العلوم الفيزيائية — الأحماض والقواعد: تفاعلات المعايرة وحساب pH — السنة الثالثة ثانوي — بكالوريا — المنهاج الجزائري

الأحماض والقواعد: تفاعلات المعايرة وحساب pH

الأحماض والقواعد من المفاهيم الأساسية في الكيمياء. الأحماض تطلق أيونات H+ في الماء، والقواعد تطلق أيونات OH-. يتم قياس درجة الحموضة بمقياس pH.

تعريف الأحماض والقواعد

حسب أرهينيوس: الحمض مادة تطلق H+ في الماء، والقاعدة مادة تطلق OH- في الماء.

حسب برونستد-لوري: الحمض مانح H+، والقاعدة مستقبل H+.

مقياس pH

pH = -log[H+]

pH = 7: متعادل (ماء نقي).

pH أقل من 7: حمضي. (كلما قل الرقم، زادت الحموضة).

pH أكبر من 7: قاعدي (قلوي).

تفاعلات المعايرة (Titration)

المعايرة هي عملية تحديد تركيز محلول مجهول باستخدام محلول معلوم التركيز.

مثال: معايرة حمض HCl مع قاعدة NaOH:

HCl + NaOH → NaCl + H2O

عند نقطة التكافؤ: عدد مولات الحمض = عدد مولات القاعدة.

نستخدم كاشفاً لونياً (مثل الفينولفثالين) لتحديد نقطة التكافؤ.

تمارين

التمرين 1: احسب pH لمحلول تركيز [H+] = 1×10^(-3) M.

التمرين 2: لمعايرة 25 mL من HCl مع NaOH تركيزه 0.1 M، استهلك 20 mL من NaOH. احسب تركيز HCl.

للمزيد من الدروس، راجع درس الأحماض والقواعد pH ودرس التفاعلات الكيميائية ووزن المعادلات.