حل اسئلة التقويم

التقويم 4-3

48. فسر. لماذا تكون المعادلة الأيونية النهائية لتفاعل تعادل أيّ حمض قوي مع أي قاعدة قوية دائماً هي المعادلة نفسها؟

كل تفاعل تعادل هو تفاعل 1mol من أيون الهيدروجين مع 1mol من الهيدروكسيد لتكوين 1mol من الماء.

49. اشرح. الفرق بين نقطة تكافؤ ونقطة نهاية المعايرة.

نقطة التكافؤ هي pH التي تتساوى عندها مولات أيونات ⁺H من الحمض مع مولات أيونات ^-OH من القاعدة نقطة النهاية هي: النقطة التي يتغير عندها لون الكاشف المستعمل في المعايرة.

50. قارن. بين نتائج تجربتين: الأولى إضافة كمية صغيرة من قاعدة إلى محلول غير منظم له pH= 7. والثانية عند إضافة الكمية نفسها من القاعدة إلى محلول منظم لهpH = 7.

تزداد قيمة pH للمحلول غير المنظم أكثر من قيمة pH للمحلول المنّظم.

51. احسب. مولارية محلول حمض الهيدروبروميك HBr إذا احتاج إلى 30.35ml من NaOH تركيزه 0.1000m لمعايرة 25.00ml من الحمض حتى نقطة التكافؤ.

HBr_(aq) + NaOH_(aq) ⇌ NaBr_(aq) + H₂O_(l)

يتفاعل كلّ 1 mol من HBr مع 1 mol من NaOH احسب عدد مولات NaOH وعدد مولات :HBr

= mol NaOH = M_B×V_B

= 0.1000$\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{l}}$ × 0.03035 L = 0.003035 mol

احسب مولارية :HBr

$\mathrm{m} = \frac{\mathrm{المولات} \mathrm{عدد}}{\mathrm{المحلول} \mathrm{حجم} }$

$=\frac{0.003035\mathrm{mol}}{0.02500\mathrm{L}}=0.1214 \mathrm{M}$

52. فسر. ما المواد التي يمكن استعمالها لعمل محلول منظم قيمة pH له 9.4؟ وما نسبتها؟ استعمل الجدول 7- 3.

استخدم الأمونيا وأحد أملاحها مثل نترات الأمونيوم أو كلوريد الأمونيوم استخدم كميات مولارية متساوية من القاعدة وملحها.

53. صمم تجربة. صف كيف تصمم معايرة وتجريها باستعمال HNO₃ تركيزه 0.250m لتحديد مولارية محلول هيدروكسيد السيزيوم؟

ضع حجماً معلوماً من محلول CsOH في دورق وأضف كاشفاً واملأ سحاحة بمحلول HNO₃ تركيزه 0.250M وسجل قراءة السحاحة الأولية ثم أضف محلول HNO₃ ببطء إلى محلول CsOH حتى نقطة النهاية وسجل القراءة النهائية للسحاحة ثم احسب حجم HNO₃ المضاف مستعملاً حجم ومولارية HNO₃ وحجم CsOH لحساب مولارية محلول CsOH.