منحنى المعايرة

منحنى المعايرة: يتغيّر pH مع إضافة القاعدة، وتظهر نقطة التكافؤ قفزةً حادّةً عند تعادل المكافئات.

تفاعل التعادل: حمض + قاعدة ⟶ ملح + ماء (وهو إحلالٌ مزدوج).
الملح: مركّبٌ أيونيٌّ من الأيون الموجب للقاعدة والأيون السالب للحمض (مثل NaCl).
تميّه الأملاح: عند إذابة الملح يكتسب شقُّه السالب أيونات H⁺ ويكتسب شقُّه الموجب أيونات OH⁻ من الماء؛ فيكون الملح حمضيًّا أو قاعديًّا أو متعادلًا بحسب قوّة الحمض والقاعدة المكوّنين له: قوي+قوي ⟸ متعادل (pH = 7، مثل NaNO₃)، قوي القاعدة+ضعيف الحمض ⟸ قاعدي (مثل NaCN، KF)، ضعيف القاعدة+قوي الحمض ⟸ حمضي (مثل NH₄Cl).
المعايرة: تفاعل حمضٍ مع قاعدةٍ لمعرفة تركيز أحدهما باستعمال محلولٍ آخر معلوم التركيز (المحلول القياسي). وعند نقطة التكافؤ يتساوى عدد مولات H⁺ من الحمض مع عدد مولات OH⁻ من القاعدة، وعند نقطة النهاية يتغيّر لون الكاشف.

تميّه الأملاح: نوعُ المحلول من قوّة الحمض والقاعدة المكوّنين
- حمضٌ قويّ + قاعدةٌ قويةمتعادل، الرقم الهيدروجيني = 7 (NaCl، NaNO₃)
- حمضٌ ضعيف + قاعدةٌ قويةقاعدي، الرقم الهيدروجيني أكبر من 7 (NaCN، KF)
- حمضٌ قويّ + قاعدةٌ ضعيفةحمضي، الرقم الهيدروجيني أقلّ من 7 (NH₄Cl)

مثالأيُّ تفاعلٍ تعادلٍ يعطي pH = 7: NaOH + HCl أم NH₃ + HCl أم KOH + CH₃COOH؟

الحل: قوي + قوي يعطي ملحًا متعادلًا.

الإجابة: NaOH + HCl (قاعدة قوية + حمض قوي ⟸ متعادل)

التعادل والأملاح والمعايرة