مقالات

7.8: تفاعلات تطور الأحماض والقاعدة والغاز - الرياضيات


أهداف التعلم

  • حدد متى يتطور التفاعل إلى غاز.

تفاعلات التعادل

تتفاعل الأحماض والقواعد كيميائيًا مع بعضها البعض لتتشكل أملاح. الملح هو مصطلح كيميائي عام لأي مركب أيوني يتكون من حمض وقاعدة. في التفاعلات التي يكون فيها الحمض مركبًا يحتوي على أيون الهيدروجين والقاعدة عبارة عن مركب يحتوي على هيدروكسيد أيون ، يكون الماء أيضًا منتجًا. رد الفعل العام هو كما يلي:

[ نص {حمض + قاعدة} → نص {ماء + ملح} ]

يسمى تفاعل الحمض والقاعدة لتكوين الماء والملح تحييد. مثل أي معادلة كيميائية ، يجب أن تكون معادلة المعادلة الكيميائية متوازنة بشكل صحيح. على سبيل المثال ، يكون تفاعل التعادل بين هيدروكسيد الصوديوم وحمض الهيدروكلوريك كما يلي:

[ ce {NaOH (aq) + HCl (aq) rightarrow NaCl (aq) + H_2O (ℓ)} label {Eq2} ]

مع معاملات يُفهم أنها واحدة. يكون تفاعل المعادلة بين هيدروكسيد الصوديوم وحمض الكبريتيك كما يلي:

[ ce {2NaOH (aq) + H_2SO_4 (aq) rightarrow Na_2SO_4 (aq) + 2H_2O (ℓ)} label {Eq3} ]

مثال ( PageIndex {1} ): تحييد حمض النيتريك

حمض النيتريك (HNO3(aq)) بواسطة هيدروكسيد الكالسيوم (Ca (OH)2(عبد القدير)). اكتب معادلة كيميائية متوازنة للتفاعل بين هذين المركبين وحدد الملح الذي ينتجه.

المحلول

خطواتتوضيحمعادلة

اكتب المعادلة غير المتوازنة.

هذا هو تفاعل إزاحة مزدوجة ، لذلك يتم تبديل الكاتيونات والأنيونات لإنشاء منتجات جديدة.

كاليفورنيا (يا)2(عبد القدير) + HNO3(aq) → Ca (NO3)2(عبد القدير) + ح2يا (ℓ)

وازن المعادلة.

لأن هناك نوعان من OH أيونات في صيغة Ca (OH)2، نحن بحاجة إلى مولين من HNO3 لتوفير H.+ الأيونات

كاليفورنيا (يا)2(عبد القدير) + 2HNO3(aq) → Ca (NO3)2(عبد القدير) + 2ح2يا (ℓ)

خطوة إضافية: تحديد الملح.الملح المتكون هو نترات الكالسيوم.

تمرين ( PageIndex {1} )

حمض الهيدروسيانيك ( ( ce {HCN (aq)} )) يمكن تحييده بواسطة هيدروكسيد البوتاسيوم ( ( ce {KOH (aq)} )). اكتب معادلة كيميائية متوازنة للتفاعل بين هذين المركبين وحدد الملح الذي ينتجه.

إجابه

[ ce {KOH (aq) + HCN (aq) → KCN (aq) + H2O (ℓ)} nonumber ]

تفاعلات الغاز المتطور

تفاعل تطور الغاز هو عملية كيميائية تنتج غازًا ، مثل الأكسجين أو ثاني أكسيد الكربون. في الأمثلة التالية ، يتفاعل الحمض مع الكربونات وينتج الملح وثاني أكسيد الكربون والماء على التوالي. على سبيل المثال ، يتفاعل حمض النيتريك مع كربونات الصوديوم لتكوين نترات الصوديوم وثاني أكسيد الكربون والماء (الجدول ( فهرس الصفحة {1} )):

[ ce {2HNO3 (aq) + Na2CO3 (aq) → 2NaNO3 (aq) + CO2 (g) + H2O (l)} ]

يتفاعل حمض الكبريتيك مع كربونات الكالسيوم لتكوين كبريتات الكالسيوم وثاني أكسيد الكربون والماء:

[ ce {H2SO4 (aq) + CaCO3 (aq) → CaSO4 (aq) + CO2 (g) + H2O (l)} ]

يتفاعل حمض الهيدروكلوريك مع كربونات الكالسيوم لتكوين كلوريد الكالسيوم وثاني أكسيد الكربون والماء:

[ ce {2HCl (aq) + CaCO3 (aq) → CaCl2 (aq) + CO2 (g) + H2O (l)} ]

يوضح الشكل ( PageIndex {1} ) هذا النوع من التفاعل:

الشكل ( PageIndex {1} ): تفاعل الأحماض مع الكربونات. في إعداد التفاعل هذا ، يُسكب ماء الجير (الماء + هيدروكسيد الكالسيوم) في أحد أنابيب الاختبار ويُغلق بسدادة. تُسكب كمية صغيرة من حمض الهيدروكلوريك بعناية في أنبوب الاختبار المتبقي. يتم إضافة كمية صغيرة من كربونات الصوديوم إلى الحمض ، ويتم إغلاق الأنبوب بسدادة مطاطية. الأنبوبان متصلان. نتيجة لتفاعل حمض الكربونات ، ينتج ثاني أكسيد الكربون ويتحول ماء الجير إلى حليبي.

في إعداد التفاعل هذا ، الماء الجير ، هيدروكسيد الكالسيوم المخفف ( (كا (أوه) _2 )) محلول ، في أحد أنابيب الاختبار ومختوم بسدادة. نتيجة لتفاعل حمض الكربونات ، ينتج ثاني أكسيد الكربون ويتحول ماء الجير إلى حليبي.

الجدول ( PageIndex {1} ): أنواع المركبات التي تخضع لتفاعلات تطور الغاز
نوع المتفاعلالمنتج الوسيطالغاز المتصاعدمثال
كبريتيدلا أحد ( ce {H2S} ) ( ce {2HCl (aq) + K2S rightarrow H2S (g) + 2KCl (aq)} )
كربونات وبيكربونات ( ce {H2CO3} ) ( م {CO2} ) ( ce {2HCl (aq) + K2CO2 rightarrow H2O (l) + CO2 (g) + 2KCl (aq)} )
كبريتيت وثنائي كبريتيت ( ce {H2SO3} ) ( م {SO2} ) ( ce {2HCl (aq) + K2SO2 rightarrow H2O (l) + SO2 (g) + 2KCl (aq)} )
الأمونيا ( ce {NH4OH} ) ( م {NH3} ) ( ce {NH4Cl (aq) + KOH rightarrow H2O (l) + NH3 (g) + 2KCl (aq)} )

تم توضيح تجربة الغاز المتطور لماء الجير في الفيديو التالي:

فيديو ( PageIndex {1} ): ثاني أكسيد الكربون ( (CO_2 )) وماء الجير (تفاعل كيميائي). مع استمرار التفاعل ، يتحول ماء الجير من شفاف إلى حليبي ؛ ويرجع ذلك إلى تفاعل (CO_2 (g) ) مع هيدروكسيد الكالسيوم المائي لتكوين كربونات الكالسيوم ، والتي لا تذوب إلا قليلاً في الماء.

عندما تتكرر هذه التجربة مع النيتريك أو حمض الكبريتيك بدلاً من (حمض الهيدروكلوريك ) ، فإنها تعطي نفس النتائج: يتحول ماء الجير الصافي إلى حليبي ، مما يشير إلى إنتاج ثاني أكسيد الكربون. طريقة أخرى لتوليد الغاز كيميائيًا هي أكسدة المعادن في المحاليل الحمضية. ينتج عن هذا التفاعل ملح معدني وغاز الهيدروجين.

[ ce {2HCl (aq) + Zn (s) rightarrow ZnCl_2 (aq) + H_2 (g)} ]

هنا ، يؤكسد حمض الهيدروكلوريك الزنك لإنتاج ملح معدني مائي وفقاعات غاز الهيدروجين. تذكر أن الأكسدة تشير إلى فقدان الإلكترونات ، والاختزال يشير إلى اكتساب الإلكترونات. في تفاعل الأكسدة والاختزال أعلاه ، يتأكسد الزنك المحايد إلى (Zn ^ {2 +} ) ، ويتم تقليل الحمض (H ^ + ) إلى (H_2 (g) ). أكسدة المعادن بواسطة الأحماض القوية هي مثال شائع آخر لتفاعل تطور الغاز.

المساهمون والانتماءات


7.9: الأكسدة - تفاعلات الاختزال

في سياق تفاعل كيميائي بين فلز وغير فلزي ، تنتقل الإلكترونات من ذرات المعدن إلى الذرات اللافلزية. على سبيل المثال ، عندما يتم خلط معدن الزنك مع الكبريت وتسخينه ، يتم إنتاج مركب كبريتيد الزنك. يتم نقل إلكترونين تكافؤ من كل ذرة زنك إلى كل ذرة كبريت.

الشكل ( PageIndex <1> ): التفاعل بين الزنك والكبريت.

نظرًا لأن الزنك يفقد الإلكترونات في التفاعل ، فإنه يتأكسد. يكتسب الكبريت إلكترونات وبالتالي يتم تقليله. ان تفاعل الأكسدة والاختزال هو تفاعل يتضمن النقل الكامل أو الجزئي للإلكترونات من مفاعل إلى آخر. أكسدة هو الفقد الكامل أو الجزئي للإلكترونات أو اكتساب الأكسجين. اختزال هو الكسب الكامل أو الجزئي للإلكترونات أو فقدان الأكسجين. أ رد فعل الأكسدة هو مصطلح آخر لتفاعل الأكسدة والاختزال.

يمكن إظهار كل من هذه العمليات في معادلة منفصلة تسمى نصف تفاعل. أ رد فعل نصف هي معادلة تُظهر إما الأكسدة أو تفاعل الاختزال الذي يحدث أثناء تفاعل الأكسدة والاختزال.

من المهم أن نتذكر أن نصف ردود الفعل تحدث في وقت واحد. ثم تنجذب الأيونات الناتجة التي يتم تكوينها إلى بعضها البعض في رابطة أيونية.

مثال آخر على تفاعل الأكسدة والاختزال الذي ينطوي على نقل الإلكترون هو المزيج المعروف جيدًا من الصوديوم المعدني وغاز الكلور لتكوين كلوريد الصوديوم:

ردود الفعل النصفية هي كما يلي:

سنهتم بموازنة هذه المعادلات في وقت آخر.


7.8: تفاعلات تطور الأحماض والقاعدة والغاز - الرياضيات

لأكثر من 300 عام ، تم تصنيف المواد التي تتصرف مثل الخل على أنها أحماض ، في حين أن المواد التي لها خصائص مثل الرماد من حريق الخشب تسمى القلويات أو القواعد. يأتي الاسم & quotacid & quot من الكلمة اللاتينية acidus التي تعني & quotsour & quot ويشير إلى الرائحة الحادة والمذاق الحامض للعديد من الأحماض. طعم الخل حامض لأنه محلول مخفف لحمض الخليك في الماء عصير الليمون الحامض لأنه يحتوي على حامض الستريك يتحول الحليب إلى حامض عندما يفسد بسبب تكوين حمض اللاكتيك ويمكن أن تعزى الرائحة الحامضة للحم الفاسد إلى الأحماض الكربوكسيلية مثل كما يتشكل حمض الزبد عندما تفسد الدهون.

اليوم ، عندما يستخدم الكيميائيون الكلمات & quotacid & quot أو & quotbase & quot ، فإنهم يشيرون إلى نموذج تم تطويره بشكل مستقل بواسطة Br & oslashnsted و Lowry و Bjerrum. نظرًا لوجود العبارة الأكثر وضوحًا لهذه النظرية في كتابات Br & oslashnsted ، فإنها تُعرف بشكل شائع باسم & quotBr & oslashnsted acid-base & quot نظرية.

جادل Br & oslashnsted بأن جميع التفاعلات الحمضية القاعدية تتضمن نقل H + أيون ، أو بروتون. يتفاعل الماء مع نفسه ، على سبيل المثال ، عن طريق نقل أيون H + من جزيء إلى آخر لتكوين H3O + أيون و OH - أيون.

وفقًا لهذه النظرية ، يعتبر الحمض & quot؛ مانحًا & quot؛ والقاعدة & quot؛ متقبل & quot؛

غالبًا ما يتم تقسيم الأحماض إلى فئات مثل & quotstrong & quot و & quotweak. & quot. أحد مقاييس قوة الحمض هو ثابت توازن التفكك الحمضي ، K أ، لذلك الحمض.

عندما ك أ كبير نسبيًا ، لدينا حمض قوي.

عندما تكون صغيرة ، يكون لدينا حمض ضعيف.

عندما تكون صغيرة جدًا ، يكون لدينا حمض ضعيف جدًا.

في عام 1909 ، اقترح S.P.S & oslashrenson أن النطاق الهائل لتركيزات H3يمكن ضغط أيونات O + و OH في المحاليل المائية في مجموعة بيانات أكثر قابلية للإدارة من خلال الاستفادة من الرياضيات اللوغاريتمية وحساب الأس الهيدروجيني أو الأس الهيدروجيني للمحلول.

& quotp & quot في pH و pOH هو عامل يشير إلى أنه يجب حساب سالب اللوغاريتم لأي كمية مرتبطة به. وهكذا ، pKأ هو سالب لوغاريتم ثابت توازن تفكك الحمض.

العيب الوحيد لاستخدام pKأ كمقياس للقوة النسبية للأحماض هو حقيقة أن الأعداد الكبيرة تصف الآن الأحماض الضعيفة ، والأرقام الصغيرة (السالبة) تصف الأحماض القوية.

حمض الهيدروكلوريك: pKأ = -3
CH3كو2ح: pKأ = 4.7
ح2س: pKأ = 15.7

من السمات المهمة لنظرية Br & oslashnsted العلاقة التي تنشئها بين الأحماض والقواعد. يحتوي كل حمض Br & oslashnsted على قاعدة مترافقة والعكس صحيح.

تمامًا مثل حجم K. أ هو مقياس لقوة الحمض ، قيمة K ب يعكس قوة قاعدته المترافقة. ضع في اعتبارك ما يحدث عندما نضرب K أ التعبير عن حمض عام (HA) بواسطة K. ب التعبير عن قاعدته المترافقة (أ -).

إذا استبدلنا الآن كل حد في هذه المعادلة بثابت التوازن المناسب ، فسنحصل على المعادلة التالية.

لأن منتج K. أ مرات ك ب هو رقم صغير نسبيًا ، إما أن يكون الحمض أو قاعدته المقترنة & quot ؛ & quot ؛ ولكن إذا كان أحدهما قويًا ، فيجب أن يكون الآخر ضعيفًا وبالتالي ، يجب أن يكون للحمض القوي قاعدة مترافقة ضعيفة.

من ناحية أخرى ، يجب أن تحتوي القاعدة القوية على حمض مترافق ضعيف.

الماء له تأثير محدود على قوة الأحماض والقواعد. تتصرف جميع الأحماض القوية بنفس الطريقة في الماء - تتصرف جميع حلول 1 م من الأحماض القوية كحلول 1 م من محلول H3O + أيون - والأحماض الضعيفة جدًا لا يمكن أن تعمل كأحماض في الماء. ومع ذلك ، لا يجب أن تحدث التفاعلات الحمضية القاعدية في الماء. عند استخدام مذيبات أخرى ، يمكن ملاحظة النطاق الكامل لقوة القاعدة الحمضية الموضحة في الجدول التالي.

مجمع ك أ pK أ القاعدة المترافقة ك ب pK ب
أهلا 3 × 10 9 -9.5 أنا - 3 × 10-24 23.5
حمض الهيدروكلوريك 1 × 10 6 -6 Cl - 1 × 10-20 20
ح2وبالتالي4 1 × 10 3 -3 HSO4 - 1 × 10-17 17
ح3O + 55 -1.7 ح2ا 1.8 × 10 -16 15.7
HNO3 28 -1.4 رقم3 - 3.6 × 10 -16 15.4
ح3ص4 7.1 × 10 -3 2.1 ح2ص4 - 1.4 × 10-12 11.9
CH3كو2ح 1.8 × 10 -5 4.7 CH3كو2 - 5.6 × 10-10 9.3
ح2س 1.0 × 10 -7 7.0 HS - 1 × 10-7 7.0
ح2ا 1.8 × 10-16 15.7 أوه - 55 -1.7
CH3أوه 1 × 10-18 18 CH3يا - 1 × 10 4 -4
HCCH 1 × 10-25 25 HCC - 1 × 10 11 -11
نيو هامبشاير3 1 × 10-33 33 نيو هامبشاير2 - 1 × 1019 -19
ح2 1 × 10-35 35 ح - 1 × 10 21 -21
CH2= CH2 1 × 10 -44 44 CH2= CH - 1 × 10 30 -30
CH4 1 × 10 -49 49 CH3 - 1 × 10 35 -35

توجد أقوى الأحماض في الزاوية العلوية اليسرى من هذا الجدول ، وهي أقوى القواعد في الركن الأيمن السفلي. كل قاعدة قوية بما يكفي لنزع الحمض في أي خط فوقه. يمكن لأيون الهيدريد (H -) ، على سبيل المثال ، تحويل الكحول إلى قاعدته المترافقة


الأحماض والقواعد في كل مكان

من المحتمل أن يحتوي كل سائل تراه على أي منهما حمضي أو الأساسي سمات. الماء (H.2O) يمكن أن يكون حمضًا وقاعدة ، اعتمادًا على الطريقة التي تنظر إليها. يمكن اعتباره حمضًا في بعض التفاعلات وقاعدة في حالات أخرى. يمكن أن يتفاعل الماء حتى مع نفسه لتشكيل الأحماض والقواعد. إنه يحدث بكميات صغيرة جدًا ، لذلك لن يغير تجاربك على الإطلاق. يذهب مثل هذا:

انظر كيف تم نقل أيون الهيدروجين؟

في معظم الأوقات ، تكون الأيونات الموجبة والسالبة في الماء المقطر بكميات متساوية وتلغي بعضها البعض. تحتوي معظم المياه التي تشربها من الصنبور على أيونات أخرى. هذه الأيونات الخاصة في المحلول تجعل شيئًا حمضيًا أو أساسيًا. يوجد في جسمك مركبات صغيرة تسمى الأحماض الأمينية. يخبرك الاسم أن هذه أحماض. يوجد في الفاكهة ما يسمى حامض الستريك. هذا حمض أيضًا. لكن ماذا عن صودا الخبز؟ عندما تضع ذلك في الماء ، فإنه يخلق حلاً أساسيًا. خل؟ حامض.

إذن ما الذي يجعل الحمض أو القاعدة؟ كيميائي اسمه سفانتي ارهينيوس توصل إلى طريقة لتعريف الأحماض والقواعد في عام 1887. ورأى أنه عندما تضع الجزيئات في الماء ، فإنها تتفكك أحيانًا وتطلق أيون H + (هيدروجين). في أوقات أخرى ، تجد إطلاق أيون OH - (هيدروكسيد). عندما يتم إطلاق أيون الهيدروجين ، يصبح المحلول حامضيًا. عندما يتم إطلاق أيون الهيدروكسيد ، يصبح المحلول أساسيًا. يحدد هذان الأيونان الخاصان ما إذا كنت تبحث عن حمض أو قاعدة. على سبيل المثال ، يسمى الخل أيضًا بحمض الخليك. (حسنًا ، هذا يعطي الإجابة.) إذا نظرت إلى ذراتها عندما تكون في الماء ، فسترى الجزيء CH3COOH ينقسم إلى CH3COO - و H +. أيون الهيدروجين هو سبب تسميته بالحمض. يستخدم الكيميائيون كلمة & quotتنفصل& quot لوصف تفكك المركب.

يستخدم العلماء شيئًا يسمى الرقم الهيدروجيني مقياس لقياس مدى حمضية السائل أو قاعدته. على الرغم من أنه قد يكون هناك العديد من أنواع الأيونات في المحلول ، إلا أن الأس الهيدروجيني يركز على تركيزات أيونات الهيدروجين (H +) وأيونات الهيدروكسيد (OH -). يقيس المقياس القيم من 0 على طول الطريق حتى 14. الماء المقطر هو 7 (في المنتصف يمينًا). تم العثور على الأحماض بين 0 و 7. القواعد هي من 7 إلى 14. معظم السوائل التي تجدها كل يوم لها درجة حموضة قريبة من 7. فهي إما أقل بقليل أو أعلى قليلاً من تلك العلامة. عندما تبدأ في النظر إلى الرقم الهيدروجيني للمواد الكيميائية ، يمكن أن تذهب الأرقام إلى أقصى الحدود. إذا ذهبت إلى معمل كيميائي ، يمكنك إيجاد حلول برقم هيدروجيني 1 وأخرى برقم هيدروجيني 14. وهناك أيضًا أحماض قوية جدًا بقيم أس هيدروجيني أقل من 1 ، مثل حمض البطارية. تشتمل القواعد التي تحتوي على قيم pH قريبة من 14 على منظف الصرف وهيدروكسيد الصوديوم (NaOH). هذه المواد الكيميائية خطيرة للغاية.


Ucture.com٪ ZFcalendar٪ 23view_name٪ 3 ogle Drive Google+ GGoogle Google Play Microsoft Word Onl .. البريد - haramirezhal. سؤال تفاعلات حمض بيرسون وتطور الغاز أكمل التفاعل التالي ، والذي يمثل تحلل حمض الكربونيك. H2CO3 (aq) → حدد الإجابة الصحيحة أدناه: O H20 (1) + C02 (g) OH، 0 (g) + CO، (g) O H2 (g) + CO3 (g) O لا شيء مما سبق A FEEDRACK المزيد السابق في hutu

أكمل التفاعل التالي الذي يمثل تحلل حمض الكربونيك.

help_outline

14.7 معايرة القاعدة الحمضية

كما هو موضح في الفصل الخاص بقياس العناصر الكيميائية في التفاعلات الكيميائية ، يمكن استخدام المعايرة لتحليل المحاليل الكمية لتركيزات الحمض أو القاعدة. في هذا القسم ، سوف نستكشف التوازن الكيميائي الأساسي الذي يجعل قياس معايرة الحمض القاعدي تقنية تحليلية مفيدة.

منحنيات المعايرة

منحنى المعايرة بالتحليل الحجمي هو رسم بياني لبعض خصائص المحلول مقابل كمية محلول المعايرة المضافة. بالنسبة للمعايرة الحمضية القاعدية ، يعتبر الرقم الهيدروجيني للمحلول خاصية مفيدة للمراقبة لأنه يختلف بشكل متوقع مع تركيبة المحلول ، وبالتالي ، يمكن استخدامه لمراقبة تقدم المعايرة واكتشاف نقطة نهايتها. يوضح التمرين المثال التالي حساب الأس الهيدروجيني لمحلول معايرة بعد إضافات عدة أحجام معايرة محددة. يتضمن المثال الأول معايرة حمضية قوية لا تتطلب سوى حسابات متكافئة لاشتقاق الرقم الهيدروجيني للمحلول. يتناول المثال الثاني معايرة حمضية ضعيفة تتطلب حسابات توازن.

مثال 14.21

حساب الأس الهيدروجيني لمحاليل المعايرة: حمض قوي / قاعدة قوية

المحلول

(ب) حجم المعايرة = 12.50 مل. نظرًا لأن العينة الحمضية والمعايرة القاعدية كلاهما أحادي النوع ومركّز بشكل متساوٍ ، فإن إضافة المعاير هذه تتضمن أقل من كمية متكافئة من القاعدة ، وبالتالي يتم استهلاكها تمامًا عن طريق التفاعل مع الحمض الزائد في العينة. يتم حساب تركيز الحمض المتبقي عن طريق طرح الكمية المستهلكة من الكمية الأولية ثم القسمة على حجم المحلول:

(ج) حجم المعايرة = 25.00 مل. تتضمن إضافة المعايرة هذه كمية متكافئة من القاعدة ( نقطة التعادل) ، ولذا فإن منتجات تفاعل المعادلة هي فقط الموجودة في المحلول (الماء وكلوريد الصوديوم). لا يخضع أي من الكاتيونات ولا أنيون هذا الملح للتأين الحمضي القاعدي ، فالعملية الوحيدة التي تولد أيونات الهيدرونيوم هي التحلل الذاتي للماء. المحلول متعادل ، حيث أن الرقم الهيدروجيني = 7.00.

(د) حجم المعايرة = 37.50 مل. هذا ينطوي على إضافة المعاير بما يزيد عن نقطة التكافؤ. ثم يتم حساب الرقم الهيدروجيني للمحلول باستخدام تركيز أيون الهيدروكسيد:

الرقم الهيدروجيني = 14 - pOH = 14 + السجل ([OH -]) = 14 + سجل (0.0200) = 12.30

تحقق من التعلم الخاص بك

إجابه:

0.00: 1.000 15.0: 1.5111 25.0: 7 40.0: 12.523

مثال 14.22

معايرة حمض ضعيف ذو قاعدة قوية

احسب الرقم الهيدروجيني لمحلول المعايرة بعد إضافة الأحجام التالية من معاير هيدروكسيد الصوديوم:

المحلول

(ب) يكون كل من الحمض والمعاير أحادي النوع ويتم تركيز محاليل العينة والمعايرة بالتساوي وبالتالي ، يمثل هذا الحجم من المعايرة نقطة التكافؤ. على عكس مثال الحمض القوي أعلاه ، فإن خليط التفاعل في هذه الحالة يحتوي على قاعدة مترافقة ضعيفة (أيون الأسيتات). يتم حساب الرقم الهيدروجيني للمحلول مع الأخذ في الاعتبار التأين الأساسي للأسيتات ، والذي يوجد بتركيز

يتم تمثيل التأين الأساسي للأسيتات بالمعادلة

بافتراض x & lt & lt 0.0500 ، يمكن حساب الأس الهيدروجيني من خلال نهج ICE المعتاد: K b = x 2 0.0500 M K b = x 2 0.0500 M

لاحظ أن الرقم الهيدروجيني عند نقطة التكافؤ لهذه المعايرة أكبر بكثير من 7 ، كما هو متوقع عند معايرة حمض ضعيف بقاعدة قوية.

(ج) حجم المعايرة = 12.50 مل. يمثل هذا الحجم نصف كمية القياس المتكافئ للمعايرة ، وبالتالي تم تحييد نصف حمض الأسيتيك لإنتاج كمية مكافئة من أيون الأسيتات. وبالتالي ، فإن تركيزات هؤلاء الشركاء الحمضي القاعدي المتقارن متساوية. نهج مناسب لحساب الرقم الهيدروجيني هو استخدام معادلة هندرسون هاسيلبالش:

(الرقم الهيدروجيني = صكأ عند نقطة نصف التكافؤ في معايرة حمض ضعيف)

(د) حجم المعايرة = 37.50 مل. يمثل هذا الحجم فائضًا في القياس المتكافئ للمعايرة ، ومحلول تفاعل يحتوي على كل من منتج المعايرة ، وأيون الأسيتات ، والمعايرة القوية الزائدة. في مثل هذه الحلول ، يتم تحديد الرقم الهيدروجيني للمحلول بشكل أساسي من خلال مقدار القاعدة القوية الزائدة:

تحقق من التعلم الخاص بك

إجابه:

0.00 مل: 2.37 15.0 مل: 3.92 25.00 مل: 8.29 30.0 مل: 12.097

يسمح إجراء حسابات إضافية مماثلة لتلك الموجودة في المثال السابق بتقييم أكثر اكتمالاً لمنحنيات المعايرة بالتحليل الحجمي. يتم توفير ملخص لأزواج بيانات الأس الهيدروجيني / الحجم لمعايرات الحمض القوية والضعيفة في الجدول 14.2 ويتم رسمها كمنحنيات معايرة في الشكل 14.18. توضح المقارنة بين هذين المنحنيين عدة مفاهيم مهمة يمكن تناولها بشكل أفضل من خلال تحديد المراحل الأربع للمعايرة بالتحليل الحجمي:

الحالة الأولية (حجم معاير مضاف = 0 مل): يتم تحديد الأس الهيدروجيني بواسطة الحمض الذي يتم معايرته لأن عينتي الحمض مركّزين بشكل متساوٍ ، سيُظهر الحمض الضعيف درجة حموضة أولية أكبر

نقطة ما قبل التكافؤ (0 مل & لتر الخامس & لتر 25 مل): يزداد الرقم الهيدروجيني للمحلول تدريجيًا ويستهلك الحمض بالتفاعل مع تركيبة معايرة مضافة تشتمل على حمض غير متفاعل ومنتج التفاعل ، وقاعدته المقترنة

نقطة التعادل (الخامس = 25 مل): لوحظ ارتفاع حاد في الرقم الهيدروجيني عندما ينتقل تكوين المحلول من حامضي إلى محايد (لعينة الحمض القوية) أو قاعدي (لعينة الحمض الضعيف) ، مع تحديد الرقم الهيدروجيني عن طريق تأين القاعدة المترافقة لـ حامض

نقطة ما بعد التكافؤ (الخامس & gt 25 مل): يتم تحديد الرقم الهيدروجيني من خلال كمية المعايرة الأساسية القوية الزائدة المضافة نظرًا لأن كلتا العينتين تمت معايرتهما بنفس المعاير ، ويبدو كلا منحني المعايرة متشابهين في هذه المرحلة.

حجم 0.100 م يضاف هيدروكسيد الصوديوم (مل) تمت إضافة مولات هيدروكسيد الصوديوم قيم الأس الهيدروجيني 0.100 م حمض الهيدروكلوريك 1 قيم الأس الهيدروجيني 0.100 م CH3كو2ح 2
0.0 0.0 1.00 2.87
5.0 0.00050 1.18 4.14
10.0 0.00100 1.37 4.57
15.0 0.00150 1.60 4.92
20.0 0.00200 1.95 5.35
22.0 0.00220 2.20 5.61
24.0 0.00240 2.69 6.13
24.5 0.00245 3.00 6.44
24.9 0.00249 3.70 7.14
25.0 0.00250 7.00 8.72
25.1 0.00251 10.30 10.30
25.5 0.00255 11.00 11.00
26.0 0.00260 11.29 11.29
28.0 0.00280 11.75 11.75
30.0 0.00300 11.96 11.96
35.0 0.00350 12.22 12.22
40.0 0.00400 12.36 12.36
45.0 0.00450 12.46 12.46
50.0 0.00500 12.52 12.52

مؤشرات حمض القاعدة

يمكن تمثيل التوازن في محلول الميثيل البرتقالي ، وهو حمض ضعيف ، في محلول معادلة نستخدم فيها HIn كتمثيل بسيط لجزيء برتقال الميثيل المعقد:

أنيون برتقالي الميثيل ، In - ، أصفر ، والشكل غير المتأين ، HIn ، أحمر. عندما نضيف حمضًا إلى محلول برتقال الميثيل ، فإن زيادة تركيز أيون الهيدرونيوم ينقل التوازن نحو الشكل الأحمر غير المتأين ، وفقًا لمبدأ Le Châtelier. إذا أضفنا القاعدة ، فإننا نحول التوازن نحو الشكل الأصفر. هذا السلوك مشابه تمامًا لعمل المخازن المؤقتة.

يتم تحديد اللون المدرك لمحلول المؤشر من خلال نسبة تركيزات النوعين In - و HIn. إذا كان معظم المؤشر (عادةً حوالي 60-90٪ أو أكثر) موجودًا على شكل In - ، فإن اللون المدرك للحل يكون أصفر. إذا كان معظمها موجودًا على شكل HIn ، فسيظهر لون المحلول باللون الأحمر. تعد معادلة Henderson-Hasselbalch مفيدة لفهم العلاقة بين الرقم الهيدروجيني لمحلول المؤشر وتكوينه (وبالتالي ، اللون المدرك):

في الحلول حيث pH & gt pكأ، يجب أن يكون المصطلح اللوغاريتمي موجبًا ، مما يشير إلى وجود فائض في الشكل الأساسي المترافق للمؤشر (الحل الأصفر). عندما pH & lt pكأ، يجب أن يكون مصطلح السجل سالبًا ، مما يشير إلى وجود فائض من الحمض المترافق (محلول أحمر). عندما يكون الرقم الهيدروجيني للمحلول قريبًا من مؤشر pKa ، توجد كميات ملحوظة من كلا الشريكين المترافقين ، ولون المحلول هو مزيج مضاف من كل منهما (أصفر وأحمر ، ينتج عنه برتقالي). الفاصل الزمني لتغيير اللون (أو فاصل الأس الهيدروجيني) بالنسبة لمؤشر الحمض القاعدي ، يتم تعريفه على أنه نطاق قيم الأس الهيدروجيني التي يتم خلالها ملاحظة تغير في اللون ، وبالنسبة لمعظم المؤشرات ، يكون هذا النطاق تقريبًا pكأ ± 1.

هناك العديد من المؤشرات الحمضية المختلفة التي تغطي مجموعة واسعة من قيم الأس الهيدروجيني ويمكن استخدامها لتحديد الرقم الهيدروجيني التقريبي لمحلول غير معروف من خلال عملية الإزالة. تحتوي المؤشرات العالمية وورق الأس الهيدروجيني على مزيج من المؤشرات وتظهر ألوانًا مختلفة عند درجات حموضة مختلفة. يعرض الشكل 14.19 عدة مؤشرات وألوانها وفترات تغيير لونها.

توضح منحنيات المعايرة الموضحة في الشكل 14.20 اختيار مؤشر مناسب لمعايرة معينة. في المعايرة الحمضية القوية ، يجب أن يؤدي استخدام أي من المؤشرات الثلاثة إلى تغييرات حادة بشكل معقول في اللون وتحديد نقاط النهاية الدقيقة. بالنسبة لهذه المعايرة ، يصل الرقم الهيدروجيني للمحلول إلى الحد الأدنى لفاصل تغيير اللون البرتقالي الميثيل بعد إضافة

24 مل من محلول المعايرة ، وعند هذه النقطة سيبدأ المحلول الأحمر الأولي في الظهور باللون البرتقالي. عند إضافة 25 مل من محلول المعايرة (نقطة التكافؤ) ، يكون الأس الهيدروجيني أعلى بكثير من الحد الأعلى وسيظهر المحلول باللون الأصفر. يمكن بعد ذلك تقدير نقطة نهاية المعايرة على أنها حجم المعايرة التي تنتج تغيرًا مميزًا في اللون البرتقالي إلى الأصفر. سيكون تغيير اللون هذا تحديًا لمعظم عيون البشر للتمييز بدقة. من الممكن الحصول على تقديرات أكثر دقة لنقطة نهاية المعايرة باستخدام إما عباد الشمس أو الفينول فثالين ، وكلاهما يعرض فترات تغيير اللون التي يشملها الارتفاع الحاد في الرقم الهيدروجيني الذي يحدث حول نقطة التكافؤ 25.00 مل.

يوضح منحنى معايرة الحمض الضعيف في الشكل 14.20 أن مؤشرًا واحدًا فقط من المؤشرات الثلاثة مناسب لاكتشاف نقطة النهاية. إذا تم استخدام الميثيل البرتقالي في هذه المعايرة ، فإن المحلول سيخضع لتغيير تدريجي من الأحمر إلى البرتقالي إلى الأصفر على مدى فاصل حجم كبير نسبيًا (0-6 مل) ، واستكمال تغيير اللون جيدًا قبل نقطة التكافؤ (25) مل). سيُظهر استخدام عباد الشمس تغيرًا في اللون يبدأ بعد إضافة 7-8 مل من محلول المعايرة وينتهي قبل نقطة التكافؤ مباشرةً. من ناحية أخرى ، يُظهر الفينول فثالين فاصلًا لتغيير اللون يعمل بشكل جيد بين قوسين التغيير المفاجئ في الرقم الهيدروجيني الذي يحدث عند نقطة معادلة المعايرة. سيتم ملاحظة تغير حاد في اللون من عديم اللون إلى اللون الوردي خلال فترة حجم صغيرة جدًا حول نقطة التكافؤ.


وحدات الدراسة الديناميكية: توازن السوائل والإلكتروليت والحمض القاعدي

أ. العطش. يؤدي جفاف الجهاز العصبي المركزي إلى حدوث ارتباك وخمول يتطور إلى غيبوبة مما يؤدي إلى زيادة التهيج العصبي العضلي الذي يتضح من الارتعاش والتشنجات.

فقدان المذاب ، احتباس الماء ، أو كليهما (على سبيل المثال ، الفقد المفرط للصوديوم + من خلال القيء أو الإسهال أو حرق الجلد أو الشفط المعدي أو الاستخدام المفرط لمدرات البول) ونقص الألدوستيرون (مرض أديسون) وأمراض الكلى المفرطة ADH التي تفرز كمية زائدة من H2O

ج- العلامات الأكثر شيوعًا هي تلك التي تدل على الخلل الوظيفي العصبي بسبب تورم الدماغ. إذا كانت كميات الصوديوم طبيعية ولكن الماء مفرطًا ، فإن الأعراض هي نفس أعراض فائض الماء: تشوش ذهني ، دوار ، غيبوبة إذا حدث التطور ببطء ، ارتعاش عضلي ، وتهيج ، وتشنجات إذا تطورت الحالة بسرعة. في حالة نقص صوديوم الدم المصحوب بفقدان الماء ، تتمثل العلامات الرئيسية في انخفاض حجم الدم وضغط الدم (صدمة الدورة الدموية).


محتويات

تم تقديم مفهوم الأس الهيدروجيني لأول مرة من قبل الكيميائي الدنماركي سورين بيدر لوريتز سورنسن في مختبر كارلسبرغ في عام 1909 [5] وتم تعديله إلى الرقم الهيدروجيني الحديث في عام 1924 لاستيعاب التعريفات والقياسات من حيث الخلايا الكهروكيميائية. في الأوراق الأولى ، كان التدوين يحتوي على H • كحرف منخفض صوهكذا: صح•.

بالنسبة للعلامة p أقترح اسم "أس أيون الهيدروجين" والرمز pح•. ثم ، لأس أيون الهيدروجين (صح•) من الحل ، يجب فهم القيمة السالبة لوغاريتم بريغسيان لعامل طبيعية أيون الهيدروجين ذي الصلة. [5]

المعنى الدقيق لملف ص في الرقم الهيدروجيني متنازع عليه ، حيث لم يشرح سورنسن سبب استخدامه. [6] يصف طريقة لقياسه باستخدام القدره الاختلافات ، وهو يمثل السلبي قوة من 10 في تركيز أيونات الهيدروجين. كل الكلمات لهذه تبدأ من ص بالفرنسية والألمانية والدنماركية ، تم نشر جميع اللغات في Sørensen: كان مختبر Carlsberg يتحدث الفرنسية ، وكانت الألمانية هي اللغة السائدة في النشر العلمي ، وكانت Sørensen هي اللغة الدنماركية. كما أنه استخدم "q" بنفس الطريقة إلى حد كبير في أي مكان آخر في الصحيفة. لذلك يمكن أن ترمز "p" للفرنسيين قوة ألمانية بوتينز ، أو الدنماركية بوتينز، تعني "القوة" ، أو يمكن أن تعني "إمكانية". ربما يكون قد قام للتو بتسمية حل الاختبار "p" والحل المرجعي "q" بشكل تعسفي ، وغالبًا ما يتم إقران هذين الحرفين. [7] لا يوجد الكثير لدعم الاقتراح القائل بأن "pH" تعني المصطلحات اللاتينية هيدروجين البركة (كمية الهيدروجين) أو قوة الهيدروجين (قوة الهيدروجين).

حاليًا في الكيمياء ، يشير الحرف p إلى "cologarithm العشري لـ" ، ويستخدم أيضًا في المصطلح pكأ، يستخدم لثوابت التفكك الحمضي [8] و pOH ، وهو ما يعادل أيونات الهيدروكسيد.

عزت عالمة الجراثيم أليس سي إيفانز ، المشهورة بتأثير عملها على منتجات الألبان وسلامة الغذاء ، إلى ويليام مانسفيلد كلارك وزملائها (الذين كانت واحدة منهم) في تطوير طرق قياس الأس الهيدروجيني في العقد الأول من القرن الماضي ، والتي كان لها تأثير كبير على المختبر والاستخدام الصناعي بعد ذلك. . في مذكراتها ، لم تذكر إلى أي مدى أو قلة ما عرفته كلارك وزملاؤها عن عمل سورينسن قبل بضع سنوات. [9]: 10 قالت:

في هذه الدراسات (الأيض البكتيري) تم توجيه انتباه الدكتور كلارك إلى تأثير الحمض على نمو البكتيريا. وجد أن شدة الحمض من حيث تركيز أيون الهيدروجين هي التي تؤثر على نموها. لكن الطرق الحالية لقياس الحموضة تحدد كمية الحمض وليس شدته. بعد ذلك ، طور الدكتور كلارك مع مساعديه طرقًا دقيقة لقياس تركيز أيون الهيدروجين. حلت هذه الطرق محل طريقة المعايرة غير الدقيقة لتحديد المحتوى الحمضي المستخدم في المختبرات البيولوجية في جميع أنحاء العالم. كما وجد أنها قابلة للتطبيق في العديد من العمليات الصناعية وغيرها التي دخلت حيز الاستخدام على نطاق واسع. [9]: 10

اخترع أرنولد أورفيل بيكمان ، الأستاذ بمعهد كاليفورنيا للتكنولوجيا ، أول طريقة إلكترونية لقياس الأس الهيدروجيني في عام 1934. وكان ذلك ردًا على مزارع الحمضيات المحلي Sunkist الذي أراد طريقة أفضل لاختبار الأس الهيدروجيني للليمون بسرعة. قطف من بساتينهم القريبة. [11]

تحرير الأس الهيدروجيني

يُعرَّف الأس الهيدروجيني بأنه اللوغاريتم العشري لمقلوب نشاط أيون الهيدروجين ، أح+ ، في حل. [4]

على سبيل المثال ، بالنسبة لمحلول به نشاط أيون الهيدروجين 5 × 10 6 (عند هذا المستوى ، هذا هو في الأساس عدد مولات أيونات الهيدروجين لكل لتر من المحلول) هناك 1 / (5 × 10 −6) = 2 × 10 5 ، وبالتالي فإن هذا الحل يحتوي على الرقم الهيدروجيني للوغاريثم10(2 × 10 5) = 5.3. ضع في اعتبارك المثال التالي: كمية 10 7 مول من الماء النقي (pH 7) ، أو 180 طنًا متريًا (18 × 10 7 جم) ، تحتوي على ما يقرب من 18 جم من أيونات الهيدروجين المنفصلة.

لاحظ أن الأس الهيدروجيني يعتمد على درجة الحرارة. على سبيل المثال عند 0 درجة مئوية يكون الرقم الهيدروجيني للمياه النقية حوالي 7.47. عند 25 درجة مئوية تبلغ 7.00 ، وعند 100 درجة مئوية تبلغ 6.14.

تم اعتماد هذا التعريف لأن الأقطاب الكهربائية الانتقائية للأيونات ، والتي تستخدم لقياس الأس الهيدروجيني ، تستجيب للنشاط. من الناحية المثالية ، جهد القطب ، ه، يتبع معادلة نرنست ، والتي يمكن كتابة أيون الهيدروجين كـ

أين ه هو جهد محسوب ، ه 0 هو جهد القطب القياسي ، ص هو ثابت الغاز ، تي هي درجة الحرارة في كلفن ، F هو ثابت فاراداي. بالنسبة لـ H + عدد الإلكترونات المنقولة هو واحد. ويترتب على ذلك أن جهد القطب يتناسب مع الرقم الهيدروجيني عندما يتم تعريف الرقم الهيدروجيني من حيث النشاط. يتم تقديم القياس الدقيق للأس الهيدروجيني في المعيار الدولي ISO 31-8 على النحو التالي: [12] يتم إعداد خلية كلفانية لقياس القوة الدافعة الكهربائية (emf) بين قطب مرجعي وإلكترود حساس لنشاط أيون الهيدروجين عندما يكون كلاهما مغمورة في نفس المحلول المائي. قد يكون القطب المرجعي قطب كلوريد الفضة أو قطب كالوميل. القطب الانتقائي لأيون الهيدروجين هو قطب هيدروجين قياسي.

قطب مرجعي | محلول مركز من KCl || حل الاختبار | ح2 | نقطة [ التوضيح المطلوب ]

أولاً ، تمتلئ الخلية بمحلول نشاط أيون الهيدروجين المعروف و emf ، هس، يقاس. ثم emf ، هX، من نفس الخلية التي تحتوي على محلول مجهول الرقم الهيدروجيني.

الفرق بين قيمتي emf المقاسة يتناسب مع الرقم الهيدروجيني. تتجنب طريقة المعايرة هذه الحاجة إلى معرفة إمكانات القطب القياسي. ثابت التناسب ، 1 /ض يساوي بشكل مثالي 1 2.303 R T / F < displaystyle < frac <1> <2.303RT / F >> > "منحدر نيرنستيان".

لتطبيق هذه العملية في الممارسة العملية ، يتم استخدام قطب كهربائي زجاجي بدلاً من قطب الهيدروجين المرهق. يحتوي القطب الزجاجي المدمج على قطب كهربائي مرجعي مدمج. تتم معايرته ضد المحاليل العازلة لنشاط أيون الهيدروجين المعروف. اقترح IUPAC (الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية) استخدام مجموعة من الحلول العازلة لنشاط H + المعروف. [4] يتم استخدام حلين أو أكثر من محلول عازلة من أجل استيعاب حقيقة أن "المنحدر" قد يختلف قليلاً عن المثالي. لتنفيذ هذا النهج للمعايرة ، يتم غمر القطب أولاً في محلول قياسي ويتم تعديل القراءة على مقياس الأس الهيدروجيني لتكون مساوية لقيمة المخزن المؤقت القياسي. ثم يتم تعديل القراءة من محلول منظم قياسي ثانٍ ، باستخدام عنصر التحكم "المنحدر" ، ليكون مساويًا للرقم الهيدروجيني لهذا المحلول. مزيد من التفاصيل ، ترد في توصيات IUPAC. [4] عند استخدام أكثر من محلولين عازلة ، تتم معايرة الإلكترود عن طريق ضبط قيم الأس الهيدروجيني الملحوظة على خط مستقيم فيما يتعلق بقيم المحلول المعياري. Commercial standard buffer solutions usually come with information on the value at 25 °C and a correction factor to be applied for other temperatures.

The pH scale is logarithmic and therefore pH is a dimensionless quantity.

P[H] Edit

This was the original definition of Sørensen in 1909, [13] which was superseded in favor of pH in 1924. [H] is the concentration of hydrogen ions, denoted [H + ] in modern chemistry, which appears to have units of concentration. More correctly, the thermodynamic activity of H + in dilute solution should be replaced by [H + ]/c0, where the standard state concentration c0 = 1 mol/L. This ratio is a pure number whose logarithm can be defined.

However, it is possible to measure the concentration of hydrogen ions directly, if the electrode is calibrated in terms of hydrogen ion concentrations. One way to do this, which has been used extensively, is to titrate a solution of known concentration of a strong acid with a solution of known concentration of strong alkaline in the presence of a relatively high concentration of background electrolyte. Since the concentrations of acid and alkaline are known, it is easy to calculate the concentration of hydrogen ions so that the measured potential can be correlated with concentrations. The calibration is usually carried out using a Gran plot. [14] Thus, the effect of using this procedure is to make activity equal to the numerical value of concentration.

The glass electrode (and other ion selective electrodes) should be calibrated in a medium similar to the one being investigated. For instance, if one wishes to measure the pH of a seawater sample, the electrode should be calibrated in a solution resembling seawater in its chemical composition, as detailed below.

The difference between p[H] and pH is quite small. It has been stated [15] that pH = p[H] + 0.04. It is common practice to use the term "pH" for both types of measurement.

PH indicators Edit

Average pH of common solutions
مستوى pH range اكتب
Battery acid < 1 Acid
Gastric acid 1.0 – 1.5
خل 2.5
عصير البرتقال 3.3 – 4.2
Black coffee 5 – 5.03
لبن 6.5 – 6.8
ماء نقي 7 حيادي
Sea water 7.5 – 8.4 قاعدة
الأمونيا 11.0 – 11.5
مبيض 12.5
Lye 13.0 – 13.6

Indicators may be used to measure pH, by making use of the fact that their color changes with pH. Visual comparison of the color of a test solution with a standard color chart provides a means to measure pH accurate to the nearest whole number. More precise measurements are possible if the color is measured spectrophotometrically, using a colorimeter or spectrophotometer. Universal indicator consists of a mixture of indicators such that there is a continuous color change from about pH 2 to pH 10. Universal indicator paper is made from absorbent paper that has been impregnated with universal indicator. Another method of measuring pH is using an electronic pH meter.

POH Edit

pOH is sometimes used as a measure of the concentration of hydroxide ions, OH − . pOH values are derived from pH measurements. The concentration of hydroxide ions in water is related to the concentration of hydrogen ions by

أين كدبليو is the self-ionization constant of water. Taking logarithms

So, at room temperature, pOH ≈ 14 − pH. However this relationship is not strictly valid in other circumstances, such as in measurements of soil alkalinity.

Extremes of pH Edit

Measurement of pH below about 2.5 (ca. 0.003 mol dm −3 acid) and above about 10.5 (ca. 0.0003 mol dm −3 alkaline) requires special procedures because, when using the glass electrode, the Nernst law breaks down under those conditions. Various factors contribute to this. It cannot be assumed that liquid junction potentials are independent of pH. [16] Also, extreme pH implies that the solution is concentrated, so electrode potentials are affected by ionic strength variation. At high pH the glass electrode may be affected by "alkaline error", because the electrode becomes sensitive to the concentration of cations such as Na + and K + in the solution. [17] Specially constructed electrodes are available which partly overcome these problems.

Runoff from mines or mine tailings can produce some very low pH values. [18]

Non-aqueous solutions Edit

Hydrogen ion concentrations (activities) can be measured in non-aqueous solvents. pH values based on these measurements belong to a different scale from aqueous pH values, because activities relate to different standard states. Hydrogen ion activity, أH +, can be defined [19] [20] as:

أين ميكرومترH + is the chemical potential of the hydrogen ion, μ H + ⊖ >>^> is its chemical potential in the chosen standard state, ص is the gas constant and تي is the thermodynamic temperature. Therefore, pH values on the different scales cannot be compared directly due to different solvated proton ions such as lyonium ions, requiring an intersolvent scale which involves the transfer activity coefficient of hydronium/lyonium ion.

pH is an example of an acidity function. Other acidity functions can be defined. For example, the Hammett acidity function, ح0, has been developed in connection with superacids.

Unified absolute pH scale Edit

In 2010, a new "unified absolute pH scale" has been proposed that would allow various pH ranges across different solutions to use a common proton reference standard. It has been developed on the basis of the absolute chemical potential of the proton. This model uses the Lewis acid–base definition. This scale applies to liquids, gases and even solids. [21]

Pure water is neutral. When an acid is dissolved in water, the pH will be less than 7 (25 °C). When a base, or alkali, is dissolved in water, the pH will be greater than 7. A solution of a strong acid, such as hydrochloric acid, at concentration 1 mol dm −3 has a pH of 0. A solution of a strong alkali, such as sodium hydroxide, at concentration 1 mol dm −3 , has a pH of 14. Thus, measured pH values will lie mostly in the range 0 to 14, though negative pH values and values above 14 are entirely possible. Since pH is a logarithmic scale, a difference of one pH unit is equivalent to a tenfold difference in hydrogen ion concentration.

The pH of neutrality is not exactly 7 (25 °C), although this is a good approximation in most cases. Neutrality is defined as the condition where [H + ] = [OH − ] (or the activities are equal). Since self-ionization of water holds the product of these concentration [H + ]×[OH − ] = Kث, it can be seen that at neutrality [H + ] = [OH − ] = √ Kث , or pH = pKث/2. pKث is approximately 14 but depends on ionic strength and temperature, and so the pH of neutrality does also. Pure water and a solution of NaCl in pure water are both neutral, since dissociation of water produces equal numbers of both ions. However the pH of the neutral NaCl solution will be slightly different from that of neutral pure water because the hydrogen and hydroxide ions' activity is dependent on ionic strength, so Kث varies with ionic strength.

If pure water is exposed to air it becomes mildly acidic. This is because water absorbs carbon dioxide from the air, which is then slowly converted into bicarbonate and hydrogen ions (essentially creating carbonic acid).

PH in soil Edit

Classification of soil pH ranges Edit

The United States Department of Agriculture Natural Resources Conservation Service, formerly Soil Conservation Service classifies soil pH ranges as follows: [22]

فئة pH range
Ultra acidic < 3.5
Extremely acidic 3.5–4.4
Very strongly acidic 4.5–5.0
Strongly acidic 5.1–5.5
Moderately acidic 5.6–6.0
Slightly acidic 6.1–6.5
حيادي 6.6–7.3
Slightly alkaline 7.4–7.8
Moderately alkaline 7.9–8.4
Strongly alkaline 8.5–9.0
Very strongly alkaline > 9.0

In Europe, topsoil pH is influenced by soil parent material, erosional effects, climate and vegetation. A recent map [23] of topsoil pH in Europe shows the alkaline soils in Mediterranean, Hungary, East Romania, North France. Scandinavian countries, Portugal, Poland and North Germany have more acid soils.

Measuring soil pH Edit

Soil in the field is a heterogeneous colloidal system that comprises sand, silt, clays, microorganisms, plant roots, and myriad other living cells and decaying organic material. Soil pH is a master variable that affects myriad processes and properties of interest to soil and environmental scientists, farmers, and engineers. [24] To quantify the concentration of the H + in such a complex system, soil samples from a given soil horizon are brought to the laboratory where they are homogenized, sieved, and sometimes dried prior to analysis. A mass of soil (e.g., 5 g field-moist to best represent field conditions) is mixed into a slurry with distilled water or 0.01 M CaCl2 (e.g., 10 mL). After mixing well, the suspension is stirred vigorously and allowed to stand for 15–20 minutes, during which time, the sand and silt particles settle out and the clays and other colloids remain suspended in the overlying water, known as the aqueous phase. A pH electrode connected to a pH meter is calibrated with buffered solutions of known pH (e.g., pH 4 and 7) before being inserting into the upper portion of the aqueous phase, and the pH is measured. A combination pH electrode incorporates both the H + sensing electrode (glass electrode) and a reference electrode that provides a pH-insensitive reference voltage and a salt bridge to the hydrogen electrode. In other configurations, the glass and reference electrodes are separate and attach to the pH meter in two ports. The pH meter measures the potential (voltage) difference between the two electrodes and converts it to pH. The separate reference electrode is usually the calomel electrode, the silver-silver chloride electrode is used in the combination electrode. [24]

There are numerous uncertainties in operationally defining soil pH in the above way. Since an electrical potential difference between the glass and reference electrodes is what is measured, the activity of H + is really being quantified, rather than concentration. The H + activity is sometimes called the "effective H + concentration" and is directly related to the chemical potential of the proton and its ability to do chemical and electrical work in the soil solution in equilibrium with the solid phases. [25] Clay and organic matter particles carry negative charge on their surfaces, and H + ions attracted to them are in equilibrium with H + ions in the soil solution. The measured pH is quantified in the aqueous phase only, by definition, but the value obtained is affected by the presence and nature of the soil colloids and the ionic strength of the aqueous phase. Changing the water-to-soil ratio in the slurry can change the pH by disturbing the water-colloid equilibrium, particularly the ionic strength. The use of 0.01 M CaCl2 instead of water obviates this effect of water-to-soil ratio and gives a more consistent approximation of "soil pH" that relates to plant root growth, rhizosphere and microbial activity, drainage water acidity, and chemical processes in the soil. Using 0.01 M CaCl2 brings all of the soluble ions in the aqueous phase closer to the colloidal surfaces, and allows the H + activity to be measured closer to them. Using the 0.01 M CaCl2 solution thereby allows a more consistent, quantitative estimation of H + activity, especially if diverse soil samples are being compared in space and time.

PH in nature Edit

pH-dependent plant pigments that can be used as pH indicators occur in many plants, including hibiscus, red cabbage (anthocyanin), and grapes (red wine). The juice of citrus fruits is acidic mainly because it contains citric acid. Other carboxylic acids occur in many living systems. For example, lactic acid is produced by muscle activity. The state of protonation of phosphate derivatives, such as ATP, is pH-dependent. The functioning of the oxygen-transport enzyme hemoglobin is affected by pH in a process known as the Root effect.

Seawater Edit

The pH of seawater is typically limited to a range between 7.5 and 8.4. [26] It plays an important role in the ocean's carbon cycle, and there is evidence of ongoing ocean acidification caused by carbon dioxide emissions. [27] However, pH measurement is complicated by the chemical properties of seawater, and several distinct pH scales exist in chemical oceanography. [28]

As part of its operational definition of the pH scale, the IUPAC defines a series of buffer solutions across a range of pH values (often denoted with NBS or NIST designation). These solutions have a relatively low ionic strength (≈0.1) compared to that of seawater (≈0.7), and, as a consequence, are not recommended for use in characterizing the pH of seawater, since the ionic strength differences cause changes in electrode potential. To resolve this problem, an alternative series of buffers based on artificial seawater was developed. [29] This new series resolves the problem of ionic strength differences between samples and the buffers, and the new pH scale is referred to as the 'total scale', often denoted as pHتي. The total scale was defined using a medium containing sulfate ions. These ions experience protonation, H + + SO 2−
4 ⇌ HSO −
4 , such that the total scale includes the effect of both protons (free hydrogen ions) and hydrogen sulfate ions:

An alternative scale, the 'free scale', often denoted 'pHF', omits this consideration and focuses solely on [H + ]F, in principle making it a simpler representation of hydrogen ion concentration. Only [H + ]تي can be determined, [30] therefore [H + ]F must be estimated using the [SO 2−
4 ] and the stability constant of HSO −
4 , K *
س :

However, it is difficult to estimate K *
س in seawater, limiting the utility of the otherwise more straightforward free scale.

Another scale, known as the 'seawater scale', often denoted 'pHSWS', takes account of a further protonation relationship between hydrogen ions and fluoride ions, H + + F − ⇌ HF. Resulting in the following expression for [H + ]SWS:

However, the advantage of considering this additional complexity is dependent upon the abundance of fluoride in the medium. In seawater, for instance, sulfate ions occur at much greater concentrations (>400 times) than those of fluoride. As a consequence, for most practical purposes, the difference between the total and seawater scales is very small.

The following three equations summarise the three scales of pH:

In practical terms, the three seawater pH scales differ in their values by up to 0.12 pH units, differences that are much larger than the accuracy of pH measurements typically required, in particular, in relation to the ocean's carbonate system. [28] Since it omits consideration of sulfate and fluoride ions, the free scale is significantly different from both the total and seawater scales. Because of the relative unimportance of the fluoride ion, the total and seawater scales differ only very slightly.

Living systems Edit

pH in living systems [31]
Compartment الرقم الهيدروجيني
Gastric acid 1.5-3.5 [32]
Lysosomes 4.5
Human skin 4.7 [33]
Granules of chromaffin cells 5.5
البول 6.0
Cytosol 7.2
Blood (natural pH) 7.34–7.45
Cerebrospinal fluid (CSF) 7.5
Mitochondrial matrix 7.5
Pancreas secretions 8.1

The pH of different cellular compartments, body fluids, and organs is usually tightly regulated in a process called acid–base homeostasis. The most common disorder in acid–base homeostasis is acidosis, which means an acid overload in the body, generally defined by pH falling below 7.35. Alkalosis is the opposite condition, with blood pH being excessively high.

The pH of blood is usually slightly basic with a value of pH 7.365. This value is often referred to as physiological pH in biology and medicine. Plaque can create a local acidic environment that can result in tooth decay by demineralization. Enzymes and other proteins have an optimum pH range and can become inactivated or denatured outside this range.

The calculation of the pH of a solution containing acids and/or bases is an example of a chemical speciation calculation, that is, a mathematical procedure for calculating the concentrations of all chemical species that are present in the solution. The complexity of the procedure depends on the nature of the solution. For strong acids and bases no calculations are necessary except in extreme situations. The pH of a solution containing a weak acid requires the solution of a quadratic equation. The pH of a solution containing a weak base may require the solution of a cubic equation. The general case requires the solution of a set of non-linear simultaneous equations.

A complicating factor is that water itself is a weak acid and a weak base (see amphoterism). It dissociates according to the equilibrium

where [H + ] stands for the concentration of the aqueous hydronium ion and [OH − ] represents the concentration of the hydroxide ion. This equilibrium needs to be taken into account at high pH and when the solute concentration is extremely low.

Strong acids and bases Edit

Strong acids and bases are compounds that, for practical purposes, are completely dissociated in water. Under normal circumstances this means that the concentration of hydrogen ions in acidic solution can be taken to be equal to the concentration of the acid. The pH is then equal to minus the logarithm of the concentration value. Hydrochloric acid (HCl) is an example of a strong acid. The pH of a 0.01M solution of HCl is equal to −log10(0.01), that is, pH = 2. Sodium hydroxide, NaOH, is an example of a strong base. The p[OH] value of a 0.01M solution of NaOH is equal to −log10(0.01), that is, p[OH] = 2. From the definition of p[OH] above, this means that the pH is equal to about 12. For solutions of sodium hydroxide at higher concentrations the self-ionization equilibrium must be taken into account.

Self-ionization must also be considered when concentrations are extremely low. Consider, for example, a solution of hydrochloric acid at a concentration of 5×10 −8 M. The simple procedure given above would suggest that it has a pH of 7.3. This is clearly wrong as an acid solution should have a pH of less than 7. Treating the system as a mixture of hydrochloric acid and the amphoteric substance water, a pH of 6.89 results. [34]

Weak acids and bases Edit

A weak acid or the conjugate acid of a weak base can be treated using the same formalism.

First, an acid dissociation constant is defined as follows. Electrical charges are omitted from subsequent equations for the sake of generality

and its value is assumed to have been determined by experiment. This being so, there are three unknown concentrations, [HA], [H + ] and [A − ] to determine by calculation. Two additional equations are needed. One way to provide them is to apply the law of mass conservation in terms of the two "reagents" H and A.

C stands for analytical concentration. In some texts, one mass balance equation is replaced by an equation of charge balance. This is satisfactory for simple cases like this one, but is more difficult to apply to more complicated cases as those below. Together with the equation defining Kأ, there are now three equations in three unknowns. When an acid is dissolved in water Cأ = Cح = Cأ, the concentration of the acid, so [A] = [H]. After some further algebraic manipulation an equation in the hydrogen ion concentration may be obtained.

Solution of this quadratic equation gives the hydrogen ion concentration and hence p[H] or, more loosely, pH. This procedure is illustrated in an ICE table which can also be used to calculate the pH when some additional (strong) acid or alkaline has been added to the system, that is, when Cأ ≠ Cح.

For example, what is the pH of a 0.01M solution of benzoic acid, pKأ = 4.19?

  • Step 1: K a = 10 − 4.19 = 6.46 × 10 − 5 =6.46 imes 10^<-5>>
  • Step 2: Set up the quadratic equation. [ H ] 2 + 6.46 × 10 − 5 [ H ] − 6.46 × 10 − 7 = 0 >]^<2>+6.46 imes 10^<-5>[>]-6.46 imes 10^<-7>=0>
  • Step 3: Solve the quadratic equation. [ H + ] = 7.74 × 10 − 4 p H = 3.11 >]=7.74 imes 10^<-4>quad mathrm =3.11>

For alkaline solutions an additional term is added to the mass-balance equation for hydrogen. Since addition of hydroxide reduces the hydrogen ion concentration, and the hydroxide ion concentration is constrained by the self-ionization equilibrium to be equal to K w [ H + ] ><>>>>

In this case the resulting equation in [H] is a cubic equation.

General method Edit

Some systems, such as with polyprotic acids, are amenable to spreadsheet calculations. [35] With three or more reagents or when many complexes are formed with general formulae such as Aصبفحص,the following general method can be used to calculate the pH of a solution. For example, with three reagents, each equilibrium is characterized by an equilibrium constant, β.

Next, write down the mass-balance equations for each reagent:

Note that there are no approximations involved in these equations, except that each stability constant is defined as a quotient of concentrations, not activities. Much more complicated expressions are required if activities are to be used.

There are 3 non-linear simultaneous equations in the three unknowns, [A], [B] and [H]. Because the equations are non-linear, and because concentrations may range over many powers of 10, the solution of these equations is not straightforward. However, many computer programs are available which can be used to perform these calculations. There may be more than three reagents. The calculation of hydrogen ion concentrations, using this formalism, is a key element in the determination of equilibrium constants by potentiometric titration.


Here are some printable periodic tables to help you out, also in pdf format.

    - Pretty much everything you need that can fit on a page and still be readable. Color table with atomic numbers, element symbols, element names, atomic weights, periods, and groups. [2013 Edition] [2012 Edition] - Black/white table with atomic numbers, element symbols, element names, atomic weights, periods. [2013 Edition] [2012 Edition] - Fill in the boxes yourself. - Periodic table that lists the electron configurations for each element. - Color table with atomic numbers, element symbols, atomic weights, periods, and groups. (no names) - Black/white table with atomic numbers, element symbols, atomic weights, periods. (no names) - Black/white table with element symbols, names, atomic numbers, and periods. (no weights) - Color periodic table with element symbols, names, atomic numbers, periods, and groups. (no weights)

The atomic weights given on these tables are the most recent (2007) values as accepted by the IUPAC.


A combustion reaction is a type of redox reaction in which a combustible material combines with an oxidizer to form oxidized products and generate heat (exothermic reaction). Usually, in a combustion reaction oxygen combines with another compound to form carbon dioxide and water. An example of a combustion reaction is the burning of naphthalene:
ج10ح8 + 12 O2 → 10 CO2 + 4 ح2ا

In an isomerization reaction, the structural arrangement of a compound is changed but its net atomic composition remains the same.


شاهد الفيديو: الغاز رياضيات مع الحل. للأذكياء فقط!! (شهر اكتوبر 2021).