الكيمياء التحليلية

تعتبر الكيمياء التحليلية واحدة من أروع فروع الكيمياء ، وهي من أكثر الفروع العملية ولها تطبيقات واسعة جدا.

وسوف نتناول هذه المادة بطريقة مختلفة ، حيث أقوم بطرح بعض الملاحظات وبعض النقاط الفنية بالاضافة الى بعض الأمثلة ، لذا عليك أولا أن ترجع الى أحد المقررات الدراسية التي تتناول هذه المادة ثم تقوم بالرجوع الى هذه الصفحة وسوف تجد أنها مفيدة ومسلية أيضا.

ملاحظات هامة:

1) تذكر أن الوزن الذري الموجود في الجدول الدوري هو وزن مول واحد من العنصر أي وزن 6,022X10²³ ذرة من ذلك العنصر.

2) الرقم الهيدروجيني: هو لوغاريتم أيون الهيدروجين مسبوق باشارة سالبة، وهذا يعني أنه كلما زاد تركيز أيون الهيدروجين كلما قل الرقم الهيدروجيني لوجود الاشارة السالبة.

3) تذكر أن الرقم الهيدروجيني للمحلول الحمضي يكون أقل من 7

وأن الرقم الهيدروجيني للمحلول القاعدي أكثر من سبعة.

وأن الرقم الهيدروجيني المحلول المتعادل يساوي سبعة.

4) عندما تقوم بحل المسائل اكتب الوحدات دائما وقم بحذف المتشابه منها .

5) تذكر أن تركيز وحدة تركيز المحلول هي المولارية وتساوي = مول\ ليتر

وأن عدد المولات = كتلة المادة المذابة\ كتلة المول.

كيف تحسب كتلة المول ؟

ملاحظة هامة : الوزن الجزيئ لأي جزيء هو وزن مول واحد من ذلك الجزيء.

مثال: NaCl

الوزن الجزيء = 22.99جرام+35.45جرام =58.44 جرام

اذن 58.44 جراما هو وزن مول واحد من NaCl

اذن عدد المولات الموجودة في 3 جرام مثلا تساوي = 3 جرام\58.44 جرام\مول = 0.0513 مول ( لاحظ كيف أن وحدة الجرام الغيت لوجودها في البسط والمقام وكانت وحدة النتيجة بالمول لأن مقام المقام بسط فوحدة المول الموجودة سوف تعتبر وكأنها موجودة في البسط) من المهم جدا أن تقوم بكتابة الوحدات بالطريقة المذكورة ، لأن الناتج هنا على سبيل المثال لو لم يكن بالمول فهذا يعني أنك قمت بعمل خطأ ما بالحساب .

تخفيف المحلول :

1) غندما تقوم بعملية تخفيف المحلول فان عدد المولات يبقى ثابتا والذي يزيد هو حجم المذيب فقط.

2) اذا قمت بحل مسألة ما فتأكد أن التركيز بعد التخفيف قد انخفض .

المعايرة:

المعايرة هي عملية كيميائية يتم فيها تفاعل حجم معين من محلول معلوم التركيز مع حجم معين محلول آخر غير معلوم التركيز ومن أهم أنواع المعاير معايرة الأحماض مع القواعد.

ملاحظات عامة:

1) تذكر أن المحض المرافق للقاعدة القوية حمض ضعيف

وأن الحمض المرافق للقاعدة الضعيفة هو حمض قوي

وأن القاعدة المرافقة للحمض القوي قاعدة ضعيفة

وأن القاعدة المرافقة للحمض الضعيف قاعدة قوية.

اولا: معايرة حمض قوي مع قاعدة قوية :

يتميز هذا النوع من المعايرة بالآتي:

1) عند الاقتراب من نقطة التكافؤ ترتفع قيمة pH بحدة أكثر.

2) عند نقطة التكافؤ يكون التغير في الـ pH كبيرا جدا.

3) عند نقطة التكافؤ يكون الـ pH = 7 لماذا؟

لنأخذ المثال التالي :

معيرة حمض HCl مع NaOH ، عند نقطة التكافؤ يكون تركيز أيون الهيدروجين مساو لتركيز أيون الهيدركسيد أي

معادلة التفاعل هي :

NaOH+ HCL----->Na⁺+H₂O+ Cl^- equ no. 1

لاحظ أن أيون الصوديوم الموجب يعتبر حمض مرافق ضعيف وأن ايون الكلورايد السالب يعتبر قاعدة ضعيفة جدا ، لذا فالذي يحدد الـpH هو الماء ، ونحن نعرف أن الماء

H2O-----> H⁺+ OH- equ no.2

حيث أن تركيز أيون الهيدروجين والهيدركسيد في الماء = ^7-10

أي أن الرقم الهيدروجيني = 7

اذن عند نقطة التكافؤ يكون الرقم الهيدروجيني 7 عند معايرة حمض قوي مع قاعدة قوية

ثانيا: معايرة حمض ضعيف مع قاعدة قوية:

1) التغير المفاجىء يكون عند pH = 7 الى 10 تقريبا.

2) لاحظ أن نقطة التكافؤ تقع عند pH أعلى من 7 .

لنفترض أن التفاعل الحاصل هو بين CH3COOH و NaOH

اذن معادلة التفاعل هي CH3COOH + NaOH ------> Na⁺+ CH3COO^-+H₂O

بما أن الحمض الموجود ضعيف اذن فـ فأيون الخلات قاعدة مرافقة قوية ويتم تحديد الـ pH عن طريقها.

وبما أنها قاعدة اذن الـ pH يجب أن يكون أعلى من 7.