حل درس التعادل أحياء ثاني عشر متقدم

حل درس التعادل أحياء ثاني عشر متقدم 

التعادل

التفاعلات بين الأحماض والقواعد 

هل أحسست يوما بسوء هضم أو حرقة في فم المعدة؟ هل تناولت أحد مضادات الحموضة  لتخفف من حالة عدم الارتياح تلك؟ ما نوع التفاعل الذي يحدث عندما يلامس هيدروكسيد الماغنسيوم 2( OH (Mg وهو المركب النشط في حليب الماغنسيا- محلول حمض الهيدروكلوريك (HCl )الذي تنتجه المعدة؟

عندما يتفاعل 2( OH(Mg مع حمض HCl يحدث تفاعل تعادل. وتفاعل التعادل تفاعل محلول حمض مع محلول قاعدة ينتج ملحا وماء. والملح مركب أيوني يتكون من أيون موجب من قاعدة وأيون سالب من حمض، لذا يكون تفاعل التعادل أحلالا مزدوجا .

كتابة معادلات التعادل 

في التفاعل بين هيدروكسيد الماغنسيوم وحمض الهيدروكلوريك يحل الماغنسيوم محل الهيدروجين في HCl ،ويحل الهيدروجين محل الماغنسيوم في 2( OH(Mg

Mg(OH ) 2(aq) + 2HCl (aq) → MgC l 2(aq) + 2 H 2( O)l

ماء + ملح → حمض + قاعدة

لاحظ أن الأيون الموجب من القاعدة يتحد بالأيون السالب من الحمض -Cl في الملح MgCl2 وعند كتابة معادلات التعادل عليك أن تعرف ما إذا كانت جميع المواد المتفاعلة والنواتج في المحلول تكون في صورة جزيئات أو وحدات صيغ. تفحص مثلا معادلة الصيغ والمعادلة الأيونية الكاملة للتفاعل بين حمض الهيدروكلوريك وهيدروكسيد الصوديوم الآتية:

HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H 2 (O )l

لأن HCl حمض قوي، و NaOH قاعدة قوية، و NaCl ملح قابل للذوبان،لذا تكون المركبات الثلاثة في صورة أيونات في المحلول المائي.

H +(aq) + Cl -(aq) + Na +(aq) + OH -(aq) → Na+(aq) + Cl- (aq) + H 2( O )l

تظهر أيونات الصوديوم وأيونات الكلوريد على جانبي المعادلة، لذا تسمى أيونات مشاهدة  أي لا تدخل في التفاعل، ويمكن حذفها للحصول على المعادلة الأيونية النهائية لمعادلة حمض قوي مع قاعدة قوية.

معايرة الأحماض والقواعد 

تتشابه الحسابات الكيميائية لحساب الكميات في تفاعل التعادل بين حمض وقاعدة مع أي تفاعل آخر يحدث في محلول. ففي تفاعل مضاد الحموضة الآتي، نجد أن (2)OH Mg 1mol يعادل HCl 2mol.

Mg(OH ) 2(aq) + 2HCl (aq) → MgC l 2(aq) + 2 H 2 (O )l

وتبين الحسابات الكيميائية أساس طريقة المعايرة، والتي تستعمل لتحديدتراكيز المحاليل الحمضية والقاعدية. فالمعايرة طريقة لتحديد تركيز محلول ما؛ وذلك بتفاعل حجم معلوم منه مع محلول تركيزه معلوم. فإذا أردت إيجاد تركيز محلول حمضي فسوف تعايره مع محلول قاعدي تركيزه معلوم. كما يمكنك معايرة قاعدة تركيزها غير معلوم مع حمض تركيزه معلوم. كيف تتم معايرة حمض وقاعدة؟ ويستعمل في هذه الطريقة مقياس pH ّ لمراقبة التغير في قيم pH في أثناء عملية المعايرة.

خطوات المعايرة  

كيف تتم معايرة حمض وقاعدة؟

. 1 يوضع حجم معين من المحلول الحمضي أو القاعدي غير المعروف التركيز في كأس زجاجية،ثم تغمس أقطاب مقياس pH في هذا المحلول، وتقرأ قيمتها الابتدائية للمحلول وتسجل. 

. 2 تملأ السـحاحة بمحلول المعايرة المعلوم تركيزه. يسمى هذا المحلول المحلول القياسي.

. 3 تضـاف أحجـام معلومـة من المحلـول القياسي ببـطء إلى المحلول الموجـود في الكأس وتخلـط معـه. ثم تقرأ قيمة pH وتسـجل بعد كل إضافة. تسـتمر هـذه العملية إلى أن يصـل التفاعـل إلى نقطـة التكافؤ. وهـي نقطة يتسـاوي عندها عدد مـولات + H من الحمض مع عدد مولات -OH من القاعدة.

كواشف الأحماض والقواعد 

غالبا ما يستعمل الكيميائيون أصباغا كيميائية بدلامن مقياس pH لتحري نقطة التكافؤ عند معايرة حمض وقاعدة. وتسمى الأصباغ الكيميائية التي تتأثر ألوانها بالمحاليل الحمضية والقاعدية كواشف الأحماض والقواعد. وهناك العديد من المواد الطبيعية التي تعمل عمل الكواشف، فإذا أضفت عصير الليمون إلى الشاي فسوف تلاحظ أن اللون الأحمر للشاي أصبح فاتحا،إذ يحتوي الشاي على مواد تسمى بوليفينولات polyphenols ،تحتوي على ذرات متأينة جزئيا من الهيدروجين، لذا فهي أحماض ضعيفة. وعند إضافة الحمض الموجود في عصير الليمون إلى كوب شاي يقل تأين الحمض في الشاي بحسب مبدأ لوتشاتلييه،فيصبح لون البوليفينولات غير المتأينة أكثر وضوحا،. إن أزرق بروموثيمول كاشف مناسب عند معايرة حمض قوي بقاعدة قوية. أما الفينولفثالين فيغير لونه عند نقطة التكافؤ عند معايرة حمض ضعيف بقاعدة قوية .

الكواشف ونقطة نهاية المعايرة  

 يعد الكثير من الكواشف المستعملة في المعايرة أحماضا ضعيفة، لكل منها قيمة pH خاصة به، أو مدى pHيتغير لونه بعده. وتسمى النقطة التي يتغير لون الكاشف عندها نقطة نهاية المعايرة. أما نقطة التكافؤ فهي النقطة التي يتساوى عندها عدد مولات الحمض مع عدد مولات القاعدة، وتسمى نقطة التكافؤ بنقطة التعادل في حالة تفاعل الأحماض والقواعد القوية. لذا من المهم اختيار كاشف للمعايرة يغير لونه عند نقطة تكافؤ المعايرة الصحيحة. تذكر أن دور الكاشف أن يبين لك بدقة – عن طريق تغير لونه – أنه قد تمت إضافة كمية كافية من المحلول القياسي لتعادل المحلول المجهول. يصف الشكل 25-5 طريقة معايرة محلول مجهول التركيز من حمض الميثانويك HCOOH مع محلول مع محلول NaOH تركيزه تركيزه M 1000.0.

تميه الأملاح 

أضيفت بضع قطرات من محلول كاشف البروموثيمول الأزرق ـ انظر إلى محاليل مائية من أملاح كلوريد الأمونيوم NH4Cl ونترات الصوديوم NaNO3 ، وفلوريد البوتاسيوم KF تركيزها 10M.0 ّ . وكما تلاحظ فقد غير محلول نترات الصوديوم لون الكاشف إلى اللون الأخضر، وهذا يعني أن المحلول متعادل. ويشير اللون الأزرق في محلول KF إلى أن المحلول قاعدي، بينما يدل اللون الأصفر لمحلول كلوريد الأمونيوم على أن المحلول حمضي. لماذا تكون بعض محاليل الأملاح متعادلة، وبعضها قاعدية وبعضها الآخر حمضي؟ يتفاعل الكثير من الأملاح مع الماء في عملية تعرف باسم تميه الأملاح؛ حيث تستقبل الأيونات السالبة من الملح المتأين -في أثناء هذه العملية- أيونات الهيدروجين من الماء، أو تمنح الأيونات الموجبة من الملح المتفكك أيونات الهيدروجين للماء

الأملاح التي تنتج عن محاليل قاعدية  

ينتج ملح فلوريد البوتاسيوم عن قاعدة قوية KOH وحمض ضعيف HF ،ثم يتحلل هذا الملح إلى أيونات بوتاسيوم وأيونات فلوريد 

(KF (s) → K +(aq) + F -(aq

لا تتفاعل أيونات + K مع الماء، وذلك بسبب تعادلها مع أيونات-OH وتكون محلول قاعدي من KOH .ويعد أيون – F قاعدة ضعيفة بحسب برونستد – لوري. لذاتوجد بعض أيونات الفلوريد في حالة اتزان مع الماء، كما في التفاعل الآتي:

(F -(aq) + H 2 O (l) ¡ HF (aq) + O H -(aq

وهذا يعني أن المواد الناتجة تتكون من جزيئات فلوريد الهيدروجين وأيونات – OH مما يجعل المحلول قاعديا.

الأملاح التي تنتج عن محاليل حمضية

 ينتج ملح NH4Cl عن قاعدة ضعيفة NH3 وحمض قوي HCl ،وعند إذابته في الماء يتفكك الملح لينتج أيونات الأمونيوم وأيونات الكلوريد، كما في التفاعل الآتي:

(N H 4 Cl (s) → N H 4+(aq) + C l -(aq

لا تتفاعل أيونات -Cl مع الماء، وذلك بسبب تعادلها مع أيونات الهيدرونيوم وتكون محلول حمضي HCl .أما ايون N H 4 فهو حمض ضعيف بحسب برونستد – لوري.لذا تتفاعل أيونات الأمونيوم مع جزيئات الماء منتجة حالة الاتزان الآتية:

(N H 4+(aq) + H 2 O(l) ¡ N H 3(aq) + H 3 O +(aq