الكيمياء غير العضويهالكيمياء

المعادلة الأيونية تكشف أسرار التفاعلات الكيميائية في المحاليل المائية

في هذه المقالة، سنستكشف مفهوم المعادلة الأيونية وأهميتها في الكيمياء. سنتعرف على كيفية تمثيل التفاعلات الكيميائية باستخدام المعادلة الأيونية.

المعادلة الأيونية تكشف أسرار التفاعلات الكيميائية في المحاليل المائية

 

تعد الكيمياء واحدة من العلوم المثيرة في عالمنا، حيث تساهم في فهم تركيب المادة وسلوكها وتفاعلاتها. ومن بين العديد من المفاهيم الأساسية التي يجب فهمها في الكيمياء، تأتي المعادلة الأيونية كأحد الأدوات المهمة التي تمكننا من تفسير ووصف التفاعلات الكيميائية في المحاليل المائية.

في هذه المقالة، سنستكشف مفهوم المعادلة الأيونية وأهميتها في الكيمياء. سنتعرف على كيفية تمثيل التفاعلات الكيميائية باستخدام المعادلة الأيونية.مع ذكر بعض الأمثلة التوضيحية التي توضح تطبيق المعادلة الأيونية في الحياة اليومية والصناعة.

على غرار المعادلة الجزيئية ، التي تعبر عن المركبات كجزيئات ، فإن المعادلة الأيونية هي معادلة كيميائية يتم فيها التعبير عن الإلكتروليتات في محلول مائي على شكل أيونات منفصلة. عادةً ما يكون هذا ملحًا مذابًا في الماء ، حيث يتبع الأنواع الأيونية (aq) في المعادلة للإشارة إلى وجودها في محلول مائي.

 يمكن كتابة معادلة أيونية لأي إلكتروليت ينفصل ويتفاعل في مذيب قطبي.

في المعادلة الأيونية المتوازنة ، يكون عدد ونوع الذرات متماثلًا على جانبي سهم التفاعل. بالإضافة إلى ذلك ، فإن مجموع الشحنات هو نفسه في كلا طرفي المعادلة.

يجب الانتباه إلى أن المعادلة الأيونية تعبر عن التفاعل في المحاليل المائية فقط ولا تشمل التفاعلات في الحالة الصلبة أو الغازية. كما أنها تعتبر تبسيطًا للتفاعل الكيميائي الكامل، حيث قد يكون هناك عوامل أخرى تؤثر على توازن التفاعل.

أمثلة على المعادلات الأيونية خلال العمليات الفيزيائية:

ذوبان ملح كلوريد الصوديوم في الماء يمكن تمثيلها بالمعادلة الأيونية التالية:

NaCl (s) → Na⁺ (aq) + Cl⁻ (aq)

حيث (s) ترمز للصلب و (aq) ترمز للمحلول المائي (aqueous). توضح هذه المعادلة الأيونية كيف يتفكك ملح الكلوريد الصوديوم إلى أيونات الصوديوم والكلوريد عند الذوبان في الماء.

أمثلة على المعادلات الأيونية خلال التفاعلات الكيميائية:

 

  1. تفاعل التعادل: في المحاليل المائية، يمكن للأحماض والقواعد أن تتفاعل معًا لتشكيل ملح وماء. دعونا نأخذ مثالًا على تفاعل تعادل بين حمض الهيدروكلوريك (HCl) وقاعدة هيدروكسيد الصوديوم (NaOH). المعادلة الأيونية لهذا التفاعل تكون كالتالي:

 

Neutralisation reaction between HCl and NaOH

لتبسيط هذا ، فإن الخطوة الأولى هي تقسيم المركبات إلى أيونات. والنتيجة هي المعادلة الأيونية :

Ionic equation for neutralisation of HCl by NaOH

الآن ، يمكننا أن نرى أن لدينا أيونات متشابهة على جانبي المعادلة في صورة أيونات Na + و Cl  . كما تفعل في الرياضيات ، يمكن إلغاؤها – تظهر على كلا الجانبين دون تغيير ، وبالتالي فهي لا تفعل أي شيء في التفاعل ويمكن إزالتها منه. هذه هي الأيونات المتفرجة .

 

Neutralisation reaction with spectator ions cancelled

تُظهر النتيجة – التي يطلق عليها غالبًا المعادلة الأيونية الصافية – أنه في تفاعل المعادلة هذا ، كل ما يحدث حقًا هو أن أيون H + يتفاعل مع أيون OH – لتكوين الماء .

Formation of water from proton and hydroxide ion
جميع تفاعلات التعادل لها نفس المعادلة الأيونية

  1. تفاعل الترسيب: في بعض الحالات، عند مزج محاليل تحتوي على أيونات معينة، يتكون ترسب صلب. على سبيل المثال

Ag + (aq) + NO  (aq) + Na + (aq) + Cl  (aq) → AgCl (s) + Na + (aq) + NO  (aq)

هي معادلة أيونية للتفاعل الكيميائي :

AgNO 3 (aq) + NaCl (aq) → AgCl (s) + NaNO 3 (aq)

الشكلان الأكثر شيوعًا للمعادلات الأيونية هما المعادلات الأيونية الكاملة والمعادلات الأيونية الصافية.

تشير المعادلة الأيونية الكاملة إلى جميع الأيونات المنفصلة في تفاعل كيميائي.

بينما المعادلة الأيونية الصافية تلغي الأيونات التي تظهر على جانبي سهم التفاعل لأنها لا تشارك بشكل أساسي في التفاعل . تسمى الأيونات التي يتم إلغاؤها الأيونات المتفرجة.

على سبيل المثال ، في التفاعل بين نترات الفضة (AgNO 3 ) وكلوريد الصوديوم (NaCl) في الماء ، تكون المعادلة الأيونية                 الكاملة هي:

Ag + (aq) + NO  (aq) + Na + (aq) + Cl  (aq) → AgCl (s) + Na + (aq) + NO  (aq)

لاحظ كاتيونالصوديوم Na + وأنيون النترات NO  يظهران على كل من المواد المتفاعلة والنواتج  بجانب السهم. إذا تم إلغاؤها ، يمكن كتابة المعادلة الأيونية الصافية على النحو التالي:

Ag + (aq) + Cl  (aq) → AgCl (s)

يجب كتابة كل من المعادلة الأيونية الكاملة والمعادلة الأيونية الصافية كمعادلات متوازنة

المعادلة الأيونية هي عبارة عن تبسيط للتفاعل الكيميائي يركز على الأيونات المشاركة في التفاعل ويقوم بتجاهل الأيونات غير المشاركة في التفاعل. تُستخدم المعادلة الأيونية لتسهيل فهم وتحليل التفاعلات الكيميائية التي تحدث في المحاليل المائية.

مصطلحات هامة جدا:

1-المعادلة الأيونية الكاملة:

هي معادلة جزيئية تفصل الجزيئات إلى أشكالها الأيونية.

2- المعادلة الأيونية الصافية :

هي معادلة تصور فقط الجزيئات أو الأيونات التي تشارك بنشاط في التفاعل أو تلك التي تخضع للتغيير. في هذه المعادلة ، لا توجد أيونات متفرجة.

3- الأيونات المتفرجة:

الأيونات التي لا تشارك في التفاعلات الكميائية ولا تؤثر على التوازن الكيميائي و تكون موجودة على كلا جانبي المعادلة من غير أن تتغير. في التفاعل الكيميائي الصافي، تُلغى الأيونات المتفرجة من طرفي المعادلة.

وفي الختام نجد أن فهم المعادلة الأيونية وتطبيقها يعتبر أساسًا مهمًا لأي شخص يهتم بدراسة الكيمياء والتفاعلات الكيميائية.

فالمعادلة الأيونية تمثل نقطة البداية لفهم أعمق للعديد من المفاهيم الكيميائية الأخرى والتفاعلات الكيميائية الأكثر تعقيدًا ، وتوفر فهمًا أعمق لعالم الجزيئات والأيونات الذي نعيش فيه.

المراجع :

1-موقع www.thoughtco.com أطلعت عليه بتاريخ 19/8/2023.

2-موقع www.chemistrytutor.meأطلعت عليه بتاريخ 19/8/2023.

3-موقع www.chemistrytalk.org أطلعت عليه بتاريخ 19/8/2023.

اترك تعليقاً

لن يتم نشر عنوان بريدك الإلكتروني. الحقول الإلزامية مشار إليها بـ *

مقالات ذات صلة

زر الذهاب إلى الأعلى