الفرق الرئيسي بين التكافؤ والتحييد هو أن المعادلة تشير إلى موازنة ذرات معادلة تفاعل كيميائي ، بينما المعادلة هي موازنة الحموضة أو القاعدة للحصول على محلول متعادل.
على الرغم من أن مصطلحي التكافؤ والتحييد يبدو متشابهين ، إلا أنهما يختلفان عن بعضهما البعض في المعنى والتطبيق. ومع ذلك ، يشير كلا المصطلحين إلى عملية موازنة المكونات الكيميائية.
ما هي المعادلة؟
المعادلة هي تقنية موازنة ذرات معادلة تفاعل كيميائي. هنا ، علينا أن نساوي عدد الذرات في الجانب المتفاعل مع عدد الذرات في جانب المنتج.هذا يعني أن الذرية قبل وبعد التفاعل الكيميائي يجب أن تكون متساوية. لهذا الغرض ، يمكننا استخدام معاملات القياس المتكافئ أمام المواد المتفاعلة والمنتجات (المعامل المتكافئ هو رقم يظهر قبل رمز الأنواع الكيميائية في معادلة تفاعل كيميائي. هذه القيم هي قيم بدون وحدات).
تساعدنا الخطوات التالية على موازنة معادلة كيميائية لتفاعل كيميائي بسيط.
- اكتب المعادلة غير المتوازنة. (على سبيل المثال C3H8+ O2⟶ CO2+ H2O)
- حدد عدد كل ذرة موجودة في كل من جانب المادة المتفاعلة وجانب المنتج. (يوجد في الجانب المتفاعل 8 ذرات هيدروجين و 3 ذرات كربون و 2 ذرات أكسجين. في جانب المنتج هناك ذرتان هيدروجين و 3 ذرات أكسجين وذرة كربون واحدة).
- حفظ ذرات الهيدروجين والأكسجين لآخر مرة.
- استخدم معاملات القياس المتكافئ لموازنة العناصر الفردية. (استخدم المعامل المتكافئ "3" أمام CO2) على سبيل المثال C3H8+ O2⟶ 3CO2+ H2O
- وازن عدد ذرات الهيدروجين. (هناك 8 ذرات هيدروجين في الجانب المتفاعل ولكن 2 فقط في جانب المنتج ، لذلك ، يجب أن نستخدم المعامل المتكافئ 4 أمام H2O) على سبيل المثال C3H8+ O2⟶ 3CO2+ 4H2O
- موازنة عدد ذرات الأكسجين. على سبيل المثال C3H8+ 5O2⟶ 3CO2+ 4H2O
ما هو التحييد؟
تفاعل التعادل هو تفاعل كيميائي بين حمض وقاعدة ينتج عنه محلول متعادل. دائمًا ما يحتوي المحلول المحايد على الرقم الهيدروجيني 7. يتضمن هذا التفاعل مزيجًا من أيونات H + وأيونات OH لتكوين جزيئات الماء.
إذا كان الرقم الهيدروجيني النهائي لمزيج تفاعل الحمض والقاعدة 7 ، فهذا يعني أن كميات متساوية من H + و OH- أيونات قد تفاعلت هنا (من أجل تكوين جزيء ماء ، يكون أيون H + واحد وأيونات OH واحدة مطلوب). يمكن أن تكون الأحماض والقواعد المتفاعلة إما قوية أو ضعيفة.ردود الفعل تختلف تبعا لهذه الحقيقة.
الشكل 01: معايرة حمض قوي - تحييد أساسي قوي
هناك أربعة أنواع مختلفة من تفاعلات المعادلة: تفاعلات القاعدة القوية الحمضية ، والتفاعلات القاعدية القوية الحمضية ، والتفاعلات القاعدية الضعيفة الحمضية ، والتفاعلات القاعدية الضعيفة الحمضية. تخضع هذه التفاعلات للمعادلة بدرجات مختلفة ، اعتمادًا على قوة الحمض والقاعدة.
ما هو الفرق بين المعادلة والتحييد؟
الفرق الرئيسي بين المعادلة والتحييد هو أن المعادلة تشير إلى موازنة ذرات معادلة تفاعل كيميائي بينما المعادلة هي موازنة الحموضة أو القاعدة للحصول على محلول محايد.علاوة على ذلك ، تتضمن المعادلة استخدام عدد الذرات في المواد المتفاعلة والمنتجات واستخدام حالات الأكسدة للذرات ، في حين أن المعادلة تتضمن تحديد قوة الأحماض والقواعد المشاركة في التفاعل.
أدناه مخطط المعلومات الرسومي يلخص الفرق بين المعادلة والتحييد.
ملخص - التعادل مقابل التحييد
على الرغم من أن مصطلح التكافؤ والتحييد يبدو متشابهًا ، إلا أنهما يختلفان عن بعضهما البعض في التعريف والتطبيق. الفرق الرئيسي بين التكافؤ والتحييد هو أن المعادلة تشير إلى موازنة ذرات معادلة تفاعل كيميائي ، في حين أن التحييد هو موازنة الحموضة أو القاعدة للحصول على محلول محايد.
صورة مجاملة:
2. "Titolazion" بواسطة Luigi Chiesa - رسم بواسطة Luigi Chiesa (المجال العام) عبر Commons Wikimedia
