أحدث الموضوعات

رسم منحنى المعايرة لتفاعل حمض قوي مع قاعدة قوية Titration Curve of a strong acid with a strong base

.

منحنى المعايرة
هو المنحنى الذي يمثل العلاقة بين حجم الحامض المتعادل (أو حجم القاعدة التي تعادل أجزاء مختلفة من القاعدة) والرقم الهيدروجيني للمحلول. ويمثل التغير في الرقم الهيدروجيني في المنطقة المجاورة لنقطة التعادل أهمية كبيرة في إختيار الدليل المناسب الذي يعطي أقل خطأ في المعايرة. ويعتمد المنحنى على نوع الحامض ونوع القاعدة والتركيز.

وسوف نتطرق بالتفصيل لدراسة وكيفية رسم منحنيات المعايرة لمختلف أنواع تفاعلات الأحماض مع القواعد وذلك عن طريق الحسابات النظرية للرقم الهيدروجيني .

 منحنيات المعايرة    ( أضغط على المعايرة التي تريدها  لقراءة الموضوع )





ولكن خلال هذا الدرس سوف نشرح فقط كيفية استنتاج منحنى معايرة تفاعل حمض ضعيف مع قاعدة قوية وأن شاء الله سوف نستكمل باقي المنحنيات في الدروس القادمة.


منحنى المعايرة لتفاعل حمض ضعيف مع قاعدة قوية

** إن الأحماض والقواعد القوية تتأين تأيناً كاملاً عند إذابتها في الماء وكأمثلة عليها حمض الهيدروكلوريك وحمض الكبريتيك وهيدروكسيد الصوديوم وهيدروكسيد البوتاسيوم.
** خلال معايرة حمض قوي بقاعدة قوية يتغير الرقم الهيدروجيني للمحلول تغير اً كبيراً عند نقطة التكافؤ وبعدها فإن تغيرات الرقم الهيدروجيني تكون صغيرة وتدريجية بعد كل إضافة من المحلول المعاير.

** لتوضيح ذلك سندرس معايرة 50 مل من حمض الهيدروكلوريك الذي تركيزه 0.1N  بواسطة 0.1N  من محلول هيدروكسيد الصوديوم . وسنتابع عملية تغير تركيز أيون الهيدروجين أو الرقم الهيدروجيني خلال عملية المعايرة بعد كل إضافة من محلول القاعدة. ولا بد لرسم منحنى المعايرة من حساب الرقم الهيدروجيني في الحالات الآتية :

 أ) قبل بداية التفاعل  
بما أن حمض الهيدروكلوريك حمض قوي أحادي القاعدية يتأين تأيناً تاماً
فإن التركيز المولاري أو العياري أو الجزيئي للحمض ولأيون الهيدروجين يكون له نفس القيمة. وبالتالي يحسب الرقم الهيدروجيني للمحلول من العلاقة :
= - log [H+]  = - log 0.1 = 1 pH

ب) قبل نقطة التكافؤ :
يتغير الرقم الهيدروجيني قبل نقطة التكافؤ تغيراً تدريجياً بسيطاً، فمثلاً عند إضافة 1 مل من هيدروكسيد الصوديوم 0.1 N يمكن حساب الرقم الهيدروجيني للمحلول كالتالي :  
[H+] = (50×0.1 - 10×0.1) / (50+10) = 0.0666 
= - log [H+]  = - log 0.0666 = 1.18pH

وفي هذه الحسابات قد أهملنا تركيز أيونات الهيدروجين الناتجة من تفكك الماء لصغره مقارنة بالتركيز العالي لأيونات الهيدروجين الناتجة من التأين التام للحمض القوي.

وبنفس الطريقة يمكن حساب الرقم الهيدروجيني للمحلول بعد كل إضافة جديدة من محلول هيدروكسيد الصوديوم ، فمثلاً بعد إضافة 49.9 مل يمكن حساب الرقم الهيدروجيني كالتالي :
[H+] = (50×0.1 - 49.9×0.1) / (50+49.9) 
1 × 10-4   = 
= - log [H+]  = - log 1 × 10-4 = 4 pH


ج) عند نقطة التكافؤ :
أي عند إضافة 50 مل من محلول هيدروكسيد الصوديوم 0.1N وسوف يحتوي المحلول على كلوريد الصوديوم والماء فقط. والتفاعل الحاصل هو :
وفي هذه الحالة سوف يكوم مصدر أيونات الهيدروجين هو الماء فقط وبما أنها ناتجة عن تأينه فإن تركيزها سيكون مساوياً تماماً لتركيز أيونات الهيدروكسيل وبالتالي سوف يكون الرقم الهيدروجيني مساوياً 7  عند نقطة التكافؤ.
= 7  pH

د) بعد نقطة التكافؤ
أن حساب الرقم الهيدروجيني للمحلول يعد نقطة التفاعل يتطلب معرفة تركيز أيونات الهيدروكسيل الفائضة ، فمثلاً بعض إضافة 50.01  مل من هيدروكسيد الصوديوم المتأين بصورة تامة:
 فأنه يمكن حساب الرقم الهيدروجيني للمحلول كالتالي : نحسب تركيز أيون الهيدروكسيل الفائض من العلاقة :
[OH-] = (50.01×0.1 - 50×0.1) / (50.01+50) 
1 × 10-5   = 
= - log [OH-]  = - log 1 × 10-5 = 5 pOH

pH = 14 - pOH = 14 - 5 = 9

  ويمكن حساب الرقم الهيدروجيني بنفس الطريقة بعد كل إضافة من الزيادة من هيدروكسيد الصوديوم. ويلاحظ أن التغير في الرقم الهيدروجيني صغير وتدريجي والجدول التالي يبين التغير في الرقم الهيدروجيني خلال معايرة 50 مل من حمض الهيدروكلوريك الذي تركيزه 0.1 N بمحلول 0.1 N من هيدروكسيد الصوديوم.

ومن البيانات فى الجدول السابق يمكن رسم المنحنى التالي

ملاحظات :

** واضح من منحنى المعايرة أن نقطة التكافؤ يمكن الاستدلال عليها بالتغير الكبير فى الرقم الهيدروجيني للمحلول . فإضافة 0.02 مل من هيدروكسيد الصوديوم في مجال نقطة التكافؤ تسبب ارتفاع الرقم الهيدروجيني من 5 إلى 9 وهو ما يقابل تغير قي تركيز أيونات الهيدروجين مقداره عشرة آلاف مرة. وتستعمل عادة في المعايرات محاليل قياسية تراكيزها بحدود  0.1 – 0.05N لذا فإن نقطة واحدة فقط من المحلول المعاير تسبب تغيراً كبيراً في الرقم الهيدروجيني قرب نقطة التكافؤ . أما في حالة استخدام محاليل تراكيزها أقل مثل 0.01 – 0.001N فإن شكل منحني المعايرة يتغير بحيث يصبح المدى الذي يتغير فيه الرقم الهيدروجيني تغيراً سريعاً أقل من المدى في التركيزات الأعلى كما هو موضح بالمنحنيات ب ، ج ، د  في الشكل السابق.

** واضح من منحنى المعايرة أن المدى الواسع للرقم الهيدروجيني من منطقة التكافؤ يمكننا من استخدام العديد من الأدلة لتحديد نقطة التكافؤ مثل دليل الميثيل البرتقالي أو البروموثيمول الأزرق أو الفينولفثالين.

** عند معايرة قاعدة قوية بحمض قوي يمكن حساب الرقم الهيدروجيني في مراحل المعايرة المختلفة بنفس الطريقة إلا أنه يحسب تركيز أيون الهيدروكسيل المتبقي قبل نقطة التكافؤ ويبين الشكل التالي :

وعلى ذلك يمكننا رسم العلاقات الآتية للتوضيح


ويمكننا إستنتاج جميع القوانين السابقة وتلخصيها فى الجدول التالي 



  المراجع

- التحليل الكيميائي الكمي التقليدي لطلاب الكليات والجامعات. محمد أحمد آشي - عبد الغني حمزة - توفيق عميرة - عبد العزيز السباعي - أحمد عشي ، الطبعة الثالثة (1418هـ  - 1997 م ) - جامعة الملك عبد العزيز- المملكة العربية السعودية

.

ليست هناك تعليقات