خطوات الاستخدام
أدخل تركيز الحمض (M) وحجم الحمض (mL) وتركيز القاعدة (M) وحجم القاعدة (mL) وثابت تفكك الحمض (Ka) في الحقول المخصصة. هذه القيم تمثل المعلمات الأساسية لعملية المعايرة. تركيز الحمض هو كمية المولات لكل لتر من المحلول الحمضي، وحجمه هو الحجم المستخدم في التجربة. بالمثل، تركيز القاعدة وحجمها يمثلان المحلول القاعدي المستخدم للمعايرة. ثابت Ka يحدد قوة الحمض الضعيف، وهو ضروري لحساب pH عند النقاط المختلفة قبل وبعد نقطة التكافؤ.
احسب عدد مولات الحمض والقاعدة. يتم حساب مولات الحمض بضرب تركيز الحمض (M) في حجم الحمض (L) (تحويل mL إلى L بقسمة على 1000). وبالمثل، مولات القاعدة = تركيز القاعدة × حجم القاعدة (L). في مثال معايرة حمض ضعيف بقاعدة قوية، يتفاعل الحمض والقاعدة بنسبة 1:1 لإنتاج ملح وماء.
حدد حجم القاعدة اللازم للوصول إلى نقطة التكافؤ. عند نقطة التكافؤ، تكون مولات القاعدة المضافة مساوية لمولات الحمض الأصلية. بالتالي: V_base (L) = (M_acid × V_acid) / M_base. يمكنك حساب هذا الحجم ومقارنته مع الحجم المدخل لمعرفة إذا كان حجم القاعدة المدخل أقل أو أكثر أو مساوٍ لنقطة التكافؤ، مما يحدد المنطقة في منحنى المعايرة.
احسب pH بناءً على مرحلة المعايرة. إذا كان حجم القاعدة أقل من نقطة التكافؤ، يكون المحلول مزيجًا من الحمض الضعيف وقاعدته المرافقة (ملف مؤقت)، واستخدم معادلة هيندرسون-هاسلباخ: pH = pKa + log([قاعدة]/[حمض]). إذا كان حجم القاعدة مساويًا لنقطة التكافؤ، يتحلل الملح (القاعدة المرافقة) في الماء لإنتاج أيونات OH⁻، احسب Kb = Kw/Ka ثم احسب [OH⁻] و pH. إذا كان حجم القاعدة أكبر من نقطة التكافؤ، الزيادة من القاعدة القوية تحدد pH: pOH = -log([OH⁻] الزائد)، ثم pH = 14 - pOH.
أمثلة محلولة
تطبيقات عملية على حاسبة المعايرة بخطوات الحل كاملة.
الحل
أولاً، نحسب مولات الحمض: مولات CH₃COOH = 0.1 مول/لتر × 0.050 لتر = 0.005 مول. مولات NaOH المضافة = 0.2 مول/لتر × 0.015 لتر = 0.003 مول. يتفاعل NaOH مع CH₃COOH بنسبة 1:1، فيستهلك 0.003 مول من الحمض وينتج 0.003 مول من القاعدة المرافقة CH₃COO⁻. يتبقى 0.002 مول من الحمض غير متفاعل. الحجم الكلي = 50 + 15 = 65 مل = 0.065 لتر. تركيز الحمض المتبقي = 0.002 / 0.065 = 0.03077 مول/لتر. تركيز القاعدة المرافقة = 0.003 / 0.065 = 0.04615 مول/لتر. نستخدم معادلة هيندرسون-هاسلباخ: pH = pKa + log([قاعدة]/[حمض]) = -log(1.8×10⁻⁵) + log(0.04615/0.03077) = 4.74 + log(1.5) = 4.74 + 0.176 = 4.92. إذن pH ≈ 4.92.
الحل
عند نقطة التكافؤ، تكون مولات NaOH المضافة تساوي مولات الحمض الأصلية = 0.005 مول، لذا حجم NaOH = 0.005 / 0.2 = 0.025 لتر = 25 مل. الحجم الكلي = 50 + 25 = 75 مل = 0.075 لتر. جميع الحمض تحول إلى قاعدة مرافقة CH₃COO⁻ بتركيز = 0.005 / 0.075 = 0.06667 مول/لتر. القاعدة المرافقة تتحلل في الماء: CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻. ثابت التحلل الأساسي Kb = Kw / Ka = 1×10⁻¹⁴ / 1.8×10⁻⁵ = 5.56×10⁻¹⁰. نحسب [OH⁻] باستخدام تقريب Kb = x² / (C - x) ≈ x² / C، لذا x = √(Kb × C) = √(5.56×10⁻¹⁰ × 0.06667) = √(3.71×10⁻¹¹) = 6.09×10⁻⁶ مول/لتر. ثم pOH = -log(6.09×10⁻⁶) = 5.22، و pH = 14 - 5.22 = 8.78. نقطة التكافؤ لحمض ضعيف وقاعدة قوية تكون قاعدية (pH > 7).
أمثلة محسوبة
قيم مُدخَلة ونتيجة محسوبة فعليًا بواسطة حاسبة المعايرة.
قيم مُدخَلة قياسية
- التركيز
- 0.5
- التركيز
- 0.5
- الحجم
- 50
- الحجم
- 50
- ثابت الحمض (Ka)
- 50
- P Ka
- 1
قيم مُدخَلة مرتفعة
- التركيز
- 2
- التركيز
- 2
- الحجم
- 85
- الحجم
- 85
- ثابت الحمض (Ka)
- 85
- P Ka
- 2
قيم مُدخَلة منخفضة
- التركيز
- 0.1
- التركيز
- 0.1
- الحجم
- 10
- الحجم
- 10
- ثابت الحمض (Ka)
- 10
- P Ka
- 0.5