الترشيح
2) فصل مزيج سائل – سائل
2-1 الإبانة
2-2 التقطير
2-3 الاستخلاص
الوحدة الرابعة:بحث حول طريقة عمل محطة لتحلية ماء البحر
النشاط الأول :
تحضير المحاليلالقياسية
1-انطلاقا من جسم نقي :
2- انطلاقا من جسم غير نقي
النشاط الثاني :
تحضير المحاليل القياسية باستعمال المحاكاة (باستعمال البرمجية Prépasol)
النشاط الثالث:
تقدير TA و TACلماء الحنفية
النشاط الرابع :
تحديد القساوة المؤقتة و القساوة الدائمة للماء
النشاط الخامس:
معايرة الكلور الباقي في الماء
النشاط السادس :
فصل مزيج صلب – سائل
النشاط السابع :
فصل مزيج سائل – سائل
الوحدة الأولى: تعريف مختلف وحدات التركيز
1 - التركيز المولي لمحلول مائي:
أ) في البداية يستطيع الأستاذ بواسطة تجارب بسيطة إبراز أن المحلول يمكن أن يكون شاردي بعد ذلك يركز على تزايد الشدة اللونية أو تزايد الناقلية الكهربائية لإدراج التركيز الكتلي أولا ثم التركيز المولي ثانيا، بالنوع الكيميائي المذاب في المحلول.
Cالكتلي =m /V C= الموليn /V
حيث m كتلة المادة المذابة في الحجم V.
و n عدد مولات المادة المذابة في الحجم V.
ملاحظات:
- يجـب على الأستاذ تحسيــــــس التلاميــــذ إلى أن حجـــــم المـــــاء المستعمـل و حجــم المحلــول بصفـة عامـة مختلفيـــن و أن فــي حالـــة التغــيرات الصغــيرة يمكـــــن اعتباريهما متساويــان ( في العلاقــــة السابقــــة V: يمثل حجم المحلول).
- إذا كان النوع الكيميائي المذاب شاردي أي يعطي شوارد في المحلول يجب على الأستاذ أن يحسس التلاميذ إلى التمييز بين التركيز المولي للمحلول بالمادة المذابة C و التركيز المولي للمحلول بالنوع X الموجود في المحلول [ X ].
يمكـن للأستاذ الإشـــارة أن بعـض المحاليـــــل لـها ألوان مميــــزة و التي تعـود إلى شوارد خاصة.
ب ) عند التطرق إلى تمديـــد محلـــول يمكـــنللأستــاذ مقاربــة عمليـــة التمــدد كالتالي:
انطلاقا من حجم V لمحلول ابتدائي تركيزه المولي C نضيف حجما من الماء المقطر مـاءV للحصول على محلول جديد حجمه V’ حيث ( مـاءV + V’= V ) و تركيزه المولي C'. بحيث كمية المادة للنوع الكيميائي المذاب لا يتغير.
n = n’ C V = C’V’
2-المولالية (Molalité): Moles de soluté /Kg de solvant)(Concentration en
عند تحضير خليط من مذاب نقي A داخل مذيب نقي فإننا نسمي المولالية للمذاب النسبة :
المولالية A=عدد مولات Aفي الخليط
عدد كيلو غرامات (Kg) مذيب
محلول مولالي ) مولاليته 1( هو محلول ناتج من خليط 1مول من المذاب و 1 Kg من المذيب .
يجب على الأستاذ اختيار أمثلة و أن يجري تطبيقات لفهم المولالية.
3- النظامية(Normalité) : التركيز ب Eg /L)(
أ -النظامية : هي عدد المكافئات الغرامية المذابة في لتر من المحلول .
· نسمي محلول نظامي N 1 (عند احتوائه على Eg /L(1.
ب - المكافئ – غرامي Eg)(gramme-*****alent
عموميات :
· يمكـــن اعتبار التفاعلات بين الذرات أو المركبات الكيميائية أنها تبادل جسيمات )إلكترونات أو برتونات ( و ذلك بين فاقد) مانح (و مثبت )كاسب( .
· يركز الأستاذ على أنه يمكن أن نحدد العائلة التي تنتمي إليها المركبات الكيميائية حسب فقدان أو تثبيت الجسيمات )إلكترونات أو برتونات ( نذكر مثلا :
· عائلة الأحماض تتميز بفقدانها للبرتونات )وظيفة حمضية (.
· عائلة المؤكسدات تتميز بتثبيت الإلكترونات )وظيفة مؤكسد(.
تعريف المكافئ الغرامي :
تعريف المكافئ الغرامي للحمض (Eg acide) : يمثل كمية لأي حمض يمكنه تحرير 1 مول من البرتونات المميهة H3O+ ما يعادل 6.02.1023 شاردة )أيون( H3O+.
أمثلة :
مثال 1 HCl + H2O Cl-+ H3O+
1 أيون H3O+ 1 جزئ HCl
1 مول أيون H3O+ 1 مول HCl
6.02.1023 أيون H3O+ 6.02.1023 جزئ HCl
1Eg 1 مول HCl أوg 36.5
و عليه يكون لــــ HCl Eg / mole1
مثال 2 H2SO4 +2H2O H3O+ + SO42-
2 أيون H3O+ 1جزئ H2SO4
6.02.1023 .2 أيون H3O+ 6.02.1023 جزئ H2SO4
H2SO42Eg1 مول H2SO4 أو 98 g
يكون لــــ H2SO4Eg / mole 2
مثال 3: NH4 ++ H2O NH3+ H3O+
1 أيون H3O+ 1أيون NH4+
6.02.1023 أيون H3O+ 6.02.1023 أيون NH4+
و عليه يكون لـــــ NH4+ 1Eg / mole
تعريف المكافئ غرامي للأساس
يمثل كمية لأي أساس يمكنه تثبيت 1 مول من أيونات H3O+ما يعادل 6.02.1023 أيون H3O+.
مثال 1 :
NH4++ H3O+ NH4 ++ H2O
1 جزئ NH3 يثبت 1 H3O+
1 مول من جزيئات NH3يثبت 1 مول من أيونات (H3O+(
6.02.1023 جزئ NH3 تثبت 6.02.1023 أيون من (H3O+(
1 مول من NH3 أو 17 غرام من NH3 أساس Eg1
و عليه يكون لــــــNH31Eg / mole
مثال 2 :
يكون لــCa(OH)2Eg / mole2
· المكافئ الغرامي في تفاعلات الأكسدة و الإرجاع :في هذه الحالة يدخل عدد الالكترونات
مثال 1 محلول برمنغات البوتاسيوم ( K+ + MnO4-)
MnO4- + 8 H3O+ + 5 e- Mn +++ 12 H 2O
يبين هذا التفاعل أن 1 مول من برمنغنات البوتاسيوم يستطيع كسب 5 مولات من الإلكترونات
في و سط حمضي و يمثل Eg (oxydant)5 .
1Eg (KMnO4) = 1 / 5 mole = 158.2 (g) / 5 =31.64 (g)
مثال 2 : محلول من ثيو كبريتات الصوديوم Na++ + S2O3- - )(2
2 S2O3- - S4O6- - + 2 e-
يبين هذا التفاعل أن 1 مول من ثيوكبرتات الصوديوم يحرر 1 مول من e-ويمثل1Eg (réducteur) .
Eg (Na2S2O3 .5H2O) = 1 / 1 mole = 248.32(g) 1
تعطى أمثلة أخرى
الوحدة الثانية: التحليل الحجمي
1 ـ مبدأ التحليل الحجمي :
التحليل الحجمي طريقة في التحليل الكمي يتم بموجبها قياس الكتلة عن طريق القياس المضبوط
و الدقيق للحجم.
* شروط إستخدام التفاعلات في التحليل الحجمي :
ـ يجب أن يكون التفاعل لا عكوسا عمليا.
ـ يجب أن تكون لحظة انتهاء التفاعل [ نقطة التكافؤ ] واضحة بشكل جيد.
ـ يجب أن يتم التفاعل بسرعة، أي خلال لحظات عمليا.
ـ يجب ألا يؤثر تغير الظروف الخارجية التي يجري عندها التفاعل على سير هذا الأخير وعلى خواص المواد الناتجة.
* الحسابات في التحليل الحجمي :
تجرى الحسابات في التحليل الحجمي بالاعتماد على :
C1V1 / 1000 = C2V2 / 1000
وبذلك يمكن حساب كمية المادة المراد تقديرها أو تقديرتركيزها في المحلول.
* تصنيف طرائق التحليل الحجمي :
ـ طريقة التعديل وتستخدم فيها تفاعلات الأحماض والأسس.
ـ طريقة الأكسدة والإرجاع وتعتمد على تفاعلات الأكسدة والإرجاع.
ـ طريقة الترسيب أو تشكيل معقدات وتعتمد على التفاعلات التي يرافقها ظهور رواسب أو تشكل المعقدات.
2 ـ طرق التحليل الحجمي :
2 ـ 1 المعايرة بالتعديل :
عموميات : نسمي [ المعايرة بالتعديل ] كل تفاعل يتم بين حمض وأساس ويكون الشكل العام لهذه التفاعلات كما يلي :
.Acide + base = neutralisation
ـ يجب أن يركز الأستاذ على لفت انتباه الدارس للملح الناتج الذي يمكن أن يبقى في المحلول
[ على الشكل الشاردي ] أو أن يشكل راسب.
H2SO4 + 2 NaOH Na2SO4 + 2 H2O مثال1: ملح منحل :
] 2Na+ + SO4 - - [
H2SO4 + Ba(OH)2 BaSO4 + 2 H2Oمثال 2 : ملح مترسب :
ملاحظة : إذا كان الحمض يحتوي على عدة ذرات هيدروجين، يمكن أن تستبدل هذه الذرات بمعدن بصفة جزئية مثل:
H2SO4 + NaOH NaHSO4 + H2O
ملح حمضي
أو بصفة كلية مثل:
H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O
ملح
** للأستاذ الحرية في اختيار التطبيقات **
ذلك بإنجاز تفاعلات بين حمض قوي مع أساس قوي وحمض قوي مع أساس ضعيف وحمض ضعيف مع أساس قوي وأن يختار كواشف ملونة يراها مناسبة ويهتم بمجالات تغيير لون هذه الكواشف وتحديد نقطة التكافؤ والحجم الموافق للتعديل عند التكافؤ.
2.2 المعايرة بالأكسدة والإرجاع :
كمثال على المعايرة بالأكسدة والإرجاع. يتطرق الأستاذ إلى كيفية تحضير محلول N0.1 من KMnO4 و إلى كيفية تحديد بدقة نظاميةKMnO4باستعمال أكسالات الأمونيوم 2C2O4( (NH4أو أكسالات الصوديوم Na2C2O4 بعدها تقديرتركيز Fe2+ في محلول بواسطة KMnO4 .
يقوم بنفس العملية لمعايرة اليود بواسطة Na2S2O3
2-3 المعايرة عن طريق تشكيل معقد
تعتمد هذه الطريقة على تفاعلات تنتج عنها مركبات ذات تركيب خاص تسمى المعقدات . و المعقد ينتج من اتحاد عنصر كيميائي (معدن) يحتوي على حجرات فارغة و نسميه الأيون المركزي و من مانح يحمل أزواج إلكترونية حرة و يسمى بالسند ligand )(.
لبعض الجزيئات العضوية صفة تؤهلها لتكون معقدات ثابتة مع الأيونات المعدنية ، إذ تشكل معها روابط أيونية و أخرى نصف مستقطبة .
CH2 – COOH
CH2 - COONa
, 2 H2O
N-CH2-CH2-N
ومن بين المركبات الأكثر استعمالا في معايرة الأيونات المعدنية ، نجد EDTA و هو ملح لحمض ايتيلين ثنائي أمين رباعي الخلات و الذي له الصيغة التالية :
كتلته المولية هي م = 372.2 غ/ مول
تعود قدرة التعقيد في هذا المركب إلى وجود أزواج إلكترونية حرة على ذرات الآزوت، يمكن منحها إلى الشوارد المعدنية.
*عندما يتفاعل EDTA مع الأيونات المعدنية ، فإنه يشكل معها معقدات شديدة الثبات بنوعين من الروابط ، روابط أيونية مع شوا رد الخلات بعد أن تتخلى عن البروتون ، و روابط نصف مستقطبة مع ذرات الآزوت . فيكون التفاعل مع المعدن Me كالتالي :
CH2 – COO
CH2 - COONa
N-CH2-CH2-N
NaOOC – CH2
OOC – CH2
Me
· عموما تكون المعقدات الناتجة عديمة اللون لذلك نستعمل كواشف تبين نهاية المعايرة .هذه الكواشف تشكل مع الكاتيونات المعدنية معقدات لكنها أقل ثباتا من تلك التي تتشكل مع EDTA .
· تستعمل هذه الطريقة في معايرة قساوة الماء أي معايرة شوارد Ca++ و Mg++.
الوحدة الثالثة : عمليات الفصل
1 - فصل مزيج صلب – سائل
1-1) - التركيد :
عند ترك مزيج صلب – سائل يهدأ لبعض لحظات . المواد الصلبة (الأكثر كثافة ) تركد إلى الأسفل بتأثير قوة الجاذبية ، السائل يطفو على سطحها.
1-2) - الطرد المركزي
Ba++ + SO4 -- BaSO4
مثال تجريبي : تفاعل يحدث فيه ترسيب كبريتات الباريوم BaSO4
نضع الأنبوب الذي حدث فيه التفاعل في جهاز الطرد المركزي ثم تجرى عملية الطرد المركزي،
تعتبر عملية الطرد المركزي الطريقة الملائمة لفصل صلب عن سائل ويسمح استعمالها بالإسراع في تشكيل الثفلة تحدث العملية في جهاز كهربائي يسمى بجهاز الطرد المركزي ( centrifugeuse) الذي يمكن أن يحمل عدة أنابيب و بتأثير الحركة الدوارانية السريعةتؤدي إلى قوة دافعة كبيرة تدفع الجسيمات إلى قعر الأنبوب .
1-3) - الترشيـــــح
أ) الترشيـــــح العادي:يستعمل لفصل مادة سائلة عن مادة صلبة باستعمال ورق الترشيح .
ب) الترشيـــــح تحت الفراغ : يستعمل لفصـل مادة صلبـة أو لإزالــة شوائب موجودة في حجم كبير من الماء
2 - فصل مزيج سائل – سائل
2-1 – الإبانـــة :تستعمل لفصل سائلين غير قابلين للامتزاج
مثال تجريبي فصل مزيج زيت – ماء باستعمال حبابة الإبانـــــــة
2- 2 – التقطير
أ - التقطير البسيط : يستعمل لفصـل مكونـات مزيــج سائـل – سائــل عندمــا تكـــون درجـة غليـان السائلـين متباعدة.
ب - التقطير التجزيئي : يستعمل لفصل مزيج من السوائل القابلة للامتزاج عندما تكون درجة الغليان متقاربة
2-3- الاستخلاص
تعتمد عملية الاستخلاص لفصل سائلين قابلين للامتزاج على نقل مادة من مذيب (غالبا ما تفصل منه بصعوبة) إلى مذيب يسهل استخلاصها منه.
.يمكن لعملية الاستخلاص أن تكون متقطعة أو متواصلة.
أ –الاستخلاص المتقطع
ب –الاستخلاص المتواصل
· إذا كان المذيب اقل كثافة من السائـــــل المطلوب استخلاصه.
· إذا كان المذيب أكثر كثافة من السائـــــل المطلوب استخلاصه.
الوحدة الرابعة : بحث حول طريقة صناعية
- تكوين أفواج صغيرة من المتعلمين
- يكلف كل فوج بإنجاز بحث توثيقي حول طريقة عمل محطة لتحلية ماء البحر .
النشاط العملي الأول : تحضير المحاليل القياسية
* تحضير المحاليل القياسية :
1 ـ انطلاقا من جسم نقي :
Na2CO3ـ يحضر محلولا قياسيا من
CH3COOHـ يحضر محلولا قياسيا من حمض الخل
Na2C2O4 ـ يحضر محلول قياسي من
2 ـ انطلاقا من جسم غير نقي :
NaOH ـ يحضر محلولا قياسيا من
H2SO4 ـ يحضر محلولا قياسيا من
KMnO4 ـ يحضر محلولا قياسيا من
النشاط العملي الثاني : تحضير المحاليل القياسية باستعمال المحاكاة
تتم في مخبر الإعلام الآلي بعد توزيـــع التلاميـــذ على أفــــواج. يقوم كل فوج بتحضير محلول قياســـي مـــن جســـم نقـــي ومحلول قياسي من جسم غير نقي باستعمــــال البرمجيـــــة Prépasol ويقــدم في الأخير عرضـــا عـــــنعملـــــه.
لماء الحنفية TAC و TA النشاط العملي الثالث : تقدير
* المبدأ:
يتم تعيين TACTitre alcalimétrique complet)(بإستعمال كاشف الميثيل البرتقالي (Hélianthine ) وهو يعبر عن كمية CO3- - و القواعد OH -و البيكربونات ) HCO3-( .
يتم تعيين( Titre alcalimétrique) TA باستعمال كاشف الفينول فتالين(Phenolphtaléine) وهو يعبر عن كل كمية القواعد OH- و نصف كمية الكربونات CO3- -
TA* التفسير النظري لــ :
ينقلـب لون كاشـف الفينـول فتـــالين من البنفسجــــي إلى الشفــــاف عند PH أقل مـن 8.3 أي عنـــد بدايــــة ظهورالحموضة الحرة لغاز CO2في المحلول فقياس TA يكون قد تم تعيينه عند استعمال التفاعلين الأولين و عند بداية التفاعل الثالث .
(1)2OH- + (2 H3O+ + SO4- -) SO4- - + 4H2O
2CO3- - + (2 H3O+ + SO4- -) 2HCO3- + SO4- - +2H2O (2)
2HCO3- + (2 H3O+ + SO4- -) SO4- - + 2CO2 + 4H2O (3)
TAC* التفسير النظري لـ:
يتغير لون كاشف المثيل البرتقالي من الأصفر إلى البرتقالي عند ظهور حموضة حرة قوية في المحلول يعني عند pH أقل من 4.5 وبالتالي يكون قد تم حدوت التفاعلات الثلاثة المذكورة سابقا.
لماء الحنفية : TAC و TA * تقدير
0 ,1N HCl لماء الحنفية باستعمال محلول حمض TAC و TA* يقترح على المتعلمين تحديد
النشاط العملي الرابع : تحديد القساوة المؤقتة و القساوة الدائمة لماء
· عموميات :
تعبر القساوة الكلية عن مجموع أيونات الكالسيوم والمغنيزيوم الموجودة في الماء على شكل كلوريدات وكبريتات وبيكربونات وكربونات.
Mg ( HCO3)2، Ca(HCO3)2ـ بيكربونات الكالسيوم و بيكربونات المغنيزيوم
MgCO3 ، CaCO3 ـ كربونات الكالسيوم و كربونات المغنيزيوم
MgSO4 ، CaSO4 ـ كبريتات الكالسيوم و كبريتات المغنيزيوم
MgCl2 ، CaCl2 ـ كلوريدات الكالسيوم و كلوريدات المغنيزيوم
· القساوة الدائمة :
تعبر عن كمية كبريتات و كلوريدات الكالسيوم و المغنيزيوم المنحلة (SO4- - ; Cl - )
· القساوة المؤقتة :
تعبر القســــاوة المؤقتــــة عن كمية بيكربونات الكالسيـــوم و المغنيزيــــوم المنحلــــة) HCO3-(و التي يمكـــــن إزالتــــها بالتسخـــــــين .
Ca ( HCO3)2CaCO3 + CO2 + H2O
Mg( HCO3)2MgCO3 + CO2 + H2O
القساوة الكلية = القساوة الدائمة + القساوة المؤقتة
* تقدر القساوة بالدرجة الهيدرومترية.
1درجة هيدرومترية 10 ملغ من CaCO3 / لتر
يقدر المتعلم القساوة باستعمال :الــــ EDTA
ـ ينطلق دائما من وضعية إشكالية.
مثال : في تحديد القساوة الدائمة والمؤقتة ينطلق من الوضعية :
لماذا عند ما نسخن ماء الحنفية عند درجة الغليان تظهر رواسب؟
* صياغة الفرضيات.
* بعد التقصي تطبق الحلول العلمية.
* الحسابات.
* يصدر المتعلم حكما بمقارنة النتائج مع المواصفات المعمول بها
النشاط العملي الخامس : معايرة الكلور الباقي في الماء
يوجــد الكلــــور الباقـي في المــاء على شكــل مركبات كلـــورية ذات نشــــاط مؤكســـــد . يعتمــــد مبدأ المعايــــــرة على تفاعل أكسدة يود البوتاسيوم KI بالكلور الباقي في الماء في وسط حمضي ( حمض الخل ) يتشكل نتيجة لذلك اليود الحر I2 .
يعاير اليود الناتج بمحلول من الثيوكبريتات معلوم التركيز .
ClO بواسطة -KI أ ـ أكسدة
ClO- + 2 H3O++ 2e- Cl- + 3H2O
2I-I2 + 2e-
ClO- + 2I- + 2 H3O+Cl-+ I2
Na2S2O3بواسطة I2 ب - معايرة
2S2O3- -S4O6- - + 2e-
I2 + 2e-2I-
2S2O3- -+ I2S4O6- - + 2I-
النشاط العملي السادس : فصل مزيج صلب - سائل
* فصل مزيج صلب- سائل :
ـ بالتركيد.
ـ بالترشيح.
ـ بالطرد المركزي ( تستعمل طريقة الطرد المركزي بعد دراسة تفاعل يحدث فيه ترسيب مثل ترسيب BaSO4 )
النشاط العملي السابع : فصل مزيج سائل - سائل
* فصل مزيج سائل- سائل :
يفصل سائلين غير قابلين للامتزاج بالإبانة ('مثل مزيج زيت – ماء).
يفصل سائلين قابلين للامتزاج بالتقطير (مثل مزيج ماء – كحول ).
المجـال : المـــــاء
صفحة 1 من اصل 1