Transcript Télécharger
التحوالت المقرونة بالتفاعالت حمض-قاعدة في محلول مائي Transformations associées aux réactions acide-base en solution aqueuse نشاط :1التحلل البروتوني الذاتي للماء .1لدينا بالنسبة للماء الخالص pH = 7 إذن تركيز أيونات األكسونيوم المتواجدة في المحلول هو: [H3O+] = 10-pH = 10-7mol/L ومصدرها ال يمكن أن يكون إال التفاعل حمض-قاعدة لجزيئات الماء مع بعضها البعض. H2O + H+ H3O+ H2O HO- + H+ 2H2O H3O+ + HO- .Iالجداء األيوني للماء .1التحلل البروتوني الذاتي للماء عند 25°Cيساوي pHالماء الخالص ,7نستنتج أنه يحتوي على أيونات األكسونيوم H3O+بتركيز .[H3O+] = 1.0 10-7mol.L-1 هذه األيونات ناتجة عن تفاعل حمض-قاعدة بين جزيئات الماء يسمى التحلل البروتوني الذاتي للماء, )H2O(l) + H2O(l )H3O+(aq) + HO-(aq ومعادلته هي: لنحدد نسبة التقدم النهائي حالة التفاعل الحالة البدئية حالة التوازن H3O+ + HO0 0 xéq xéq 2H2O n0 n0 – 2xéq التحوالت المقرونة بالتفاعالت حمض-قاعدة في محلول مائي كمية مادة H2Oالبدئية هي: تقدم التفاعل عند التوازن هو: xéq = [H3O+]éq.VS = 10-pH.VS = 10-7mol التقدم األقصى للتفاعل هو: وبذلك تكون نسبة التقدم النهائي هي: وبالتالي نستنتج أن التحلل البروتوني الذاتي للماء تفاعل جد محدود ,وعند 25°Cلدينا في الماء الخالص: [H3O+]éq = [HO-]éq = 10-7mol .2الجداء األيوني للماء ثابتة التوازن المقرونة بالتحلل البروتوني الذاتي للماء تسمى الجداء األيوني للماء ورمزه هو Ke Ke = [H3O+]éq.[HO-]éq حيث: بالنسبة لجميع المحاليل المائية لدينا: ونستعمل أحيانا pKeبحيث: Ke = [H3O+]éq.[HO-]éq pKe = -LogKe ملحوظة :تزداد قيمة Keمع ارتفاع درجة الحرارة( .انظر ك.م ص )77 التحوالت المقرونة بالتفاعالت حمض-قاعدة في محلول مائي تمرين تطبيقي: نتوفر على محلولين Aو Bعند درجة حرارة ,25°Cتركيز HO-في المحلول A هو pH ,[HO-]A = 4.3 10-4mol.L-1 :المحلول Bهو .pHB = 9.2 باستعمال خاصيات الدالة اللوغاريتمية حدد: pH .1المحلول .A .2تركيز األيونات HO-في المحلول .B .1لدينا: Ke = [H3O+]éq.[HO-]éq ]-Log[H3O+] = -LogKe + Log[HO- ت .ع: .2لدينا: ت .ع: pH = 10.63 Ke = [H3O+]éq.[HO-]éq [HO-]éq = 1.59 10-5 mol/L ]pH = pKe + Log[HO- التحوالت المقرونة بالتفاعالت حمض-قاعدة في محلول مائي .3المحاليل المحايدة والحمضية والقاعدية يكون المحلول محايدا إذا كان ] [H3O+] = [HO-أي: Ke = [H3O+]2 وبالتالي: يكون المحلول حمضيا إذا كان ] [H3O+] > [HO-أي: Ke = [H3O+].[HO-]< [H3O+]2 وبالتالي: يكون المحلول قاعديا إذا كان ] [H3O+] < [HO-أي: Ke = [H3O+].[HO-]> [H3O+]2 وبالتالي: .IIثابتة الحمضية لمزدوجة قاعدة/حمض .1تعريف نعبر عن تفاعل حمض المزدوجة HA/A-مع الماء بالمعادلةA-(aq) + H3O+(aq) : حيث: )HA(aq) + H2O(l نسمي ثابتة التوازن الموافقة لمعادلة هذا التفاعل ثابتة الحمضية للمزدوجة ,HA/A-ورمزها هو KA نعرف كذلك الثابتة pKAللمزدوجة AH/A-بالعالقة pKA = -LogKA :أي: التحوالت المقرونة بالتفاعالت حمض-قاعدة في محلول مائي مثال :انظر ك.م ص .79 تمرين تطبيقي :أحسب ثابتتي الحمضية لمزدوجتي الماء H3O+/H2Oو .H2O/OH- نعبر عن تفاعل حمض المزدوجة H3O+/H2Oمع الماء بالمعادلة: )H3O+(aq) + H2O(l )H2O(l) + H3O+(aq إذن ثابتة الحمضية للمزدوجة H3O+/H2Oهي: نعبر عن تفاعل حمض المزدوجة H2O/HO-مع الماء بالمعادلة: )H2O (l) + H2O(l )HO-(aq) + H3O+(aq إذن ثابتة الحمضية للمزدوجة H2O/HO-هي: .2العالقة بين pHو pKA من خالل العالقة السابقة لدينا: إذن: وبالتالي: التحوالت المقرونة بالتفاعالت حمض-قاعدة في محلول مائي ثابتة التوازن المقرونة بتفاعل حمض-قاعدة .3 نعتبر التفاعل حمض-قاعدة في محلول مائي بين حمض المزدوجة A1/B1وقاعدة المزدوجة .A2/B2 تكتب معادلة هذا التفاعل كالتالي: )A1(aq) + B2(aq )B1(aq) + A2(aq ثابتة التوازن الموافقة لهذه المعادلة هي: وبالتالي: حيث: :ثابتة الحمضية للمزدوجة .Ai/Bi نشاط :2ترتيب األحماض والقواعد .1 الحمض HCOOH CH3COOH 2.90 3.40 pH KA 1.0 1.8 10-4 1.8 10-5 τ 100 % 12.59 % 3.98 % HCl 2.00 نالحظ أنه كلما كانت KAأكبر كلما تزايد تفكك حمض المزدوجة. .2 القاعدة pH 2.0 10-11 6.3 10-10 KA τ 25.12 % 3.98 % NH3 10.6 CH3NH2 11.4 HO12.0 1.0 10-14 100 % نالحظ أنه كلما كانت KAأكبر كلما تناقص تفكك قاعدة المزدوجة. التحوالت المقرونة بالتفاعالت حمض-قاعدة في محلول مائي .IIIمقارنة سلوك األحماض والقواعد في محلول مائي .1مقارنة سلوك األحماض في محلول مائي بالنسبة ألحماض في محاليل مائية لها نفس التركيز ,تكون نسبة التقدم النهائي أكبر (الحمض أقوى), pHالمحلول أقل ,كلما كانت ثابتة الحمضية KAلمزدوجة الحمض قاعدة أكبر أي الثابتة pKAأصغر. .2مقارنة سلوك القواعد في محلول مائي بالنسبة لقواعد في محاليل مائية لها نفس التركيز ,تكون نسبة التقدم النهائي أكبر (القاعدة أقوى), pHالمحلول أكبر ,كلما كانت ثابتة الحمضية KAلمزدوجة الحمض قاعدة أصغر أي الثابتة pKAأكبر. .IVمخططات الهيمنة والتوزيع .1مخطط هيمنة النوعين المترافقين لمزدوجة قاعدة/حمض بالنسبة لمزدوجة حمض قاعدة A/Bفي محلول مائي لدينا: انطالقا من هذه العالقة يمكن التمييز بين ثالث حاالت: هيمنة القاعدة ,أي: ][B] > [A عدم هيمنة أي من النوعين ,أي[B]=[A] : هيمنة الحمض ,أي[B] < [A] : pH > pKA pH = pKA pH < pKA التحوالت المقرونة بالتفاعالت حمض-قاعدة في محلول مائي يمثل مخطط الهيمنة التالي مجال ال pHالذي يهيمن فيه الحمض أو القاعدة. .2مخطط توزيع النوعين المترافقين لمزدوجة قاعدة/حمض في محلول يحتوي على الحمض والقاعدة المرافقة لمزدوجة A/Bيمكن حساب النسبتين المئويتين لتواجد كل من Aو B ; باستعمال العالقتين: نسمي مخطط توزيع الحمض والقاعدة المترافقين المنحيين الممثلين لتغيرات النسبة المئوية لكل من Aو Bبداللة .pH نشاط :3الكواشف الملونة الحمضية-القاعدية pHالمحلول أزرق أزرق أصفر أخضر أخضر أخضر أخضر أخضر لون المحلول أصفر أصفر .1نالحظ أن الكواشف الملونة تغير لونها مع تغير pHالمحلول. .2الشكل الحمضي ل B.B.Tيهيمن في المجال ,pH < 5.5أما الشكل القاعدي فيهيمن في المجال .pH > 7.5 .3منطقة انعطاف ال B.B.Tهي5.5 < pH < 7.5 : 4.0 4.5 5.0 5.5 6.0 6.5 7.0 7.5 8.0 9.0 التحوالت المقرونة بالتفاعالت حمض-قاعدة في محلول مائي .3تطبيق على الكواشف الملونة الحمضية القاعدية .aتعريف الكاشف الملون الحمضي القاعدي مزدوجة قاعدة/حمض نرمز لها عامة ب,HInd(aq)/Ind-(aq) : وتتميز باختالف لوني الشكل الحمضي والقاعدي في محلول مائي. .bمنطقة االنعطاف معادلة تفاعل HIndمع الماء هي: )Ind-(aq) + H3O+(aq )HInd(aq) + H2O(l ونكتب: يتعلق لون المحلول بالنوع المهيمن HIndأو ,Ind-وهكذا نميز ثالث حاالت: يأخذ المحلول لون قاعدة الكاشف الملون أي: pH ≥ pKAInd + 1 يأخذ المحلول لون حمض الكاشف الملون أي: pH ≤ pKAInd – 1 يأخذ المحلول لونا وسيطا يسمى اللوينة الحساسة أي: وتسمى هذه المنطقة منطقة االنعطاف. pKAInd – 1 < pH < pKAInd + 1 التحوالت المقرونة بالتفاعالت حمض-قاعدة في محلول مائي أمثلة :أنظر ك.م ص .83 .Vالمعايرة حمض قاعدة .1تعريف معايرة حمض (قاعدة) هي تعيين تركيز الحمض المستعمل (القاعدة المستعملة) في هذا المحلول ,وذلك بانجاز تفاعل حمض قاعدة يسمى تفاعل المعايرة. شروط تفاعل المعايرة: كلي :يستهلك فيه المتفاعل المحد كليا. سريع :ينتهي لحظيا أو بعد مدة قصيرة. انتقائي :ال يتفاعل النوع المعا ِير المختار إال مع النوع المعايَر. .2طرق المعايرة المعايرة بقياس المواصلة :تعتمد على تتبع موصلية الخليط خالل التفاعل. المعايرة بقياس :pHتعتمد على تتبع تطور pHالخليط خالل التفاعل. المعايرة الملوانية :تعتمد على تغير لون الخليط خالل التفاعل. التحوالت المقرونة بالتفاعالت حمض-قاعدة في محلول مائي .3التكافؤ يتحقق التكافؤ خالل معايرة حمض-قاعدة عند اختفاء المتفاعلين (المعايَر والمعايِر). مثال :معايرة محلول مائي لحمض A1Hبمحلول مائي لقاعدة A2-حسب المعادلة: )A1H(aq) + A2-(aq عند التكافؤ لدينا: )A2H(aq) + A1-(aq CA.VA = CB.VEعالقة التكافؤ )n(A1H) = n(A-2 معلمة نقطة التكافؤ نمعلم التكافؤ بالتغيير المفاجئ للمميزة الفيزيائية المتغيرة خالل التفاعل (الموصلية ,pH ,لون المحلول). نشاط :4المعايرة بقياس pH تجربة :1معايرة حمض بقاعدة .1 .2 )CH3COO-(aq) + H2O(l )CH3COOH(aq) + OH-(aq )VB(mL 0 1.0 2.0 4.0 6.0 8.0 9.0 10.0 11.0 12.0 pH )VB(mL pH 3.3 12.2 6.5 3.8 12.4 8.3 4.1 12.6 10.1 4.4 13.0 10.6 4.7 13.5 10.8 5.0 14.0 11.0 5.2 15.0 11.2 5.4 16.0 11.3 5.6 18.0 11.5 6.2 20.0 11.6 التحوالت المقرونة بالتفاعالت حمض-قاعدة في محلول مائي تحديد نقطة التكافؤ نظريا: CA.VA = CB.VE لدينا: وبالتالي نقطة التكافؤ هي: VE = 12.4 mL ومنه: )(VE = 12,4 ; pH = 8.3 تحديد نقطة التكافؤ تجريبيا: تجربة :2معايرة قاعدة بحمض .1 )NH4+(aq) + H2O(l )NH3(aq) + H3O+(aq التحوالت المقرونة بالتفاعالت حمض-قاعدة في محلول مائي .2 )VA(mL pH )VA(mL pH 0 10.6 13.0 8.2 1.0 10.3 14.0 7.3 2.0 10.0 14.5 4.4 3.0 9.8 15.0 3.6 5.0 9.5 16.0 3.2 7.0 9.2 17.0 3.0 9.0 9.0 18.0 2.8 .VIالمعايرة بقياس pH .1معايرة حمض بقاعدة -مثال- نقوم بمعايرة حمض االيثانويك CH3COOHبمحلول هيدروكسيد الصوديوم ).(Na++HO- 11.0 8.7 20.0 2.7 التحوالت المقرونة بالتفاعالت حمض-قاعدة في محلول مائي .aمعادلة تفاعل المعايرة )CH3COO-(aq) + H2O(l )CH3COOH(aq) + OH-(aq .bمنحنى تغير pH = f(VB) pH المنحنى المحصل عليه يتكون من ثالثة أجزاء: الجزء 0 < VB < 11mL :MNتزايد ضعيف ل ,pHويبقى المحلول حمضيا. الجزء 11mL < VB < 13mL :NBتغير مفاجئ ل pHيمر فيه المحلول من حمضي إلى قاعدي, وتنتمي إليه نقطة التكافؤ. الجزء VB > 13mL :BQتزايد ضعيف لpH ويبقى المحلول قاعديا. .cتحديد نقطة التكافؤ .iطريقة المماسات نرسم مماسين T1و T2متوازيين فيما بينهما مباشرة قبل وبعد التغير المفاجئ لل.pH نرسم مستقيما ثالثا Tموازيا ل T1و T2 ويوجد على نفس المسافة بينهما. التحوالت المقرونة بالتفاعالت حمض-قاعدة في محلول مائي .ii طريقة االشتقاق باستعمال مجدول نخط المنحنى مشتقة الدالة ) pH = f(VBبالنسبة ل .VB عند األفصول VEتكون قيمة المشتقة )g(VB مطرافا (قيمة قصوى أو دنيا). .2معايرة قاعدة بحمض -مثال- عند معايرة قاعدة من محلول األمونياك NH3بمحلول حمض الكلوريدريك ) (H++Cl-نحصل على المنحنى التالي الذي يتكون بدوره من ثالثة أجزاء ,ولتحديد نقطة التكافؤ نتبع نفس الطرق السابقة. التحوالت المقرونة بالتفاعالت حمض-قاعدة في محلول مائي نشاط :5المعايرة الملوانية بالنسبة للمعايرة األولى نستعمل كاشف الفينول فتالين ألن نقطة التكافؤ تقع ضمن منطقة انعطافه, وبالتالي نمعلمها (نقطة التكافؤ) تجريبيا بمالحظة تغير لون المحلول. بالنسبة للمعايرة الثانية نستعمل كاشف أحمر المثيل. .VIIالمعايرة الملوانية .1مبدأ المعايرة الملوانية أثناء معايرة ملوانية تتم معلمة التكافؤ بتغير لون الكاشف الملون المضاف إلى المحلول المعايَر. .2اختيار الكاشف الملون يكون الكاشف الملون مناسبا لمعايرة حمضية-قاعدية ,إذا تضمنت منطقة انعطافه قيمة pHنقطة التكافؤ. .VIIIنسبة التقدم النهائي لتفاعل المعايرة نعتبر تفاعل المعايرة لحمض االيثانويك بمحلول الصودا (نشاط .)4 معادلة التفاعل هي: )CH3COO-(aq) + H2O(l )CH3COOH(aq) + HO-(aq التحوالت المقرونة بالتفاعالت حمض-قاعدة في محلول مائي لننشئ الجدول الوصفي للتفاعل. حالة التفاعل تقدم التفاعل 0 الحالة البدئية xf الحالة النهائية )CH3COO-(aq) + H2O(l 0 وفير xf وفير )CH3COOH(aq) + HO-(aq CA.VA CB.VB CA.VA - xf CB.VB - xf ليكن VBحجم محلول ) (Na++HO-المضاف. حيث: VB < VE أي: xm = ni(HO-) = CB.VB ولدينا: إذن المتفاعل المحد هوHO- : ]pH = -Log[H3O+ وبالتالي: و و )xf = CB.VB – nf(HO- ]Ke = [H3O+].[HO- )[HO-] = 10-(pKe – pH )xf = CB.VB – (VA + VB)10-(pKe – pH ومنه: عند حساب τلحجوم VB < VBEنحصل على .τ = 1أي أن التحول المقرون بتفاعل المعايرة تحول كلي.