الكيمياء العامة العملي (101) 

 

          اعداد

                    أ0 غرام ابوالخير

 

 

 

 

 

 

 

 

 



الكيمياء لتحليلية 

ينقسم التحليل الكيميائي إلى قسمين :-

            1- تحليل كيفي (  Qualitative analysis)

                   تحديد نوع الذرات المكونة للمركب   

         2- تحليل كمي (Quantitative analysis)

                  تحديد كمية (تركيز) مكونات العينة

 وينقسم التحليل الكمي إلى

1-      التحليل الحجمي

2-    التحليل الوزني

3-    التحليل الالي

التحليل الحجمي

 يعتمد على تعيين حجم محلول معلوم التركيز والذي يتفاعل مع محلول آخر مجهول التركيز ويستدل على نقطة النهاية باستخدام الأدلة

أنواع تفاعلات التحليل الحجمي:-

1-      تفاعلات غير مصحوبة بتغير في الحالة التاكسدية

مثل تفاعلات التعادل والترسيب وتكوين متراكب

2-    تفاعلات مصحوبة بتغير في الحالة التاكسدية

مثل تفاعلات الأكسدة والاختزال

أهم القوانين المستخدمة لحساب التركيز

1- المولارية

             وهي عبارة عن عدد المولات مقسومة على الحجم باللتر

2- المولالية

              وهي عبارة عن عدد المولات مقسومة على كتلة المذيب بالكيلوجرام

3- العيارية

وهي عبارة عن عدد الأوزان المكافئة على الحجم باللتر

4- النسبة المئوية

1- النسبة المئوية الوزنية هي عدد جرامات المذاب في 100 جم من المحلول

2-   النسبة المئوية الحجمية هي عدد المليمترات من المذاب في 100 مل من المحلول

3- النسبة المئوية الحجمية الوزنية هي عدد جرامات المذاب في 100 مل من المحلول

5- جم/لتر

وهي عبارة عم عدد الجرامات المذابة في لتر من المحلول

أ‌-               تفاعلات التعادلNeutralization reaction)) 

          مثل تفاعل الأحماض مع القواعد وتتضمن اتحاد أيونات الهيدروجين مع أيونات الهيدروكسيل لتكوين الماء ويمكن الكشف عن نقطة النهاية باستخدام دليل حساس للتغير في الرقم الهيدروجيني أو عن طريق قياس التغير في الرقم الهيدروجيني باستخدام جهاز مقياس الرقم الهيدروجيني

المعايرة

هي إضافة محلول قياسي معلوم التركيز إلى محلول مجهول التركيز لمعرفة تركيزه عن طريق معلومية حجم المحلول القياسي والمجهول 0
نقطة التكافؤ

 هي النقطة التي تتكافأ عندها كمية المحلول القياسي مع المحلول المجهول ( يكون عندها التفاعل تاما ) 0
نقطة النهاية

 هي النقطة التي يتغير فيها لون الدليل ( نقطة النهاية = نقطة التكافؤ ) 0

الأوزان المكافئة:-

 ويكون الوزن المكافئ (جم.مكافئ) للحمض أو القاعدة كالآتي:

     الوزن الجزيئي (جم.جزيئي)

الوزن المكافئ للحمض =  

     عدد أيونات الهيدروجين المتفاعلة

 

الوزن الجزيئي

الوزن المكافئ للقاعدة =  

 عدد أيونات الهيدركسيل المتفاعلة

 

حساب الوزن المكافئ للأملاح البسيطة:

                                                     الوزن الجزيئي

الوزن المكافئ للملح =  

                                              شحنة الفلز × عدد ذراته

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

إذا كانت pH = pOH = 7 فالمحلول متعادل أما إذا كانت pH < 7 فالمحلول حمضي وإذا كانت pH > 7 فالمحلول قاعدي  

منحنى المعايرة 

 هو علاقة بيانية بين حجم المحلول القياسي المضاف من السحاحة ( ml ) وقيمة pH للمحلول الناتج في الدورق المخروطي 0
من فوائد منحنى المعايرة ما يلي
-1 تحديد نقطة التكافؤ 0
-2 تحديد حجم المحلول القياسي المستهلك وبالتالي حساب التراكيز(تسهيل الحسابات)0
-3 تحديد pH للمحلول عند نقطة التكافؤ 0
-4 اختيار الدليل المناسب

 

The equivalence point of a titration

Sorting out some confusing terms

When you carry out a simple acid-base titration, you use an indicator to tell you when you have the acid and alkali mixed in exactly the right proportions to "neutralise" each other. When the indicator changes colour, this is often described as the end point of the titration.

In an ideal world, the colour change would happen when you mix the two solutions together in exactly equation proportions. That particular mixture is known as the equivalence point.

For example, if you were titrating sodium hydroxide solution with hydrochloric acid, both with a concentration of 1 mol dm-3, 25 cm3 of sodium hydroxide solution would need exactly the same volume of the acid - because they react 1 : 1 according to the equation.

 

In this particular instance, this would also be the neutral point of the titration, because sodium chloride solution has a pH of 7.

But that isn't necessarily true of all the salts you might get formed.

For example, if you titrate ammonia solution with hydrochloric acid, you would get ammonium chloride formed. The ammonium ion is slightly acidic, and so pure ammonium chloride has a slightly acidic pH.

That means that at the equivalence point (where you had mixed the solutions in the correct proportions according to the equation), the solution wouldn't actually be neutral. To use the term "neutral point" in this context would be misleading.

Similarly, if you titrate sodium hydroxide solution with ethanoic acid, at the equivalence point the pure sodium ethanoate formed has a slightly alkaline pH because the ethanoate ion is slightly basic.

To summarise:

  • The term "neutral point" is best avoided.
  • The term "equivalence point" means that the solutions have been mixed in exactly the right proportions according to the equation.
  • The term "end point" is where the indicator changes colour. As you will see on the page about indicators, that isn't necessarily exactly the same as the equivalence point.

 

 

 

Simple pH curves

All the following titration curves are based on both acid and alkali having a concentration of 1 mol dm-3. In each case, you start with 25 cm3 of one of the solutions in the flask, and the other one in a burette.

Although you normally run the acid from a burette into the alkali in a flask, you may need to know about the titration curve for adding it the other way around as well. Alternative versions of the curves have been described in most cases.

Titration curves for strong acid v strong base

We'll take hydrochloric acid and sodium hydroxide as typical of a strong acid and a strong base.

 

Running acid into the alkali

 

You can see that the pH only falls a very small amount until quite near the equivalence point. Then there is a really steep plunge. If you calculate the values, the pH falls all the way from 11.3 when you have added 24.9 cm3 to 2.7 when you have added 25.1 cm3.

 

Running alkali into the acid

This is very similar to the previous curve except, of course, that the pH starts off low and increases as you add more sodium hydroxide solution.

 

Again, the pH doesn't change very much until you get close to the equivalence point. Then it surges upwards very steeply.

 

Titration curves for strong acid v weak base

This time we are going to use hydrochloric acid as the strong acid and ammonia solution as the weak base.

 

Running acid into the alkali

 

Because you have got a weak base, the beginning of the curve is obviously going to be different. However, once you have got an excess of acid, the curve is essentially the same as before.

At the very beginning of the curve, the pH starts by falling quite quickly as the acid is added, but the curve very soon gets less steep. This is because a buffer solution is being set up - composed of the excess ammonia and the ammonium chloride being formed.

 

Notice that the equivalence point is now somewhat acidic ( a bit less than pH 5), because pure ammonium chloride isn't neutral. However, the equivalence point still falls on the steepest bit of the curve. That will turn out to be important in choosing a suitable indicator for the titration.

Running alkali into the acid

At the beginning of this titration, you have an excess of hydrochloric acid. The shape of the curve will be the same as when you had an excess of acid at the start of a titration running sodium hydroxide solution into the acid.

It is only after the equivalence point that things become different.

A buffer solution is formed containing excess ammonia and ammonium chloride. This resists any large increase in pH - not that you would expect a very large increase anyway, because ammonia is only a weak base.

 

 

Titration curves for weak acid v strong base

We'll take ethanoic acid and sodium hydroxide as typical of a weak acid and a strong base.

 

Running acid into the alkali

For the first part of the graph, you have an excess of sodium hydroxide. The curve will be exactly the same as when you add hydrochloric acid to sodium hydroxide. Once the acid is in excess, there will be a difference.

 

Past the equivalence point you have a buffer solution containing sodium ethanoate and ethanoic acid. This resists any large fall in pH.

Running alkali into the acid

 

The start of the graph shows a relatively rapid rise in pH but this slows down as a buffer solution containing ethanoic acid and sodium ethanoate is produced. Beyond the equivalence point (when the sodium hydroxide is in excess) the curve is just the same as that end of the HCl - NaOH graph.

 

 

 

Titration curves for weak acid v weak base

The common example of this would be ethanoic acid and ammonia.

 

It so happens that these two are both about equally weak - in that case, the equivalence point is approximately pH 7.

Running acid into the alkali

This is really just a combination of graphs you have already seen. Up to the equivalence point it is similar to the ammonia - HCl case. After the equivalence point it is like the end of the ethanoic acid - NaOH curve.

 

Notice that there isn't any steep bit on this graph. Instead, there is just what is known as a "point of inflexion". That lack of a steep bit means that it is difficult to do a titration of a weak acid against a weak base.

 

 


 

 

 

A summary of the important curves

The way you normally carry out a titration involves adding the acid to the alkali. Here are reduced versions of the graphs described above so that you can see them all together.

 

 

 

  

 

أهم الزجاجيات المستخدمة في المعايرة وكيفية استخدامها

أ‌-     السحاحة ..
-1 تأكد من عدم وجود شروخ أو كسور .
 -2 ثبتها بإحكام في حامل السحاحة ولا تضغط عليها بشدة .
-3 ادهن صنبور السحاحة بالفازلين قبل استخدامها .
4  - اغسل السحاحة جيداً بالماء ثم بالماء المقطر ثم أخيراً بالمحلول الذي سيوضع فيها ، يكفي وضع ( 2 ـ 4 ) مل من السائل عند الغسل وتقلب هذه الكمية مع رجها بدقة على جدران السحاحة الداخلية ، وتكرر هذه العملية مرتين أو ثلاث .
-5استخدم قمع صغير زجاجي عند ملء السحاحة ، ويجب رفع القمع مباشرة بعد ملئها لمنع احتمال تساقط قطرات من المحلول قد تكون ملتصقة بالقمع أثناء إجراء عملة المعايرة ، وإلا حدث تغير مستوى سطحه في السحاحة .
- 6 يجب التأكد من عدم وجود فقاعات هوائية أسفل صنبور السحاحة وللتخلص من الفقاعات ، افتح الصنبور إلى أقصاه لكي يطرد السائل المندفع بسرعة .
-7 اغسل السحاحة بالماء المقطر بعد الانتهاء من استخدامها ، وعلقها في حاملها مقلوبة لكي لا يدخل الغبار إلى داخلها .


ب- الماصة ..
-1  تغسل الماصة بالماء المقطر ثم بالمحلول على الترتيب .
 -2 تأكد من سلامة فوهتها وعدم وجود عيوب فيها قد تسبب جروحاً .
 -3 لنقل حجم من المحلول عن طريق الماصة ، اتبع ما يلي :
ـ اغمر طرف الماصة تحت سطح المحلول .
ـ اشفط بحذر شديد بواسطة الفم إذا لم يكن المحلول ضار .
ـ إذا كان المحلول ضار استخدم حقنة في طرفها أنبوبة من المطاط .
ـ أغلق الماصة بالضغط على طرفها العلوي بإصبع السبابة الجاف وليس الإبهام .
ـ لضبط سطح السائل عند العلامة يخفف ضغط الإصبع قليلاً حتى يبدأ السائل في السريان ببطء إلى أن يلامس سطح المحلول السفلي العلامة على ساق الماصة مع مراعاة أن تكون العين والعلامة في مستوى أفقي واحد ، وأن تكون الماصة أثناء ضبطها عمودية وليست مائلة .
ـ يجب عدم النفخ في الماصة بالفم .

 

        ج- الدورق المخروطي

      يغسل بالماء المقطر فقط ولا يغسل بالمحلول الذي سيوضع فيه ومن الأفضل وضع الكونيكل على ورقة بيضاء لملاحظة التغير في اللون

د- البيكر

يستخدم لحفظ المحاليل

ه- قارورة الغسيل

 

التجربة الأولى:-

تقدير هيدروكسيد الصوديوم بمعايرته بحمض الهيدروكلوريك HCl

الأساس النظري:-

NaOH  + HCl                                     H2O+  NaCl 

            

خطوات العمل:-

             1-   نأخذ بالماصة 10 مل من هيدروكسيد الصوديوم ونضعه في الكونيكل ثم نضيف 1-2 نقط من دليل الفينولفثالين إلى الكونيكل

2- تملأ السحاحة بمحلول حمض الهيدروكلوريك القياسي.

  3 - نعاير المحلول القياسي  مع محلول هيدروكسيد الصوديوم إلى نقطة النهاية End point              حيث يتحول اللون من الاحمر الوردي إلى عديم اللون

4- يسجل حجم محلول حمض الهيدروكلوريك النازل من السحاحة تكرر عملية التسحيح ثلاث مرات أخرى ويؤخذ المعدل.

5-  نحسب  تركيز هيدروكسيد الصوديوم وقوته

  

النتائج:-

 

التجربة

حجم HCl النازل من السحاحة

 

 

 

 

 

 

 

 

الحسابات:-

              تركيز NaOH وقوته

 

N  X  V   =  N   X   V

                           g/l              Strength  =   N   X eq wt

 

 

 

             

 

التجربة الثانية:-

تقدير حمض HCl بمعايرته بمحلول قياسي من NaOH

الأساس النظري:-

                                                                                                                    

NaOH  + HCl                                     H2O+  NaCl                  

خطوات العمل:-

1-    نأخذ بالماصة 10 مل من حمض الهيدروكلوريك  ونضعه في الكونيكل ثم نضيف 1-2 نقط من  دليل الميثيل البرتقالي إلى الكونيكل

   2-  تملأ السحاحة بمحلول هيدروكسيد الصوديوم القياسي.

  3 - نعاير المحلول المجهول التركيز مع محلول هيدروكسيد الصوديوم إلى نقطة النهاية End point              حيث يتحول اللون من عديم اللون  إلى الوردي

4-  يسجل حجم محلول هيدروكسيد الصوديوم النازل من السحاحة  تكرر عملية التسحيح ثلاث مرات أخرى ويؤخذ المعدل.

5-  نحسب تركيز حمض الهيدروكلوريك  وقوته

          

 

النتائج:-

 

التجربة

حجم NaOH النازل من السحاحة

 

 

 

 

 

 

 

 

الحسابات:-

              ب- تركيز HCl وقوته

 

N  X  V   =  N   X   V

                           g/l              Strength  =   N   X eq wt

 

 

 

 

 

التجربة الثلثة:-

تقديرتركيز وقوة حمض الخليك بمعايرته بمحلول قياسي من NaOH

الأساس النظري:-

CH3COOH    +     NaOH                   CH3COONa   +H2O

                                                                                                   

خطوات العمل:-

1-    نأخذ بالماصة 10 مل من حمض الخليك  ونضعه في الكونيكل ثم نضيف 1-2 نقط من  دليل الفينولفيثالين إلى الكونيكل

   2-  تملأ السحاحة بمحلول هيدروكسيد الصوديوم القياسي.

  3 - نعاير المحلول المجهول التركيز مع محلول هيدروكسيد الصوديوم إلى نقطة النهاية End point              حيث يتحول اللون من عديم اللون  إلى الوردي

4-  يسجل حجم محلول هيدروكسيد الصوديوم النازل من السحاحة تكرر عملية التسحيح ثلاث مرات أخرى ويؤخذ المعدل.

5-  نحسب تركيز حمض الخليك وقوته

          

 

النتائج:-

 

التجربة

حجم NaOH النازل من السحاحة

 

 

 

 

 

 

 

 

الحسابات:-

              ب- تركيز حمض الخليك وقوته

 

N  X  V   =  N   X   V

                           g/l              Strength  =   N   X eq wt

 

 

 

 

 

التجربة الرابعة- 

تقدير محلول الهيدروكلوريك بواسطة محلول قياسي من كربونات الصوديوم

 

يستخدم في تفاعلات التعادل محاليل قياسية محضرة من أحماض أو قواعد لها مواصفات المواد القياسية الأولية أو محاليل قياسية ثانوية

يعرف المحلول القياسي standard solution بأنه المحلول الذي يحضر من مادة قياسية ويظل تركيزه ثابت مع مرور الزمن.   

المادة القياسية:-

هي المادة التي يمكن تحضير محاليل قياسية منها بإذابة حجم معين من هذه المادة في حجم معين من المذيب

أنواع المواد القياسية:-

1-                  مادة قياسية أولية وهي المادة التي يتغير تركيزها بمرور الزمن ولذلك فان المحاليل المحضرة منها تحتاج إلى عملية تقييس

2-                مادة قياسية ثانوية

شروط المادة القياسية

1- أن تكون نقية   100% أو يمكن تنقيتها بسهولة

2- يجب أن تكون تابثة و لا تتأكسد بواسطة الهواء ولا تمتص الرطوبة ولا تتأثر بثاني أكسيد الكربون ولا تميل إلى امتصاص الرطوبة لذلك فان معظم المواد الأولية تجفف (110-120ه م) قبل تحضير محاليلها ومن هنا يشترط أن تكون المادة الأولية تابثة أثناء عملية التجفيف

3- أن تكون ذات وزن مكافيء عالي حتى يقلل من الخطأ أثناء الوزن

4- أن تكون متوفرة وبسعر رخيص

5- أن تكون سهلة الذوبان

6- أن يكون تفاعلها مع المادة المراد تقديرها واضحا ومحددا 

 

الأساس النظري:-
 

 

+

 

 

 

 

فإذا استعملنا دليل Ph.Ph  فان لونه يتغير عند انتهاء التفاعل الأول فقط..

 أما إذا استخدمنا دليل M.O  فان لونه يتغير عند انتهاء التفاعلين الأول والثاني.

اتحادية التفاعل الأول 1:1 وحجم الحمض يكافئ نصف الكربونات

 اتحادية التفاعل الثاني 1:2 وحجم الحمض يكافئ كل الكربونات

خطوات العمل:-

1-انقلي بالماصة 10 مل من محلول كربونات الصوديوم إلى دورق مخروطي ثم أضيفي دليل M.O.

2-عاير بإضافة حمض الهيدروكلوريك من السحاحة مع الرج المستمر حتى يتغير اللون من الاصفر   إلى الاحمر البرتقالي

5-كرري المعايرة ثلاث مرات واحسبي المتوسط من قراءات السحاحة

6-اوجدي العيارية والقوة لحمض الهيدروكلوريك.

7-تعاد التجربة باستخدام دليل Ph.Ph. ونلاحظ أن اللون يتغير من الاحمر الوردي  إلى عديم اللون عند نقطة التكافؤ

 

النتائج:

 أ- في حالة  M.O

التجربة

الحجم النازل من السحاحة

المتوسط

 

 

 

 

 

 

 

 

                  

 

 

 

ب- في حالة الph.ph

التجربة

الحجم النازل من السحاحة

المتوسط

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

الحسابات :-

1- تركيز الحمض وقوته عند استخدام دليل M.O

 

0.1  X   10   =  N    X    V

  S HCl =  N  X    eq.wt

 

2-  تركيز الحمض وقوته عند استخدام دليلph.ph:

 

0.1  X   10   =  N    X    2V

S HCl =  N  X    eq.wt

التجربةالخامسة:-

تقدير مخلوط من الكربونات والبيكربونات بمعايرته بحمض الهيدروكلوريك

 

الأساس النظري:- 

عند معايرة مخلوط من كربونات الصوديوم وبيكربونات الصوديوم مع حمض الهيدروكلوريك باستخدام دليل Ph.Ph فان حجم الحمض المتفاعل يكافئ نصف الكربونات. وعند معايرة المخلوط في وجود دليل M.O  فان الحمض يتفاعل مع البيكربونات   وكل الكربونات..

 

خطوات العمل:

1-انقلي بالماصة 10 مل من المخلوط إلى الدورق المخروطي ثم أضيفي قطرتين من Ph.Ph.

2-عايري المخلوط بواسطة محلول حمض الهيدروكلوريك حتى نقطة التكافؤ وسجلي الحجم عند حدوث التغير في لون الدليل من الوردي حتى يصبح عديم اللون وليكن الحجم V1

3-انقلي بالماصة 10 مل من المخلوط إلى الدورق المخروطي ثم أضيفي قطرتين من M.O. واستمري في المعايرة حتى نقطة التكافؤ وسجلي الحجم عند حدوث التغير في لون الدليل من الأصفر حتى يصبح برتقالي وليكن الحجم V2

4-كرري المعايرة لكل دليل ثلاث مرات واحسبي المتوسط.

 

النتائج:-

أ- في حالة ph.ph

التجربة

الحجم النازل من السحاحة

المتوسط

 

 

 

 

 

 

 

 

                  

 

 

 

 

ب- في حالة ال M.O

التجربة

الحجم النازل من السحاحة

المتوسط

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

الحسابات:

  

 V1= حجم الحمض المكافئ لنصف الكربونات

V2 = حجم الحمض المكافئ لكل البيكربونات  وكل الكربونات

2 V1= حجم الحمض المكافئ لكل الكربونات

 V2-2V1= حجم الحمض المكافئ لكل البيكربونات

 

أ‌-     حساب تركيز بيكربونات الصوديوم وقوتها

0.1  X  (V2-2V1)HCl  =   N   x  10    NaHCO3

                               g/l          S NaHCO3 =  N  X    eq.wt

 

ب- حساب تركيز الكربونات وقوتها

0.1  X  2 V1HCl  =   N   x  10(  Na2CO3)

                                     g/l     S Na2CO3=  N  X    eq.wt

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

       

التجارب الفيزيائية

 

 

 

 

 

                

 

 

 

 

 

 

                           

 

التجربةالاولى

تعين الكثافة المطلقة والنسبية للسوائل

الأساس النظري:-

الكثافة( Density)  هي صفة فيزيائية للأجسام تعبر عنها العلاقة كتلة وحدة الحجوم للمادة . وكلما ازدادت الكثافة ازدادت: الكتلة لوحدة الحجوم ويعبر عنها رياضيًا

(r=M/V )

الحجم  v =  الكتلة   M  = الكثافة r= حيث :

وتقدر عادة الكثافة ب ( كغ\م ? ) و الكتلة ب الكيلو جرام و الحجم بالمتر المكعب

تتأثر عادة الكثافة بالحرارة والضغط

يمكن أن تقاس الكثافة أيضًا ب ( غ\سم ? ) وذلك عند قياس الكتلة بالغرام والحجم بالسنتمتر المكعب

احياتًا تعطى كثافات المادة الصلبة والسائلة والغازية منسبة إلى الماء فنحصل على ما يسمى الكثافة النسبية

 

الكثافة النسبية(Relative density )

هي صفة فيزيائية للأجسام تعبر عن العلاقة بين الكثافة وكثافة الماء ( أحيانًا يستخدم الهواء بالنسبة للغازات

معدل الكثافة النسبية لجسم ما = الكثافة المادية للجسم/ كثافة الماء لذلك كانت الكثافة النسبية لا وحدة لها وهى عبارة عن رقم يدل على نسبة علمًا بأن كثافة الماء المقطر = 1000 كغ/م ? ويمكن أن تقاس أيضًا ب غ/سم ?

عندها تكون الكثافة النسبية مساوية تقريبًا لتلك التي تستخدم وحدات النظام الدولي في حساب الكثافة .

وقد استفاد العلماء من الكثافة النسبة في الكثير من الأمور أهمها أن السوائل الأقل كثافة نسبية من الماء تطفو على سطح الماء والأكبر كثافة من كثافة الماء تغوص .

 

الطريقة الاولى:-

قنينة الكثافة(البيكنومتر) وهي إناء زجاجي ذو عنق قصير وغطاء توجد به أنبوبة شعرية حتى يمر السائل الزائد عن حجم القنينة ولهل سعات مختلفة

 

الطريقة الثانية:-

العلاقة البيانية بين حجم السائل وكتلته

 

 

 

خطوات العمل:

1- نوزن كأس زجاجي  سعته 100 مل فارغ ونظيف وجاف m1

2- ننقل بدقة وباستخدام الماصة أو السحاحة 10 مل من السائل إلى الكأس الزجاجي ثم نوزن (الكأس + السائل)  m2

3- نكرر إضافة 10 مل من السائل ونوزن في كل مرة

 

النتائج:-

 

m1 = وزن البيكر

m2 = وزن البيكر +السائل

كتلة السائل = m2-m1

 

حجم السائل

10

20

30

40

50

60

70

كتلة البيكر +السائل

 

 

 

 

 

 

 

كتلةالسائل

 

 

 

 

 

 

 

 

 

الحسابات:-

نرسم علاقة بين حجم السائل وكتلته فنحصل على خط مستقيم ميله يساوي فرق الصادات على فرق السينات أي الفرق في الكتل على الفرق في الحجوم

 

 

V   Δ

                                                 d      =  mΔ Slope = 

                                                             

 

التجربة الثانية

التوتر السطحي للسوائل

الأساس النظري:-


من منا لم يسأل نفسه لماذا قطرة الماء تبقى معلقة في صنبور الماء لبعض الوقت ? و لماذا تميل السوائل لجعل سطوحها شبه كروية ? , أيضاً لم تكون بعض الحشرات قادرة أن تمشي على سطح الماء? , و كيف بإمكاننا جعل إبرة فولاذية جافة قادرة أن تطفو على سطح الماء إذا وضعت بعناية
إن سبب هذه الظواهر هو الظاهرة السطحية للسوائل التي تعرف باسم التوتر السطحي
تربط بين جزيئات المادة المتجانسة قوى تسمى قوى الجذب الجزيئية ( قوى التماسك ) تعمل على تماسك جزيئات هذه المادة بعضها ببعض , إن قيمة هذه القوى في السوائل تكون أقل مما عليه في الأجسام الصلبة و هذا ما يفسر تغير شكل السائل بتغير الإناء الموجود فيه , بالإضافة على تلك القوى يوجد قوى تؤثر بين جزيئات السائل و جزيئات الأوساط الأخرى التي تلامسها سواء أكانت حالة تلك الأوساط صلبة أو سائلة أو غازية تدعى هذه القوى ب ( قوى التلاصق) .
الآن و اعتمادا على ما سبق سوف نوضح الفرق بين محصلة قوى الجذب الجزيئية لجزيئات السائل في أوضاعها المختلفة سواء عند السطح أو داخل السائل .
بالنسبة للجزيئات الواقعة في داخل السائل أي على بعد عدة أقطار جزيئية إلى الأسفل من سطحه , فإن كل جزيء مثل ( A ) سوف يتأثر بقوى تماسك مع جزيئات السائل الأخرى من جميع الجهات و بنفس القدر تقريباً مما يعني أن جزيء مثل ( A ) سيكون متأثر بمجموعة متزنة من القوى محصلتها معدومة . أما بالنسبة لجزيئات السائل عند السطح فإن كل جزيء مثل ( B ) سوف يكون متأثر بقوى تماسك مع جزيئات السائل من الجهة السفلى و متأثر بقوى التلاصق مع جزيئات الهواء من الجهة العليا و حيث أن كثافة السوائل أكبر بكثير من كثافة الغازات لذلك فإن محصلة هذه القوى تكون في اتجاه قوى التماسك .

 

 

 

 

 

 

 


أي أن كل جزيء عند السطح يكون متأثراً بقوى جذب إلى الداخل ( مما يقلل من فرصة شغله موقع سطحي ) تؤدي إلى تقلص سطح السائل ليشغل أصغر مساحة ممكنة له. و هذا يفسر الشكل الشبه الكروي لفطرات السائل و يكون عندئذ سطحها أصغرياً بالنسبة لحجم معين .
و بالتالي عدد الجزيئات الموجودة على السطح أقل من جزيئات السائل , و لذلك فإن البعد المتوسط بين الجزيئات على السطح أكبر قليلاً من البعد المتوسط داخل السائل و هذا يؤدي وسطياً إلى وجود قوى تجاذبية بين جزيئات السطح و هذا يفسر وجود التوتر السطحي.
من ناحية أخرى : يلاحظ أن للجزيئات الموجودة على سطح السائل طاقة كامنة أكبر من الطاقة الكامنة للجزيئات الموجودة وسط السائل وهذا يعود إلى أنه عندما نريد جلب جزيء من السائل إلى السطح يجب كسر عدد من روابطه أي يجب بذل عمل للقيام بذلك وهذا العمل يتحول إلى طاقة كامنة داخل الجزيء. و لكن هذا يخالف الميل الطبيعي للأجسام لتقليل طاقتها , و يتحقق ذلك في السوائل من خلال ميلها الطبيعي لتقليل مساحة سطحها إلى أقل قدر ممكن حيث يبرهن رياضياً أن ذلك يتحقق عندما يكون شكل السطح كروياً .
الآن لنعرف التوتر السطحي ( γ ) لسائل : هو مقدار الشغل المبذول لزيادة سطح كمية معينة من سائل ما بمقدار وحدة المساحات

يعتمد التوتر السطحي على عاملين:

  1. نوع السائل: أي أنه الحشرة لا تقف على أي سائل. حيث أن هناك ذات توتر سطحي أعلى من سوائل أخرى.
  2. درجة الحرارة: إذا كان السائل في درجة غليانه فذلك سيؤدي إلى انعدام قوةالتوتر السطحي. وبشكل عام كلما ارتفعت درجة حرارة السائل قل الشد السطحي للسائل.

 

 

ظواهر ناشئة عن التوتر السطحي:-

1- تكور قطرات االسائل

2- عدم استواء سطح السائل

3- الظاهرة الشعرية

ويرتفع الماء في الأنابيب الشعرية لان قوى التلاصق بين جزيئات الماء والأنبوبة الشعرية اقوي من قوى التماسك بين جزيئات الماء وينخفض الزئبق في الأنابيب الشعرية لان قوى التلاصق بين جزيئات الزئبق اقوي من قوى التماسك بين جزيئات الزئبق والأنبوبة الشعرية

 

خطوات العمل:

1- نغمس الأنبوبة الشعرية المفتوحة الطرفين في كاس زجاجي به الماء

2- يندفع السماء داخل الأنبوبة حتى يستقر

3- قيسي الارتفاع الذي ارتفعه الماء من سطح الماء في الكأس إلى سطح الماء في الأنبوبة الشعرية

 

النتائج و الحسابات:-

نحسب التوتر السطحي من العلاقة الرياضية التالية

δ = ½ hdgr

δ = التوتر السطحي بوحدة داين / سم

h = ارتفاع السائل (سم)

g = عجلة الجاذبية الارضية 980.7 سم /ث2

d = كثافة السائل جم/مل

r  =  نصف قطر الانبوبة الشعرية 0.05 سم

 

 

التجربة الثالثة

تعين اللزوجة لسائل

الأساس النظري:-

أن من خصائص المائع المثالي أنه عديم اللزوجة،وقد تصدق هذه الفرضية على بعض السوائل مثل الماء ،إلا أننا لانستطيع إهمال اللزوجة للزيت مثلاً والتي تبدو واضحة جداً عند نقل الزيت من وعاء لآخر .
حيث نجد أن طبقة السائل في وسط الأنبوبة أسرع سريانا من الطبقة الملامسة لجدار الأنبوبة وتقل السرعة كلما اتجهنا للجانبين بسب احتكاك السائل بجدران الأنبوبة
كذلك عرفت اللزوجة : الخاصية التي تسبب مقاومة طبقات المائع للانسياب ووحدتها البواز

إن قوة الاحتكاك الداخلية بين جزيئات السائل تعرقل عملية سكبه أو مروره في الأنابيب والمظهر الخارجي لهذه القوى يبدو وكأن قوى احتكا كية تصاحب عملية انتقال السائل نطلق عليها اللزوجة .

نلاحظ مرور الماء في أنبوب أسهل من مرور الدبس أو العسل فيه ، فنقول أن لزوجة الدبس أو العسل أكثر من لزوجة الماء . فاللزوجة إذًا تعتمد على طبيعة القوى بين جزيئاته.

ولقياس اللزوجة نستخدم جهاز الفيسكومتر أو جهاز استوالد

العوامل المؤثرة على اللزوجة:-

1- درجة الحرارة

وتتناقص لزوجة السائل بزيادة درجة حرارته لان زيادة درجة الحرارة يزيد متوسط الفواصل بين جزيئات السائل

2- الكثافة

تتناسب الكثافة طرديا مع اللزوجة

3- الكتلة

تتناسب الكتلة طرديا مع اللزوجة

 

خطوات العمل:

1- نغسل مقياس اللزوجة بالأسيتون ثم نجففه

2- نضع حوالي 10 مل من الماء في الجهاز

3- نسحب الماء حتى يصبح سطح الماء فوق العلامة A

4- اتركي الماء ينساب من العلامة A إلى العلامة B واحسبي الزمن اللازم لذلك

5- كرري العملية عدة مرات وسجلي المتوسط

 

 

 

 

النتائج و الحسابات:-

 

التجربة

الزمن

المتوسط

1

 

 

2

 

3

 

 

اللزوجة المطلقة

                                     d X  t  =η

اللزوجة النسبية

لزوجة السائل 1η مقسومة على لزوجة2η مادة قياسية مثل الماء

1η

                                                       2η

 

d1 X  t1  X  η2     =  1 η

d2 X  t2                                                                              

 

 

 

 

 

 

 

                                                                 

 

التجربة الرابعة

تعين حرارة التفاعل

الأساس النظري

انثالبي التعادل(D HN) هو كمية الحرارة المنطلقة عندما يتفاعل واحد جراو مكافيء من قاعدة قوية مع واحد جرام مكافيء من حمض قوي

D HN =-KJ/mol

 

التفاعلq  + المسعر q    q  =

حرارة التفاعل (q)   

كمية الحرارة المكتسبة أو المفقودة من قبل النظام عند درجة حرارة معينة وتعطى بالعلاقة التالية: 

q =  C × D t

q = ρ × m ×  ( t2 – t1 ) 

  Dt   الفرق بين درجتي الحرارة ،أي درجة الحرارة النهائية t2 مطروحاً منها درجة الحرارة الابتدائية t1 ،وتقاس q  بوحدة الطاقة الجول J  

الحرارة النوعية ( ρ )

وهي السعة الحرارية لجرام واحد من المادة  ووحدتها J / g . °C   ، ولكل مادة حرارة نوعية خاصة بها ( للماء 4.184 ،  وللنحاس0.38  ) وترتبط بالسعة الحرارية بالعلاقة :        

    C =  ρ × m  

m كتلة الجسم بالجرام  

 

   وتكون العملية ماصة للحرارة endothermic  إذا كانت :   

DH = (+)  Þ q  = (+)           

وطاردة للحرارةexothermic  إذا كانت                  

DH =  (-) Þ    q  =  (-)  

        

خطوات العمل:-

1-  نوزن المسعر نظيفا وجافا

2- نقيس حرارة كل من محلول الحمض والقاعدة على التوالي ولتكنt1و   t2ونحسب المتوسط(درجة الحرارة الابتدائية)

3- نأخذ 50 مل من القاعدة بواسطة المخبار المدرج ونضعها في المسعر ثم نضع الترمومتر

4- نأخذ 50 مل من الحمض بواسطة المخبار المدرج ونضعه في المسعر فترتفع درجة الحرارة

5- نقيس درجة الحرارة النهائية

 

6- نطبق النتائج على المعادلات الرياضية

التفاعلq  + المسعر q    q  =

 

q = ρ × m ×  ( t2 – t1 )

 

ρ = 0.89 J / g . °C  للمسعر

ρ للتفاعل= 4.184 J / g . °C

 

1gm/cm3 نعتبر كثافة الحمض والقاعدة =  

 

ونحسب حرارة التفاعل الكلية

 

 

= ( ثابت ا3- الانخفاض في درجة التجمد:

تعرَّف درجة التجمد أو الانصهار بأنها درجة الحرارة التي يوجد فيها الصلب والسائل في حالة اتزان، بمعنى أن الضغط البخاري للسائل يساوي الضغط البخاري للصلب. وبانخفاض الضغط البخاري للمحلول ينخفض الضغط البخاري للصلب وبالتالي تنخفض درجة التجمد بمقدار  ?Tf كما يتضح من الشكل التالي:

 

 

ويعبر عنه بالعلاقة:

 

 

حيث ?Tf= ثابت الانخفاض المولالي في درجة التجمد، m2، m1 تساوي كتلة المذاب والمذيب؛ M2 تساوي الكتلة المولية للمذاب.

 

مثال: احسب الكتلة المولية لرابع كلوريد الكربون CCl4 إذا علمت أن كمية قدرها 0.911g من CCl4 أذيبت في 50g من البنزين ونتج عنه انخفاض في درجة تجمد البنزين قدره 0.603K؛ علماً بأن kf = 5.12.

الحل:

 

لأرتفاع × وزن المذاب ×1000) ÷ ( الأرتفاع في درجة الغليان × وزن المذيب  )