كيف نعرف تركيز حمض الخل في قارورة خل اشتريناها من المتجر؟ لا نستطيع أن ندخل الجزيئات ونعدّها، لكننا نستطيع أن نفاعلها مع محلول تركيزه معلوم ونراقب ما يحدث. هذه هي المعايرة، وهي من أجمل تطبيقات الكيمياء الكمية لأنها تحول تفاعلًا كيميائيًا إلى أداة قياس. تعرض هذه الصفحة تعريف الحمض والأساس، ثم الثنائيات حمض أساس، ثم تفاعل الحمض مع الأساس، ثم مبدأ المعايرة والتكافؤ وحساب التركيز، وتنتهي بأمثلة وأخطاء شائعة وتمارين محلولة.
الحمض والأساس حسب برونشتد
يجب حفظ هذين التعريفين لأن التمارين تطلبهما كثيرًا بنصّهما:
- الحمض فرد كيميائي (جزيء أو شاردة) قادر على إعطاء بروتون
H⁺واحد أو أكثر أثناء تفاعل كيميائي. - الأساس فرد كيميائي قادر على اكتساب بروتون
H⁺واحد أو أكثر أثناء تفاعل كيميائي.
ولتفرّق بينهما تذكر أن الأساس يكتسب والحمض يعطي. والبروتون H⁺ هو نواة ذرة الهيدروجين، لأن ذرة الهيدروجين فيها بروتون وإلكترون، وإذا فقدت الإلكترون بقي البروتون وحده بشحنة موجبة. وفي الماء يرتبط البروتون بجزيء ماء فيتشكل H₃O⁺.
الثنائيات حمض أساس
إذا أعطى الحمض AH بروتونًا صار أساسًا A⁻ قادرًا على استعادته. ويسمى كل حمض وأساسه المرافق ثنائية حمض أساس، ونكتبها AH / A⁻، ويربط بينهما نصف المعادلة AH = A⁻ + H⁺. أمثلة:
CH₃COOH / CH₃COO⁻(حمض الإيثانويك وشاردة الإيثانوات).H₃O⁺ / H₂OوH₂O / OH⁻(فالماء حمض في ثنائية وأساس في أخرى).NH₄⁺ / NH₃.
تفاعل حمض مع أساس
يحدث التفاعل بين الحمض في ثنائية والأساس في ثنائية أخرى، وهو انتقال بروتون من الحمض إلى الأساس. أمثلة:
CH₃COOH + OH⁻ → CH₃COO⁻ + H₂OH₃O⁺ + OH⁻ → 2H₂OCH₃COOH + NH₃ → CH₃COO⁻ + NH₄⁺
المعايرة والتكافؤ
المعايرة طريقة لتعيين تركيز مجهول لمحلول، نسميه المحلول المعاير، بتفاعله مع محلول معلوم التركيز نسميه المحلول المعايِر. نضيف المحلول المعايِر من سحاحة تدريجيًا إلى حجم معلوم V_A من المحلول المعاير، حتى بلوغ التكافؤ: وهو الحالة التي تكون عندها المتفاعلات قد مزجت بنسب ستوكيومترية، أي أن كمية المادة المضافة تكفي تمامًا لاستهلاك الأخرى.
نتعرف على التكافؤ بكاشف ملون يغير لونه عند بلوغه (كالفينول فتالين الذي يتحول من عديم اللون إلى الوردي في وسط أساسي)، أو بقياس pH. وفي تفاعل a A + b B → … تكون عند التكافؤ:
n_A / a = n_B / b
وحين يكون المعاملان متساويين a = b = 1 فعند التكافؤ C_A × V_A = C_B × V_B، حيث V_B هو الحجم المضاف عند التكافؤ.
أمثلة محلولة
مثال 1: تركيز حمض. نعاير 10.0 mL من محلول حمض كلور الهيدروجين بمحلول هيدروكسيد الصوديوم تركيزه 0.050 mol/L، فنحتاج 12.0 mL للتكافؤ. من C_A × V_A = C_B × V_B نجد C_A = 0.050 × 12.0 / 10.0 = 0.060 mol/L.
مثال 2: الخل التجاري. نمدد الخل 10 مرات، ثم نعاير 20.0 mL من المحلول الممدد بمحلول هيدروكسيد الصوديوم تركيزه 0.10 mol/L، فنحتاج 15.0 mL للتكافؤ. التفاعل CH₃COOH + OH⁻ → CH₃COO⁻ + H₂O فـ n(CH₃COOH) = 0.10 × 15.0 × 10⁻³ = 1.5 × 10⁻³ mol. تركيز المحلول الممدد 1.5 × 10⁻³ / 0.0200 = 0.075 mol/L، وتركيز الخل الأصلي 10 × 0.075 = 0.75 mol/L. وبما أن الكتلة المولية لحمض الإيثانويك 60 g/mol فالتركيز الكتلي 0.75 × 60 = 45 g/L.
كيف تنفذ المعايرة جيدًا؟
- اغسل السحاحة بمحلول المعايِر قبل ملئها، حتى لا يخففه الماء المتبقي.
- املأها وتأكد من خلوّ طرفها من فقاعات الهواء، واضبط الصفر.
- اسحب الحجم المعاير بماصة معايرة ثم ضعه في كأس مع الكاشف.
- أضف المعايِر ببطء مع التحريك الدائم، وقلل الإضافة قرب التكافؤ قطرة قطرة.
- اقرأ الحجم عند تغير لون الكاشف على مستوى الحضيض السفلي للسطح الهلالي.
- كرر المعايرة، وخذ المتوسط إذا تقاربت القراءات.
أخطاء شائعة
- القول إن الحمض يعطي الشاردة
OH⁻. هذا تعريف أرهنيوس القديم، أما برونشتد فالحمض يعطي بروتونًا. - الخلط بين الحمض والأساس لأن الحمض «يفقد» والأساس «يكتسب».
- كتابة معادلة تفاعل بين حمضين أو بين أساسين. يلزم دائمًا حمض في ثنائية وأساس في ثنائية أخرى.
- الخلط بين التكافؤ (بلوغ النسب الستوكيومترية) ونقطة تغير لون الكاشف، وهي تقريب له.
- نسيان معامل التمديد عند معايرة محلول ممدد.
- الخطأ في وحدات الحجم: يجب استعمال
LأوmLفي الطرفين بالانسجام نفسه.
تمارين للتدرب
- ما الحمض المرافق للأساس
NH₃؟ - نعاير
25.0 mLمن محلول هيدروكسيد الصوديوم بمحلول حمض كلور الهيدروجين تركيزه0.10 mol/L، فيلزم18.0 mLللتكافؤ. احسب تركيز المحلول المعاير. - نمدد 10.0 mL من خل تجاري إلى 100 mL ثم نعاير 20.0 mL من الممدد بمحلول هيدروكسيد الصوديوم
0.10 mol/Lفيلزم12.5 mL. احسب تركيز الخل التجاري وتركيزه الكتلي (M = 60 g/mol). - لماذا نستعمل كاشفًا ملونًا في المعايرة؟
- اكتب معادلة التفاعل بين حمض الإيثانويك والأمونيا.
الحلول:
- الحمض المرافق هو
NH₄⁺، والثنائيةNH₄⁺ / NH₃. C_B = 0.10 × 18.0 / 25.0 = 0.072 mol/L.- في 20.0 mL من الممدد
n = 0.10 × 12.5 × 10⁻³ = 1.25 × 10⁻³ mol، فتركيز الممدد1.25 × 10⁻³ / 0.0200 = 0.0625 mol/L، وتركيز الخل الأصلي10 × 0.0625 = 0.625 mol/L، والكتلي0.625 × 60 = 37.5 g/L. - لأن اللون يتغير عند بلوغ التكافؤ فيحدد لنا الحجم الذي نتوقف عنده.
CH₃COOH + NH₃ → CH₃COO⁻ + NH₄⁺.
الشرح المصوّر وملفات التمارين
لمن يفضل المتابعة بالصوت والصورة، يشرح الأستاذ حمياني في فيديو «تعيين كمية المادة عن طريق المعايرة: تفاعلات حمض أساس» الوحدة السادسة في نحو اثنتين وعشرين دقيقة، مبتدئًا بتعريف الحمض والأساس حسب برونشتد.
وللتطبيق على تمارين حقيقية، اطلع على هذين الملفين في الموقع: