أحجام الغازات في التفاعلات الكيميائية لكيمياء HSC
تعلّم كيفية قياس أحجام الغازات في التفاعلات الكيميائية وحسابها باستخدام النسب الستوكيومترية والحجم المولي ومعادلة الغاز المثالي.
يتوقف مكبس حقنة الغاز عند 51 mL بعد تفاعل المغنيسيوم مع حمض الهيدروكلوريك. هذا الرقم ليس عشوائيًا. إذا كنت تعرف كمية المغنيسيوم التي تفاعلت، فيمكنك التنبؤ بحجم الغاز حتى قبل بدء التجربة.
والآن حاول أن تتنبأ. إذا ضاعفت كمية حمض الهيدروكلوريك، مع إبقاء كمية المغنيسيوم دون تغيير، فهل ستجمع ضعف كمية الهيدروجين؟ ليس بالضرورة. فإذا كان الحمض موجودًا أصلًا بكمية فائضة، فإن كمية المغنيسيوم هي التي تحدد عدد مولات الهيدروجين التي يمكن أن تتكوّن. وحجم الغاز ليس سوى طريقة أخرى لقياس هذه الكمية.
هذه هي الفكرة المفيدة وراء الحسابات الستوكيومترية للغازات: يمكن لحجم الغاز المقاس أن يخبرك بعدد مولات الغاز الموجودة لديك، وتخبرك المعادلة الموزونة بكيفية ارتباط هذه المولات بكل مادة أخرى في التفاعل.
01حجم الغاز هو في الحقيقة طريقة لعدّ المولات
لا يمكنك عدّ جزيئات الغاز واحدًا تلو الآخر. ولحسن الحظ، تمنحنا الغازات طريقة مختصرة.
تخيّل وعاءين متماثلين سعة كل منهما 1 L عند درجة الحرارة والضغط نفسيهما. يحتوي أحدهما على الهيدروجين والآخر على النيتروجين. للجسيمات كتل مختلفة، لكن كل وعاء يحتوي على العدد نفسه من جسيمات الغاز، بافتراض السلوك المثالي.
هذا هو قانون أفوجادرو:
عند ثبوت درجة الحرارة والضغط، يتناسب حجم الغاز طرديًا مع كمية الغاز بالمولات.
لذلك، عند درجة الحرارة والضغط نفسيهما:
- يشغل ضعف عدد المولات ضعف الحجم
- يشغل نصف عدد المولات نصف الحجم
- تحتوي أحجام الغازات المتساوية على أعداد متساوية من الجسيمات
يمكنك تخيّل الأمر كفعالية تعارف سريع شديدة الصرامة في الكيمياء. فكل «مقصورة» سعتها 1 L، ما دامت درجة الحرارة والضغط متماثلين، تستوعب العدد نفسه من جسيمات الغاز. ولذلك تحتوي مقصورة سعتها 2 L على ضعف عدد الجسيمات.
لكن هذا التشبيه لا يصح إذا تغيرت درجة الحرارة أو الضغط. فجسيمات الغاز لا تجلس فعليًا في مقاعد ثابتة. إذا سخّنت غازًا أو خفّضت الضغط، فقد يشغل العدد نفسه من الجسيمات حجمًا مختلفًا.
هذا الشرط، درجة الحرارة والضغط نفسيهما، هو ما يجعل حسابات أحجام الغازات صحيحة.
02الحجم المولي يربط اللترات بالمولات
الحجم المولي، \(V_m\)، هو الحجم الذي يشغله مول واحد من الغاز عند درجة حرارة وضغط محددين:
\[ V_m = \frac{V}{n} \]
حيث:
- \(V_m\) هو الحجم المولي بوحدة \(\text{L mol}^{-1}\)
- \(V\) هو حجم الغاز باللترات
- \(n\) هو كمية الغاز بالمولات
وبإعادة الترتيب نحصل على الصيغة التي ستستخدمها عادةً:
\[ n = \frac{V}{V_m} \]
تُعطي ورقة الصيغ لمقرر HSC Chemistry حجمًا موليًا للغاز المثالي مقداره \(22.71\text{ L mol}^{-1}\) عند \(0^\circ\text{C}\) و100 kPa، ومقداره \(24.79\text{ L mol}^{-1}\) عند \(25^\circ\text{C}\) و100 kPa. كما توفر المعادلة \(PV=nRT\) للغازات عند ظروف أخرى. (حكومة نيو ساوث ويلز)
من العادات الجيدة استخدام درجة الحرارة والضغط الفعليين المعطيين في السؤال بدلًا من الاعتماد على تسميات مثل «ظروف الغرفة» أو «الظروف القياسية».
على سبيل المثال، يشغل \(0.500\text{ mol}\) من غاز مثالي عند \(25^\circ\text{C}\) و100 kPa حجمًا مقداره:
\[ V = nV_m = 0.500 \times 24.79 = 12.4\text{ L} \]
لم تدخل الطبيعة الكيميائية للغاز في الحساب. فعند درجة الحرارة والضغط نفسيهما، يشغل \(0.500\text{ mol}\) من الهيدروجين أو الأكسجين أو النيتروجين الحجم نفسه وفق نموذج الغاز المثالي.
03عندما تصبح معاملات المعادلة نسبًا حجمية
انظر إلى التفاعل:
\[ \ce{2CO(g) + O2(g) -> 2CO2(g)} \]
تخبرنا المعاملات بنسبة المولات:
\[ 2\text{ مول CO} : 1\text{ مول O2} : 2\text{ مول CO2} \]
ولأن المواد الثلاث كلها غازات، فإن هذه المعاملات تصبح أيضًا نسبة لأحجام الغازات إذا قورنت جميع الأحجام عند درجة الحرارة والضغط نفسيهما:
\[ 2\text{ حجم CO} : 1\text{ حجم O2} : 2\text{ حجم CO2} \]
وهذا يعني:
\[ 200\text{ mL CO} + 100\text{ mL O2} \rightarrow 200\text{ mL CO2} \]
أو:
\[ 40\text{ L CO} + 20\text{ L O2} \rightarrow 40\text{ L CO2} \]
لا حاجة إلى تحويل كل حجم إلى مولات أولًا. سيعطي التحويل النتيجة نفسها، لكن الحجم المولي المشترك سيُختصر ببساطة.
بالنسبة إلى تفاعل غازي عام،
\[ \ce{aA(g) + bB(g) -> cC(g)} \]
ومقاس عند درجة الحرارة والضغط نفسيهما:
\[ V_A : V_B : V_C = a:b:c \]
هذه الطريقة المختصرة قوية، ولكن فقط عندما تكون الظروف متماثلة فعلًا.
مثال محلول: أي المتفاعلين الغازيين ينفد أولًا؟
يتفاعل 125 mL من أول أكسيد الكربون مع 80.0 mL من الأكسجين وفقًا للمعادلة \(\ce{2CO(g) + O2(g) -> 2CO2(g)}\). جميع أحجام الغازات مقاسة عند درجة الحرارة والضغط نفسيهما. حدّد حجم ثاني أكسيد الكربون المتكوّن وحجم المتفاعل الفائض المتبقي.
الخطوة 1
\[ \ce{2CO(g) + O2(g) -> 2CO2(g)} \]
إذًا يحتاج حجمان من CO إلى حجم واحد من \(\ce{O2}\).
لـ 125 mL من CO:
\[ V(\ce{O2}) = 125\text{ mL}\times\frac{1}{2}=62.5\text{ mL} \]
الخطوة 2
يتوفر 80.0 mL من الأكسجين، لكن المطلوب فقط 62.5 mL.
لذلك يكون CO هو المتفاعل المحدِّد، ويكون الأكسجين فائضًا.
الخطوة 3
تعطي المعادلة نسبة CO إلى \(\ce{CO2}\) مقدارها \(2:2\)، أي \(1:1\).
\[ V(\ce{CO2})=125\text{ mL} \]
الخطوة 4
\[ V(\ce{O2, المتبقي})=80.0-62.5=17.5\text{ mL} \]
إذًا ينتج التفاعل 125 mL من ثاني أكسيد الكربون، مع بقاء 17.5 mL من الأكسجين.
لاحظ أن الحجم النهائي للغاز هو \(142.5\text{ mL}\)، وليس الحجم الابتدائي \(205\text{ mL}\). تحفظ التفاعلات الكيميائية الذرات والكتلة. لكنها لا يلزم أن تحفظ عدد جزيئات الغاز أو الحجم الكلي للغاز.
04متى لا يمكنك استخدام النسبة الحجمية المباشرة
الطريقة المختصرة باستخدام نسبة الأحجام ليست قاعدة ستوكيومترية عامة تنطبق دائمًا.
انظر إلى:
\[ \ce{CaCO3(s) + 2HCl(aq) -> CaCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g)} \]
لا يمكنك القول إن «حجمًا واحدًا من كربونات الكالسيوم ينتج حجمًا واحدًا من ثاني أكسيد الكربون». فكربونات الكالسيوم مادة صلبة. ويمثل معاملها نسبة مولية، لا نسبة حجم غازات.
بدلًا من ذلك، انتقل عبر المولات:
\[ \text{الكمية المعطاة} \rightarrow \text{مولات المادة المعروفة} \rightarrow \text{النسبة المولية الستوكيومترية} \rightarrow \text{مولات الغاز} \rightarrow \text{حجم الغاز} \]
يجدر تذكّر هذه السلسلة لأنها تعمل حتى عندما تكون المتفاعلات مواد صلبة أو محاليل أو غازات مقاسة تحت ظروف مختلفة.
ومن المفيد استخدام جدول القرار الآتي:
| الحالة | أفضل طريقة |
|---|---|
| مادتان غازيتان مقاستان عند درجة الحرارة والضغط نفسيهما | استخدم نسبة المعاملات مباشرةً كنسبة حجمية |
| معطاة كتلة والمطلوب حجم غاز | حوّل الكتلة إلى مولات، واستخدم النسبة المولية، ثم حوّل مولات الغاز إلى حجم |
| الغاز عند \(25^\circ\text{C}\) و100 kPa | \(V=n(24.79)\) |
| الغاز عند \(0^\circ\text{C}\) و100 kPa | \(V=n(22.71)\) |
| الغاز عند درجة حرارة أو ضغط آخرين محددين | استخدم \(PV=nRT\) |
| تشمل المتفاعلات مواد صلبة أو سائلة | لا تتعامل مع معاملاتها على أنها نسب حجمية |
05أحجام الغازات عند درجات حرارة وضغوط أخرى
افترض أن لديك العدد نفسه من جزيئات الغاز ثم قمت بتسخينها. ستتحرك بسرعة أكبر، وإذا سُمح للضغط بأن يبقى ثابتًا، فسيشغل الغاز حيزًا أكبر.
وبالمثل، يسمح خفض الضغط للجسيمات نفسها بالانتشار في حجم أكبر.
لذلك فإن حجمًا مقداره 100 mL عند \(25^\circ\text{C}\) و100 kPa لا يعادل تلقائيًا 100 mL عند \(50^\circ\text{C}\) و90 kPa.
للظروف العامة، استخدم معادلة الغاز المثالي:
\[ PV=nRT \]
حيث:
- \(P\) هو ضغط الغاز
- \(V\) هو حجم الغاز
- \(n\) هو الكمية بالمولات
- \(R\) هو ثابت الغاز
- \(T\) هي درجة الحرارة المطلقة بالكلفن
عند قياس الضغط بوحدة kPa والحجم باللترات، يمكنك استخدام:
\[ R=8.314\text{ kPa L mol}^{-1}\text{K}^{-1} \]
لأن \(1\text{ kPa L}=1\text{ J}\).
يجب أن تكون درجة الحرارة بالكلفن:
\[ T(\text{K})=T(^\circ\text{C})+273.15 \]
استخدام الدرجة المئوية مباشرةً في \(PV=nRT\) سيعطي نتيجة غير منطقية.
مثال محلول: من كتلة مادة صلبة إلى حجم غاز
تتفاعل عينة كتلتها 0.150 g من كربونات الكالسيوم تفاعلًا كاملًا مع فائض من حمض الهيدروكلوريك. يُجمع ثاني أكسيد الكربون الناتج في حقنة غاز عند \(31.0^\circ\text{C}\) و98.0 kPa. احسب الحجم المتوقع لثاني أكسيد الكربون.
الخطوة 1
\[ \ce{CaCO3(s) + 2HCl(aq) -> CaCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g)} \]
ينتج مول واحد من \(\ce{CaCO3}\) مولًا واحدًا من \(\ce{CO2}\).
الخطوة 2
الكتلة المولية لـ \(\ce{CaCO3}\) تساوي تقريبًا:
\[ M(\ce{CaCO3})=40.08+12.01+3(16.00)=100.09\text{ g mol}^{-1} \]
لذلك:
\[ n(\ce{CaCO3}) = \frac{m}{M} = \frac{0.150}{100.09} = 1.50\times10^{-3}\text{ mol} \]
الخطوة 3
النسبة المولية هي \(1:1\)، لذلك:
\[ n(\ce{CO2})=1.50\times10^{-3}\text{ mol} \]
الخطوة 4
\[ T=31.0+273.15=304.15\text{ K} \]
الخطوة 5
أعد ترتيب \(PV=nRT\):
\[ V=\frac{nRT}{P} \]
بالتعويض:
\[ V = \frac{(1.50\times10^{-3})(8.314)(304.15)} {98.0} = 0.0387\text{ L} \]
\[ V=38.7\text{ mL} \]
إذًا الحجم النظري هو 38.7 mL من ثاني أكسيد الكربون تحت الظروف المحددة.
هذه العبارة الأخيرة مهمة. فإذا قيس الغاز عند درجة حرارة أو ضغط مختلفين، فقد يظل عدد المولات كما هو تمامًا بينما يتغير الحجم المقاس.
06قياس حجم الغاز في تجربة
حساب الحجم النظري ليس سوى نصف المهمة. ففي الاستقصاء العملي، تحتاج أيضًا إلى طريقة تقيس الغاز دون أن تفقد حجمًا أو تضيف إليه من دون أن تلاحظ.
غالبًا ما تكون حقنة الغاز مفيدة. يحدث التفاعل في دورق محكم الإغلاق، وينتقل الغاز عبر أنبوب توصيل، ويدفع الغاز المكبس إلى الخارج. ويعطي تدريج الحقنة الحجم المجمَّع مباشرةً.
للحصول على قياس مفيد:
- صِل الجهاز قبل أن يبدأ إنتاج كمية كبيرة من الغاز
- تأكد من أن الوصلات محكمة الإغلاق
- اترك الغاز حتى يصل إلى درجة الحرارة المطلوبة للقياس
- اقرأ تدريج الحقنة بعناية
- اختر حقنة كبيرة بما يكفي حتى لا يصل المكبس إلى نهاية مداه
يمكن أيضًا جمع الغاز بإزاحة الماء من مخبار مدرّج مقلوب. وتكون هذه الطريقة أنسب عندما تكون ذوبانية الغاز في الماء منخفضة ولا يتفاعل معه بدرجة ملحوظة.
يمكن لطريقة القياس نفسها أن تؤثر في نتيجتك.
| المشكلة | الأثر المحتمل على حجم الغاز المقاس | السبب |
|---|---|---|
| تسرّب الغاز من الجهاز | منخفض أكثر من اللازم | لا يصل بعض الناتج إلى جهاز القياس |
| تسرّب الغاز قبل تركيب السدادة | منخفض أكثر من اللازم | يُفقد بعض الناتج قبل جمعه |
| قياس الغاز وهو أدفأ من درجة الحرارة المطلوبة | مرتفع أكثر من اللازم | يشغل الغاز الأكثر دفئًا حجمًا أكبر عند الضغط نفسه |
| ذوبان بعض الغاز في ماء الجمع | منخفض أكثر من اللازم | لا يُحتسب الغاز المذاب ضمن حجم الغاز المقاس |
| وجود هواء محبوس في الجهاز واحتسابه ضمن الغاز الناتج | مرتفع أكثر من اللازم | يحتوي الحجم المقاس على غاز كان موجودًا بالفعل |
لهذا السبب، لا تعني النتيجة القريبة من القيمة النظرية تلقائيًا أن التجربة كانت دقيقة. فقد يدفع خطآن النتيجة في اتجاهين متعاكسين ويلغي أحدهما جزءًا من تأثير الآخر.
07أكثر المفاهيم الخاطئة إغراءً: المعاملات هي دائمًا نسب حجمية
يرى طالب المعادلة:
\[ \ce{2H2(g) + O2(g) -> 2H2O(l)} \]
ويقول:
«لا بد أن ينتج لتران من الهيدروجين ولتر واحد من الأكسجين لترين من الماء.»
يبدو الجزء الأول معقولًا لأن الهيدروجين والأكسجين غازان. فعند درجة الحرارة والضغط نفسيهما، يمكن بالفعل التعامل مع نسبة معامليهما \(2:1\) على أنها نسبة أحجام غازية \(2:1\).
المشكلة هي الناتج.
توضح المعادلة \(\ce{H2O(l)}\)، وليس \(\ce{H2O(g)}\). والماء السائل لا يخضع لعلاقة أحجام الغازات. ومن المؤكد أن مولين من الماء السائل لا يشغلان الحجم نفسه الذي يشغله مولان من غاز الهيدروجين.
القاعدة الأكثر أمانًا هي:
تمثل المعاملات دائمًا نسبًا مولية. ولا تمثل نسب أحجام غازية إلا للمواد الغازية التي تُقارن عند درجة الحرارة والضغط نفسيهما.
وهناك فخ ثانٍ داخل هذه القاعدة. حتى إذا كانت جميع المواد غازات، فإن النسبة الحجمية المباشرة لا تصلح إذا قِيست أحجامها تحت درجات حرارة أو ضغوط مختلفة.
08الأسئلة والحلول
السؤال 1
يتفاعل النيتروجين مع الهيدروجين وفقًا للمعادلة:
\[ \ce{N2(g) + 3H2(g) -> 2NH3(g)} \]
عند درجة الحرارة والضغط نفسيهما، ما حجم الهيدروجين المطلوب ليتفاعل تمامًا مع 36.0 mL من النيتروجين؟
الحل 1
يلزم 108 mL من الهيدروجين.
تعطي المعادلة الموزونة النسبة:
\[ 1\text{ حجم }\ce{N2}:3\text{ أحجام }\ce{H2} \]
وبما أن حجمي الغازين يُقارنان عند درجة الحرارة والضغط نفسيهما، فيمكن استخدام المعاملات مباشرةً:
\[ V(\ce{H2}) = 36.0\text{ mL}\times\frac{3}{1} = 108\text{ mL} \]
إذًا يحتاج 36.0 mL من النيتروجين إلى 108 mL من الهيدروجين.
لا حاجة إلى تحويل 36.0 mL إلى مولات أولًا. سيعطي ذلك النتيجة نفسها، لكنه يضيف خطوات غير ضرورية لأن عامل الحجم المولي سيُختصر.
السؤال 2
تتفاعل عينة من المغنيسيوم كتلتها 0.0750 g تفاعلًا كاملًا مع فائض من حمض الهيدروكلوريك:
\[ \ce{Mg(s) + 2HCl(aq) -> MgCl2(aq) + H2(g)} \]
احسب حجم الهيدروجين الناتج عند \(25^\circ\text{C}\) و100 kPa. استخدم \(M(\ce{Mg})=24.31\text{ g mol}^{-1}\).
الحل 2
ينتج التفاعل نحو 76.5 mL من الهيدروجين.
احسب أولًا كمية المغنيسيوم:
\[ n(\ce{Mg}) = \frac{m}{M} = \frac{0.0750}{24.31} = 3.09\times10^{-3}\text{ mol} \]
تعطي المعادلة نسبة مولية \(1:1\) بين المغنيسيوم والهيدروجين:
\[ n(\ce{H2})=3.09\times10^{-3}\text{ mol} \]
عند \(25^\circ\text{C}\) و100 kPa، يشغل مول واحد من الغاز المثالي 24.79 L:
\[ V=nV_m \]
\[ V = (3.09\times10^{-3})(24.79) = 0.0765\text{ L} \]
بالتحويل إلى المليلترات:
\[ 0.0765\text{ L}\times1000=76.5\text{ mL} \]
إذًا الحجم النظري للهيدروجين هو 76.5 mL.
الخطوة المهمة هي النسبة المولية. فالعدد 2 أمام \(\ce{HCl}\) لا يعني أن كمية الهيدروجين المتكوّنة تتضاعف. ما زال مول واحد من المغنيسيوم ينتج مولًا واحدًا من الهيدروجين.
السؤال 3
يُمزج 120 mL من أحادي أكسيد النيتروجين مع 80.0 mL من الأكسجين. تتفاعل الغازات وفقًا للمعادلة:
\[ \ce{2NO(g) + O2(g) -> 2NO2(g)} \]
تُقارن جميع الأحجام عند درجة الحرارة والضغط نفسيهما. افترض أن التفاعل يكتمل وأن \(\ce{NO2}\) يبقى في الحالة الغازية.
حدّد المتفاعل المحدِّد، وحجم \(\ce{NO2}\) المتكوّن، وحجم المتفاعل الفائض المتبقي.
الحل 3
أحادي أكسيد النيتروجين هو المتفاعل المحدِّد، ويتكوّن 120 mL من \(\ce{NO2}\)، ويتبقى 20.0 mL من الأكسجين.
نسبة أحجام الغازات هي:
\[ 2\ce{NO}:1\ce{O2}:2\ce{NO2} \]
بالنسبة إلى 120 mL من NO، فإن حجم الأكسجين المطلوب هو:
\[ V(\ce{O2}) = 120\text{ mL}\times\frac{1}{2} = 60.0\text{ mL} \]
يتوفر 80.0 mL من الأكسجين، لذلك يكون الأكسجين فائضًا ويكون NO هو المتفاعل المحدِّد.
نسبة NO إلى \(\ce{NO2}\) هي \(2:2\)، لذلك:
\[ V(\ce{NO2})=120\text{ mL} \]
الأكسجين المتبقي هو:
\[ 80.0-60.0=20.0\text{ mL} \]
إذًا:
- المتفاعل المحدِّد: NO
- \(\ce{NO2}\) المتكوّن: 120 mL
- \(\ce{O2}\) المتبقي: 20.0 mL
من الأخطاء الشائعة مقارنة الأحجام الابتدائية، وملاحظة أن حجم الأكسجين أصغر، ثم اعتباره المتفاعل المحدِّد. تُحدَّد المتفاعلات المحدِّدة باستخدام النسبة المطلوبة للتفاعل، وليس بمجرد اختيار الكمية الأصغر.
السؤال 4
يحتوي وعاء صلب حجمه 2.00 L على الغاز A عند ضغط 100 kPa ودرجة حرارة 300 K. يتفاعل الغاز A تفاعلًا كاملًا وفقًا للمعادلة:
\[ \ce{2A(g) -> B(g)} \]
ودرجة الحرارة النهائية هي أيضًا 300 K.
يقول أحد الطلاب إنه بما أن حجمين من A ينتجان حجمًا واحدًا من B، فلا بد أن يشغل الناتج 1.00 L. قيّم ادعاء الطالب وحدّد الضغط النهائي.
الحل 4
ادعاء الطالب بشأن الحجم غير صحيح. فما زال الغاز يشغل الوعاء كاملًا بحجمه 2.00 L، بينما يكون الضغط النهائي 50.0 kPa.
تخبرنا نسبة المعاملات \(2:1\) بأن عدد مولات الغاز ينخفض إلى النصف:
\[ n_{\text{النهائي}}=\frac{1}{2}n_{\text{الابتدائي}} \]
لكن الوعاء صلب. فلا يمكن أن ينكمش حجمه الفيزيائي من 2.00 L إلى 1.00 L.
باستخدام علاقة الغاز المثالي:
\[ P=\frac{nRT}{V} \]
تبقى درجة الحرارة وحجم الوعاء ثابتين، ولذلك يتناسب الضغط طرديًا مع عدد المولات:
\[ \frac{P_{\text{النهائي}}}{P_{\text{الابتدائي}}} = \frac{n_{\text{النهائي}}}{n_{\text{الابتدائي}}} = \frac{1}{2} \]
لذلك:
\[ P_{\text{النهائي}} = 100\text{ kPa}\times\frac{1}{2} = 50.0\text{ kPa} \]
إذًا يشغل الغاز 2.00 L عند 50.0 kPa.
الخطأ المغري هنا هو التعامل مع نسبة أحجام الغازات الستوكيومترية كما لو أنها تجبر جدران الوعاء الصلب على الحركة. تصف نسبة المعاملات كيفية مقارنة كميات الغازات عندما تُثبَّت درجة الحرارة والضغط. أما هنا فالحجم هو الثابت، ولذلك يتغير الضغط.
السؤال 5
يتوقع طالب أن ينتج تفاعل ما 48.0 mL من الغاز عند درجة حرارة الغرفة. أثناء التجربة، يسمح تسرّب صغير بخروج بعض الغاز الناتج. كما يسجل الطالب قراءة الحقنة فورًا، بينما لا يزال الغاز أدفأ بوضوح من الغرفة.
تقرأ الحقنة 48.1 mL. ويستنتج الطالب أن الطريقة لا بد أن تكون عالية الدقة لأن الحجم التجريبي والحجم النظري متطابقان تقريبًا.
هل هذا الاستنتاج مبرر؟
الحل 5
لا. لا يثبت التقارب الكبير بين القيمتين أن الطريقة التجريبية كانت دقيقة.
هناك تأثيران منهجيان يعملان في اتجاهين متعاكسين.
يسبب التسرّب خروج جزء من الغاز الناتج، مما يميل إلى جعل الحجم المسجل منخفضًا أكثر من اللازم.
وكون الغاز أدفأ من درجة الحرارة المطلوبة للقياس يجعل كمية ثابتة من الغاز تشغل حجمًا أكبر، مما يميل إلى جعل الحجم المسجل مرتفعًا أكثر من اللازم.
وقد يلغي هذان التأثيران جزءًا من أحدهما الآخر:
\[ \text{الفقد بسبب التسرّب} \quad\text{و}\quad \text{الزيادة بسبب التسخين} \]
لذلك قد تكون قراءة 48.1 mL قريبة من القيمة النظرية 48.0 mL بمحض المصادفة.
هذا مبدأ تجريبي مهم. التوافق مع قيمة متوقعة لا يثبت، بمفرده، صلاحية الطريقة. فلا يزال عليك فحص الطريقة وتحديد الأخطاء المنهجية المحتملة.
09ما الذي تتيحه لك ستوكيومترية الغازات بعد ذلك
بمجرد أن ترى حجم الغاز باعتباره قياسًا للمولات، تتوقف أسئلة تفاعلات الغازات عن كونها نوعًا منفصلًا من الكيمياء.
فالسلسلة الستوكيومترية نفسها تظل سارية:
\[ \text{الكمية المقاسة} \rightarrow \text{المولات} \rightarrow \text{النسبة المولية} \rightarrow \text{الكمية المطلوبة} \]
لكن أحجام الغازات تمنحك طرقًا مختصرة إضافية. فعند درجة الحرارة والضغط نفسيهما، يمكن قراءة معاملات المواد الغازية مباشرةً كنسب حجمية. وفي الظروف التي يُعطى فيها حجم مولي محدد، تربط العلاقة \(n=V/V_m\) بين اللترات والمولات. وفي الظروف الأخرى، تؤدي \(PV=nRT\) الوظيفة نفسها مع أخذ درجة الحرارة والضغط في الحسبان.
ويقود ذلك مباشرةً إلى قوانين الغازات. فبدلًا من الاقتصار على السؤال عن كمية الغاز التي ينتجها التفاعل، يمكنك البدء في التنبؤ بما يحدث لذلك الغاز عندما تتغير درجة حرارته أو ضغطه أو حجم الوعاء الذي يحتويه.