تنبيه :: عزيزي اذا واجهتك مشكلة في تصفح الموقع , فاننا ننصحك بترقيه متصفحك الى احدث اصدار أو استخدام متصفح فايرفوكس المجاني .. بالضغط هنا .. ثم اضغط على مستطيل الاخضر (تنزيل مجاني) .

  ينتهي الاعلان 15 /08 /2017 اضغط هنا للمزيد من التفاصيل


 
 
النتائج 1 إلى 2 من 2

الموضوع: كيمياء 12

  1. #1
    عضو جديد
    الحالة : خالد الفنان غير متواجد حالياً
    رقم العضوية : 104873
    تاريخ التسجيل : 31-10-12
    الجنـس : ذكـر
    المشاركات : 3
    التقييم : 10
    Array

    افتراضي كيمياء 12


    أذيب 4.90 g من حمض الكبريتيك في الماء وأصبح حجم المحلول500 mL والمطلوب حساب :

    الفصـــــل الــرابــــع

    معايرة الحمض ـ القاعدة والرقم الهيدروجيني
    المحاليل المائية والرقم الهيدروجيني
    التأين الذاتي للماء : جزيئان من الماء ينتجان أيون هيدرونيوم وأيون هيدروكسيد بانتقال البروتون .
    H2O (l) +H2O (l) H3O+ (aq) + OH- (aq)
    2 H2O (l) H3O+ (aq) + OH- (aq)
    أيون هيدروكسيد أيون هيدرونيوم
    * علل الماء النقي إلكتروليت ضعيف للغاية .
    لأنه يتأين ذاتياً إلى أيون هيدرونيوم و أيون هيدروكسيد ويكون تركيزها صغير جدا .
    [ ] يعني التركيز بالمول / لتر M
    * في الماء النقي عند250 C وجد أن : =1x10-7 M [H3O+] = [OH-]
    ثابت تأين الماء kw : حاصل ضرب تركيز أيون الهيدرونيوم في تركيز أيون الهيدروكسيد.

    Kw =[H3O+] [OH-]
    - ثابت تأين الماء kw يساوي 1x10 -14 عند 250 C ، ويزداد بزيادة درجة الحرارة .
    Kw =[H3O+] [OH-] = 1x10 -14 عند 250 C
    * لماذا تزداد قيمة ثابت تأين الماء Kw بزيادة درجة الحرارة .
    لأن تأين الماء يزداد فيزداد تركيز أيونات الهيدرونيوم والهيدروكسيد
    [H3O+] نوع المحلول
    أكبر من 1x10 -7 M حمضي
    1x10 -7 M متعادل
    أقل من 1x10 -7 M أقل
    [H3O+] يتناسب عكسياً [OH-]

    أشهر الأحماض القوية :

    الصيغة HCl H2SO4 HBr Hi HClO4 HClO3 HNO3
    الاسم هيدروكلوريك كبريتيك هيدرو بروميك هيدرويوديك بيركلوريك كلوريك نيتريك

    أشهر القواعد القوية :

    الصيغة LiOH NaOH KOH RbOH CsOH Ca(OH)2 Ba(OH)2 Sr(OH)2
    الاسم :هيدروكسيد ليثيوم صوديوم بوتاسيوم روبيديوم سيزيوم كالسيوم باريوم ستروشيوم

    الأحماض و القواعد القوية تتأين أو تتفكك بشكل تام .
    * احسب تركيزي أيوني الهيدرونيوم [H3O+] والهيدروكسيد [OH-] في محلول 2.0x10-4 M HCl
    HCl + H2O H3O+ + Cl- ( تأين تام )
    1mol 1mol
    2.0x10-4 M x

    X = 1x2.0x10-4 / 1 = 2.0x10-4 M = [H3O+]

    [OH-] = 1x10-14 / 2.0x10-4 = 5.0 x1x10-10 M


    * احسب تركيزي أيوني الهيدرونيوم [H3O+] في محلول 1x10-3 M H2SO4

    H2SO4 + 2H2O 2H3O+ + SO4 -2 ( تأين تام )
    1mol 2mol
    1x10-3 M x

    X = 2 x 1x10-3 / 1 = 2 x 10-3 M = [H3O+]

    * احسب تركيزي أيوني الهيدرونيوم [H3O+] والهيدروكسيد [OH-] في محلول 1x10-4 M Ba(OH)2؟

    Ba(OH)2 Ba+2 + 2OH- ( تفكك تام )
    1mol 2mol
    1x10-4 M x

    X = 2 x 1x10-3 / 1 = 2 x 10-3 M = [OH-]

    [H3O+] = 1x10-14 / 2x10-3 = 5 x 10-12 M


    علل : سائل تركيز كاتيونات الهيدرونيوم فيه يساوي2.3 x 10-7 M ورغم ذلك فهو غير حمضي .
    لأن درجة الحرارة تختلف عن 250 C ( أكبر )
    * ما البديل غير المنسجم علمياً مع التبرير ؟
    [OH-]=10-4M , [OH-]=10-8M , [H3O+]= 10-4 , [H3O+]= 10-2
    البديل : [OH-]=10-4M التبرير : محلول قاعدي والباقي حمضية
    *رتب تصاعدياً محاليل المواد التالية ( متساوية التركيز ) حسب [H3O+] :
    حمض الكبريتيك ، حمض الإيثانويك ، السكروز ، حمض الهيدروكلوريك
    الترتيب : ( الأقل) السكروز ثم حمض الإيثانويك ثم حمض الهيدروكلوريك ثم حمض الكبريتيك
    *رتب تصاعدياً محاليل المواد التالية ( متساوية التركيز ) حسب درجة توصيلها للتيار الكهربائي :
    C6H12O6 , CaCl2 , HF , NaCl
    الترتيب (الأقل) : C6H12O6 ثم HF ثم NaCl ثم CaCl2

    سلم الرقم الهيدروجيني (pH )

    - استخدام تركيزي H3O+ أوOH- قد لا يكون عملياً للتعبير عن حمضية محلول أو قاعديته ، لماذا ؟
    لصغر القيم الرقمية لهما .
    الرقم الهيدروجيني pHللمحلول : سالب اللوغاريتم للأساس 10 لتركيز أيون الهيدرونيوم [H3O+] . ويعبرعنه بالمعادلة pH =-log[H3O+]
    ومدى pH للمحاليل المائية يتراوح من 0 إلى 14
    * [H3O+] علاقة عكسية مع pH
    * كلما زاد تركيزأيون الهيدرونيوم [H3O+]تقل pH وتزداد الحمضية
    * [OH-] علاقة طردية مع pH
    * كلما زاد تركيز أيون الهيدروكسيد [OH-] تزداد pH وتزداد القاعدية

    الرقم الهيدروكسيدي pOH للمحلول: سالب اللوغاريتم للأساس 10 لتركيز أيونات الهيدروكسيد [OH-] ويعبر عنه بالعلاقة = - log [OH-] pOH
    ومدى pOH للمحاليل المائية يتراوح من 0 إلى 14
    عند درجة حرارة C 25 : pOH = 14 pH +
    وبالتالي : pH + pOH = 14 pKw =

    * كلما تغيرت درجة الحرارة تتغير القيم الدقيقة لـ pH ولـ pOH لأن قيمة Kw معرضة للتغير . لكن تبقى العلاقة pOH = 14 pH + كما هي .

    * رتب تصاعديا المركبات التالية والتي لها نفس التركيز حسب pH
    HCl , NaOH , Ca(OH)2 , CH3COOH -1
    الترتيب : ( الأقل ) HCl ثم CH3COOH ثم NaOH ثم Ca(OH)2

    HCl -2 ، NH4Cl ، NaCl ، H2SO4
    الترتيب : (الأقل) H2SO4 ثم HCl ثم NH4Cl ثم NaCl

    * رتب تصاعديا المركبات التالية والتي لها نفس التركيز حسب زيادة الحمضية :
    H2SO4 ، CH3COOH ، HCl
    الترتيب : (الأقل) CH3COOH ثم HCl ثم H2SO4
    المحلول الحالة العامة عند درجة حرارة 250 C
    المتعادل [H3O+] = [OH-]
    pH = pOH
    [H3O+]= [OH-]=1x10-7 M
    الحمضي [H3O+] > [OH-]
    pH < pOH
    [H3O+]>1x10-7M
    [OH-]<1x10-7M
    pH < 7
    pOH > 7
    القاعدي [H3O+] < [OH-]
    pH > pOH
    [H3O+]<1x10-7M
    [OH-]>1x10-7M
    pH > 7
    pOH < 7

    - عند وضع الثلج الجاف CO2 في الماء يزداد يزداد [H3O+] وتقل pH
    - إضافة بيروكسيد الصوديوم Na2O2 إلى الماء يزداد [OH-] وتزداد pH
    * لماذا يمثل 7 = pH محلولاً متعادلاً عند الدرجة 250 C
    في المحاليل المتعادلة يكون[H3O+]= [OH-]=1x10-7 M وبالتالي تكون قيمة 7= pH .
    * لماذا يتدرج سلم pH بصورة عامة من 0 إلى 14 في المحاليل المائية .
    لأن [H3O+] يقع بين 1x100M و 1x10-14M

    pH
    0
    10-7
    100
    [H3O+]
    حـــــــــــمـــضــــــــي
    زيادة الحمضيــــــــــــــة
    7
    14
    10-14
    قـــــــــــــاعـــــــــــدي
    زيادة القــاعــــــــدية
    متعادل






    * تزداد الحمضية بـ : 1- نقصان قيمة pH 2- زيادة [H3O+] 3- نقصان [OH-]

    * ما البديل غير المنسجم علمياً مع التبرير ؟
    [OH-]=10-5M , pOH= 8 , [H3O+]= 10-3 M , pH = 4
    البديل : [OH-]=10-5M التبرير : محلول قاعدي والباقي حمضية .






    الحسابات المرتبطة بالرقم الهيدروجيني pH

    العلاقات الرياضية : عند 250 C

    Kw =[H3O+] [OH-] = 1x10 -14 pOH + pH = 14
    pH =-log[H3O+] [H3O+] = 1x10-pH

    pOH = - log [OH-] [OH-] = 1x10-pOH

    *احسب الرقم الهيدروجيني pH لمحلول يكون فيه=1 x10-3 M [H3O+]
    pH =-log[H3O+]
    pH =-log1x10-3 = 3
    *احسب الرقم الهيدروكسيدي pOH لمحلول فيه [OH-] =1 x10-5 M
    pOH = - log [OH-]
    pOH = - log 1 x10-5 = 5

    * احسب الرقم الهيدروجيني pH لمحلول يكون فيه [OH-] =1 x10-3 M
    [H3O+] = 1x10-14 / [OH-]
    [H3O+] = 1x10-14 / 2x10-3 = 5 x 10-12 M

    pH =-log[H3O+]
    pH =-log 5 x 10-12 = 11.30
    * احسب pH علماً بأن 2.5 pOH =
    pOH + pH = 14
    pH = 14 – 2.5 = 11.5


    * احسب الرقم الهيدروجيني pH لمحلول 1x10-4 M HCl؟
    HCl + H2O H3O+ + Cl- ( تأين تام )
    1mol 1mol
    1x10-4 M x

    X = 1x1x10-4 / 1 = 1x10-4 M = [H3O+]

    pH =-log[H3O+]
    pH =-log1x10-4 = 4


    * احسب الرقم الهيدروجيني pH لمحلول 1x10-3 M H2SO4

    H2SO4 + 2H2O 2H3O+ + SO4 -2 ( تأين تام )
    1mol 2mol
    1x10-3 M x

    X = 2 x 1x10-3 / 1 = 2 x 10-3 M = [H3O+]
    pH =-log[H3O+]
    pH =-log2x10-3 = 2.70

    * احسب الرقم الهيدروجيني pH لمحلول 1x10-4 M Ba(OH)2؟

    Ba(OH)2 Ba+2 + 2OH- ( تفكك تام )
    1mol 2mol
    1x10-4 M x

    X = 2 x 1x10-3 / 1 = 2 x 10-3 M = [OH-]

    [H3O+] = 1x10-14 / 2x10-3 = 5 x 10-12 M

    pH =-log[H3O+]
    pH =-log 5 x 10-12 =11.30

    * ما تركيز أيون الهيدرونيوم[H3O+] لمحلول رقمه الهيدروجيني pH=5.5 .
    [H3O+ ] = 10 -pH
    [H3O+ ] = 10 -5.5 = 3.016 x 10 -6

    * ما تركيز أيون الهيدروكسيد[OH-] لمحلول رقمه الهيدروجيني pH=10
    pOH = 14 - 10 =4
    [OH-] = 1x10-4


    *محلول هيدروكسيد السترونشيوم Sr(OH)2 قيمة 9= pH والمطلوب حساب :
    1- تركيز أيون الهيدرونيوم[H3O+] .
    [H3O+ ] = 10 -pH
    [H3O+ ] = 10 -9
    2- تركيز أيون الهيدروكسيد[OH-]
    pOH = 14 – pH
    pOH = 14 - 9 =5
    [OH-] = 1x10-5
    3- تركيز هيدروكسيد الباريوم .
    Sr(OH)2 Sr+2 + 2OH- ( تفكك تام )

    1mol 2mol
    x 1x10-5 M

    x = 1x10-5 / 2 = 5 x 10-6 M


    *احسب تركيز هيدروكسيد الباريوم Ba(OH)2 لمحلول قيمة 12= pH

    pOH = 14 - 12 =2
    [OH-] = 1x10-2

    Ba(OH)2 Ba+2 + 2OH- ( تفكك تام )

    1mol 2mol
    x 1x10-2 M

    x = 1x10-2 / 2 = 5 x 10-3 M = [Ba(OH)2]



    * احسب تركيز هيدروكسيد الباريوم Ba(OH)2 لمحلول قيمة 12= pH

    pOH = 14- 12 =2
    [OH-] = 1x10-2

    Ba(OH)2 Ba+2 + 2OH- ( تفكك تام )

    1mol 2mol
    x 1x10-2 M

    x = 1x10-2 / 2 = 5 x 10-3 M = [Ba(OH)2]




    حسابات pH وقوة الأحماض والقواعد


    * علل في محاليل الاحماض الضعيفة أو محاليل القواعد الضعيفة لايمكن أن تحسب [H3O+] أو [OH-] مباشرة من التركيز المولاري لهذه المحاليل
    لعدم تأين جميع جزيئات الحمض الضعيف أو القاعدة الضعيفة



    الكواشف ومقياس pH
    كواشف الحمض والقاعدة : مركبات تتغير ألوانها بتغير pH المحلول
    * لماذا تغير الكواشف ألوانها ؟
    لأنها أحماض ضعيفة أو قواعد ضعيفة .

    معادلة الإتزان لكاشف حمضي HIn H+ + In-
    أنيونات جزيئات
    لون 2 لون 1
    من الأمثلة على الكواشف الحمضية : تباع الشمس

    علل: 1- عند إضافة قطرات من تباع الشمس إلى محلول حمضي يتلون المحلول باللون الأحمر
    HIn H+ + In-
    أزرق أحمر
    In- ( يستقبل ) يتحد مع H+ من الحمض وينتج HIn فيزداد تركيز جزيئات الكاشف فيتلون المحلول باللون الأحمر ( لون جزيئات الكاشف HIn ) .

    2- عند إضافة قطرات من تباع الشمس إلى محلول قاعدي يتلون المحلول باللون الأزرق
    HIn H+ + In-
    OH- من القاعدة يتحد مع H+ ( ويتكون H2O ) . ولتعويض نقص أيونات H+ يزداد تأين جزيئات الكاشف فيزداد تركيز آنيونات In- فيتلون المحلول باللون الأزرق ( لون الآنيونات In- )
    المدى الإنتقالي للكاشف : مدى pH الذي يتغير ضمنه لون الكاشف.

    * الكواشف التي تغيرألوانها عند pH أقل من 7 تعد أحماضاً أقوى من بقيه الكواشف وبالتالي تتأين بشكل أفضل من غيرها ويكون تركيز الآنيوناتIn- كبيراً .
    * كيف تصنع الكواشف العامة ؟
    تصنع بمزج كواشف مختلفة ومتعددة وتغمس ورقة الأختبار في محلول الكاشف العام .
    * مقياس pH: يحدد قيمة pH من خلال قياس فرق الجهد بين إلكترودين موضوعين في المحلول .
    * يتغير فرق الجهد بتغير تركيز أيونات الهيدرونيوم .
    * أذكر بعض الطرق التي تحدد بها طبيعة الوسط حمضي أو قاعدي ومدى دقتها .
    1- ورق تباع الشمس :يعطي دلالة عامة ( أحمر ـ حمضي ) ، ( أزرق ـ قاعدي )ولكن لا تستخدم للمقارنة بين قوة حمضين أو قاعدتين أو للتمييز بين pH للمحاليل .
    2- ورق الكاشف العام pH : طريقة دقيقة إلى حد ما للتمييز بين pH للمحاليل المختلفة .
    3- جهاز مقياس الحموضة الأكثر دقة لـ pH المحلول .
    * تعد الأنثوسيانينات (مصدرها الملفوف الأحمر ) من كواشف الحمض -القاعدة الممتازة ؟
    لأنها تظهر تغيرات في اللون ضمن مدى واسع من قيم pH .
    * زجاجة تحتوي علي سائل صاف غير مزودة ببطاقة تعريف .ما الأختبارات التي يمكن أن تجريها بشكل سريع لتحدد هل المادة حمض أم قاعدة .
    - قياس بورق أو جهاز pH .
    - اختبار تفاعلها مع فلز مثل الخارصين وانطلاق غاز الهيدروجين تكون حمضاً .
    - اختبار تفاعلها مع أيونات الحديد فيتكون لون أحمر إذا كانت قاعدة .

    المعايرة : عملية الإضافة المتحكم فيها لكميات يتم قياسها من محلول معلوم التركيز ولازمة لإتمام التفاعل مع كمية معينة من محلول مجهول التركيز .
    * لماذا تجري المعايرة ثلاث مرات ؟
    لتجنب الخطأ في القياس ( دقة أكبر )
    نقطة التكافؤ : ـ النقطة التي يكون فيها المحلولان المستخدمان في عملية المعايرة بكميات متكافئة كيميائيا
    نقطة النهاية للكاشف : ـ نقطة يتغيرعندها لون الكاشف خلال عملية المعايرة
    *لماذا تستخدم الكواشف في معايرات التعادل ؟
    لأن معظم محاليل الأحماض والقواعد عديمة اللون والكاشف يؤمن تغيراً لونياً يمكن ملاحظته عند نقطة النهاية .
    * ما دور الكاشف في عملية المعايرة ؟ يغير اللون لدى تحقق نقطة التكافؤ .
    * ما الأساس الذي يتم بموجبه اختيار كاشف في معايرة ما ؟
    المدى الإنتقالي للكاشف يتضمن pH لنقطة التكافؤ أي تقع نقطة التكافؤ خلال المدى الإنتقالي للكاشف .
    الكاشف المناسب: يتغير لونه حول نقطة التكافؤ أو التي تقع نقطة التكافؤ خلال مداه .

    علل: 1- عند معايرة الأحماض القوية و القواعد القوية تكون pH نقطة التكافؤ = 7 .
    لأنه ينتج محلول ملحي متعادل pH = 7

    2- نقطة التكافؤ في معايرة حمض قوي و قاعدة ضعيفة تكون pH أقل من 7 .
    لأن الملح الناتج له تأثير حمضي
    3- نقطة التكافؤ في معايرة حمض ضعيف و قاعدة قوية تكون pH أكبر من 7 .
    لأن الملح الناتج له تأثير قاعدي
    4- استخدام أزرق البروموثيمول عند معايرة حمض قوي وقاعدة قوية أفضل من تباع الشمس .
    لأن أزرق البروموثيمول يتغير لونه ضمن مدى انتقالي محدود ( 6.2 ــ 7.6 ) فيحدد pH بدقة
    أما تباع الشمس فله مدى انتقالي واسع ( 5.5 ــ 8 ) فيصعب تحديد pH بالدقة المطلوبة .
    5- لا يوجد كاشف محدد عند معايرة الأحماض الضعيفة والقواعد الضعيفة .
    لأن pH لنقطة التكافؤ لحمض ضعيف وقاعدة ضعيفة غير محددة ويمكن أن تأخذ أي قيمة تبعا للقوة النسبية للمتفاعلات ( الحمض والقاعدة الضعيف )

    نوع المعايرة عند نقطة نهاية المعايرة pH الدليل المناسب
    حمض قوي- قاعدة قوية 7 أزرق بروموثيمول
    حمض قوي- قاعدة ضعيفة أقل من 7 برتقالي الميثيل
    حمض ضعيف- قاعدة قوية أكبر من 7 فينولفثالين
    حمض ضعيف – قاعدة ضعيفة غير محددة لا يوجد

    الكاشف برتقالي الميثيل أزرق بروموفينول أحمر الميثيل أزرق بروموثيمول أحمر الفينول فينولفثالين
    المدى الإنتقالي 3.1 - 4.4 3.0 – 4.6 4.4 – 6.2 6.2 – 7.6 6.4 – 8.0 8.0 – 10.0



    حجم القاعدة المضاف(mL)
    50
    100
    pH
    0
    7
    14
    A
    B
    C
    منحنيات المعايرة منحنى معايرة حمض قوي مع قاعدة قوية :
    مثال : معايرة حمض HCl 50 mL مع 1.0M NaOH

    - النقطة A : فائض من الحمض
    - النقطةB نقطة التكافؤ ( محلول ملحي )
    - النقطةC : فائض من القاعدة










    تأمل منحنيي المعايرة التاليين وأجب عن الأسئلة التي تليهما :


    2
    حجم القاعدة المضاف(mL)
    25
    50
    0
    pH
    0
    8
    14
    10
    ( 2 )
    حجم الحمض المضاف mL




    25
    50
    0
    pH
    0
    6
    8
    2
    14
    ( 1 )
















    ما نوع الحمض في المعايرة ( 1 ) ؟ .............
    ما نوع القاعدة في المعايرة ( 2 ) ؟ .............
    عند نقطة نهاية التفاعل في المعايرة ( 1 ) تكون pH = 7 فسر ذلك . .............

    الكاشف A B C
    المدى 8.0 – 10.0 6.2 – 7.6 3.1 – 4.4
    أي الكواشف أعلاه يناسب المعايرة ( 1 ) ؟ ............ وأيها يناسب المعايرة ( 2 ) ؟ ..............
    فسر : لايستخدم تباع الشمس في المعايرتين السابقتين . ...............
    ما الحجم اللازم إضافته من الحمض لتعادل تماماً مع القاعدة في الشكل ( 1 ) ؟ ......
    الإجابات : 1- الحمض قوي 2- القاعدة قوية 3- ينتج محلول ملحي متعادل 4- B و A
    5- تباع الشمس له مدى انتقالي واسع ( 5.5 ــ 8 ) فيصعب تحديد pH بالدقة المطلوبة
    6-25 mL

    ادرس الجدول التالي وأجب عن الأسئلة التي تليه :

    الكاشف المدى الإنتقالي لون الحمض لون المدى الإنتقالي لون القاعدة
    فينولفثالين 8.0 – 10.0 عديم اللون وردي فاتح وردي
    أزرق بروموفينول 3.0 – 4.6 أصفر وردي فاتح بنفسجي
    أزرق بروموثيمول 6.2 – 7.6 أصفر أخضر شاحب بنفسجي

    1- أي الكواشف الأفضل استخداماً عند معايرة حمض الأسيتيك مع هيدروكسيد البوتاسيوم مع التفسير ؟
    2- محلول يعطي مع أزرق بروموفينول اللون البنفسجي ويكون مع فينولفثالين عديم اللون ، توقع مما يلي قيمة pH لهذا المحلول ( 2.5 - 6.2 - 8.7 )
    3- محلول 5.0 = pH ، أي صور الفينولفثالين ( HIn أم In- ) يكون تركيزها أكبر في المحلول مع التبرير ؟ .............................................
    الإجابات :1- فينولفثالين لأن الحمض ضعيف والقاعدة قوية ونقطة التكافؤ تقع ضمن المدى الإنتقالي للكاشف . 2- 6.2 3- HIn لأن المحلول حمضي فيزداد تركيز أيونات الهيدرونيوم وتتحد مع أيونات In- لتكوين المزيد من HIn .

    عملية معايرة ( 50.0mL ) من محلول (0.10 M ) NaOHمع ( 50.0mL ) من محلول(0.10 M ) HCl أجب عما يلي :
    1- ارسم شكلاً تخطيطياً يمثل منحنى عملية المعايرة .
    2- لماذا يعتبر كاشف أزرق بروموثيمول مداه(6.2 -7.6)
    أفضل من تباع الشمس مداه (5.5-8.0 ) لتحديد نقطة النهاية .
    3- توقع ما يحدث لقيمة للمحلول الملحي الناتج إذا استبدل حمض
    HCl بحمض CH3COOH .










    المولارية والمعايرة
    المحلول القياسي : المحلول المعلوم تركيزه بدقة .
    المادة القياسية الأولية : مركب صلب درجة نقاوته عالية ويستخدم محلولها للتحقق من تركيز المحلول
    القياسي في المعايرة
    خطوات حل مسائل المعايرة

    × المولاريةM
    حجم المحلول L
    =عدد المولاتmol
    1 ـ كتابة معادلة كيميائية موزونة.2 ـ حساب عدد مولات المحلول المعلوم من القانون:
    3 ـ حساب عدد مولات المحلول المجهول باستخدام المعادلة .

    × المولاريةM
    حجم المحلول L
    =عدد المولاتmol
    4 ـ حساب الكمية المجهوله (المولارية أو الحجم ) من القانون:

    * في تجربة معايرة 17.6 ml من محلول H2SO4 تعادل 27.4 ml من محلول LiOH 0.0165 M فما مولارية المحلول الحمضي ؟
    H2SO4 LiOH
    V = 27.4/1000=0.0274 L V=17.6/1000=0.0176 L
    M = 0.0165 M M = ?

    1- كتابة المعادلة موزونة :
    2LiOH + H2SO4 Li2SO4 + 2H2O
    2 mol 1 mol
    2 ـ حساب عدد مولات المحلول المعلومLiOH من القانون:
    Mol = M x L = 0.0165 x 0.0274 = 4.52 x 10-4 mol LiOH

    1mol H2SO4
    3 ـ حساب عدد مولات المحلول المجهول H2SO4 باستخدام المعادلة .
    2 mol LiOH
    4.52 x 10-4 mol LiOH x = = 2.26 mol H2SO4
    4 ـ حساب الكمية المجهوله (المولارية أو الحجم ) من القانون:

    عدد المولاتmol
    2.26 mol H2SO4


    حجم المحلول L
    0.0176 L
    M = = = 0.0128 M

    * في تجربة معايرة احتاجت عينه من محلول 0.215 M KOH حجمها 15.5ml إلى 21.2 ml من محلول حمض الأسيتيك CH3COOH أحسب مولارية الحمض .







    * تبلغ قيمة pHلمحلول حمض النيتريك2.70 ، احسب ما يلي :
    1- [H3O+] و [OH-] .
    2-عدد مولات HNO3 اللازمة لتحضير 5.50 Lمن المحلول .
    4-كتلة في المحلول المذكور في الخطوة السابقة (ك .مـ للحمض = 63 g/mol )




    * محلول حجمه200mL من هيدروكسيد الباريوم لهpH= 12 والمطلوب حساب :
    1- التركيز المولاري للقاعدة 2- كتلة القاعدة المذابة في المحلول .Ba(OH)2= 171g/mol





    * أذيب 4.90 g من حمض الكبريتيك في الماء وأصبح حجم المحلول500 mL والمطلوب حساب :
    1- تركيز الحمض 2- pH للمحلول الناتج H2SO4 = 98g/mol





    * محلول حجمه 500 mL من هيدروكسيد الكالسيوم ، لزم لمعادلة 100.0 mLمنه حجم يبلغ 50.0 mL من حمض الهيدروكلوريك تركيزه 0.150 M والمطلوب حساب :
    1- مولارية محلول هيدروكسيد الكالسيوم 2- كتلة هيدروكسيد الكالسيوم بالجرام في اللتر Ca(OH)2= 74g/mol




    * أذيب 1.48 g من هيدروكسيد الكالسيوم في كمية من الماء المقطر لتحضير محلول0.1 M والمطلوب حساب :
    1- حجم المحلول mL 2- pH للمحلول الناتج Ca(OH)2= 74g/mol








    1- مولارية الحمض H2SO4= 98g/mol







    الملفات المرفقة

  2. #2
    عضو جديد
    الحالة : خالد الفنان غير متواجد حالياً
    رقم العضوية : 104873
    تاريخ التسجيل : 31-10-12
    الجنـس : ذكـر
    المشاركات : 3
    التقييم : 10
    Array

    افتراضي رد: كيمياء 12


    الي يعرف يحل هذه المسألة او ورقة المراجعة المرفقة بسرعة لو سمحتوا






معلومات الموضوع

الأعضاء الذين يشاهدون هذا الموضوع

الذين يشاهدون الموضوع الآن: 1 (0 من الأعضاء و 1 زائر)

المواضيع المتشابهه

  1. مشاركات: 16
    آخر مشاركة: 13-03-07, 09:38 AM
  2. مشاركات: 8
    آخر مشاركة: 12-04-29, 05:48 PM
  3. تلخيص كيمياء 12ع ف1 ، ملخص كيمياء الفصل الدراسي الأول 12ع
    بواسطة الشفق الاحمر في المنتدى مادة الكيمياء chemistry
    مشاركات: 23
    آخر مشاركة: 12-01-31, 07:01 PM
  4. امتحانات ف2 ، امتحان كيمياء ف2 ، اختبار كيمياء ف2 ، كيمياء 12ع
    بواسطة هاجر في المنتدى مادة الكيمياء chemistry
    مشاركات: 20
    آخر مشاركة: 11-06-30, 08:59 PM
  5. مذكرة للفصل 11 كيمياء 12ع ، تلخيص مركبات عضوية أخرى كيمياء 12ع ف2
    بواسطة هاجر في المنتدى مادة الكيمياء chemistry
    مشاركات: 4
    آخر مشاركة: 11-06-02, 09:21 AM

الكلمات الدلالية لهذا الموضوع

المفضلات

المفضلات

ضوابط المشاركة

  • لا تستطيع إضافة مواضيع جديدة
  • لا تستطيع الرد على المواضيع
  • لا تستطيع إرفاق ملفات
  • لا تستطيع تعديل مشاركاتك
  •