دروس مادة الكيمياء للفصل الاول للشعب العلمية سنة ثالثة ثانوي

‫ﻤﺴﺒﺎﺭ‬ ‫ﻨﻀﻊ ﺍﻟﻤﺴﺒﺎﺭ ﻓﻲ ﻤﺤﻠﻭل ﻤﻭﻕ )‪ ( Solutions tampons‬ﺫﻱ ‪. pH = 7‬‬ ‫‪9‬‬‫ﻨﻀﺒﻁ ﺒﻭﺍﺴﻁﺔ ﻤﻔﻙ ﺒﺭﺍﻏﻲ ﺍﻟﺯﺭ )‪( OFFSET‬ﺍﻟﻭﺍﻗﻊ ﺨﻠﻑ ﺍﻟﺠﻬﺎﺯ ﺤﺘﻰ ﻴﺸﻴﺭ ﻫﺫﺍ ﺍﻷﺨﻴﺭ‬ ‫‪9‬‬ ‫ﺇﻟﻰ ﺍﻟﻘﻴﻤﺔ ‪.7‬‬

‫اﻟﻀﺒﻂ‪r‬ﺑ‪u‬ﻮ‪e‬ا‪r‬ﺳ‪r‬ﻄ‪E‬ﺔ!ﻣﻔﻚ اﻟﺒﺮاﻏﻲ‬‫ﻨﺨﺭﺝ ﺍﻟﻤﺴﺒﺎﺭ ﻤﻥ ﺍﻟﻤﺤﻠﻭل اﻟﻤﻮﻗﻲ‪ ،‬ﻭ ﻨﻐﺴﻠﻪ ﺒﺎﻟﻤﺎﺀ ﺍﻟﻤﻘﻁﺭ ﻭ ﻨﻤﺴﺤﻪ ﺠﻴﺩﺍ ﻭ ﺒﻜل ﻋﻨﺎﻴﺔ‬ ‫‪9‬‬ ‫ﺒﻭﺭﻕ ﻴﻭﺴﻑ‪.‬‬ ‫‪9‬‬ ‫ﻨﻀﻊ ﺍﻟﻤﺴﺒﺎﺭ ﻤﻥ ﺠﺩﻴﺩ ﻓﻲ ﺍﻟﻤﺤﻠﻭل اﻟﻤﻮﻗﻲ ﺫﻱ ‪. pH = 4‬‬ ‫‪9‬‬‫ﻨﻀﺒﻁ ﺒﻭﺍﺴﻁﺔ ﻤﻔﻙ ﺍﻟﺒﺭﺍﻏﻲ ﺍﻟﺯﺭ )‪ ( OFFSET‬ﺍﻟﻭﺍﻗﻊ ﺨﻠﻑ ﺍﻟﺠﻬﺎﺯ ﺤﺘﻰ ﻴﺸﻴﺭ ﺇﻟﻰ ﺍﻟﻘﻴﻤﺔ‬ ‫‪.4‬‬

‫اﻟﻀﺒﻂ ﺑﻮاﺳﻄﺔ ﻣﻔﻚ اﻟﺒﺮاﻏﻲ‬ ‫‪ 9‬ﻨﻀﻊ ﺍﻟﻤﺴﺒﺎﺭ ﻤﻥ ﺠﺩﻴﺩ ﻓﻲ ﺍﻟﻤﺎﺀ ﺍﻟﻤﻘﻁﺭ ﻓﻲ ﺍﻨﺘﻅﺎﺭ ﺍﻟﻘﻴﺎﻡ ﺒﺎﻟﻘﻴﺎﺴﺎﺕ ﺍﻟﺨﺎﺼﺔ ﺒﺎﻟﺘﺠﺭﺒﺔ‪.‬‬ ‫‪ -3‬ﺍﻟﻘﻴﺎﻡ ﺒﺎﻟﻘﻴﺎﺴﺎﺕ‪:‬‬ ‫‪ 9‬ﻨﺨﺭﺝ ﺍﻟﻤﺴﺒﺎﺭ ﻤﻥ ﺍﻟﻤﺎﺀ ﺍﻟﻤﻘﻁﺭ‪.‬‬ ‫‪ 9‬ﻨﻐﺴﻠﻪ ﺒﺎﻟﻤﺎﺀ ﺍﻟﻤﻘﻁﺭ‪ ،‬ﻭﺍﻷﻓﻀل ﻤﻥ ﺫﻟﻙ ﺒﺎﻟﻤﺤﻠﻭل ﺍﻟﺫﻱ ﻨﺭﻴﺩ ﺃﻥ ﻨﻘﻴﺱ ﻗﻴﻤﺔ ﺍﻟـ ‪ pH‬ﻟﻪ‪.‬‬‫‪ 9‬ﻨﻐﻤﺱ ﺍﻟﻤﺴﺒﺎﺭ ﻓﻲ ﺍﻟﻤﺤﻠﻭل ﺍﻟﺫﻱ ﻨﺭﻴﺩ ﺃﻥ ﻨﻘﻴﺱ ﻗﻴﻤﺔ ﺍﻟـ ‪ pH‬ﻟﻪ ‪ .‬ﻨﻨﺘﻅﺭ ﺤﺘـﻰ ﺍﻻﺘـﺯﺍﻥ‬ ‫)ﺒﻀﻊ ﺍﻟﺜﻭﺍﻨﻲ(‪ .‬ﻨﻘﺭﺃ ﻋﻠﻰ ﺍﻟﺠﻬﺎﺯ ﻗﻴﻤﺔ ﺍﻟـ ‪.pH‬‬‫‪ 9‬ﻨﺨﺭﺝ ﺍﻟﻤﺴﺒﺎﺭ ﻤﻥ ﺍﻟﻤﺤﻠﻭل‪ ،‬ﻨﻐﺴﻠﻪ ﺒﺎﻟﻤﺎﺀ ﺍﻟﻤﻘﻁﺭ‪ ،‬ﻭ ﻨﻐﻤﺴﻪ ﻓﻲ ﺍﻟﻤﺎﺀ ﺍﻟﻤﻘﻁﺭ ﻓـﻲ ﺍﻨﺘﻅـﺎﺭ‬ ‫ﻗﻴﺎﺴﺎﺕ ﺃﺨﺭﻯ‪.‬‬

‫ﻤﻘﺎﺭﻨﺔ ﺍﻟﻨﺎﻗﻠﻴﺔ ﺍﻟﻜﻬﺭﺒﺎﺌﻴﺔ ﻭ ‪ pH‬ﻤﺤﻠﻭل ﺤﻤﺽ ﺍﻹﻴﺜﺎﻨﻭﻴﻙ ﻭ ﻤﺤﻠﻭل‬ ‫ﺤﻤﺽ ﻜﻠﻭﺭ ﺍﻟﻤﺎﺀ ﻟﻬﻤﺎ ﻨﻔﺱ ﺍﻟﺘﺭﻜﻴﺯ‬ ‫ﺘﺠﺭﺒﺔ ‪ :1‬ﺘﻔﺎﻋل ﺤﻤﺽ ﻜﻠﻭﺭ ﺍﻟﻬﻴﺩﺭﻭﺠﻴﻥ ﻤﻊ ﺍﻟﻤﺎﺀ‪.‬‬ ‫ﻨﺤﻀﺭ ﻤﺤﻠﻭﻻ ﻟﺤﻤﺽ ﻜﻠﻭﺭ ﺍﻟﻤﺎﺀ‪ ،‬ﺘﺭﻜﻴﺯﻩ ‪. C1 = 0,01 mol/L‬‬ ‫ﺒﻭﺍﺴﻁﺔ ﻤﻘﻴﺎﺱ ﺍﻟﻨﺎﻗﻠﻴﺔ‪ ،‬ﻨﻘﻴﺱ ﺍﻟﻨﺎﻗﻠﻴﺔ ﺍﻟﻜﻬﺭﺒﺎﺌﻴﺔ ﻟﻬﺫﺍ ﺍﻟﻤﺤﻠﻭل‪.‬‬ ‫ﻓﻲ ﺤﺎﻟﺔ ﻋﺩﻡ ﺘﻭﻓﺭ ﻤﻘﻴﺎﺱ ﺍﻟﻨﺎﻗﻠﻴﺔ ﻓﻲ ﺍﻟﻤﺨﺒﺭ‪ ،‬ﻨﺴﺘﻁﻴﻊ ﺃﻥ ﻨﺴﺘﻌﻤل ‪،‬ﻤﺜﻼ‪ ،‬ﺍﻟﺒﺭﻨﺎﻤﺞ ‪microméga‬‬ ‫‪ ) Hatier‬ﻤﺤﺎﻜﺎﺓ(‪.‬‬ ‫ﻨﺠﺩ ‪V1 = 29,2 S/m‬‬ ‫ﻨﺤﺴﺏ ‪ pH‬ﻫﺫﺍ ﺍﻟﻤﺤﻠﻭل ﺒﻭﺍﺴﻁﺔ ﺠﻬﺎﺯ ‪ pH‬ﻤﺘﺭ ﺃﻭ ﺒﺎﻟﺤﺴﺎﺏ‪.‬‬

‫ﻨﺠﺩ ‪. pH = 2‬‬ ‫ﻨﻀﻊ ﺠﺩﻭل ﺍﻟﺘﻘﺩﻡ ﻟﻬﺫﺍ ﺍﻟﺘﻔﺎﻋل‪:‬‬ ‫ﺍﻟﻤﻌﺎﺩﻟﺔ‬ ‫‪HClg‬‬ ‫‬ ‫‪H2O‬‬ ‫‪Cl- aq  H3O aq‬‬‫‪t=0; x=0‬‬ ‫; ‪tf = t‬‬ ‫‪C‬‬ ‫ﺯﻴﺎﺩﺓ‬ ‫‪00‬‬ ‫‪x=xf‬‬ ‫ﺯﻴﺎﺩﺓ‬ ‫‪C‬‬ ‫‬ ‫‪xf‬‬ ‫‪xf‬‬ ‫‪xf‬‬‫‪x = xmax‬‬ ‫‪V‬‬ ‫ﺯﻴﺎﺩﺓ‬ ‫‪V‬‬ ‫‪V‬‬ ‫‪x max‬‬ ‫‪x max‬‬ ‫‪C‬‬ ‫‬ ‫‪x max‬‬ ‫‪V‬‬ ‫‪V‬‬ ‫‪V‬‬ ‫ﻨﻌﻠﻡ ﺃ ّﻥ ﺘﻔﺎﻋﻼ ﻴﻜﻭﻥ ﺘﺎﻤﺎ ﺇﺫﺍ ﺍﺨﺘﻔﻰ ﺃﺤﺩ ﺍﻟﻤﺘﻔﺎﻋﻼﺕ‪.‬‬‫ﻓﻲ ﻫﺫﻩ ﺍﻟﺤﺎﻟﺔ‪ ،‬ﻴﺘﻭﻗﻑ ﺍﻟﺘﻔﺎﻋل ﻋﻨﺩﻤﺎ ﺘﻨﻌﺩﻡ ﻜﻤﻴﺔ ﺍﻟﻤﺘﻔﺎﻋل ﺍﻟﻤﺤﺩ‪ ،‬ﻭ ﺒﺎﻟﺘﺎﻟﻲ ﻴﺒﻠﻎ ﺘﻘﺩﻤﻪ ﺍﻟﻘﻴﻤﺔ ﺍﻷﻋﻅﻤﻴﺔ‬ ‫‪.xf = xmax‬‬ ‫ﻤﻥ ﺨﻼل ﺠﺩﻭل ﺍﻟﺘﻘﺩﻡ‪ ،‬ﻨﺠﺩ‪:‬‬ ‫‪C‬‬ ‫‬ ‫‪x max‬‬ ‫‪0‬‬ ‫‪V‬‬ ‫‪(1)...‬‬ ‫‪x max‬‬ ‫‪C 102 mol / L‬‬ ‫‪V‬‬ ‫ﻨﺠﺩ ﻜﺫﻟﻙ‪:‬‬ ‫‪> @(2)... H3O final‬‬ ‫‪10  pH‬‬ ‫‪102 mol / L‬‬ ‫‪xf‬‬ ‫‪V‬‬ ‫ﻤﻥ )‪ (1‬ﻭ )‪ (2‬ﻨﺴﺘﻨﺘﺞ ﺃ ّﻥ ‪x f x max‬‬ ‫ﻨﺴﺘﻨﺘﺞ ﺃ ّﻥ ﺍﻟﺘﻔﺎﻋل ﻗﺩ ﻭﺼل ﺇﻟﻰ ﺤ ّﺩﻩ ﺍﻟﻨﻬﺎﺌﻲ ﺃﻱ ﺒﻠﻎ ﺘﻘﺩﻤﻪ ﺍﻷﻋﻅﻤﻲ‪.‬‬ ‫ﻨﺘﻴﺠﺔ‪:‬‬ ‫ﺇ ّﻥ ﺘﻔﺎﻋل ﺤﻤﺽ ﻜﻠﻭﺭ ﺍﻟﻬﻴﺩﺭﻭﺠﻴﻥ ﻤﻊ ﺍﻟﻤﺎﺀ ﻫﻭ ﺘﻔﺎﻋل‬ ‫ﺘﺎﻡ‪.‬‬

‫ﺘﺠﺭﺒﺔ ‪ :2‬ﺘﻔﺎﻋل ﺤﻤﺽ ﺍﻹﻴﺜﺎﻨﻭﻴﻙ ﻤﻊ ﺍﻟﻤﺎﺀ‬ ‫ﻨﺤﻀﺭ ﻤﺤﻠﻭﻻ ﻟﺤﻤﺽ ﺍﻹﻴﺜﺎﻨﻭﻴﻙ )ﺤﻤﺽ ﺍﻟﺨل(‪ ،‬ﺘﺭﻜﻴﺯﻩ ‪. C1 = 0,01 mol/L‬‬ ‫ﺒﻭﺍﺴﻁﺔ ﻗﻴﺎﺱ ﺍﻟﻨﺎﻗﻠﻴﺔ‪ ،‬ﻨﻘﻴﺱ ﺍﻟﻨﺎﻗﻠﻴﺔ ﺍﻟﻜﻬﺭﺒﺎﺌﻴﺔ ﻟﻬﺫﺍ ﺍﻟﻤﺤﻠﻭل‪.‬‬‫ﻓﻲ ﺤﺎﻟﺔ ﻋﺩﻡ ﺘﻭﻓﺭ ﻗﻴﺎﺱ ﺍﻟﻨﺎﻗﻠﻴﺔ ﻓﻲ ﺍﻟﻤﺨﺒﺭ‪ ،‬ﻨﺴﺘﻁﻴﻊ ﺃﻥ ﻨﺴﺘﻌﻤل ﺍﻟﺒﺭﻨﺎﻤﺞ ‪) microméga Hatier‬‬ ‫ﻤﺤﺎﻜﺎﺓ(‪.‬‬ ‫ﻨﺠﺩ‪:‬‬ ‫‪ V2 0,164 S / m‬ﻭ ‪.pH = 3,4‬‬

‫ﻨﻀﻊ ﺠﺩﻭل ﺍﻟﺘﻘﺩﻡ ﻟﻬﺫﺍ ﺍﻟﺘﻔﺎﻋل‪:‬‬ ‫ﺍﻟﻤﻌﺎﺩﻟﺔ‬ ‫‪CH3COOHaq  H2OA‬‬ ‫‪CH3COO- aq  H3O aq‬‬ ‫‪t=0; x=0‬‬ ‫; ‪tf = t‬‬ ‫ﺯﻴﺎﺩﺓ ‪C‬‬ ‫‪00‬‬ ‫‪x=xf‬‬ ‫‪C‬‬ ‫‬ ‫‪xf‬‬ ‫ﺯﻴﺎﺩﺓ‬ ‫‪xf‬‬ ‫‪xf‬‬‫‪x = xmax‬‬ ‫‪V‬‬ ‫‪V‬‬ ‫‪V‬‬ ‫‪x max‬‬ ‫‪x max‬‬ ‫‪C‬‬ ‫‬ ‫‪x max‬‬ ‫ﺯﻴﺎﺩﺓ‬ ‫‪V‬‬ ‫‪V‬‬ ‫‪V‬‬ ‫ﻨﻌﻠﻡ ﺃ ّﻥ ﺘﻔﺎﻋﻼ ﻴﻜﻭﻥ ﻏﻴﺭ ﺘﺎﻡ )ﻤﺤﺩﻭﺩ( ﺇﺫﺍ ﻟﻡ ﻴﺨﺘﻑ ﺃﺤﺩ ﺍﻟﻤﺘﻔﺎﻋﻼﺕ‪.‬‬‫ﻭ ﺒﺎﻟﺘﺎﻟﻲ ﻻ ﻴﺒﻠﻎ‬ ‫ﻓﻲ ﻫﺫﻩ ﺍﻟﺤﺎﻟﺔ‪ ،‬ﻴﺘﻭﻗﻑ ﺍﻟﺘﻔﺎﻋل ﻗﺒل ﺃﻥ ﺘﺼﺒﺢ ﻜﻤﻴﺔ ﺍﻟﻤﺘﻔﺎﻋل ﺍﻟﻤﺤﺩ ﻤﻨﻌﺩﻤﺔ‪،‬‬ ‫ﺘﻘﺩﻤﻪ ﺍﻟﻘﻴﻤﺔ ﺍﻷﻋﻅﻤﻴﺔ ﺃﻱ‪:‬‬ ‫‪.xf < xmax‬‬ ‫ﻤﻥ ﺨﻼل ﺠﺩﻭل ﺍﻟﺘﻘﺩﻡ‪ ،‬ﻨﺠﺩ‪:‬‬ ‫‪C‬‬ ‫‬ ‫‪x max‬‬ ‫‪0‬‬ ‫‪V‬‬ ‫‪(3) ...‬‬ ‫‪x max‬‬ ‫‪C 102 mol / L‬‬ ‫‪V‬‬ ‫‪> @H3O 10pH‬‬ ‫ﻟﺩﻴﻨﺎ‬ ‫‪103,4 4.104 mol / L‬‬ ‫‪> @(4) ... H3O‬‬ ‫‪xf‬‬ ‫ﻭ‪:‬‬ ‫‪V‬‬ ‫ﻤﻥ )‪ (3‬ﻭ )‪ (4‬ﻨﺴﺘﻨﺘﺞ ﺃ ّﻥ‪:‬‬ ‫‪x f  x max‬‬ ‫ﻨﺴﺘﻨﺘﺞ ﺃ ّﻥ ﺍﻟﺘﻔﺎﻋل ﻟﻡ ﻴﺼل ﺇﻟﻰ ﺤ ّﺩﻩ ﺍﻟﻨﻬﺎﺌﻲ ﺃﻱ ﻟﻡ ﻴﺒﻠﻎ ﺘﻘﺩﻤﻪ ﺍﻷﻋﻅﻤﻲ‪.‬‬

‫ﻨﺘﻴﺠﺔ‪:‬‬‫ﺇ ّﻥ ﺘﻔﺎﻋل ﺤﻤﺽ ﺍﻹﻴﺜﺎﻨﻭﻴﻙ ﻤﻊ ﺍﻟﻤﺎﺀ ﻫﻭ ﺘﻔﺎﻋل ﻏﻴﺭ ﺘﺎﻡ‪.‬‬ ‫ﻨﺘﻴﺠﺔ ﻋﺎﻤﺔ‪:‬‬‫آﻠﻤﺎ آﺎن اﻟﺤﻤﺾ ﻗﻮﻳﺎ‪ ،‬آﻠﻤﺎ آﺎﻧﺖ ﻧﺎﻗﻠﻴﺘﻪ آﺒﻴﺮة‬

‫‪ -2‬ﺘﺄﺜﻴﺭ ﺤﻤﺽ ﺃﻭ ﺃﺴﺎﺱ ﻋﻠﻰ ﺍﻟﻤﺎﺀ‬ ‫‪ -1-2‬ﺘﻌﺭﻴﻑ ﺍﻟﺤﻤﺽ ﻭ ﺍﻷﺴﺎﺱ‪:‬‬‫* ﺍﻟﺤﻤﺽ ﻫﻭ ﻜل ﻓﺭﺩ ﻜﻴﻤﻴﺎﺌﻲ )ﺠﺯﻱﺀ ﺃﻭ ﺸﺎﺭﺩﺓ( ﺒﺎﺴﺘﻁﺎﻋﺘﻪ ﺍﻟﺘﺨﻠﻲ )ﻓﻘﺩﺍﻥ( ﺒﺭﻭﺘﻭﻨـﺎﺕ ‪ H+‬ﺨـﻼل‬ ‫ﺘﻔﺎﻋل ﻜﻴﻤﻴﺎﺌﻲ‪.‬‬ ‫ﻤﺜﺎل‪:‬‬ ‫‪CH3COOHaq o CH3COOaq  H‬‬‫ﻴﻜﻭﻥ ﺍﻟﺤﻤﺽ ﻗﻭﻴﺎ ﺇﺫﺍ ﻜﺎﻥ ﺘﻔﺎﻋﻠﻪ ﻤﻊ ﺍﻟﻤﺎﺀ ﻴﺘﻡ ﻭﻓﻕ ﺘﻔﺎﻋل ﺘﺎﻡ‪ ،‬ﺃﻱ ﻻ ﺘﺘﺒﻘﻰ ﺠﺯﻴﺌﺎﺕ ﻤﻥ ﺍﻟﺤﻤﺽ ﻓـﻲ‬ ‫ﺍﻟﻤﺤﻠﻭل ﺍﻟﻨﺎﺘﺞ‪.‬‬ ‫ﻤﺜﺎل‪:‬‬‫‪HCl  H2O o H3O  Cl-‬‬‫ﻴﻜﻭﻥ ﺍﻟﺤﻤﺽ ﻀﻌﻴﻔﺎ ﺇﺫﺍ ﻜﺎﻥ ﺘﻔﺎﻋﻠﻪ ﻤﻊ ﺍﻟﻤﺎﺀ ﻴﺘﻡ ﻭﻓﻕ ﺘﻔﺎﻋل ﻤﺤﺩﻭﺩ ﻭﺘﺘﺒﻘﻰ ﺠﺯﻴﺌﺎﺕ ﻤﻥ ﺍﻟﺤﻤﺽ ﻓـﻲ‬ ‫ﺍﻟﻤﺤﻠﻭل ﺍﻟﻨﺎﺘﺞ‪.‬‬ ‫‪CH3COOH  H2O o CH3COO  H3O‬‬‫* ﺍﻷﺴﺎﺱ ﻫﻭ ﻜل ﻓﺭﺩ ﻜﻴﻤﻴﺎﺌﻲ )ﺠﺯﻱﺀ ﺃﻭ ﺸﺎﺭﺩﺓ( ﺒﺎﺴﺘﻁﺎﻋﺘﻪ ﺍﻜﺘﺴﺎﺏ ﺒﺭﻭﺘﻭﻨﺎﺕ ‪ H+‬ﺨـﻼل ﺘﻔﺎﻋـل‬ ‫ﻜﻴﻤﻴﺎﺌﻲ‪.‬‬ ‫ﻤﺜﺎل‪:‬‬ ‫‪NH3  H o NH4‬‬‫ﻴﻜﻭﻥ ﺍﻷﺴﺎﺱ ﻗﻭﻴﺎ ﺇﺫﺍ ﻜﺎﻥ ﺘﻔﺎﻋﻠﻪ ﻤﻊ ﺍﻟﻤﺎﺀ ﻴﺘﻡ ﻭﻓﻕ ﺘﻔﺎﻋل ﺘﺎﻡ ﺃﻱ ﻻ ﺘﺘﺒﻘﻰ ﺠﺯﻴﺌﺎﺕ ﻤﻥ ﺍﻷﺴـﺎﺱ ﻓـﻲ‬ ‫ﺍﻟﻤﺤﻠﻭل ﺍﻟﻨﺎﺘﺞ‪.‬‬ ‫ﻤﺜﺎل‪:‬‬

‫‪NaOH‬‬ ‫‪H2O‬‬ ‫ ‪Na‬‬ ‫‬ ‫‪OH -‬‬ ‫‪o‬‬‫ﻴﻜﻭﻥ ﺍﻷﺴﺎﺱ ﻀﻌﻴﻔﺎ ﺇﺫﺍ ﻜﺎﻥ ﺘﻔﺎﻋﻠﻪ ﻤﻊ ﺍﻟﻤﺎﺀ ﻴﺘﻡ ﻭﻓﻕ ﺘﻔﺎﻋل ﻤﺤﺩﻭﺩ ﻭﺘﺘﺒﻘﻰ ﺠﺯﻴﺌﺎﺕ ﻤﻥ ﺍﻷﺴﺎﺱ ﻓـﻲ‬ ‫ﺍﻟﻤﺤﻠﻭل ﺍﻟﻨﺎﺘﺞ‪.‬‬ ‫ﻤﺜﺎل‪:‬‬‫‪NH3  H 2O o NH4  OH-‬‬ ‫‪ -2-2‬ﺍﻟﻤﺤﻠﻭل ﺍﻟﻤﺎﺌﻲ‪:‬‬‫ﻨﻘﻭل ﻋﻥ ﻤﺤﻠﻭل ﺒﺄﻨﻪ ﺤﻤﻀﻲ ﺇﺫﺍ ﻜﺎﻥ ﺘﻔﺎﻋﻠﻪ ﻤﻊ ﺍﻟﻤﺎﺀ ﻴﻌﻁﻲ ﻋﺩﺩﺍ ﻤﻥ ﺸﻭﺍﺭﺩ ‪ H3O+‬ﺃﻜﺜﺭ ﻤـﻥ ﻋـﺩﺩ‬ ‫ﺸﻭﺍﺭﺩ ‪.OH-‬‬ ‫ﻤﺜﺎل‪:‬‬ ‫‪CH3COOHaq  H2O o CH3COOaq  H3Oaq‬‬‫ﻨﻘﻭل ﻋﻥ ﻤﺤﻠﻭل ﺒﺄﻨﻪ ﺃﺴﺎﺴﻲ ﺇﺫﺍ ﻜﺎﻥ ﺘﻔﺎﻋﻠﻪ ﻤﻊ ﺍﻟﻤﺎﺀ ﻴﻌﻁﻲ ﻋﺩﺩﺍ ﻤﻥ ﺸﻭﺍﺭﺩ ‪ OH-‬ﺃﻜﺜـﺭ ﻤـﻥ ﻋـﺩﺩ‬ ‫ﺸﻭﺍﺭﺩ ‪.H3 O+‬‬ ‫ﻤﺜﺎل‪:‬‬ ‫‪NH3  H2O o NH4  OH‬‬

‫‪ ٍ -3‬ﺘﻁﻭﺭ ﺠﻤﻠﺔ ﻜﻴﻤﻴﺎﺌﻴﺔ ﻨﺤﻭ ﺤﺎﻟﺔ ﺍﻟﺘﻭﺍﺯﻥ‬ ‫‪ -1-3‬ﻤﻘﺎﺭﻨﺔ ﺍﻟﺘﻘﺩﻡ ﺍﻟﻨﻬﺎﺌﻲ ﻭ ﺍﻟﺘﻘﺩﻡ ﺍﻷﻋﻅﻤﻲ‬ ‫‪ -2-3‬ﻤﻔﻬﻭﻡ ﺤﺎﻟﺔ ﺍﻟﺘﻭﺍﺯﻥ‬ ‫‪ -3-3‬ﻜﺘﺎﺒﺔ ﻤﻌﺎﺩﻟﺔ ﺍﻟﺘﻔﺎﻋل ﺍﻟﻤﻨﻤﺫﺝ ﻟﺘﺤﻭل ﻜﻴﻤﻴﺎﺌﻲ‬ ‫‪ -4-3‬ﻜﺴﺭ ﺍﻟﺘﻔﺎﻋل )‪(Q‬‬ ‫‪ -5-3‬ﺜﺎﺒﺕ ﺍﻟﺘﻭﺍﺯﻥ ‪K‬‬

‫‪ -1-3‬ﻤﻘﺎﺭﻨﺔ ﺍﻟﺘﻘﺩﻡ ﺍﻟﻨﻬﺎﺌﻲ ﻭ ﺍﻟﺘﻘﺩﻡ ﺍﻷﻋﻅﻤﻲ‪:‬‬‫ﺇ ّﻥ ﺒﻌﺽ ﺍﻟﺘﻁﻭﺭﺍﺕ ﺍﻟﻜﻴﻤﻴﺎﺌﻴﺔ ﻻ ﺘﻜﻭﻥ ﻜﻠﻴﺔ‪ ،‬ﻭ ﺒﺎﻟﺘﺎﻟﻲ ﻓﺈ ّﻥ ﺘﻘﺩﻡ ﻫﺫﺍ ﺍﻟﺘﻔﺎﻋل ﻴﺅﻭل ﻨﺤﻭ ﻗﻴﻤﺔ ﺤﺩﻴﺔ ﺘﺴﻤﻰ‬‫ﺍﻟﺘﻘﺩﻡ ﺍﻟﻨﻬﺎﺌﻲ ﻟﻠﺘﻔﺎﻋل ‪ ، xf‬ﻭ ﻨﻘﻭل ﺇ ّﻥ ﺍﻟﺠﻤﻠﺔ ﺍﻟﻜﻴﻤﻴﺎﺌﻴﺔ ﺘﺼل ﺇﻟﻰ ﺤﺎﻟﺔ ﺘﻭﺍﺯﻥ ﻤﻥ ﺃﺠل ﺘﻘﺩﻡ ﻨﻬﺎﺌﻲ‬ ‫ﻤﺨﺘﻠﻑ ﻋﻥ ﺍﻟﺘﻘﺩﻡ ﺍﻷﻋﻅﻤﻲ ‪.xmax‬‬‫ﻭ ﻨﻌﺭﻑ ﻤﻌ ّﺩل ﺍﻟﺘﻘﺩﻡ ﺍﻟﻨﻬﺎﺌﻲ ‪ W‬ﻟﺘﻔﺎﻋل ﻜﻴﻤﻴﺎﺌﻲ ﺍﻟﻨﺴﺒﺔ ﺒﻴﻥ ﺍﻟﺘﻘﺩﻡ ﺍﻟﻨﻬﺎﺌﻲ ﻭ ﺍﻟﺘﻘﺩﻡ ﺍﻷﻋﻅﻤﻲ‪:‬‬ ‫‪W‬‬ ‫‪xf‬‬ ‫‪x max‬‬‫ﻤﻊ ‪ 0 ¢ W ¢ 1‬ﻭ ﻫﻭ ﻤﻘﺩﺍﺭ ﺒﺩﻭﻥ ﻭﺤﺩﺓ ﻭﻴﻤﻜﻥ ﺃﻥ ﻴﻌﺒﺭ ﻋﻥ ﻨﺴﺒﺔ ﻤﺎﺌﻭﻴﺔ ‪ ،‬ﻭﻋﻨﺩﻫﺎ‬ ‫ﻴﻜﻭﻥ) ‪.( 0 ¢ τ ¢ 100%‬‬ ‫‪ xf‬ﻭ ‪ xmax‬ﺘﻘﺩﺭ ﺒـ )‪.(mol‬‬ ‫ﻤﺜﺎل‪:‬‬‫ﻨﻔﺭﻍ ‪ 0,1 mol‬ﻤﻥ ﺤﻤﺽ ﺍﻹﻴﺜﺎﻨﻭﻴﻙ ﻓﻲ ﻭﻋﺎﺀ ﻭ ﻨﻜﻤل ﺍﻟﺤﺠﻡ ﺇﻟﻰ ‪ 1 L‬ﺒﺈﻀﺎﻓﺔ ﺍﻟﻤﺎﺀ ﺍﻟﻤﻘﻁﺭ‪ ) .‬ﺒﻤﺎ ﺃﻥ‬ ‫ﻜﻤﻴﺔ ﺍﻟﺤﻤﺽ ﻗﻠﻴﻠﺔ ‪ ،‬ﻓﻌﻤﻠﻴﺎ ﻨﻌﺘﺒﺭ ﺃﻨﻨﺎ ﺃﻓﺭﻏﻨﺎ ‪ 1 L‬ﻤﻥ ﺍﻟﻤﺎﺀ ﺃﻱ ﻜﺘﻠﺔ ﻗﺩﺭﻫﺎ ‪.( m = 1 kg = 1000 g‬‬ ‫ﻤﻌﺎﺩﻟﺔ ﺍﻟﺘﻔﺎﻋل ﻫﻲ‪:‬‬‫‪CH3COOHl  H2O o CH3COO-aq  H3Oaq‬‬ ‫ﺤﻴﺙ‪:‬‬‫‪CHCOOH = CH3COO  H‬‬‫‪H2O  H = H3O‬‬ ‫ﻨﻀﻊ ﺠﺩﻭﻻ ﻟﺘﻁﻭﺭ ﺍﻟﺠﻤﻠﺔ‪.‬‬ ‫ﺍﻟﺤﺎﻟﺔ ﺍﻻﺒﺘﺩﺍﺌﻴﺔ‪ :‬ﻜﻤﻴﺎﺕ ﺍﻟﻤﺘﻔﺎﻋﻼﺕ ﻫﻲ‪:‬‬‫‪n1CH3COOH 0,1mol / L‬‬‫‪n 2 H2O‬‬ ‫‪m‬‬ ‫‪1000‬‬ ‫‪55,6mol‬‬ ‫‪M‬‬ ‫‪18‬‬

‫ﻨﻼﺤﻅ ﺃ ّﻥ ﺍﻟﻤﺎﺀ ﻴﻭﺠﺩ ﺒﻜﺜﺭﺓ‪.‬‬ ‫ﺍﻟﻤﻌﺎﺩﻟﺔ‬ ‫اﻟﺘﻘﺪم‬ ‫)‪CH3COOH + H2O = CH3COO-(aq‬‬ ‫)‪+ H3O+(aq‬‬‫ﺍﻟﺤﺎﻟﺔ ﺍﻻﺒﺘﺩﺍﺌﻴﺔ‬ ‫‪0‬‬ ‫زﻳﺎدة ‪0,1‬‬ ‫‪0‬‬ ‫‪0‬‬ ‫)‪(mol‬‬ ‫‪x‬‬ ‫‪X‬‬ ‫‪0,1 - x‬‬ ‫زﻳﺎدة‬ ‫‪x‬‬ ‫‪0,1‬‬ ‫ﺤﺎﻟﺔ ﻭﺴﻁﻴﺔ‬ ‫= ‪xmax‬‬ ‫‪0‬‬ ‫زﻳﺎدة‬ ‫‪0,1‬‬ ‫)‪(mol‬‬ ‫‪0,10‬‬‫اﻟﺤﺎﻟﺔ اﻟﻤﺘﻮﻗﻌﺔ‬ ‫)‪(mol‬‬ ‫ﻟﻜﻥ ﻋﻨﺩ ﻗﻴﺎﺱ ‪ pH‬ﺍﻟﻤﺤﻠﻭل ﻨﺠﺩ ‪ pH = 2,88‬ﺃﻱ@ >‬ ‫‪. H3O 102,88 0,0013 mol / L‬‬‫ﻤﻥ ﺍﻟﺠﺩﻭل ﻭ ﻤﻥ ﺍﻟﻤﺭﺤﻠﺔ ﺍﻟﻭﺴﻁﻰ ﻴﻅﻬﺭ ‪ x moles‬ﻤﻥ ﺸﻭﺍﺭﺩ ‪ H3 O+‬ﻭ‪ x moles‬ﻤﻥ ﺸﻭﺍﺭﺩ ‪CH3‬‬ ‫‪. COO-‬‬ ‫ﺇﺫﻥ ﻴﺘﺒﻘﻰ ‪ (0,1 - x) moles‬ﻤﻥ ﺠﺯﻴﺌﺎﺕ ﺤﻤﺽ ﺍﻹﻴﺜﺎﻨﻭﻴﻙ ﻭ ﺍﻟﻤﺎﺀ ﺩﺍﺌﻤﺎ ﻤﻭﺠﻭﺩ ﺒﺯﻴﺎﺩﺓ‪.‬‬ ‫‪ nfinal H3O xfin 0,0013mol‬‬

‫ﺍﻟﻤﻌﺎﺩﻟﺔ‬ ‫‪CH3COOH + H2O‬‬ ‫)‪CH3COO-(aq) + H3O+(aq‬‬ ‫اﻟﺘﻘﺪم)‪(mol‬‬ ‫ﺍﻟﺤﺎﻟﺔ‬ ‫‪00‬‬ ‫ﺍﻻﺒﺘﺩﺍﺌﻴﺔ‬ ‫زﻳﺎدة ‪0 0,1‬‬‫)‪(mol‬‬ ‫‪x‬‬ ‫‪0,1 - x‬‬ ‫زﻳﺎدة‬ ‫‪xx‬‬ ‫ﺤﺎﻟﺔ‬ ‫ﻭﺴﻁﻰ‬ ‫زﻳﺎدة ‪xmax=0,10 0‬‬ ‫‪0,1 0,1‬‬ ‫)‪(mol‬‬ ‫ﺍﻟﺤﺎﻟﺔ‬ ‫‪x = 0,0013 0,0987‬‬ ‫زﻳﺎدة‬ ‫‪0,0013‬‬ ‫‪0,0013‬‬ ‫ﺍﻟﻤﺘﻭﻗﻌﺔ‬ ‫ﺍﻟﺤﺎﻟﺔ‬ ‫ﺍﻟﻨﻬﺎﺌﻴﺔ‬ ‫)‪(mol‬‬‫ﻜﻨﺎ ﻨﺘﻭﻗﻊ ﺘﻘﺩﻤﺎ ﺃﻋﻅﻤﻴﺎ ‪ xmax = 0,10 mol‬ﻟﻜﻨﻨﺎ ﻟﻡ ﻨﺘﻭﺼل ﺇﻟﻴﻪ‪ ،‬ﻭ ﻜﺎﻥ ﺍﻟﺘﻘﺩﻡ ﺍﻟﻨﻬﺎﺌﻲ ﻟﻠﺘﻔﺎﻋل ﻫﻭ ‪xf‬‬ ‫‪.= 0,0013 mol‬‬ ‫‪W‬‬ ‫‪xf‬‬ ‫‪0,0013‬‬ ‫ﻨﺤﺴﺏ ﻤﻌﺩل ﺍﻟﺘﻘﺩﻡ ﺍﻟﻨﻬﺎﺌﻲ‪:‬‬ ‫‪x max‬‬ ‫‪0,1‬‬ ‫‪0,013 1,3 %‬‬‫ﻫﺫﺍ ﻴﻌﻨﻲ ﺃﹼﻨﻪ ﻤﻥ ﺃﺠل ‪ 100‬ﺠﺯﻱﺀ ﻤﻥ ‪ CH3COOH‬ﺍﻻﺒﺘﺩﺍﺌﻴﺔ‪ ،‬ﻓﺈﻥ ﺍﻟﻤﺤﻠﻭل ﻋﻨﺩ ﺤﺎﻟﺔ ﺘﻭﺍﺯﻨﻪ ﺍﻟﻨﻬﺎﺌﻲ‬‫ﻴﻜﻭﻥ ﻤﺤﺘﻭﻴﺎ ﻋﻠﻰ ‪ 98,7‬ﺠﺯﻱﺀ ﻤﻥ )‪ CH3COOH(aq‬ﻭ ‪ 1,3‬ﻤﻥ ﺸﻭﺍﺭﺩ ‪ CH3COO-‬ﻓﻘـﻁ‪ ،‬ﺃﻱ ﺃ ّﻥ‬ ‫ﺍﻨﺤﻼﻟﻪ ﻀﻌﻴﻑ ﻭ ﻏﻴﺭ ﺘﺎﻡ‪ ،‬ﻭ ﻫﺫﺍ ﺍﻟﺘﺤﻭل ﻫﻭ ﻗﻠﻴل ﺍﻟﺘﻘﺩﻡ ﻭ ﻤﺤﺩﻭﺩ ﺠﺩﺍ‪.‬‬

‫ﻨﺘﻴﺠﺔ‪:‬‬ ‫‪ x‬ﺇﺫﺍ ﻜﺎﻥ ‪ xf ≈ xmax‬ﺃﻱ ‪ ،τ ≈ 1‬ﻨﻘﻭل ﺇﻥ ﺍﻟﺘﺤﻭل ﺍﻟﻜﻴﻤﻴﺎﺌﻲ ﺘﺎﻡ‪.‬‬ ‫‪ x‬ﺇﺫﺍ ﻜﺎﻥ ‪ xf < xmax‬ﺃﻱ ‪ ،τ < 1‬ﻨﻘﻭل ﺃﻥ ﺍﻟﺘﺤﻭل ﺍﻟﻜﻴﻤﻴﺎﺌﻲ ﻏﻴﺭ ﺘﺎﻡ )ﺠﺯﺌﻲ ﺃﻭ ﻤﺤﺩﻭﺩ(‪.‬‬‫ﻓﻲ ﻫﺫﻩ ﺍﻟﺤﺎﻟﺔ )ﺤﺎﻟﺔ ﺘﻔﺎﻋل ﻏﻴﺭ ﺘﺎﻡ( ﻴﺘﻭﻗﻑ ﺍﻟﺘﻁﻭﺭ ﺍﻟﻤﺎﻜﺭﻭﺴﻜﻭﺒﻲ)ﺍﻟﻌﻴﺎﻨﻲ( ﻟﻠﺠﻤﻠﺔ ﺍﻟﻤﺩﺭﻭﺴﺔ ﺒـﺎﻟﺭﻏﻡ‬ ‫ﻤﻥ ﺃ ّﻥ ﻜل ﺍﻟﻤﺘﻔﺎﻋﻼﺕ ﺘﻜﻭﻥ ﻤﺘﺒﻘﻴﺔ ﻓﻲ ﺍﻟﻤﺤﻠﻭل‪.‬‬ ‫ﻤﻼﺤﻅﺔ‪:‬‬‫ﻋﻨﺩ ﺘﺤﻀﻴﺭ ﻤﺤﻠﻭل ﺤﻤﺽ ﻗﻭﻱ )ﺤﻤﺽ ﺍﻵﺯﻭﺕ ﻤﺜﻼ( ﻴﻜﻭﻥ ﻤﻌ ّﺩل ﺍﻟﺘﻘﺩﻡ ﻟﻠﺘﻔﺎﻋل ﺒﻴﻥ ﺠﺯﻴﺌﺎﺕ ﺍﻟﺤﻤﺽ‬ ‫ﻭ ﺍﻟﻤﺎﺀ ﻗﺭﻴﺒﺎ ﻤﻥ ‪ 1‬ﺃﻱ  ‪ 100‬ﻭ ﻴﻜﻭﻥ ﺍﻟﺘﺤﻭل ﻜﻠﻲ )ﺘﺎﻡ(‪.‬‬ ‫‪ -2-3‬ﻤﻔﻬﻭﻡ ﺤﺎﻟﺔ ﺍﻟﺘﻭﺍﺯﻥ‪:‬‬ ‫)ﺍﻟﺘﻔﺴﻴﺭ ﺍﻟﻤﺠﻬﺭﻱ ﻟﺤﺎﻟﺔ ﺍﻟﺘﻭﺍﺯﻥ(‬‫ﻨﻌﺘﺒﺭ ﺠﻤﻠﺔ ﻜﻴﻤﻴﺎﺌﻴﺔ ﻓﻲ ﺍﻟﺤﺎﻟﺔ ﺍﻻﺒﺘﺩﺍﺌﻴﺔ‪ .‬ﻴﻤﻜﻥ ﺃﻥ ﻴﺤﺩﺙ ﺘﺤﻭل ﻜﻴﻤﻴﺎﺌﻲ ﻟﻬﺫﻩ ﺍﻟﺠﻤﻠﺔ ﺒﺤﻴﺙ ﻴﺠﻌﻠﻬﺎ ﻓـﻲ‬‫ﺤﺎﻟﺔ ﻨﻬﺎﺌﻴﺔ ﺘﺼﺒﺢ ﻓﻴﻬﺎ ﺍﻟﻤﺘﻔﺎﻋﻼﺕ ﻭ ﺍﻟﻨﻭﺍﺘﺞ ﻤﺘﻭﺍﺠﺩﺓ ﺒﻜﻤﻴﺎﺕ ﺜﺎﺒﺘﺔ‪ .‬ﺘﺴﻤﻰ ﻫﺫﻩ ﺍﻟﺤﺎﻟﺔ ﺍﻟﻨﻬﺎﺌﻴـﺔ ﺤﺎﻟـﺔ‬ ‫ﺍﻟﺘﻭﺍﺯﻥ ﺍﻟﻜﻴﻤﻴﺎﺌﻲ‪.‬‬‫ﻨﺴﺘﻁﻴﻊ ﺃﻥ ﻨﻔﺴﺭ ﺘﻔﺎﻋﻼ ﻜﻴﻤﻴﺎﺌﻴﺎ ﻋﻠﻰ ﺍﻟﻤﺴﺘﻭﻯ ﺍﻟﻤﻴﻜﺭﻭﺴﻜﻭﺒﻲ ﺒﻜﻭﻨﻪ ﻜﻤﺤﺼﻠﺔ ﻟﻠﺘﺼﺎﺩﻤﺎﺕ ﺒﻴﻥ ﺠﺯﻴﺌﺎﺕ‬ ‫ﺍﻟﻤﺘﻔﺎﻋﻼﺕ‪.‬‬‫ﻓﻌﻨﺩﻤﺎ ﻴﻜﻭﻥ ﺍﻟﺘﻔﺎﻋل ﻏﻴﺭ ﺘﺎﻡ‪ ،‬ﻫﺫﺍ ﻴﻌﻨﻲ ﺃ ّﻥ ﺍﻟﺘﺼﺎﺩﻤﺎﺕ ﻴﻤﻜﻨﻬﺎ ﺃﻥ ﺘﺤﺩﺙ ﻜﺫﻟﻙ ﺒﻴﻥ ﺠﺯﻴﺌﺎﺕ ﺍﻟﻨﻭﺍﺘﺞ‬ ‫ﻹﻋﻁﺎﺀ ﺍﻟﻤﺘﻔﺎﻋﻼﺕ‪.‬‬ ‫ﻴﺤﺩﺙ ﺍﻟﺘﻭﺍﺯﻥ ﺍﻟﻜﻴﻤﻴﺎﺌﻲ ﻋﻠﻰ ﺍﻟﻤﺴﺘﻭﻯ‪:‬‬ ‫‪ -‬ﺍﻟﻤﺎﻜﺭﻭﺴﻜﻭﺒﻲ )ﺍﻟﻤﺴﺘﻭﻯ ﺍﻟﻌﻴﺎﻨﻲ( ﻴﺒﺩﻭ ﺃﻨﻪ ﻻ ﻴﺤﺩﺙ ﺸﻲﺀ ﻓﻲ ﺤﺎﻟﺔ ﺍﻟﺘﻭﺍﺯﻥ‪.‬‬‫‪ -‬ﺍﻟﻤﻴﻜﺭﻭﺴﻜﻭﺒﻲ )ﺍﻟﻤﺴﺘﻭﻯ ﺍﻟﺠﺯﻴﺌﻲ( ﺘﺘﻭﺍﺼل ﺍﻟﺘﺼﺎﺩﻤﺎﺕ ﺒﻴﻥ ﺍﻟﻤﺘﻔﺎﻋﻼﺕ ﺍﻟﺘﻲ ﺘﻌﻁﻲ ﺍﻟﻨﻭﺍﺘﺞ‪ ،‬ﻟﻜﻥ ﻓﻲ‬‫ﻨﻔﺱ ﺍﻟﻭﻗﺕ ﺘﺤﺩﺙ ﺘﺼﺎﺩﻤﺎﺕ‪ ،‬ﻭﺒﻨﻔﺱ ﺍﻟﻌﺩﺩ‪ ،‬ﺒﻴﻥ ﺍﻟﻨﻭﺍﺘﺞ ﻭ ﺍﻟﺘﻲ ﺘﻌﻁﻲ ﺍﻟﻤﺘﻔﺎﻋﻼﺕ‪ .‬ﻨﻘﻭل ﻋﻨﺩﻫﺎ ﺒﺄﻨﻪ‬ ‫ﻟﺩﻴﻨﺎ ﺘﻭﺍﺯﻥ ﻜﻴﻤﻴﺎﺌﻲ ﺩﻴﻨﺎﻤﻴﻜﻲ‪ ،‬ﻫﺫﺍ ﺍﻟﺘﻭﺍﺯﻥ ﻫﻭ ﺍﻟﺫﻱ ﻴﺠﻌل ﻜﻤﻴﺎﺕ ﺍﻟﻤﺘﻔﺎﻋﻼﺕ ﻭ ﺍﻟﻨﻭﺍﺘﺞ ﺜﺎﺒﺘﺔ‪.‬‬

‫‪ -3-3‬ﻜﺘﺎﺒﺔ ﻤﻌﺎﺩﻟﺔ ﺍﻟﺘﻔﺎﻋل ﺍﻟﻤﻨﻤﺫﺝ ﻟﺘﺤﻭل ﻜﻴﻤﻴﺎﺌﻲ‬ ‫ﻤﺜﺎل‪:‬‬‫ﺘﻔﺎﻋل ﺤﻤﺽ ﺍﻹﻴﺜﺎﻨﻭﻴﻙ ‪CH3COOH‬ﻤﻊ ﺍﻟﻤﺎﺀ ﻴﻌﻁﻲ ﻤﺤﻠﻭﻻ ﻤﺎﺌﻴﺎ ﻴﺤﺘﻭﻱ ﻋﻠﻰ ﺸﻭﺍﺭﺩ ‪CH3COO-‬‬ ‫ﻭ ‪ H3O+‬ﻭ ﺠﺯﻴﺌﺎﺕ ﻤﻥ ‪.CH3COOH‬‬ ‫ﺇﻥ ﺍﻟﺘﺤﻭل ﺍﻟﻜﻴﻤﻴﺎﺌﻲ ﻴﺘﻠﺨﺹ ﻓﻴﻤﺎ ﻴﻠﻲ‪:‬‬ ‫ﺘﺠﺭﺒﺔ‪:‬‬‫ﻨﻔﺭﻍ ﺤﺠﻤﺎ ﻤﻥ ﻤﺤﻠﻭل ﻟﺤﻤﺽ ﺍﻹﻴﺜﺎﻨﻭﻴﻙ ﻓﻲ ﺒﻴﺸﺭ‪ ،‬ﻨﻘﻴﺱ ﻗﻴﻤﺔ‪ pH‬ﻫﺫﺍ ﺍﻟﻤﺤﻠﻭل‪ ،‬ﺜﻡ ﻨﻀﻴﻑ ﺒﻠﻁﻑ‬‫ﺤﺒﻴﺒﺎﺕ ﻤﻥ ﺇﻴﺜﺎﻨﻭﺍﺕ ﺍﻟﺼﻭﺩﻴﻭﻡ‪ ،‬ﻓﻨﻼﺤﻅ ﺃ ّﻥ ‪ pH‬ﻴﺯﻴﺩ‪ .‬ﻫﺫﺍ ﻴﻌﻨﻲ ﺃ ّﻥ ﺘﺭﻜﻴﺯ ﺸﻭﺍﺭﺩ ‪ H 3O+‬ﻴﻨﻘﺹ ﻷ ّﻥ‬ ‫ﻫﻨﺎﻙ ﺘﻨﺎﺴﺒﺎ ﻋﻜﺴﻴﺎ ﺒﻴﻥ ‪ pH‬ﻭ ‪ H3O‬ﻭ ﺫﻟﻙ ﺒﺎﻋﺘﺒﺎﺭ ﺃ ّﻥ ﺤﺠﻡ ﺍﻟﻤﺤﻠﻭل ﻻ ﻴﺘﻐﻴﺭ‪> @.‬‬ ‫ﻨﺘﻴﺠﺔ‪:‬‬ ‫ﺇ ّﻥ ﺸﻭﺍﺭﺩ ﺍﻹﻴﺜﺎﻨﻭﺍﺕ ‪ CH3COO‬ﺘﺅﺜﺭ ﻋﻠﻰ ﺸﻭﺍﺭﺩ ﺍﻟﻬﻴﺩﺭﻭﻨﻴﻭﻡ ‪. H3O‬‬‫ﻭ ﺸﻭﺍﺭﺩ‬ ‫ﻨﻘﻭل ﺇﹼﻨﻪ ﺤﺩﺙ ﺘﻔﺎﻋل ﺤﻤﺽ – ﺃﺴﺎﺱ ﺒﻴﻥ ﺸﻭﺍﺭﺩ ﺍﻹﻴﺜﺎﻨﻭﺍﺕ ‪CH3COO‬‬ ‫ﺍﻟﻬﻴﺩﺭﻭﻨﻴﻭﻡ ‪H3O‬‬‫ﺍﻟﺘﻔﺎﻋﻼﻥ ﻋﻜﺴﻴﺎﻥ ﻭ ﻴﺤﺩﺜﺎﻥ ﻤﻌﺎ ﻭ ﺒﺎﻟﺘﺎﻟﻲ ﻴﻨﻌﺩﻡ ﺘﺄﺜﻴﺭﻫﻤﺎ‪ ،‬ﻭﻴﻭﺼﻑ ﻋﻨﺩﻫﺎ ﻫﺫﺍ ﺍﻟﺘﻔﺎﻋل ﺒﺄﻨﻪ ﺘﻭﺍﺯﻥ‬ ‫ﻜﻴﻤﻴﺎﺌﻲ‪.‬‬ ‫( ﺃﻭ ﺒـ )=(‪.‬‬ ‫ﻭ ﺘﻜﺘﺏ ﺍﻟﻤﻌﺎﺩﻟﺔ ﺒﺴﻬﻤﻴﻥ )‬ ‫ﺃﻱ ﺃ ّﻥ‪:‬‬ ‫‪CH3COOHl o CH3COOHaq‬‬

‫‪CH3COOHaq  H2O‬‬ ‫‪CH3COO-aq  H3Oaq‬‬‫ﻟﺘﺸﻜل ﺠﺯﻱﺀ‬ ‫‪H3O‬‬ ‫ﻤﻊ ﺍﻟﺸﺎﺭﺩﺓ‬ ‫‪CH‬‬ ‫‪3CO‬‬ ‫‬ ‫ﺘﺘﻔﺎﻋل ﺍﻟﺸﺎﺭﺩﺓ‬ ‫ﻓﻲ ﺒﻌﺽ ﺍﻟﻅﺭﻭﻑ‪،‬‬ ‫‪2‬‬ ‫‪ CH3COOH‬ﻭ ﺠﺯﻱﺀ ﺍﻟﻤﺎﺀ ‪. H 2O‬‬ ‫ﺃﻱ ﺃ ّﻥ ﺍﻟﺘﻔﺎﻋل ﺤﺩﺙ ﻓﻲ ﺍﻻﺘﺠﺎﻩ ﺍﻟﻤﻌﺎﻜﺱ ﻟﺘﻔﺎﻋل ﺤﻤﺽ ﺍﻹﻴﺜﺎﻨﻭﻴﻙ ﻤﻊ ﺍﻟﻤﺎﺀ‪.‬‬ ‫ﻭﺘﻜﺘﺏ ﻋﻨﺩﻫﺎ ﺍﻟﻤﻌﺎﺩﻟﺔ ﻓﻲ ﺍﺘﺠﺎﻫﻴﻥ‪.‬‬ ‫ﺒﺼﻔﺔ ﻋﺎﻤﺔ ‪:‬‬ ‫ﺤﻤﺽ ‪ + 2‬ﺃﺴﺎﺱ ‪ = 1‬ﺃﺴﺎﺱ ‪ + 2‬ﺤﻤﺽ ‪1‬‬ ‫‪ -4-3‬ﻜﺴﺭ ﺍﻟﺘﻔﺎﻋل )‪:(Q‬‬ ‫ﺘﻌﺭﻴﻑ ‪:‬‬ ‫ﻟﻴﻜﻥ ﺘﻔﺎﻋل ﻤﺤﻠﻭل ﻤﺎﺌﻲ‪:‬‬ ‫)‪aA(aq) + bB(aq) = cC(aq) + dD(aq‬‬ ‫ﻴﻌﻁﻰ ﻜﺴﺭ ﺍﻟﺘﻔﺎﻋل ﺒﺎﻟﻌﻼﻗﺔ‪:‬‬ ‫‪Q‬‬ ‫‪>C@c .>D@d‬‬ ‫‪>A@a .>B@b‬‬ ‫ﻭ ﻫﻭ ﻋﺩﺩ ﺒﺩﻭﻥ ﺒﻌﺩ ﻭ ﺒﺩﻭﻥ ﻭﺤﺩﺓ‪.‬‬‫ﻋﻨﺩ ﻜﺘﺎﺒﺔ ﻋﺒﺎﺭﺓ ﻜﺴﺭ ﺍﻟﺘﻔﺎﻋل ‪ Q‬ﺘﺩﺨل ﺍﻟﺘﺭﺍﻜﻴﺯ ﺍﻟﻤﻭﻟﻴﺔ ﻟﻸﻓﺭﺍﺩ ﺍﻟﺫﺍﺌﺒﺔ ﻓﻘﻁ‪ ،‬ﻓﺎﻟﻤﺫﻴﺏ \"ﺍﻟﻤﺎﺀ ﻏﺎﻟﺒﺎ\" ﻭ‬ ‫ﺍﻷﻓﺭﺍﺩ ﺍﻟﺼﻠﺒﺔ ﻻ ﺘﺩﺨل ﺘﺭﺍﻜﻴﺯﻫﺎ ﻓﻲ ﺍﻟﻌﻼﻗﺔ‪.‬‬

‫ﻤﺜﺎل‪: 1‬‬ ‫ﺘﻔﺎﻋل ﺍﻷﺴﺎﺱ \"ﺇﻴﺜﺎﻨﻭﺍﺕ ﻤﻊ \"ﺤﻤﺽ\" ﺍﻟﻤﻴﺜﺎﻨﻭﻴﻙ‪:‬‬‫= )‪CH3CO-2(aq) + HCO2H(aq‬‬ ‫)‪CH 3CO2H + HCO2-(aq‬‬‫‪> @ > @Q‬‬ ‫‪>CH3CO‬‬ ‫‪2H@.‬‬ ‫‪HCO‬‬ ‫‬ ‫‪2‬‬ ‫@‪CH3COO .>HCO2H‬‬ ‫‪ x‬ﺤﺎﻟﺔ ﺘﻔﺎﻋل ﺍﻟﻤﺫﻴﺏ \"ﺍﻟﻤﺎﺀ\" ﻴﻜﻭﻥ ﻤﺘﻔﺎﻋﻼ ﺃﻭ ﻨﺎﺘﺠﺎ‪:‬‬ ‫ﺍﻟﻤﺫﻴﺏ ﻴﻭﺠﺩ ﺒﻜﺜﺭﺓ ) ﺯﻴﺎﺩﺓ( ﻟﻜﻨﻪ ﻻ ﻴﻅﻬﺭ ﻓﻲ ﻋﺒﺎﺭﺓ ‪.Q‬‬‫)‪HCOOH(aq) + H2 O(l) = HCOO-(aq)- + H3O+(aq‬‬ ‫ﻤﺜﺎل‪:‬‬‫ﺇﻥ ﺘﺭﻜﻴﺯ ﺍﻟﻤﺎﺀ ﻴﻜﻭﻥ ﺩﺍﺌﻤﺎ ﺜﺎﺒﺘﺎ ﻤﻬﻤﺎ ﺘﻜﻥ ﺤﺎﻟﺔ ﺍﻟﺠﻤﻠﺔ‪ ،‬ﺇﺫﻥ ﻻ ﻴﺩﺨل ﻓﻲ ﻜﺘﺎﺒﺔ ﻋﺒﺎﺭﺓ ‪.Q‬‬ ‫‪> @> @Q‬‬ ‫‪H3O‬‬ ‫‪.‬‬ ‫‪HCO‬‬ ‫‬ ‫‪2‬‬ ‫‪> @HCOOH‬‬ ‫‪ x‬ﺤﺎﻟﺔ ﺘﻔﺎﻋل ﺘﺘﺩﺨل ﻓﻴﻪ ﺍﻷﺠﺴﺎﻡ ﺍﻟﺼﻠﺒﺔ‪:‬‬ ‫ﻤﺜﺎل‪:‬‬ ‫ﺘﻔﺎﻋل ﻜﺒﺭﻴﺘﺎﺕ ﺍﻟﻨﺤﺎﺱ ﻤﻊ ﻤﻌﺩﻥ ﺍﻟﺯﻨﻙ‪:‬‬‫ﺇﻥ ﺸﻭﺍﺭﺩ ﺍﻟﻜﺒﺭﻴﺘﺎﺕ ‪ SO42-‬ﻏﻴﺭ ﻓﻌﺎﻟﺔ‪ ،‬ﻭ ﺘﻜﺘﺏ ﻤﻌﺎﺩﻟﺔ ﺍﻷﻜﺴﺩﺓ ﺍﻹﺭﺠﺎﻋﻴﺔ‪:‬‬‫)‪Zn(s‬‬ ‫‪+‬‬ ‫‪Cu‬‬ ‫‪++‬‬ ‫=‬ ‫‪Zn‬‬ ‫‪++‬‬ ‫)‪+ Cu(aq‬‬ ‫)‪(aq‬‬ ‫)‪(aq‬‬‫ﺤﻴﺙ ﺍﻟﺫﺭﺍﺕ ﺍﻟﻤﺭﺠﻌﺔ ‪ Zn‬ﺘﻌﻁﻲ ﺇﻟﻜﺘﺭﻭﻨﺎﺕ ﻭﺘﺘﺄﻜﺴﺩ ﺇﻟﻰ ﺍﻟﺤﺎﻟﺔ ‪، Zn2+‬ﻓﻲ ﺤﻴﻥ ﺍﻟـﺸﻭﺍﺭﺩ ﺍﻟﻤﺅﻜـﺴﺩﺓ‬ ‫‪ Cu2+‬ﺘﻜﺘﺴﺏ ﺇﻟﻜﺘﺭﻭﻨﺎﺕ ﻭﺘﺭﺠﻊ ﺇﻟﻰ ﺍﻟﺤﺎﻟﺔ ‪.Cu‬‬ ‫ﻤﻥ ﺃﺠل ﺤﺎﻟﺔ ﻤﻌﻴﻨﺔ ﻟﻠﺠﻤﻠﺔ‪ ،‬ﻴﻜﻭﻥ ﻜﺴﺭ ﺍﻟﺘﻔﺎﻋل ﺍﻟﻤﻭﺍﻓﻕ ﻟﻬﺫﺍ ﺍﻟﺘﻔﺎﻋل ﻫﻭ‪:‬‬

‫‪>> @@Q‬‬ ‫‪Zn 2‬‬ ‫‪Cu 2‬‬‫ﻭ ﺘﺘﻔﺎﻋل ﺸﻭﺍﺭﺩ ﺍﻟﻨﺤﺎﺱ ﺍﻟﻤﺘﻭﺍﺠﺩﺓ ﻓﻲ ﺍﻟﻤﺤﻠﻭل ﺍﻻﺒﺘﺩﺍﺌﻲ ﻤﻊ ﺍﻟﺼﻭﺩ ﻤﻌﻁﻴﺔ ﺭﺍﺴﺒﺎ ﺃﺯﺭﻗﺎ ﻤﻥ ﻫﻴﺩﺭﻭﻜﺴﻴﺩ‬ ‫ﺍﻟﻨﺤﺎﺱ ﺤﺴﺏ ﻤﻌﺎﺩﻟﺔ ﺍﻟﺘﻔﺎﻋل ﺍﻟﺘﺎﻟﻲ‪:‬‬‫‪Cu‬‬ ‫‪2‬‬ ‫‪+‬‬ ‫‪+‬‬ ‫‪2‬‬ ‫‪OH‬‬ ‫–‬ ‫)‪= Cu(OH)2(s‬‬ ‫)‪(aq‬‬ ‫)‪(aq‬‬ ‫ﻭ ﻴﻜﺘﺏ ﻜﺴﺭ ﺍﻟﺘﻔﺎﻋل‪:‬‬ ‫‪1‬‬ ‫‪Cu 2 . OH 2‬‬ ‫‪> @> @Q‬‬ ‫‪ -5-3‬ﺜﺎﺒﺕ ﺍﻟﺘﻭﺍﺯﻥ ‪:K‬‬ ‫ﺃ‪ -‬ﺘﺫﻜﻴﺭ‪:‬‬‫ﺇ ّﻥ ﺍﻟﻨﺎﻗﻠﻴﺔ ‪ G‬ﻟﺠﺯﺀ ﻤﻥ ﻤﺤﻠﻭل ﺸﺎﺭﺩﻱ ﻁﻭﻟﻪ ‪ L‬ﻭ ﺴﻁﺤﻪ ‪ S‬ﺘﻌﻁﻰ ﺒﺎﻟﻌﻼﻗﺔ‪:‬‬ ‫‪G‬‬ ‫‪V‬‬ ‫‪S‬‬ ‫‪L‬‬ ‫ﺘﻘﺩﺭ ﺍﻟﻨﺎﻗﻠﻴﺔ ﻓﻲ ﺍﻟﺠﻤﻠﺔ ﺍﻟﺩﻭﻟﻴﺔ ﺒـ ‪ Siemens‬ﺭﻤﺯﻫﺎ )‪.(S‬‬‫‪ = V‬ﺍﻟﻨﺎﻗﻠﻴﺔ ﺍﻟﻨﻭﻋﻴﺔ ﻭ ﺘﺘﻌﻠﻕ ﺒﻁﺒﻴﻌﺔ ﺍﻟﺸﻭﺍﺭﺩ ‪ Xi‬ﺍﻟﻤﺘﻭﺍﺠﺩﺓ‪ ،‬ﻭ ﺒﺘﺭﺍﻜﻴﺯﻫﺎ ]‪ [Xi‬ﻭ ﺩﺭﺠﺔ ﺍﻟﺤﺭﺍﺭﺓ‪،‬‬‫‪V O1>X1@ O2>X2 @ O3>X3 @ ...‬‬ ‫ﺤﻴﺙ‪:‬‬ ‫ﺘﻘﺩﺭ ﺍﻟﻨﺎﻗﻠﻴﺔ ﺍﻟﻨﻭﻋﻴﺔ ﺒـ )‪(S/m‬‬‫‪= Oi‬ﺍﻟﻨﺎﻗﻠﻴﺔ ﺍﻟﻨﻭﻋﻴﺔ ﺍﻟﻤﻭﻟﻴﺔ ﺍﻟﺸﺎﺭﺩﻴﺔ ﻭ ﻫﻲ ﺘﺘﻌﻠﻕ ﺒﺩﺭﺠﺔ ﺍﻟﺤﺭﺍﺭﺓ ﻭ ﺘﻘﺩﺭ ﺒـ )‪.(S.m2/mol‬‬ ‫ﺒﻌﺽ ﻗﻴﻡ ﺍﻟﻨﺎﻗﻠﻴﺔ ﺍﻟﻨﻭﻋﻴﺔ ﺍﻟﻤﻭﻟﻴﺔ ﻋﻨﺩ ‪: 25°C‬‬

‫)ﻓﻲ ‪O (S.m2/mol) ( 25 °C‬‬ ‫ﺍﻟﺸﻭﺍﺭﺩ‬‫‪35,0.10 - 3‬‬ ‫‪H3O +‬‬‫‪20,010 - 3‬‬ ‫‪HO -‬‬‫‪16,0.10 - 3‬‬ ‫‪SO4 - -‬‬‫‪11,9.10 - 3‬‬ ‫‪Ca + +‬‬‫‪7,63.10 - 3‬‬ ‫‪Cl -‬‬‫‪7,35.10 - 3‬‬ ‫‪K+‬‬‫‪7,14.10 - 3‬‬ ‫‪NO3 -‬‬‫‪5,00.10 - 3‬‬ ‫‪Na +‬‬ ‫ﺏ‪ -‬ﻜﺴﺭ ﺍﻟﺘﻔﺎﻋل‪:‬‬‫ﻨﺤﻀﺭ ﻤﺤﻠﻭﻟﻴﻥ ‪ S1‬ﻭ ‪ S2‬ﻤﻥ ﺤﻤﺽ ﺍﻟﺒﺭﻭﺒﺎﻨﻭﻴﻙ ﺘﺭﻜﻴﺯﻫﻤﺎ ﻤﺨﺘﻠﻔﻴﻥ ‪ C1‬ﻭ ‪.C2‬‬ ‫ﻤﻌﺎﺩﻟﺔ ﺘﻔﺎﻋل ﺍﻟﺤﻤﺽ ﻤﻊ ﺍﻟﻤﺎﺀ ﻫﻲ‪:‬‬‫‪C 2H 5COOH + H2 O = C 2H 5COO- + H3O+‬‬ ‫ﻨﻘﻴﺱ ﻨﺎﻗﻠﻴﺔ ﻜل ﻤﺤﻠﻭل‪ ،‬ﻓﻨﺠﺩ‪:‬‬‫‪C2 = 1,0.10-3 mol/L‬‬ ‫‪C1 = 1,0.10-2 mol/L‬‬‫‪V2 = 43.10-4 S/m‬‬ ‫‪V1 = 143.10-4 S/m‬‬

‫‪، OH3O‬‬ ‫ﻭ ﻟﺩﻴﻨﺎ‪:‬‬ ‫‪O C2H5CO2‬‬ ‫‪35,0mS.m2 / mol‬‬ ‫‪3,58mS.m2 / mol‬‬ ‫ﻤﻥ ﺃﺠل ﺍﻟﻤﺤﻠﻭل ‪> @ > @:S1‬‬ ‫‪C2‬‬ ‫‪H5CO‬‬ ‫‬ ‫ﻭ‬ ‫‪H3O‬‬ ‫ﻨﺤﺴﺏ ﻋﻨﺩ ﺍﻟﺘﻭﺍﺯﻥ‬ ‫‪2‬‬ ‫ﺇﻥ ﺍﻟﻨﺎﻗﻠﻴﺔ ﺍﻟﻨﻭﻋﻴﺔ ﻟﻠﻤﺤﻠﻭل ﻫﻲ‪:‬‬‫‪> @ > @(1)...... V1‬‬ ‫‬ ‫‪OH3O‬‬ ‫‪. H3O‬‬ ‫‪eq‬‬ ‫‬ ‫‪O‬‬ ‫‪C‬‬ ‫‪2‬‬ ‫‪H‬‬ ‫‪5‬‬ ‫‪CO‬‬ ‫‪2‬‬ ‫‪.‬‬ ‫‪C‬‬ ‫‪2‬‬ ‫‪H‬‬ ‫‪5‬‬ ‫‪CO‬‬ ‫‪2‬‬ ‫‪eq‬‬ ‫ﻨﻼﺤﻅ ﻤﻥ ﺍﻟﻤﻌﺎﺩﻟﺔ ﺃﻥ‪> @ > @(2)...... C2H5CO2 = H3O :‬‬ ‫ﻤﻥ )‪ (1‬ﻭ )‪،(2‬‬ ‫ﻨﺠﺩ‪:‬‬‫‪> @H3O eq‬‬ ‫‪> @C2H5CO2 eq‬‬ ‫‪V1‬‬ ‫‪O H3O   O C2 H5CO 2‬‬ ‫‪143.10  4‬‬ ‫‪3,71.104 mol / L‬‬ ‫‪35  3,58103‬‬ ‫ﺘﺭﻜﻴﺯ ﺍﻟﺤﻤﺽ ﺍﻟﻤﺘﺒﻘﻲ ﻫﻭ‪:‬‬‫‪> @2H5CO2H@ C1  C2H5CO2 eq 1.102  3,71.104 9,63.103 mol / L‬‬ ‫‪> @> @Q‬‬ ‫ﻨﺴﺘﻨﺘﺞ ﻜﺴﺭ ﺍﻟﺘﻔﺎﻋل‪:‬‬ ‫‪C2‬‬ ‫‪H‬‬ ‫‪5CO‬‬ ‫‬ ‫‪.‬‬ ‫‪H3O‬‬ ‫‪2‬‬ ‫@ ‪>C 2 H 5CO 2 H‬‬ ‫ﻨﺠﺩ‪Q = 1,4.10-5 :‬‬ ‫ﺒﻨﻔﺱ ﺍﻟﻁﺭﻴﻘﺔ ﻨﺤﺴﺏ ﻜﺴﺭ ﺍﻟﺘﻔﺎﻋل ﻟﻠﻤﺤﻠﻭل ‪ ، S2‬ﻨﺠﺩ ‪Q = 1,4.10-4‬‬ ‫ﻨﻼﺤﻅ ﺃﻥ ﻜﺴﺭ ﺍﻟﺘﻔﺎﻋل ﻫﻭ ﻨﻔﺴﻪ‪.‬‬

‫ﺇﻥ ﻜﻤﻴﺎﺕ ﺍﻟﺤﻤﺽ ﺍﻟﻼﺯﻤﺔ ﻟﻠﺤﺼﻭل ﻋﻠﻰ ﺍﻟﻤﺤﻠﻭﻟﻴﻥ ﻫﻲ ﻤﺨﺘﻠﻔﺔ ﻟﻜﻥ ﻋﻨﺩ ﺍﻟﺘﻭﺍﺯﻥ ﻨﺠـﺩ ﻨﻔـﺱ ﻜـﺴﺭ‬ ‫ﺍﻟﺘﻔﺎﻋل‪ .‬ﻫﺫﻩ ﺍﻟﻘﻴﻤﺔ ﺍﻟﻤﺸﺘﺭﻜﺔ ﺘﺴﻤﻰ ﺜﺎﺒﺕ ﺍﻟﺘﻭﺍﺯﻥ ‪.K‬‬ ‫ﻨﺘﻴﺠﺔ‪:‬‬ ‫ﻤﻥ ﺃﺠل ﻤﻌﺎﺩﻟﺔ ﺘﻔﺎﻋل‪:‬‬‫)‪a A(aq) + b B(aq) = c C(aq) + d D(aq‬‬‫ﻴﻭﺠﺩ ﺜﺎﺒﺕ ﺘﻭﺍﺯﻥ ‪ K‬ﻻ ﻴﺘﻌﻠﻕ ﺇﻻ ﺒﺩﺭﺠﺔ ﺍﻟﺤﺭﺍﺭﺓ ﻭ ﺍﻟﺘﻔﺎﻋل ﺍﻟﻜﻴﻤﻴﺎﺌﻲ ﺤﻴﺙ‬‫‪K‬‬ ‫‪>C@c eq .>D@d eq‬‬ ‫‪>A@a eq .>B@b eq‬‬‫ﺇﺫﻥ‪ ،‬ﻋﻨﺩ ﺍﻟﺘﻭﺍﺯﻥ‪ Qeq K :‬ﻭ ﺨﺎﺭﺝ ﺍﻟﺘﻭﺍﺯﻥ‪Q z K :‬‬ ‫‪ : K t 104‬ﻴﻜﻭﻥ ﺍﻟﺘﺤﻭل ﺘﺎﻤﺎ‪.‬‬ ‫‪ : K 1‬ﻴﻜﻭﻥ ﺍﻟﺘﺤﻭل ﻤﺘﻭﺍﺯﻨﺎ‪.‬‬ ‫‪ : K d 104‬ﻴﻜﻭﻥ ﺍﻟﺘﺤﻭل ﻤﺤﺩﻭﺩﺍ ﺠﺩﺍ‪.‬‬ ‫ﺘﺄﺜﻴﺭ ﺍﻟﺤﺎﻟﺔ ﺍﻻﺒﺘﺩﺍﺌﻴﺔ ﻟﻠﺠﻤﻠﺔ ﻋﻠﻰ ﺤﺎﻟﺔ ﺍﻟﺘﻭﺍﺯﻥ‪:‬‬‫‪ W‬‬ ‫ﻨﺤﺴﺏ ﻤﻌﺩل ﺍﻟﺘﻘﺩﻡ ﻟﻠﻤﺤﻠﻭل ﺍﻟﺴﺎﺒﻕ‬ ‫‪n C2H5CO2 eq‬‬ ‫‪init‬ﺡﻤﺾ‪n‬‬ ‫ﻨﺠﺩ‪:‬‬ ‫‪W2 = 0,11 ، W1 = 0,037‬‬‫ﻨﻼﺤﻅ ﺃﻥ ﻤﻌﺩل ﺍﻟﺘﻘﺩﻡ ﺍﻟﻨﻬﺎﺌﻲ ﻟﻤﺤﻠﻭل ﻴﺘﻌﻠﻕ ﺒﺎﻟﺤﺎﻟﺔ ﺍﻻﺒﺘﺩﺍﺌﻴﺔ ﻟﻠﺠﻤﻠﺔ‪.‬‬ ‫ﺒﺎﺴﺘﻌﻤﺎل ﺠﺩﻭل ﺍﻟﺘﻁﻭﺭ ﻟﺘﻔﺎﻋل ﺤﻤﺽ ‪ +‬ﻤﺎﺀ‪.‬‬

‫ﺍﻟﻤﻌﺎﺩﻟﺔ‬ RCOOH + H2O RCOO-(aq) + H3O+(aq)(mol) ‫ﺍﻟﺤﺎﻟﺔ ﺍﻻﺒﺘﺩﺍﺌﻴﺔ‬ ‫ﻣﺬﻳﺐ‬ 0 0 0 : ‫اﻟﺘﻘﺪم‬ C.V(mol) ‫ﺤﺎﻟﺔ ﺍﻟﺘﻭﺍﺯﻥ‬ Xeq : ‫اﻟﺘﻘﺪم‬ C.V – xeq ‫ﻣﺬﻳﺐ‬ Xeq Xeq‫(ﺤﺎﻟﺔ ﺍﻟﺘﻭﺍﺯﻥ‬mol/L) C.V  xeq x eq x eq V ‫ﻤﺫﻴﺏ‬ VV > @ > @K H3O eq . RCOO eq >RCOOH@eq K ¨¨©§ x eq ¸¸¹·2 ...(1) V C  x eq V  W ‫ﻴﻌﺭﻑ ﻤﻌﺩل ﺍﻟﺘﻘﺩﻡ ﺍﻟﻨﻬﺎﺌﻲ ﻟﻠﺘﻔﺎﻋل ﺒـ‬ N RCOO eq > @RCOO N‫ﺡﻤﺾ‬init C W xf x eq x max CV :‫ﻭ ﻟﺩﻴﻨﺎ ﻜﺫﻟﻙ‬ x eq W.CV ...(2) :‫ﺃﻱ‬ :(1) ‫( ﻓﻲ‬2) ‫ﻨﻌﻭﺽ‬

‫¨§‬ ‫‪CV.W‬‬ ‫¸·‬ ‫‪2‬‬ ‫©‬ ‫‪V‬‬ ‫‪¹‬‬‫‪K‬‬ ‫‪CW2‬‬ ‫‪C  WC 1  W‬‬‫‪K CW2‬‬ ‫‪1 W‬‬ ‫ﻨﺘﻴﺠﺔ‪:‬‬‫ﻴﺘﻌﻠﻕ ﻤﻌﺩل ﺍﻟﺘﻘﺩﻡ ﺍﻟﻨﻬﺎﺌﻲ ﻟﺘﻔﺎﻋل ﻜﻴﻤﻴﺎﺌﻲ ﺒﺜﺎﺒﺕ ﺍﻟﺘﻭﺍﺯﻥ ‪ K‬ﻭ ﺒﺎﻟﺘﺭﻜﻴﺯ ﺍﻻﺒﺘﺩﺍﺌﻲ )ﺃﻱ ﺍﻟﺤﺎﻟﺔ ﺍﻻﺒﺘﺩﺍﺌﻴﺔ(‪.‬‬ ‫ﻨﺴﺘﻁﻴﻊ ﺘﻤﺜﻴل ﺍﻟﺩﺍﻟﺔ ‪ τ‬ﺒﺩﻻﻟﺔ ‪ K‬ﻤﻥ ﺃﺠل ﺜﺎﺒﺕ )‪W = f(K‬‬

‫ﻨﻼﺤﻅ ﻤﻥ ﺍﻟﺒﻴﺎﻥ ﺃ ّﻥ ﺍﻟﺩﺍﻟﺔ ﻤﺘﺯﺍﻴﺩﺓ‪ ،‬ﻓﻜﻠﻤﺎ ﺯﺍﺩ ﺜﺎﺒﺕ ﺍﻟﺘﻭﺍﺯﻥ‪ ،‬ﺯﺍﺩ ﻤﻌﺩل ﺍﻟﺘﻘﺩﻡ ﺍﻟﻨﻬﺎﺌﻲ‪.‬‬

‫‪ -4‬ﺍﻟﺘﺤﻭﻻﺕ )ﺤﻤﺽ‪/‬ﺃﺴﺎﺱ(‬ ‫‪ -1-4‬ﺍﻟﺘﺸﺭﺩ ﺍﻟﺫﺍﺘﻲ ﻟﻠﻤﺎﺀ‬ ‫‪ -2-4‬ﻀﻌﻑ ﺘﺸﺭﺩ ﺍﻟﻤﺎﺀ‬ ‫‪ 3-4‬ﺍﻟﺠﺩﺍﺀ ﺍﻟﺸﺎﺭﺩﻱ ﻟﻠﻤﺎﺀ‬ ‫‪ -4-4‬ﺴﻠﻡ ﺍﻟـ‪pH‬‬ ‫‪ -5-4‬ﺜﺎﺒﺘﺎ ﺍﻟﺤﻤﻭﻀﺔ ‪ KA‬ﻭ ‪pKA‬‬ ‫‪ -6-4‬ﺜﺎﺒﺕ ﺍﻟﺘﻭﺍﺯﻥ ﻟﺘﻔﺎﻋل ﺤﻤﺽ‪-‬ﺃﺴﺎﺱ‬ ‫‪ -7-4‬ﻤﺠﺎل ﺍﻟﺘﻐﻠﺏ‬ ‫ﺜﺎﺒﺕ ﺍﻟﺘﻭﺍﺯﻥ ﺍﻟﻤﻭﺍﻓﻕ ﻟﺘﻔﺎﻋل ﺤﻤﺽ – ﺃﺴﺎﺱ‬

‫‪ -1-4‬ﺍﻟﺘﺸﺭﺩ ﺍﻟﺫﺍﺘﻲ ﻟﻠﻤﺎﺀ‪:‬‬ ‫ﺇﻥ ﺍﻟﻤﺎﺀ ﺍﻟﻨﻘﻲ ﻨﺎﻗل ﻀﻌﻴﻑ ﻟﻠﺘﻴﺎﺭ‪ ،‬ﻓﻬﻭ ﻴﺤﺘﻭﻱ ﻋﻠﻰ ﺸﻭﺍﺭﺩ ﺒﻜﻤﻴﺔ ﻗﻠﻴﻠﺔ‪.‬‬ ‫ﻭ ﻜﺫﻟﻙ ‪ pH = 7‬ﻓﻲ ‪ 25°C‬ﻭ ‪. [H 3O+] = 10-7 mol / L‬‬‫ﺇﻥ ﺠﺯﻴﺌﺎﺕ ﺍﻟﻤﺎﺀ ﺘﺘﺤﺭﻙ ﻭ ﺃﺜﻨﺎﺀ ﺍﻟﺘﺼﺎﺩﻤﺎﺕ ﻓﺈ ّﻥ ﺍﻟﻤﺎﺀ ﻴﻔﻘﺩ ﺒﺭﻭﺘﻭﻥ ‪ H+‬ﻟﺠﺯﻱﺀ ﻤﺎﺀ ﺁﺨﺭ ﻭ ﻴﺘﺤﻭل‬‫ﺍﻟﺠﺯﻱﺀ ﺍﻷﻭل ﺇﻟﻰ ﺸﺎﺭﺩﺓ ﺍﻟﻬﻴﺩﺭﻭﻜﺴﻴل ‪ OH-‬ﻭ ﺍﻟﺠﺯﻱﺀ ﺍﻟﺜﺎﻨﻲ ﺇﻟﻰ ﺸﺎﺭﺩﺓ ‪ H 3O+‬ﻭ ﺘﻜﺘﺏ ﻤﻌﺎﺩﻟﺔ‬ ‫ﺘﺸﺭﺩ ﺍﻟﻤﺎﺀ‪:‬‬ ‫‪H 2O + H 2O = H 3O+ + OH-‬‬ ‫ﻭ ﻴﻜﻭﻥ ﻋﺩﺩ ﺸﻭﺍﺭﺩ ‪ H 3O+‬ﻴﺴﺎﻭﻱ ﺇﻟﻰ ﻋﺩﺩ ﺸﻭﺍﺭﺩ ‪> @ > @.OH-‬‬ ‫ﻋﻨﺩ ‪H3O OH 107 mol / L 25°C‬‬ ‫‪ -2-4‬ﻀﻌﻑ ﺘﺸﺭﺩ ﺍﻟﻤﺎﺀ‪:‬‬ ‫ﻨﺴﺘﻌﻤل ‪ 1 L‬ﻤﺎﺀ ﺃﻱ ‪m = 1000 g‬‬‫‪n‬‬ ‫‪m‬‬ ‫‪1000‬‬ ‫‪55,6mol‬‬ ‫ﺘﺤﺘﻭﻱ ﻫﺫﻩ ﺍﻟﻜﻤﻴﺔ ﻋﻠﻰ ‪:‬‬ ‫‪M‬‬ ‫‪18‬‬ ‫‪n H3Oeq‬‬ ‫‪> @H3O .V 107 mol‬‬ ‫‪n OHeq‬‬ ‫‪> @OH .V 107 mol‬‬

‫ﻨﻀﻊ ﺠﺩﻭل ﺍﻟﺘﻘﺩﻡ ﻟﺘﻔﺎﻋل ﺘﺸﺭﺩ ﺍﻟﻤﺎﺀ ﺍﻟﺫﺍﺘﻲ ﻋﻨﺩ ‪:25°C‬‬ ‫ﺍﻟﻤﻌﺎﺩﻟﺔ‬ ‫اﻟﺘﻘﺪم ‪0 :‬‬ ‫‪2 H2O‬‬ ‫)‪= H 3O+(aq‬‬ ‫)‪+ OH-(aq‬‬‫ﺍﻟﺤﺎﻟﺔ ﺍﻻﺒﺘﺩﺍﺌﻴﺔ‬ ‫‪55,6‬‬ ‫‪0‬‬ ‫‪0‬‬‫‪ 55,6 – 2xmax=0‬اﻟﺘﻘﺪم ‪ Xmax :‬ﺤﺎﻟﺔ ﺘﺤﻭل ﻨﻌﺘﺒﺭﻩ ﺘﺎﻡ‬ ‫‪Xmax=27,8 Xmax=27,8‬‬ ‫ﺤﺎﻟﺔ ﺍﻟﺘﻭﺍﺯﻥ‬ ‫‪ 55,6 -2xeq |55,6‬ﺍﻟﺘﻘﺩﻡ ‪Xeq :‬‬ ‫‪xeq=10-7‬‬ ‫‪xeq=10-7‬‬‫ﺍﻟﻤﺘﺤﺼل ﻋﻠﻴﻬﺎ ﺤﻘﻴﻘﺔ‬ ‫‪W‬‬ ‫‪x eq‬‬ ‫‪3,6.109‬‬ ‫ﻤﻌﺩل ﺍﻟﺘﻘﺩﻡ ﻫﻭ‪:‬‬ ‫‪x max‬‬ ‫‪ W < 1‬ﺍﻟﻤﺎﺀ ﻀﻌﻴﻑ ﺍﻟﺘﺸﺭﺩ ﻭ ﺘﻔﺎﻋﻠﻪ ﺠﺩ ﻤﺤﺩﻭﺩ‪.‬‬ ‫‪ 3-4‬ﺍﻟﺠﺩﺍﺀ ﺍﻟﺸﺎﺭﺩﻱ ﻟﻠﻤﺎﺀ‪:‬‬ ‫ﻨﺤﺴﺏ ﺜﺎﺒﺕ ﺍﻟﺘﻭﺍﺯﻥ ﻟﻠﻤﺎﺀ ﻭ ﻨﺭﻤﺯ ﻟﻪ ﺒـ ‪.Ke‬‬ ‫‪> @ > @Ke H3O . OH‬‬‫ﻭ ﻴﻤﺜل ﺜﺎﺒﺕ ﺍﻟﺘﻭﺍﺯﻥ ﺍﻟﺨﺎﺹ ﺒﻤﻌﺎﺩﻟﺔ ﺘﻔﺎﻋل ﺍﻟﺘﺸﺭﺩ ﺍﻟﺫﺍﺘﻲ ﻟﻠﻤﺎﺀ ‪ ،‬ﻭ ﻫﻭ ﻴﺘﻌﻠﻕ ﺒﺩﺭﺠﺔ ﺍﻟﺤﺭﺍﺭﺓ ﻓﻘﻁ‪.‬‬‫درﺟﺔ اﻟﺤﺮارة‬ ‫‪0‬‬ ‫‪25 50 100‬‬ ‫)‪(°C‬‬‫‪Ke‬‬ ‫‪0,10 u10 - 1,0 u10 - 5,5 u10 - 55 u10 -‬‬ ‫‪14 14 14‬‬ ‫‪14‬‬‫‪pKe = - log‬‬ ‫‪15‬‬ ‫‪14 13,3 12,3‬‬‫‪Ke‬‬

‫‪ -4-4‬ﺴﻠﻡ ﺍﻟـ‪: pH‬‬‫‪[ H3O + ] = 10 - pH‬‬ ‫ﺭﺃﻴﻨﺎ ﻓﻲ ﺒﺩﺍﻴﺔ ﺍﻟﺩﺭﺱ ﺃ ّﻥ ] ‪ pH = - log [ H3O +‬ﺃﻱ@ >@ >‬ ‫ﻭ ﻟﺩﻴﻨﺎ ﻜﺫﻟﻙ ‪Ke H3O OH‬‬ ‫ﻨﺴﺘﻁﻴﻊ ﺃﻥ ﻨﻜﺘﺏ ﺒﺎﺴﺘﻌﻤﺎل ﺨﺼﺎﺌﺹ ﺍﻟﺩﺍﻟﺔ ﺍﻟﻠﻭﻏﺎﺭﺘﻤﻴﺔ‪:‬‬‫‪> @> @ > @ > @ log Ke log H3O . OH log H3O  log OH‬‬‫‪> @pKe pH  log OH‬‬‫‪> @pH pKe  log OH‬‬ ‫ﻨﺠﺩ‪:‬‬‫‪> @log OH pH  pKe‬‬‫‪> @OH 10pHpKe‬‬ ‫ﻋﻨﺩ ‪ ، 25°C‬ﻓﺈ ّﻥ ‪14‬‬ ‫‪ ، pKe‬ﺃﻱ‪:‬‬‫‪> @pH 14  log OH‬‬ ‫ﺃﻱ‪:‬‬ ‫‪> @OH 10pH14‬‬ ‫ﻴﻜﻭﻥ ﻤﺤﻠﻭل ﻤﺎﺌﻲ ﻤﻌﺘﺩﻻ ﻋﻨﺩﻤﺎ ‪n H3O  n OH  :‬‬ ‫‪x‬‬‫ﻴﻜﻭﻥ ﻤﺤﻠﻭل ﻤﺎﺌﻲ ﺤﻤﻀﻴﺎ ﻋﻨﺩﻤﺎ ‪N H3O  ! NOH  :‬‬ ‫‪x‬‬‫ﻴﻜﻭﻥ ﻤﺤﻠﻭل ﻤﺎﺌﻲ ﺃﺴﺎﺴﻴﺎ ﻋﻨﺩﻤﺎ ‪N H3O   NOH  :‬‬ ‫‪x‬‬

‫‪¬«ªH‬‬ ‫‪3O‬‬ ‫‬ ‫‪º‬‬ ‫‪«ª¬OH‬‬ ‫‬ ‫‪º‬‬ ‫¼»‬ ‫¼»‬ ‫‪eq‬‬ ‫‪eq‬‬‫ ‪¬«ªH3O‬‬ ‫‪º‬‬ ‫!‬ ‫‪ª«¬OH‬‬ ‫‬ ‫‪º‬‬ ‫ ‪ª¬«H3O‬‬ ‫‪º‬‬ ‫‬ ‫‪¬ª«OH‬‬ ‫‬ ‫‪º‬‬ ‫‪»¼ eq‬‬ ‫»¼‬ ‫‪»¼ eq‬‬ ‫¼»‬ ‫‪eq‬‬ ‫‪eq‬‬ ‫‪pH  7‬‬ ‫‪pH 7‬‬ ‫‪pH ! 7‬‬ ‫‪ pH‬ﻓﻲ ‪25qC‬‬ ‫وﺳﻂ ﺣﻤﻀﻲ‬ ‫وﺳﻂ ﻡﻌﺘﺪل‬ ‫وﺳﻂ أﺳﺎﺳﻲ‬ ‫‪ -5-4‬ﺜﺎﺒﺘﺎ ﺍﻟﺤﻤﻭﻀﺔ ‪ KA‬ﻭ ‪:pKA‬‬ ‫ﺘﻌﺭﻴﻑ‪:‬‬‫ﺇ ّﻥ ﺜﺎﺒﺕ ﺍﻟﺤﻤﻭﻀﺔ ﻟﻠﺜﻨﺎﺌﻴﺔ ﺃﺴﺎﺱ‪/‬ﺤﻤﺽ ﻫﻭ ﺜﺎﺒﺕ ﺍﻟﺘﻭﺍﺯﻥ ﻟﻠﻤﻌﺎﺩﻟﺔ ﺍﻟﻤﻭﺍﻓﻘﺔ ﻟﺘﻔﺎﻋل ﻴﺤﺩﺙ ﻋﻨﺩ ﺇﻀـﺎﻓﺔ‬ ‫ﺤﻤﺽ ﻟﻠﻤﺎﺀ‪.‬‬ ‫)‪HA(aq) + H 2O(ℓ) = A-(aq) + H 3O+(aq‬‬ ‫‪> @ > @> @KA‬‬ ‫‪H3O eq . A  eq‬‬ ‫‪AH eq‬‬ ‫ﺒﺼﻔﺔ ﻋﺎﻤﺔ‪:‬‬ ‫ﻜل ﺜﻨﺎﺌﻴﺔ ﺃﺴﺎﺱ‪/‬ﺤﻤﺽ ﻴﻭﺍﻓﻘﻬﺎ ﺜﺎﺒﺕ ﺤﻤﻭﻀﺔ‪.‬‬ ‫‪> @ > @KA‬‬ ‫‪ eq‬أﺳﺎس ‪H3O eq .‬‬ ‫‪@eq‬ﺣﻤﺾ>‬ ‫‪pK A  log K A‬‬

‫ﺍﻟﻌﻼﻗﺔ ﺒﻴﻥ ‪ pH‬ﻭ ‪:pKA‬‬‫‪> @ > @KA‬‬ ‫ﻟﺩﻴﻨﺎ‪:‬‬ ‫‪ eq‬أﺳﺎس ‪H3O eq .‬‬ ‫‪@eq‬ﺣﻤﺾ>‬ ‫ﻨﺴﺘﻌﻤل ﺨﻭﺍﺹ ﺍﻟﺩﺍﻟﺔ ﺍﻟﻠﻭﻏﺎﺭﻴﺘﻤﻴﺔ ﻭ ﻨﻜﺘﺏ‪:‬‬‫‪> @ > @ log K A‬‬‫‪pK A‬‬ ‫أﺳﺎس ‪.‬‬ ‫‪eq‬‬ ‫ﺣﻤﺾ> ‪ log H3O eq  log‬‬ ‫‪@eq‬‬‫ﻨﻌﻠﻡ ﺃ ّﻥ ] ‪ ، pH = - log [ H3O +‬ﻧﻌﻮض ﻓﻲ اﻟﻌﻼﻗﺔ اﻟﺴﺎﺑﻘﺔ‪ ،‬ﻟﻨﺠﺪ‪:‬‬‫‪> @pH‬‬ ‫‪pK A‬‬ ‫‬ ‫‪log‬‬ ‫‪ eq‬أﺳﺎس ‪.‬‬ ‫‪@eq‬ﺣﻤﺾ>‬ ‫ﻤﺜﺎل ‪:1‬‬‫)‪HCOOH(aq) + H2 O(l) = HCOO-(aq)- + H3O+(aq‬‬‫‪> @ > @KA‬‬ ‫‪H3O eq . HCOO eq‬‬ ‫‪>HCOOH@eq‬‬

pKA = 3,7 ‫ ﻭ‬KA = 1,9.10-4 : 25°C ‫ﻋﻨﺩ‬ ‫ﺍﻟﻘﻭﺓ‬ 25 °C ‫ ﻋﻨﺩ‬pKA‫ﺍﻟﺘﺼﺎﻋﺩﻴﺔ‬ 15,9 C2H5OH ‫ﻟﻸﺴﺎﺱ‬ 14 H 2O C2H5O 10,3 HCO3 9,2 NH 4 OH  6,35 CO2 , H 2O 4,8 CH3COOH CO 2  3,7 3 HCOOH NH 3 HCO 3 0 H3O CH3COO  1,8- HNO3 6,3- HCl ‫ﺍﻟﻘﻭﺓ ﺍﻟﺘﺼﺎﻋﺩﻴﺔ ﻟﻠﺤﻤﺽ‬ HCOO  H2O NO3 Cl  :2 ‫ﻤﺜﺎل‬ :‫ﺜﻨﺎﺌﻴﺘﺎ ﺍﻟﻤﺎﺀ‬ H 2O/OH- ‫ﺇﻥ ﺍﻟﻤﺎﺀ ﻫﻭ ﺤﻤﺽ ﻟﻠﺜﻨﺎﺌﻴﺔ‬ H 2O + H 2O = H 3O+(aq) + OH-(aq) > @> @K A1 H 3O  . OH  1014 ‫ ﻫﻭ‬25°C ‫ﺜﺎﺒﺕ ﺍﻟﺤﻤﻭﻀﺔ ﻋﻨﺩ‬ pK A1  log K A1 14 ‫ﻭ‬

‫ﻭ ﺍﻟﻤﺎﺀ ﺃﺴﺎﺱ ﻟﻠﺜﻨﺎﺌﻴﺔ ‪H 3O+/H 2O‬‬‫= ‪H 3O+ + H 2O‬‬ ‫)‪H 3O+(aq) + H 2O(aq‬‬ ‫‪K A2‬‬ ‫‪> @H3O‬‬ ‫ﺜﺎﺒﺕ ﺍﻟﺤﻤﻭﻀﺔ ﻋﻨﺩ ‪ 25°C‬ﻫﻭ ‪1‬‬ ‫‪> @H3O‬‬ ‫ﻭ ‪pK A2  log K A2 0‬‬‫‪ -6-4‬ﺜﺎﺒﺕ ﺍﻟﺘﻭﺍﺯﻥ ﻟﺘﻔﺎﻋل ﺤﻤﺽ‪-‬ﺃﺴﺎﺱ‪:‬‬‫ﻟﺘﻜﻥ ﺠﻤﻠﺔ ﻜﻴﻤﻴﺎﺌﻴﺔ ﻟﻠﺘﻔﺎﻋل ﺤﻤﺽ‪-‬ﺃﺴﺎﺱ ﺒﻴﻥ ﺍﻟﺤﻤﺽ ‪ A 1H‬ﻟﻠﺜﻨﺎﺌﻴﺔ ‪ A 1H/A1-‬ﻭ ﺜﺎﺒﺕ ﺤﻤﻭﻀﺘﻬﺎ‬ ‫‪ K A1‬ﻭ ﺍﻷﺴﺎﺱ ‪ A2-‬ﻟﻠﺜﻨﺎﺌﻴﺔ ‪ A 2H/A2-‬ﻭ ﺜﺎﺒﺕ ﺤﻤﻭﻀﺘﻬﺎ ‪. K A2‬‬ ‫ﺇ ّﻥ ﻤﻌﺎﺩﻟﺔ ﺍﻟﺘﻔﺎﻋل ﻫﻲ‪:‬‬‫‪A1Haq  A2 aq‬‬ ‫‪A1 aq  A2Haq‬‬‫ﻋﻨﺩ ﺍﻟﺘﻭﺍﺯﻥ‪ ،‬ﻴﻜﻭﻥ ﺜﺎﺒﺕ ﺍﻟﺘﻭﺍﺯﻥ ﻟﻠﺘﻔﺎﻋل ﻴﺴﺎﻭﻱ ﻜﺴﺭ ﺍﻟﺘﻔﺎﻋل‪.‬‬‫‪> @ > @K‬‬‫‪Q eq‬‬ ‫‪A1 eq .>A2H@eq‬‬ ‫‪>A1H@eq . A2 eq‬‬ ‫ﻨﻀﺭﺏ ﻭ ﻨﻘﺴﻡ ﻋﻠﻰ ‪> @H3O‬‬‫‪> @ > @K A1 eq. H3O eq.>A2H@eq‬‬ ‫‪> @ > @>A1H@eq. A2 eq. H3O eq‬‬

‫‪> @ > @ > @ > @KA2‬‬‫‪A 2 eq . H3O eq‬‬ ‫‪ KA1‬ﻭ‬ ‫‪A1 eq . H3O eq‬‬ ‫ﺤﻴﺙ‪:‬‬ ‫‪>A 2 H@eq‬‬ ‫‪>A1H@eq‬‬ ‫‪K‬‬ ‫‪K A1‬‬ ‫ﻨﺴﺘﻨﺘﺞ ﺃ ّﻥ ﺜﺎﺒﺕ ﺘﻭﺍﺯﻥ ﺍﻟﺘﻔﺎﻋل ﻫﻭ‪:‬‬ ‫‪KA2‬‬ ‫ﻨﺘﻴﺠﺔ‪:‬‬‫ﻴﺘﻌﻠﻕ ﺜﺎﺒﺕ ﺍﻟﺘﻭﺍﺯﻥ ﻟﺘﻔﺎﻋل ﺤﻤﺽ‪-‬ﺃﺴﺎﺱ ﺒﺜﺎﺒﺘﻲ ﺤﻤﻭﻀﺔ ﺍﻟﺜﻨﺎﺌﻴﺘﻴﻥ ﺍﻟﺩﺍﺨﻠﺘﻴﻥ ﻓﻲ ﺍﻟﺘﻔﺎﻋل‪.‬‬ ‫‪ K‬ﺇﺫﺍ ﺘﻔﺎﻋل ﺍﻟﺤﻤﺽ ‪ A1H‬ﻤﻊ ﺍﻷﺴﺎﺱ ‪.A2-‬‬ ‫‪K A1‬‬ ‫‪KA2‬‬ ‫‪ K‬ﺇﺫﺍ ﺘﻔﺎﻋل ﺍﻟﺤﻤﺽ ‪ A2H‬ﻤﻊ ﺍﻷﺴﺎﺱ ‪.A1-‬‬ ‫‪K A1‬‬ ‫‪KA2‬‬ ‫‪ -7-4‬ﻤﺠﺎل ﺍﻟﺘﻐﻠﺏ‪:‬‬ ‫ﻟﺩﻴﻨﺎ ‪:‬‬‫‪KA‬‬ ‫‪C.W 2‬‬ ‫‪1 W‬‬ ‫ﻤﻘﺎﺭﻨﺔ ﺤﻤﻀﻴﻥ‪:‬‬‫ﻨﻌﺘﺒﺭ ﻤﺤﻠﻭﻟﻴﻥ ﻟﻬﻤﺎ ﻨﻔﺱ ﺍﻟﺘﺭﻜﻴﺯ ‪ C = 0,01 mol/L‬ﻟﺤﻤﺽ ﺍﻟﻤﻴﺜﺎﻨﻭﻴﻙ )‪ (pKA1 = 3,7‬ﻭ ﻟﺤﻤـﺽ‬ ‫ﺍﻹﻴﺜﺎﻨﻭﻴﻙ )‪ .(pKA2 = 4,8‬ﻨﻘﻴﺱ ‪ pH‬ﻜل ﻤﻨﻬﻤﺎ ﻓﻨﺠﺩ‪. pH2 = 3,4 ، pH1 = 2,9 :‬‬ ‫ﻨﻼﺤﻅ ﺃﻥ ‪ pKA1 < pKA2‬ﺃﻱ ‪KA1 > KA2‬‬ ‫ﻨﺤﺴﺏ ﻤﻌﺩل ﺍﻟﺘﻘﺩﻡ ﻟﺘﻔﺎﻋﻠﻲ ﺍﻟﺤﻤﻀﻴﻥ‪.‬‬

:‫ﺍﻟﻤﺤﻠﻭل ﺍﻷﻭل‬HCOOH(aq) + H2 O(l) = HCOO-(aq)- + H3O+(aq)> @ > @HCOO eq H3O eq 102,9 mol / L :‫ﻋﻨﺩ ﺍﻟﺘﻭﺍﺯﻥ‬ W1 :‫ﻤﻌﺩل ﺍﻟﺘﻘﺩﻡ ﺍﻟﻨﻬﺎﺌﻲ‬ N HCOO eq NHCOOH initial> @W1 HCOO eq CW1 10 2,9 0,13 13% 10  2 :‫ﺍﻟﻤﺤﻠﻭل ﺍﻟﺜﺎﻨﻲ‬CH3COOH + H2 O = CH3COO- + H3O+> @ > @CH3COO eq H3O eq 103,4 mol / L :‫ﻋﻨﺩ ﺍﻟﺘﻭﺍﺯﻥ‬ W2 :‫ﻤﻌﺩل ﺍﻟﺘﻘﺩﻡ ﺍﻟﻨﻬﺎﺌﻲ‬ N CH3COO eq NCH 3COOH initial> @W2 CH3COO eq CW2 10  3,4 0,04 4% 10  2

‫ﺒﺎﻟﻤﻘﺎﺭﻨﺔ ﻨﺠﺩ‪ W1 > W2 :‬ﻤﻊ ‪KA1 > KA2‬‬ ‫ﻨﺘﻴﺠﺔ‪:‬‬ ‫ﻤﻥ ﺃﺠل ﺩﺭﺠﺔ ﺤﺭﺍﺭﺓ ﻭ ﺘﺭﺍﻜﻴﺯ ﻤﺘﺴﺎﻭﻴﺔ ‪ ،‬ﻭ ﻤﻥ ﺃﺠل ﺤﻤﻀﻴﻥ ‪ A1H‬ﻭ ‪: A2H‬‬ ‫ﺇﺫﺍ ‪ pK A1  pK A 2‬ﻓﺈ ّﻥ ‪ W1 ! W2‬ﻭ ﻴﻜﻭﻥ ﺍﻟﺤﻤﺽ ‪ A1H‬ﺃﻗﻭﻯ ﻤﻥ ﺍﻟﺤﻤﺽ ‪.A2H‬‬‫ﻤﻥ ﺃﺠل ﺘﺭﺍﻜﻴﺯ ﻤﺘﺴﺎﻭﻴﺔ ‪ ،‬ﻜﻠﻤﺎ ﻜﺎﻥ ‪ KA‬ﻜﺒﻴﺭﺍ‪ ،‬ﻜﻠﻤﺎ ﺘﺸﺭﺩ ﺍﻟﺤﻤﺽ ﺃﻜﺜﺭ ﻭ ﻜﻠﻤﺎ ﻜﺎﻥ ‪ pH‬ﺼﻐﻴﺭﺍ‪ ،‬ﻜﻠﻤﺎ‬ ‫ﻜﺎﻥ ﻤﻌﺩل ﺍﻟﺘﻘﺩﻡ ﺍﻟﻨﻬﺎﺌﻲ ‪ W‬ﻟﻠﺘﻔﺎﻋل ﺃﻜﺒﺭ‪.‬‬ ‫ﻤﻘﺎﺭﻨﺔ ﺃﺴﺎﺴﻴﻥ‪:‬‬‫ﻨﻌﺘﺒﺭ ﻤﺤﻠﻭﻟﻴﻥ ﻟﻬﻤﺎ ﻨﻔﺱ ﺍﻟﺘﺭﻜﻴﺯ ‪ C = 0,01 mol/L‬ﻟﻠﻨﺸﺎﺩﺭ )‪ (pKA1 = 9,2‬ﻭ ﻟﺜﻨﺎﺌﻲ ﻤﻴﺜﻴـل‬‫‪. pH2 = 9,0 ، pH1 = 10,6‬‬ ‫ﺃﻤﻴﻥ )‪ .(pKA2 = 11,0‬ﻨﻘﻴﺱ ‪ pH‬ﻜل ﻤﻨﻬﻤﺎ ﻓﻨﺠﺩ‪:‬‬ ‫ﻨﻼﺤﻅ ﺃﻥ ‪ pKA1 < pKA2‬ﺃﻱ ‪KA1 > KA2‬‬ ‫ﻨﺤﺴﺏ ﻤﻌﺩل ﺍﻟﺘﻘﺩﻡ ﻟﺘﻔﺎﻋﻠﻲ ﺍﻟﺤﻤﻀﻴﻥ‪.‬‬‫‪NH3 + H2 O‬‬ ‫=‬ ‫‪NH‬‬ ‫‪+‬‬ ‫‪+‬‬ ‫‪OH-‬‬ ‫ﺍﻟﻤﺤﻠﻭل ﺍﻷﻭل‪:‬‬ ‫‪4‬‬ ‫ﻓﻲ ‪: 25°C‬‬‫‪> @> @H3O . OH 1014‬‬‫‪> @ > @OH‬‬‫‪1014‬‬ ‫‪1014‬‬ ‫‪105 mol / L‬‬‫‪H3O‬‬ ‫‪109‬‬‫ﻋﻨﺩ ﺍﻟﺘﻭﺍﺯﻥ‪> @ > @OH eq NH4 eq 105 mol / L :‬‬

:‫ﻤﻌﺩل ﺍﻟﺘﻘﺩﻡ ﺍﻟﻨﻬﺎﺌﻲ‬  τ1nNH  eq 4 n NH 3 initialτ1 ª¬NH 4 ¼ºeq Cτ1 105 0, 001 | 0,1 % 102 :‫ﺍﻟﻤﺤﻠﻭل ﺍﻟﺜﺎﻨﻲ‬(CH3)2NH + H 2O = (CH3)2NH2+ + OH-> @> @H3O . OH 1014 25°C ‫ﻓﻲ‬> @ > @OH1014 1014 103,4 mol / L H3O 1010,6> @ > @ OH eq CH3 2 NH2 eq 103,4 mol / L :‫ﻋﻨﺩ ﺍﻟﺘﻭﺍﺯﻥ‬

‫‪  W2‬‬ ‫ﻤﻌﺩل ﺍﻟﺘﻘﺩﻡ ﺍﻟﻨﻬﺎﺌﻲ‪:‬‬ ‫‪n‬‬ ‫‪CH‬‬ ‫‪3‬‬ ‫‪2‬‬ ‫‪NH‬‬ ‫‬ ‫‪eq‬‬ ‫‪2‬‬ ‫‪n CH3 2 NH initial‬‬‫‪> @W2‬‬ ‫‪CH3 2 NH2 eq‬‬ ‫‪C‬‬‫‪W2‬‬ ‫‪103,4‬‬ ‫‪101,4‬‬ ‫‪0,039 | 4%‬‬ ‫‪10  2‬‬ ‫ﺒﺎﻟﻤﻘﺎﺭﻨﺔ ﻨﺠﺩ‪ W1 < W2 :‬ﻤﻊ ‪KA1 > KA2‬‬ ‫ﻨﺘﻴﺠﺔ‪:‬‬ ‫ﻤﻥ ﺃﺠل ﺩﺭﺠﺔ ﺤﺭﺍﺭﺓ ﻭ ﺘﺭﺍﻜﻴﺯ ﻤﺘﺴﺎﻭﻴﺔ ‪ ،‬ﻭ ﻤﻥ ﺃﺠل ﺃﺴﺎﺴﻴﻥ ‪ B1‬ﻭ ‪B2‬‬‫ﺇﺫﺍ ‪ pK A1  pK A 2‬ﻓﺈ ّﻥ ‪ W1  W2‬ﻭ ﻴﻜﻭﻥ ﺍﻷﺴﺎﺱ ‪ B2‬ﺃﻗﻭﻯ ﻤﻥ ﺍﻷﺴﺎﺱ ‪.B1‬‬ ‫ﻗﻮة ‪AH‬‬ ‫‪pK A‬‬‫ﻗﻮة ‪A-‬‬

‫ﺜﺎﺒﺕ ﺍﻟﺘﻭﺍﺯﻥ ﺍﻟﻤﻭﺍﻓﻕ ﻟﺘﻔﺎﻋل ﺤﻤﺽ – ﺃﺴﺎﺱ‪:‬‬ ‫ﻨﻌﺘﺒﺭ ﺍﻟﺘﻔﺎﻋل‪:‬‬‫)‪ (aq‬ﺤﻤﺽ ‪ (aq) + 2‬ﺃﺴﺎﺱ ‪ (aq) = 1‬ﺃﺴﺎﺱ ‪ (aq) + 2‬ﺤﻤﺽ ‪1‬‬‫‪> @ > @K‬‬ ‫ﺜﺎﺒﺕ ﺍﻟﺘﻭﺍﺯﻥ ﻫﻭ‪:‬‬‫‪ aq‬ﺣﻤﺾ ‪ > @aq . 2‬أﺳﺎس‪1‬‬‫‪ aq‬أﺳﺎس ‪ @aq . 2‬ﺣﻤﺾ‪>1‬‬ ‫‪>> @@:‬‬‫‪H 3O  aq‬‬ ‫ﻨﻀﺭﺏ ﺍﻟﻌﻼﻗﺔ ﻓﻲ‬ ‫‪H 3O  aq‬‬‫‪> @ > @ > @ > @> @ > @K‬‬‫ ‪ aq . H 3O‬أﺳﺎس‪1‬‬ ‫‪aq‬‬ ‫‪u‬‬ ‫‪ aq‬ﺣﻤﺾ ‪2‬‬ ‫‪K A1‬‬ ‫‪ aq‬ﺣﻤﺾ ‪1‬‬ ‫أﺳﺎس ‪H 3O  aq . 2‬‬ ‫‪aq K A2‬‬ ‫‪K K A1‬‬ ‫‪K A2‬‬‫‪> @pH‬‬ ‫ﻭ ﻟﻘﺩ ﻭﺠﺩﻨﺎ ﺃ ّﻥ‪:‬‬ ‫أﺳﺎس ‪.‬‬ ‫‪aq‬‬‫ﺣﻤﺾ> ‪pK A  log‬‬ ‫‪@aq‬‬ ‫ﻨﺘﻴﺠﺔ‪:‬‬ ‫ﻓﻲ ﺠﻤﻠﺔ ﻜﻴﻤﻴﺎﺌﻴﺔ‪ ،‬ﻨﻘﻭل ﺃ ّﻥ ﻓﺭﺩﺍ ‪ A‬ﻤﺘﻐﻠﺏ ﺒﺎﻟﻨﺴﺒﺔ ﻟﻔﺭﺩ ‪ B‬ﺇﺫﺍ ﻜﺎﻥ ‪> @ > @A ! B‬‬ ‫ƒ ﺇﺫﺍ ﻜﺎﻥ ‪]eq‬ﺤﻤﺽ[ = ‪]eq‬ﺃﺴﺎﺱ[ ﻴﻌﻨﻲ ‪( log1= ) pH = pKA‬‬ ‫ƒ ﺇﺫﺍ ﻜﺎﻥ ‪]eq‬ﺤﻤﺽ[ > ‪]eq‬ﺃﺴﺎﺱ[ ﻴﻌﻨﻲ ‪pKA > pH‬‬ ‫ƒ ﺇﺫﺍ ﻜﺎﻥ ‪]eq‬ﺤﻤﺽ[ < ‪]eq‬ﺃﺴﺎﺱ[ ﻴﻌﻨﻲ ‪. pH < pKA‬‬‫ﺇﻥّ ﻤﺨﻁﻁ ﺍﻟﺘﻐﻠﺏ ﻴﻤﺜل ﺍﻟﻤﻨﺎﻁﻕ ﺍﻟـ ‪ pH‬ﺃﻴﻥ ﺘﻜﻭﻥ ﺍﻷﻓﺭﺍﺩ ﺍﻟﺜﻨﺎﺌﻴﺔ ﺃﺴﺎﺱ‪/‬ﺤﻤﺽ ﻤﺘﻐﻠﺒﺔ‪.‬‬

‫ﻤﺨﻁﻁ ﺍﻟﺘﻐﻠﺏ ﻟﻠﺜﻨﺎﺌﻴﺔ ‪   : AH aq / A aq‬‬ ‫‪pH  pKA‬‬ ‫‪pH pKA‬‬ ‫‪pH ! pKA‬‬ ‫‪pH‬‬ ‫‪x‬‬‫@ أﺳﺎس> ! @ﺣﻤﺾ> ‪0‬‬ ‫‪ @ 14‬أﺳﺎس> @ﺣﻤﺾ>‬ ‫@ أﺳﺎس> @ﺣﻤﺾ>‬ ‫ﻤﺜﺎل‪:‬‬ ‫‪   pKA‬‬ ‫‬ ‫‪aq‬‬ ‫‪9,2‬‬ ‫ﻓﻲ ‪ 25°C‬ﺤﻴﺙ‬ ‫‪NH‬‬ ‫‪4‬‬ ‫‪/ NH3‬‬ ‫‪aq‬‬ ‫ﻟﺘﻜﻥ ﺍﻟﺜﻨﺎﺌﻴﺔ‬ ‫‪NH4‬‬ ‫‪NH3‬‬ ‫‪pH‬‬‫‪0‬‬ ‫‪pKA 9,2‬‬ ‫‪14‬‬‫ﻜﻤﺎ ﻨﺴﺘﻁﻴﻊ ﺃﻥ ﻨﻤﺜل ﻨﺴﺒﺔ ﺍﻟﻔﺭﺩ ﺤﻤﺽ ﻭ ﺍﻟﻔﺭﺩ ﺃﺴﺎﺴﻪ ﺍﻟﻤﺭﺍﻓﻕ ﺒﺩﻻﻟﺔ ‪ pH‬ﻓﻲ ﻤﺨﻁﻁ ﺍﻟﺘﻭﺯﻴﻊ ﺍﻟﺘﺎﻟﻲ‪.‬‬

‫ﺇ ّﻥ ﻤﺨﻁﻁ ﺍﻟﺘﻭﺯﻴﻊ ﻷﻓﺭﺍﺩ ﺍﻟﺜﻨﺎﺌﻴﺔ ‪ AH/A-‬ﻴﻤﺜل ﺘﻁﻭﺭ ﻨﺴﺏ ﺍﻷﻓﺭﺍﺩ ﻟﻠﺤﻤﺽ ‪ AH‬ﻭ ﺍﻷﺴﺎﺱ ‪ A-‬ﺒﺩﻻﻟﺔ‬‫‪ pH‬ﻭ ﻫﻭ ﻤﻌﻁﻰ ﻓﻲ ﺩﺭﺠﺔ ﺤﺭﺍﺭﺓ ‪.θ‬‬‫ﻓﻲ ﻨﻘﻁﺔ ﺘﻘﺎﻁﻊ ﺍﻟﻤﻨﺤﻨﻴﻴﻥ‪ ،‬ﻟﺩﻴﻨﺎ ‪:‬‬ ‫‪> @> @AH aq A aq‬‬‫‪pH pKA‬‬ ‫ﺃﻱ‪:‬‬ ‫ﻨﺘﻴﺠﺔ‪:‬‬‫ﺇ ّﻥ ‪ pKa‬ﺍﻟﺜﻨﺎﺌﻴﺔ ﺃﺴﺎﺱ‪/‬ﺤﻤﺽ ‪ AH/A-‬ﻴﺴﺎﻭﻱ ﺇﻟﻰ ﺍﻟـ ‪ pH‬ﻓﻲ ﻨﻘﻁﺔ ﺘﻘﺎﻁﻊ ﺍﻟﻤﻨﺤﻨﻴﻴﻥ‪.‬‬

‫‪ -5‬ﺘﻁﺒﻴﻕ ﻋﻠﻰ ﺍﻟﻜﻭﺍﺸﻑ ﺍﻟﻤﻠﻭﻨﺔ‪ :‬ﻤﺠﺎل ﺍﻟﺘﻐﻴﺭ ﺍﻟﻠﻭﻨﻲ‬ ‫‪ -1-5‬ﺘﻌﺭﻴﻑ ﺍﻟﻜﺎﺸﻑ ﺍﻟﻤﻠﻭﻥ‬ ‫‪ 2-5‬ﺍﻟﻤﻌﺎﻴﺭﺓ ﺍﻟـ ‪ pH‬ﻤﺘﺭﻴﺔ‬ ‫‪ -3- 5‬ﺍﻟﻤﻨﺤﻨﻰ )‪pH = f(Vb‬‬ ‫‪ -4-5‬ﺘﻌﺭﻴﻑ ﺍﻟﺘﻜﺎﻓﺅ‬

‫‪ -1-5‬ﺘﻌﺭﻴﻑ ﺍﻟﻜﺎﺸﻑ ﺍﻟﻤﻠﻭﻥ‪:‬‬‫ﻫﻭ ﺜﻨﺎﺌﻴﺔ ﺃﺴﺎﺱ ﻀﻌﻴﻑ ‪ /‬ﺤﻤﺽ ﻀﻌﻴﻑ )‪ (HInd/Ind‬ﺤﻴﺙ ﺍﻷﻓﺭﺍﺩ ﺍﻟﻤﺭﺍﻓﻘﺔ ﻟﻬﺎ ﺃﻟﻭﺍﻥ ﻤﺨﺘﻠﻔﺔ‪.‬‬‫‪HIndaq  H2O‬‬ ‫‪Ind- aq  H3O aq‬‬ ‫ﻤﻤﺎ ﺴﺒﻕ‪ ،‬ﻨﺴﺘﻁﻴﻊ ﺃﻥ ﻨﻜﺘﺏ‪:‬‬ ‫‪> @pKi‬‬‫‪(1).... pH‬‬ ‫‬ ‫‪log‬‬ ‫‪Ind -‬‬ ‫‪aq‬‬ ‫‪>HInd‬‬ ‫‪@aq‬‬‫ﺇﻥ ﺍﻟﻠﻭﻥ ﺍﻟﺫﻱ ﻨﺸﺎﻫﺩﻩ ﻋﻨﺩ ﻭﻀﻊ ﻗﻁﺭﺍﺕ ﻤﻥ ﻜﺎﺸﻑ ﻤﻠﻭﻥ ﻓﻲ ﻤﺤﻠﻭل ﻴﺘﻌﻠﻕ ﺒـ ‪ pH‬ﻫﺫﺍ ﺍﻟﻤﺤﻠﻭل‪.‬‬ ‫ﻨﺘﻘﺒل ﺃﻥ ﺍﻟﻤﺤﻠﻭل ﻴﺄﺨﺫ ﻟﻭﻥ ﺍﻟﺤﻤﺽ ﺇﺫﺍ ﻜﺎﻥ ‪> @ > @HInd aq ! 10 Ind  aq‬‬ ‫‪> @Ind  aq‬‬ ‫‬ ‫‪1‬‬ ‫‪10‬‬ ‫‪>HInd @aq‬‬ ‫ﻨﺴﺘﻌﻤل ﺨﻭﺍﺹ ﺍﻟﺩﺍﻟﺔ ﺍﻟﻠﻭﻏﺎﺭﻴﺘﻤﻴﺔ‪:‬‬‫‪> @ > @log‬‬ ‫ ‪Ind‬‬ ‫‪aq‬‬ ‫‪ 1‬‬ ‫ﺃﻱ‬ ‫‪log‬‬ ‫ ‪Ind‬‬ ‫‪aq‬‬ ‫‪  log10‬‬‫‪>HInd‬‬ ‫‪@aq‬‬ ‫‪>HInd‬‬ ‫‪@aq‬‬ ‫ﺒﺎﺴﺘﻌﻤﺎل ﺍﻟﻌﻼﻗﺔ )‪:(1‬‬ ‫‪pH  pKi  1‬‬ ‫‪pH  pKi 1‬‬

‫ﻭ ﺒﺎﻟﻤﺜل‪ ،‬ﻴﺄﺨﺫ ﺍﻟﻤﺤﻠﻭل ﻟﻭﻥ ﺍﻷﺴﺎﺱ ﺇﺫﺍ ﻜﺎﻥ‪pH ! pKi  1 :‬‬ ‫‪pKi 1‬‬ ‫‪pH pKi‬‬ ‫‪pKi 1‬‬ ‫‪x‬‬‫ﻟﻮن اﻟﺤﻤﺾ‬ ‫ﻡﺠﺎل اﻟﺘﻐﻴﺮ اﻟﻠﻮﻧﻲ‬ ‫ﻟﻮن اﻷﺳﺎس‬ ‫ﺇﻥ ﻤﺠﺎل ﺍﻟﺘﻐﻴﺭ ﺍﻟﻠﻭﻨﻲ ﻴﻜﻭﻥ ﺒﻴﻥ ‪ pKi - 1‬ﻭ ‪.pKi + 1‬‬ ‫ﺒﻌﺽ ﺍﻟﻜﻭﺍﺸﻑ ﻭ ﻤﺠﺎﻻﺕ ﺍﻟﺘﻐﻴﺭ ﺍﻟﻠﻭﻨﻲ ﻟﻬﺎ‪:‬‬‫ﺍﻟﻜﺎﺸﻑ‬ ‫ﻟﻭﻥ ﺍﻟﺤﻤﺽ ‪pKA‬‬ ‫ﻟﻭﻥ ﺍﻷﺴﺎﺱ‬ ‫ﻤﺠﺎل ﺍﻟﺘﻐﻴﺭ‬ ‫ﺃﺼﻔﺭ‬ ‫‪1,2 – 2,8‬‬‫ﺃﺤﻤﺭ ‪ 1,7‬ﺃﺯﺭﻕ ﺍﻟﺘﻴﻤﻭل‬ ‫ﺃﺼﻔﺭ‬ ‫‪2,9 – 4,0‬‬ ‫ﺒﺭﺘﻘﺎﻟﻲ‬ ‫‪3,2 – 4,4‬‬‫ﺃﺤﻤﺭ ‪ 3,3‬ﺃﺼﻔﺭ ﺍﻟﻤﻴﺜﻴل‬ ‫ﺃﺼﻔﺭ‬ ‫‪4,8 – 6,0‬‬ ‫ﺃﺯﺭﻕ‬ ‫‪6,0- 7,6‬‬‫ﺒﺭﺘﻘﺎﻟﻲ ﺍﻟﻤﻴﺜﻴل‬ ‫‪3,7‬‬ ‫ﺃﺤﻤﺭ‬ ‫‪8,2 – 10,0‬‬ ‫ﻭﺭﺩﻱ ﻫﻨﺩﻱ‬‫ﺃﺤﻤﺭ ‪ 5,2‬ﺃﺤﻤﺭ ﺍﻟﻤﻴﺜﻴل‬‫‪ 7,0‬ﺃﺯﺭﻕ ﺍﻟﺒﺭﻭﻤﻭﺘﻴﻤﻭل‬ ‫ﺃﺼﻔﺭ‬‫ﺸﻔﺎﻑ ‪ 9,6‬ﺍﻟﻔﻴﻨﻭل ﻓﺘﺎﻟﻴﻥ‬

‫‪ 2-5‬ﺍﻟﻤﻌﺎﻴﺭﺓ ﺍﻟـ ‪ pH‬ﻤﺘﺭﻴﺔ‪:‬‬ ‫ﺘﻁﺒﻴﻕ‪:‬‬ ‫ﻴﺤﺘﻭﻱ ﺒﻴﺸﺭ ﻋﻠﻰ ‪ Va = 20 cm3‬ﻤﻥ ﺤﻤﺽ ﺍﻟﻤﻴﺜﺎﻨﻭﻴﻙ ﺘﺭﻜﻴﺯﻩ‬ ‫ﺳﺤﺎﺡﺔ ﻡﺪرﺝﺔ‬ ‫‪pH‬ﻡﺘﺮ‬ ‫ﺑﻴﺸﺮ‬ ‫‪DD‬‬ ‫‪DD‬‬ ‫ﻗﻀﻴﺐ ﻡﻤﻐﻨﻂ‬ ‫ﻡﺨﻼط ﻡﻐﻨﺎﻃﻴﺴﻲ‬‫‪Cb = 0,015‬‬ ‫‪ Ca = 0,01 mol/L‬ﻭ ﺘﺤﺘﻭﻱ ﺴﺤﺎﺤﺔ ﻤﺩﺭﺠﺔ ﻋﻠﻰ ﻤﺤﻠﻭل ﺍﻟﺼﻭﺩ ﺘﺭﻜﻴﺯﻩ‬ ‫‪.mol/L‬‬ ‫ﻨﺴﺘﻌﻤل ‪ pH‬ﻤﺘﺭ ﻟﻘﻴﺎﺱ ‪ pH‬ﺍﻟﻤﺤﻠﻭل ﺒﻌﺩ ﻜل ﺯﻴﺎﺩﺓ ﻟﻠﺼﻭﺩ‪.‬‬‫‪HCOOHaq  OH- aq‬‬ ‫ﻤﻌﺎﺩﻟﺔ ﺍﻟﺘﻔﺎﻋل ﻫﻲ‪:‬‬ ‫‪HCOO- aq  H2Ol‬‬ ‫ﺇﻥ ﺸﻭﺍﺭﺩ ‪ Na+‬ﻏﻴﺭ ﻓﻌﺎﻟﺔ ‪،‬ﻟﺫﻟﻙ ﻨﺴﺘﻁﻴﻊ ﻋﺩﻡ ﺇﻅﻬﺎﺭﻫﺎ ﻓﻲ ﺍﻟﻤﻌﺎﺩﻟﺔ‪.‬‬‫‪ HCOOH  Na   OH-‬‬ ‫ﻭ ﺇﺫﺍ ﺃﺭﺩﻨﺎ ﺇﻅﻬﺎﺭﻫﺎ‪ ،‬ﺘﺼﺒﺢ ﺍﻟﻤﻌﺎﺩﻟﺔ‪:‬‬ ‫‪ HCOO-  Na   H2O‬‬

‫ﺒﻭﺍﺴﻁﺔ ﻤﺤﺎﻜﺎﺓ )‪ ،(microméga Hatier‬ﻨﺤﺩﺩ ﻓﻲ ﺍﻟﺒﺭﻨﺎﻤﺞ ﺍﻟﺤﻤﺽ ﺍﻟﻤﺭﺍﺩ ﻤﻌﺎﻴﺭﺘﻪ ﻭ ﺍﻷﺴﺎﺱ‬ ‫ﺍﻟﻤﻌﺎﻴﺭ‪ ،‬ﻜﻤﺎ ﻨﻜﺘﺏ ﺍﻟﺘﺭﺍﻜﻴﺯ ﻭ ﺍﻟﺤﺠﻭﻡ‪.‬‬ ‫ﺒﻌﺩ ﺫﻟﻙ‪ ،‬ﻨﻘﻭﻡ ﺒﺈﻓﺭﺍﻍ ﻤﺤﻠﻭل ﺍﻟﺼﻭﺩ‪ ،‬ﻓﻨﺤﺼل ﻋﻠﻰ ﺠﺩﻭل ﺍﻟﻘﻴﺎﺴﺎﺕ ﺍﻟﺘﺎﻟﻲ‪:‬‬

‫ﺜﻡ ﺒﻌﺩ ﺫﻟﻙ ﺍﻟﻤﻨﺤﻨﻰ )‪ pH = f(Vb‬ﺍﻟﻤﻤﺜل ﻟﺘﻐﻴﺭﺍﺕ ‪ pH‬ﺒﺩﻻﻟﺔ ﺤﺠﻡ ﺍﻟﺼﻭﺩ ﺍﻟﻤﻀﺎﻑ ‪.Vb‬‬

‫‪ -3- 5‬ﺍﻟﻤﻨﺤﻨﻰ )‪: pH = f(Vb‬‬‫ﻨﺘﺤﻘﻕ ﺍﻵﻥ ﺇﺫﺍ ﻜﺎﻥ ﺍﻟﺘﻔﺎﻋل ﺘﺎﻡ ﺃﻡ ﻻ ‪ ،‬ﻤﻥ ﺃﺠل ﺫﻟﻙ ﻨﻀﻊ ﺠﺩﻭل ﺍﻟﺘﻘﺩﻡ ﻟﻠﺘﻔﺎﻋل ﻋﻨﺩ ﺇﻓﺭﺍﻍ ‪Vb = 10‬‬ ‫‪ mL‬ﻤﻥ ﺍﻟﺼﻭﺩ ﺤﻴﺙ ‪) pH = 4,1‬ﻤﻥ ﺍﻟﻤﻨﺤﻨﻰ(‪.‬‬‫ﺍﻟﻤﻌﺎﺩﻟﺔ‬ ‫)‪HCOOH (aq) + OH-(aq) = HCOO-(aq) + H2O(l‬‬‫‪ Ca.Va =0,30 Cb.Vb =0,20‬اﻟﺘﻘﺪم‪ 0 :‬ﺍﻟﺤﺎﻟﺔ ﺍﻻﺒﺘﺩﺍﺌﻴﺔ‬ ‫زﻳﺎدة ‪0‬‬ ‫)‪(mmol‬‬‫ﺍﻟﺤﺎﻟﺔ ﺍﻟﻨﻬﺎﺌﻴﺔ‬ ‫اﻟﺘﻘﺪم‪xf :‬‬ ‫‪0,30 – xf‬‬ ‫‪0,20 - xf‬‬ ‫زﻳﺎدة ‪xf‬‬ ‫)‪(mmol‬‬

‫ﺍﻟﺤﺎﻟﺔ ﺍﻻﺒﺘﺩﺍﺌﻴﺔ‪:‬‬‫‪n(HCOOH)initial = Ca.Va = 0,015 × 0,02 = 0,00020 mol = 0,30‬‬ ‫‪mmol‬‬ ‫‪n (HO -)initial = Cb . Vb = 0,02 . 0,01 = 0,2 mmol‬‬ ‫ﺍﻟﻤﺘﻔﺎﻋل ﺍﻟﻤﺤﺩ ﻫﻭ ﻤﺤﻠﻭل ﺍﻟﺼﻭﺩ‪ ،‬ﺇﺫﻥ ﻨﺘﻭﻗﻊ ﺃﻥ ﻴﻜﻭﻥ ‪. xmax = 0,2 mmol‬‬ ‫ﺍﻟﺤﺎﻟﺔ ﺍﻟﻨﻬﺎﺌﻴﺔ ‪:‬‬‫‪[ H3O + ]final = 10 - 4,1 mol / L‬‬ ‫ﻓﻲ ‪ 25°C‬ﺍﻟﺠﺩﺍﺀ ﺍﻟﺸﺎﺭﺩﻱ ﻟﻠﻤﺎﺀ ﻫﻭ ‪:‬‬ ‫‪> @> @Ke H3O . OH 1014‬‬‫‪> @OH‬‬ ‫‪1014‬‬ ‫‪109,9 mol / L‬‬ ‫‪10  4,1‬‬‫ﺍﻟﺤﺠﻡ ﺍﻟﻨﻬﺎﺌﻲ ﻫﻭ ‪Vf = 20 + 10 = 30 ml :‬‬ ‫ﻨﺴﺘﻨﺘﺞ ﺃﻥ ‪:‬‬‫‪n (HO -)final = [ OH - ]final u Vfinal = 10 - 9,9 u0,020 = 2 u 10 - 11,9 mol‬‬ ‫ﻤﻥ ﺠﺩﻭل ﺍﻟﺘﻘﺩﻡ‪ ،‬ﻨﺴﺘﻁﻴﻊ ﺃﻥ ﻨﻜﺘﺏ‪:‬‬‫‪0,20 - xfinal = 2 u 10 – 11,9‬‬‫‪xfinal = 0,20 mmol‬‬

‫ﻭ ﻴﻜﻭﻥ ﻤﻌﺩل ﺍﻟﺘﻘﺩﻡ ﺍﻟﻨﻬﺎﺌﻲ ﻟﻠﺘﻔﺎﻋل‪:‬‬‫‪W‬‬ ‫‪x final‬‬ ‫‪0,2‬‬ ‫‪1‬‬ ‫‪x max‬‬ ‫‪0,2‬‬‫‪W1‬‬ ‫ﻨﺘﻴﺠﺔ‪ :‬ﺍﻟﺘﻔﺎﻋل ﻫﻭ ﺘﺎﻡ‪ ،‬ﻭ ﻫﺫﺍ ﻴﺘﺤﻘﻕ ﻤﻥ ﺃﺠل ﻜل ﺇﻀﺎﻓﺔ ﻟﻠﺼﻭﺩ‪.‬‬ ‫‪ -4-5‬ﺘﻌﺭﻴﻑ ﺍﻟﺘﻜﺎﻓﺅ‪:‬‬‫ﻋﻨﺩ ﺍﻟﺘﻜﺎﻓﺅ‪ ،‬ﺘﻜﻭﻥ ﺍﻟﻤﺘﻔﺎﻋﻼﺕ ﻗﺩ ﺃﺩﺨﻠﺕ ﻓﻲ ﻨﺴﺏ ﺍﻷﻋﺩﺍﺩ ﺍﻟﺴﺘﻜﻴﻭﻤﺘﺭﻴﺔ ﻟﻠﺘﻔﺎﻋل ﺍﻟﺴﺎﺒﻕ‪ ،‬ﺤﻴﺙ ﺃﻨﻬﺎ ﻗﺩ‬ ‫ﺍﺴﺘﻬﻠﻜﺕ ﻜﻠﻬﺎ‪.‬‬‫ﺇﺫﺍ ﻜﺎﻥ ﻗﺒل ﺍﻟﺘﻜﺎﻓﺅ ‪ ،‬ﺍﻟﻤﺘﻔﺎﻋل ﺍﻟﻤﺤﺩ ﻫﻭ ﺍﻟﻤﺘﻔﺎﻋل ﺍﻟﻤﻀﺎﻑ )ﺍﻟﻤﺘﻔﺎﻋل ﺍﻟﻤﻌﺎﻴﺭ ‪ ،(OH-‬ﻓﺈﹼﻨﻪ ﺒﻌﺩ ﺍﻟﺘﻜﺎﻓﺅ‪،‬‬‫ﻴﻜﻭﻥ ﺍﻟﻤﺘﻔﺎﻋل ﺍﻟﻤﺤﺩ ﻫﻭ ﺍﻟﻤﺘﻔﺎﻋل ﺍﻟﻤﻭﺠﻭﺩ ﻓﻲ ﺍﻟﺒﺩﺍﻴﺔ ﻓﻲ ﺍﻟﺒﻴﺸﺭ )ﺍﻟﻤﺘﻔﺎﻋل ﺍﻟﻤﻌﺎَﻴﺭ ‪.( HCOOH‬‬ ‫ﹸﺘﻌﻴﻥ ﻨﻘﻁﺔ ﺍﻟﺘﻜﺎﻓﺅ ‪ E‬ﺒﺜﻼﺙ ﻁﺭﻕ‪:‬‬‫‪ -1‬ﺭﺴﻡ ﺒﺎﻟﺤﺎﺴﻭﺏ ﻭﺒﻭﺍﺴﻁﺔ ﺒﺭﻨﺎﻤﺞ ﺨﺎﺹ )‪ ،(logiciel‬ﺍﻟﻤﻨﺤﻨﻰ ﺍﻟﻤﻤﺜل ﻟﺘﻐﻴﺭﺍﺕ ﻤﺸﺘﻕ ‪pH‬‬ ‫‪dpH‬‬‫‪ ، dVb‬ﻭ ﻨﻌﻴﻥ ﻤﻨﻪ ﻗﻴﻤﺔ ‪ Vb‬ﺍﻟﻤﻀﺎﻓﺔ ﻭ ﺍﻟﺘﻲ ﺘﻤﺜل ﺍﻟﺫﺭﻭﺓ ﻓﻲ ‬ ‫ﺒﺩﻻﻟﺔ ﺍﻟﺤﺠﻡ ‪f Vb :‬‬ ‫ﻫﺫﺍ ﺍﻟﻤﻨﺤﻨﻰ )ﺍﻟﻘﻴﻤﺔ ﺍﻷﻋﻅﻤﻴﺔ ﺃﻭ ﺍﻟﺩﻨﻴﺎ ﻟﻬﺫﺍ ﺍﻟﻤﻨﺤﻨﻰ(‪.‬‬