العلوم الفيزيائية — المعايرة الحمضية القاعدية (Titrage Acide-Base) — طرقها ومنحنياتها — الثالثة ثانوي — بكالوريا

العلوم الفيزيائية — المعايرة الحمضية القاعدية (Titrage Acide-Base) — طرقها ومنحنياتها — الثالثة ثانوي — بكالوريا

مقدمة

المعايرة (Titrage) هي تقنية تحليلية تستخدم لتحديد تركيز محلول مجهول (المحلول المراد معايرته) باستخدام محلول آخر معلوم التركيز (المحلول المعاير). المعايرة الحمضية القاعدية هي الأكثر شيوعا، حيث يتفاعل حمض مع قاعدة لتكوين ملح وماء. في هذا الدرس، سنتعرف على أنواع المعايرات، منحنيات المعايرة، كيفية اختيار الكاشف المناسب، مع أمثلة بكالوريا محلولة.

مبدأ المعايرة الحمضية القاعدية

في المعايرة الحمضية القاعدية، نضيف المحلول المعاير (معلوم التركيز) تدريجيا إلى المحلول المراد معايرته حتى الوصول إلى نقطة التكافؤ (Point d’équivalence)، حيث تكون كمية الحمض المتفاعلة مساوية لكمية القاعدة المتفاعلة (أو العكس) حسب المعادلة الكيميائية الموزونة.

عند نقطة التكافؤ: n_a = n_b → C_a.V_a = C_b.V_b لتفاعل 1:1.

أنواع المعايرات

• معايرة حمض قوي بقاعدة قوية: pH عند التكافؤ = 7. منحنى pH معروف ويتميز بقفزة حادة عند التكافؤ.
• معايرة حمض ضعيف بقاعدة قوية: pH عند التكافؤ > 7. القفزة أقل حدة.
• معايرة حمض قوي بقاعدة ضعيفة: pH عند التكافؤ < 7.
• معايرة حمض ضعيف بقاعدة ضعيفة: لا توجد قفزة pH واضحة، صعبة باستخدام الكواشف الملونة.

منحنى المعايرة

منحنى pH = f(V) يرسم تغيرات pH بدلالة حجم المحلول المعاير المضاف. يتميز المنحنى بـ:

• منطقة أولى: تغير بطيء في pH.
• منطقة القفزة: تغير حاد ومفاجئ في pH عند نقطة التكافؤ (أو حولها).
• منطقة ثالثة: تغير بطيء بعد التكافؤ.

نقطة التكافؤ تحدد عند منتصف القفزة على منحنى pH = f(V). يمكن تحديدها إما باستخدام الكاشف الملون المناسب أو باستخدام جهاز قياس pH (pH-mètre).

اختيار الكاشف الملون المناسب

لاختيار الكاشف الملون المناسب، يجب أن يكون مجال تغير لون الكاشف ضمن منطقة القفزة في منحنى المعايرة. أمثلة:

• هليانتين (Hélianthine): مجال pH من 3.1 إلى 4.4 (أحمر ← أصفر). مناسب لحمض قوي + قاعدة قوية.
• فينول فتالين (Phénolphtaléine): مجال pH من 8.2 إلى 10 (عديم اللون ← وردي). مناسب لحمض ضعيف + قاعدة قوية.
• أزرق البروموتيمول (Bleu de bromothymol – BBT): مجال pH من 6.2 إلى 7.6 (أصفر ← أزرق). مناسب لحمض قوي + قاعدة قوية.

أمثلة بكالوريا محلولة

مثال 1 (بكالوريا 2023 – علوم تجريبية): لمعايرة V₁=20mL من محلول HCl (حمض قوي) تركيزه C₁ مجهول، استخدمنا محلول NaOH (قاعدة قوية) تركيزه C₂=0.1mol/L. حجم NaOH المستهلك عند التكافؤ V₂=16mL. احسب C₁.

الحل: HCl + NaOH → NaCl + H₂O. n_HCl = n_NaOH → C₁.V₁ = C₂.V₂ → C₁ x 20 = 0.1 x 16 → C₁ = 1.6/20 = 0.08 mol/L.

مثال 2 (بكالوريا 2021): تمت معايرة 10mL من حمض HCl بتركيز 0.2mol/L بمحلول NaOH تركيزه 0.1mol/L. احسب حجم NaOH اللازم لمعادلة الحمض.

الحل: n_HCl = n_NaOH → 0.2 x 10 = 0.1 x V_b → V_b = 2/0.1 = 20mL.

مثال 3 (بكالوريا 2022): تمت معايرة 20mL من حمض CH₃COOH (حمض ضعيف) بتركيز 0.2mol/L بمحلول NaOH تركيزه 0.2mol/L. أ) احسب حجم NaOH عند التكافؤ. ب) إذا علمت أن pH عند نصف التكافؤ = pKa = 4.8، احسب Ka.

الحل أ: C₁V₁ = C₂V₂ → 0.2×20 = 0.2xV₂ → V₂ = 20mL.

الحل ب: عند نصف التكافؤ: pH = pKa = 4.8 → Ka = 10⁻⁴·⁸ = 1.58×10⁻⁵.

الخلاصة

المعايرة الحمضية القاعدية تقنية تحليلية لتحديد تركيز المحاليل. نقطة التكافؤ تحقق العلاقة: Ca.Va = Cb.Vb (لتفاعل 1:1). اختيار الكاشف الملون المناسب يعتمد على نوع الحمض والقاعدة ويجب أن يكون مجال تغير لونه ضمن قفزة منحنى المعايرة.

📍 دروس مشابهة

• الأحماض الكربوكسيلية وتفاعلات الأسترة: الخواص والتسمية والتطبيقات — العلوم الفيز
• المتابعة الزمنية للتحول الكيميائي: سرعة التفاعل وعوامل التأثير – العلوم الفيزيائ
• الكيمياء العضوية: الألكينات (الرابطة المزدوجة C=C، تفاعلات الإضافة، البلمرة) – ا