Back to chapter

16.6:

حسابات المعايرة: حمض قوي-قاعدة قوية

JoVE Core
Chemistry
A subscription to JoVE is required to view this content.  Sign in or start your free trial.
JoVE Core Chemistry
Titration Calculations: Strong Acid – Strong Base

Languages

Share

عند معايرة حمض قوي مع قاعدة ضعيفة أو العكس،يمكن حساب قيمة pH أثناء المعايرة،بتحديد تركيز أيونات الهيدرونيوم والهيدروكسيد المتبقية. على سبيل المثال،50 مللتر من حمض الهيدروكلوريك بتركيز 0.10 مولار تتفكك إلى 0.10 مولار من أيونات الهيدرونيوم والكلوريد بدرجة pH أولية مقدارها 1. إذا أضيف 25 مللتر من هيدروكسيد الصوديوم بتركيز 0.10 مولار،يمكن حساب التركيز الجديد لأيونات الهيدرونيوم بطرح العدد الإجمالي لمولات أيونات الهيدروكسيد من العدد الإجمالي لمولات أيونات الهيدرونيوم وقسمة الناتج على الكمية الإجمالية 75 مللتر أو 0.075 لتر.تحتوي 50 مللتر من حمض الهيدروكلوريك بتركيز 0.10 مولار على 0.0050 مول هيدرونيوم،بينما تحتوي 25 مللتر من هيدروكسيد الصوديوم بتركيز 0.10 مولار على 0.0025 مول من أيونات الهيدروكسيد. باستبدال هذه القيم في المعادلة،فإن تركيز أيونات الهيدرونيوم يساوي 0.033 مولار. وبهذا تكون قيمة pH للمحلول قد ارتفعت إلى 1.48.إذا استمرت إضافت هيدروكسيد الصوديوم لتصل كميته إلى 50 مللتر،فإن جميع أيونات الهيدرونيوم من حمض الهيدروكلوريك سيتم تحييدها،ونصل إلى نقطة التكافؤ عندما ترتفع قيمة pH إلى 7. فيما فوق نقطة التكافؤ،تُحدد قيمة pH للمحلول بواسطة أيونات الهيدروكسيد،لأن حمض الهيدروكلوريك قد جرى تحييده بالكامل. إذا أضيفت 70 مللتر من محلول هيدروكسيد الصوديوم التي تحتوي على 0.0070 مول من أيونات الهيدروكسيد إلى المحلول،يمكن تحديد التركيز النهائي لأيونات الهيدروكسيد بطرح العدد الأولي لمولات أيونات الهيدرونيوم من العدد الإجمالي لأيونات الهيدروكسيد وقسمة الناتج على كمية المحلول الإجمالية.يكون تركيز أيونات الهيدروكسيد النهائي 0.017 مولار،وقيمة pOH و pH للمحلول تساوي 1.78 و 12.22 على التوالي.

16.6:

حسابات المعايرة: حمض قوي-قاعدة قوية

1

حساب الرقم الهيدروجيني لحلول المعايرة: حمض قوي / قاعدة قوية

يتم إجراء معايرة لـ 25.00 مل من 0.100 مول HCl (حمض قوي) مع 0.100 مول من NaOH قاعدة قوية. يمكن حساب الرقم الهيدروجيني بأحجام مختلفة من محلول القاعدة المضاف على النحو التالي:

(أ) حجم المعايِر = 0 مل. يرجع محلول الأس الهيدروجيني إلى التأين الحمضي لـ HCl. لأن هذا حمض قوي، يكون التأين كاملاً ويكون مولارية أيون الهيدرونيوم 0.100 مول. ثم يكون الرقم الهيدروجيني للمحلول:

Eq1

(ب) حجم المعاير = 12.50 مل. نظرًا لأن العينة الحمضية والمعايرة القاعدية كلاهما أحادي النوع ومركّز بشكل متساوٍ، فإن إضافة المعاير هذه تتضمن أقل من كمية متكافئة من القاعدة، وبالتالي يتم استهلاكها تمامًا عن طريق التفاعل مع الحمض الزائد في العينة. يتم حساب تركيز الحمض المتبقي عن طريق طرح الكمية المستهلكة من الكمية الأولية ثم القسمة على حجم المحلول:

Eq2

(ج) حجم المعاير = 25.00 مل. تتضمن إضافة المعايرة هذه كمية متكافئة من القاعدة (نقطة التكافؤ) ، وبالتالي فإن منتجات تفاعل المعادلة هي فقط في المحلول (الماء وكلوريد الصوديوم). لا يخضع الكاتيون ولا أنيون هذا الملح لتأين حمض-قاعدة؛ العملية الوحيدة لتوليد أيونات الهيدرونيوم هي التحلل الذاتي للماء. المحلول متعادل، وله أس هيدروجيني = 7.00.

(د) حجم المعاير = 37.50 مل. هذا ينطوي على إضافة المعاير بما يزيد عن نقطة التكافؤ. ثم يتم حساب الرقم الهيدروجيني للمحلول باستخدام تركيز أيون الهيدروكسيد:

Eq3

هذا النص مقتبس من Openstax, Chemistry 2e, Section 14.7: Acid-base Titrations.