الي يعرف للبويربوينت يدخل للاهميه

1. (‌ج) طرق التحليل بإستخدام الأجهزة (التحليل الآلي) :


2. بالنسبة لحمض الخليك :


3. HAc D H+ + Ac- a


4. (2) ترسيب هيدروكسيدات المجموعة الثالثة:

سلام...
انا عندي موضوع وابغى اعمله عرض بويربوينت بس للاسف مااعرفله
وابغى منكم تساعدوني إذا تقدروا
وعادي إذا اختصرتوه لانه شوي طويل
الموضوع...........
طرق التحليل الكيميائي تعتبر الكيمياء التحليلية أحد فروع علم الكيمياء الهامة التي تبحث في التعرف على المواد وفصلها ومعرفة مكوناتها وتقديرها تقديراً كمياً ولذلك فإنها تنقسم إلى قسمين رئيسين :
(1) طرق التحليل الوصفي Qualitative Analysis :
يهدف التحليل الوصفي إلى تحديد نوع المراد معرفتها وهو تحليل يمكن من معرفة العناصر الكيميائية المكونة للمادة تحت الإختيار أو معرفة الأيونات أو المجموعات الذرية التي تدخل في تركيبها.
(2) طرق التحليل الكمي Quantitative Analysis :
يعني التحليل الكمي للمواد بتقدير كمية (مقدار) المادة كوحدة واحدة عند وجودها في أي من الحالات الثلاث (سائل , غاز , صلب) أو تقدير نسبة وجود بعض أو كل العناصر الداخلة في تركيبها.
ويمكن تقسيم طرق التحليل الكمي إلى ثلاثة أقسام رئيسية وذلك اعتماداً على الوسيلة المستخدمة لإجراء التحليل:
(‌أ) طرق التحليل الحجمي : يهدف التحليل الحجمي إلى تعيين الحجم من محلول معلوم التركيز (محلول قياسي) الذي يتفاعل كمياً مع حجم معين من المحلول مجهول التركيز والمطلوب تعيينه.
(‌ب) التحليل الوزني : يعرف التحليل الوزني بانه تلك العمليات التي تتضمن فصل المكون المطلوب تقديره في أنقى صورة ممكنة (غير قابلة للذوبان) يسهل وزنها ويمكن حساب مقدار المكون (أو الشق أو العنصر) بعد ذلك بطريقة الحساب الكيميائي.

(‌ج) طرق التحليل بإستخدام الأجهزة (التحليل الآلي) :

تعتمد هذه الطرق على بعض الخواص الفيزيائية والكيميائية في أغراض التحليل الكيميائي ولذلك فإنها تستخدم بعض الأجهزة لقياس خصائص محددة للمواد المطلوب تحليلها شريطة أن يتناسب مقدار الخاصية تناسباً طردياً مع مقدار المادة تحت الاختيار.
الإتزان الكيميائي Chemical Equilibrium قانون فعل الكتلة (Law of Mass Action):
ينص قانون فعل الكتلة على أن " سرعة التفاعل الكيميائي تتناسب تناسبا طردياً مع الكتلة الفعالة للمواد المتفاعلة " .
الكتلة الفعالة هي التركيز المولي أو الجزيئي للمادة (عدد المولات في اللتر).
في التفاعل :
aA + bB D cC + dD
سرعة التفاعل الطردي (من الشمال إلى اليمين) تمثل بالمعادلة :
Rf = K1
a
b سرعة التفاعل العكسي (من اليمين إلى الشمال) تمثل بالمعادلة :
Rb = K2
c
d K2 , K1 هما ثابتي السرعة للتفاعل الطردي والعكسي على التوالي , القوس المربع
يمثل الكتلة الفعالة.
عند بلوغ حالة الإتزان تتساوى سرعتي التفاعل الطردي والتفاعل العكسي :
K1
a
b = K2
c
d أي أن :
K1 =
c
d K2
a
b Kc =
c
d
a
b يسمى الثابت Kc بثابت الإتزان للتفاعل والمعادلة الأخيرة هي النص الرياضي لقانون فعل الكتلة.
المواد شحيحة الذوبان :
حاصل الإذابة (solubility product) :
عند إذابة ملح شحيح الذوبان مثل AgCl في الماء تحدث حالة الإتزان الآتية في المحلول :
AgCl (solid) D Ag+ + Cl- وبتطبيق قانون فعل الكتلة :
ولكن تركيز كلوريد الفضة الصلب
يعتبر مقدار ثابت حيث ان حالة الإتزان لا تعتمد على كمية كلوريد الفضة الصلب في المحلول ويكون :
Ksp =
ويسمى الثابت Ks بحاصل الإذابة. تنص المعادلة الأخيرة انه في محلول مشبع لكلوريد الفضة يكون حاصل ضرب التركيز المولي لأيونات الفضة وأيونات الكلوريد مساوياً مقداراً ثابتاً.
إذا كان جزيء المادة الشحيحة الذوبان يعطي أكثر من أيون من نفس النوع فإن تركيز هذا الأيون يرفع إلى أس مساو ٍ لعدد الأيونات :
Ag2S (solid) D 2Ag+ + S- - Ksp =
2
في حالة المركب :
Mx Ay (solid) D x M++ + y A- Ksp =
x
y هذه المعادلة هي النص الرياضي لحاصل الإذابة.
العلاقة بين حاصل الإذابة والذوبانية (درجة الإذابة) :
إذا كان S هي الذوبانية او التركيز المولي للملح الذائب :
(‌أ) في حالة كلوريد الفضة :
AgCl D Ag+ + Cl- S S S
= S ,
= S S = S2 × Ksp =
= S
(‌ب) في حالة كبريتيات الباريوم :
BaSO4 D Ba++ + SO4- - S S S S = S2 × Ksp =
= S
(‌ج) في حالة فلوريد الكالسيوم :
CaF2 D Ca++ + 2F - S S 2S (2S)2 = 4S3 × Ksp =
2 = S
أمثلة :
(1) أحسب حاصل الإذابة لكلوريد الفضة في درجة 20ْ م إذا كانت الذوبانية هي 0.000286 جرام في 100 سم3.(الوزن الجزيئي لكلوريد الفضة = 143 ) ؟
الحل: يمكن التعبير عن الذوبانية بالجرامات / لتر أو جرامات / 100مل أو أي تعبير آخر ولكن يجب تحويل الذوبانية لوحدة المولارية مول/لتر عند التعويض بالصيغة العامة لمعادلة حاصل الإذابة.
ولهذا يحب في البدء تحويل وحدة جم/100مل إلى مول/لتر وبالشكل التالي :
0.000286 جم / 100 مل = 10-4× 2.86 جم / 100مل
10-4 × 2.86 × 10 = 10-3 × 2.86 جم / لتر
تقسيم هذه القيمة على الوزن الجزيئي لكلوريد الفضة (143) تصبح الذوبانية بالمول / لتر
3/ 10-3 × 2.86 = 10-5 × 2 مول/ لتر
وهذا يعني أن 10-5×2 مول من AgCl ذائب في لتر محلول وموجود على شكل أيونات ولذا فإن في كل لتر من المحلول يوجد :
= 10-5 × 2 مول / لتر
= 10-5 × 2 مول / لتر
وبهذا يمكن حساب حاصل الإذابة بتطبيق المعادلة :
AgCl(S) D Ag++Cl- Ksp =
Mol2L-2 10-4×4 = (10-5×2) × (10-5×2) = Ksp
(2) إذا كان حاصل الإذابة لكرومات الفضة 10-12 × 1.8 أحسب التركيز المولاري للأيونات في المحلول؟
الحل: نفرض ان ذوبانية Ag2CrO4 هي S :
Ag2CrO4 (S) D 2Ag+ + CrO4-- S 2S S Ksp =
2
4S3 = (S) × (2S)2 =
4S3 = 10-12× 1.8
10-5 × 7.7 = 4 / 10-12×1.8 3 = S
مول / لتر 10-5×7.7 =
مول / لتر 10-4×2S = 1.54 =
الالكتروليتات الضعيفة :
الالكتروليتات الضعيفة هي التي تتأين بدرجة صغيرة في محاليلها ومن أمثلة الأحماض الضعيفة حمض الخليك , H2S , والقلويات الضعيفة NH4OH
HAc D H+ + Ac- وبتطبيق قانون فعل الكتلة :
a
Ka هو ثابت تأين الحمض.
قانون استوالد للتخفيف:
إذا اذيب 1 مول من الحمض في محلول حجمه V لتر وكانت هي درجة التفكك . التركيز المولاري للحمض هو C = 1/V
HAc D H+ + Ac- (1- )C C C (1- )/v /v / v a
a
/v . /v (1- )/v
2 a (1- )/v 2C a 1- تعرف المعادلة الأخيرة بقانون استوالد للتخفيف , يمكن إهمال درجة التفكك بالنسبة للواحد الصحيح
Ka = 2C = Ka / C في حالة القلويات الضعيفة مثل هيدروكسيد الامونيوم :
NH4OH D NH4+ + OH- b
حيث Kb هو ثابت تأين القاعدة.
تأين الأحماض عديدة القاعدية:
حمض الخليك HAc هو حمض أحادي القاعدية
H2S هو حمض ثنائي القاعدية
H3PO4 هو حمض ثلاثي القاعدية
في حالة الأحماض عديدة القاعدية يحدث التأين على خطوات . فمثلاً يتأين H2S على خطوتين :
H2S D H+ + HS- HS- D H+ + S-- في جميع الأحماض عديدة القاعدية تقل درجة التأين في كل خطوة عن الخطوة السابقة ويكون هناك ثابت تأين لكل خطوة
a1
a2
تأثير الأيون المشترك:
يقل تأين الحمض او القاعدة الضعيفة بإضافة الكتروليت له أيون مشترك.

بالنسبة لحمض الخليك :

HAc D H+ + Ac- a

ثابت التأين Ka له قيمة ثابتة إذا زاد تركيز أحد الأيونات في المحلول فإنه لحفظ الإتزان يجب أن يقل تركيز الأيون الآخر ويكون ذلك بعكس تأين الحمض , فإذا أضيف حمض قوي مثل HCl إلى حمض الخليك يزداد تركيز أيون الهيدروجين وهو ايون مشترك وبالتالي يكون :
a
ولحفظ الإتزان (لتبقى قيمة Ka مساوية لمقدار ثابت) فإن التفاعل يسري ناحية اليسار أي يقل تأين الحمض فيقل تركيز Ac- عما كانت عليه في بادئ الأمر
HCl à H+ + Cl- HAc D H+ + Ac- تأثير أيون مشترك
مثال آخر :
NH4Cl à NH4+ + Cl- NH4OH D NH4+ + OH- تأثير أيون مشترك
تطبيقات حاصل الإذابة والأيون المشترك في فصل المجموعات التحليلية(التحليل الوصفي):
لحاصل الإذابة أهمية كبيرة في الكيمياء التحليلية فهو يستخدم في التحليل الكيفي لفصل أيونات المعادن عن بعضها :
(1) ترسيب كبريتيدات المجموعة الثالثة والرابعة:
تترسب كبريتيدات المجموعة الثانية (Sb , Cu ,Bi,Cd , Hg++ , Sb , As) في وجود حمض الهديروكلوريك المخفف بينما تترسب كبريتيدات المجموعة الرابعة (Zn,Mn,Co,Ni) فقط في وجود قاعدة (هيدروكسيد الأمونيوم).
عند إمرار غاز H2S في محاليل الأملاح المختلفة فإن ترسيب الكبريتيد يحدث فقط عندما يزيد حاصل ضرب تركيز الأيونات
عن حاصل إذابة الكبريتيد KSP .حاصل إذابة المجموعة الثانية صغير بينما حاصل الإذابة لكبريتيدات المجموعة الرابعة كبير.
HCl à H+ + Cl- H2S D 2H+ + S-- وجود الحمض يقلل من تأين H2S بفعل الأيون المشترك بحيث يبقى عديد قليل من أيونات S- - في المحلول وبذلك تكفي لترسيب كبريتيدات المجموعة الثانية فقط ذات حاصل الإذابة الصغير ولاتترسب كبريتيدات المجموعة الرابعة ذات حاصل الإذابة الكبير.
في وجود هيدروكسيد الأمونيوم فإن أيونات الهيدروكسيل تتحد مع أيونات الهيدروجين الناتجة من تأين H2S ويزداد تركيز S--في المحلول وبذلك تكفي لترسيب كبريتيدات المجموعة الرابعة ذات حاصل الإذابة الكبير.

(2) ترسيب هيدروكسيدات المجموعة الثالثة:

حاصل الإذابة لهيدروكسيدات المجموعة الثالثة (Fe,Al,Cr) صغير بينما حاصل الإذابة لهيدروكسيدات المجموعة الرابعة (Zn,Mn,Co,Ni) كبير, هيدروكسيد الأمونيوم قاعدة ضعيفة , وجود كلوريد الامونيوم قوي التأين يقلل من تأين NH4OH بفعل الأيون المشترك:
NH4Cl à NH4+ + Cl- NH4OH D NH4+ + OH-
وبذلك ينقص تركيز أيونات الهيدروكسيل في المحلول ويكفي فقط لترسيب هيدروكسيدات المجموعة الثالثة ذات حاصل الإذابة الصغير بينما لاتكفي لترسيب هيدروكسيدات المجموعة الرابعة ذات حاصل الإذابة الكبير.
الدالة الحمضية (الأس الهيدروجيني ) ( pH ) :
pH المحلول هي الطريقة الملائمة للتعبير عن تركيز أيونات الهيدرونيوم
في المحلول لتجنب استعمال الأسس السالبة الكبيرة , وتعرف pH المحلول كما يلي :
pH = -log
إن المعدل الإعتيادي المهم لمعظم التجارب هي من صفر(بناءاً على 1 مولاري لمحلول أيونات
) إلى 14 (بناءاً على 1 مولاري لمحلول أيونات OH- ) وللإختصار يكتب :
pH = -log
نفس الشيء :
pOH = -log
ولأن :
Kw =
= 10-14 pH + pOH = 14 :.
وعلى ذلك فالمحلول متعادل pH = 7
وقاعدي pH > 7
وحامضي pH < 7
مثال:
احسب pH لمحلول KOH ( 0.005 M) ؟
الحل: 10-3×5 =
= 0.005M (log 5 = 0.7) 10-3 × -log 5 = pOH
2.3 = pOH
pH = 14 – 2.3 = 11.7
تميؤ الأملاح (Hydrolysis of Salts) :
التميؤ هو عبارة عن تفاعل الانيون أو الكاتيون الناتج من الملح مع الماء لينتج عنه حمض او قاعدة.
تقسم الأملاح حسب قوة الحمض أو القاعدة المشتق منهم الملح إلى :
(‌أ) ملح مشتق من حمض قوي وقاعدة ضعيفة مثل NH4Cl ويكون محلوله في الماء حمضياً.
(‌ب) ملح مشتق من حمض ضعيف وقاعدة قوية مثل CH3COONa ويكون محلوله في الماء قلوياً.
(‌ج) ملح مشتق من حمض ضعيف وقاعدة ضعيفة مثل خلات الامونيوم CH3COONH4+ ويكون محلوله في الماء متعادلاً تقريباً.
(‌د) ملح مشتق من حمض قوي وقاعدة قوية مثل NaCl ويكون محلوله في الماء متعادلاً.
درجة التميؤ وثابت التميؤ:
لندرس تميؤ الملح CH3COONa (NaAc) الناتج من حمض ضعيف HAc وقاعدة قوية NaOH
NaAc + H2O D NaOH + HAc ضعيف قوي ضعيف قوي
Na+ + Ac- + H2O D Na+ + OH- + HAc Ac- + H2O D OH- + HAc ونتيجة لتكوين أيونات OH- يكون محلول خلات الصوديوم في الماء قلوياً.
بفرض اننا بدأنا بواحد مول من الملح مذاباً في V لتر ودرجة التميؤ هي عند الإتزان:
= (1- )/V
= /V
= /V بتطبيق قانون فعل الكتلة:
/v . /v (1- /v)
وبإعتبار أن تركيز الماءا ثابتاً :
2 h (1- )/v يسمى الثابت Kh بثابت التميؤ :
أولاً : حساب الرقم الهيدروجيني (الأس الهيدروجيني) لمحلول ملح مشتق من حمض ضعيف وقاعدة قوية:
(1) Ac- + H2O D HAc + OH-
نفرض ان محلول خلات الصوديوم في الماء تركيزه C مول في اللتر
(2)
h
ومن تأين الحمض الضعيف
HAc D H+ + Ac- (3)
a