المحتوى

• لتخطو
• جزء 1 من 3: المعرفة الأساسية للتركيزات
• جزء 2 من 3: معايرة
• جزء 3 من 3: تحديد الملوحة في الحوض
• نصائح
• تحذيرات

في الكيمياء أو الكيمياء واحد المحلول خليط متجانس من شيئين - واحد مادة ذائبة و أ مذيب أو مذيب حيث يتم إذابة المادة. تركيز هو مقياس لكمية المذاب في المذيب. يمكن أن يكون هناك العديد من الأسباب لتحديد تركيز المحلول ، ولكن الكيمياء المعنية هي نفسها سواء كنت تقوم باختبار مستوى الكلور في حوض السباحة أو إجراء تحليل منقذ للحياة على عينة دم. سيعلمك هذا الدليل بعض الأجزاء الأساسية لكيمياء المحاليل ، ثم يرشدك خلال إجراءات التطبيق العملي المشترك - صيانة حوض السمك.

لتخطو

جزء 1 من 3: المعرفة الأساسية للتركيزات

1. طريقة تدوين التركيزات. تركيز مادة ما هو مقدار ذلك المذاب مقسومًا على كمية المذيب. ومع ذلك ، نظرًا لوجود طرق مختلفة للتعبير عن كمية مادة معينة ، فمن الممكن أيضًا تمثيل التركيز بطرق مختلفة. ستجد هنا التهجئات الأكثر شيوعًا:
   • جرام لكل لتر (جم / لتر) كتلة المذاب بالجرام المذاب في حجم معين من المحلول (والذي لا يكون بالضرورة هو نفس حجم المذيب.) يستخدم نموذجيًا لمحاليل المواد الصلبة في المذيبات السائلة.
   • مولارية (M.) عدد مولات المذاب مقسومًا على حجم المحلول.
   • جزء في المليون (جزء في المليون) نسبة عدد الجسيمات (بالجرام عادةً) للمذاب لكل مليون جسيم من المحلول ، مضروبة في 10. تُستخدم عادةً لمحاليل الماء المخففة جدًا (1 لتر من الماء = 1000 جرام).
   • نسبة المادة المركبة. نسبة الجسيمات (مرة أخرى بالجرام) للمذاب لكل 100 جسيم من المحلول ، معبرًا عنها كنسبة مئوية.
2. تعرف على البيانات التي تحتاجها للعثور على التركيز. باستثناء المولارية (انظر أدناه) ، فإن الطرق الشائعة لكتابة التركيز كما هو موضح أعلاه تتطلب منك معرفة كتلة المذاب وكتلة أو حجم المحلول الناتج. العديد من المشاكل الكيميائية التي تتطلب إيجاد تركيز المحلول لا تعطيك هذه المعلومات. إذا كان الأمر كذلك ، فسيتعين عليك العمل مع ما تعرفه لمعرفة هذه المعلومات.
   • مثال: لنفترض أننا بحاجة إلى إيجاد التركيز (بالجرام لكل لتر) لمحلول مصنوع عن طريق إذابة 1/2 ملعقة صغيرة من الملح في 2 لتر من الماء. نعلم أيضًا أن ملعقة صغيرة من الملح تعادل حوالي 6 جرام. في هذه الحالة ، التحويل سهل - اضرب: 1/2 ملعقة صغيرة × (6 جرام / 1 ملعقة صغيرة) = 3 جرام من الملح. 3 جرامات من الملح مقسومة على 2 لتر أو ماء = 1.5 جم / لتر
3. تعلم كيفية حساب المولارية. تتطلب المولارية معرفة عدد مولات المذاب ، ولكن يمكن استنتاج ذلك بسهولة إذا كنت تعرف كتلة المذاب والصيغة الكيميائية. كل عنصر كيميائي له "كتلة مولارية" معروفة (MM) - كتلة محددة لمول واحد من هذا العنصر. تم العثور على هذه الكتل المولية في الجدول الدوري (عادة تحت الرمز الكيميائي واسم العنصر.) ببساطة أضف الكتل المولية لمكونات المذاب للحصول على الكتلة المولية. ثم اضرب الكتلة المعروفة للمذاب في (1 / مم من المذاب) لإيجاد كمية المذاب في الشامات.
   • مثال: لنفترض أننا نريد إيجاد مولارية المحلول الملحي أعلاه. فقط للتلخيص ، لدينا 3 جرامات من الملح (NaCl) في 2 لتر من الماء. ابدأ باكتشاف الكتلة المولية لكل من Na و Cl من خلال النظر في الجدول الدوري. Na = حوالي 23 جم / مول و Cl = حوالي 35.5 جم / مول. وبالتالي ، فإن MM من NaCl = 23 + 35.5 = 58.5 جم / مول. 3 جرامات من كلوريد الصوديوم × (1 مول كلوريد الصوديوم / 58.5 جم كلوريد الصوديوم) = 0.051 مول كلوريد الصوديوم. 0.051 مول كلوريد الصوديوم / 2 لتر ماء = .026 م كلوريد الصوديوم
4. تدرب على تمارين قياسية على حساب التركيزات. المعرفة المذكورة أعلاه هي كل ما تحتاجه لحساب التركيزات في المواقف البسيطة. إذا كنت تعرف كتلة أو حجم المحلول وكمية المذاب المضافة من حيث المبدأ ، أو يمكنك استنتاج ذلك من المعلومات الواردة في البيان ، فيجب أن تكون قادرًا على قياس تركيز المحلول بسهولة. اصنع مشاكل في التدريب لتحسين مهاراتك. انظر إلى أمثلة التمارين أدناه:
   • ما مولارية كلوريد الصوديوم في محلول سعة 400 مل ، يتم الحصول عليها بإضافة 1.5 جرام من كلوريد الصوديوم إلى الماء؟
   • ما هو التركيز ، بالجزء في المليون ، لمحلول مصنوع بإضافة 0.001 جم من الرصاص (Pb) إلى 150 لترًا من الماء؟ (1 لتر من الماء = 1000 جرام) في هذه الحالة سيزداد حجم المحلول بمقدار ضئيل بإضافة المادة ، لذا يمكنك استخدام حجم المذيب كحجم للمحلول.
   • أوجد التركيز بالجرام لكل لتر من محلول 0.1 لتر مصنوع بإضافة 1/2 مول KCl إلى الماء. لهذه المشكلة ، عليك العمل من الأمام إلى الخلف ، باستخدام الكتلة المولية لـ KCL لحساب عدد جرامات KCl في المذاب.

جزء 2 من 3: معايرة

1. افهم متى تطبق المعايرة. المعايرة هي تقنية يستخدمها الكيميائيون لحساب كمية المذاب الموجودة في المحلول. لإجراء المعايرة ، تقوم بإنشاء تفاعل كيميائي بين المذاب وكاشف آخر (عادةً ما يذوب أيضًا). نظرًا لأنك تعرف الكمية الدقيقة من الكاشف الثاني وتعرف المعادلة الكيميائية للتفاعل بين الكاشف والمذاب ، يمكنك حساب كمية المذاب عن طريق قياس مقدار الكاشف الذي تحتاجه للتفاعل مع المذاب اكتمال.
   • لذلك ، يمكن أن تكون المعايرة مفيدة جدًا في حساب تركيز المحلول إذا كنت لا تعرف مقدار المذاب الذي تمت إضافته في البداية.
   • إذا كنت تعرف مقدار المذاب في المحلول ، فلا داعي للمعايرة - فقط قم بقياس حجم المحلول وحساب التركيز ، كما هو موضح في الجزء 1.
2. قم بإعداد معدات المعايرة بالتحليل الحجمي. لإجراء معايرة دقيقة ، تحتاج إلى معدات نظيفة ودقيقة ومهنية. استخدم دورق مخروطي أو دورق أسفل سحاحة معايرة متصلة بحامل السحاحة. يجب أن تكون فوهة السحاحة في عنق القارورة أو الدورق دون ملامسة الجدران.
   • تأكد من تنظيف جميع المعدات مسبقًا وشطفها بالماء منزوع الأيونات وتجفيفها.
3. املأ القارورة والسحاح. قم بقياس كمية صغيرة من المحلول المجهول بدقة. عند الذوبان ، تنتشر المادة بالتساوي من خلال المذيب ، وبالتالي فإن تركيز هذه العينة الصغيرة من المحلول سيكون هو نفسه تركيز المحلول الأصلي. املأ السحاحة بمحلول بتركيز معروف يتفاعل مع المحلول. قم بتدوين الحجم الدقيق للمحلول في السحاحة - اطرح الحجم النهائي لإيجاد المحلول الكلي المستخدم في التفاعل.
   • انتبه: إذا لم يظهر التفاعل بين المحلول في السحاحة والمذاب في الدورق أي علامة على حدوث تفاعل ، فستفعل مؤشر في القارورة. تستخدم في الكيمياء لتوفير إشارة بصرية عندما يصل الحل إلى نقطة التكافؤ أو نقطة النهاية. تُستخدم المؤشرات بشكل عام للمعايرة التي تفحص تفاعلات حمض القاعدة وتفاعلات الأكسدة والاختزال ، ولكن هناك العديد من المؤشرات الأخرى أيضًا استشر أحد كتب الكيمياء أو ابحث على الإنترنت للعثور على مؤشر مناسب لرد فعلك.
4. ابدأ المعايرة. أضف المحلول ببطء من السحاحة ("المعاير") إلى القارورة. استخدم عصا تحريك مغناطيسية أو عصا زجاجية لخلط المحلول برفق أثناء إجراء التفاعل. إذا كان المحلول الخاص بك يتفاعل بشكل واضح ، فيجب أن ترى علامات معينة على حدوث تفاعل - تغير في اللون ، والفقاعات ، والبقايا ، وما إلى ذلك. إذا كنت تستخدم مؤشرًا ، فقد ترى كل قطرة تمر عبر السحاحة في القارورة الصحيحة تغيير اللون.
   • إذا أدى التفاعل إلى تغيير في قيمة الأس الهيدروجيني أو الجهد ، فيمكنك إضافة قارئات الأس الهيدروجيني أو مقياس الجهد إلى القارورة لقياس تقدم التفاعل الكيميائي.
   • للحصول على معايرة أكثر دقة ، راقب الأس الهيدروجيني أو الجهد على النحو الوارد أعلاه ، ولاحظ في كل مرة كيف يستمر التفاعل بعد إضافة كمية صغيرة من المعاير. ارسم حموضة المحلول أو الجهد مقابل حجم محلول المعاير المضاف. سترى تغييرات حادة في منحدر المنحنى عند نقاط التكافؤ للاستجابة.
5. قم بإبطاء المعايرة بالتحليل الحجمي. عندما يقترب تفاعلك الكيميائي من نقطة النهاية ، أبطئ المعايرة إلى تقدم قطرة. إذا كنت تستخدم مؤشرًا ، فقد تلاحظ أن وميض الألوان يستمر لفترة أطول. استمر الآن في المعايرة ببطء قدر الإمكان حتى تتمكن من تحديد الانخفاض الدقيق الذي سيؤدي إلى وصول رد فعلك إلى نقطة النهاية. في حالة وجود مؤشر ، فإنك تنظر عمومًا إلى أقرب تغيير مستدام للون ممكن في الاستجابة.
   • سجل الحجم النهائي في السحاحة. بطرح هذا من حجم البداية في السحاحة ، يمكنك إيجاد الحجم الدقيق للمعاير الذي استخدمته.
6. احسب كمية المذاب في المحلول. استخدم المعادلة الكيميائية للتفاعل بين المعاير والمحلول لإيجاد عدد مولات المذاب في القارورة. بمجرد إيجاد عدد مولات المذاب ، يمكنك ببساطة تقسيمه على حجم المحلول في القارورة لإيجاد مولارية المحلول ، أو تحويل عدد المولات إلى جرامات وقسمته على حجم المحلول. للحصول على التركيز بالجرام / لتر. هذا يتطلب القليل من المعرفة الأساسية بقياس العناصر المتكافئة.
   • على سبيل المثال ، افترض أننا استخدمنا 25 مل من 0.5 مولار هيدروكسيد الصوديوم في معايرة محلول حمض الهيدروكلوريك في الماء إلى نقطة التكافؤ. كان لمحلول حمض الهيدروكلوريك حجم 60 مل للمعايرة. كم عدد مولات حمض الهيدروكلوريك الموجودة في حلنا؟
   • للبدء ، دعنا نلقي نظرة على المعادلة الكيميائية لتفاعل NaOH و HCl: هيدروكسيد الصوديوم + حمض الهيدروكلوريك> H₂O + كلوريد الصوديوم
   • في هذه الحالة ، يتفاعل جزيء واحد من NaOH مع جزيء واحد من حمض الهيدروكلوريك مع منتجات الماء وكلوريد الصوديوم. لذلك نظرًا لأنك أضفت ما يكفي من NaOH لتحييد كل حمض الهيدروكلوريك ، فإن عدد مولات NaOH المستهلكة في التفاعل سيكون مساويًا لعدد مولات حمض الهيدروكلوريك في القارورة.
   • لذلك دعونا نكتشف كمية هيدروكسيد الصوديوم في المولات. 25 مل هيدروكسيد الصوديوم = 0.025 لتر هيدروكسيد الصوديوم x (0.5 مول هيدروكسيد الصوديوم / 1 لتر) = 0.0125 مول هيدروكسيد الصوديوم.
   • نظرًا لأننا استنتجنا من معادلة التفاعل أن عدد مولات NaOH المستهلكة في التفاعل = عدد مولات حمض الهيدروكلوريك في المحلول ، فإننا نعلم الآن أن هناك 0.0125 مول من حمض الهيدروكلوريك في المحلول.
7. احسب تركيز المحلول. الآن بعد أن عرفت كمية المذاب في المحلول الخاص بك ، من السهل العثور على التركيز من حيث المولارية. ما عليك سوى قسمة عدد مولات المذاب في المحلول على حجم عينة المحلول (ليس حجم الكمية الأكبر التي أخذت منها العينة.) والنتيجة هي مولارية المحلول الخاص بك!
   • لإيجاد المولارية في المثال أعلاه ، اقسم عدد مولات حمض الهيدروكلوريك على الحجم في القارورة. 0.0125 مول HCl x (1 / 0.060 لتر) = 0.208 م حمض الهيدروكلوريك.
   • لتحويل المولارية إلى جم / لتر أو جزء في المليون أو النسبة المئوية للتركيب ، قم بتحويل عدد مولات المذاب إلى كتلة (باستخدام الكتلة المولية للمذاب.) بالنسبة لجزء في المليون والنسبة المئوية للمركب ، تحتاج أيضًا إلى تحويل الحجم من الحل الخاص بك إلى الكتلة (باستخدام عامل تحويل مثل الكثافة ، أو ببساطة عن طريق وزنها) ، ثم اضرب الناتج في 10 أو 10 ، على التوالي.

جزء 3 من 3: تحديد الملوحة في الحوض

1. خذ عينة ماء من حوضك. سجل الحجم بدقة. إذا أمكن ، قم بقياس الحجم بوحدات SI مثل mL - يسهل تحويلها إلى L.
   • في هذا المثال نختبر الماء في الحوض من أجل الملوحة وتركيز الملح (كلوريد الصوديوم) في الماء. لنفترض أننا أخذنا عينة ماء لهذا الغرض 3 مل من حوض السمك ثم قم بتعيين الإجابة النهائية التي سيتم إعطاؤها ز / ل.
2. عاير عينة الماء. حدد المعايرة التي تنتج تفاعلًا مرئيًا بوضوح في المذاب. في هذه الحالة نستخدم حل 0.25 M AgNO₃ (نترات الفضة) ، وهو مركب ينتج ملح كلور غير قابل للذوبان عندما يتفاعل مع كلوريد الصوديوم في التفاعل التالي: AgNO₃ + كلوريد الصوديوم> NaNO₃ + AgCl. سيكون الملح (AgCl) مرئيًا كبقايا بيضاء عكرة تطفو ويمكن فصلها عن المحلول.
   • عاير نترات الفضة من سحاحة أو إبرة حقن صغيرة في عينة الحوض حتى يصبح المحلول غائمًا. مع مثل هذه العينة الصغيرة من المهم أن بالضبط حدد كمية نترات الفضة التي أضفتها - ادرس كل قطرة بعناية.
3. استمر حتى ينتهي رد الفعل. عندما تتوقف نترات الفضة عن تعكير المحلول ، يمكنك ملاحظة عدد المليلتر المضاف. عاير AgNO3 بطيء جدا ومراقبة الحل عن كثب ، خاصة مع اقتراب نقطة النهاية.
   • افترض أن هناك 3 مل من 0.25 M AgNO₃ كان ضروريًا حتى ينتهي التفاعل ولم يزداد غيوم الماء.
4. أوجد عدد مولات المعاير. هذه الخطوة سهلة - اضرب حجم محلول المعايرة الذي أضفته في المولارية. سيعطيك هذا عدد مولات المعاير المستخدمة.
   • 3 مل × 0.25 م = 0.003 لتر × (0.25 مول AgNO₃/ 1 لتر) = 0.000075 مول Ag₃.
5. حدد عدد مولات المذاب. استخدم معادلة التفاعل لتحويل عدد مولات AgNO₃ إلى مولات كلوريد الصوديوم. معادلة التفاعل هي: AgNO₃ + كلوريد الصوديوم> NaNO₃ + AgCl. لأن 1 مول AgNO₃ يتفاعل مع مول واحد من كلوريد الصوديوم ، ونحن نعلم الآن أن عدد مولات كلوريد الصوديوم في محلولنا = عدد مولات AgNO₃ يضاف: 0.000075 مول.
   • في هذه الحالة: 1 مول من AgNO₃ يتفاعل مع 1 مول من كلوريد الصوديوم. ولكن إذا تفاعل 1 مول من المعاير مع 2 مول من المذاب ، فسنضرب عدد مولات المعاير في 2 للحصول على عدد مولات المذاب.
   • على النقيض من ذلك ، إذا تفاعل 2 مول من المعاير مع 1 مول من المذاب ، فإننا نقسم عدد مولات المعاير على اثنين.
   • تتوافق هذه القواعد بشكل متناسب مع 3 مولات من المعايرة و 1 مول من المذاب ، و 4 مولات من المعايرة و 1 مول من المذاب ، وما إلى ذلك بالإضافة إلى 1 مول من المعايرة و 3 مولات من المذاب ، و 1 مول من المعايرة و 4 مولات من المذاب ، إلخ.
6. حوّل عدد المولات المذاب إلى جرامات. للقيام بذلك ، ستحتاج إلى حساب الكتلة المولية للمذاب وضربها في عدد مولات المذاب. لإيجاد الكتلة المولية لكلوريد الصوديوم ، استخدم الجدول الدوري لإيجاد وإضافة الوزن الذري للملح (Na) والكلوريد (Cl).
   • مم نا = 22990. مم Cl = 35453.
   • 22,990 + 35,453 = 58.443 جم / مول
   • 0.000075 مول كلوريد الصوديوم × 58.442 جم / مول = 0.00438 مول كلوريد الصوديوم.
   • انتبه: إذا كان هناك أكثر من نوع واحد من الجزيئات في الذرة ، فيجب عليك إضافة الكتلة المولية لتلك الذرة عدة مرات. على سبيل المثال ، إذا كنت الكتلة المولية لـ AgNO₃، ستضيف كتلة الأكسجين ثلاث مرات لأن هناك ثلاث ذرات أكسجين في الجزيء.
7. احسب التركيز النهائي. لدينا كتلة المذاب بالجرام ونعرف حجم محلول الاختبار. كل ما علينا فعله الآن هو القسمة: 0.00438 جم كلوريد الصوديوم / 0.003 لتر = 1.46 جم كلوريد الصوديوم / لتر
   • تبلغ ملوحة مياه البحر حوالي 35 جم كلوريد الصوديوم / لتر. حوض السمك الخاص بنا ليس مالحًا بدرجة كافية للأسماك البحرية.

نصائح

• على الرغم من أن المذاب والمذيب قد يتواجدان في حالات مختلفة (صلبة ، أو سائلة ، أو غازية) عند فصلهما ، فإن المحلول المتكون عندما تذوب المادة سيكون في نفس حالة المذيب.
• Ag + 2 HNO3 → AgNO3 + NO2 + H2O
• استخدم فقط البلاستيك أو الزجاج الشفاف.
• هذا مثال على الفيديو: [1]

تحذيرات

• قم بتخزين محلول AgNO3 في زجاجة مغلقة ومظلمة. إنه حساس للضوء.
• كن حذرًا عند العمل بأحماض أو قواعد قوية. تأكد من وجود ما يكفي من الهواء النقي في الغرفة.
• ارتدِ نظارات وقفازات واقية.
• إذا كنت ترغب في استعادة الفضة ، لاحظ ما يلي: Cu (s) + 2 AgNO3 (aq) → Cu (NO3) 2 + 2 Ag (s) تذكر أن (s) تعني صلبة.