الفصل الثالث استخدام نظام التكافؤ لتحضير المحاليل القياسية تعريف عيارية المحلول

1. الفصل الثالث استخدام نظام التكافؤ لتحضير المحاليل القياسية تعريف عيارية المحلول عيارية الحلول تدل على عدد الجرامات المكافئة من المذاب في لتر من المحلول ، ويمكن تقدير عيارية المحلول بقسمة عدد الجرامات المكافئة من المذاب على حجم المحلول مقدراً بالجرامات. عدد الجرامات المكافئة عدد الملليجرامات المكافئة عيارية المحلول (ع) == حجم المحلول باللترات حجم المحلول بالميلليلترات (ح) • عدد الملليجرامات المكافئة = عيارية المحلول (ع) × حجم المحلول بالميلليلترات (ح) • وإذا تكافأ حجمان (ح)أو (ح)ب للمادتين أ و ب على التوالي ، فإن هذين الحجمين يحتويان على نفس العدد من الملليجرامات المكافئة ، وعليه يكون: عدد الملليجرامات المكافئة = (ع)أ× (ح)أ= (ع)ب × (ح)ب نسخة إلكترونية من موقع الدكتور / عادل عباس عمارة - ربيع أول 1433

2. أمثلة: مثال 1: أحسب الوزن المكافئ للقواعد الآتية:Al(OH)3،NaHCO3 الحل: NaHCO3 + HCl ⇌NaCl + H2O + CO2(أ( • 1 جم جزيئي من NaHCO31 جرام جزيئي من HCl الوزن الجزيئي لـ NaHCO3  الوزن المكافئ لـ NaHCO3= = 84.1 1 Al(OH)3 + 3HCl ⇌AlCl3 + 3H2O (ب) • 1 جم جزيئي من Al(OH)33 جرام جزيئي من HCl الوزن الجزيئي لـ Al(OH)3  الوزن المكافئ لـ Al(OH)3= = 26 3 نسخة إلكترونية من موقع الدكتور / عادل عباس عمارة - ربيع أول 1433

3. مثال 2: أحسب الوزن المكافئ والمليجرام المكلفئللأحمضالآتية: • حمض الهيبوكلوروز(HClO) ، حمض الأوكساليك(H2C2O4.2H2O) الحل: (أ) HClO ⇋ H+ + ClO- الوزن الجزيئي لـ HClO الوزن المكافئ لـ HClO= = 52.46 1 •  1 جم مكافئ لحامض الهيبوكلوروز = 51.46 جم •  1 ملليجرام مكافئ لحامض الهيبوكلوروز = 0.05146 جم من حمض الهيبوكلوروز. (ب) الوزن الجزيئي لـ (H2C2O4.2H2O) •  الوزن المكافئ لـ حمض الأوكساليك= = 63 2 •  1 جم مكافئ لحامض الأوكساليك = 63 جم •  1 ملليجرام مكافئ لحامض حمض الأوكساليك = 0.063 جم من حمض الأوكساليك. نسخة إلكترونية من موقع الدكتور / عادل عباس عمارة - ربيع أول 1433

4. مثال 3: أحسب عدد جرامات هيدروكسيد البوتاسيوم المذابة في 200 مل من محلول 0.092 ع. الحل: الوزن الجزيئي لـ KOH الوزن المكافئ لـ هيدروكسيدالبوتاسيوم = = 56.1 1  1 لتر من 1 (ع) هيدروكسيد البوتاسيوم يحتوي على 56.1 جم 1ميلليلتر من 0.092 (ع) هيدروكسيد البوتاسيوم يحتوي على 0.0561 × 0.092 جم 200ميلليلتر من 0.092 (ع) هيدروكسيد البوتاسيوم يحتوي على: 200 × 0.0561 × 0.092 جم = 1.03224 جم مثال 4: كم ميلليلتر من محلول 0.2 عياري لحامض الهيدروكلوريك تلزم لمعادلة 25 ميلليلتر من محلول 0.1 عياري هيدروكسيد صوديوم. الحل: عند نقطة التعادل عدد الميلليجرامات المكافئة لـ HCl = عدد الميلليجرامات المكافئة لـ NaOH. [(ح) × (ع)] = [(ح) × (ع)] [(ح) × (0.2)] = [(25) × (0.1)] [(25) × (0.1)] (ح) حمض الهيدروكلوريك = = 12.5 مل (0.2) نسخة إلكترونية من موقع الدكتور / عادل عباس عمارة - ربيع أول 1433

5. مثال 5: احسب عيارية محلول حامض الهيدروكلوريك الذي يحتوي على 4.0106 جم/لتر. عدد الجرامات المكافئة عدد الملليجرامات المكافئة • عيارية المحلول (ع) == حجم المحلول باللترات حجم المحلول بالميلليلترات (ح) 4.0106 عدد الجرامات المكافئة في 4.0106 جرام من HCl= = 0.1099 جم مكافئ 36.465 حجم المحلول = 1 لتراً 0.1099 عيارية المحلول (ع) = = 0.1099 ع 1 مثال 6: احسب عدد الجرامات المكافئة الموجودة في 1.8909 جم حامض الأوكساليكH2C2O4. 2(COOH) 1 جم مكافئ من حامض الأوكساليك = الوزن المكافئ بالجرامات = = 45 جم 2 1.8909  عدد الجرامات المكافئة في 1.8909 جرام من الحمض == 0.03 جم مكافئ 45 نسخة إلكترونية من موقع الدكتور / عادل عباس عمارة - ربيع أول 1433

6. مثال 7: احسب عدد الجرامات المكافئة الموجودة في 20 مل من 0.12 ع هيدروكسيد صوديوم.  عدد الميلليجرامات المكافئة لـNaOH = 10 × 0.12 = 2.4 ميلليجرام مكافئ 2.4  عدد الجرامات المكافئة لـNaOH في 20 مل 0.12 ع = = 0.0024 جرام مكافئ 1000 مثال 8: أحسب وزن كربونات الصوديوم (Na2CO3) التي تلزم لمعادلة 20.3 مل من 0.1 ع حامض الكبريتيك. عند نقطة التعادل عدد الميلليجرامات المكافئة لكربونات الصوديوم = عدد الملليجرامات المكافئة لحامض الكبريتيك = 20.3 مل × 0.1 ع = 2.03 ملليجرام مكافئ  عدد الجرامات المكافئة لكربونات الصوديوم= 0.00203 جرام مكافئ لكن كربونات الصوديوم اللازمة = 0.00203 × 53 = 0.10759 جم نسخة إلكترونية من موقع الدكتور / عادل عباس عمارة - ربيع أول 1433

7. الفصل الرابع الدلائل المستعملة في عمليات التعادل الغرض من معايرة محلول لقاعدة بمحلول قياسي لحامض ، هو تعيين كمية الحامض القياسي التي تكافئ بالضبط كمية القاعدة الموجودة بالمحلول. وتعرف النقطة التي يتم عندها اضافة الكمية المكافئة من الحامض بنقطة التكافؤ أو نقطة التعادل أو نقطة النهاية. وإذا كان كل من الحامض والقاعدة إلكتروليتياًقوياً ، فإن pH عند نقطة التكافؤ تكون في حالة التعادل،ويكون المحلول الناتج متعادلاً. وإذا كان الحامض إلكتروليتياً ضعيفاً والقاعدة إلكتروليتياً قوياً فإن الملح الناتج عند نقطة التعادل يكون المحلول قاعدياً. وإذا كانت القاعدة ضعيفة والحامض قوياً فإن المحلول الناتج عند نقطة النهاية يكون حمضياً. وبذلك تتميز نقطة التكافؤ بقيم معينة من pH ، تتوقف على طبيعة الحامض وتركيز المحلول. • ويمكن تعيين نقطة التكافؤ باستعمال دلائل التعادل ولهذه الدلائل ألوان مختلفة ، ويتوقف لون كل دليل على درجة تركيز لأيون الهيدروجين في المحلول ، أي على قيمة pH في هذا المحلول. ويتغير لون كل دليل في منطقة معينة من pH ، ويتوقف مدى هذه المرحلة على خواص الدليل ، ولا تعتمد اطلاقاً على القاعدة والحامض الداخلين في التفاعل. نسخة إلكترونية من موقع الدكتور / عادل عباس عمارة - ربيع أول 1433

8. نظـــــريــة الـدلائـل • (أ)النظرية الأيونية للدلائل لأستوالد: دلائل التعادل عبارة عن قواعد عضوية ضعيفة أو أحماض عضوية ضعيفة ويختلف لون جزبئات الدليل غير المفككة عن لون أيونه. وطبقاً لهذه النظرية يحتوي دليل عباد الشمس على حمض الآزوليمتيك. ولجزيئات هذا الدليل غير المفككة (HIn) لون أحمر أما أيونه (In-) فله لون أزرق ، ويتفكك دليل عباد الشمس أيونياً حسب المعادلة: HIn⇄ H+ + In- أزرق أحمر وعند إذابة عباد الشمس في الماء فإن جزيئاته غير المفككة توجد في حالة إتزان مع أيوناته وبذلك يتخذ محلوله لوناً وسطاً بين الأحمر والأزرق أي بنفسجياً. وإذا أضيفت نقطة من محلول حامص الهيدروكلوريك تتفاعل أيونات الهيدروجين المضافة مع معظم أيونات الدليل (In-) وتتكون جزيئات الدليل غير المفككة (HIn) ، وبذلك يزاح الإتزان إلى الجهة اليمنى ويتحول لون المحلول من اللون البنفسجي إلى اللون الأحمر. وإذا أضيف محلول القاعدة إلى محلول عباد الشمس يتفاعل أيون الهيدروكسيل (OH-) المضافة مع أيون الهيدروجين (H+) الناتجة من تفكك الدليل وتتكون جزيئات الماء. وبذلك ينزاح الإتزان لليمين ، ويؤدي ذلك إلى زيادة كمية أيونات الدليل ، فيتحول لون المحلول من اللون البنفسجي إلى اللون الأزرق. نسخة إلكترونية من موقع الدكتور / عادل عباس عمارة - ربيع أول 1433

9. دليل الفينولفيثالين حامض ضعيف يتأين في محلوله وفقاً للمعادلة: HIn⇄ H+ + In- أزرق عديم اللون وتوجد جزيئات الدليل (HIn) بوفرة في المحاليل الحمضية ، وتوجد أنيوناتالدليل (In-) بوفرة في المحاليل القاعدية. ويمكن أيضاً شرح تغير لون الدلائل القاعدية الضعيفة (InOH) حسب المعادلة: InOH⇄ In+ + OH- وبإضافة قاعدة إلى محلول الدليل ينزاح الإتزان لليمين ويتخذ المحلول لون جزيئات الدليل غير المفكك (InOH) ، أما إذا أضيف حامض إلى محلول الدليل ينزاح الإتزان إلى اليسار ويتخذ المحلول لون أيون الدليل (In+). نسخة إلكترونية من موقع الدكتور / عادل عباس عمارة - ربيع أول 1433

10. (ب)نظرية الكروموفور لون المركبات العضوية إلى وجود بعض المجموعات الذرية أو مجموعات من الروابط الثنائية وتعرف هذه المجموعات بالكروموفورات ومن أمثلتها نسخة إلكترونية من موقع الدكتور / عادل عباس عمارة - ربيع أول 1433

11. ويتأثر لون المركبات أيضاً بوجود نوع آخر من المجموعات تعرف باسم الأوكسوكرومات ، ففي وجود الأوكسوكرومات يتضاعف التأثير اللوني للكروموفوراتويغمق لون المركب العضوي ومن أهم مجموعات الأوكسوكرومات: أ- مجموعة الهيدروكسيل OH- ب- مجموعة الأمينوNH2- ج- مجموعة ناتجة من احلال ذرات الهيدروجين في مجموعة الأمين –NH2 مثل مجموعة –N(CH3)2 ومجموعة –N(C2H5)2 وغيرها. وتبعاً لنظرية الكروموفور يحدث تغير أيسومري في جزئ الدليل إذا تغير ترتيب المجموعات في جزئ الدليل. وتعني النظرية أن جزي الدليل يتكون من عدة صور متشابهة التركيب ، مختلفة اللون وفي حالة إتزان. ويمكن تمثيل التغير التركيبي الذي يحدث في جزئ دليل البارانيتروفينول بالكيفية التالية. أصفر عديم اللون نسخة إلكترونية من موقع الدكتور / عادل عباس عمارة - ربيع أول 1433

12. ج- النظرية الأيونية – الكروموفورية للدلائل: وهي دمج بين النظرية الأيونية ونظرية الكروموسومات. وهذه النظرية تعتبر أحدى أو كلاً صور جزيئات الدليل المتشابهة التركيب إما حامضاً ضعيفاً أو قاعدة ضعيفة أو مترددة. مثال- محلول البارانيتروفينول: يوجد إتزان(I) بين جريئات الدليل (A) و (B).وإتزان(II) بين جزئ الدليل الحامض (B) وأيون الدليل (C). أصفر أصفر عديم اللون وفي محلول أصفر لدليل البارانيتروفينول يوجد معظم الدليل في المحلول على صورة الأنيونات(C) وتوجد هذه الأنيونات في حالة اتزان مع كمية صغيرة من حزيئات الحامض غير المتفككة (B) وتوجد الأخيرة في حالة اتزان مع النظير المشابه لها في التركيب (A). وإذا أضيف حامض إلى محلول الدليل ، ينزاح الإتزان الثاني (II) إلى اليسار أي تتفاعل أنيوناتالحامض (C) مع أيونات الهيدروجين المضافة ويتكون النظير التركيبي (B) الذي يتحول إلى النظير التركيبي (A) وبذلك يتحول لون المحلول من اللون الأصفر إلى عديم اللون. نسخة إلكترونية من موقع الدكتور / عادل عباس عمارة - ربيع أول 1433

13. وإذا اضيفت قاعدة إلى محلول عديم اللون لدليل البارنيتروفينول ، يختفي أيونات الهيدروجين نتيجة لتفاعلها مع أيونات الهيدروكسيل المضافة وينزاح الإتزان الأول (I) والإتزانالثاني (II) إلى اليمين وتختفي جزيئات النظير (A) من المحلول بينما يزداد تركيرأنيوناتالدليل (C) ويتحول إلى اللون الأصفر. ويعتبر دليل الفينولفثالين حامضاً عضوياً ضعيفاً وتتحول إحدى أنوية البنزين الثلاثة في جزئ الفينولفيثالين إلى نواة الكينويد ، ويوجد الإتزان التالي: أحمر أحمر عديم اللون ويعتبر جزئ الميثيل البرتقالي قاعدة ضعيفة ، وهو في الحقيقة جزئ متردد لأنه يحتوي على مجموعات السلفونيكالحمضية (-SO3H) ومجموعة -N(CH3)2القاعدية. ويتفكك جزئ الميثيل البرتقالي تتكون أيونات مترددة تحمل شحنة موجبة وشحنة سالبة كذلك ويتضح ذلك مما يلي: نسخة إلكترونية من موقع الدكتور / عادل عباس عمارة - ربيع أول 1433

14. وعند تحميض المحلول يزداد تركيز هذه الأيونات ويصبح المحلول أحمر اللون. وعند إضافة قاعدة تتفاعل هذه اليونات المترددة مع أيون الهيدروكسيل ، ويصحب هذا التفاعل تغير في تركيب الدليل فيتغير لون الدليل من اللون الأحمر إلى اللون الأصفر. مدى الدليل: يمكن إيجاد علاقة بين pH للمحلول ولون الدليل بالإستعانة بالنظرية الأيونية الكروموفورية. وطبقاً لهذه النظرية يحدث إتزان بين النظائر التوتومرية لدليل حمضي وأيون الدليل طبقا للمعادلة: نسخة إلكترونية من موقع الدكتور / عادل عباس عمارة - ربيع أول 1433

15. حيث أن HIn = إحد نظائر المتشابهة التركيب ،HIn* = النظير الآخر ،In- = أيونات الدليل. ومن قانون فعل الكتلة وثابت الإتزان بتحصل على مدي الدليل ، إي يعمل على تغيير لونه عند مدي pHمحددة. يقع مدى دليل الفينولفيثالين بين pH = 8 إلى pH = 10. حيث يتحول من اللون الوردي في الوسط القاعدي إلى عديم اللون في الوسط الحمضي. يقع دليل الميثيل البرتقالي بين pH = 3.1 إلى pH = 4.4 حيث يتحول من اللون الأصفر في الوسط القاعدي إلى اللون الأحمر في الوسط الحمضي. تحضير محلول الدليل: يحتوي محاليل الدليل عادة على 0.5 – 1 جم من الدليل بكل لتر من المحلول ، ويذاي الدليل في 70 – 90% من الكحول. • الميثيل البرتقالي: يباع هذا الدليل على صورة حامض أو على صورة ملح الصوديوم. يذاب 0.5 جرام من الحامض في لتر من الماء الساخن ، ويرشح المحلول على البارد. الفينولفيثالين: يذاب 5 جرام من الدليل في 0.5 لتر من الكحول ثم يضاف 0.5 لتر ماء. نسخة إلكترونية من موقع الدكتور / عادل عباس عمارة - ربيع أول 1433

16. منحنيات التعادل لإختيار الدليل الملائم لعملية تعادل يجب معرفة التغير الذي يحدث في الـ pH للمحلول بالقرب من نقطة التكافؤ. ويعرف المنحنى الذي نحصل عليه برسم العلاقة بين الـ pHللمحلول (على المحور الصادي) وعدد الملليلترات المضافة من الحامض أو القاعدة (على المحور السيني) باسم منحنى التعادل. ويمكن استنتاج هذا المنحني بقياس الـ pH للمحلول عند مراحل مختلفة من التعادل ورسم العلاقة بينه وبين حجم المادة المضافة للمادة المراد قياسها. والمنحنيات التالية توضح التعادل بين الأحماض والقلويات حيث تقسم إلى أربعة أنواع: 1- معادلة حمض قوي بقاعدة قوية: مثل تعادل حمض الهيدروكلوريك (HCl) بهيدروكسيدالصوديوم (NaOH) ويتضح من منحنى التعادل ، أن المنحنى يمر على مدي دليل الفينولفيثالين وأيضا يمر على مدى دليل الميثيلالبرتقالي.. ففي هذا النوع من المعايرة يمكن أن نستخدم إياً من الدليلين ونحصل على نفس النتائج. نسخة إلكترونية من موقع الدكتور / عادل عباس عمارة - ربيع أول 1433

17. 2- معايرة حامض ضعيف بقاعدة قوية: مثل معادل حمض الخليك (CH3COOH) بهيدروكسيدالصوديوم (NaOH) ويتضح من منحنى التعادل ، أن المنحنى يمر على مدي دليل الفينولفيثالين ولا يمر على مدى دليل الميثيلالبرتقالي.. ففي هذا النوع من المعايرة يمكن أن نستخدم دليل الفينولفيثالين فقط. 3- معايرة حامض قوي بقاعدة ضعيفة: مثل معادل حمض الهيدروكلوريك (HCl) بهيدروكسيدالأمونيوم(NH4OH) ويتضح من منحنى التعادل ، أن المنحنى لا يمر على مدي دليل الفينولفيثالين ولكن يمر على مدى دليل الميثيلالبرتقالي.. ففي هذا النوع من المعايرة يمكن أن نستخدم دليل الميثيل البرتقالي فقط. نسخة إلكترونية من موقع الدكتور / عادل عباس عمارة - ربيع أول 1433

18. 4- معايرة حمض ضعيف بقاعدة ضعيفة: مثل معادل حمض الخليك (CH3COOH) بهيدروكسيدالأمونيوم(NH4OH) ويتضح من منحنى التعادل ، أن المنحنى لا يمر على مدي دليل الفينولفيثالين وأيضا لا يمر على مدى دليل الميثيلالبرتقالي. ففي هذا النوع من المعايرة لا يمكن أن نستخدم إياً من الدليلين ولكن يوجد دلائل أخرى يكون مدي الـ pH لها ملائم لنوع هذه التفاعلات. مع تمنياتي لكم بالنجاح نسخة إلكترونية من موقع الدكتور / عادل عباس عمارة - ربيع أول 1433