الفصل 4 معايرة الحمض - القاعد ة والرقم الهيدروجيني

1. الفصل 4معايرة الحمض-القاعدةوالرقم الهيدروجيني الصف الثاني عشر العلمي

2. القسم (1-4) المحاليل المائية ومفهوم الرقم الهيدروجيني

3. أيونات الهيدرونيوم وأيونات الهيدروكسيد التأين الذاتي للماء H2O + H2O H3O+ + OH- في التأين الذاتي للماء : أيون هيدرونيوم وأيون هيدروكسيد من 2جزيء ماء .

4. + + + H2O H2O - + + OH- H3O+

5. في الماء النقي : تركيز كل من أيون الهيدرونيوم وأيون الهيدروكسيد يساوي10-7×1.0 عند الدرجة 25 C. [H3O+] [OH-] = 1.0×10-7 =

6. في الماء النقي ( عند ( 25 oC : [H3O+] 1.0×10-7 M = 1.0×10-7 M [OH-] =

7. في الماء والمحاليل المخففة عند درجة حرارة ثابتة فإن حاصل ضرب ]H3O+[ في ]OH-[ له قيمة ثابتة . يُسمى حاصل ضرب ]H3O+[ في ]OH-[ ثابت تأين الماء ويرمز له بـ Kw .

8. Kw [H3O+] = [OH-] × × Kw 1.0×10-7 1.0×10-7 = Kw 1.0×10-14 = عند الدرجة 25 OC .

9. قيم ثابت تأين الماء عند درجات حرارة مختارة درجة الحرارة OC Kw 1.2X10-15 0 3.0X10-15 10 1.0X10-14 25 50 5.3X10-14

10. علل : يزداد ثابت تأين الماء بزيادة درجة الحرارة . ج- لأن تأين الماء يزداد فيزداد تراكيز الأيونات الناتجة . يتناسب عكسياً مع [H3O+] [OH-]

11. تراكيز الأيونات في المحاليل : نوع المحلول [H3O+] = 1.0X10-7 متعادل 1.0X10-7 أكبر من حمضي أصغر من قاعدي 1.0X10-7

12. سلم الرقم الهيدروجيني pH : الرقم الهيدروجيني pH للمحلول : سالب اللوغاريتم للأساس 10 لتركيز أيون الهيدرونيوم [H3O+]. -log [H3O+] pH =

13. الرقم الهيدروكسيدي pOH للمحلول : سالب اللوغاريتم للأساس 10 لتركيز أيون الهيدروكسيد [ OH- ]. -log [OH- ] pOH =

14. Kw [H3O+] = [OH-] × [OH-] = [H3O+] 1.0×10-14 × pH pOH 14 + =

15. حساب تراكيز أيونات الهيدرونيوم والهيدروكسيد pH 0 4 7 11 14 100 10-4 10-7 10-11 10-14 [H3O+]

16. pH 0 4 7 11 14 [OH- ] 10-10 10-14 10-7 10-3 100 100 10-4 10-7 10-11 10-14 [H3O+]

17. مسألة نموذجية 4 - 1

18. مدى قيم pH التقريبية لبعض المواد عند 25C : pH pH المادة المادة 5.0-6.5 خبز 1.0-3.0 عصارة المعدة 5.5 -5.8 ماء المطر 1.8-2.4 عصير الليمون 6.3- 6.6 حليب 2.0-4.0 مشروب غازي 7.0 ماء نقي 3.0-4.0 برتقال 7.3- 7.5 الدم 4.0- 4.4 طماطم 8.0- 8.5 ماء البحر 4.5- 4.7 موز

19. * مثال : محلول تركيز 10-6× [H3O+]= 1 احسب قيمة pH وقيمة pOH. = -log [H3O+] pH = 10-6 = 6 pH -log 14 pH = pOH + 6 = pOH 14 + = = 14 8 pOH - 6

20. [OH-] للمحاليل pOH pH [H3O+] الحالة العامة عند 25C المحلول [H3O+] = [OH-] [H3O+]= [OH-]= 10-7 المتعادل pH = pOH = 7

21. الحالة العامة عند 25C : المحلول > 10-7 [H3O+] [H3O+] [OH-] > [OH-] < 10-7 الحمضي pH 7 < pOH pH < pOH > 7

22. الحالة العامة عند 25C : المحلول < 10-7 [H3O+] [H3O+] < [OH-] [OH-] > 10-7 القاعدي pH 7 > pOH pH > pOH < 7

23. الحسابات المرتبطة بالرقم الهيدروجيني : مسألة نموذجية 4 - 2

24. استخدام الآلة الحاسبة لإيجاد pH من][H3O+ مسألة نموذجية 4 - 3

25. حسابات ][H3O+ و ]OH-[ منpH = -log [H3O+] pH log [H3O+] = - pH = log - pH [H3O+] anti - pH 10 = [H3O+]

26. مسألة نموذجية 4 - 4 احسب تركيز أيون الهيدرونيوم لمحلول pH = 4.0 = 4 pH المعطى : [H3O+] المجهول : - pH 10 = [H3O+] - 4 10 = [H3O+] M

27. مسألة نموذجية 4 - 5 قيس الرقم الهيدروجيني pH لمحلول معين فكان قياسه 7.52 أ- ما تركيز أيون الهيدرونيوم ؟ ب- ما تركيز أيون الهيدروكسيد ؟ ج- هل المحلول حمضي أم قاعدي ؟ = 7.52 pH المعطى : [H3O+] المجهول : [OH-] حمضية المحلول أو قاعديته

28. - pH 10 = [H3O+] - 7.52 - 8 10 = [H3O+] 3.0x10 = M [OH-] = [H3O+] 1.0×10-14 × 1.0×10-14 1.0×10-14 = = [OH-] 3.0x10-8 [H3O+]

29. = 3.3×10-7 [OH-] M = 7.52 pH وهي أكبر من 7 قاعدي . إذاً المحلول :

30. حسابات pH وقوة الأحماض والقواعد : الحسابات السابقة تخص الأحماض القوية والقواعد القوية . في الأحماض الضعيفة مثل الأسيتيكلا يمكن حساب تركيز أيون الهيدرونيوم مباشرة من التركيز المولاري ، لماذا ؟ ج- لعدم تأين جميع جزيئات الحمض الضعيف .

31. في القواعد الضعيفة مثل الأمونيالا يمكن حساب تركيز أيون الهيدروكسيد مباشرة من التركيز المولاري ، لماذا ؟ ج- لعدم تأين جميع جزيئات القاعدة الضعيفة . في الأحماض والقواعد الضعيفة تقاس pH عملياً ثم يحسب تركيز أيون الهيدرونيوم والهيدروكسيد .

32. مراجعة القسم 4 - 1

33. القسم (2-4) تحديد الرقم الهيدروجيني والمعايرات

34. الكواشف ومقياس pH: كواشف الحمض - القاعدة : مركبات تتغير ألوانها بتغيرpH المحلول . لماذا تغير الكواشف ألوانها ؟ لأنها أحماض ضعيفة أو قواعد .

35. HIn H+ + In- معادلة اتزان الكاشف الحمضي : الشكل الأيوني الشكل غير الأيوني HIn صيغة الكاشف الحمضي حيث : In- رمز الجزء الآنيوني من الكاشف لونه يختلف عن لون In- HIn

36. HIn H+ + In- في المحلول القاعدي في المحلول الحمضي تباع الشمس أحمر أزرق في المحاليل الحمضية : أيوناتIn- تستقبل بروتونات من الحمض ( قاعدة برونشتيد) فيسير الاتزان في اتجاه تكوين زيادة من الكاشف غير المتأين HIn فيظهر لون HIn المميز (الأحمر لتباع الشمس).

37. HIn H+ + In- في المحلول القاعدي في المحلول الحمضي تباع الشمس أزرق أحمر في المحاليل القاعدية : تتحد أيونات OH- من القاعدة مع أيونات H+من الكاشف وينتج الماء فيقل تركيز أيونات H+ فيسير الاتزان في الاتجاه الأمامي فيزداد تأين جزيئات الكاشف للتعويض عن نقص أيونات H+ وبالتالي يزداد تركيز أيون In- فيظهر لونه المميز (الأزرق لتباع الشمس).

38. المدى الانتقالي للكاشف : مدى pH الذي يغير ضمنه الكاشف لونه . الكواشف التي تغير ألوانها عند pH أقل من 7 كبرتقالي الميثيل تعد أحماضاً أقوى من بقية الكواشف.وبالتالي تميل للتأين أكثر من سواها . تصنع الكواشف العامة بمزج كواشف مختلفة ومتعددة .

39. ورقة pH هي ورقة الإختبار المغمسة في محلول كاشف عام . تكتسب ورقة pH أي لون من ألوان الطيف المرئي ولذلك يمكن التمييز بينpH للمحاليل المختلفة . لتحديد قيمة pH للمحلول بدقة أكثر يستخدم مقياس pH.

40. يحدد مقياس pH ، قيمةpH لمحلول من خلال قياس فرق الجهد بين إلكترودين موضوعين في المحلول . يتغير فرق الجهد مع تغير تركيز أيون الهيدرونيوم في المحلول .

41. مدى تغير ألوان بعض الكواشف المستخدمة في المعايرة

42. المعايرة : عملية الإضافة المتحكم فيها لكميات يتم قياسها من محلول معلوم التركيز ولازمة لإتمام التفاعل مع كمية معينة من محلول مجهول التركيز . نقطة التكافؤ : النقطة التي يكون فيها المحلولان المستخدمان في عملية المعايرة بكميات متكافئة كيميائياً.

43. نقطة النهاية : النقطة التي يتغير عندها لون الكاشف خلال عملية المعايرة . كاشف أزرق بروموثيمول أفضل من تباع الشمس لمعايرة حمض قوي وقاعدة قوية لأن المدى الانتقالي للأول (محدود) أقل منه للثاني ( واسع) فيصعب تحديد قيمةpH بالدقة المطلوبة

44. 14 معايرة حمض قوي/ قاعدة قوية 12 انظر الشكل المجاور :عند إضافة كميات متعاقبة من محلول القاعدة إلى حجم محدد من محلول الحمض فإن قيمة pH: 10 نقطة التكافؤ 8 pH 6 4 2 في البداية : تزداد ببطء 0 25 50 75 100 NaOH(mL) المضاف عبر نقطة التكافؤ : يحدث تغير سريع بعد نقطة النهاية : تزداد ببطء

45. 14 12 10 8 6 4 2 0 25 50 75 100 معايرة حمض قوي/ قاعدة قوية 7 pHعند نقطة التكافؤ = نقطة التكافؤ pH ما الكاشف المناسب ؟ * أزرق بروموثيمول(أفضل) * أحمر الميثيل NaOH(mL) المضاف الحمض في البداية توجد زيادة من الحمض ام القاعدة ؟ بعد نقطة النهاية توجد زيادة من الحمض ام القاعدة ؟ القاعدة

46. C 14 12 10 8 6 4 2 0 25 50 75 100 انظر الشكل المجاور : B pH أي نقطة تمثل نقطة التكافؤ؟ A B NaOH(mL) المضاف عند أي نقطة يكون الحمض فائضاً ؟ A عند أي نقطة تكون القاعدة فائضة ؟ C

47. 14 12 10 8 6 4 2 0 25 50 75 100 معايرة حمض ضعيف/ قاعدة قوية مثال نقطة التكافؤ حمض ضعيف حمض الأسيتيك pH قاعدة قوية هيدروكسيد الصوديوم pHعند نقطة التكافؤ = NaOH(mL) المضاف أكبر من 7 ما الكاشف المناسب ؟ * أحمر الفينول * فينولفثالين

48. 14 12 10 8 6 4 2 0 25 50 75 100 معايرة حمض قوي/ قاعدة ضعيفة pHعند نقطة التكافؤ = pH نقطة التكافؤ أقل من 7 ما الكاشف المناسب ؟ NaOH(mL) المضاف * برتقالي الميثيل * أزرق البروموفينول

49. 14 12 10 8 6 4 2 0 25 50 75 100 م. القسم 4 – 2 : س4 NH3 قاعدة ضعيفة HClحمض قوي pH نقطة التكافؤ إذاً المعايرة :معايرة حمض قوي/ قاعدة ضعيفة pH عند نقطة التكافؤ أقل من 7 HCl(mL) المضاف عند نقطة التكافؤ يكون الحجم 50mL يبدأ المنحنى من أعلى البداية قاعدة يضاف حمض فتقل قيمة pH

50. X X 14 12 10 8 6 4 2 0 15 30 45 60 منحنى معايرة حمض/ قاعدة وعليه النقاط Z , Y , X Y Y أي رمز يمثل نقطة التكافؤ ؟ pH Z Z عند أي نقطة يكون الحمض فائضاً في هذا النظام ؟ الحمض المضاف (mL) عند أي نقطة تكون القاعدة فائضة في هذا النظام ؟