1 : 2013/03/22 : : 12 و تحولاتها المادة الشعب : علوم تجريبية رياضيات تقني رياضي ****************************************************************

الحجم: px

بدء العرض من الصّفحة:

Download "1 : 2013/03/22 : : 12 و تحولاتها المادة الشعب : علوم تجريبية رياضيات تقني رياضي ****************************************************************"

عبد العزيز نجم
منذ 4 سنوات سابقة
المشاهدات:

1 1 : 12 و تحولاتها المادة الشعب : علوم تجريبية رياضيات تقني رياضي ********************************************************************************** تاريخ ا خر تحديث : 2013/03/22 مفهوم الحمض : حسب برونشتد الحمض HA هو آل فرد آيمياي ي جزيي يا آان أم شارديا قادر على التخل ي ع ن بروت ون هي دروجين + H أو أآثر خلال تفاعل آيمياي ي. وفق المعادلة : ينحل الحمض HA في الماء وفق المعادلة : A HA = H + + HA + H 2 O = H 3 O + + A و بالتالي يمكن القول أن الحمض هو آل فرد آيمياي ي قادر على إعطاء شوارد الهي درونيوم + O H 3 أثن اء انحلال ه ف ي الماء. إذا آان الحمض HA تام الانحلال في الماء يقال عنه حمض قوي أم ا إذا آ ان انحلال ه ف ي الم اء جزي ي ا يق ال عن ه حمض ضعيف. حمض الا زوت HNO 3 هو حمض قوي ينحل في الماء وفق المعادلة : HNO 3 + H 2 O = H 3 O + + NO 3 حمض الكبريت H 2 SO 4 هو حمض قوي ينحل في الماء وفق المعادلة : H 2 SO H 2 O = 2 H 3 O SO 4 حمض اليود HI حمض البروم HBr هما أيضا حمضين قويين. آل الا حماض التي من الشكل RCOOH هي أحماض ضعيفة مثل حمض النمل (حم ض الميثانوي ك) HCOOH الذي ينحل في الماء وفق المعادلة الكيمياي ية التالية : H + مفهوم الا ساس : + O HCOOH + H 2 O = HCOO + H 3 حسب برونشتد الا س اس B ه و آ ل ف رد آيمي اي ي جزيي ي ا آ ان أم ش ارديا ق ادر عل ى تثبي ت بروت ون هي دروجين أو أآثر خلال تفاعل آيمياي ي. وفق المعادلة : B + H + = BH + ينحل الا ساس B في الماء وفق المعادلة :

2 2 : B + H 2 O = BH + + HO و بالتالي يمكن القول أن الا ساس هو آل فرد آيمياي ي ق ادر عل ى اعط اء ش وارد الهيدروآ سيد HO أثن اء انحلال ه ف ي الماء. إذا آان الا ساس B تام الانح لال ف ي الم اء يق ال عن ه أس اس ق وي أم ا إذا آ ان انحلال ه ف ي الم اء جزي ي ا يق ال عن ه أساس ضعيف. هيدروآسيد الصوديوم NaOH هو أساس قوي ينحل وفق المعادلة : NaOH = Na + + HO هيدروآسيد البوتاسيوم KOH هو أساس قوي ينحل في الماء وفق المعادلة : KOH = K + + HO غاز النشادر و جميع الا مينات هي أسس ضعيفة فمثلا بنحل النشادر NH 3 في الماء وفق المعادلة : مفهوم الثناي ية (أساس/حمض) : HO NH 3 + H 2 O = NH في آل تفاعل يتخلى فيه حمض AH على بروتون + H نحصل على أساسه المرافق A وفق المعادلة : HO AH = A + H + في آل تفاعل يثبت فيه أساس A بروتون + H نحصل على حمضه المرافق AH وفق المعادلة : A + H + = AH تسمى الثناي ية ) A (AH/ بالثناي ية حمض أساس. يمكن للماء H 2 O أن يسلك سلوك حمض وذلك بتخليه عن بروتون حتى يتحول إلى شاردة الهيدروآسيد وفق المعادلة : + O H 3 وفق H 2 O HO + H + آما يمكنه أيضا أن يسلك سلوك أساس و ذلك بتثبيته لبروتون حتى يتحول إلى شاردة الهيدرونيوم المعادلة : H 2 O + H + H 3 O + يقال عن الماء في هذه الحالة و آذلك آل نوع آيمياي ي يسلك هذا السلوك أنه مذبذب. أمثلة لبعض الثناي يات : الا ساس الثناي ية (أساس/حمض) OH (H 2 O/HO ) Br (HBr/Br ) NH 3 (NH + 4 /NH 3 ) CH 3 COO (CH 3 COOH/CH 3 COO ) H 2 O (H 3 O + /H 2 O) الحمض H 2 O HBr NH 4 + CH 3 COOH H 3 O + مفهوم التفاعل حمض أساس : حسب العالمين برونشتد و لوري التفاعل حمضأساس هو آل تفاعل يحدث فيه تبادل بروتوني (فقدان أو + H أو أآثر ليلتقطه الا ساس 2 ) A) و ينتج اآتساب) حيث يتخلى الحمض 1 ( (HA 1 عن بروتون هيدروجين 2

3 3 : إثر ذلك الا ساس 1 1) المرافق للحمض 1 ) 1 و الحمض 2 ) 2 (A (HA (HA المرافق للا ساس 2 2) (A آما موضح في الا لية المبينة في المعادلة التالية : + H حمض 1 HA 1 + A 2 = A 1 + HA 2 حمض 2 أساس 1 أساس 2 ينحل حمض الا يثانويك CH 3 COOH في الماء وفق المعادلة : CH 3 COOH + H 2 O = CH 3 COO + H 3 O + في هذا التفاعل يتخلى حمض الا يثانويك CH 3 COOH (الحمض 1 ) على بروتون هيدروجين + H ليلتقطه جزئ الماء H 2 O (أساس 2 ) فتنتج شاردة الا يثانوات COO ) CH 3 الا ساس 1 المرافق للحمض 1 ) و شاردة الهيدرونيوم + O ) H 3 الحمض 2 المرافق للا ساس 2 ) إذن انحلال حمض الا يثانويك في الماء هو تفاعل حمض أساس و الثناي يتين (أساس/حمض) الداخلتين في التفاعل هما : ( H (CH 3 COOH/CH 3 COO 3 O + /H 2 O) ) ينحل النشادر NH 3 في الماء وفق المعادلة : NH 3 + H 2 O = NH HO H H + في هذا التفاعل يلتقط النشادر NH 3 (أساس 1 ) بروتون هيدروجين الذي تخلى عنه جزئ الماء 2 O + (حمض 2 ) فتنتج شاردة الا مونيوم ) NH 4 الحمض 1 المرافق للا ساس 1 ) و شاردة الهيدروآسيد HO ) الا ساس 2 المرافق للحمض 2 ) إذن انحلال النشادر في الماء هو تفاعل حمضأساس و الثناي يتين (أساس/حمض) الداخلتين في التفاعل هما : (H (NH + 2 O/HO ) 4 /NH 3 ) ينحل حمض آلور الهيدروجين HCl في الماء وفق المعادلة : HCl + H 2 O Cl + H 3 O + في هذا التفاعل يتخلى حمض آلور الهيدروجين HCl (الحمض 1 ) على بروتون ليلتقطه جزئ الماء H 2 O H Cl (أساس 2 ) فتنتج شاردة الكلور ) الا ساس 1 المرافق للحمض 1 ) و شاردة الهيدرونيوم + O 3 ) الحمض 2 المرافق للا ساس 2 ) إذن انحلال حمض آلور الهيدروجين في الماء هو تفاعل حمضأساس و الثناي يتين (أساس/حمض) الداخلتين في التفاعل هما : ( H (HCl/Cl 3 O + /H 2 O) ) مفهوم تفاعل الا آسدة و الا رجاع و الا آسدة الا رجاعية : الا آسدة : هو آل تفاعل آيمياي ي يحدث فيه فقدان إلكترون أو أآثر من طرف فرد آيمياي ي. الا رجاع : هو آل تفاعل آيمياي ي يحدث فيه إآتساب إلكترون أو أآثر من طرف فرد آيمياي ي. المرجع : هو الفرد الكيمياي ي الذي يفقد الا لكترونات في تفاعل الا آسدة. المو آسد : هو الفرد الكيمياي ي الذي يكتسب الا لكترونات في تفاعل الا رجاع. الا آسدة الا رجاعية : هو آل تفاعل آيمياي ي يح دث في ه تب ادل إلكترون ي ب ين المرج ع و المو آ سد حي ث يفق د المرج ع إلكترون أو أآثر ليلتقطه المو آسد.

4 4 : ملاحظة : تفاعل الا آسدة وو الا رجاع يحدثان في ا ن واحد و لا يحدث تفاعل أآسدة بدون إرجاع و لا يحدث تفاعل إرجاع من دون تفاعل أآسدة. مفهوم الثناي ية مو آسد مو جع (مر/مو ) : في الحالة العامة يرمز للثناي ية مو آسد مرجع بالرمز (مو / مر ( حيث م ر ه و المرج ع و م و ه و المو آ سد وه ذه الثناي ية توافقها معادلة نصفية إلكترونية تكون من الشكل : e + n مو مر أمثلة عن الثناي يات (مر/ مو ) : Mg Mg e (Mg 2+ /Mg) Na Na + + e (Na + /Na) Fe Fe e (Fe 2+ / Fe) Fe 2+ Fe 3+ + e (Fe 3+ /Fe 2+ ) 2Cl Cl 2 + e (Cl 2 / Cl ) H 2 + H 2 O 2H 3 O + + 2e (H 3 O + /H 2 ) H 2 + 2HO 2H 2 O + 2e (H 2 O/ H 2 ) Mn H 2 O MnO 4 + 8H 3 O + + 5e (MnO 4 /Mn 2+ ) ملاحظة : إن حدوث الا آسدة الا رجاعية الواردة في المثالين الا خيرين لا تتم وفق ذلك إلا في وجود وسط حمضي HO حيث تظهر الشاردة H أو الشاردة HO 3 O + أو أساسي لذا ظهرت في المعادلة النصفية الا لكترونية الشاردة إذا آان الوسط أساسيا و تظهر الشاردة + O H 3 إذا آان الوسط حمضيا. آيفية آتابة معادلة الا آسدة الا رجاعية : لكتابة معادلة الا آسدة الا رجاعية في وسط حمضي نتبع الخطوات التالية : نقسم معادلة الا آسدة الا رجاعية إلى معادلتين نصفيتين إحداهما أآسدة و الا خرى إرجاع نوازن الذرات التي عانت الا آسدة و الذرات التي عانت الا رجاع نوازن في آل معادلة نصفية ذرات الا آسجين و ذلك با ضافة جزيء ماء واحد مقابل ذرة أآسجين ناقصة في الطرف الذي يحتوي على العدد الا صغر من ذرات الا وآسجين. نوازن في آل معادلة نصفية ذرات الهيدروجين و ذلك با ضافة شاردة هيدرونيوم ) + O H) 3 واحدة مقابل آل ذرة هيدروجين ناقصة في الطرف الذي يحتوي على العدد الا صغر من ذرات الهيدروجين. و في نفس الوقت نضيف جزيي ات الماء إلى الطرف الا خر بحيث يكون عدد جزيي ات الماء المضافة في المرة الا خيرة مساويا لعدد شوارد الهيدرونيوم المضافة قبل قليل يمكننا أيضا موازنة ذرات الهيدروجين با ضافة شوارد الهيدرونيوم + H مقابل آل ذرة هيدروجين ناقصة في الطرف الذي يحتوي على عدد أقل من ذرات الهيدروجين. لتحقيق مبدأ إنحفاظ الشحنة ) مجموع الشحنات قبل التفاعل مساوي لمجموع الشحنات بعد التفاعل) نوازن في آل معادلة نصفية الشحنات و ذلك با ضافة الا لكترونات في الطرف المناسب. بهدف الحصول على عدد الا لكترونات المفقودة في تفاعل الا آسدة مساوي لعدد الا لكترونات المكتسبة في تفاعل الا رجاع نضرب طرفي معادلة الا آسدة في عدد مناسب و طرفي معادلة الا رجاع في عدد مناسب ا خر. نجمع المعادلتين الناتجتين طرفا إلى طرف و نكون بذلك قد تحصلنا على معادلة الا آسدة الا رجاعية.

5 5 : : 3+ Fe MnO 4 ارجاع شاردة فوق المنغنات بواسطة شاردة الحديد الثلاثي 5 Fe 2+ = Fe 3+ + e 1 MnO 4 + 8H 3 O + + 5e = Mn H 2 O 5Fe 2+ + MnO 4 + 8H 3 O + = 5Fe 3+ + Mn H 2 O : Fe بواسطة الحديد الثناي ي Cr إلى شاردة الكروم Cr 2 O 7 6 Fe 2+ = Fe 3+ + e 2 1 Cr 2 O H 3 O + + 6e = 2Cr H 2 O 6Fe 2+ + Cr 2 O H 3 O + = 6Fe Cr H 2 O إرجاع شوارد ثناني الكرومات الهدف من المعايرة اللونية : تهدف طريقة المعايرة بصفة عامة إلى تحديد الترآيز المولي لا حد المحاليل التالية : محلول حمضي محلول أساسي محلول مو آسد محلول مرجع و بتحديد الترآيز المولي لا حد هذه المحاليل يمكننا تحديد آمية مادة النوع الكيمياي ي (حمض أساس مو آسد مرجع ( المنحل في هذا المحلول (هدف الدرس). التقدم x = 0 x x = x E المرحلة ابتداي ية انتقالية تكافو ) تجهيز المعايرة ( محلول معا ير محلول معاي ر تقنية المعايرة : يوضح (الشكل 5 ) التجهيز المستعمل للمعايرة الشكل 5 : و المتكون أساسا من : آا س بيشر يحتوي على المحلول المراد معايرة و الذي سحاحة يسمى محلول معاي ر. سحاحة تحتوي على المحلول المستعمل في المعايرة و الذي يسمى محلول معاي ر. رجاج أومخلاط مغناطيسي يستعمل لخلط المزيج آا س بيشر المتحصل عليه في آا س بيشر. أثناء المعايرة نضيف تدريجيا بواسطة السحاحة المحلول المعاي ر إلى المحلول المعاي ر الموجود بالبيشر إلى غاية بلوغ ما يسمى نقطة التكافو و عند التكافو يكون التفاعل المنمذج للمعايرة في الشروط الستوآيوتية أي تتفاعل آل آمية مادة النوع الكيمياي ي المنحل في المحلول المعاي ر مع آل آمية مادة النوع الكيمياي ي المنحل في المحلول المعاي ر المضاف. نعتبر أن التفاعل المنمذج للمعايرة من الشكل : α A + β B = δ C + λ D نمثل جدول التقدم لتفاعل المعايرة : رجاج أو مخلاط مغناطيبسي α A + β B = δ C + λ D n 0A n 0B 0 0 n 0A α x n 0B β x δ x λ x n 0A α x E n 0B β x E δ x E λ x E

6 6 : حيث : E x هو مقدار التقدم عند حدوث التكافو 0A n هي آمية مادة النوع الكيمياي ي المنحلة في المحلول المعاي ر n 0B هي آمية مادة النوع الكيمياي ي المنحلة في المحلول المعاي ر. بما أن عند التكافو يكون التفاعل في الشروط الستوآيومترية يكون : n0a n0a α xe = 0 xe = α n0b n0b β xe = 0 xe = β بالمطابقة نجد : n0a n0b [ A] [ ] BE = 0VA B = 0V α β α β حيث : A V هو حجم المحلول المعاي ر و V BE هو حجم المحلول المعاي ر المضاف عند التكافو. هناك أنواع من المعايرة نتطرف في درسنا هذا إلى نوعين هما : المعايرة اللونية و المعايرة بواسطة الناقلية. في المعايرة اللونية نضيف للمحلول المعا ير آاشف ملون مناسب يغير لونه عند بلوغ التكافو ثم نضيف تدريجيا بواسطة السحاحة المحلول المعاي ر حتى يتغير اللون الذي يدل على بلوغ التكافو. في المعايرة بواسطة الناقلية نقوم با يجاد ناقلية المزيج المتواجد في البيشر في آل إضافة للمحلول المعاي ر ثم نرسم البيان ) B G = f(v الذي يعبر عن تغيرات ناقلية المزيج بدلالة حجم المحلول المعاي ر. و عند التكافو تبلغ الناقلية قيمة حدية (الشكل 2 ).

7 7 : ** الا ستاذ : فرقاني فارس ** ثانوية مولود قاسم نايت بلقاسم الخروب قسنطينة Fares_Fergani@yahoo.Fr Tel : نرجو إبلاغنا عن طريق البريد الا لكتروني با ي خلل في الدروس أو التمارين و حلولها. وشكرا مسبقا لتحميل نسخة من هذه الوثيقة و للمزيد. أدخل موقع الا ستاذ ذو العنوان التالي :

ملفّات مشابهة

doc11

doc11 الجزء األول من الكتاب المدرسي (3 ع ت 3 ت ر ر ( التطورات الزمنية الرتيبة تطور جملة كيميائية نحو حالة التوازن الوحدة 4 DAHEL MT Lycée benalioui salah SETIF ***********************************************************