حلقة 4معايرة الأحماض والقواعد

معايرة الأحماض والقواعد

Chemistry
1.0x

حلقة 4معايرة الأحماض والقواعد

Created 2 years ago

Duration 0:00:00
lesson view count 1286
معايرة الأحماض والقواعد
Select the file type you wish to download
Slide Content
Tags: Chemistry
  1. 2

    Slide 2 - 2

    • معايرة
    • الأحماض والقواعد
  2. 3

    Slide 3 - 3

    • المعايرة
    • عملية تستخدم لتقدير تركيز مادة معينة في محلول ما بواسطة محلول أخر معلوم التركيز يسمي المحلول القياسي
    • تطبيقات المعايرة الحياتية
    • الرعاية الصحية (أختبار السكر في الدم ) ،صناعة المواد الغذائية – صناعة مستحضرات التجميل ، في محطات المياه ، إنتاج مواد التنظيف ، مصانع العصير
    • عملية المعايرة
    • هي عملية كيميائية مخبرية يتم من خلالها معرفة حجم المحلول القياسي (حمض أو قاعدة ) اللازم ليتفاعل تماما مع المادة (حمض أو قاعدة) المراد معرفة تركيزها
  3. 4

    Slide 4 - 4

    • تفاعل التعادل
    • بين حمض قوى (أحادي البروتون) وقاعدة قوية أحادية الهيدروكسيد)
    • تفاعل التعادل :
    • هو تفاعل كاتيون الهيدرنيوم (كاتيون الهيدروجين) من الحمض مع أنيون الهيدروكسيد من القاعدة لتكوين الماء0
  4. 5

    Slide 5 - 5

    • خصائص تفاعل التعادل (تفاعل الأحماض مع القواعد )
    • 1- يكون التفاعل طارد للحرارة
    • 2- يكون التفاعل تام عند مزج كميات متكافئة من الحمض والقاعدة بحيث تستهلك كاتيونات الهيدرنيوم H3O+ وأنيونات الهيدروكسيد OH- كاملة
    • 3- يكون المحلول المائي الناتج متعادل pH = 7 عند تفاعل حمض قوى مع قاعدة قوية تماما
    • 4- يكون المحلول المائي الناتج حمضياpH < 7 عند تفاعل حمض قوى مع قاعدة ضعيفة تماما
    • 5- يكون المحلول المائي الناتج قاعديا pH > 7 عند تفاعل حمض ضعيف مع قاعدة قوية تماما
  5. 6

    Slide 6 - 6

    • 1- تملأ السحاحة بحمض الهيدروكلوريك القياسي باستخدام قمع زجاجي ونضبط سطح المحلول عند صفر التدريج
    • معايرة قاعدة قوية بواسطة حمض قوي باستخدام أدلة التعادل
    • خطوات معايرة 20 mL من محلول هيدروكسيد الصوديوم مجهول التركيز مع محلول قياسي من حمض الهيدروكلوريك تركيزه 0.1 M
    • 2- يوضع حجم 20 mL من محلول هيدروكسيد الصوديوم (مجهول التركيز) بواسطة الماصه في الدورق المخروطي
    • 3- تضاف قطرتين من دليل الميثيل البرتقالي إلي المحلول في الدورق المخروطي ( يتحول لون المحلول إلي اللون الأصفر لون حالته القاعدية)
  6. 7

    Slide 7 - 7

    • 4- يوضع حض الهيدروكلوريك من السحاحة تدريجيا مع محلول هيدروكسيد الصوديوم في الدورق المخروطي ثم رجه باستمرار حتى يتغير لون المحلول (يصبح أحمر)
    • 5- نسجل حجم حمض الهيدروكلوريك المضاف من السحاحة
    • 6- تكرر الخطوات من (1) إلي (5) ثلاث مرات وتسجل في كل مرة حجم حمض الهيدروكلوريك المضاف من السحاحة ثم نحسب المتوسط الحسابي لحجم حمض الهيدروكلوريك
    • 7- أوجد حجم محلول حمض الهيدروكلوريك المضاف من السحاحة
  7. 8

    Slide 8 - 8

    • عند إنتهاء المعايرة التي يمكن تحديدها عند تغير لون الدليل نكون قد وصلنا
    • إلي نقطة التكافؤ
    • نقطة التكافؤ:
    • هي النقطة التي يتساوى عندها عدد مولات كاتيونات الهيدرنيوم من الحمض مع عدد مولات أنيونات هيدروكسيد القاعدة
  8. 9

    Slide 9 - 9

    • ماذا يحدث أثناء المعايرة
    • عند نقطة التكافؤ
    • حيث a , b عدد مولات القاعدة والحمض من المعادلة
  9. 10

    Slide 10 - 10

    • الدليل المناسب
    • هو الدليل الذي يجب أن يتغير لونه عند حدوث التغير المفاجئ في قيمة الأس الهيدروجيني pH للمحلول حول نقطة التكافؤ
    • الدليل الذي يتفق مداه والمدي الذي يحدث عنده التغير المفاجئ في قيمة الأس الهيدروجيني pH للمحلول حول نقطة التكافؤ
    • أو
  10. 11

    Slide 11 - 11

    • علل لا يصلح دليل الميثيل البرتقالي كدليل عند معايرة محلول حمض الأستيك مع محلول هيدروكسيد البوتاسيوم
    • لأن حمض الأستيك ضعيف و هيدروكسيد البوتاسيوم قاعدة قوية لذلك تكون
    • قيمة الأس الهيدروجيني pH للمحلول عند نقطة التكافؤ أكبر من 7
    • ومدي دليل الميثيل البرتقالي أقل من 7
    • لا يتفق مدي دليل الميثيل البرتقالي والمدي الذي يحدث عنده التغير المفاجئ في قيمة pH
    • وبالتالي
  11. 12

    Slide 12 - 12

    • معايرة حمض قوي (HA) مع قاعدة قوية (BOH)
    • باستخدام جهاز قياس الأس الهيدروجيني PH
    • تتم معايرة حمض الهيدروكلوريك (حمض قوي) بهيدروكسيد الصوديوم (قاعدة قوية)
    • 1- يعاير جهاز مقياس الأس الهيدروجيني و يغسل القطب بالماء
    • 2- تملأ السحاحة بمحلول هيدروكسيد الصوديوم بتركيزM 10-2
    • 3- توضع كأس زجاجية سعتها 100 mL علي خلاط مغناطيسي وفيها 20 mL
    • من محلول حمض الهيدروكلوريك بتركيز M 10-2
    • 4- يسجل جهاز قياس الأس الهيدروجيني في الكأس الزجاجية قيمة pH =2
    • 5- بعد تشغيل الخلاط المغناطيسي يضاف تدريجيا محلول هيدروكسيد الصوديوم
    • إلي محلول حمض الهيدروكلوريك في الكأس الزجاجية
  12. 13

    Slide 13 - 13

    • 6- تسجل قيمة pH عند إضافة 2 m L من المحلول القاعدي
    • 7- تكرر الخطوات السابقة ونسجل في كل مرة قيمة pH إلي أن تصبح قيمة الحجم
    • الكلي المضاف للقاعدة 30 mL
    • أولا) منحني المعايرة:
    • هو العلاقة البيانية بين الأس الهيدروجيني pH للمحلول في الدورق المخروطي
    • و حجم الحمض أو القاعدة المضاف من السحاحة في معايرة الأحماض و القواعد
    • أهمية منحنيات المعايرة
    • 1- تحديد نقطة التكافؤ بدقة و وضوح
    • 2- أختيار الدليل المناسب للمعايرة
  13. 14

    Slide 14 - 14

    • القسم الأول
    • (14 mL (Vb <
    • يوضح أن
    • الأس الهيدروجيني يتزايد
    • بشكل بطىء و شكل المنحنى
    • في هذا القسم
    • خطا شبه مواز للمحور الأفقي
    • بأستخدام النتائج ورسم العلاقة
    • (Vb – pH)
    • يوضح الرسم البيانى
    • أن المنحنى تصاعدي و يتكون من
    • ثلاث أقسام
  14. 15

    Slide 15 - 15

    • (24 mL ( 14 mL < Vb <
    • الأس الهيدروجيني يتزايد بشكل مفاجىء
    • علي الرغم من إضافة كمية قليلة
    • من محلول NaOH عند
    • Vb = 20 mL
    • يغير المنحنى اتجاه تقعره
    • ( نقطة الأنقلاب )
    • القسم الثاني
  15. 16

    Slide 16 - 16

    • القسم الثالث
    • (24 mL ( Vb >
    • الأس الهيدروجيني يعود
    • ليتزايد بشكل بطىء
    • في أثناء إضافة كمية قليلة
    • من محلول هيدروكسيد الصوديوم
    • يشكل المنحنى في هذا القسم
    • خطا مقاربا
  16. 17

    Slide 17 - 17

    • يمكن تحديد نقطة التكافؤ
    • باستخدام منحنى المعايرة
    • و تطبيق طريقة المماسين المتوازيين
    • ثانيا - تحديد نقطة التكافؤ :
  17. 18

    Slide 18 - 18

    • معايرة حمض ضعيف بواسطة قاعدة قوية
    • باستخدام محلول حمض الأستيك بتركيز 10-2 mol/L ومحلول هيدروكسيد الصوديوم
    • بتركيز 10-2 mol/L
    • نتبع نفس خطوات المعايرة التي اتبعت لمعايرة حمض قوي بواسطة قاعدة قوية
  18. 19

    Slide 19 - 19

    • أولا) منحنى المعايرة
    • المنحنى تصاعدي ويتكون من أربع أقسام
    • القسم الأول
    • (3 mL (Vb <
    • الأس الهيدروجيني
    • يتزايد بشكل ملحوظ
    • يكون تقعر المنحنى نحو الأعلي
  19. 20

    Slide 20 - 20

    • القسم الثاني
    • (18 mL ( 3 mL < Vb <
    • الأس الهيدروجيني
    • يتزايد بشكل بطىء
  20. 21

    Slide 21 - 21

    • القسم الثالث
    • (22 mL ( 18 mL < Vb >
    • يتزايد الأس الهيدروجيني
    • بشكل مفاجئ
    • ويكون شكل المنحنى عموديا تقريبا
    • (يقفز pH بشكل مفاجئ)
    • و يغير المنحنى تقعره مرة ثانية
    • عند النقطة
    • (Vb = 20 : pHE = 8.3 )
  21. 22

    Slide 22 - 22

    • القسم الرابع
    • (22 mL (Vb >
    • يتزايد الأس الهيدروجيني
    • بشكل بطىء من جديد
    • و شكل المنحنى في هذا الحيز
    • خطا مقاربا
  22. 23

    Slide 23 - 23

    • التفاعل بين الحمض الضعيف والقاعدة القوية تاما
    • ثانيا- تحديد نقطة التكافؤ :
    • نقطة التكافؤ :
    • النقطة التي يتساوي فيها عدد مولات القاعدة المضافة (قاعدة أحادية الهيدروكسيد)
    • مع عدد مولات الحمض الموجود أساس في الكأس ( حمض أحادي البروتون) خلال عملية المعايرة
    • يمكن أستخدام هذه المعادلة لتحديد تركيز حمض ضعيف بمعلوم تركيز القاعدة القوية
    • na = nOH = nb
  23. 24

    Slide 24 - 24

    • يمكن تحديد إحداثيات نقطة التكافؤ علي المنحني بتطبيق طريقة المماسات المتوازية
    • وتكون إحداثيات نقطة التكافؤ E هي:
  24. 26

    Slide 26 - 26

    • معايرة محلول مائي للامونيا
    • تركيزه
    • بواسطة محلول مائي
    • لحمض الهيدروكلوريك تركيزه
    • معايرة حمض ضعيف بواسطة قاعدة قوية
    • 10-2 mol/L
    • 10-2 mol/L
  25. 27

    Slide 27 - 27

    • مثال 1
    • تعادل 10 mL من محلول حمض الكبريتيك تماما مع mL 25 من هيدروكسيد البوتاسيوم تركيزة 0.4 mol/L أحسب تركيز حمض الكبريتيك
    • الحل :
    • إذا عرفنا عدد مولات أحدهم التي تفاعلت تماما يمكن إيجاد عدد مولات الأخر
    • 1- يتم تحويل الحجم الذي تفاعل كليا إلي لتر
    • الحمض
    • القاعدة