الأحماض والقواعد والكواشف – المعايرة قطرة قطرة

ماذا تعرض

تُطلق الأحماض أيونات H⁺ في الماء وتُطلق القواعد أيونات OH⁻؛ وفي التعادل يتحد هذان الأيونان، H⁺ + OH⁻ → H₂O، فيتكون الماء وملح. تحسب المحاكاة قيمة pH من عدد مولات H⁺ وOH⁻ المتبقية في الكأس، مستخدمة Ka للحمض الضعيف CH₃COOH، وتلوّن المحلول بحسب الكاشف المختار. ولأن مقياس pH لوغاريتمي، تتغير القيمة ببطء في معظم المعايرة ثم تقفز بحدة قرب نقطة التكافؤ، حيث n(H⁺) = n(OH⁻). ومع الحمض الضعيف تقع نقطة التكافؤ فوق pH 7، لأن أسيتات الصوديوم المتكوّنة قاعدية.

طريقة الاستخدام

اختر المحلول في الكأس وتركيزه وحجمه والكاشف. اضغط «+ 1 mL NaOH» أو «+ 1 mL HCl» خطوة خطوة، واطلب من الطلاب توقع اللون قبل كل إضافة. سجّل الحجم الذي يتغير عنده لون الكاشف وقارنه بقيمتي n(H⁺) وn(OH⁻). استخدم «إضافة مستمرة» لرسم منحنى pH كاملًا، ثم اضغط «إعادة الضبط» وكرّر التجربة بكاشف آخر.

المعاملات القابلة للتغيير

• المحلول في الكأس حمض الهيدروكلوريك HCl, حمض الأسيتيك CH₃COOH (حمض ضعيف), هيدروكسيد الصوديوم NaOH, هيدروكسيد الكالسيوم Ca(OH)₂, كلوريد الصوديوم NaCl (متعادل), ماء مقطر
• التركيز المولي (الكأس والسحّاحة) 0.01–1 mol/L
• حجم المحلول في الكأس 5–60 mL
• الكاشف عباد الشمس, الفينولفثالين, ورق الكاشف العام

أسئلة للاستكشاف

1. لماذا لا يغيّر محلول كلوريد الصوديوم لون ورق عباد الشمس؟
2. كم mL من NaOH يعادل 20 mL من HCl بالتركيز نفسه، وكم يلزم من HCl لمعادلة 20 mL من Ca(OH)₂؟
3. لماذا تغيّر إضافة 1 mL فقط من القاعدة قيمة pH كثيرًا قرب نقطة التكافؤ؟