الاثنين، 21 نوفمبر 2016

إنشاء منحنيات المعايرة

إنشاء منحنيات المعايرة :

        معايرة حمض قوي مع قاعدة قوية :
مثال : احسب الرقم الهيدروجيني pH عند إضافة : صفر– 2.5- 12.5- 25 – 30 مل من محلول هيدروكسيد الصوديوم NaOH  الذي تركيزه (  0.2 م) لمعايرة 25 مل من حمض الهيدروكلوريك HCl  الذي تركيزه (0.2 م)

الحل : في البداية وعند إضافة( صفر) مل يمكن حساب الرقم الهيدروجيني pH   وهو عبارة عن تركيز الحمض قبل تفاعله وهو كما يلي :
               
                 pH =  - log 0.2 = 0.7
وعند إضافة حجم قدره (2.5 مل) من   NaOH وعند بداية المعايرة يكون عدد مولات الحمض تساوي :
                            0.2 م x 25 مل = 5.0 مليمول من H+
ويمكن حساب تركيز H+ بعد إضافة NaOH  كما يلي :
عدد المليمولات المضافة من الهيدروكسيد OH- = 0.2 م x  2.5 مل = 0.5مليمول
عدد المليمولات المضافة من الحمض=(5.0 –0.5 )= 4.5 مليمول في 25 مل
التركيز المولاري للحمض   H+  = 4.5 /27.5 = 0.164م
                             pH =  - log 0.164 =  0.79
وعند اضافة 12.5 مل من : OH -
عدد المليمولات المضافة من الهيروكسيد OH-=0.2 م x 12.5مل=2.5مليمول
عدد المليمولات المضافة من الحمض=(5.0 –2.5 )=2.5مليمول

التركيز المولاري للحمض   H+  =2.5/37.5 =0.0667م

- log 0.0667=1.18                             pH =
وعند إضافة 25 مل من القاعدة: فان كل أيونات الحمض تفاعلت مع أيونات القاعدة وتكون محلول الملح NaCl  المتعادل :
                                                              7                  pH =
وعند إضافة 30 مل من القاعدة تكون هناك زيادة من هيدروكسيد الصوديوم بمقدار
=0.2 م x 5 مل  =  1.0 مليمول من OH- في 55 مل
التركيز المولاري للقاعدة = 1 / 55 =0.0182م

0.0182=1.74                             pOH =  - log

                       pH= 14- 1.74 =12.26       




مثال آخر: معايرة 50 مل من حمض قوي ( HA) ذو تركيز0.1 م بواسطة هيدروكسيد الصوديوم 0.1 م

معايرة حمض ضعيف مع قاعدة قوية :
مثال: احسب الرقم الهيدروجيني pH عند إضافة 20- 50- 80 مل من محلول هيدروكسيد الصوديوم NaOH  الذي تركيزه (  0.2 م) ) لمعايرة 50 مل من حمض الخل الذي مولاريته 0.2 م إذا علمت أن ثابت تأين الحمض
Ka  =1.75x10-5

الحل : عند اضافة 20 مل من القاعدة :

      عدد المليمولات من الحمض قبل الاضافة = الحجم x  المولارية
                                                =0.2x 50 = 10 مليمول HOAc 
عدد المليمولات المضافة من الهيروكسيد OH-=0.2 م x 20 مل=4 مليمول OH
         = عدد المليمولا ت  للأيون Oac الناتجة في حجم 70 مل
عدد المليمولات للحمض المتبقية =  10-4= 6 مليمول HOAc
بما أن المحلول المتكون عبارة عن محلول منظم فيمكن اهمال الحجوم وتستخدم المليمولات لحساب ال pH 

          pH  =  pKa + log (Oac) /(HOAc)
         pH= 4.67 + log 4.0/ 6.0 =4.58

عند اضافة 50 مل من القاعدة : يتحول كل حمض الخل الى أيون OAc
تركيزه = 10 مليمول في 100مل= 0.1 م

التركيز المولاري للقاعدة OH :
[OH] =√Kw/Ka x [Oac]

     
   =√1.0x10-14 /1.75x10-5x 0.1=7.56x10-4
pOH=5.12

pH=14-5.12=8.88
عند اضافة 80 مل من القاعدة :
هنالك زيادة من القاعدة :
                         في محلول حجمه 130 مل                                                        OH=0.2 x 30 =6 mmole

OH=6/130=0.046 M

pOH =1.34        pH=  12.66

تطبيقات معايرات التعادل

لمعايرات التعادل تطبيقات عديدة في التحليل منها :

        تقدير الأحماض والقواعد :

 الأحماض القوية تعاير بمحاليل قياسية من القواعد بينما القواعد القوية تعاير بمحاليل قياسية من الأحماض وعندما تكون الأحماض ضعيفة جدا فانه يجب زيادة حموضتها ومن الأمثلة على ذلك إضافة المركبات عديدة الهيدروكسيل لزيادة حموضة حمض البوريك الضعيف.أما الأحماض الأمينية فتمتاز بخواص حمضية وقاعدية ضعيفة لوجود مجموعة الأمين القاعدية ومجموعة الكربوكسيل الحمضية ويمكن تقويتها بإزالة إحدى الصفتين.

        تقدير النيتروجين في المواد العضوية :

 وهذه الطريقة تسمى طريقة كلداهلKjeldahl وتستخدم لتقدير النيتروجين في الأغذية والأسمدة وغيرها من المواد العضوية وتتلخص في تفكيك المركب العضوي بواسطة هضمه بمحلول ساخن ومركز من حمض الكبريتيك وفي وجود عوامل مساعدة فيتحول النيتروجين في المركب العضوي الى كبريتات الأمونيوم الهيدروجينية ثم يضاف عليها هيدروكسيد الصوديوم ويجمع غاز النشادر في حمض الهيدروكلوريك المعلوم التركيز ثم تعاير الزيادة من الحمض بواسطة هيدروكسيد الصوديوم.
        تقدير الفوسفور :
 بترسيبه على هيئة موليبدوفوسفات الأمونيوم واذابة الراسب في زيادة من هيدروكسيد الصوديوم ثم معايرة الزيادة بواسطة محلول قياسي من حمض وفي وجود دليل الفينولفثالين .

        تقدير حمض البوريك في الأدوية :

حيث تحرق العينة ثم تذاب في حمض الكبريتيك وبعد معادلة المحلول يضاف الكحول الميثيل فتتكون بورات الميثيل وتجمع في محلول هيدروكسيد الصوديوم ثم يضاف المانيتول(عديد الهيدروكسيل) لزيادة قوة حمض البوريك ثم يعاير الحمض بواسطة محلول قياسي من هيدروكسيد الصوديوم .



        تقدير المركبات العضوية : يمكن تقدير المركبات العضوية ذات الصفات الحمضية والقاعدية ومن الأمثلة على ذلك تقدير مادة الجوانينGuanine وهي مادة قاعدية وذلك بإضافة كمية معلومة من حمض الهيدروكلوريك ثم معايرة الزيادة منه بواسطة هيدروكسيد الصوديوم كذلك يمكن تقدير الكافيين Caffeine  بمعايرته بواسطة حمض الهيدروكلوريك .



لقد كان المفهوم السابق للأكسدة إضافة الأكسيجين إلى العنصر أو المركب أو حذف الهيدروجين منه , كما أن عملية الاختزال تعني وقتها إضافة الهيدروجين أو حذف الأكسيجين ولكن المفهوم الآن اصبح شاملا ومبنيا على عدد الإلكترونات المفقودة أو المكتسبة علما بان عدد التأكسد لأي عنصر حر يساوي الصفر والهيروجين (+1) وللأكسيجين (-2) أما العناصر فيكون عدد التأكسد لها عادة موجبا ,

تفاعلات الأكسدة والإختزال

مفهوم الأكسدة :  فقد الإلكترونات من عنصر أو  مجموعة
Fe++  + e-                                                                أكسدةFe+++        -
مفهوم الاختزال : هي عملية اكتساب الإلكترونات من عنصر أو مجموعة
Mn+7                           اختزال Mn+2   + 5e-                  ( عامل مؤكسد)

   ملاحظة :  عمليتا الأكسدة والاختزال عمليتان متلازمتان
العامل المؤكسد:
هو العنصر أو المجموعة التي تكتسب الإلكترونات من خلال إحداث عملية أكسدة (أيون المنجنيز Mn+2) .

العامل المختزل:
هو العنصر أو المجموعة التي تكتسب الإلكترونات من خلال إحداث عملية اختزال للعنصر (أيون الحديد الثنائيFe++).







ليست هناك تعليقات:

إرسال تعليق