تويت
وتتحد المعادن metals، كالرصاص والحديد والنحاس مع الأكسجين مكوِّنة أكاسيد مختلفة. يبيِّن الجدول التالي بعضها مع بيان كتلة الأكسجين (مقدرة بالغرام) المتحدة مع 100 غرام من المعدن.
ويلاحظ من الجدول أن النسبة بين كتلتي الأكسجين المتحدتين مع كتلة ثابتة من العنصر المعدني نسبة عددية بسيطة.
قانون الأعداد المتناسبة أو قانون النسب المتكافئة.
وينسب إلى الكيمياوي الألماني رختر Jeremias Benjamin Richter (1762-1807). إذا تفاعلت المادتان A وB (عناصر أو مركبات) إحداهما مع الأخرى وأمكن أن تتفاعل كل منهما مع مادة ثالثة C، فكمية معينة من C ستتفاعل مع كميتين مختلفتين من A وB وتكون نسبة كمية A المتفاعلة مع C إلى كمية B المتفاعلة مع C عدداً ما لا يكون عادة عدداً صحيحاً، ولتكن هذه النسبة ب. ولتكن بَ نسبة كمية A إلى كمية B عندما تتفاعلان مباشرة. فقانون الأعداد المتناسبة أو قانون النسب المتكافئة equivalent proportions يبيّن أن بَ تساوي ب أو أنها مضاعف بسيط لها أو جزء بسيط منها، أي بَ = ع ب، حيث ع عدد بسيط أو هو نسبة عددين صحيحين. فالنتروجين (A) والأكسجين (B) يتحدان مع الهدروجين كل على حدة ويكوِّن أولهما النشادر (NH3) ويكوِّن الثاني الماء (H2O). ويتحد غرام واحد من الهيدروجين مع 4.66 غرام من النتروجين لتكوين النشادر، ومع 8.0 غرامات من الأكسجين لتكوين الماء.
أما النتروجين فيتحد مع الأكسدين ويكوِّن عدة أكاسيد، منها N0 على سبيل المثال، وتكون قيمة بَ وهي نسبة كتلة النتروجين في هذا الناتج إلى كتلة الأكسجين مساوية.
وينتج وفق قانون الأعداد المتناسبة أن: 0.875 = 0.583ع حيث (ع) عدد صحيح أو نسبة عددين صحيحين، وتكون قيمة (ع) في هذه الحالة:
أما من أجل مركبات الأكسجين الأخرى مع النتروجين، فتكون قيم (ع) مختلفة ولكنها جمعيها تساوي نسبة عددين صحيحين.
قانون غاي -لوساك Gay - Laussac أو قانون الحجوم المتحدة
وقد وُضع عام 1808، وهو يبين أن حجوم الغازات المتفاعلة أو الناتجة من هذا التفاعل تؤلف فيما بينها نسباً عددية بسيطة، على أن تقاس هذه الحجوم في الظروف نفسها من درجة الحرارة والضغط. فعلى سبيل المثال، يتفاعل حجمان من الهدروجين مع حجم واحد من الأكسجين لتكوين الماء، وعندما يتفاعل حجم واحد من H2 مع حجم واحد من Cl2 ينتج حجمان من غاز كلوريد الهدروجين HCl ويتفاعل ثلاثة حجوم من الهدروجين مع حجم واحد من النتروجين لتكوين حجمين من غاز النشادر NH3.
وقد بيَّن هذا القانون بكل وضوح أن الغازات تتبع نظاماً خاصاً في اتحادها أو تفككها. ولم يمكن تفسير هذا السلوك إلا بالفرضية التي وضعها الفيزيائي الإيطالي أفوغدرو [ر] Amadeo Avogadro عام 1811 إذ افترض أن حجوماً متساوية (في الظروف نفسها من درجة الحرارة والضغط) تحوي العدد نفسه من الجزيئات، وأن جزيئات العناصر الغازية قد تحوي أكثر من ذرة واحدة. وقد أمكن التأكد من صحة هذه الفرضية بإجراء كثير من التجارب، وتعرف الفرضية اليوم بقانون أفوغدرو الذي أمكن به تفسير تجارب غاي - لوساك.
وبناء على قانون أفوغدرو فإن المول (الجزيء الغرامي ) mole الواحد من أي غاز يشغل الحجم نفسه في ضغط ودرجة حرارة محددين، وهذا الحجم يساوي 22.4 لتر في الظروف المعيارية من الضغط ودرجة الحرارة (ضغط جوي واحد ودرجة حرارة صفر سلسيوس) ويسمى الحجم المولي (الجزيئي).
هيام بيرقدار
ويلاحظ من الجدول أن النسبة بين كتلتي الأكسجين المتحدتين مع كتلة ثابتة من العنصر المعدني نسبة عددية بسيطة.
قانون الأعداد المتناسبة أو قانون النسب المتكافئة.
وينسب إلى الكيمياوي الألماني رختر Jeremias Benjamin Richter (1762-1807). إذا تفاعلت المادتان A وB (عناصر أو مركبات) إحداهما مع الأخرى وأمكن أن تتفاعل كل منهما مع مادة ثالثة C، فكمية معينة من C ستتفاعل مع كميتين مختلفتين من A وB وتكون نسبة كمية A المتفاعلة مع C إلى كمية B المتفاعلة مع C عدداً ما لا يكون عادة عدداً صحيحاً، ولتكن هذه النسبة ب. ولتكن بَ نسبة كمية A إلى كمية B عندما تتفاعلان مباشرة. فقانون الأعداد المتناسبة أو قانون النسب المتكافئة equivalent proportions يبيّن أن بَ تساوي ب أو أنها مضاعف بسيط لها أو جزء بسيط منها، أي بَ = ع ب، حيث ع عدد بسيط أو هو نسبة عددين صحيحين. فالنتروجين (A) والأكسجين (B) يتحدان مع الهدروجين كل على حدة ويكوِّن أولهما النشادر (NH3) ويكوِّن الثاني الماء (H2O). ويتحد غرام واحد من الهيدروجين مع 4.66 غرام من النتروجين لتكوين النشادر، ومع 8.0 غرامات من الأكسجين لتكوين الماء.
| فالنسبة ب تساوي | 4.66 | = | 0.583 |
| 8.00 |
| 28 | = | 0.875 |
| 32 |
| 0.875 | = | 3 |
| 0.583 | 2 |
| المعدن | الأكاسيد | كتلة الأكسجين (غرام) | النسبة بين كتلتي الأكسجين | تحويل النسبة إلى نسبة أصغر عددين صحيحين |
| الرصاص Pb | PbO | 1.80 | 1.00 | 1 |
| PbO2 | 3.60 | 2.00 | 2 | |
| الحديد Fe | FeO | 29.6 | 1.00 | 2 |
| Fe2O3 | 44.2 | 1.50 | 3 | |
| النحاس Cu | Cu2O | 12.6 | 0.500 | 1 |
| CuO | 25.2 | 1.00 | 2 |
وقد وُضع عام 1808، وهو يبين أن حجوم الغازات المتفاعلة أو الناتجة من هذا التفاعل تؤلف فيما بينها نسباً عددية بسيطة، على أن تقاس هذه الحجوم في الظروف نفسها من درجة الحرارة والضغط. فعلى سبيل المثال، يتفاعل حجمان من الهدروجين مع حجم واحد من الأكسجين لتكوين الماء، وعندما يتفاعل حجم واحد من H2 مع حجم واحد من Cl2 ينتج حجمان من غاز كلوريد الهدروجين HCl ويتفاعل ثلاثة حجوم من الهدروجين مع حجم واحد من النتروجين لتكوين حجمين من غاز النشادر NH3.
وقد بيَّن هذا القانون بكل وضوح أن الغازات تتبع نظاماً خاصاً في اتحادها أو تفككها. ولم يمكن تفسير هذا السلوك إلا بالفرضية التي وضعها الفيزيائي الإيطالي أفوغدرو [ر] Amadeo Avogadro عام 1811 إذ افترض أن حجوماً متساوية (في الظروف نفسها من درجة الحرارة والضغط) تحوي العدد نفسه من الجزيئات، وأن جزيئات العناصر الغازية قد تحوي أكثر من ذرة واحدة. وقد أمكن التأكد من صحة هذه الفرضية بإجراء كثير من التجارب، وتعرف الفرضية اليوم بقانون أفوغدرو الذي أمكن به تفسير تجارب غاي - لوساك.
وبناء على قانون أفوغدرو فإن المول (الجزيء الغرامي ) mole الواحد من أي غاز يشغل الحجم نفسه في ضغط ودرجة حرارة محددين، وهذا الحجم يساوي 22.4 لتر في الظروف المعيارية من الضغط ودرجة الحرارة (ضغط جوي واحد ودرجة حرارة صفر سلسيوس) ويسمى الحجم المولي (الجزيئي).
هيام بيرقدار
| مراجع للاستزادة: ـموفق شخاشيرو، الكيمياء العامة اللاعضوية (منشورات جامعة دمشق،المطبعة الجديدة 1981-1982) |
- QUAGLIANO & VALLARINO, Chemistry, 3rd Edition (Prentice- Hall Inc.1969). - HOLUM BRADY, Fundamentals of C |