مسائل معايرة الأحماض والقواعد: امتحان تدريبي أصلي في الكيمياء

تقيّم ورقة التدريب الأصلية هذه من tutorgum مسائل معايرة الحمض والقاعدة ضمن نطاق محتوى الكيمياء المحدد في طبعة 2017 المشار إليها. وهي تغطي حساب التراكيز المجهولة، ومنحنيات المعايرة، ونقاط التكافؤ، واختيار الكواشف، والتوصيلية الكهربائية، والأخطاء التجريبية. وهي تقييم مركّز لموضوع محدد، وليست امتحانًا للمقرر كاملًا، ولا ورقة امتحان رسمية أو معتمدة أو سابقة أو متوقعة من NESA.

01تعليمات الامتحان

• زمن الحل: 60 دقيقة.
• زمن القراءة: 5 دقائق.
• الدرجة الكلية: 50 درجة.
• الأدوات: آلة حاسبة علمية، ومسطرة، وأدوات للكتابة. لا يلزم استخدام الملاحظات.
• طريقة الحل: أظهر خطوات حساباتك، وأدرج الوحدات، وقدّم الإجابات بدرجة من الدقة تبررها البيانات.

في الحسابات، استخدم \(n=cV\)، حيث \(n\) هي كمية المادة بوحدة المول، و\(c\) هو التركيز بوحدة \(\mathrm{mol\,L^{-1}}\)، و\(V\) هو الحجم بوحدة اللتر. حوّل الأحجام من الملليلتر إلى اللتر قبل استخدام هذه المعادلة.

ما لم يُذكر خلاف ذلك، افترض أن المحاليل مائية عند درجة حرارة \(25^\circ\mathrm{C}\)، وأن أحجام المحاليل قابلة للجمع، وأن الأحماض والقواعد القوية تتأين تأينًا كاملًا. استخدم العلاقة \(pH+pOH=14.00\) عند درجة الحرارة هذه.

الموضوعات التي يشملها التقييم

• تحديد التراكيز المجهولة للأحماض أو القواعد باستخدام بيانات المعايرة والحسابات الستوكيومترية.
• منحنيات معايرة حمض قوي بقاعدة قوية، وحمض ضعيف بقاعدة قوية، وحمض قوي بقاعدة ضعيفة.
• سلوك نقطة التكافؤ واختيار الكاشف المناسب.
• التغيرات في التوصيلية الكهربائية والأيونات الموجودة أثناء المعايرة.
• الأخطاء المتعلقة بنقطة النهاية، ونقل المحاليل، وتحضيرها.

الموضوعات المستثناة: لا يشمل التقييم حسابات الاتزان الكمية باستخدام \(K_a\) و\(K_b\)، أو الحسابات الموسعة للمحاليل المنظمة، أو الموضوعات الواقعة خارج النطاق المحدد لمعايرة الأحماض والقواعد.

02الأسئلة

السؤال 1 (8 درجات)

يجري طالب تجربة لتحديد تركيز حمض ثنائي البروتون مجهول، \(\ce{H2A}\).

ينقل الطالب \(25.00\ \mathrm{mL}\) من محلول الحمض الأصلي إلى دورق حجمي سعته \(250.0\ \mathrm{mL}\)، ثم يخففه بالماء المقطر حتى علامة المعايرة.

بعد ذلك، تُعايَر عينة حجمها \(25.00\ \mathrm{mL}\) من الحمض المخفف باستخدام هيدروكسيد الصوديوم بتركيز \(0.1200\ \mathrm{mol\,L^{-1}}\). ومعادلة التفاعل الموزونة للتعادل الكامل هي:

\[ \ce{H2A + 2OH^- -> A^2- + 2H2O} \]

يسجل الطالب حجم معايرة أوليًا تقريبيًا مقداره \(19.10\ \mathrm{mL}\)، تتبعه ثلاثة أحجام معايرة متوافقة: \(18.55\ \mathrm{mL}\)، و\(18.60\ \mathrm{mL}\)، و\(18.65\ \mathrm{mL}\).

(a) احسب متوسط أحجام المعايرة الثلاثة المتوافقة. (درجة واحدة)

(b) احسب تركيز الحمض المخفف. أظهر خطوات الحل. (4 درجات)

(c) حدّد تركيز محلول الحمض الأصلي. (درجتان)

(d) وضّح لماذا يجب استخدام المعادلة الموزونة عند تحويل كمية هيدروكسيد الصوديوم إلى كمية الحمض التي تعادلت معه. (درجة واحدة)

السؤال 2 (8 درجات)

تُعايَر عينة حجمها \(50.00\ \mathrm{mL}\) من حمض الهيدروكلوريك بتركيز \(0.1000\ \mathrm{mol\,L^{-1}}\) باستخدام هيدروكسيد الصوديوم بتركيز \(0.1000\ \mathrm{mol\,L^{-1}}\).

سُجّلت قراءات الرقم الهيدروجيني التالية.

• معايرة HCl
  باستخدام NaOH

(a) حدّد حجم هيدروكسيد الصوديوم عند نقطة التكافؤ. (درجة واحدة)

(b) وضّح لماذا يكون الرقم الهيدروجيني عند نقطة التكافؤ مساويًا تقريبًا لـ 7.00 عند درجة حرارة \(25^\circ\mathrm{C}\). (درجتان)

(c) تتوفر ثلاثة كواشف:

اختر الكاشف الذي يقع مركز نطاق تحوله أقرب ما يكون إلى الرقم الهيدروجيني عند نقطة التكافؤ. برّر اختيارك. (درجتان)

(d) احسب الرقم الهيدروجيني بعد إضافة \(55.00\ \mathrm{mL}\) من هيدروكسيد الصوديوم. (3 درجات)

السؤال 3 (9 درجات)

تُعايَر عينة حجمها \(25.00\ \mathrm{mL}\) من حمض ضعيف أحادي البروتون مجهول، \(\ce{HA}\)، باستخدام هيدروكسيد الصوديوم بتركيز \(0.1000\ \mathrm{mol\,L^{-1}}\).

تم الحصول على قراءات الرقم الهيدروجيني التالية.

• معايرة الحمض الضعيف
  باستخدام NaOH

(a) قدّر حجم نقطة التكافؤ من البيانات. (درجة واحدة)

(b) احسب التركيز الابتدائي للحمض الضعيف. (3 درجات)

(c) وضّح لماذا يكون الرقم الهيدروجيني عند نقطة التكافؤ أكبر من 7. أدرج معادلة كيميائية للتفاعل ذي الصلة مع الماء. (3 درجات)

(d) اختر الكاشف الأنسب من الكواشف الثلاثة أدناه، وبرّر اختيارك بالاستناد إلى نطاق تحوله وبيانات المعايرة. (درجتان)

السؤال 4 (9 درجات)

تُعايَر عينة حجمها \(20.00\ \mathrm{mL}\) من محلول الأمونيا المائي، \(\ce{NH3}\)، ذي التركيز المجهول، باستخدام حمض الهيدروكلوريك بتركيز \(0.1000\ \mathrm{mol\,L^{-1}}\).

يُسجّل الرقم الهيدروجيني مع إضافة الحمض.

• معايرة NH₃
  باستخدام HCl

(a) حدّد حجم نقطة التكافؤ. (درجة واحدة)

(b) احسب التركيز الابتدائي لمحلول الأمونيا. (3 درجات)

(c) اكتب معادلة تفاعل أيونات الأمونيوم مع الماء، واشرح لماذا يكون الرقم الهيدروجيني عند نقطة التكافؤ أقل من 7. (3 درجات)

(d) اختر الكاشف الأنسب من الجدول أدناه، وبرّر اختيارك. (درجتان)

السؤال 5 (8 درجات)

تُعايَر عينة حجمها \(25.00\ \mathrm{mL}\) من حمض الهيدروكلوريك بتركيز \(0.1000\ \mathrm{mol\,L^{-1}}\) باستخدام هيدروكسيد الصوديوم بتركيز \(0.1000\ \mathrm{mol\,L^{-1}}\).

يقيس الطالب التوصيلية الكهربائية للخليط مع استمرار المعايرة. القراءات أدناه هي قيم نسبية للتوصيلية بوحدات اعتباطية؛ وتشير القيمة الأكبر إلى توصيلية أعلى.

• معايرة HCl
  باستخدام NaOH

(a) قدّر حجم نقطة التكافؤ من البيانات. (درجة واحدة)

(b) سمِّ الأيونات الذائبة الرئيسية الموجودة قبل نقطة التكافؤ مباشرة، وعند نقطة التكافؤ، وبعد نقطة التكافؤ مباشرة. (3 درجات)

(c) وضّح لماذا تنخفض التوصيلية الكهربائية قبل نقطة التكافؤ ثم ترتفع بعدها. (درجتان)

(d) يدّعي أحد الطلاب أن التوصيلية الكهربائية يجب أن تساوي صفرًا عند نقطة التكافؤ، لأن الحمض والقاعدة قد تعادلا. قيّم هذا الادعاء بالرجوع إلى الأيونات الموجودة في المحلول. (درجتان)

السؤال 6 (8 درجات)

يحدّد طالب تركيز محلول هيدروكسيد الصوديوم عن طريق معايرة عينات حجم كل منها \(25.00\ \mathrm{mL}\) باستخدام حمض الهيدروكلوريك بتركيز \(0.1000\ \mathrm{mol\,L^{-1}}\).

التفاعل هو:

\[ \ce{HCl + NaOH -> NaCl + H2O} \]

يحسب الطالب تركيز هيدروكسيد الصوديوم باستخدام المعادلة التالية:

\[ c(\ce{NaOH})= \frac{c(\ce{HCl})V(\ce{HCl})} {V(\ce{NaOH})} \]

لكل خطأ مستقل أدناه، حدّد ما إذا كان التركيز المحسوب لهيدروكسيد الصوديوم أو التركيز المُبلّغ عنه للحمض الأصلي سيكون أعلى من القيمة الصحيحة، أو أقل منها، أو دون تغيير. وضّح أسبابك.

(a) بعد نقل عينة هيدروكسيد الصوديوم ذات الحجم \(25.00\ \mathrm{mL}\) إلى الدورق المخروطي، يشطف الطالب الدورق بالماء المقطر قبل بدء المعايرة. (درجتان)

(b) تُشطف الماصة بالماء المقطر، ولكن لا تُهيّأ بمحلول هيدروكسيد الصوديوم قبل نقل العينة الحجمية. (درجتان)

(c) في تجربة منفصلة لتخفيف الحمض، يُخفَّف \(25.00\ \mathrm{mL}\) من الحمض المخزون في دورق حجمي سعته \(250.0\ \mathrm{mL}\). يترك الطالب قاع السطح الهلالي للسائل أعلى من علامة المعايرة، لكنه مع ذلك يستخدم عامل تخفيف مقداره 10.00 لحساب تركيز الحمض الأصلي. (درجتان)

(d) أثناء معايرة هيدروكسيد الصوديوم، يتجاوز الطالب نقطة نهاية الكاشف بإضافة كمية زائدة من حمض الهيدروكلوريك. (درجتان)

03الحلول المفصّلة ودليل توزيع الدرجات

تُمنح الدرجات مقابل الخطوات أو الأفكار المحددة. وتُقبل الطرق الصحيحة المكافئة. إذا تابع الطالب حسابًا لاحقًا بصورة صحيحة اعتمادًا على خطأ عددي سابق، فتُمنح درجات المتابعة المناسبة ما دامت طريقة الحل صحيحة.

حل السؤال 1

(a) متوسط حجم المعايرة (درجة واحدة)

احسب المتوسط باستخدام أحجام المعايرة الثلاثة المتوافقة، مع استبعاد الحجم الأولي التقريبي.

\[ \begin{aligned} V_{\text{المتوسط}} &=\frac{18.55+18.60+18.65}{3}\\ &=18.60\ \mathrm{mL} \end{aligned} \]

التصحيح:

• درجة واحدة لحساب المتوسط الصحيح، وهو \(18.60\ \mathrm{mL}\).

(b) تركيز الحمض المخفف (4 درجات)

احسب أولًا كمية أيونات الهيدروكسيد المضافة.

\[ \begin{aligned} n(\mathrm{OH}^{-}) &=cV\\ &=0.1200\times0.01860\\ &=2.232\times10^{-3}\ \mathrm{mol} \end{aligned} \]

توضح المعادلة الموزونة أن مولين من \(\mathrm{OH}^{-}\) يتفاعلان مع مول واحد من \(\ce{H2A}\).

\[ \begin{aligned} n(\ce{H2A}) &=\frac{2.232\times10^{-3}}{2}\\ &=1.116\times10^{-3}\ \mathrm{mol} \end{aligned} \]

حجم العينة هو \(25.00\ \mathrm{mL}=0.02500\ \mathrm{L}\).

\[ \begin{aligned} c_{\text{المخفف}} &=\frac{n(\ce{H2A})}{V}\\ &=\frac{1.116\times10^{-3}}{0.02500}\\ &=0.04464\ \mathrm{mol\,L^{-1}} \end{aligned} \]

تركيز الحمض المخفف هو \(0.04464\ \mathrm{mol\,L^{-1}}\).

التصحيح:

• درجة واحدة لحساب كمية \(\mathrm{OH}^{-}\).
• درجة واحدة لتطبيق النسبة المولية 2:1 بين الهيدروكسيد والحمض.
• درجة واحدة لحساب كمية \(\ce{H2A}\).
• درجة واحدة لحساب تركيز الحمض المخفف مع الوحدات.

(c) تركيز الحمض الأصلي (درجتان)

عامل التخفيف هو:

\[ \frac{250.0}{25.00}=10.00 \]

يغيّر التخفيف التركيز، لكنه لا يغيّر كمية الحمض المنقولة إلى الدورق الحجمي.

لذلك،

\[ \begin{aligned} c_{\text{الأصلي}} &=10.00\times0.04464\\ &=0.4464\ \mathrm{mol\,L^{-1}} \end{aligned} \]

التصحيح:

• درجة واحدة لتحديد عامل التخفيف، وهو 10.00.
• درجة واحدة لحساب التركيز الأصلي الصحيح مع الوحدات.

(d) أهمية المعادلة الموزونة (درجة واحدة)

تحدد المعادلة الموزونة النسبة المولية. إذ يحتاج كل مول من \(\ce{H2A}\) إلى مولين من \(\mathrm{OH}^{-}\) لتحقيق التعادل الكامل، ولذلك لا يمكن حساب كمية الحمض بافتراض نسبة مولية 1:1.

التصحيح:

• درجة واحدة لتحديد النسبة المولية المطلوبة، وهي مول واحد من الحمض لكل مولين من الهيدروكسيد.

حل السؤال 2

(a) حجم نقطة التكافؤ (درجة واحدة)

تحدث نقطة التكافؤ عند إضافة \(50.00\ \mathrm{mL}\) من هيدروكسيد الصوديوم.

التصحيح:

• درجة واحدة للإجابة \(50.00\ \mathrm{mL}\).

(b) الرقم الهيدروجيني عند نقطة التكافؤ (درجتان)

حمض الهيدروكلوريك وهيدروكسيد الصوديوم كلاهما قوي، ولذلك يتأينان عمليًا تأينًا كاملًا في الماء. عند نقطة التكافؤ، تكون أيونات الهيدرونيوم والهيدروكسيد قد تفاعلت بالكميات الستوكيومترية المطلوبة.

المعادلة الأيونية الصافية هي:

\[ \ce{H3O+ + OH^- -> 2H2O} \]

الأيونات الذائبة المتبقية هي أساسًا \(\mathrm{Na}^{+}\) و\(\mathrm{Cl}^{-}\). ولا تتفاعل هذه الأيونات مع الماء بدرجة تؤثر تأثيرًا ملحوظًا في الرقم الهيدروجيني، لذا يكون المحلول متعادلًا تقريبًا عند درجة حرارة \(25^\circ\mathrm{C}\).

وعليه، \(pH\approx7.00\).

التصحيح:

• درجة واحدة لتوضيح تعادل أيونات الهيدرونيوم والهيدروكسيد.
• درجة واحدة لتوضيح أن أيونات الملح المتبقية لا تؤثر تأثيرًا ملحوظًا في الرقم الهيدروجيني.

(c) اختيار الكاشف (درجتان)

أزرق البروموثيمول هو أفضل اختيار من بين الخيارات الثلاثة. فنطاق تحوله، pH 6.0-7.6، يقع مركزه أقرب ما يكون إلى الرقم الهيدروجيني عند نقطة التكافؤ، وهو 7.00.

كما يُظهر المنحنى تغيرًا حادًا في الرقم الهيدروجيني حول نقطة التكافؤ، ولذلك تؤدي إضافة كمية صغيرة من محلول المعايرة إلى تغير واضح في لون الكاشف.

التصحيح:

• درجة واحدة لاختيار أزرق البروموثيمول.
• درجة واحدة لربط نطاق تحوله بالرقم الهيدروجيني عند نقطة التكافؤ.

(d) الرقم الهيدروجيني بعد إضافة \(55.00\ \mathrm{mL}\) من هيدروكسيد الصوديوم (3 درجات)

احسب أولًا كميات الحمض والقاعدة.

\[ \begin{aligned} n(\ce{HCl}) &=0.1000\times0.05000\\ &=0.005000\ \mathrm{mol}\\[4pt] n(\ce{NaOH}) &=0.1000\times0.05500\\ &=0.005500\ \mathrm{mol} \end{aligned} \]

يوجد فائض من هيدروكسيد الصوديوم.

\[ n_{\text{الفائض }\mathrm{OH}^{-}} =0.005500-0.005000 =0.000500\ \mathrm{mol} \]

الحجم الكلي هو:

\[ V_{\text{الكلي}}=0.05000+0.05500 =0.10500\ \mathrm{L} \]

إذًا،

\[ \begin{aligned} [\mathrm{OH}^{-}] &=\frac{0.000500}{0.10500}\\ &=0.004762\ \mathrm{mol\,L^{-1}} \end{aligned} \]

احسب \(pOH\)، ثم احسب \(pH\).

\[ \begin{aligned} pOH&=-\log_{10}(0.004762)\\ &=2.322\\ pH&=14.00-2.322\\ &=11.68 \end{aligned} \]

الرقم الهيدروجيني هو \(11.68\).

التصحيح:

• درجة واحدة لحساب كمية أيونات الهيدروكسيد الفائضة.
• درجة واحدة لحساب تركيز الهيدروكسيد باستخدام الحجم الكلي.
• درجة واحدة للحصول على قيمتي \(pOH\) و\(pH\) الصحيحتين.

حل السؤال 3

(a) حجم نقطة التكافؤ (درجة واحدة)

يحدث التغير الحاد في الرقم الهيدروجيني حول \(24.60\ \mathrm{mL}\).

حجم نقطة التكافؤ هو \(24.60\ \mathrm{mL}\).

التصحيح:

• درجة واحدة للحجم الصحيح.

(b) التركيز الابتدائي للحمض (3 درجات)

معادلة التعادل لحمض أحادي البروتون هي:

\[ \ce{HA + OH^- -> A^- + H2O} \]

النسبة المولية هي 1:1. عند نقطة التكافؤ، تساوي كمية الحمض الابتدائية كمية هيدروكسيد الصوديوم المضافة.

\[ \begin{aligned} n(\ce{NaOH}) &=cV\\ &=0.1000\times0.02460\\ &=0.002460\ \mathrm{mol} \end{aligned} \]

وبالتالي، كانت كمية \(\ce{HA}\) الابتدائية أيضًا \(0.002460\ \mathrm{mol}\).

\[ \begin{aligned} c(\ce{HA}) &=\frac{0.002460}{0.02500}\\ &=0.09840\ \mathrm{mol\,L^{-1}} \end{aligned} \]

التصحيح:

• درجة واحدة لحساب كمية هيدروكسيد الصوديوم عند نقطة التكافؤ.
• درجة واحدة لتطبيق النسبة المولية 1:1.
• درجة واحدة لحساب تركيز الحمض الصحيح مع الوحدات.

(c) لماذا يتجاوز الرقم الهيدروجيني عند نقطة التكافؤ القيمة 7 (3 درجات)

عند نقطة التكافؤ، يكون الحمض الضعيف الأصلي قد تعادل، ويبقى أساسه المرافق، \(\mathrm{A}^{-}\)، في المحلول.

يتفاعل الأساس المرافق مع الماء:

\[ \ce{A^- + H2O <=> HA + OH^-} \]

ينتج عن هذا التفاعل أيونات الهيدروكسيد. ويجعل وجودها المحلول قاعديًا، ولذلك يكون الرقم الهيدروجيني عند نقطة التكافؤ أكبر من 7.

التصحيح:

• درجة واحدة لتحديد الأساس المرافق بوصفه النوع الكيميائي الرئيسي المشتق من الحمض عند نقطة التكافؤ.
• درجة واحدة لكتابة معادلة الاتزان الصحيحة.
• درجة واحدة لربط إنتاج أيونات الهيدروكسيد بكون الرقم الهيدروجيني أكبر من 7.

(d) اختيار الكاشف (درجتان)

الفينولفثالين هو الخيار الأنسب. فنطاق تحوله هو pH 8.2-10.0، ويقع ضمن التغير الحاد في الرقم الهيدروجيني حول نقطة التكافؤ.

ترتفع قراءة الرقم الهيدروجيني أيضًا من 7.13 عند \(24.50\ \mathrm{mL}\) إلى 10.30 عند \(24.70\ \mathrm{mL}\). لذلك، ينبغي أن يتغير لون الكاشف خلال مجال صغير من الأحجام المضافة بالقرب من نقطة التكافؤ.

التصحيح:

• درجة واحدة لاختيار الفينولفثالين وتحديد نطاق تحوله.
• درجة واحدة لربط هذا النطاق بالجزء الحاد من المنحنى.

حل السؤال 4

(a) حجم نقطة التكافؤ (درجة واحدة)

تحدث نقطة التكافؤ عند إضافة \(15.00\ \mathrm{mL}\) من حمض الهيدروكلوريك.

التصحيح:

• درجة واحدة للإجابة \(15.00\ \mathrm{mL}\).

(b) التركيز الابتدائي للأمونيا (3 درجات)

تتفاعل الأمونيا مع حمض الهيدروكلوريك بنسبة مولية 1:1:

\[ \ce{NH3 + HCl -> NH4Cl} \]

عند نقطة التكافؤ، تساوي كمية حمض الهيدروكلوريك المضافة كمية الأمونيا الابتدائية.

\[ \begin{aligned} n(\ce{HCl}) &=0.1000\times0.01500\\ &=0.001500\ \mathrm{mol} \end{aligned} \]

إذًا،

\[ \begin{aligned} c(\ce{NH3}) &=\frac{0.001500}{0.02000}\\ &=0.07500\ \mathrm{mol\,L^{-1}} \end{aligned} \]

التصحيح:

• درجة واحدة لحساب كمية حمض الهيدروكلوريك عند نقطة التكافؤ.
• درجة واحدة لتطبيق النسبة المولية 1:1.
• درجة واحدة لحساب تركيز الأمونيا الصحيح مع الوحدات.

(c) لماذا يكون الرقم الهيدروجيني عند نقطة التكافؤ أقل من 7 (3 درجات)

الأمونيا قاعدة ضعيفة. عند نقطة التكافؤ، تكون قد تفاعلت مع حمض الهيدروكلوريك، وتبقى أيونات الأمونيوم في المحلول.

تتفاعل أيونات الأمونيوم مع الماء وفقًا للمعادلة التالية:

\[ \ce{NH4+ + H2O <=> NH3 + H3O+} \]

ينتج عن هذا التفاعل أيونات الهيدرونيوم، مما يجعل المحلول حمضيًا. ولذلك يكون الرقم الهيدروجيني عند نقطة التكافؤ أقل من 7.

التصحيح:

• درجة واحدة لتحديد \(\ce{NH4+}\) بوصفه النوع الكيميائي ذي الصلة عند نقطة التكافؤ.
• درجة واحدة لكتابة معادلة الاتزان الصحيحة.
• درجة واحدة لتوضيح أن إنتاج أيونات الهيدرونيوم يخفض الرقم الهيدروجيني إلى أقل من 7.

(d) اختيار الكاشف (درجتان)

الميثيل الأحمر هو الخيار الأنسب. فنطاق تحوله هو pH 4.4-6.2، ويشمل الرقم الهيدروجيني عند نقطة التكافؤ، وهو 5.31.

كما يقع نطاق التحول ضمن التغير السريع في الرقم الهيدروجيني حول نقطة التكافؤ، مما يجعله مناسبًا للكشف عن نقطة النهاية.

التصحيح:

• درجة واحدة لاختيار الميثيل الأحمر وتحديد نطاق تحوله.
• درجة واحدة لربط نطاق التحول بالرقم الهيدروجيني عند نقطة التكافؤ وبالجزء الحاد من المنحنى.

• حمض قوي-قاعدة قوية (pH ≈ 7)
• حمض ضعيف-قاعدة قوية (pH > 7)
• حمض قوي-قاعدة ضعيفة (pH < 7)

تتمثل المقارنة الأساسية في أن الرقم الهيدروجيني عند نقطة التكافؤ يعتمد على الحمض والقاعدة المستخدمين. فتفاعل التعادل لا ينتج تلقائيًا محلولًا رقمه الهيدروجيني 7.

حل السؤال 5

(a) حجم نقطة التكافؤ (درجة واحدة)

تصل التوصيلية الكهربائية إلى أدنى قيمة لها عند حجم يقارب \(25.00\ \mathrm{mL}\).

حجم نقطة التكافؤ هو \(25.00\ \mathrm{mL}\).

التصحيح:

• درجة واحدة للحجم الصحيح.

(b) الأيونات الرئيسية في كل مرحلة (3 درجات)

• قبل نقطة التكافؤ مباشرة: \(\ce{H3O+}\) و\(\mathrm{Na}^{+}\) و\(\mathrm{Cl}^{-}\). لا يزال حمض الهيدروكلوريك موجودًا بكمية فائضة.
• عند نقطة التكافؤ: \(\mathrm{Na}^{+}\) و\(\mathrm{Cl}^{-}\). يحتوي المحلول على كلوريد الصوديوم الذائب.
• بعد نقطة التكافؤ مباشرة: \(\mathrm{Na}^{+}\) و\(\mathrm{Cl}^{-}\) وكمية فائضة من \(\mathrm{OH}^{-}\). أصبح هيدروكسيد الصوديوم موجودًا بكمية فائضة.

التصحيح:

• درجة واحدة لتحديد الأيونات الرئيسية قبل نقطة التكافؤ.
• درجة واحدة لتحديد الأيونات الرئيسية عند نقطة التكافؤ.
• درجة واحدة لتحديد الأيونات الرئيسية بعد نقطة التكافؤ.

(c) لماذا تنخفض التوصيلية الكهربائية ثم ترتفع (درجتان)

قبل نقطة التكافؤ، تعادل أيونات الهيدروكسيد المضافة أيونات الهيدرونيوم ذات الحركة الأيونية العالية. ويُستعاض عنها تدريجيًا بأيونات الصوديوم، التي تتمتع بحركة أيونية أقل. لذلك تنخفض التوصيلية الكهربائية.

بعد نقطة التكافؤ، تؤدي إضافة المزيد من هيدروكسيد الصوديوم إلى إدخال أيونات هيدروكسيد فائضة ومزيد من أيونات الصوديوم. وتؤدي هذه الأيونات المتحركة إلى زيادة التوصيلية الكهربائية.

التصحيح:

• درجة واحدة لربط الانخفاض بإزالة أيونات الهيدرونيوم ذات الحركة الأيونية العالية.
• درجة واحدة لربط الزيادة بوجود أيونات الهيدروكسيد الفائضة وأيونات الصوديوم الإضافية.

(d) التوصيلية الكهربائية عند نقطة التكافؤ (درجتان)

الادعاء غير صحيح. فالتعادل يزيل أيونات الهيدرونيوم والهيدروكسيد الفائضة، لكنه لا يزيل أيونات الصوديوم والكلوريد من المحلول.

تبقى هذه الأيونات متحركة وقادرة على نقل الشحنة الكهربائية، ولذلك تصل التوصيلية الكهربائية إلى قيمة دنيا بدلًا من أن تصبح صفرًا.

التصحيح:

• درجة واحدة لبيان أن التوصيلية الكهربائية لا تساوي صفرًا عند نقطة التكافؤ.
• درجة واحدة لتحديد أيونات \(\mathrm{Na}^{+}\) و\(\mathrm{Cl}^{-}\) المتحركة المتبقية.

حل السؤال 6

(a) إضافة الماء المقطر إلى الدورق المخروطي (درجتان)

يبقى تركيز هيدروكسيد الصوديوم المحسوب دون تغيير.

تحتوي العينة الحجمية المقاسة بالفعل على كمية محددة من هيدروكسيد الصوديوم. تؤدي إضافة الماء المقطر إلى زيادة الحجم الكلي وخفض التركيز داخل الدورق، لكنها لا تغيّر عدد مولات هيدروكسيد الصوديوم التي يجب أن تتفاعل.

لذلك، لا يتغير حجم المعايرة عند نقطة التكافؤ.

التصحيح:

• درجة واحدة لبيان أن التركيز المحسوب لا يتغير.
• درجة واحدة لتوضيح أن كمية هيدروكسيد الصوديوم الموجودة في العينة الحجمية تبقى ثابتة.

(b) عدم تهيئة الماصة بمحلول هيدروكسيد الصوديوم (درجتان)

يكون تركيز هيدروكسيد الصوديوم المحسوب أقل من القيمة الصحيحة.

يخفف الماء المتبقي هيدروكسيد الصوديوم الذي تنقله الماصة. ولذلك تحتوي العينة الحجمية الاسمية على عدد مولات من هيدروكسيد الصوديوم أقل من العدد المتوقع، مما يجعل كمية حمض الهيدروكلوريك اللازمة للوصول إلى نقطة التكافؤ أقل.

يؤدي استخدام حجم المعايرة الأصغر هذا في الحساب إلى التقليل من تقدير تركيز هيدروكسيد الصوديوم.

التصحيح:

• درجة واحدة لبيان أن التركيز المحسوب أقل من القيمة الصحيحة.
• درجة واحدة لربط الماء المتبقي بنقل عدد أقل من المولات وبحجم معايرة أصغر.

(c) ملء الدورق الحجمي إلى ما فوق علامة المعايرة (درجتان)

يكون التركيز المُبلّغ عنه للحمض المخزون الأصلي أقل من القيمة الصحيحة.

يتجاوز الحجم النهائي الفعلي \(250.0\ \mathrm{mL}\)، ولذلك يكون الحمض المحضّر أكثر تخفيفًا مما هو مقصود. ويكون تركيزه أقل من القيمة المتوقعة عند إجراء تخفيف عشري.

لذلك، فإن ضرب التركيز المقاس للحمض المخفف في عامل التخفيف الاسمي 10.00 يؤدي إلى التقليل من تقدير التركيز الأصلي.

التصحيح:

• درجة واحدة لبيان أن التركيز الأصلي المُبلّغ عنه أقل من القيمة الصحيحة.
• درجة واحدة لتوضيح أثر زيادة الحجم النهائي وعدم صحة عامل التخفيف الاسمي.

(d) تجاوز نقطة النهاية (درجتان)

يكون تركيز هيدروكسيد الصوديوم المحسوب أعلى من القيمة الصحيحة.

يعني تجاوز نقطة النهاية تسجيل كمية من حمض الهيدروكلوريك أكبر من الكمية اللازمة لتحقيق التكافؤ الستوكيومتري. وتتعامل الحسابات مع الحمض الزائد كما لو أنه تفاعل مع هيدروكسيد الصوديوم، مما يؤدي إلى المبالغة في تقدير كمية القاعدة الموجودة في العينة الحجمية.

وبما أن حجم العينة الحجمية ثابت، فإن التركيز المحسوب يكون أعلى من القيمة الصحيحة.

التصحيح:

• درجة واحدة لبيان أن التركيز المحسوب أعلى من القيمة الصحيحة.
• درجة واحدة لتوضيح أن حجم المعايرة الزائد يؤدي إلى المبالغة في تقدير كمية هيدروكسيد الصوديوم.

نهاية الورقة

ملخص الدرجات: السؤال 1: 8 درجات؛ السؤال 2: 8 درجات؛ السؤال 3: 9 درجات؛ السؤال 4: 9 درجات؛ السؤال 5: 8 درجات؛ السؤال 6: 8 درجات. المجموع: 50 درجة.