تفاعل التحييد: الخصائص ، المنتجات ، الأمثلة - كيمياء - 2026

و تفاعل التعادل هو الذي يحدث بين الحمضية والأنواع الأساسية بطريقة الكمية. بشكل عام، في هذا النوع من التفاعل في الوسط المائي والمياه والملح (الأنواع الأيونية تتكون من كاتيون غير H ⁺ وأنيون غير OH ^- أو O ^2-) يتم إنتاجها وفقا للمعادلة التالية: قاعدة + حمض → ملح + ماء.

الإلكتروليتات ، وهي تلك المواد التي عند إذابتها في الماء ، تولد محلولًا يسمح بالتوصيل الكهربائي ، يكون لها تأثير على تفاعل التعادل. تعتبر الأحماض والقواعد والأملاح إلكتروليتات.

بهذه الطريقة ، فإن الإلكتروليتات القوية هي تلك الأنواع التي تنفصل تمامًا في الأيونات المكونة لها عندما تكون في محلول ، بينما تتأين الإلكتروليتات الضعيفة جزئيًا فقط (لديها قدرة أقل على توصيل تيار كهربائي ؛ أي أنها ليست جيدة الموصلات مثل الشوارد القوية).

مميزات

في المقام الأول ، يجب التأكيد على أنه إذا بدأ تفاعل التعادل بكميات متساوية من الحمض والقاعدة (في الشامات) ، عندما ينتهي التفاعل المذكور ، يتم الحصول على ملح واحد فقط ؛ أي أنه لا توجد كميات متبقية من الحمض أو القاعدة.

أيضًا ، من الخصائص المهمة جدًا للتفاعلات الحمضية القاعدية درجة الحموضة ، والتي تشير إلى مدى حمضية المحلول أو قاعدته. يتم تحديد ذلك من خلال كمية H ⁺ أيونات الموجودة في الحلول المقاسة.

من ناحية أخرى ، هناك العديد من مفاهيم الحموضة والقاعدية اعتمادًا على المعلمات التي يتم أخذها في الاعتبار. أحد المفاهيم البارزة هو مفهوم Brønsted و Lowry ، اللذين يعتبران الحمض كنوع قادر على التبرع بالبروتونات (H ⁺) وقاعدة كأنواع قادرة على قبولها.

معايرة حمض القاعدة

لدراسة تفاعل معادلة بشكل صحيح وكمي بين حمض وقاعدة ، يتم تطبيق تقنية تسمى معايرة القاعدة الحمضية (أو المعايرة).

تتكون معايرات الحمض القاعدي من تحديد تركيز الحمض أو القاعدة الضروري لتحييد كمية معينة من القاعدة أو الحمض بتركيز معروف.

في الممارسة العملية ، يجب إضافة محلول قياسي (يُعرف تركيزه تمامًا) تدريجياً إلى المحلول الذي يكون تركيزه غير معروف حتى يتم الوصول إلى نقطة التكافؤ ، حيث يكون أحد الأنواع قد تحييد الآخر تمامًا.

يتم الكشف عن نقطة التكافؤ من خلال التغيير العنيف في لون المؤشر الذي تمت إضافته إلى محلول التركيز غير المعروف عند اكتمال التفاعل الكيميائي بين كلا المحلين.

على سبيل المثال ، في حالة معادلة حامض الفوسفوريك (H ₃ PO ₄) ستكون هناك نقطة تكافؤ لكل بروتون يتم إطلاقه من الحمض ؛ وهذا يعني أنه سيكون هناك ثلاث نقاط تكافؤ وسيتم ملاحظة ثلاث تغييرات في اللون.

نواتج تفاعل التعادل

في تفاعلات حمض قوي مع قاعدة قوية ، يحدث التحييد الكامل للأنواع ، كما في التفاعل بين حمض الهيدروكلوريك وهيدروكسيد الباريوم:

2HCl (aq) + Ba (OH) ₂ (aq) → BaCl ₂ (aq) + 2H ₂ O (l)

لذلك لا يزيد H ⁺ أو OH ^- يتم إنشاء أيونات ، وهو ما يعني أن الرقم الهيدروجيني للحلول بالكهرباء قوية التي تم تحييدها يرتبط ارتباطا وثيقا الطابع حمض الكواشف الخاصة بهم.

على العكس من ذلك ، في حالة التعادل بين إلكتروليت ضعيف وقوي (حمض قوي + قاعدة ضعيفة أو حمض ضعيف + قاعدة قوية) ، يتم الحصول على التفكك الجزئي للكهارل الضعيف ويظهر ثابت تفكك الحمض (K _a) أو القاعدة الضعيفة (K _b) ، لتحديد الصفة الحمضية أو الأساسية للتفاعل الصافي عن طريق حساب الأس الهيدروجيني.

على سبيل المثال ، لدينا تفاعل بين حمض الهيدروسيانيك وهيدروكسيد الصوديوم:

HCN (aq) + NaOH (aq) → NaCN (aq) + H ₂ O (l)

في هذا التفاعل ، لا يتأين المنحل بالكهرباء الضعيف بشكل ملحوظ في المحلول ، لذلك يتم تمثيل المعادلة الأيونية الصافية على النحو التالي:

HCN (aq) + OH ^- (aq) → CN ^- (aq) + H ₂ O (l)

يتم الحصول على هذا بعد كتابة التفاعل مع إلكتروليتات قوية في شكلها المنفصل (Na ⁺ (aq) + OH ^- (aq) على الجانب المتفاعل ، و Na ⁺ (aq) + CN ^- (aq) على الجانب المنتجات) ، حيث يكون أيون الصوديوم فقط متفرجًا.

أخيرًا ، في حالة التفاعل بين حمض ضعيف وقاعدة ضعيفة ، لا يحدث التعادل المذكور. وذلك لأن كلا الشوارد ينفصلان جزئيًا ، دون أن ينتج عنه الماء والملح المتوقعان.

أمثلة

حمض قوي + قاعدة قوية

مثال على ذلك هو التفاعل المعطى بين حامض الكبريتيك وهيدروكسيد البوتاسيوم في وسط مائي ، وفقًا للمعادلة التالية:

H ₂ SO ₄ (aq) + 2 KOH (aq) → K ₂ SO ₄ (aq) + 2H ₂ O (l)

يمكن ملاحظة أن كلا من الحمض والهيدروكسيد عبارة عن إلكتروليتات قوية ؛ لذلك ، يتأينون تمامًا في المحلول. يعتمد الرقم الهيدروجيني لهذا المحلول على الإلكتروليت القوي الذي يمثل أعلى نسبة.

حمض قوي + قاعدة ضعيفة

ينتج عن معادلة حامض النيتريك بالأمونيا مركب نترات الأمونيوم ، كما هو موضح أدناه:

HNO ₃ (aq) + NH ₃ (aq) → NH ₄ NO ₃ (aq)

في هذه الحالة ، لا يتم ملاحظة الماء الناتج عن الملح ، حيث يجب تمثيله على النحو التالي:

HNO ₃ (aq) + NH ₄ ⁺ (aq) + OH ^- (aq) → NH ₄ NO ₃ (aq) + H ₂ O (l)

لذلك يمكن اعتبار الماء منتج تفاعل. في هذه الحالة ، سيكون للمحلول درجة حموضة حمضية بشكل أساسي.

حمض ضعيف + قاعدة قوية

يظهر التفاعل الذي يحدث بين حمض الأسيتيك وهيدروكسيد الصوديوم أدناه:

CH ₃ COOH (aq) + NaOH (aq) → CH ₃ COONa (aq) + H ₂ O (l)

نظرًا لأن حمض الأسيتيك عبارة عن إلكتروليت ضعيف ، فإنه يتفكك جزئيًا ، مما ينتج عنه أسيتات الصوديوم والماء ، وسيكون لمحلولهما درجة حموضة قاعدية.

حمض ضعيف + قاعدة ضعيفة

أخيرًا ، وكما ذكر أعلاه ، لا يمكن للقاعدة الضعيفة أن تحيد حمض ضعيف ؛ ولا العكس. كلا النوعين يتحلل بالماء في محلول مائي وسوف يعتمد الرقم الهيدروجيني للمحلول على "قوة" الحمض والقاعدة.

المراجع

1. ويكيبيديا. (سادس). تحييد (كيمياء). تعافى من en.wikipedia.org
2. تشانغ ، ر. (2007). الكيمياء ، الطبعة التاسعة (ماكجرو هيل).
3. ريموند ، كو (2009). الكيمياء العضوية والبيولوجية العامة. تعافى من books.google.co.ve
4. Joesten ، MD ، Hogg ، JL and Castellion ، ME (2006). عالم الكيمياء: الأساسيات. تعافى من books.google.co.ve
5. كلوجستون ، إم وفليمينج ، ر. (2000). كيمياء متقدمة. تعافى من books.google.co.ve
6. ريجر ، DL ، Goode ، SR and Ball ، DW (2009). الكيمياء: المبادئ والممارسة. تعافى من books.google.co.ve