شرح مادة الحموض و القواعد

[الوسادة]

مثال : إذا كان لديك محلول حمض الاسيتيك CH3COOH تركيزه ( 0.1 مول / لتر ) أجب عما يلي: 1. احسب [H3O+] ( علماً بأن Ka =ه1.8 × 10-5 ) 2. احسب pH للمحلول . الحل : 1. لحساب قيمة [H3O+] أ. نكتب معادلة التأين للحمض الضعيف التركيز مول / لتر ( 0.1 ) صفر صفر بداية التفاعل ( - س ) ( + س ) ( + س ) مقدار التغير ( 0.1 - س ) ( س ) ( س ) عند الاتزان ب. بالتعويض في تعبير ثابت التأين Ka إذاً : 1.8 × 10-5 × 0.1 = س2 وبأخذ الجذر التربيعي للطرفين س = 1.3 × 10-3 مول / لتر =ه1.3 × 10-3 مول / لتر [H3O+] وبالتالي 2. لحساب pH 1.3 × 10-3 = 2.88 [H3O+] = لــو pH

[الوسادة]

مثال :

إليك الحل مع إبقاء التركيز عند الاتزان كما هو أي 0.1 ـ س مول / لتر .
س² = 1.8 × 10^-5 ( 0.1 ـ س ) .............. بالضرب التبادلي
= 1.8 × 10^-6 ـ 1.8 × 10^-5 س
س² + 1.8 × 10^-5 س ـ 1.8 × 10^-6 = صفر ..........بترتيب المعادلة .
⁷10س² +180س ـ 18 = صفر .............. بضرب طرفي المعادلة في ⁷10 .

وحسب قانون حل المعادلة التربيعية .

بإهمال القيمة السالبة لأن قيمة التركيز موجبة .

= 0.001331 مول / لتر تركيز أيون الهيدرونيوم ( وهو نفسه تركيز أيون الخلات وهو نفسه النقص في تركيز حمض الخل عند الوصول إلى الاتزان ) أي أن تركيز حمض الخل عند الاتزان .....
= 0.1 ـ 0.001331 =0.100000 ـ 0.001331 = 0.098669 وهو عملياً = 0.1 .
أي يمكننا اعتبار تركيز الحمض عند بداية التفاعل هو ذاته تركيزه عند الاتزان دون إحداث أي تغير يذكر في أرقام العمليات الحسابية بالنظر لأن عدد جزيئات حمض الخل التي تتأين قليل جداً بالمقارنة مع عدد الجزيئات التي تبقى دون تأين .

والآن لننظر في الحل باعتبار أن [CH₃COOH] = 0.1 مول / لتر عند بداية التفاعل .
= 0.1 مول / لتر عند الاتزان أيضاً .

مثال :

والآن لننظر في الحل باعتبار أن [CH₃COOH] = 0.1 مول / لتر عند بداية التفاعل .
= 0.1 مول / لتر عند الاتزان أيضاً .

	إذن.....
س2 = 1.8 × 10-6 ................. بالضرب التبادلي .
س = 1.34 × 10-3 مول / لتر . = 0.00134 مول / لتر .

وهو عملياً نفس التركيز الذي وجدناه أعلاه 0.001331 حينما اعتبرنا التركيز النهائي = 0.1 ـ س واضطررنا لحل معادلة تربيعية معقدة وذات أرقام كبيرة .

إذن وباختصار يمكننا عند حل مسائل تفكك الحموض الضعيفة أن نعتبر تركيز الحمض في بداية التفاعل هو ذاته تركيز الحمض عند الاتزان لأن درجة تأين الحمض ضعيفة جداً وبذلك نبسط العملية الحسابية ونحصل على نتيجة صحيحة لقيمة [H₃O⁺] . سنتعامل مع هذه القاعدة تالياً في كل مسائل الحموض والقواعد الضعيفة وذلك عند حساب تركيز [H₃O⁺] ، [OH^-] ومن ثم درجة الحموضةpH.

سؤال (1):

احسب قيمةpH لمحلول حمض قوي صيغته الافتراضية HX وتركيزه ( 0.1 مول / لتر ) ؟
إجابة السؤال

سؤال (2):

احسب قيمة pH لمحلول حمض الميثانويك HCOOH تركيزه ( 0.2 مول / لتر ) ؟ ( علماً بأن K_a =ه1.7 × 10^-4 )
إجابة السؤال

سؤال (3):

إذا علمت أن قيمة pH لمحلول ( 0.2 مول / لتر ) من حمض ضعيف HX تساوي ( 3.6 ) . احسب K_a؟
إجابة السؤال

سؤال (4):

حضر محلول مائي من الحمض HA حجمه ( 500 مل ) بإذابة ( 0.3 مول ) من الحمض في كمية مناسبة من الماء . احسب ثابت تأين الحمض K_a، إذا علمت أن قيمة pH للمحلول السابق = 3
إجابة السؤال

سؤال (5):

الأسبرين حمض عضوي صيغته HC₉H₇O₄ ويتأين وفق المعادلة التالية :

فإذا أذيب قرصان من الأسبرين كتلة كل منهما ( 0.325 غ ) في الماء . وكان حجم المحلول الناتج ( 200 مل ) . فما قيمة pH للمحلول ؟( مع العلم أن ثابت تفكك الأسبيرين = 3.15 × 10^-4).

إجابة السؤال

[الوسادة]

إذا رمزنا لقاعدة ضعيفة بالرمز B فإنه يمكن تمثيل معادلة تأينها كما يلي :

وبالتالي هناك حالة اتزان. لذلك يمكن التعبير عن ثابت الاتزان كما يلي :

بالطبع التفاعل منعكس

وبما أن [ H₂O ] في المحاليل لايتغير بدرجة كبيرة ، فيمكن اعتبار تركيزه قيمة ثابتة ودمجه في ثابت جديد كما يلي :

إذاً :

لكل قاعدة ضعيفة ثابت تفكك خاص بها ما دامت درجة الحرارة ثابتة ، أما إذا تغيرت درجة الحرارة فإن قيمة الثابت تتغير ، فماذا عن جداول ثوابت تفكك القواعد الضعيفة التي نجدها في الكتب ؟ انظر تالياً ستجد أن ثابت تفكك الأمونيا ( النشادر ) = 1.8 × 10-5 ، إن هذا هو ثابت تفكك الأمونيا عند درجة حرارة 25 ْ م(سلسيوس ) ، والقيم المعطاة في الجدول ( وفي أي جدول آخر) هي قيم ثوابت تفكك القواعد عند درجة حرارة المختبر أي الدرجة 25 ْ م .

سؤال (1) :

يعتبر K_b مقياساً لقوة القاعدة ( وضح ذلك ) ؟؟.
إجابة السؤال

سؤال (2) :

( عند 25 ْ س )

=ه1 × 10-6

N2H4

للقاعدة

Kb

=ه1.8 × 10- 5

NH3

للقاعدة

Kb

إذا علمت أن

أجب عما يلي :
1.أيهما أقوى كقاعدة ؟

فيه أكبر ( محاليل متساوية التركيز ) ؟	[OH-]	2. أيهما
فيه أكبر ( محاليل متساوية التركيز ) ؟	[H3O+]	3. أيهما

له أكبر ( محاليل متساوية التركيز ) ؟

pH

4. أيهما تكون قيمة

إجابة السؤال

سؤال (3) :

إذا كان لديك محلولان متساويان في التركيز أحدهما KOH والآخر NH₃ أيهما تكون pH له أكبر ( وضح )؟
إجابة السؤال


ويبين الجدول التالي قيم ثابت التأين لعدد من القواعد الضعيفة عند ( 25 ْ س ) :

سؤال :

بالرجوع للجدول السابق أجب عما يأتي :
1. اكتب تعبير ثابت الاتزان K_b لتفاعل ميثيل أمين مع الماء ؟
2. أيهما أقوى كقاعدة : ميثيل أمين أم الأمونيا ؟

في محاليل متساوية التركيز من NaOH ، N2H4 ، NH3.

[OH-]

3. قارن

إجابة السؤال

مثال :

البيريدين C₅H₅N قاعدة ضعيفة اكتشفت في قطران الفحم ، فإذا علمت أن K_b =ه1.5 × 10^-9 . احسب pH لمحلول من البيريدين تركيزه ( 0.01 مول / لتر ) . علماً بأن معادلة التأين :

الحل :
أ. نكتب معادلة التأين للقاعدة الضعيفة :

			التركيز مول / لتر
( 0.01 )	صفر	صفر	بداية التفاعل
( - س )	( + س )	( + س )	مقدار التغير
( 0.01 - س )	( س )	( س )	عند الاتزان

ب. نذكر الدارسين بان تأين البيريدين عند الاتزان = 0.01 مول / لتر لأن س لها قيمة صغيرة جداً بالمقارنة مع تركيز البيريدين(0.01) . راجع مثال حمض الخل في ثوابت تفكك الحموض الضعيفة .
بالتعويض في تعبير ثابت التأين K_b

1.5 × 10-9 × 0.01 = س2، ......... وبأخذ الجذر التربيعي للطرفين

س = 3.87 × 10-6 مول / لتر

= 3.87 ×10-6 مول / لتر

[OH-]

وبالتالي

ج. لحساب pH نجد [H₃O⁺] من

[H3O+ ][OH-]

Kw =

[H3O+ ]	= 3.87 × 10-6 مول / لتر	1 × 10-14

وبالتالي pH = ـ لـو [H₃O⁺]
= ـ لــو 0.258 × 10^-5
= ـ لــو 2.58 × 10^-9
= ـ لــو 2.58 ـ لــو ( 10^-9)
= ـ 0.4 ـ (-9)
= 9 ـ 0.4
= 8.6


التقويم :

سؤال (1) :

احسب قيمة pH لمحلول قاعدة قوية صيغته الافتراضية BOH وتركيزه ( 0.01 مول / لتر )
إجابة السؤال

سؤال (2) :

في تجربة لإيجاد K_b لقاعدة ضعيفة B ، وجد أن الرقم الهيدروجيني يساوي ( 10 ) في محلول للقاعدة بتركيز ( 0.3 مول / لتر ) احسب K_b لتلك القاعدة .
إجابة السؤال

سؤال (3) :

إذا علمت أن قيمة pH لمحلول NH₃ تساوي ( 10 ) وقيمة K_b =ه1.8 × 10^-5 ، احسب تركيز محلولNH₃
إجابة السؤال

سؤال (4) :

إذا كان لديك محلول حمض HA تركيزه ( 0.1 مول / لتر ) وأن نسبة تفكك ( تأين ) الحمض 1.7% . احسب ما يلي :

[+H3O]	أ. احسب
pH	ب‌. احسب

ج. احسب K_a للحمض HA
د. إذا علمت أن الكتلة المولية للحمض ( 40 غم / مول ) فكم غراماً يجب إذابتها من هذا الحمض في ( 100 مل ) من الماء للحصول على المحلول المذكور .
إجابة السؤال

[الوسادة]

إن عدد مولات المذاب لا يتغير بتخفيف المحلول ، الا أن حجمه وتركيزه يتغيران بالتخفيف.





عدد مولات المذاب قبل التخفيف = عدد مولات المذاب بعد التخفيف
( التركيز × الحجم ) قبل التتخفيف = ( التركيز × الحجم ) بعد التخفيف
ح1 × ت1 = ح2 × ت2

ويسمى هذا القانون بقانون التخفيف

وللتطبيق على هذا القانون انظر الى التطبيق الآتي :
اذا اردت تحضير محلول مخفف من حمض الكبريتيك حجمه 250 مل وتركيزه 1,8 مول/لتر ، وكان لديك محلولا ً مركزا ً من الحمض ويبلغ تركيزه 18 مول/لتر . فكم يلزمك من حجم الحمض المركز لتحضير محلول الحمض المخفف المطلوب ؟
الجواب :
ح1 = حجم المحلول المركز . ت1 = تركيز المحلول المركز = 18 مول/لتر .
ح2 = حجم المحلول المخفف = 250 مل . ت2 = تركيز المحلول المخفف = 1,8 مول/لتر .

ح1 × ت1 = ح2 × ت2
ح1 × 18 مول/لتر = 250 مل × 1.8 مول/لتر
ح2 = 25 مل .


ولتحضير هذا المحلول نأخذ 25 مل من المحلول المركز بوساطة ماصه ونضعه في دورق حجمي سعته 250 مل ، ونكمل الحجم بالماء المقطر .



تدريب : احتاج طالب الى محلول من هيدروكسيد الصوديوم حجمه 200 مل وتركيزه 0.2 مول/لتر ، وكان لديه محلولاً آخر من هيدروكسيد الصوديوم تركيزه 4 مول/لتر . كم مللترا ً من المحلول المركز يلزم لتحضير المحلول المطلوب ؟

[الوسادة]

تتفاوت الحموض والقواعد في قوتها، فكلما زادت قوة الحمض أعطى قاعدة مرافقة أضعف وكلما زادت قوة القاعدة أعطت حمضاً مرافقاً أضعف.





وبما أن حمض HCl أقوى من حمض HCN ، لذا تكون القاعدة المرافقة -Cl أضعف من القاعدة المرافقة CN-.





تمارين مهمة

[الوسادة]

للملح أكثر من تعريف :
ـ فالبعض يعرفه على أنه مادة أيونية تنتج من تفاعل الحمض والقاعدة ( تفاعل التعادل ) .
ـ والبعض يعرفه على أنه مادة أيونية تنتج من احلال أيون موجب محل أيون الهيدروجين في الحمض.
ـ والبعض الآخر يعرفه على أنه مادة أيونية تنتج من احلال أيون سالب محل أيون الهيدروكسيد في القاعدة .
ولفهم هذه التعريفات سندرس الأمثلة التالية :
مثال ( 1 ) :تفاعل الحمض والقاعدة ( تفاعل التعادل )
ملح الطعام ( كلوريد الصوديوم ) ينتج من تفاعل HCl ( حمض ) مع NaOH ( قاعدة ) .



ملح


المعادلة التالية تمثل تفاعل محلولي الحمض والقاعدة معاً:


ينتج هذا التفاعل الأيوني جزيئات الماء ، تاركاً أيونات الصوديوم والكلور ، في المحلول . وعند تبخير الماء تتكون بلورات بيضاء من ملح كلوريد الصوديوم .

أمثلة

[الوسادة]

الخصائص الحمضية – القاعدية لمحاليل الأملاح
لفهم هذا الموضوع عليك أن تدرس موضوع التميه أولاً .
قد يكون الملح متعادلاً أو حمضياً أو قاعدي التأثير ، ويعتمد ذلك على قوة الحمض والقاعدة المنتجة له.
1. إذا كان الملح ناتج عن اتحاد حمض قوي مع قاعدة قوية فهو ملح متعادل ( pH=7 ).
مثال :



2. إذا كان الملح ناتج عن اتحاد حمض ضعيف مع قاعدة قوية فهو ملح قاعدي ( pH > 7 ).
مثال :



3. إذا كان الملح ناتج عن اتحاد حمض قوي مع قاعدة ضعيفة فهو ملح حمضي (pH<7).



4 . إذا كان الملح ناتج عن اتحاد حمض ضعيف مع قاعدة ضعيفة، علينا أن نقارن بين قوتي الحمض والقاعدة المنتجة له باستخدام ثابتي التأين Kb , Ka .
فإذا كانت :
Kb = Ka
فالملح متعادل
Kb > Ka
فالملح قاعدي
Kb < Ka
فالملح حمضي

[الوسادة]

الخصائص الحمضية – القاعدية لمحاليل الأملاح
مثال (1) :



مثال (2) :




الجدول التالي يلخص الخصائص الحمضية – القاعدية لمحاليل الأملاح كما تبين أعلاه :



حمض قوي + قاعدة قوية

pH لمحلول الملح
7
صفات الملح الناتج
متعادل

حمض ضعيف + قاعدية قوية

pH لمحلول الملح
7<
صفات الملح الناتج
قاعدي

حمض قوي + قاعدة ضعيفة

pH لمحلول الملح
7>
صفات الملح الناتج
حمضي

حمض ضعيف + قاعدة ضعيفة

الأقوى منهما هو الذي يحدد صفات الملح



تدريبات