائلا كتب عليها C₂H₆O فماذا تكون تلك المادة ؟
بالطبع ستكون الإجابة بأن تلك المادة هي ثنائي ميثيل الإيثر أو مادة الإيثانول. هذه الإجابة هي أبلغ دليل على أن الصيغة الجزيئية وعلى الأقل في الحالات المشابهة لهذه الحالة غير كافية للدلالة على هذا المركب. فهل نحن في هذه الحالة في حاجة إلى صيغة كيميائية جديدة تخبرنا عن ماهية المركب ؟. الإجابة الحتمية لهذا السؤال هي نعم. ولعل المثال السابق ما هو إلا دليل على الحاجة لصيغة تركيبية جديدة، وفي بعض الحالات مثل غاز الميثان CH₄ فإننا لسنا بحاجة لغير الصيغة الجزيئية للتعبير عنه لوجود مادة واحدة تحمل تلك الصيغة الجزيئية. أما في الحالة التي أمامنا فإن الصيغة الجزيئية لثنائي مثيل الإيثر ومادة الايثانول واحدة. وعلى الرغم من ذلك فإن هناك فروقا بين الخواص الطبيعية لكل منها مما يعني وجود اختلاف في ترتيب الذرات في أحدهما عن الآخر. وبمعرفة تراكيب لويس أو الصيغة البنائية لكيفية تكون الروابط نجد أن رسم الإيثانول:

الصيغة البنائية للإيثانول

لذا فحسب رسمه فإنه صياغته التركيبية هي CH₃CH₂OH .
أما ثنائي مثيل الإيثر فإن تركيب لويس أو الصيغة البنائية له نجد أن رسمه كما يلي:

الصيغة البنائية لثنائي مثيل الإيثر

ومن خلال رسمه فإن صيغته التركيبية فهي CH₃OCH₃.
و من هذا المثل يتضح أن الالتزام بالصيغة التركيبية في المركبات ذات التشابه في الصيغ الجزيئية مهم حتى نستطيع التفريق بينها.
» قواعد كتابة الصيغ الجزيئية وأهميتها:===
من المهم معرفة أن الصيغة التركيبية ما هي إلا صيغة جزيئية ولكنها تضيف معلومات عن كيفية بناء الجزيء لما في ذلك من زيادة توضيح لتلك المركبات التي تتشابه في الصيغ الجزيئية. ولكن الصيغ الجزيئية تبقى مهمة أكثر مما دونها من الصيغ نظرا لأنها تعطي العدد الفعلي للذرات داخل جزيء المركب الواحد مما يتيح لنا معرفة المعلومات الكمية عن الكتل المتفاعلة والكتل الناتجة. وذلك ما نريده خلال إجراء عمليات الحسابات الكيميائية. ولكتابة الصيغ الجزيئية عدة قواعد حتى تكون الصيغ المكتوبة صحيحة وهي كالتالي:

1. تكتب مكونات الجزيء باستخدام رموز العناصر المكونة لجزيء المركب.
2. يكتب عدد الذرات كل مكون في الجزيء على شكل رقم سفلي صغير يكتب على يمين رمز العنصر، مع ملاحظة عدم كتابة الرقم (1) إذا كان عدد الذرات يساوي واحد.
3. حين الكتابة مركب مكون من فلز ولا فلز فإننا نكتب الفلز على اليسار واللافلز على اليمين في الصيغة الجزيئية للمركب.
4. حين كتابة الجذور فإننا نضعها في أقواس للدلالة على أعدادها في المركب Mg (OH)₂

'

المعادلات الكيميائية

كأي علم من العلوم، فإن علم الكيمياء له مواضيع وفروع كثيرة جدا منها ما يختص بتغيرات الطاقة المصاحبة للتفاعلات الكيميائية، ومنها ما يهتم بدراسة الطرق الكفيلة لمعرفة نواتج هذه التغيرات كميا وكيفيا وآخر يهتم بدراسة الطرق التي تتم بها هذه التغيرات، وبما أن التغيرات الكيميائية لا تعدو عن أن تكون حدوث تغيرات في طبيعة المادة فإن هذا يعني ببساطة دراسة المادة من فبل أن يحدث التفاعل والتغيرات التي تطرأ عليها بعد حدوث التفاعل. لذا قد وجد الكيميائيون ضرورة لاستخدام لغة غير لغة البشر للتعبير عن التفاعلات الكيميائية. بأن تكون تلك اللغة قادرة على التعبير عن حالة المادة وكتلتها الداخلة للتفاعل وما يصاحب ذلك من امتصاص أو انبعاث طاقة أو غيرها من الدلالات على حدوث تغير كيميائي وما ينتج عن التفاعل. فكان الحل في ابتكار طريقة المعادلات الكيميائية لصياغة تلك التفاعلات وذلك باستخدام الرموز الكيميائية والصيغ الجزيئية لكل من العناصر والمركبات و
لعل تعريفها باختصار: هي وصف موجز ودقيق للتفاعلات الكيميائية.

كتابة المعادلات الكيميائية

لنأخذ مثالا معينا لنرى كيف نكتب المعادلة الكيميائية.
التغير الكيميائي لفظيا: يتحد الهيدروجين والأكسيجين لتكوين أكسيد ثنائي الهيدروجين (الماء).
من خلال المعادلة الكيميائية اللفظية السابقة. نستطيع كتابة المعادلة الكيميائية باستخدام الرموز:

نلاحظ أنه تكتب رموز (صيغ) المواد المتفاعلة إلى اليسار مع ملاحظة وجود علامة (+) حينما يوجد أكثر من مادة واحدة لتدل على اتحاد هذه المواد مع بعضها البعض،أما المواد الناتجة فتكتب إلى اليمين مع ملاحظة وجود علامة (+) بين المواد الناتجة إذا وجد أكثر من ناتج. ويوضع سهم من اليسار إلى اليمين للدلالة على المواد الناتجة والمواد المتفاعلة. والجدير بالذكر أن المعادلة الكيمائية أعلاه ما هي إلا ترجمة للفظ التغير الكيميائي. ولكن هذه المعادلة ينقصها معلومات ضرورية وغير ضرورية إلا في بعض الحالات الخاصة.

وزن المعادلات الكيميائية

يلزم لتكون المعادلة الكيميائية صحيحة أن تكون موافقة لقانون حفظ الكتلة والذي ينص على أن الكتلة لا تفنى ولا تستحدث من العدم. لذا فإنه يجب علينا وضع معاملات (عدد صحيح يكتب قبل المادة المتفاعلة أو الناتجة). ويطلق على هذه المعادلات بالمعادلات الكيميائية الموزونة لأن كتل المواد المتفاعلة تساوي كتل المواد الناتجة. ولعل المثال التالي يوضح المفهوم بالمعادلة الكيميائية الموزونة:

من المعادلة السابقة نجد أن المواد المتفاعلة هي جزيء أوكسيجين (ذرتان) جزيء هيدروجين (ذرتان) والمواد الناتجة اتحاد ذرتا هيدروجين وذرة أوكسجين لتكون الماء. وينتج عن ذلك أن هناك ذرة أوكسجين غير داخلة في التفاعل. مما يعني أن تلك المعادلة لا تتفق بتلك الصورة مع قوانين الطبيعة المتعلقة بحفظ الكتلة. لذا فإننا نضع المعاملات التي تحقق التساوي في الكتل المتفاعلة والكتل الناتجة. ومن الجدير بالذكر أن تلك المعاملات إنما تعبر عن عدد المولات لكل مادة من المواد المشاركة في التفاعل أو الناتجة عنه. فيصبح شكل المعادلة الموزونة هو:

رسم توضيحي لتفاعل الماء والأوكسيجين لتكون الماء حسب قانون حفظ الكتلة

من خلال رؤية المعادلة الموزونة السابقة فإننا نجد أنها تحقق قانون حفظ الكتلة فبالنسبة للهدروجين فإن عدد الذرات قبل التفاعل == 4 atoms وبعد التفاعل = 4 atoms داخل جزيآن من جزيئات الماء. وأن عدد ذرات الأوكسيجين قبل التفاعل = 2 atoms وبعد التفاعل == 2 atoms داخل جزيآن من جزيئات الماء. ومن الجدير بالذكر أنه حين وزن المعادلات الكيميائية فإنه لا يتم تغيير الصيغ الجزيئية للمواد وإنما تغيير المعاملات العددية الصحيحة لها للتوافق معها . ويجب أن تكون النسبة بين المعاملات في أبسط صورة ممكنة.

معلومات إضافية داخل المعادلة الكيميائية

يلزمنا في بعض الأحيان العمل برموز تدل على الحالة الفيزيائية التي تكون فيها المادة قبل وبعد التفاعل. ومثال ذلك ما يلي:

من خلال الرموز المكتوبة أسفل المواد الداخلة في التفاعل والمواد الناتجة عن التفاعل نستطيع أن نحدد من غير إجراء التجربة حالة المادة الفيزيائية. ومن المعروف أن المادة الغازية يرمز لها بالرمز (g) أما المادة السائلة فيرمز لها بــ(l) والحالة الصلبة يرمز لها بالرمز (S) أما المحلول المائي فيرمز له بـ(aq).مع العلم أنها توضع بين قوسين.
و هناك بعض الرموز التي تدل على أن التفاعل لا يحدث إلا في حالات معينة كمستوى معين من الاثارة (الطاقة) أو عن وجود مادة مساعدة (محفزة) لحدوث ذلك التفاعل.و يرمز لاستلزام وجود الطاقة الحرارية برمز Δ بوضعه فوق سهم التفاعل.

حسابات المعادلات الكيميائية

كما سبق، يستفاد من المعادلات الكيميائية الموزونة في تحديد عدد مولات أي مادة من المواد الناتجة أو المتفاعلة. على الرغم أن الكميات التي تستخدم في أي تفاعل كيميائي – سواء أجري التفاعل في مختبر أو في مصنع – لا يستوجب أن تكون بنفس عدد المولات إلا أن نسبتها لبعضها البعض يجب أن تكون كما يظهر في المعادلة الكيميائية الموزونة.

المادة المحددة للتفاعل

يحدث في العديد من الحالات والمناسبات ولأسباب عديدة أن تكون الكميات المستخدمة من المواد المتفاعلة ليست بنفس النسب التي تظهر في المعادلة الموزونة، ومن الأمثلة على ذلك: تكوين الأمونيا من غازي الهيدروجين والنيتروجين، التي معادلته الكيميائية هي:

إذا افترضنا أنه تم مزج 5 mol من الهيدروجين مع مول من النتروجين فإنه لن يتفاعل إلا 3 mol هيدروجين معه مما يعني أن النيتروجين في هذه الحالة هو المتفاعل المحدد لأنه سيستهلك بالكامل ولن يتبقى منه شيء. أما لو افترضنا أنه مزج بين 3 mol هيدروجين و3 mol نيتروجين فإن المادة المحددة للتفاعل هو الهيدروجين لأنه سيستنفذ كاملاً خلال عملية التفاعل.

المحصول النظري والمحصول المئوي

عند إجراء تفاعل كيميائي للحصول على مادة كيميائية معينة فإن معادلة التفاعل تحدد كمياً مقدار ما يمكن الحصول عليه من المادة الناتجة بوحدة المولات أو بوحدة الغرامات.
و لكن – عمليا - وبعد إتمام عملية التفاعل فإن الكمية المحصول عليها تكون عادة أقل من الكمية المحسوبة والمتوقعة نظريا. وأسباب ذلك كثيرة مثل أن تكون المادة الناتجة متطايرة فلا يبقى منها كل ما أمكن إنتاجه. وكذلك ما قد يلتصق منها بجدران آنية التفاعل. إضافة إلى أسباب أخرى مثل حدوث تفاعلات جانبية منافسة تستهلك المادة الناتجة نفسها. تسمى الكمية المحسوبة أو المتوقعة اعتماداً على معادلة التفاعل بالمحصول النظري.
أما المحصول المئوي فهو نسبة المحصول الفعلي إلى المحصول النظري مضروباً في 100.

تفيد تلك الحسابات في معرفة مدى اتقان التجربة وكذلك حساب التكلفة والربح وغيرها.

النسبة المئوية بالكتلة لعنصر داخل المركب

لعله من المفيد معرفة تركيز عنصر معين داخل مركب من المركبات. خصوصاً حينما يتعلق الأمر بصناعة الدواء والغذاء: ولمعرفة نسبة تركيز العنصر داخل أي مركب. فإننا نستخدم القانون التالي:
النسبة المئوية لعنصر ما داخل المركب = كتلة العنصر × 100 \ كتلة المركب.

نظرية الكم (quantum)

نظرية الكم (quantum)

طرحت هذه النظرية عام 1900 م و مؤسسها هو عالم الفيزياء الالماني ماكس بلانك , و تعتبر هذه النظرية اهم نظرية في الفيزياء الحديثة و واحدة من بين نظريتين اساسيتين تاسست اعتمادا عليها الفيزياء الحديثة و هي نظرية الكم و النظرية النسبية , و لهذه النظرية الكثير من الانجازات الملموسة و التطبيقات مثل اختراع الدايود و الترانسيستور و الدوائر المتكاملة و ظهور اجهزة التلفزيون و الهاتف و الكومبيوتر و غيرها.

طرحت هذه النظرية بعد ظهور الاشكاليات في فيزياء القرن التاسع عشر التي كانت تعتمد على مبدا الحتمية لعالم الرياضيات الفرنسي بيير سيمون دي لابلاس و ايضا كانت تعتمد على نظرية الحقل الكلاسيكية, و هذه الاشكاليات متمثلة بشكل اساسي في اشكاليتين رئيسيتين هما :

حالة عدم التناسق بين درجة حرية الجسيمات و درجة حرية الحقول في قانون توزيع الطاقة في حالة الاتزان التي تطرحه نظرية الحقل الكلاسيكية , و قد ظهرت هذه الاشكالية عندما قام عالما فيزياء من علماء الفيزياء في القرن التاسع عشر و هم وليم ستروت رايلي و حيمس جينز باجراء حسابات على الطاقة المنبعثة من الجسم الحار اعتمادا على قانون توزيع الطاقة في حالة الاتزان الذي هو من اهم قوانين نظرية الحقل الكلاسيكية و ايضا اعتمادا على مبدا الحتمية الذي كان معتمد رياضيا و فيزيائيا في القرن التاسع عشر و الذي طرحه لابلاس عالم الرياضيات الفرنسي , وكانت نتيجة هذه الحسابات كارثية حيث انه بموجب هذه الحسابات كان لابد للطاقة المنبعثة من الجسم الحار ان تكون لا نهائية و هذه نتيجة غير مقبولة لا رياضيا و لا فيزيائيا لذلك اعاد هاذين العالمين الحسابات على ضوء قانون وضعوه وسمي باسميهما و هو قانون رايلي-جينز الذي اعادا من خلالهما حساباتهم على الطاقة المنبعثة من الجسم الحار و كانت نتيجة هذه الحسابات مقبولة و قد تزامن طرح هذا القانون مع طرح نظرية الكم و كانت النتائج و الحسابات التي اجريت على ضوء هذا القانون متوافقة مع فرضيات و اسس نظرية الكم.
و الاشكالية الثانية هي اشكالية الفيزياء في الجسم الاسود و التي عرفت بكارثة الاشعة فوق البنفسجية حيث انه و بموجب الحسابات التي اجريت على قوانين نظرية الحقل الكلاسيكية التي كانت مسيطرة على فيزياء القرن التاسع عشر كان لابد للجسم الاسود الذي اذا ما تعرض للاشعة ذات الطاقة و الترددات العالية فانه سيبعثها بعد ان تحجب عنه بنسبة كبيرة , و لكن عندما اجريت التجربة باستخدام الاشعة فوق البنفسجية و التي كانت تمثل الاشعة ذات الطاقة و الترددات العالية كانت نسبة انبعاثها من الجسم الاسود ضئيلة و ان النسبة الاكبر من الموجات الكهرومغناطيسية لالمنبعثة كانت ذات الترددات و الطاقة الاقل لذلك سميت بكارثة الاشعة فوق البنفسجية.
و بعد ذلك طرحت نظرية الكم على ضوء مبدا الكم لماكس بلانك الذي كان ينص على ان الطاقة موجودة على شكل وحدات سماها بالكم (quantuam) و هو جسيم افتراضي ليس له كتلة لكن يمتلك مستوى طاقة كما ان هذه النظرية طرحت على ضوء صيغة بلانك الرياضية و التي تنص على ان الطاقة تساوي التردد مضروب في ثابت بلانك الذي قيمته (6.626068 × 10-34جول .الثانية) و على ضوء ذلك واصل العديد من علماء الفيزياء من امثال اروين شرودنغر صاحب الميكانيك الموجي و الذي يمثل الصيغة الموجية لنظرية الكم و التي تتناول تطور دالة موجة الطاقة مع الزمن وايضا فرنر هيزينبيرغ صاحب ميكانيك المصفوفات و الذي يمثل الصيغة الكمومية في نظرية الكم والذي تمكن من خلال مصفوفاته من التوصل الى اهم اسس و مفاهيم الفيزياء الحديثة و الذي يمثل اهم صيغ و مباديء نظرية الكم و هو مبدأ اللادقة (اللايقين) (uncertinaty principle) و قد توصل الى هذا المبدا كنتيجة لاحدى مصفوفاته و كانت صيغته الجزئية تنطبق على الالكترون و تنص على انه من غير الممكن رصد و تحديد موقع و زخم الاكترون في ان واحد فكلما زادت الدقة في رصدزخم الالكترون قلة الدقة في تحديد موقعه و كلما زادت الدقة في تحديد موقع الالكترون قلة الدقة في تحديد زخمه ثم اصبح بعد ذلك صيغة عامة تنطبق على كل الظواهر التي تفسرها الفيزياء و نظرية الكم و اصبحت الصيغة العامة تنص على انه كلما زادت الدقة في تحديد حالة قلة الدقة في تحديد الحالة الاخرى و كلما زادت المعرفة بكمية قلت المعرفة بالكمية الاخرى و كما ان لاينشتين مساهمةى في نظرية الكم متمثلة بالنظرية الكهروضوئية التي طرحها عام 1905 م و التي افترض فيها ان الضوء عبارة عن وحدات تمتلك مجالا كهرومغناطيسيا سمها غلبرت نيوتن لويس بالفوتونات و لويس هو مؤسس الكيمياء الضوئية و قد منح اينشتين جائزة نوبل في الفيزياء لطرحه هذه النظرية عام 1923 م بالاضافة الى ابحاث علماء اخرين مثل ديراك و رذرفورد و بوهر وغيرهم .
و قد فسر النموذج الذري و الطاقة و المادة على اساس هذه االنظرية .

الرابطة التساهمية هي أحد أشكال الترابط الكيميائي وتتميز بمساهمة زوج أو أكثر من الإلكترونات بين الذرات، مما ينتج عنه تجاذب جانبي يعمل على تماسك الجزيء الناتج. تميل الذرات للمساهمة أو المشاركة بإلكتروناتها بالطريقة التي تجعل غلافها الإلكتروني ممتليء. وهذه الرابطة دائما أقوى من القوى بين الجزيئية مثل الرابطة الهيدروجينية.
تحدث الرابطة التساهمية غالبا بين الذرات التي لها سالبية كهربية متماثلة (عالية)، حيث أنه تلزم طاقة كبيرة لتحريك إلكترون من الذرة. الرابطة التساهمية غالبا ما تحدث بين اللا فلزات، حيث تكون الرابطة الأيونية أكثر شيوعا بين الذرات الفلزية والذرات اللافلزية.
تميل الرابطة التساهمية لأن تكون أقوى من أنواع الروابط الأخرى، مثل الرابطة الأيونية. وبعكس الرابطة الأيونية، حيث ترتبط الأيونات بقوى كهرساكنة غير موجهة، فإن الرابطة التساهمية تكون عالية التوجيه. وكنتيجة، الجزيئات المرتبطة تساهميا تميل لأن تتكون في أشكال مميزة.

تاريخ الرابطة التساهمية

فكرة الترابط التساهمي يمكن أن ترجع إلى جيلبرت إن لويس, والذي قام في عام 1916 بوصف مساهمة أزواج الإلكترونات بين الذرات. وقد قام باقتراح ما يسمى ببناء لويس أو الشكل الإلكتروني النقطي والذي يكون فيه إلكترونات التكافؤ (الموجودة في غلاف التكافؤ) ممثلة بنقط حول الرمز الذري. وتكون ازواج الإلكترونات الموجودة بين الذرات ممثلة للروابط التساهمية. كما أن الأزواج العديدة تمثل روابط عديدة, مثل الرابطة الثنائية أو الثلاثية. وبعض الأشكال الإلكترونية النقطية ممثلة في الشكل المجاور. وطريقة أخرى لتمثيل الرابطة هي تمثيلها كخط, موضحة بالأزرق.
بينما أن فكرة تمثيل أزواج الإلكترونات تعطى طريقة مؤثرة لتصور الرابطة التساهمية, فإن دراسات ميكانيكا الكم تحتاج لفهم طبيعة تلك الرابطة وتوقع تركيب وخواص الجزيئات البسيطة. وقد قام كل من والتر هتلر وفريتز لندن بعمل أول توضيح ناجح من وجهة نظر ميكانيكا الكم للترابط الكيميائي, وخاصة للهيدروجين الجزيئي، في عام 1927. وقد كان عملهم مبنيا على أساس تصور رابطة التكافؤ, والذي افترض أن الرابطة الكيميائية تتكون عندما يكون هناك تداخل جيد بين المدارات الذرية للذرات المساهمة. وهذه المدارات الذرية تعرف بأن بينها وبين بعضها زاوية محددة, وعلى هذا فإن تصور رابطة التكافؤ يمكن أن تتوقع زوايا الروابط بنجاح في الجزيئات البسيطة. عادة ما تكون هذه الرابطة بين الافلزات فقط.

ترتيب الرابطة

ترتيب الرابطة هو مصطلح علمي لوصف عدد أزواج الإلكترونات المتشاركة بين الذرات المكونة للرابطة التساهمية. وأكثر أنواع الرابطة التساهمية شيوعا هو الرابطة الأحادية, والتي فيها يتم المشاركة بزوج واحد فقط من الإلكترونات. كل الروابط التي بها أكثر من زوج من الإلكترونات تسمي روابط تساهمية متعددة. المشاركة بزوجين من الإلكترونات تسمى رابطة ثنائية, والمشاركة بثلاثة أزواج تسمى رابطة ثلاثية. ومثال للرابطة الثنائية في حمض النيتروس (بين N و O), ومثال للرابطة الثلاثية سيانيد الهيدروجين (بين C و H).
الرابطة الأحادية يكون نوعها رابطة سيجما, والرابطة الثنائية تكون واحدة سيجما وواحدةباي, والرابطة الثلاثية تكون واحدة سيجما وإثنين باي.
الروابط الرباعية, رغم ندرتها, فإنها موجودة. فكل من الكربون والسيليكون يمكن أن يكونا مثل هذه الرابطة نظريا. ولكن الجزيء الناتج يكون غير مستقر تماما. وتلاحظ الروابط الرباعية الثابتة في الروابط فلزات انتقالية-فلزات انتقالية, وغالبا ما تكون بين ذرتين من الفلزات الانتقالية في المركبات العضوية الفلزية.
الروابط السداسية تم ملاحظتها أيضا في الفلزات الانتقالية في الحالة الغازية ولكنها نادرة أكثر من الرباعية.
كما أنه توجد حالة خاصة من الرابطة التساهمية تسمى رابطة تساهمية تناسقية.

صلابة الرابطة

بصفة عامة, يمكن للذرات المرتبطة برابطة أحادية تساهمية ان يحدث لهما دوران بسهولة نسبيا. ولكن, في الرابطة الثنائية والثلاثية يكون الأمر بالغ الصعوبة حيث أنه لابد من حدوث تداخل بين مدارات باي، وهذه المدارات تكون في حالة توازي.

الرنين

يمكن لبعض أنواع الروابط أن يكون لها أكثر من شكل نقطي (مثلا الأوزون O₃). ففى الشكل النقطي. تكون الذرة المركزية لها رابطة أحادية مع أحد الذرات الأخرى ورابطة ثنائية مع الأخرى. ولا يمكن للشكل النقطي إخبارنا أي من الذرات لها رابطة ثنائية, فكل من الذرتين لهما نفس الفرصة لحدوث الرابطة الثنائية. وهذان التركيبان المحتملان يسميا البناء الرنيني. وفى الحقيقة, فإن تركيب الأوزون رنيني مهجن بين تركيبيه الرنينين