وزن مكافئ - تاريخ المراجعة

إدارة الموسوعة 1: مراجعة واحدة

2013-09-16T14:16:52Z

مراجعة واحدة

صفحة جديدة

[[ملف:Equivalent Wts Larousse 1868.jpg|thumb|left|قائمة الأوزان المكافئة [[عنصر|للعناصر]]، نُشرت عام 1866.]]
'''وزن مكافئ''' (بالإنجليزية: Equivalent weight) يستخدم هذا التعبير في [[الكيمياء]] في أغراض عديدة. وتعني في أكثر استخداماتها الكتلة المكافئة من مادة الازمة لاتمام التفاعل مع 1 [[مول]] من [[أيون|أيونات]] [[الهيدروجين]] (H+) في وسط حامضيلتفاعل مع ، أو لإتمام اتفاعل مع 1 مول من [[الإلكترونات]] في تفاعل اختزالي.
<ref name="OrangeBook">{{OrangeBook3rd|section=6.3|url=http://old.iupac.org/publications/analytical_compendium/Cha06sec3.pdf}}</ref>*

ويعبر عن الوزن المكافئ بوحدة الكتلة وهي تختلف عن الوزن الذري الذي ليست له وحدة . وقد عينت الأوزان المكافئة في الماضي أولا بطريق التجربة، والأن نستخدم عوضا عنها [[مول|الوزن المولي]] .

== تاريخه ==

قام الكيميائي "كارل فينزيل" الألماني بنشر أول قائمة للأوزان المكافئة للأحماض والقواعد عام 1777. كما أعد الكيميائي يرينياس ريختر أيضا وبدون معرفته عمل فينزيل بنشر قائمة أكبر منها مبتدئا بعام 1792.
<ref name="Larousse">{{citation | contribution = [[:wikt:fr:Grand dictionnaire universel du XIXe siècle - Atome|Atome]] | title = [[Grand dictionnaire universel du XIXe siècle]] | publisher = [[Pierre Larousse]] | location = Paris | date = 1866 | volume = 1 | pages = 868–73}}. {{fr icon}}</ref>

وتضمنت قائمة جون [[دالتون]] التي نشرها عام 1808 وأشارت إلى [[عنصر كيميائي|العناصر]] : بأخذ كمية من الهيدروجين لتمثل وحدة الكتلة. ولكن نظرية دالتون لم تكن مقبولة في بداية القرن التاسع عشر. وكان سبب ذلك تفاعل الهيدروجين مع [[الاكسجين]] لإنتاج الماء. حيث يتفاعل 1 جرام من الهيدروجين مع 8 جرام من الأكسجين فينتجا 9 جرام ماء، فتقرر تحديد الوزن المكافئ للأكسجين ب 8 جرام.

وكانت صياغة التفاعل باستخدام أحجام الغازين طبقا لقانون جاي لوساك، وهي حجمان من الهيدروجين يتفاعلان نع حجم واحد من الأكسجين لينتجوا حجمين من الماء مما يعني أن والوزن الذري للأكسجين لابد وأن يكون 16.<ref name="Larousse" />
وقام شارلز جيرهارد (1816–56), وهنري رينو (1810–78) وستانيسلاو كانيزارو (1826–1910) بمحاولات لتفسير ذلك التناقض وتناقضات أخرى مماثلة، ولكن مناثشة الموضوع استمرت حتى عام مؤتمر كارلسروهه 1860.
<ref>See [http://web.lemoyne.edu/~GIUNTA/karlsruhe.html Charles-Adolphe Wurtz's report on the Karlsruhe Congress].</ref>

ولم يكن اتخاذ حجم [[الهيدروجين]] عمليا حيث لا تتفاعل معظم [[عنصر كيميائي|العناصر]] بطريقة مباشرة مع الهيدروجين. إلا أنه من الثابت أن 1 جرام من الهيدروجين يتفاعل مع 8 جرام من الأكسجين لإنتاج الماء، أو يتفاعل 1 جرام من الهيدروجين مع 5و35 جرام من [[الكلور]] لإنتاج كلوريد الهيدروجين. وعلى ذلك فيمكن اعتبار 8 جرام من [[الأكسجين]] وبالتالي 5و35 جرام كلور مكافئة ل 1 جرام من الهيدروجين. ثم طُبق النظام على بقية الأحماض والقواعد.
<ref name="Larousse" />

== الاستخدام في الكيمياء ==

استعيض في الكيمياء عن استخدام الوزن المكافئ [[كتلة مولية|بالكتلة المولية]] . ويمكن حساب الأوزان المكافئة من الكتلة المولية إذا عرفت الخواص الكيميائية للمواد :

* [[حامض الكبريتيك]] له كتله مولية 100.078  {{nowrap|g mol−1}}, وينتج 2 [[مول]] من أيونات الهيدروجين لكل 1 مول من حامض الكبريتيك. بذلك يصبح وزنه المكافئ =49.039 جرام.

* [[برمنجنات البوتاسيوم]] له وكتلة موليه 158.034 جرام، ويتفاعل مع 5 مول من الإلكترونات لكل مول من برمنجنات البوتاسيوم، بهذا يكون الوزن المكافئ للبوتاسيوم 31.6608 جرام.

* ومن الوجهة التاريخية، فكان تعيين الوزن المكافئ للعناصر يتم تجريبيا بدراسة تفاعل كل منممه الأكسجين. وعلى سبيل المثال : 50 جرام من الزنك تتفاعل مع 2الأكسجين لإنتاج 2و62 جرام من اكسيد الزنك مما يدل على أن الزنك قد تفاعل مع 2و12 جرام من الأكسجين (و1لك طبقا لقلنون بقاء المادة) :بذلك يصبح الوزن المكافئ للزنك هو الكتلة التي تتفاعل مع 8 جرام من الأكسجين، وبالتالي =
50nbsp;g × 8 g/12.24 g = 32.7 g.

== المراجع ==
{{مراجع}}

== اقرأ أيضا ==
* [[مول]]
* [[جزء مولي]]

{{بذرة كيمياء}}

[[تصنيف:كمية المادة]]
[[تصنيف:كيمياء المكوثرات]]
[[تصنيف:حساب العناصر المتفاعلة]]
[[تصنيف:كيمياء]]

[[en:Equivalent weight]]

WikiSysop: ١ مراجعة: كيمياء

2010-11-13T16:51:50Z

١ مراجعة: كيمياء

صفحة جديدة

[[ملف:Equivalent Wts Larousse 1868.jpg|thumb|left|قائمة الأوزان المكافئة [[عنصر|للعناصر]]، نُشرت عام 1866.]]
'''وزن مكافئ''' (بالإنجليزية: Equivalent weight) يستخدم هذا التعبير في [[الكيمياء]] في أغراض عديدة. وتعني في أكثر استخداماتها الكتلة المكافئة من مادة الازمة لاتمام التفاعل مع 1 [[مول]] من [[أيون|أيونات ]] [[الهيدروجين]] (H+) في وسط حامضيلتفاعل مع ، أو لإتمام اتفاعل مع 1 مول من [[الإلكترونات]] في تفاعل إختزالي.
<ref name="OrangeBook">{{OrangeBook3rd|section=6.3|url=http://old.iupac.org/publications/analytical_compendium/Cha06sec3.pdf}}</ref>*

ويعبر عن الوزن المكافئ بوحدة الكتلة وهي تختلف عن الوزن الذري الذي ليست له وحدة . وقد عينت الأوزان المكافئة في الماضي أولا بطريق التجربة، والأن نستخدم عوضا عنها [[مول|الوزن المولي ]].

== تاريخه ==

قام الكيميائي "كارل فينزيل" الألماني بنشر أو قائمة للأومان المكافئة للأحماض والقواعد عام 1777. كما أعد الكيميائي يرينياس ريختر أيضا وبدون معرفته عمل فينزيل بنشر قائمة أكبر منها مبتدئا بعام 1792.
<ref name="Larousse">{{citation | contribution = [[:wikt:fr:Grand dictionnaire universel du XIXe siècle - Atome|Atome]] | title = [[Grand dictionnaire universel du XIXe siècle]] | publisher = [[Pierre Larousse]] | location = Paris | date = 1866 | volume = 1 | pages = 868–73}}. {{fr icon}}</ref>

وتضمنت قائمة جون [[دالتون]] التي نشرها عام 1808 وأشارت إلى [[عنصر كيميائي|العناصر]] : بأخذ كمية من الهيدروجين لتمثل وحدة الكتلة. ولكن نظرية دالتون لم تكن مقبولة في بداية القرن التاسع عشر. وكان سبب ذلك تفاعل الهيدروجين مع [[الاكسجين]] لإنتاج الماء. حيث يتفاعل 1 جرام من الهيدروجين مع 8 جرام من الأكسجين فينتجا 9 جرام ماء، فتقرر تحديد الوزن المكافئ للأكسجين ب 8 جرام.

وكانت صياغة التفاعل باستخدام أحجام الغازين طبقا لقانون جاي لوساك، وهي حجمان من الهيدروجين يتفاعلان نع حجم واحد من الأكسجين لينتجوا حجمين من الماء مما يعني أن والوزن الذري للأكسجين لابد وأن يكون 16.<ref name="Larousse" />
وقام شارلز جيرهارد (1816–56), وهنري رينو (1810–78) وستانيسلاو كانيزارو (1826–1910) بمحاولات لتفسير ذلك التناقض وتناقضات أخرى مماثلة، ولكن مناثشة الموضوع استمرت حتى عام مؤتمر كارلسروهه 1860.
<ref>See [http://web.lemoyne.edu/~GIUNTA/karlsruhe.html Charles-Adolphe Wurtz's report on the Karlsruhe Congress].</ref>

ولم يكن اتخاذ حجم [[الهيدروجين]] عمليا حيث لا تتفاعل معظم [[عنصر كيميائي|العناصر]] بطريقة مباشرة مع الهيدروجين. إلا أنه من الثابت أن 1 جرام من الهيدروجين يتفاعل مع 8 جرام من الأكسجين لإنتاج الماء، أو يتفاعل 1 جرام من الهيدروجين مع 5و35 جرام من [[الكلور]] لإنتاج كلوريد الهيدروجين. وعلى ذلك فيمكن اعتبار 8 جرام من [[الأكسجين]] وبالتالي 5و35 جرام كلور مكافئة ل 1 جرام من الهيدروجين. ثم طُبق النظام على بقية الأحماض والقواعد.
<ref name="Larousse" />

== الاستخدام في الكيمياء ==

استعيض في الكيمياء عن استخدام الوزن المكافئ [[كتلة مولية| بالكتلة المولية ]]. ويمكن حساب الأوزان المكافئة من الكتلة المولية إذا عرفت الخواص الكيميائية للمواد :

* [[حامض الكبريتيك]] له كتله مولية 98.078  {{nowrap|g mol−1}}, وينتج 2 [[مول]] من أيونات الهيدروجين لكل 1 مول من حامض الكبريتيك. بذلك يصبح وزنه المكافئ =49.039 جرام.

* [[برمنجنات البوتاسيوم]] له وكتلة موليه 158.034 جرام، ويتفاعل مع 5 مول من الإلكترونات لكل مول من برمنجنات البوتاسيوم، بهذا يكون الوزن المكافئ للبوتاسيوم 31.6608 جرام.

* ومن الوجهة التاريخية، فكان تعيين الوزن المكافئ للعناصر يتم تجريبيا بدراسة تفاعل كل منممه الأكسجين. وعلى سبيل المثال : 50 جرام من الزنك تتفاعل مع 2الأكسجين لإنتاج 2و62 جرام من اكسيد الزنك مما يدل على أن الزنك قد تفاعل مع 2و12 جرام من الأكسجين (و1لك طبقا لقلنون بقاء المادة) :بذلك يصبح الوزن المكافئ للزنك هو الكتلة التي تتفاعل مع 8 جرام من الأكسجين، وبالتالي =
50nbsp;g × 8 g/12.24 g = 32.7 g.

==المراجع==
{{ثبت_المراجع}}

==اقرأ أيضا==
*[[مول]]
*[[جزء مولي]]

{{بذرة كيمياء}}

[[تصنيف:كيمياء]]

[[en:Equivalent weight]]
[[fr:Équivalent (chimie)]]
[[is:Jafngild þyngd]]
[[it:Peso equivalente]]
[[tr:Eşdeğer ağırlık]]
[[uk:Хімічний еквівалент]]