منحنيات المعايرة للأحماض والقواعد

 

نيكولا تري / ديجيتال فيجن / جيتي إيماجيس

بواسطة 

تود هيلمنستين

المعايرة هي تقنية تستخدم في الكيمياء التحليلية لتحديد تركيز حمض أو قاعدة غير معروفة. تتضمن المعايرة الإضافة البطيئة لمحلول واحد حيث يُعرف التركيز بحجم معروف من محلول آخر حيث يكون التركيز غير معروف حتى يصل التفاعل إلى المستوى المطلوب. بالنسبة لمعايرة الحمض / القاعدة ، يتم الوصول إلى تغيير اللون من مؤشر الأس الهيدروجيني أو القراءة المباشرة باستخدام  مقياس الأس الهيدروجيني . يمكن استخدام هذه المعلومات لحساب تركيز المحلول المجهول.

إذا تم رسم الرقم الهيدروجيني لمحلول حمضي مقابل كمية القاعدة المضافة أثناء المعايرة ، فإن شكل الرسم البياني يسمى منحنى المعايرة. تتبع جميع منحنيات معايرة الحمض نفس الأشكال الأساسية.

في البداية ، يحتوي المحلول على درجة حموضة منخفضة ويتسلق مع إضافة القاعدة القوية. عندما يقترب المحلول من النقطة التي  يتم فيها تحييد كل  H + ، يرتفع الرقم الهيدروجيني بشكل حاد ثم يتراجع مرة أخرى حيث يصبح المحلول أكثر أساسية مع إضافة المزيد من أيونات OH.

منحنى معايرة حمض قوي

ThoughtCo / تود هيلمنستين

يوضح المنحنى الأول أن حمضًا قويًا يتم معايرته بقاعدة قوية. هناك ارتفاع بطيء مبدئي في الأس الهيدروجيني حتى يقترب التفاعل من النقطة التي تتم فيها إضافة قاعدة كافية لتحييد كل الحمض الأولي. هذه النقطة تسمى نقطة التكافؤ. بالنسبة لتفاعل حمض / قاعدي قوي ، يحدث هذا عند الرقم الهيدروجيني = 7. عندما يتجاوز المحلول نقطة التكافؤ ، يبطئ الرقم الهيدروجيني زيادته حيث يقترب المحلول من الرقم الهيدروجيني لمحلول المعايرة.

أكمل القراءة أدناه

أحماض ضعيفة وقواعد قوية

ThoughtCo / تود هيلمنستين

الحمض الضعيف ينفصل جزئيًا فقط عن ملحه. سوف يرتفع الأس الهيدروجيني بشكل طبيعي في البداية ، ولكن عندما يصل إلى منطقة يبدو أن المحلول فيها مخزونًا ، فإن المنحدر يتراجع. بعد هذه المنطقة ، يرتفع الرقم الهيدروجيني بشكل حاد من خلال نقطة التكافؤ ويتراجع مرة أخرى مثل تفاعل الحمض القوي / القاعدة القوية.

هناك نقطتان رئيسيتان يجب ملاحظتهما حول هذا المنحنى.

الأول هو نقطة نصف التكافؤ. تحدث هذه النقطة في منتصف الطريق من خلال منطقة مخزنة حيث يتغير الأس الهيدروجيني بالكاد لكثير من القاعدة المضافة. نقطة نصف التكافؤ هي عندما يتم إضافة قاعدة كافية لنصف الحمض ليتم تحويله إلى القاعدة المترافقة. وعندما يحدث ذلك، وتركيز H + أيونات يساوي K و قيمة حامض. خذ هذه الخطوة إلى الأمام ، pH = pK a .

النقطة الثانية هي نقطة التكافؤ الأعلى. بمجرد معادلة الحمض ، لاحظ أن النقطة أعلى من الرقم الهيدروجيني = 7. عندما يتم تحييد حمض ضعيف ، فإن المحلول المتبقي يكون أساسيًا بسبب بقاء القاعدة المترافقة للحمض في المحلول.

أكمل القراءة أدناه

أحماض بوليبروتيك وقواعد قوية

ThoughtCo / تود هيلمنستين

ينتج الرسم البياني الثالث عن الأحماض التي لديها أكثر من H + أيون للتخلي عنها. تسمى هذه الأحماض الأحماض متعددة البروزات. على سبيل المثال ، حمض الكبريتيك (H 2 SO 4 ) هو حمض ثنائي البروتين. لديها اثنين من أيونات H + يمكن أن تتخلى عنها.

سوف ينفصل الأيون الأول في الماء عن طريق التفكك

H 2 SO 4 → H + + HSO 4 -

ثاني H + يأتي من تفكك H SO 4 - بواسطة

HSO 4 - → H + + SO 4 2-

هذا هو في الأساس معايرة اثنين من الأحماض في وقت واحد. يظهر المنحنى نفس اتجاه المعايرة الحمضية الضعيفة حيث لا يتغير الأس الهيدروجيني لفترة من الوقت ، ثم يرتفع لأعلى ثم ينخفض ​​مرة أخرى. يحدث الاختلاف عند حدوث التفاعل الحمضي الثاني. يحدث المنحنى نفسه مرة أخرى حيث يتبع التغيير البطيء في الأس الهيدروجيني ارتفاعًا واستقرارًا.

كل "حدبة" لها نصف نقطة التكافؤ الخاصة بها. يحدث نقطة سنام الأول عند إضافة فقط قاعدة كافية إلى حل لتحويل نصف H + الأيونات من التفكك الأول الى قاعدتها المتقارن، أو أنه K في القيمة.

يحدث نقطة نصف التكافؤ سنام الثاني عند النقطة التي يتم تحويل نصف حامض الثانوي إلى القاعدة المترافقة الثانوية أو أن K حمض ل و قيمة.

في العديد من جداول K a للأحماض ، سيتم سردها كـ K 1 و K 2 . ستدرج الجداول الأخرى فقط K a لكل حمض في التفكك.

يوضح هذا الرسم البياني حمض ثنائي البروتين. بالنسبة للحمض الذي يحتوي على المزيد من أيونات الهيدروجين للتبرع [على سبيل المثال ، حمض الستريك (H 3 C 6 H 5 O 7 ) مع 3 أيونات الهيدروجين] سيكون للرسم البياني سنام ثالث بنقطة تكافؤ عند الرقم الهيدروجيني = pK 3 .

شاهد الآن: ما هي الاختلافات بين الأحماض والقواعد؟