ملخص الدرس / الثالثة ثانوي/فيزياء/الفصل الثاني/تطور جملة كيميائية نحو حالة التوازن

الملخص

من الأستاذ(ة) طواهرية عبد العزيز

الاحماض و الاسس حسب برونستد

الحمض: هو كل فرد كميائي (جزيء او شاردة )قادر على فقد بروتون $H^+$ خلال تحول كميائي .

$HA=A^{-}+H^{+}$

الثنائية ( حمض/اساس) هي $(HA/A^{-})$

الاساس:هو كل فرد كميائي (جزيء او شاردة )قادر على تثبيت بروتون $H^+$ خلال تحول كميائي .

$B+H^+=BH^+$

الثنائية ( حمض/اساس) هي $(BH^{+}/B)$

محلول مائي ممدد pH

$pH$ $(Potentiel Hydrogene)$ محلول مائي ممدد:

$pH$ محلول مائي ممدد مقدار يعرف بالعلاقة $\left [ H_{3}O^{+} \right ]=10^{-pH}mol.l^{-1}\Rightarrow pH=-\log \left [ H_{3}O^{+} \right ]$

$pH$ المحاليل المائية الممددة (عند درجة حرارة $25C^{\circ }$ ):

المحلول الحمضي: $\left [ H_{3}O^{+} \right ]> 10^{-7}mol.l^{-1}\Leftarrow pH< 7$

المحلول المعتدل: $\left [ H_{3}O^{+} \right ]= 10^{-7}mol.l^{-1}\Leftarrow pH= 7$

المحلول الاساسي: $\left [ H_{3}O^{+} \right ]< 10^{-7}mol.l^{-1}\Leftarrow pH>7$

الجداء الشاردي للماء

يعرف الجداء $\left [ H_{3}O^{+} \right ]\left [ HO^{-} \right ]$ بالجداء الشاردي للماء (عند درجة حرارة $25C^{\circ }$ ) وويرمز له بالرمز $Ke$ حيث : $Ke=\left [ H_{3}O^{+} \right ]\left [ HO^{-} \right ]=10^{-14}$

التقدم النهائي ووالتقدم الاعضمي والنسبة النهائية

التقدم النهائي $X_{f}$ : هو تقدم التفاعل عند توقف تطور الجملة الكميائية

التقدم الأعضمي $X_{max}$ : هوو تقدم التفاعل عند اختفاء المتفاعل المحد (او كل المتفاعلات)

النسبة النهائية $\tau _{f}$ : هي النسبة بين التقدم النهائي $X_{f}$ و التقدم الأعضمي $X_{max}$ حيث $\tau _{f}\frac{X_{f}}{X_{max}}$

في حالة $(\tau _{f}=1\Leftrightarrow X_{f}=X_{max})$ :

الحمض المنحل في الماء حمض قوي والتفاعل تام

الاساس المنحل في الماء اساس قوي والتفاعل تام

في حالة $(\tau _{f}< 1\Leftrightarrow X_{f}< X_{max})$ :

الحمض المنحل في الماء حمض ضعيف والتفاعل غير تام

الاساس المنحل في الماء اساس ضعيف والتفاعل غير تام

مفهوم حالة التوازن

نقول عن جملة كميائية انها في حالة توازن عندما تصبح كمية مادة المتفاعلات و النواتج ثابتة خلال تحول كميائي

كسر التفاعل Qr

ليكن التحول الكميائي المنمذج بالمعادلة التالية : $\alpha A+\beta B=\gamma C+\delta D$

يعرف كسر التفاعل $Q_{r}$ بالعلاقة التالية $Q_{r}=\frac{\left [ C \right ]^{\gamma }\left [ D \right ]^{\delta }}{\left [ A \right ]^{\alpha }\left [ B \right ]^{\alpha }}$

ملاحظة:

الاجسام الصلبة , الغازات المنحلة ,الماء ( اذا كان حالا) كلها لا تظهر في عبارة $Q_{r}$

تراكيز الانواع الكميائية في كسر التفاعل مقدرة ب $mol.l^{-1}$

ان كسر التفاعل $Q_{r}$ المرفق بمعادلة هذا التفاعل يعرف بالنسبة لحالة كيفية للجملة الكميائية,سواء كانت في حالة توازن او خارجها

ثابت التوازن K

هو كسر التفاعل في الحالة النهائية (توازن الجملة) اي $K=Q_{rf}$

ملاحظة:

ثابت التوازن $K$ مقدار ثابت لا يتعلق الا بدرجة الحرارة

في التفاعلات التامة يكون ثابت التوازن $K> 10^{4}$

العلاقة بين ثابت التوازن و النسبة النهائية

يتم استخراج العلاقة بهذا الشكل $K=\frac{\tau _{f}^{2}.C}{1-\tau _{f}}$

(في حالة انحلال حمض او اساس ضعيف في الماء)

اتجاه تطور جملة كميائية

يتعلق اتجاه تطور جملة كميائية بكسر التفاعل الابتدائي $Q_{ri}$ حيث:

$Q_{ri}=K$ الجملة في حالة توازن

$Q_{ri}< K$ تتطور الجملة في الاتجاه المباشر

$Q_{ri}> K$ تتطور الجملة في الاتجاه غير المباشر

(ثابت الحموضة للثنائية (اساس/حمض

عند انحلال حمض او اساس في الماء فان ثابت الحموضة $Ka$ للثنائية (اساس /حمض) يعطى بالعلاقة : $Ka=\frac{\left [ Base\right ]_{f}\left [ H_{3}O^{+} \right ]_{f}}{\left [ Acide \right ]_{f}}$

مثال: ليكن التفاعل التالي $HCOOH+H_{2}O=HCOO^{-}+H_{3}O^{+}$

$Ka=\frac{\left [ HCOO^{-} \right ]_{f}\left [ H_{3}O^{+} \right ]_{f}}{\left [ HCOOH \right ]_{f}}$

العلاقة بين $K$ و $Ke$ و $Ka$ : $Ka=\frac{Ke}{K}$

ملاحضة: هذه العلاقة صحيحة فقط بالنسبة لانحلال اساس ضعيف في الماء

الثابت PKa

الثابت $pKa$ للثنائية (اساس/حمض):

يعرف ال $pKa$ بالعلاقة : $Ka=10^{-pKa}\Leftrightarrow pKa=-\log Ka$

العلاقة بين pKa و pH

$pH=pKa+\log \frac{\left [ Base \right ]_{f}}{\left [ Acide \right ]_{f}}$

كلما كان $Ka$ اكبر ( $pKa$ اصغر) يكون الحمض أقوى

كلما كان $Ka$ اصغر ( $pKa$ اكبر) يكون الاساس أقوى

ملاحظة :

بالنسبة للثنائية $(H_{3}O^{+}/(H_{2}O)$ : $Ka=1\Rightarrow pKa=0$

بالنسبة للثنائية $(H_{2}O/(HO^{-})$ : $Ka=10^{-14}\Rightarrow pKa=14$

مجال تغلب الصفة الحمضية او الاساسية للثنائية

اذا كان $pH=pKa$ يكون $\left [ Acide \right ]_{f}=\left [ Base \right ]_{f}$ هذا يعني لا توجد صفة غالبة

اذا كان $pH> pKa$ يكون $\left [ Acide \right ]_{f}< \left [ Base \right ]_{f}$ هذا يعني ان الصفة الأساسية هي السائدة

اذا كان $pH< pKa$ يكون $\left [ Acide \right ]_{f}> \left [ Base \right ]_{f}$ هذا يعني ان الصفة الحمضية هي السائدة

مجالات الصفة الغالبة

$pH=pKa$ لا صفة غالبة

% $=50$ % $=\left [ A^{-} \right ]$ % $\left [ HA \right ]$

$pH> pKa$ الصفة الغالبة هي الصفة الاساسية

% $< \left [ A^{-} \right ]$ % $\left [ HA \right ]$

$pH< pKa$ الصفة الغالبة هي الصفة الحمضية

% $> \left [ A^{-} \right ]$ % $\left [ HA \right ]$

المعايرة ال pH مترية

الكاشف الملون:

يتمز بثنائية $(hIn/In^{-})$

لون الصفة $HIn$ يختلف عن لون الصفة $In^-$

افضل كاشف ملون للمعايرة هو الذي مجل تغيره اللوني يشمل نقطة التكافؤ

امثلة عن الكواشف الملونة :

الكاشف ازرق البروموتيمول $6,2\leq pH\leq 7,6$

الكاشف الهيلياتين $3,1\leq pH\leq 4,4$

الكاشف فينول ميثالين $8,2\leq pH\leq 10$

معايرة حمض قوي باساس قوي

مثال : معايرة $(H_{3}O^{+},Cl^{-})$ ب $(Na^{+},OH^{-})$

معادلة تفاعل المعايرة $H_3O^+_{(aq)}+OH_{-}^{(aq)}=2H_{2}O_{(l)}$

التركيز المولي للحمض : $C_a=10^{-pH_{O}}$

نقطة التكافؤ $E$ : $C_aV_a=C_bV_b_E$

معايرة حمض ضعيف باساس قوي

مثال : معايرة $(CH_3COOH)$ ب $(Na^+,OH^-)$

معادلة تفاعل المعايرة : $CH_{3}COOH_{(aq)}+OH^{-}_{(aq)}=CH_{3}COO^{-}_{(aq)}+H_{2}O_{(l)}$

التركيز المولي للحمض : $C_a\neq 10^{-pH_{O}}$

نقطة التكافؤ $E$ : $C_aV_a=C_bV_b_E$

نقطة نصف التكافؤ $E'$ $(\frac{V_{bE}}{2})$ : $pH=pKa$

معايرة اساس قوي بحمض قوي

مثال : معايرة $(Na^+,OH^-)$ ب $(H_3O^+,Cl^-)$

معادلة تفاعل المعايرة : $OH^-_{(aq)}+H_{3}O^{+}_{(aq)}=2H_{2}O_{(l)}$

التركيز المولي للاساس $C_b=10^p^H^_O^-14$

نقطة التكافؤ $E$ : $C_aV_a_E=C_bV_b$

معايرة اساس ضعيف بحمض قوي

مثال: معايرة $(NH_{3})$ ب $(H_3O^+,Cl^-)$

معادلة تفاعل المعايرة: $NH_3_(_a_q_)+H_3O^+_(_a_q_)=NH_{4}^{+}_{(aq)}+H_{2}O_{(l)}$

التركيز المولي للاساس : $C_{b}\neq 10^{pH_{O}-14}$

نقطة التكافؤ $E$ : $C_aV_a_E=C_bV_b$

نقطة نصف التكافؤ $E'$ $(\frac{V_{bE}}{2})$ : $pH=pKa$

ملاحضة : يتم احتساب تراكيز الافراد الكميائية عند اي نقطة بالاعتماد على جدول تقدم التفاعل

مجموعة من المفاهيم و الاسئلة النضرية

$-1$ كيف يمكن وضع مسبار ال $pH$ متر حتى يغمر بشكل ملائم في البيشر $?$ ولماذا $?$ :

نضع المسبار بشكل عمودي (شاقولي) لكي يكون مغموس بشكل متجانس في المحلول وذلك لتخقيق قياس افضل وتجنب اتلافه من طرف المخلاط المغناطيسي

$-2$ بين كيف يتم تحقيق قياس $pH$ محلول $?$ :

$-$ ننضف المسبار بشكل جيد بالماء المقطر

$-$ نعاير جهاز ال $pH$ بمحاليله الخاصة

$-$ نستعمل جهاز الرج المغناطيسي لرج المحلول

$-$ نغمس المسبار بشكل شاقولي في المحلول المراد قياسه ثم ننتظر استقرار القيمة المشار اليها

$-$ عند اجراء قياسات لمحاليل مختلفة يجب تنظيف المسبار بالماء المقطر قبل كل قياس

$-3$ عرف المعايرة $?$ :

عملية تحديد مقادير لانواع كميائية في مركبات مختلفة

$-4$ ماذا نقصد بمعايرة نوع كميائي في محلول $?$ :

نقصد بها تحديد تركيز هذا النوع الكميائي في هذا المحلول في حجم معلوم

$-5$ ماهي الخصائص الاساسية لتفاعل معايرة $?$ :

سريع تام ووحيد

$-6$ عرف نقطة التكافؤ $?$ :

هي النقطة التي تحقق فيها النتفاعلات الشروط الستوكيومترية

$-7$ عرف نقطة نصف التكافؤ $?$ :

هي النقطة الموافقة لعدم تغلب صفة على اخرى بحيث $[Acide]=[Base]$ و $pH\left ( \frac{V_{E}}{2} \right )=pKa$

$-8$ هل هناك طرق اخرى لمعايرة نوع كميائي $?$ :

معايرة لونية , معايرة بقياس الناقلية والمعايرة ال $pH$ مترية.

$-9$ هل تؤثر عملية التمديد على نقطة التكافؤ $?$ :

عملية التمديد لا تؤثر على نقطة التطافؤ لان كمية المادة محفوظة

$-10$ اي المعايرتين ادق للمعايرة ال $pH$ مترية ام المعايرة اللونية $?$ علل:

المعايرة ال $pH$ مترية ادق من المعايرة اللونية لان هذه الاخيرة تعتمد على التغير اللوني للكاشف الذي يصعب تحديده

وفيما يلي تفاصيل اكثر في هذه الفيديوهات:

الفيديو الاول:

الفيديو الثاني :

المصدر : موقع الأستاذ طواهرية عبد العزيز www.touahria.com