مفاهيم الحموض والقواعد

يتوقع من الطلبة بعد دراسة هذه الوحدة، والتفاعل مع أنشطتها أن يكونوا قادرين على توظيف دراسة الحموض والقواعد في تطبيقات حياتية وعملية من خلال تحقيق الآتي:

• توظيف مفاهيم أرينيوس، برونستد - لوري، ولويس للتمييز بين الحموض والقواعد.
• حساب الرقم الهيدروجيني في المحاليل المائية للحموض والقواعد القوية والضعيفة.
• تحديد السلوك الحمضي أو القاعدي لمحاليل بعض الأملاح عملياً.
• إجراء الحسابات المتعلقة بالمحلول المنظم.
• إجراء عملية معايرة حمض قوي مع قاعدة قوية، وتتبع التغير في قيمة $pH$.
• دراسة معايير الجودة للمنظفات الصابونية في فلسطين، وكتابة تقرير علمي حول زيارة أحد المصانع.

تتميز الحموض والقواعد ببعض الخواص العامة التي تميزها عن غيرها من المركبات الأخرى، ولنتعرف بعض هذه الخواص نفذ نشاط (1-3).

خطوات العمل:

1. أذب 1 غم من هيدروكسيد الصوديوم في كأس زجاجي يحوي 50 مل ماء مقطر.
2. ضع 20 مل من محلول حمض $HCl$ في كأس زجاجي آخر.
3. أضف (2-3) قطرات من كاشف فينولفثالين في كلا المحلولين، ما لون الكاشف في كل منهما؟
4. أحضر أنبوب اختبار زجاجي، وضع فيه 5 مل من حمض $HCl$ المخفف، ثم أضف في الأنبوب قطعة من المغنيسيوم $Mg$.

• ماذا تلاحظ؟
• اكتب معادلة التفاعل الحاصل في الأنبوب.

تمتاز الحموض بطعمها الحمضي، وقدرة محاليلها على توصيل التيار الكهربائي، وتغيير لون الكواشف المختلفة، وتتفاعل الحموض مع معظم الفلزات وينطلق غاز الهيدروجين، أما القواعد فتتميز بطعمها المر، وتوصيل محاليلها للتيار الكهربائي، وقدرة محاليلها على تغيير لون الكواشف المختلفة.

تختلف الحموض بعضها عن بعض وكذلك القواعد في درجة تفككها (تأينها) في الماء، ويؤثر ذلك في نشاطها الكيميائي، وعليه تم تصنيفها إلى حموض وقواعد قوية، أو حموض وقواعد ضعيفة. تمرين (1): يمثل الشكل (3-1) تفاعل صفيحة من الخارصين $Zn$ مع الحمضين ($HCl, CH_3COOH$) بنفس التركيز.

• في أي الأنبوبين انطلق الغاز بكمية وبسرعة أكبر؟
• ما اسم الغاز المنطلق؟
• أي الأنبوبين (أ) أم (ب) يحوي على الحمض الأقوى؟
• ماذا تستنتج؟

• مفهوم أرينيوس: Arrhenius Concept

  وضع أرينيوس عام 1887م تصوراً حول طبيعة الحموض والقواعد، وقد عرف كلاً منهما على النحو الآتي: الحمض: المادة التي تزيد من تركيز أيونات الهيدروجين $H^+$ عند ذوبانها في الماء. القاعدة: المادة التي تزيد من تركيز أيونات الهيدروكسيد $OH^-$ عند ذوبانها في الماء. وحسب مفهوم أرينيوس للحموض والقواعد لا تكون المادة حمضاً إلا إذا احتوت على أيون (أيونات) الهيدروجين $H^+$، أما القاعدة فيشترط احتوائها على مجموعة $OH^-$. تأمل الآتي:

• يتأين حمض الهيدروكلوريك في الماء إلى أيونات الهيدروجين الموجبة، وأيونات الكلوريد السالبة، كما في المعادلة الآتية:

• أما عند ذوبان هيدروكسيد الصوديوم $NaOH$ في الماء فإنه يتأين إلى أيونات الهيدروكسيد السالبة، وأيونات الصوديوم الموجبة.

تمرين (2): اكتب معادلة كيميائية تمثل تأين كل من الآتية في الماء وفق مفهوم أرينيوس:

عندما تتأين الحموض في الماء فإنها تكون أيونات الهيدروجين الموجبة (البروتون $H^+$) وهو أيون صغير الحجم وكثافة شحنته موجبة عالية جداً؛ لذا يميل للارتباط بجزيء ماء واحد على الأقل مكوناً أيون الهيدرونيوم $H_3O^+،$ انظر الشكل (3-2).

تمرين (3):

1. لماذا يطلق على أيون الهيدروجين الموجب اسم البروتون؟
2. ما نوع الرابطة التي يكونها أيون $H^+$ مع الماء عند تكوين أيون $H_3O^+$؟

   بالرغم من نجاح مفهوم أرينيوس في تفسير كثير من خواص الحموض والقواعد إلا أنه واجه عدداً من التحديات منها:

1. وجود بعض المركبات لها خواص قاعدية في المحاليل المائية، رغم أنها لا تحوي مجموعة ($OH^-$) مثل مركب الأمونيا $NH_3$.
2. اقتصار المفهوم على المحاليل المائية، وعدم قدرته على تفسير تفاعلات الحموض والقواعد في المحاليل غير المائية.
3. عدم قدرته على تفسير السلوك الحمضي أو القاعدي لمحاليل بعض الأملاح مثل $KF, NH_4Cl$.

تمرين (4): أي من الآتية تعد قاعدة حسب مفهوم أرينيوس؟ $NH_3, Ca(OH)_2, CH_3COONa$

• مفهوم برونستد - لوري ⁦(Bronsted-Lowry Concept)⁩

  اقترح كل من يوهانز برونستد وتوماس لوري مفهوماً أكثر تطوراً وشمولية للحموض والقواعد عام 1923م، وحسب هذا المفهوم فإن: الحمض: المادة التي تمنح البروتون $H^+$ لمادة أخرى عند تفاعلهما. القاعدة: المادة التي تستقبل البروتون $H^+$ من مادة أخرى عند تفاعلهما.

$HCN_{(aq)} + H_2O_{(l)} \xrightarrow{\quad} H_3O^+_{(aq)} + CN^-_{(aq)}$ يسلك $HCN$ كحمض؛ لأنه يمنح البروتون إلى جزيء الماء، ويعد جزيء الماء قاعدة في هذا التفاعل؛ لأنه يستقبل هذا البروتون، وحيث إن التفاعل يتم بشكل عكسي، فإن أيون $H_3O^+$ يسلك كحمض؛ لأنه يمنح البروتون إلى أيون $CN^-$، ويعد أيون $CN^-$ قاعدة؛ لأنه يستقبل ذلك البروتون. يشكل كل من $HCN$ و $CN^-$ زوجاً متلازماً من الحمض والقاعدة، وكذلك يشكل $H_2O$ و $H_3O^+$ زوجاً متلازماً آخر، ويوضح التفاعل الآتي بين الأمونيا والماء الأزواج المتلازمة من الحمض والقاعدة ⁦(conjugate acid-base pair)⁩: $NH_3(aq) + H_2O(l) \xrightarrow{\quad} NH_4^+(aq) + OH^-(aq)$

هناك مواد تسلك سلوك الحمض في بعض التفاعلات، وسلوك القاعدة في تفاعلات أخرى، تسمى المواد الأمفوتيرية ومنها ($HCO_3^-, HSO_3^-, HS^-, H_2O$ ...).

تمرين (5):

1. ما صيغة الحمض الملازم للقواعد $SO_3^{2-}, Br^-, HCO_3^-, CH_3NH_2$؟
2. ما صيغة القاعدة الملازمة للحموض $H_2C_2O_4, HF, CH_3COOH, HCO_3^-$؟

مثال (1): يعد حمض الإيثانويك $CH_3COOH$ المكون الرئيس في الخل، اكتب معادلة تأين الحمض في الماء، ثم حدد الأزواج المتلازمة من الحمض والقاعدة. الحل: $CH_3COOH_{(aq)} + H_2O_{(l)} \xrightarrow{\quad} CH_3COO^-_{(aq)} + H_3O^+_{(aq)}$

الأزواج المتلازمة من (الحمض/القاعدة) هي: ($CH_3COOH/CH_3COO^-$), ($H_3O^+/H_2O$)

تمرين (6): حدد الزوجين المتلازمين من الحمض والقاعدة في كل من التفاعلين الآتيين: $CN^-_{(aq)} + H_2O_{(l)} \xrightarrow{\quad} HCN_{(aq)} + OH^-_{(aq)}$ $CH_3NH_2(aq) + H_2O_{(l)} \xrightarrow{\quad} CH_3NH_3^+(aq) + OH^-(aq)$

• مفهوم لويس: Lewis Concept

  قدم لويس تعريفاً للحمض والقاعدة أكثر شمولية من تعريف برونستد - لوري، واعتمد في تفسير السلوك الحمضي والقاعدي على أزواج الإلكترونات غير الرابطة وحركتها أثناء التفاعل بين الحمض والقاعدة، وكان هذا امتداداً لدراسته حول دور أزواج الإلكترونات في إنشاء الروابط الكيميائية. الحمض: المادة التي تستقبل زوجاً (أو أكثر) من الإلكترونات غير الرابطة من مادة أخرى عند تفاعلهما. القاعدة: المادة التي تمنح زوجاً (أو أكثر) من الإلكترونات غير الرابطة إلى مادة أخرى عند تفاعلهما.

تقدم الأمونيا $NH_3$ زوجاً من الإلكترونات إلى جزيء $BF_3$، وتتشكل بينهما رابطة تساهمية تناسقية، وبالتالي يمكن اعتبار $NH_3$ قاعدة لويس، و $BF_3$ حمض لويس.

لاحظت أن تعريف لويس للحمض والقاعدة لا يشترط انتقال البروتون من الحمض للقاعدة كما في تعريف برونستد ولوري، ولا يشترط وجود المحلول المائي كما في تعريف أرينيوس، بل يشمل تفاعلات تحدث دون وجود الماء، والتفاعلات الغازية أيضاً، من جهة أخرى استطاع مفهوم لويس تفسير السلوك الحمضي لأيونات العناصر الفلزية الانتقالية.

تمرين (7):

1. حدد حمض لويس وقاعدة لويس في التفاعلات الآتية:

$B(OH)_{3(aq)} + OH^-_{(aq)} \xrightarrow{\quad} B(OH)^-_{4(aq)}$ $Cu^{2+}_{(aq)} + 4 NH_{3(aq)} \xrightarrow{\quad} [Cu(NH_3)_4]^{2+}_{(aq)}$ $NH_{3(g)} + HCl_{(g)} \xrightarrow{\quad} NH_4Cl_{(s)}$

2. فسر السلوك القاعدي لمركب الهيدرازين $N_2H_4$ عند تفاعله مع الماء حسب مفهوم:

• التأين الذاتي للماء

  أظهرت التجارب بأن الماء النقي موصل ضعيف جداً للتيار الكهربائي؛ ما يدل على وجود عدد قليل جداً من الأيونات فيه، فما مصدر تلك الأيونات؟ تقوم بعض جزيئات الماء بمنح بروتونات، تستقبلها جزيئات ماء أخرى، وتسمى هذه الظاهرة التأين الذاتي للماء.

$H_2O_{(l)} + H_2O_{(l)} \xrightarrow{\quad} OH^-_{(aq)} + H_3O^+_{(aq)}$ ويوضح الشكل (3-3) ظاهرة التأين الذاتي للماء:

بما أن التفاعل في حالة اتزان كيميائي فإن له ثابت اتزان $K_c$ على النحو الآتي: $K_c = \frac{[H_3O^+][OH^-]}{[H_2O]^2}$ أي أن $K_c \times [H_2O]^2 = [H_3O^+][OH^-] = K_w$ {بما أن تركيز الماء ثابت فإن $[H_2O]^2$ ثابت} تستخدم هذه العلاقة في إيجاد تركيز أيونات $H_3O^+$ و $OH^-$ في المحاليل المائية كما في الأمثلة الآتية:

مثال (2): احسب تركيز أيونات كل من $[OH^-]$ و $[H_3O^+]$ في كل مما يأتي:

1. الماء المقطر.
2. محلول حمض الهيدروكلوريك $HCl$ (0.5 مول/لتر).

الحل:

1. بما أن $K_w = [H_3O^+][OH^-] = 1 \times 10^{-14}$

إذن $[OH^-] = [H_3O^+] = \sqrt{1 \times 10^{-14}} = 1 \times 10^{-7}$ مول/لتر.

2. حمض الهيدروكلوريك: تركيز أيونات $[H_3O^+]$ القادم من الماء = $1 \times 10^{-7}$ مول/لتر، وهو مقدار ضئيل جداً يمكن تجاهله.

   أما تركيز أيونات $[H_3O^+]$ القادمة من الحمض = 0.5 مول/لتر؛ لأن الحمض قوي ويتأين كلياً.

من المعادلة السابقة يتضح أن تركيز أيونات $H_3O^+ = 0.5$ مول/لتر. ولحساب تركيز أيونات $OH^-$ في المحلول المائي تجد أن: $[OH^-] = \frac{K_w}{[H_3O^+]} = \frac{1 \times 10^{-14}}{0.5} = 2 \times 10^{-14}$ مول/لتر.

مثال (3): احسب $[H_3O^+]$ في المحلول المائي الناتج من إذابة 0.855 غم من هيدروكسيد الباريوم $Ba(OH)_2$ الذي يتفكك كلياً في 500 مل من الماء، علماً أن الكتلة المولية لهيدروكسيد الباريوم = 171 غم/مول.

الحل: عدد مولات هيدروكسيد الباريوم = $\frac{\text{الكتلة}}{\text{الكتلة المولية}} = \frac{0.855}{171} = 0.005$ مول. تركيز هيدروكسيد الباريوم = $\frac{\text{عدد المولات}}{\text{حجم المحلول باللتر}} = \frac{0.005}{0.5} = 0.01$ مول/لتر. وبما أن هيدروكسيد الباريوم من القواعد القوية التي تتأين كلياً حسب المعادلة الآتية: $Ba(OH)_{2(s)} \xrightarrow{H_2O} Ba^{2+}_{(aq)} + 2OH^-_{(aq)}$

التركيز بعد التأين: صفر، 0.01 مول/لتر، $0.01 \times 2 = 0.02$ مول/لتر

تركيز أيونات $H_3O^+ = \frac{1 \times 10^{-14}}{0.02} = 5 \times 10^{-13}$ مول/لتر.

تمرين (8): يستخدم حمض الكبريتيك $H_2SO_4$ كمحلول كهربلي في بطاريات السيارات (المركم الرصاصي)، احسب تركيز أيونات $H_3O^+$ في المحلول المائي للحمض عند تأينه في الماء بشكل تام، إذا أذيب $5 \times 10^{-3}$ مول منه في لتر من الماء. ويبين الجدول (1-3) بعض الحموض القوية وبعض القواعد القوية.

• الرقم الهيدروجيني $pH$

  يعرف الرقم الهيدروجيني $pH$ بأنه سالب لوغاريتم تركيز أيون الهيدرونيوم $[H_3O^+]$ في المحاليل المائية. أي أن: $pH = - \log [H_3O^+]$، وهو مقياس لتحديد تركيز أيونات $H_3O^+$ في المحلول المائي. ويظهر الشكل (3-4) تدريج الرقم الهيدروجيني من صفر إلى 14 لبعض المحاليل المائية عند درجة $25^\circ$ س.

اعتماداً على الشكل (3-4) أجب عما يأتي:

1. ما الرقم الهيدروجيني لكل من عصير البندورة وعصير العنب؟ أيهما فيه تركيز أيونات $H_3O^+$ أعلى؟
2. ما الرقم الهيدروجيني لكل من الصابون السائل والأمونيا؟
3. كيف يتغير الرقم الهيدروجيني مع زيادة تركيز أيونات $H_3O^+$؟
4. كيف يتغير الرقم الهيدروجيني مع زيادة تركيز أيونات $OH^-$؟

   ولقياس الرقم الهيدروجيني $pH$ يستخدم عادة جهاز مقياس الرقم الهيدروجيني ($pH$ ⁦meter⁩) حيث يعطي قيماً دقيقة، ويمكن استخدام الكاشف العالمي ⁦Universal indicator⁩ وهو خليط من مجموعة من الكواشف لتقدير قيم الرقم الهيدروجيني.

ولنتعرف كيفية حساب الرقم الهيدروجيني، قم بدراسة الأمثلة الآتية:

مثال (4): احسب الرقم الهيدروجيني $pH$ في كل مما يأتي:

1. الماء المقطر.
2. محلول حمض النيتريك $HNO_3$ تركيزه $2 \times 10^{-3}$ مول/لتر.

   الحل: 1. عرفت سابقاً أن $[H_3O^+] = [OH^-] = 1 \times 10^{-7}$ مول/لتر في الماء المقطر.

2. حمض النيتريك من الحموض القوية التي تتأين كلياً في الماء حسب التفاعل الآتي:

$HNO_{3(aq)} + H_2O_{(l)} \xrightarrow{\quad} H_3O^+_{(aq)} + NO_{3(aq)}^-$ التركيز قبل التأين: $2 \times 10^{-3}$ مول/لتر، صفر، صفر التركيز بعد التأين: صفر، $2 \times 10^{-3}$ مول/لتر، $2 \times 10^{-3}$ مول/لتر $[H_3O^+] = 2 \times 10^{-3}$ مول/لتر $pH = - \log (2 \times 10^{-3}) = - (\log 2 + \log 10^{-3}) = 3 - 0.3 = 2.7$

مثال (5): جد تركيز أيونات $H_3O^+$ في عينة من عصير التفاح الرقم الهيدروجيني لها ($pH = 4.6$). الحل: $pH = - \log [H_3O^+]$ وهذا يعني أن $[H_3O^+] = 10^{-pH}$ $[H_3O^+] = 10^{-4.6} = 10^{0.4-5} = 2.5 \times 10^{-5}$ مول/لتر (العدد الذي يقابل اللوغاريتم 0.4 هو 2.5)

تمرين (9):

1. إذا كان تركيز أيونات ($OH^-$) في القهوة يساوي $1 \times 10^{-9}$ مول/لتر، جد قيمة $pH$ لمحلول القهوة، وهل القهوة حمضية أم قاعدية؟
2. محلول ناتج عن إذابة $5 \times 10^{-3}$ مول من حمض البيركلوريك $HClO_4$ في لتر من الماء، جد قيمة $pH$ في المحلول المائي الناتج. علماً أن ($\log 5 = 0.7$)
3. وجد أن الرقم الهيدروجيني لعينة من دم إنسان يساوي 7.4، احسب تركيز أيونات $[OH^-], [H_3O^+]$ في الدم.
4. عينة من مضاد الحموضة تستخدم لعلاج قرحة المعدة لها $pH = 10$، احسب قيمة $[H_3O^+]$ فيها.

   بالرجوع إلى مصادر التعلم والشبكة العنكبوتية، ادرس أنواع المنظفات المستخدمة في المنزل (منظف الزجاج، ومسلك المجاري، ومبيض الغسيل) وتعرف على التركيب الكيميائي للمادة الفعالة في كل منها، ومدى مطابقتها لمعايير الجودة العالمية، وقم بزيارة أحد مصانع المنظفات، واكتب تقريراً عن المنظفات الكيميائية.

عرفت سابقاً أن الحموض القوية تتأين في الماء كلياً، وعليه يكون تركيز أيونات $[H_3O^+]$ مساوياً تقريباً لتركيز الحمض الأصلي أحادي البروتون، مثل حمض $HNO_3$، وحمض $HClO_4$، أما الحموض الضعيفة مثل $HF, HCN$ فإن تركيز أيونات $[H_3O^+]$ يقل كثيراً عن تركيز الحمض الأصلي قبل التأين. حيث يتأين الحمض الضعيف $HA$ حسب المعادلة: $HA_{(aq)} + H_2O_{(l)} \xrightarrow{\quad} H_3O^+_{(aq)} + A^-_{(aq)}$ وفيه يكون $[HA] >> [H_3O^+] = [A^-]$، وثابت التأين للحمض $K_a = \frac{[A^-][H_3O^+]}{[HA]}$ وتعد قيم $K_a$ للحموض الضعيفة مقياساً لقوتها في المحلول المائي، حيث تزداد قوة الحمض بازدياد قيمة $K_a$ وازدياد تركيز أيونات $H_3O^+$ في المحلول المائي. ويبين الجدول (3-2) قيم ثابت التأين لبعض الحموض الضعيفة أحادية البروتون، ومعادلات تأينها في الماء.

ادرس الجدول (3-2)، وأجب عن الأسئلة الآتية:

1. أي الحموض هو الأقوى؟ أي الحموض هو الأضعف؟
2. ما صيغة القاعدة الملازمة للحمض الأقوى؟ ما صيغة القاعدة الملازمة للحمض الأضعف؟
3. أي الحموض فيه $[H_3O^+]$ هو الأعلى عند استخدام محاليل متساوية في التركيز؟
4. أي الحموض فيه الرقم الهيدروجيني $pH$ هو الأعلى عند استخدام محاليل متساوية في التركيز؟ فسر إجابتك.
5. اكتب الأزواج المتلازمة من الحمض والقاعدة في معادلة الهيبوكلوروز في الماء.

   يكون الحمض الملازم لقاعدة قوية، حمضاً ضعيفاً، وتكون القاعدة الملازمة لحمض قوي، قاعدة ضعيفة.

مثال (6): أيهما أقوى كقاعدة الأيون $CH_3COO^-$ أم الأيون $ClO^-$؟ الحل: بما أن الأيون $CH_3COO^-$ ملازم للحمض $CH_3COOH$، والأيون $ClO^-$ ملازماً للحمض $HClO$، ومن قيم ثابت التأين للحموض تلاحظ أن الحمض $CH_3COOH$ أقوى من الحمض $HClO$، فتكون القاعدة الملازمة $CH_3COO^-$ أضعف من القاعدة $ClO^-$.

وتنحاز حالة الاتزان في التفاعلات الكيميائية بين الحموض والقواعد، نحو الطرف الذي تكون فيه الحموض والقواعد الضعيفة.

مثال (7): حدد الاتجاه الذي ينحاز إليه الاتزان في التفاعل الآتي: HNO_{2(aq)} + ClO^-_{(aq)} \xrightarrow{\quad} HClO_{(aq)} + NO_2^-_{(aq)} الحل: عند مقارنة قوة الحمضين ($HNO_2, HClO$) تجد أن الحمض $HNO_2$ أقوى من الحمض $HClO$، وهذا يشجع انحياز حالة الاتزان نحو المواد الناتجة (أي نحو الحمض الأضعف)، وإذا قارنت قوة القواعد الملازمة للحموض، ستجد أن $ClO^-$ أقوى من $NO_2^-$، وهذا يشجع انحياز التفاعل نحو المواد الناتجة أيضاً.

تمرين (10): قرر أي الاتجاهات ينحاز إليها الاتزان في التفاعلات الآتية اعتماداً على قيم $K_a$ في الجدول (4-2). $HCOOH_{(aq)} + ClO^-_{(aq)} \xrightarrow{\quad} HClO_{(aq)} + HCOO^-_{(aq)}$ $HCN_{(aq)} + F^-_{(aq)} \xrightarrow{\quad} HF_{(aq)} + CN^-_{(aq)}$

• الحسابات المتعلقة بثابت التأين للحموض الضعيفة $K_a$

  يوضح المثالان الآتيان الحسابات المتعلقة بثابت التأين للحموض الضعيفة:

احسب الرقم الهيدروجيني $pH$ في محلول حمض الهيدروفلوريك $HF$ تركيزه (0.3 مول/لتر) إذا علمت أن $K_a$ للحمض = $6.8 \times 10^{-4}$، ثم احسب النسبة المئوية لتأين الحمض. الحل: يتأين حمض الهيدروفلوريك حسب المعادلة الآتية: $HF_{(aq)} + H_2O_{(l)} \xrightarrow{\quad} H_3O^+_{(aq)} + F^-_{(aq)}$ التركيز الابتدائي: 0.3 مول/لتر، صفر، صفر

من المعادلة $K_a = \frac{[H_3O^+][F^-]}{[HF]} = \frac{س \times س}{0.3 - س} = 6.8 \times 10^{-4}$ يمكن تجاهل قيمة س في المقام؛ لأنها قيمة صغيرة بسبب ضعف الحمض أي أن $\frac{س^2}{0.3} = 6.8 \times 10^{-4}$ ومنها $س^2 = 0.3 \times 6.8 \times 10^{-4} = 2.04 \times 10^{-4}$ س = $1.43 \times 10^{-2}$ مول/لتر س = $[H_3O^+] = [F^-] = 1.43 \times 10^{-2}$ مول/لتر $pH = - \log [H_3O^+] = - \log 1.43 \times 10^{-2} = 2 - 1.43 = 1.85$ ($\log 1.43 = 0.15$) النسبة المئوية للتأين = الكمية المتأينة (س)الكمية الأصلية × 100\% = 1.43 × 10-20.3 × 100\% = 4.76\% مثال (9): احسب قيمة $K_a$ لمحلول الحمض الضعيف $HX$، تركيزه 0.01 مول/لتر، والرقم الهيدروجيني $pH = 4$. الحل: $pH = 4$ أي أن [H_3O^+] = 1 × 10-4 مول/لتر. HX(aq) + H_2O(l) H_3O^+(aq) + X^-(aq) التركيز الابتدائي: 0.01 مول/لتر، صفر، صفر

التركيز عند الاتزان: 0.01 - س، س، س

محلول مائي لحمض افتراضي $HB$ تركيزه (0.2 مول/لتر)، ودرجة تأينه في الماء تساوي 4 %، احسب قيمة الرقم الهيدروجيني $pH$ له، ثم احسب قيمة $K_a$ لهذا الحمض.

تتأين القواعد الضعيفة في الماء جزئياً، ويمكن تمثيل التفاعل العام لتأينها بالمعادلة الآتية: B(aq) + H_2O(l) BH^+(aq) + OH^-(aq)

ويكون ثابت التأين للقاعدة $K_b$ على النحو الآتي: K_b = ([BH^+][OH^-])/([B])

لنتعرف الحسابات المتعلقة بثبات الاتزان للقواعد الضعيفة، ادرس المثال الآتي:

مثال (10): احسب قيمة ⁦pH⁩ في محلول البيريدين C_5H_5N، تركيزه يساوي 0.01 مول/ لتر علماً أن ثابت التأين للبيريدين يساوي 1.4 × 10-9.

pH = -(2.67 × 10-9) = 9 - 2.67 = 9 - 0.43 = 8.57 تمرين (12): احسب قيمة ثابت التأين للقاعدة الضعيفة ⁦B⁩ عندما يكون تركيزها يساوي 0.04 مول/ لتر، وقيمة الرقم الهيدروجيني ⁦pH = 10⁩.

تنتج الأملاح من تفاعلات تتم بين الحموض والقواعد، كما في التفاعلات الآتية:

ولتعرف سلوك الأملاح الحمضي والقاعدي قم بتنفيذ نشاط (3-4).

وعليه تصنف الأملاح حسب سلوكها الحمضي والقاعدي إلى أملاح متعادلة، أو حمضية، أو قاعدية. فملح سيانيد الصوديوم $NaCN$ يُعد ملحاً قاعدياً؛ لأنه يتأين في الماء، وينتج أيونات Na^+، وأيونات $CN^-$، فأيون Na^+ (لا يتميه)؛ لأنه ملازم للقاعدة القوية $NaOH$، وبذلك يكون حمضاً ضعيفاً. أما أيون $CN^-$، فيتفاعل مع الماء (يتميه)؛ لأنه ملازم للحمض الضعيف $HCN$.

تبين لك من المعادلات السابقة تكون أيونات $OH^-$ في المحلول، فيزداد تركيزها في المحلول، ويكون تأثير الملح في الماء قاعدياً (⁦pH⁩ > 7). وتستنتج أن: الملح المشتق من قاعدة قوية ومن حمض ضعيف له تأثير قاعدي في المحاليل المائية.

تميّه الأملاح: قدرة بعض أيونات الأملاح على التفاعل مع الماء وإنتاج أيونات $H_3O^+$ أو $OH^-$ أو كليهما.

تمرين (13): 1. فسّر السلوك الحمضي لمحلول ملح NH_4NO_3، وضح ذلك بالمعادلات.

2. رتب المحاليل المائية للمواد الآتية المتساوية في التركيز حسب تزايد رقمها الهيدروجيني ⁦pH⁩:

تعلمت سابقاً أن الحمض الضعيف يتأين جزئياً في الماء، وتحدث حالة اتزان كما في المعادلة الآتية:

فإذا أذيب في محلول الحمض السابق أحد أملاحه مثل NaNO_2، ماذا يحدث لحالة الاتزان؟ هل تتغير قيمة ⁦pH⁩ في المحلول؟

عند إذابة ملح NaNO_2 في محلول الحمض السابق، فإنه يتأين تأيناً تاماً إلى أيونات Na^+ وأيونات $NO_2^-$ .

إذا تمعنت معادلة تأين كل من الحمض والملح، ستجد أن أيون $NO_2^-$ قد نتج من مصدرين أحدهما الملح والآخر هو الحمض، فهو مشترك بينهما وسمي الأيون المشترك.

وحسب قاعدة لوتشاتيليه، فإن إذابة الملح NaNO_2 في محلول الحمض الضعيف $HNO_2$ تزيد من تركيز الأيون المشترك $NO_2^-$؛ ما يؤدي إلى انحياز التفاعل نحو المواد المتفاعلة، وبذلك يقل تركيز أيونات الهيدرونيوم $H_3O^+$، فتزداد قيمة ⁦pH⁩ في المحلول الناتج. قاعدة لوتشاتيليه: إذا تعرض نظام متزن إلى مؤثر خارجي أحدث فيه اضطراباً، فإن النظام يعدل من حالته إلى أن يصل إلى حالة اتزان جديدة للتخفيف من أثر المؤثر.

تمرين (14): ما أثر إذابة ملح كلوريد الأمونيوم NH_4Cl في محلول القاعدة الضعيفة $NH_3$ على قيمة الرقم الهيدروجيني ⁦pH⁩ للمحلول؟ فسر إجابتك.

الآن كيف يمكنك حساب قيمة ⁦pH⁩ رياضياً لمحلول حمضي أو قاعدي بعد إضافة الملح؟

بما أن الحمض $HNO_2$ يتأين جزئياً والملح NaNO_2 يتأين كلياً، فإن تركيز أيون $NO_2^-$ القادم من الحمض يكون ضئيلاً يمكن تجاهله ويمكن اعتبار الملح المصدر الرئيس لأيونات $NO_2^-$.

وعليه فإن K_a = ([NO_2^-][H_3O^+])/([HNO_2])، ومنه:

مثال (11): لديك محلول حمض $HF$ تركيزه (0.4 مول/لتر)، إذا علمت أن $K_a$ له تساوي $6.8 \times 10^{-4}$، جد:

1. الرقم الهيدروجيني ⁦pH⁩ للمحلول.

2. التغير الحاصل في قيمة ⁦pH⁩ إذا أذيب في 1 لتر من محلول الحمض السابق 0.2 مول من ملح KF.

pH = 2 - 1.65 = 2 - 0.22 = 1.78 تركيز الملح المضاف = عدد مولات الملحالحجم (اللتر) = (0.2)/(1) = 0.2 مول/لتر.

بعد إضافة الملح إلى المحلول الحمضي نستخدم المعادلة العامة التي اشتقت سابقاً:

التغير في قيمة ⁦pH = pH⁩ بعد إضافة الملح - ⁦pH⁩ قبل إضافة الملح

تستنتج أن قيمة الرقم الهيدروجيني قد ازدادت بسبب إضافة الملح (الأيون المشترك) إلى محلول الحمض.

مثال (12): احسب الرقم الهيدروجيني ⁦pH⁩ لمحلول مكون من الحمض الضعيف $HA$ (0.2 مول/لتر) والملح NaA (0.1 مول/لتر) علماً أن ($K_a$ للحمض = 4 × 10-4)

ومنه: $K_a = \frac{[A^-][H_3O^+]}{[HA]}$

تمرين (15): محلول مكون من القاعدة الضعيفة CH_3NH_2 (K_b = 5 × 10-4) بتركيز 0.4 مول/لتر، أضيف إلى 1 لتر من المحلول 0.4 مول من الملح CH_3NH_3Br، أجب عن الأسئلة الآتية:

1. ما الأيون المشترك؟

2. احسب قيمة ⁦pH⁩ قبل إضافة الملح.

3. احسب قيمة ⁦pH⁩ بعد إضافة الملح.

4. فسر اختلاف القيمتين.

تتراوح قيمة الرقم الهيدروجيني في الدم بين (7.35 - 7.45)، ويقوم عدد من الأنظمة بضبط ⁦pH⁩ في الدم، أهمها حمض الكربونيك مع أيون الكربونات الهيدروجينية التي تسلك كقاعدة (H_2CO_3 / HCO_3^-)، وبقاء الرقم الهيدروجيني في الدم في الحدود السليمة يسمح للخلايا والأعضاء بالقيام بوظائفها على أكمل وجه، ويؤدي نقصانه عن 7 أو زيادته عن 7.8 إلى حدوث اضطرابات قد تؤدي إلى الوفاة.

كما يؤدي ثبات قيمة ⁦pH⁩ في التربة إلى توفير الأملاح المناسبة لنمو النباتات، كذلك يتطلب إتمام عملية الطلاء الكهربائي بقاء الرقم الهيدروجيني ثابتاً خلال العملية.

وتسمى المحاليل التي تقاوم التغير الكبير في الرقم الهيدروجيني عند إضافة كميات قليلة من الحمض القوي أو القاعدة القوية إليها بالمحاليل المنظمة.

يتكون المحلول المنظم من حمض ضعيف وأحد أملاحه، مثل (HF, NaF) أو من قاعدة ضعيفة وأحد أملاحها، مثل (NH_3, NH_4Cl)، ويفضل أن تكون بتراكيز متقاربة أو متساوية.

تمرين (16): أي الأزواج الآتية من المحاليل تصلح كمحلول منظم؟

ولفهم الدور الذي يلعبه المحلول المنظم في إبقاء الرقم الهيدروجيني ثابتاً تقريباً، تأمل المثال الآتي:

مثال (13): محلول منظم يتكون من 0.1 مول/لتر من حمض الميثانويك (K_a = 1.8 × 10-4) و 0.1 مول/لتر من ملح ميثانوات الصوديوم HCOONa، جد ⁦pH⁩ للمحلول المنظم.

ومنها ⁦pH = - log⁩ 1.8 × 10-4 = 4 - 0.26 = 3.74.

والآن ماذا يحصل لقيمة الرقم الهيدروجيني للمحلول المنظم في الحالات الآتية؟

1. إضافة 0.01 مول من حمض قوي ⁦(HCl)⁩ إلى 1 لتر من المحلول المنظم السابق (أهمل الزيادة في الحجم).

2. إضافة 0.01 مول من قاعدة قوية ⁦(KOH)⁩ إلى 1 لتر من المحلول المنظم السابق (أهمل الزيادة في الحجم).

1. عند إضافة الحمض القوي ⁦HCl⁩ إلى المحلول المنظم السابق، يزداد تركيز أيونات $H_3O^+$ في المحلول، وحسب قاعدة لوتشاتيليه ينحاز التفاعل نحو المواد المتفاعلة، بتنشيط التفاعل العكسي في النظام المتزن، وعليه:

فإن تركيز HCOOH يزداد بمقدار ⁦0.01 = 0.01 + 0.1 = 0.11⁩ مول/ لتر.

أما تركيز HCOO^- فيقل بمقدار ⁦0.01 = 0.01 - 0.1 = 0.09⁩ مول/ لتر.

ويحسب $[H_3O^+]$ كالآتي:

التغير في ⁦pH⁩ بعد إضافة الحمض القوي ⁦HCl = 3.65 - 3.74 = - 0.09⁩

أي أن المحلول المنظم قاوم التغير في الرقم الهيدروجيني بعد إضافة الحمض القوي، وقيمة الرقم الهيدروجيني قلت بمقدار 0.09 فقط (مقدار طفيف).

2. عند إضافة القاعدة القوية ⁦KOH⁩ إلى المحلول المنظم السابق فإن تركيز أيونات $OH^-$ في المحلول يزداد؛ ما يؤدي إلى استهلاك أيونات $H_3O^+$، وحسب قاعدة لوتشاتيليه ينحاز التفاعل نحو المواد الناتجة لتعويض النقص الحاصل في أيونات الهيدرونيوم، وعليه يقل تركيز HCOOH بمقدار 0.01، فيصبح 0.09 مول/لتر، أما تركيز HCOO^- فيزداد بمقدار 0.01، ويصبح 0.11 مول/لتر.

التغير في ⁦pH⁩ بعد إضافة القاعدة القوية = ⁦3.83 - 3.74 = 0.09⁩

يلاحظ أن قيمة الرقم الهيدروجيني قد ازدادت بمقدار 0.09 وهذا مقدار طفيف أيضاً.

تمرين (17): محلول منظم حجمه 1 لتر يتكون من الأمونيا $NH_3$ بتركيز 0.2 مول/لتر وملح NH_4Cl بتركيز 0.3 مول/لتر، إذا علمت أن (K_b (NH_3) = 1.8 × 10-5) أجب عما يأتي:

2. احسب الرقم الهيدروجيني للمحلول المنظم.

3. احسب الرقم الهيدروجيني للمحلول المنظم عند إضافة 2 غم من هيدروكسيد الصوديوم $NaOH$ للمحلول المنظم مع إهمال التغير في الحجم.

كيف يكون التغير في الرقم الهيدروجيني عند إضافة حمض قوي أو قاعدة قوية للماء المقطر؟

تعد المعايرة من أهم الطرق المستخدمة في التحليل الكيميائي، ويقصد بمعايرة الحموض والقواعد الإضافة التدريجية لمحلول قاعدة إلى محلول حمضي أو العكس، بهدف تحديد تركيز أحدهما بمعلومية حجم المحلول الآخر وتركيزه.

وللتعرف إلى عملية المعايرة وكيفية إجرائها بين حمض قوي وقاعدة قوية، قم بتنفيذ نشاط (5-3).

1. املأ السحاحة بمحلول القاعدة $NaOH$ (0.1 مول/لتر).
2. استخدم الماصة لسحب 25 مل من محلول $HCl$ وانقلها إلى الدورق المخروطي.
3. أضف قطرات من كاشف فينولفثالين إلى الدورق.
4. ابدأ بإضافة القاعدة من السحاحة إلى الدورق بفتح صمام التحكم تدريجياً مع التحريك المستمر، حتى يظهر اللون بأقل حجم من محلول القاعدة المضافة.
5. سجل حجم القاعدة المستخدمة في عملية المعايرة لتستخدمه في حساب تركيز الحمض.
6. كرر العملية السابقة مرتين للتثبت من الحجم المطلوب.

والآن أجب عن الأسئلة الآتية:

1. ما اسم النقطة التي يتغير عندها لون الكاشف في الدورق؟

2. ما الرقم الهيدروجيني عند تلك النقطة؟

3. اكتب معادلة كيميائية تمثل التفاعل.

   عند إجراء عملية المعايرة بين حمض قوي مثل $HCl$ وقاعدة قوية مثل $NaOH$ فإن أيونات $H_3O^+$ تتعادل مع أيونات $OH^-$، ويتكون الماء، ويصبح المحلول متعادلاً عند نقطة التكافؤ، كما في المعادلة الآتية:

نقطة التكافؤ ⁦(Equivalent point)⁩: النقطة التي يتساوى فيها عدد مولات $H_3O^+$ من الحمض مع عدد مولات $OH^-$ من القاعدة، ويصحبها قفزة ملحوظة في قيمة الرقم الهيدروجيني، ليصبح ⁦pH = 7⁩.

نقطة النهاية ⁦(End point)⁩: النقطة التي يتغير عندها لون الكاشف بشكل دائم، ويقاس عندها حجم المحلول المضاف في عملية المعايرة، وهي تختلف قليلاً عن نقطة التكافؤ.

مثال (14): احسب تركيز حمض $HCl$ إذا لزم منه 40 مل ليتعادل تماماً مع 60 مل من محلول $NaOH$ تركيزه (0.1 مول/ لتر).

حجم محلول الحمض باللتر × [H_3O^+] = حجم محلول القاعدة باللتر × [OH^-]

تمرين (18): احسب تركيز هيدروكسيد السترونشيوم Sr(OH)_2، إذا لزم منه 250 مل لمعايرة 400 مل من محلول حمض $HNO_3$ تركيزه (0.18 مول/لتر).

ولكن كيف تتغير قيمة ⁦pH⁩ لمحلول حمض $HCl$ إذا أضيف له محلول قاعدي من $NaOH$ تدريجياً؟

للإجابة عن السؤال انظر الشكل (3-5) السابق الذي يمثل دورقاً مخروطياً يحتوي على 25 مل من حمض $HCl$ (تركيزه 0.1 مول/لتر)، والمطلوب متابعة التغير في قيمة ⁦pH⁩ في الحالات الآتية: قبل إضافة القاعدة، بعد إضافة 5 مل، 10 مل، 15 مل، 24 مل، 24.95 مل، 25 مل، 25.05 مل، 30 مل من القاعدة $NaOH$ بتركيز (0.1) مول/لتر.

• قبل إضافة القاعدة يكون المحلول داخل الدورق حمضياً وفيه:

• بعد إضافة 5 مل من القاعدة:

عدد مولات $H_3O^+$ = (25 × 10-3) × 0.1 = 2.5 × 10-3 مول

عدد مولات $OH^-$ المضافة = ($5 \times 10^{-3}$) × 0.1 = 0.5 × 10-3 مول

عدد مولات $H_3O^+$ المتبقي دون تفاعل = 2.5 × 10-3 - 0.5 × 10-3 = 2 × 10-3 مول

الحجم الكلي بعد الإضافة = ⁦25 + 5 = 30⁩ مل = 30 × 10-3 لتر.

تركيز [H_3O^+] = 2 × 10-3 مول30 × 10-3 لتر = 0.066 مول/لتر، ومنها تكون ⁦pH = 1.18⁩

وبنفس الطريقة نحسب التغير في قيمة ⁦pH⁩، أكمل الجدول (3-4) بالقيم المناسبة:

جدول (3-4): تغير قيم ⁦pH⁩ مع التغير في حجم القاعدة المضافة

والآن لنحاول وضع القيم التي حصلنا عليها من الجدول في رسم بياني يربط الرقم الهيدروجيني ⁦pH⁩ مع حجم محلول القاعدة المضافة.

لعلك لاحظت من الشكل (3-6) ومن الحسابات أن هناك قفزة مفاجئة في الرقم الهيدروجيني عند نقطة التكافؤ أي ما بين 3-11 تقريباً.

وفي هذا المدى تتغير ألوان كثير من الكواشف المستخدمة في المعايرة. ولمعرفة الرقم الهيدروجيني في المحاليل الناتجة من إضافة الحموض للقواعد ادرس المثال الآتي:

مثال (15): احسب الرقم الهيدروجيني في المحلول الناتج من إضافة 300 مل من حمض $HCl$ (0.1 مول/لتر) إلى 200 مل من محلول $Ba(OH)_2$ (0.1 مول/لتر)

يتأين حمض $HCl$ كلياً؛ ولأنه أحادي البروتون فإن [H_3O^+] = 0.1 مول/لتر

عند تأين هيدروكسيد الباريوم يتكون 2 مول من $OH^-$ لكل مول واحد من $Ba(OH)_2$

وعليه فإن [OH^-] = 2 × 0.1 = 0.2 مول/لتر.

= 0.1 × (300 × 10-3) = 30 × 10-3 مول.

عدد مولات $OH^-$ = 0.2 × (200 × 10-3) = 40 × 10-3 مول.

نلاحظ أن عدد مولات الهيدروكسيد أكبر منها لأيون الهيدرونيوم؛ وهذا يؤدي إلى تعادل الحمض مع جزء من القاعدة، ويتبقى فائض من أيونات الهيدروكسيد.

عدد مولات ($OH^-$) الفائض = 40 × 10-3 - 30 × 10-3 = 10 × 10-3 مول.

الحجم الكلي = 300 مل + 200 مل = 500 مل = 500 × 10-3 = 5 × 10-1 لتر.

[H_3O^+] = 1 × 10-140.02 = 5 × 10-13 مول/لتر. ومنها ⁦pH = 13 -⁩ لو ⁦5 = 13 - 0.7 = 12.3⁩

الكواشف: هي حموض أو قواعد عضوية ضعيفة يختلف لونها في الحالة الجزيئية عنه في الحالة المتأينة.

يشار إلى الكاشف الحمضي بالرمز HIn، الذي يتأين في المحاليل المائية كما في التفاعل الآتي:

الحالة الجزيئية (لون 1) | الحالة المتأينة (لون 2) ومن الأمثلة على الكواشف فينولفثالين، ويكون لون كاشف فينولفثالين في الحالة غير المتأينة، عديم اللون (لون 1)، ولكنه يظهر باللون الوردي (الزهري)، في الحالة المتأينة (لون 2) كما في شكل (3-7).

ما مبدأ عمل الكواشف في التمييز بين الحموض والقواعد؟

عند إضافة الكاشف إلى المحلول الحمضي فإن تركيز أيونات $H_3O^+$ يزداد، وحسب قاعدة لوتشاتيليه ينحاز التفاعل نحو اليسار، وبذلك يظهر اللون (1).

أما عند إضافة الكاشف إلى محلول قاعدي، فيزداد تركيز أيونات الهيدروكسيد $OH^-$ التي تستهلك أيونات $H_3O^+$ وينحاز التفاعل نحو اليمين، وبذلك يظهر اللون (2).

يوضح الجدول (3-5) أهم الكواشف المستخدمة، ولون كل منها في الوسطين الحمضي والقاعدي.

جدول (3-5): أهم الكواشف العضوية وألوانها (للإطلاع)

ينتج الشخص البالغ يومياً ما يقرب من 2-3 لترات من العصارة المعوية، وهي عصارة حمضية هاضمة، يتم إفرازها من الغشاء المخاطي المبطن للمعدة. تحوي العصارة على تركيز عال من حمض $HCl$، يصل الرقم الهيدروجيني فيه إلى 1.5، أو بتركيز يقرب من 0.03 مول/ لتر. وهذا التركيز كاف لإذابة قطعة صغيرة من الخارصين $Zn$.

عند زيادة تركيز أيونات الهيدروجين $H^+$ في المعدة فإن عضلة المعدة تنكمش، ويحدث ألم أو تورم، يتبعه التهاب ونزف في جدار المعدة.

وأفضل الطرق المستخدمة في تخفيف تركيز أيونات $H^+$ في المعدة هو إضافة مضادات الحموضة، وهي عبارة عن قواعد ضعيفة لها قابلية للتفاعل مع حمض $HCl$ وتكوين ملح وماء؛ ما يقلل من الإحساس بالحموضة الزائدة، ومن أشهر مضادات الحموضة المستخدمة: هيدروكسيد الألمنيوم، وهيدروكسيد وكربونات الكالسيوم، وهيدروكسيد المغنيسيوم، وكربونات المغنيسيوم، وكربونات الصوديوم الهيدروجينية، التي تفيد في تخفيف حموضة المعدة، والمحافظة على قيمة مناسبة من ⁦pH⁩.

وأهم التفاعلات التي تحدث في المعدة بعد إضافة كربونات الصوديوم الهيدروجينية التفاعل الآتي:

2. أي المواد الآتية يسلك كحمض وكقاعدة حسب مفهوم برونستد - لوري؟

• أ. $H_2SO_4$
• ب. HCO_3^-
• ج. CO_32-
• د. H_2S

3. أي المواد الآتية يسلك كحمض فقط؟

4. محلول مكون من القاعدة الضعيفة ⁦B (0.4⁩ مول/ لتر) والملح BHCl (0.2 مول/ لتر)، إذا كان الرقم الهيدروجيني للمحلول ⁦pH = 9⁩، ما قيمة $K_b$ للقاعدة؟

• أ. 6 × 10-10
• ب. 5 × 10-1
• ج. 4 × 10-9
• د. 2 × 10-5

5. أي المحاليل الآتية المتساوية في التركيز له أقل قيمة ⁦pH⁩؟

6. ما القاعدة الملازمة للحمض H_2C_2O_4^-؟

• أ. HC_2O_42-
• ب. H_2C_2O_4
• ج. C_2O_42-
• د. H_2C_2O_4^-

7. أي الأملاح الآتية يكون محلولاً حمضي عند إذابته في الماء؟

8. ما تركيز أيونات الهيدرونيوم في محلول 0.05 مول/ لتر من $Ba(OH)_2$، علماً بأنه يتفكك كلياً؟

• أ. 0.05
• ب. 0.01
• ج. 1 × 10-1
• د. 1 × 10-13

9. إذا علمت أن [OH^-] = 1 × 10-4 مول/لتر، ما قيمة ⁦pH⁩ للمحلول المائي؟

السؤال الثاني: ما المقصود بكل من المصطلحات الآتية:

حمض أرهينيوس، قاعدة لويس، المحلول المنظم، تميّه الأملاح، المعايرة، نقطة التكافؤ، الكاشف.

السؤال الثالث: علل ما يأتي:

1. ترتفع قيمة الرقم الهيدروجيني عند إذابة ملح KNO_2 في محلول حمض $HNO_2$.

2. تستخدم الكواشف في التمييز بين الحموض والقواعد.

السؤال الرابع: أضيف 100 سم3 من محلول حمض الكبريتيك $H_2SO_4$ تركيزه 0.25 مول/ لتر إلى 200 سم3 من محلول القاعدة القوية هيدروكسيد البوتاسيوم KOH تركيزها 0.25 مول/ لتر، احسب الرقم الهيدروجيني للمحلول الناتج.

السؤال الخامس: ما عدد مولات KOH اللازم إذابتها للحصول على محلول حجمه 250 مل، والرقم الهيدروجيني له يساوي 11.5؟

السؤال السادس: ما عدد مولات HCOONa اللازم إضافتها إلى 250 مل من محلول 1 مول/ لتر من حمض HCOOH، ثابت التأين للحمض = 1.8 × 10-4 للحصول على محلول الرقم الهيدروجيني له يساوي 4.

السؤال السابع: محلول من حمض $HNO_2$ تركيزه 0.8 مول/ لتر .ثابت التأين للحمض = 5.6 × 10-4

1. احسب ⁦pH⁩ لهذا المحلول.

2. إذا أضيف 0.25 مول من ملح Ca(NO_2)_2 إلى 1 لتر من المحلول السابق مع اهمال الزيادة في الحجم، جد ⁦pH⁩ للمحلول الناتج.

السؤال الثامن: محلول منظم حجمه 1 لتر يتكون من القاعدة الضعيفة $NH_3$ بتركيز 0.4 مول/لتر، وملح NH_4Cl مجهول التركيز، فإذا كان ⁦pH⁩ للمحلول = 9، أجب عما يأتي: ($K_b$ لـ NH_3 = 1.8 × 10-5).

1. ما صيغة الأيون المشترك؟

2. جد تركيز الملح.

3. ما التغير الحاصل في الرقم الهيدروجيني للمحلول المنظم لدى إضافة 0.2 مول من حمض $HCl$؟

   السؤال التاسع: اعتماداً على الجدول المجاور الذي يبين قيم ثابت التأين لمجموعة من الحموض الافتراضية الضعيفة المتساوية في التركيز.

1. أي من محاليل هذه الحموض له أقل قيمة ⁦(pH)⁩؟

2. حدد الزوجين المتلازمين من الحمض والقاعدة عند تفاعل حمض HD مع الماء.

3. قرر الجهة التي ينحاز لها الاتزان في التفاعل الآتي:

4. أي من محاليل الحموض السابقة له قاعدة ملازمة أقوى؟

أقرأ كل عبارة من العبارات الآتية، ثم أضع إشارة (✓) في المكان المناسب: