சமான எடை

கட்டற்ற கலைக்களஞ்சியமான விக்கிப்பீடியாவில் இருந்து.
Jump to navigation Jump to search

சமான எடை சமான எடை (கிராம் சமான [1] என்றும் அறியப்படும்) என்பது ஒரு சொல் வேதியியல் பல சூழல்களில் பயன்படுத்தப்படுகிறது. அதன் மிக பொதுவான பயன்பாட்டில், , அது ஒரு குறிப்பிட்ட பொருளின் சமமான அணு நிறைகளைப் பெற்றிருக்கும்.

  1.008 பாகங்கள்  ஹைட்ரஜன் அல்லது 8  பாகங்கள் அணு  நிறை ஆக்ஸிஜன் அல்லது 35.5 பாகங்கள் அணு  நிறை குளோரின் மூலம் பாகங்களுடன் நேரடியாகவோ மறைமுகமாகவோ  ஒன்றிணைத்தல் அல்லது இடமாற்றுவது - இந்த மதிப்புகள் வழக்கமான அணு எடையை இணைதிறனால்  வகுக்கப்படும் போது  கிடைக்கின்றன[2] அல்லது ஒரு மோல் (H+) அமில கார அடிப்படை வினை; அல்லது எலக்ட்ரான்களின் (e-) ஒரு மோல் ஆக்ஸிஜனேற்ற மற்றும் ஆக்ஜிசன் ஒடுக்க வினைகளில் சப்ளை செய்யவோ அல்லது  செயல்படவோ செய்யலாம் [3].
சமான எடை, பரிமாணங்களையும் அழகுகளையும் பெற்றிருக்கும் மற்றும் பரிமாணமற்ற அணு நிறைகளைப் போலன்றி, அணு  நிறை பரிமாணங்களைக் கொண்டுள்ளது. சமான எடைகள் முதலில் பரிசோதனையால் தீர்மானிக்கப்பட்டன, ஆனால் (அவை இன்னும் பயன்படுத்தப்பட்டு வருகின்றன)  இப்போது மோலார் அணு  நிறை களிலிருந்து பெறப்படுகின்றன. சல்பூரிக் அமிலம் 98.078 (5) g mol-1 என்ற மோலார் நிறையை கொண்டிருக்கிறது, மேலும் சல்பூரிக் அமிலத்தின் மோல் ஒன்றுக்கு, இரண்டு ஹைட்ரஜன் அயனிகளை வழங்குகின்றது, எனவே அதன் எடை 98.078 (5) g mol-1/2 eq mol-1 = 49.039 (3) g eq-1.

பொட்டாசியம் பெர்மாங்கானேட் 158.034 (1) g mol-1, ஒரு மோலார் நிறைவைக் கொண்டது மற்றும் பொட்டாசியம் பெர்மாங்கானேட் மோல் ஒன்றுக்கு ,ஐந்து மோல்களுடன் எதிர்வினையாற்றுகிறது, எனவே அதன் எடை 158.034 (1) g mol-1/5 eq mol-1 = 31.6068 (3) g eq-1. வரலாற்று ரீதியாக, உறுப்புகளின் சமமான எடைகள், ஆக்ஸிஜனைக் கொண்டு தங்கள் எதிர்வினைகளைப் படிப்பதன் மூலம் பெரும்பாலும் தீர்மானிக்கப்படுகின்றன. உதாரணமாக, துத்தநாகம் 50 கிராம் ஆக்ஸிஜனைக் கொண்டு 62.24 கிராம் துத்தநாக ஆக்ஸைடுகளை உற்பத்தி செய்யும், இதில் துத்தநாகம் 12.24 கிராம் ஆக்ஸிஜன் எதிர்விளைவுகளை ஏற்படுத்துகிறது: துத்தநாகத்தின் சமான எடை எட்டு கிராம் ஆக்ஸிஜனுடன் எதிர்வினை, எனவே 50 g × 8 g / 12.24 g = 32.7 g. சமான எடை - வரலாறு

 ஜான் டால்ஸ்டனின் அணு எடையின் முதல் அட்டவணை (1808) குறைந்தபட்சம் உறுப்புகளுக்கு ஒரு குறிப்பைக் குறித்தது: ஹைட்ரஜன் சமமான எடையை ஒரு அலகு அணு  நிறை கொண்டது. இருப்பினும், 19 ஆம் நூற்றாண்டின் ஆரம்பத்தில் டால்டனின் அணுக் கோட்பாடு உலகளவில் ஏற்றுக்கொள்ளப்படவில்லை. மிகப்பெரிய பிரச்சினைகளில் ஒன்று ஹைட்ரஜனை எதிர்வினை ஆக்ஸிஜனைக் கொண்டு நீர் தயாரிக்கிறது. ஒரு கிராம் ஹைட்ரஜன் எட்டு கிராம் ஆக்ஸிஜன் உடன் ஒன்பது கிராம் தண்ணீரை உற்பத்தி செய்கிறது, எனவே ஆக்ஸிஜனின் சமமான நிறை எட்டு கிராம் என வரையறுக்கப்பட்டுள்ளது. டால்டன் ஒரு நீர் மூலக்கூறில் இரண்டு ஹைட்ரஜன் மற்றும் ஒரு ஆக்ஸிஜன் அணுவும் இருப்பதாக (தவறாக) கூறினாலும், அது எட்டுக்கு சமமான ஆக்ஸிஜனின் அணு எடையைக் குறிக்கிறது. இருப்பினும், வாயு தொகுதிகளை இணைக்கும் கே-லூசாக் சட்டத்தின் படி, வாயு அளவைப் பொறுத்து பிரதிபலிப்பை வெளிப்படுத்துவது, இரண்டு தொகுதி ஹைட்ரஜன் அணுக்கள் இரண்டு தொகுதிகளை உற்பத்தி செய்வதற்கு ஒரு தொகுதி ஆக்ஸிஜனைக் கொண்டு பிரதிபலிக்கின்றன, அவை ஆக்ஸிஜனின் அணு எடை பதினாறு ஆகும் என்று கூறுகின்றன. தொடக்கத்தில், ஹைட்ரஜன் அடிப்படையிலான அளவை குறிப்பாக நடைமுறைப்படுத்தவில்லை, பெரும்பாலான கூறுகள் ஹைட்ரஜன் நேரடியாக சாதாரண சேர்மங்களை உருவாக்குவதை நேரடியாக எதிர்வினையாற்றவில்லை. இருப்பினும், ஒரு கிராம் ஹைட்ரஜன் 8 கிராம் ஆக்ஸிஜன் தண்ணீரை வழங்க அல்லது 35.5 கிராம் குளோரைனைக் கொண்டு ஹைட்ரஜன் குளோரைடு கொடுக்கிறது: எனவே 8 கிராம் ஆக்ஸிஜன் மற்றும் 35.5 கிராம் குளோரின் அளவுக்கு ஒரு கிராம் ஹைட்ரஜன் அளவைக் கணக்கிடலாம். சமமான எடைகள். இந்த அமைப்பு பல்வேறு அமிலங்கள் மற்றும் காரங்கள் மூலம் விரிவாக்கப்படலாம் [4].

ஒன்றுக்கு மேற்பட்ட ஆக்சைடு அல்லது தொடர்ச்சியான உப்புக்களை உருவாக்கும் உறுப்புகளின் சிக்கல் மிகவும் இன்றியமையாதது. கறுப்பு நிற குப்ரிக் ஆக்சைடு (காப்பர்(II) ஆக்ஸைடு, 63.7 கிராம் தாமிரம் கொண்ட ஆக்ஸிஜனைக் கொண்டது, ஆக்ஸிஜன்), மற்றும் அதற்கும் இரண்டு சமமான எடைகள் உள்ளன. அணு எடையின் ஆதரவாளர் டுலாங் பெட்டிட் விதி (1819) க்கு மாறலாம், இது ஒரு குறிப்பிட்ட உறுதியான உறுப்புகளின் அணு எடையை ஒரு தனித்துவமான மற்றும் நம்பத்தகுந்த அணு நிறை கொண்டுவருவதை அணுகுகிறது (H = 1, O = 8, C = 6, S = 16, Cl = 35.5, Na = 23, Ca = 20, மற்றும் பல) . 1869 ஆம் ஆண்டில் டிமிட்ரி மெண்டலீவ் தனது கால அட்டவணையை வழங்குவதற்கு இறுதிக் காலத் துடிப்பு பயன்படுத்தப்பட்டது, அதில் அவர் கூறுகளின் இரசாயன பண்புகளை அவற்றின் அணு எடையின் தோராயமான வரிசையில் தொடர்புபடுத்தினார். வேதியியல் பயன்பாடு

  பொது வேதியியலில் சமமான எடையைப் பயன்படுத்துவது பெரும்பாலும் மோலார் நிறை பயன்பாட்டால் அதிகரித்துள்ளது. பொருளின் வேதியியல் நன்கு அறியப்பட்டிருந்தால், சமச்சீரற்ற எடைகள் மோலார் நிறைவைக் கணக்கிடப்படலாம். சமமான எடைகள் பல நூற்றாண்டுகளாக பல கலவைகள் பயன்படுத்தப்படுகின்றன, குறிப்பாக பகுப்பாய்வு வேதியியல். எலக்ட்ரானிக் கால்குலேட்டர்களின் பரவலாக கிடைக்கக்கூடிய சில நாட்களில், பொதுவான மறுஉருவங்களின் சமநிலை எடைகள் அட்டவணைப்படுத்தப்படலாம்.பாலிமர் வேதியியலில், சமமான எடை பாலிமரின் ஐசோசைனேட், அல்லது எபோக்சி தெர்மோசிட் ரெசின்கள் ஆகியவற்றின் எதிர்வினைகளை செயல்படுத்துவதற்கு இது பயன்படுகிறது.

மேற்கோள்கள் 1. கிராம் சமமான எடை - மெர்ரிம்-வெப்ஸ்டர் அகராதி 2. சமமான எடை - வேதியியல் என்சைக்ளோபீடியா பிரிட்டானிக்கா 3.தூய மற்றும் அப்ளைடு கெமிஸ்டியின் சர்வதேச ஒன்றியம் (1998). பகுப்பாய்வு பெயரிடலின் தொகுப்பு (உறுதியான விதிகள் 1997, 3 வது பதிப்பு.). ஆக்ஸ்ஃபோர்ட்: பிளாக்வெல் சயின்ஸ். ISBN 0-86542-6155. பிரிவு 6.3. ஜூலை 26, 2011 . 4.அணு பெரிய உலகளாவிய அகராதி பத்தொன்பதாம் நூற்றாண்டு பதிப்பு, பியர் லாரஸ், பாரிஸ் 1866, தெ5. கார்ல்சுரு காங்கிரஸின் சார்லஸ்-அடோல்ஃப் வர்ட்ஸ் அறிக்கை.

"https://ta.wikipedia.org/w/index.php?title=சமான_எடை&oldid=2696827" இருந்து மீள்விக்கப்பட்டது