المولات والمركبات

مقدمة في الحسابات الكيميائية
الحسابات الكيميائية: هي دراسة العلاقات الكمية بين المواد المتفاعلة والمواد الناتجة في التفاعلات الكيميائية. وتندرج تحت قانون حفظ الكتلة. و من أهم مميزات تلك الحسابات أنها تفيد في التنبؤ وبدقة بكتل المواد اللازمة للتفاعل وكتل المواد الناتجة عنه. مما يجعلها تسهم وبشكل كبير في أغلب الصناعات. مثل:
صناعات الأدوية.
صناعة الغذاء.

وغيرها من الصناعات التي تجعلها من أهم أبواب علم الكيمياء التي تطرق وبقوة الحياة العملية.
الأوزان الذرية
بـعد أن استقر مفهوم الذرة على أنها هي وحدة البناء الرئيسة في المادة وأن الجزيء هو أصغر جزيء من المادة يمكن أن يوجد في الطبيعة بشكل حر وعلى أنه يتكون من اتحاد ذرتين أو أكثر من عنصر أو أكثر بنسب وزنية ثابتة. كان العلماء في حاجة لمعرفة الكتل الذرية والجزيئة لكل مادة من المواد، ولكن ذلك لم يكن شيئا سهل المنال في القرن التاسع عشر حتى أنه كان يقال أن كل عالم كيمياء كان يعتمد جدولا يختلف عن قرنائه مما جعل مهمة توحيد الكتل الجزيئة من الأمور صعبة المنال.
اسهامات العالم كانيزارو

جاء بعد ذلك العالم الإيطالي كانيزارو ليحسم الجدل القائم حول تلك المسألة، وذلك عن طريق إثبات ما جاء به العالم أفوجادرو. وذلك بما استنتجه أن الكتل المختلفة للحجوم المتساوية من الغازات يجب أن تكون موجودة بنسب إلى بعضها البعض تساوي نسب جزيئات تلك الغازات.

GAS A: GAS B: GAS  C
1:1:1
N:N:N
N = عدد الجزيئات
وهذا يعني إمكانية معرفة كتلة الجزيء الواحد لغاز ما بالنسبة لكتلة الجزيء الواحد من غاز آخر، وعلى سبيل المثال توصل كانيزارو إلى انه عند نفس الظروف تكون كتلة حجم معين من غاز الأوكسجين دائماً أعلى من كتلة نفس الحجم من غاز الهيدروجين بستة عشر مرة، وقد طبق ذلك أيضاً على غاز النيتروجين فوجد أن جزيء غاز الأوكسجين يساوي 1.14285 من كتلة جزيء غاز النيتروجين.
كتلة جزيء الأوكسجين: كتلة جزيء الهيدروجين
1:16
كتلة جزيء الأوكسجين: كتلة جزيء النيتروجين
1:1.14285
وبالتالي فلمعرفة نسبة جزيء الهيدروجين بالنسبة للنيتروجين:
1(O)/16(H) = (1.14285(N))/(1(O))
كتلة جزي النتروجين: كتلة جزئ هيدروجين
1:14
و عليه فإن النسبة بين جزيئات N,O,H هي:
1(H):14 (N):16 (O)
واستنتج من تجارب هذا العالم أن كتل جزيئات المواد المختلفة يمكن قياسها ولكن بشكل نسبي، ما يعني أنه:
كتل الذرات (الأوزان الذرية) هي أوزان نسبية وليست مطلقة.
بما أن الأوزان الذرية نسبية، فإن الأمر يستدعي أخذ ذرة عنصر معين، واعتبار كتلتها تساوي الوحدة ومن ثم تنسب أوزان ذرات العناصر الأخرى لها.
بما أن الهيدروجين H هو أخف العناصر على الإطلاق، فقد اعتبر وزنه الذري يساوي وزن الوحدة.
اعتماد ذرة الكربون

نرى مما سبق أن قياس الأوزان الذرية وعلى الرغم من أنه بدأ بنسبتها إلى الوحدة على أنها هي الوزن المحدد لذرة الهيدروجين لا يستدعي كأمر حتمي استمرارية اعتماد الهيدروجين كمقياس للوحدة لأن النسبية لذرات العناصر المختلفة تظل باستمرار صحيحة. وقد كان في بادئ الأمر بعدما ارتأى العلماء استخدام ذرة الأكسجين كأساس بحيث يعتبر وزنها النسبي يساوي 16 تقريبا. وقد اعتمد الأوكسجين لأن بعمل نسبته مقارنة بالعناصر الأخرى فإن النسب تكون أقرب للأعداد الصحيحة منها في الهيدروجين.
غير أن الأوكسجين نفسه طرح أخيراً. وجاء بدلاً منه الكربون 12 لأنه ذو وزن يساوي 12 تقريبا، وقد جعلت هذه النسبة هي المعتمدة إلى يومنا الحاضر.
النظائر
النظير هو عنصر يوجد في الطبيعة وذو ثبات في العدد الذري ولكن باختلاف عدد النيترونات بين النظائر.
لكن العلماء تنبأوا أنه في المسائل الرياضية فقط يمكننا التقريب لأقرب عدد صحيح ولكن في الحقيقة لا يمكن الاستغناء عن أي رقم عشري لأن في ذلك دلالة على وزن الذي. وهي يدل بوجه خاص على ما تحويه الذرة تماما من البروتونات والنيترونات والالكترونات. ذلك حين التطبيق العملي في صناعات كالدواء مثلاً فإنه لا يستعاض عن القيم العشرية بالتقريب لأنه لا بد من الدقة المتناهية لإتقان النسب تماماً في ذلك المركب أو الدواء. لكن العدد ذو الكسور العشرية لا يعبر عن الموجود فعلياً، بل هو متوسط نسبة وجود جميع النظائر لذلك العنصر في الطبيعة ونسبة وجود كل نظير.
المول
Hydrolaic equation.JPG
من المعادلة السابقة، فإنه من الممكن أن نستنتج أن الجزيئات اللازمة لإتمام التفاعل هي 1 جزيء من CL2 و1 جزيء من H2 ولكن ذلك القدر ضئيل جداً. فمثلا ما نحتاجه من الهيدروجين لإتمام المعادلة هو 134 ×10−23 وهذا القدر ضئيل جداً. ولا يمكن الحصول عليه في الوقت الحالي. من هنا نبعت أهمية وجود كتل بدقة متناهية وذات حجم ممكن القياس. وقد جاء المحامي الإيطالي وعالم الكيمياء أفوجادرو بعدد ثابت من الجسيمات (سواء أكانت من الذرات المفردة أم الجزيئات المعقدة)، وهذا العدد هو 6.02 × 1023 جسيم يوجد داخل مول واحد. والمول هو وحدة قياس دولية تعني: "كمية المادة التي يوجد بها عدد أفوجادرو من الجسيمات (A)"، لذا فإن المول يرمز له بـ(NA) واختصارا بـ (N). وكان ذلك الاكتشاف الذي بدأه العالم النمساوي لوشمدت ولكن اسم هذا العالم أصبح أكثر اندثاراً بعدما قام به أفوجادرو من تجارب في هذا المجال ومن تحديد أكثر دقة لهذا الثابت الذي سمي فيما بعدد أفوجادرو تتويجاً لما قام به في هذا المجال. ومع أنه كان من المطورين في هذا المجال إلا أنه لم يتفق على تسمية ثابت عدد الجسيمات باسم عدد أفوجادرو إلا بعد موته بتسع سنوات تخليداً لذكرى هذا العالم الجليل في مجال الكتل ونسبها الذرية في علم الكيمياء.
وحدة الكتل الذرية و.ك.ذ.
نظراً لتطور العلوم ولصعوبة التعامل مع الأرقام العشرية المطولة، طور العلماء وحدة الكتلة الذرية التي يرمز لها بالرمز و. ك. ذ. ووزن الوحدة الواحدة من تلك الوحدة تساوي كتلة بروتون واحد أو نيوترون واحد. مما يعني أنه مثلاً كتلة الكربون 12 تساوي == 12 و. ك. ذ. مما سهل على العلماء التعامل مع الوحدات الكتلية على المستوى الذري. مع العلم أن كل عدد أفوجادرو من الوحدات يساوي 1 جرام.
الجزيء والوزن الجزيئي والكتلة المولية[عدل]
العنصر هو أبسط أشكال المادة، والذرة هي الوحدة الأساسية له ولكن هذا لا يعني أن ذرات العنصر الواحد سمكن أن توجد في تجمعاتها الكبيرة بشكل حر مستقل مهما كان العنصر، ومن الجدير بالذكر إلى أنه في الوقت الذي توجد فيه ذرات مادة ما مثل النيون بشكل حر أي أحادية الذرة (Ne) فإن ذرات أخرى مثل الأكسجين لا توجد إلا في شكل ثنائي (O2) وذرات مادة الثالثة مثل الكبريت إلا بشكل سداسي (S6) أو شكل ثماني أحياناً (S8) وحينما لا يوجد العنصر إلا على هيئة تجمع لعدد من ذراته يساوي على الأقل ذرتين فيقال بأنه موجود بشكل جزيئي، مما يعني أن الجزيء هو الوحدة الأساسية للمادة التي تتكون من ذرتين أو أكثر والتي من الممكن أن توجد ذراتها في الطبيعة بشكل منفرد. ولكن هذا الشرح ما هو إلا بداية في التفصيل في أمر الجزيئات. ومن المعلوم تكون المركبات الكيميائية ولكن أصغر جزء منها والذي يظل محتفظا بخواصها الطبيعية هو الجزيء. وبذلك فقد قسم العلماء الجزيئات إلى قسمين:
الجزيئات المتجانسة الذرات (HOMEATOMIC MOLECULE)، مثل: (S8),(O3),(F2).
الجزيئات الغير متجانسة الذرات (HETROATOMIC MOLECULE) مثل: (H2O)و(NH3)و(HF).

و سواء أكان الجزيء من هذا النوع أو ذاك فهو بناء على عدد الذرات إما ثنائي الذرات (O2) أو ثلاثي، مثل: (CaF2) أو رباعي أو خماسي أو سداسي الذرات... إلخ.
مثال على الكتلة الجزيئية

Water equation good.JPG
2 x 2 x1g + 16 x2 g = 2(1x2 +16)g
36 g = 36 g
إن كتلة الجزيء الواحد تعتمد على مجموع كتل الذرات المكونة له. فهي تساوي مجموع الكتل الذرية المكونة لهذا الجزي. وبالمثل فإن الكتلة الجرامية لمركب ذلك الجزيء تساوي الكتل الجرامية للمواد المكونة له، وهناك شيء أخر يجب معرفته وهو الكتلة المولية "الذرية أو الجزيئية " وهي الكتلة الجرامية من مادة التي بها 1 mol أي أن بها عدد أفوجادرو من الذرات.
عدد المولات(n) = الكتلة بالجرام(m) \ الكتلة المولية(M)
مثال ذلك:احسب عدد المولات الموجودة في (64g) من O2 ؟
عدد المولات = الكتلة الجرامية / الكتلة المولية
n=m/M
x mol O2 = 64 / 32
mol of O2 = 2 mol
الصيغ الكيمائية
يقصد بالصيغة الكيميائية الطريقة التي يعبر بها عن تركيب جزيئات المادة، أما الذرات فقد فإن صيغها الكيميائية ماهي إلا رموز العناصر التي تمثلها تلك الذرة. ولمعرفة صيغة جزيء مركب فإننا بحاجة لمعرفة عدة عناصر:
النسبة المئوية الوزنية لكل عنصر مكون لهذا المركب:
و يتم ذلك ببساطة بواسطة عملية التحليل الكيميائي.
بمعرفة الكتلة الذرية لكل عنصر من العناصر:
و ذلك يتم بالرجوع إلى الجدول الدوري.
وباستخدام التحليل الكيميائي على كتلة من الماء فإنه سينتج نسبة ثابتة لكتل الهيدروجين والأوكسجين المكونة له. وتلك النسبة هي واحد من الهيدروجين لثمانية من الأوكسجين، أي أن تسع كتلة الماء دائما من الهيدروجين وأن كتلة الأوكسجين تساوي 8 أضعاف كتلة الهيدروجين في جزيء الماء، وعليه فإن الماء الذي كتلته المولية =18 غرام فإن تسع كتلتها من الهيدروجين والثمان أتساع المتبقية من الأوكسجين، ومن ثم فإن كتلة الهيدروجين المكونة لمركب الماء تساوي 2 غرام وكتلة الأوكسجين تساوي 16 غرام، بالرجوع للجدول الدوري نجد أن كتلة الهيدروجين تساوي 1 غرام وذلك يعني وجود 2 mol من الهيدروجين في مركب الماء، وبالنسبة للأوكسجين فإنها تساوي 16 غرام وذلك يعني وجود 1 mol منه داخل مركب الماء. وبالاعتماد على قانون النسب الثابتة المكونة للمركب الواحد، فإنه:
1 mol O: 2 mol H
وذلك يعني أنه يلزم لتكون الماء عدد أفوجادرو من ذرات الأوكسجين وضعفها من الهيدروجين. وبالتبسيط نجد أنه لكل جزيء من الماء يلزم وجود ذرتان من الهيدروجين وذرة من الأوكسجين لتكون ذلك الجزيء. ومن الجدير بالذكر فإنه لا يمكن للنسب بين الذرات أن تكون أعداد كسرية وذلك حسب نظرية دالتون الذرية.
الصيغة الوضعية
كما ذكرنا سابقاً، فإنه لا يمكن استعمال الكسور في النسب بين الذرات المكونة للجزيء. وذلك ما يتفق مع نظرية دالتون الذرية. ولكن هل يمكن عمل الصيغة بهذا الشكل (H8O4 , H6O3
الإجابة هي لا يمكن ذلك؛ إذجرت العادة على استخدام أبسط نسبة بين الذرات في كتابة الصيغ الوضعية وعليه فإن صيغة الماء الصحيحة هي H2O لأنها أبسط نسبة بين ذرات الهيدروجين والماء في المركب. وتجدر الإشارة أن معظم المركبات تختلف صيغتها الجزئية عن صيغتها الوضعية.
و عليه فإن تعريف الصيغة الوضعية هي: النسبة الصحيحة بين الذرات المكونة للجزيء في مركب من المركبات وتلك النسبة تتفق من قانون النسب الثابتة في المركبات. والذي ينص على: أنه المركب يتكون دائما من العناصر نفسها بنسب وزنية ثابتة مهما اختلفت كمياتها.و على أن كتلة المركب تساوي مجموع كتل العناصر المكونة له.
الصيغة الجزيئية
تعرف بأنها: الصيغة الكيميائية التي تبين العدد الفعلي لكل عنصر في المركب. من خلا ل معرفتنا بالصيغة الجزيئية للمركب فإنه لا يمكننا معرفة التركيب الحقيقي للجزيء ولكننا نكون حددنا فقط نسب كل عنصر إلى الآخر داخل هذا المركب. فلنأخذ جزيء مادة الأستيلين، ومن المعلوم أن الأستيلين مكون من الكربون والهيدروجين وذلك بنسبة 12g من الكربون إلى 1g من الهيدروجين. ولكن تلك النسب لا تعبر تماما عن عدد ذرات الكربون والهيدروجين ؛ فمن خلال معرفتنا بالصيغة الوضعية نستطيع ان تكتب الصيغ (CH, C2H2,C3H3) فحسب الصيغة الوضعية فإن الصيغة الجزيئية ممكن أن تكون هي الصيغة الوضعية أو أحد مضاعفتها الصحيحة. ولكن هناك عامل أخر يحدد الصيغة الجزيئية وهو كتلة هذا الجزيء نفسه. فعند حساب كتلة الأستيلين نجد أن كتله المولية تساوي 26g مما يعني أنه عند ضرب كتلتي الكربون والهيدروجين في 2 لنجد أنه:
12g(C) x2+ 1g(H) x  2=الكتلة المولية للأستيلين (26g)
مما يعني أنه حين ضرب الكتلة الوضعية في 2 فإننا نكون قد حصلنا على الكتلة المولية الحقيقة لمركب الأستيلين:
(C2H2 = 2 (CH
مما سبق نستنتج أن الصيغة الجزيئية للأستيلين هي C2H2.
و هكذا نجد أن معرفة الصيغة الجزيئة يعطي معلومات إضافية عن تلك التي تعطيها الصيغة الوضعية وهي معلومات هامة عن تركيب جزيء ذلك المركب. أيضا فإن الصيغة الوضعية من الممكن أن تأخذ أكثر من صورة أما الصيغة الجزيئة فإن لها صورة واحدة فقط.
الصيغة التركيبية

لو أخذنا مادة أخرى، مثل الإيثانول، وأجرينا عليها تحليلا كيميائيا لوجدنا أن الإيثانول يتكون من الهيدروجين والأوكسجين والكربون وبرجوعنا للجدول الدوري نجد نسب الذرات في هذا المركب للجزيء الواحد هي (1O: 2C: 6:H) ومن خلال معرفتنا بكتلة الجزيء الواحد منه (46g) لعلمنا أن صيغته الجزيئية هي C2H6O لأصبح السؤال التالي وجيها للغاية: إذا رأيت زجاجة كتب تحوي سائلا كتب عليها C2H6O فماذا تكون تلك المادة ؟
بالطبع ستكون الإجابة بأن تلك المادة هي ثنائي ميثيل الإيثر أو مادة الإيثانول. هذه الإجابة هي أبلغ دليل على أن الصيغة الجزيئية وعلى الأقل في الحالات المشابهة لهذه الحالة غير كافية للدلالة على هذا المركب. فهل نحن في هذه الحالة في حاجة إلى صيغة كيميائية جديدة تخبرنا عن ماهية المركب ؟. الإجابة الحتمية لهذا السؤال هي نعم. ولعل المثال السابق ما هو إلا دليل على الحاجة لصيغة تركيبية جديدة، وفي بعض الحالات مثل غاز الميثان CH4 فإننا لسنا بحاجة لغير الصيغة الجزيئية للتعبير عنه لوجود مادة واحدة تحمل تلك الصيغة الجزيئية. أما في الحالة التي أمامنا فإن الصيغة الجزيئية لثنائي مثيل الإيثر ومادة الايثانول واحدة. وعلى الرغم من ذلك فإن هناك فروقا بين الخواص الطبيعية لكل منها مما يعني وجود اختلاف في ترتيب الذرات في أحدهما عن الآخر. وبمعرفة تراكيب لويس أو الصيغة البنائية لكيفية تكون الروابط نجد أن رسم الإيثانول:

الصيغة البنائية للإيثانول
لذا فحسب رسمه فإنه صياغته التركيبية هي CH3CH2OH .
أما ثنائي مثيل الإيثر فإن تركيب لويس أو الصيغة البنائية له نجد أن رسمه كما يلي:

الصيغة البنائية لثنائي مثيل الإيثر
ومن خلال رسمه فإن صيغته التركيبية فهي CH3OCH3.
و من هذا المثل يتضح أن الالتزام بالصيغة التركيبية في المركبات ذات التشابه في الصيغ الجزيئية مهم حتى نستطيع التفريق بينها.
» قواعد كتابة الصيغ الجزيئية وأهميتها:===
من المهم معرفة أن الصيغة التركيبية ما هي إلا صيغة جزيئية ولكنها تضيف معلومات عن كيفية بناء الجزيء لما في ذلك من زيادة توضيح لتلك المركبات التي تتشابه في الصيغ الجزيئية. ولكن الصيغ الجزيئية تبقى مهمة أكثر مما دونها من الصيغ نظرا لأنها تعطي العدد الفعلي للذرات داخل جزيء المركب الواحد مما يتيح لنا معرفة المعلومات الكمية عن الكتل المتفاعلة والكتل الناتجة. وذلك ما نريده خلال إجراء عمليات الحسابات الكيميائية. ولكتابة الصيغ الجزيئية عدة قواعد حتى تكون الصيغ المكتوبة صحيحة وهي كالتالي:
تكتب مكونات الجزيء باستخدام رموز العناصر المكونة لجزيء المركب.
يكتب عدد الذرات كل مكون في الجزيء على شكل رقم سفلي صغير يكتب على يمين رمز العنصر، مع ملاحظة عدم كتابة الرقم (1) إذا كان عدد الذرات يساوي واحد.
حين الكتابة مركب مكون من فلز ولا فلز فإننا نكتب الفلز على اليسار واللافلز على اليمين في الصيغة الجزيئية للمركب.
حين كتابة الجذور فإننا نضعها في أقواس للدلالة على أعدادها في المركب Mg (OH)2
'
المعادلات الكيميائية

كأي علم من العلوم، فإن علم الكيمياء له مواضيع وفروع كثيرة جدا منها ما يختص بتغيرات الطاقة المصاحبة للتفاعلات الكيميائية، ومنها ما يهتم بدراسة الطرق الكفيلة لمعرفة نواتج هذه التغيرات كميا وكيفيا وآخر يهتم بدراسة الطرق التي تتم بها هذه التغيرات، وبما أن التغيرات الكيميائية لا تعدو عن أن تكون حدوث تغيرات في طبيعة المادة فإن هذا يعني ببساطة دراسة المادة من فبل أن يحدث التفاعل والتغيرات التي تطرأ عليها بعد حدوث التفاعل. لذا قد وجد الكيميائيون ضرورة لاستخدام لغة غير لغة البشر للتعبير عن التفاعلات الكيميائية. بأن تكون تلك اللغة قادرة على التعبير عن حالة المادة وكتلتها الداخلة للتفاعل وما يصاحب ذلك من امتصاص أو انبعاث طاقة أو غيرها من الدلالات على حدوث تغير كيميائي وما ينتج عن التفاعل. فكان الحل في ابتكار طريقة المعادلات الكيميائية لصياغة تلك التفاعلات وذلك باستخدام الرموز الكيميائية والصيغ الجزيئية لكل من العناصر والمركبات و
لعل تعريفها باختصار: هي وصف موجز ودقيق للتفاعلات الكيميائية.
كتابة المعادلات الكيميائية

لنأخذ مثالا معينا لنرى كيف نكتب المعادلة الكيميائية.
التغير الكيميائي لفظيا: يتحد الهيدروجين والأكسيجين لتكوين أكسيد ثنائي الهيدروجين (الماء).
من خلال المعادلة الكيميائية اللفظية السابقة. نستطيع كتابة المعادلة الكيميائية باستخدام الرموز:
Water equation.JPG
نلاحظ أنه تكتب رموز (صيغ) المواد المتفاعلة إلى اليسار مع ملاحظة وجود علامة (+) حينما يوجد أكثر من مادة واحدة لتدل على اتحاد هذه المواد مع بعضها البعض،أما المواد الناتجة فتكتب إلى اليمين مع ملاحظة وجود علامة (+) بين المواد الناتجة إذا وجد أكثر من ناتج. ويوضع سهم من اليسار إلى اليمين للدلالة على المواد الناتجة والمواد المتفاعلة. والجدير بالذكر أن المعادلة الكيمائية أعلاه ما هي إلا ترجمة للفظ التغير الكيميائي. ولكن هذه المعادلة ينقصها معلومات ضرورية وغير ضرورية إلا في بعض الحالات الخاصة.
وزن المعادلات الكيميائية
يلزم لتكون المعادلة الكيميائية صحيحة أن تكون موافقة لقانون حفظ الكتلة والذي ينص على أن الكتلة لا تفنى ولا تستحدث من العدم. لذا فإنه يجب علينا وضع معاملات (عدد صحيح يكتب قبل المادة المتفاعلة أو الناتجة). ويطلق على هذه المعادلات بالمعادلات الكيميائية الموزونة لأن كتل المواد المتفاعلة تساوي كتل المواد الناتجة. ولعل المثال التالي يوضح المفهوم بالمعادلة الكيميائية الموزونة:
Water equation.JPG
من المعادلة السابقة نجد أن المواد المتفاعلة هي جزيء أوكسيجين (ذرتان) جزيء هيدروجين (ذرتان) والمواد الناتجة اتحاد ذرتا هيدروجين وذرة أوكسجين لتكون الماء. وينتج عن ذلك أن هناك ذرة أوكسجين غير داخلة في التفاعل. مما يعني أن تلك المعادلة لا تتفق بتلك الصورة مع قوانين الطبيعة المتعلقة بحفظ الكتلة. لذا فإننا نضع المعاملات التي تحقق التساوي في الكتل المتفاعلة والكتل الناتجة. ومن الجدير بالذكر أن تلك المعاملات إنما تعبر عن عدد المولات لكل مادة من المواد المشاركة في التفاعل أو الناتجة عنه. فيصبح شكل المعادلة الموزونة هو:

رسم توضيحي لتفاعل الماء والأوكسيجين لتكون الماء حسب قانون حفظ الكتلة
Water equation good.JPG
من خلال رؤية المعادلة الموزونة السابقة فإننا نجد أنها تحقق قانون حفظ الكتلة فبالنسبة للهدروجين فإن عدد الذرات قبل التفاعل == 4 atoms وبعد التفاعل = 4 atoms داخل جزيآن من جزيئات الماء. وأن عدد ذرات الأوكسيجين قبل التفاعل = 2 atoms وبعد التفاعل == 2 atoms داخل جزيآن من جزيئات الماء. ومن الجدير بالذكر أنه حين وزن المعادلات الكيميائية فإنه لا يتم تغيير الصيغ الجزيئية للمواد وإنما تغيير المعاملات العددية الصحيحة لها للتوافق معها . ويجب أن تكون النسبة بين المعاملات في أبسط صورة ممكنة.
معلومات إضافية داخل المعادلة الكيميائية

يلزمنا في بعض الأحيان العمل برموز تدل على الحالة الفيزيائية التي تكون فيها المادة قبل وبعد التفاعل. ومثال ذلك ما يلي:
Naghtreid eqation.JPG
من خلال الرموز المكتوبة أسفل المواد الداخلة في التفاعل والمواد الناتجة عن التفاعل نستطيع أن نحدد من غير إجراء التجربة حالة المادة الفيزيائية. ومن المعروف أن المادة الغازية يرمز لها بالرمز (g) أما المادة السائلة فيرمز لها بــ(l) والحالة الصلبة يرمز لها بالرمز (S) أما المحلول المائي فيرمز له بـ(aq).مع العلم أنها توضع بين قوسين.
و هناك بعض الرموز التي تدل على أن التفاعل لا يحدث إلا في حالات معينة كمستوى معين من الاثارة (الطاقة) أو عن وجود مادة مساعدة (محفزة) لحدوث ذلك التفاعل.و يرمز لاستلزام وجود الطاقة الحرارية برمز Δ بوضعه فوق سهم التفاعل.
حسابات المعادلات الكيميائية

كما سبق، يستفاد من المعادلات الكيميائية الموزونة في تحديد عدد مولات أي مادة من المواد الناتجة أو المتفاعلة. على الرغم أن الكميات التي تستخدم في أي تفاعل كيميائي – سواء أجري التفاعل في مختبر أو في مصنع – لا يستوجب أن تكون بنفس عدد المولات إلا أن نسبتها لبعضها البعض يجب أن تكون كما يظهر في المعادلة الكيميائية الموزونة.
المادة المحددة للتفاعل

يحدث في العديد من الحالات والمناسبات ولأسباب عديدة أن تكون الكميات المستخدمة من المواد المتفاعلة ليست بنفس النسب التي تظهر في المعادلة الموزونة، ومن الأمثلة على ذلك: تكوين الأمونيا من غازي الهيدروجين والنيتروجين، التي معادلته الكيميائية هي:
Nh3 equation.JPG
إذا افترضنا أنه تم مزج 5 mol من الهيدروجين مع مول من النتروجين فإنه لن يتفاعل إلا 3 mol هيدروجين معه مما يعني أن النيتروجين في هذه الحالة هو المتفاعل المحدد لأنه سيستهلك بالكامل ولن يتبقى منه شيء. أما لو افترضنا أنه مزج بين 3 mol هيدروجين و3 mol نيتروجين فإن المادة المحددة للتفاعل هو الهيدروجين لأنه سيستنفذ كاملاً خلال عملية التفاعل.
المحصول النظري والمحصول المئوي

عند إجراء تفاعل كيميائي للحصول على مادة كيميائية معينة فإن معادلة التفاعل تحدد كمياً مقدار ما يمكن الحصول عليه من المادة الناتجة بوحدة المولات أو بوحدة الغرامات.
و لكن – عمليا - وبعد إتمام عملية التفاعل فإن الكمية المحصول عليها تكون عادة أقل من الكمية المحسوبة والمتوقعة نظريا. وأسباب ذلك كثيرة مثل أن تكون المادة الناتجة متطايرة فلا يبقى منها كل ما أمكن إنتاجه. وكذلك ما قد يلتصق منها بجدران آنية التفاعل. إضافة إلى أسباب أخرى مثل حدوث تفاعلات جانبية منافسة تستهلك المادة الناتجة نفسها. تسمى الكمية المحسوبة أو المتوقعة اعتماداً على معادلة التفاعل بالمحصول النظري.
أما المحصول المئوي فهو نسبة المحصول الفعلي إلى المحصول النظري مضروباً في 100.

تفيد تلك الحسابات في معرفة مدى اتقان التجربة وكذلك حساب التكلفة والربح وغيرها.
النسبة المئوية بالكتلة لعنصر داخل المركب

لعله من المفيد معرفة تركيز عنصر معين داخل مركب من المركبات. خصوصاً حينما يتعلق الأمر بصناعة الدواء والغذاء: ولمعرفة نسبة تركيز العنصر داخل أي مركب. فإننا نستخدم القانون التالي:
النسبة المئوية لعنصر ما داخل المركب = كتلة العنصر × 100 \ كتلة المركب.

اعداد الطالبة:حنان هزازي