الدرس الرابع: الأملاح والمحاليل المنظمة

الدرس الرابع: الأملاح والمحاليل المنظمة

الثانوي - الصف الثاني عشر - المسار الأكاديمي

إعداد المعلم أ. عبدالفتاح مطر
شرح الدرس (صوت)

الدرس الرابع: الأملاح والمحاليل المنظمة

تلعب الأملاح دوراً حيوياً في حياتنا وفي العمليات الصناعية، ولها خصائص كيميائية متنوعة تؤثر على الرقم الهيدروجيني للمحاليل.

أولاً: الأملاح: المفهوم، التكون، والأهمية

١. مفهوم الملح وتكونه

الملح: هو مركب أيوني ينتج من تفاعل التعادل بين حمض وقاعدة. يتكون الملح من أيون موجب (كاتيون) مصدره القاعدة، وأيون سالب (أنيون) مصدره الحمض.

Acid + Base → Salt + Water

مثال: حمض الهيدروكلوريك + هيدروكسيد الصوديوم ← كلوريد الصوديوم (ملح الطعام) + ماء

٢. الأهمية في جسم الإنسان

  • الكالسيوم والفوسفات: المكون الأساسي لتركيب العظام والأسنان.
  • أيونات الصوديوم (Na⁺) والبوتاسيوم (K⁺): ضرورية لنقل السيالات العصبية وانقباض العضلات.
  • الحديد: يدخل في تركيب الهيموغلوبين لنقل الأكسجين في الدم.
  • التوازن الأسموزي: تحافظ الأملاح على توازن السوائل وضغط الدم في الجسم.

٣. الأهمية في الصناعة والزراعة

  • الزراعة: تستخدم أملاح النترات والفوسفات والبوتاسيوم كأسمدة لتعزيز نمو النباتات.
  • الصناعات الغذائية: يستخدم كلوريد الصوديوم (NaCl) لحفظ الطعام وتحسين النكهة، وتستخدم بيكربونات الصوديوم في صناعة المعجنات.
  • الصناعات الكيميائية: تستخدم في صناعة الصابون، الزجاج، الورق، ومعالجة المياه.
  • الطب: مثل كبريتات المغنيسيوم (الملح الإنجليزي) وأملاح معالجة الجفاف.

ثانياً: الخصائص الحمضية والقاعدية للأملاح

المبدأ الأساسي: تعتمد طبيعة المحلول الملحي (حمضي، قاعدي، أو متعادل) على قوة الحمض والقاعدة اللذين نتج منهما الملح.

ثالثاً: التميه (Hydrolysis)

التعريف: هي تفاعل أيونات الملح مع الماء منتجة حمض أو قاعدة، مما يغير من pH المحلول.

الذوبان: مجرد انفصال الملح إلى أيونات في الماء.

التميه: تفاعل هذه الأيونات مع الماء بعد ذوبانها.

الأملاح المتعادلة

  • المصدر: حمض قوي + قاعدة قوية.
  • السلوك: لا تتفاعل أيوناتها مع الماء.
  • الرقم الهيدروجيني: pH = 7
  • أمثلة: NaCl, KBr, NaNO₃

الأملاح الحمضية

  • المصدر: حمض قوي + قاعدة ضعيفة.
  • السلوك: الأيون الموجب ينتج H₃O⁺.
  • الرقم الهيدروجيني: pH < 7
  • الأمثلة: NH₄Cl (ناتج من HCl و NH₃)

  • يتفكك الملح في الماء:

    NH₄Cl → NH₄⁺ + Cl⁻

    ثم يتميه الأيون الموجب:

    NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₃ + H₃O⁺

الأملاح القاعدية

  • المصدر: حمض ضعيف + قاعدة قوية.
  • السلوك: الأيون السالب ينتج OH⁻.
  • الرقم الهيدروجيني: pH > 7
  • الأمثلة: CH₃COONa (ناتج من CH₃COOH و NaOH), KNO₂ (ناتج من HNO₂ و KOH)

  • يتفكك الملح في الماء:

    CH₃COONa → Na⁺ + CH₃COO⁻

    ثم يتميه الأيون السالب:

    CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻

    NO₂⁻ + H₂O ⇌ HNO₂ + OH⁻

محاكاة تميه الأملاح

تطبيق عملي: كيف تحدد طبيعة الملح؟

لتحديد ما إذا كان الملح حمضياً أو قاعدياً أو متعادلاً، اتبع الخطوات التالية:

  1. فكك الملح إلى أيوناته (الموجب والسالب).
  2. أرجع كل أيون إلى أصله (الأيون الموجب يأخذ OH⁻ ليصبح قاعدة، والأيون السالب يأخذ H⁺ ليصبح حمضاً).
  3. حدد قوة الحمض والقاعدة الناتجين.
  4. القاعدة الذهبية: "القوي يفرض سيطرته".
1. ملح نترات البوتاسيوم (KNO₃)

• الأيونات: K⁺ و NO₃⁻

• الأصول: KOH (قاعدة قوية) و HNO₃ (حمض قوي)

• النتيجة: قوي + قوي = متعادل (pH=7)

2. ملح نترات الأمونيوم (NH₄NO₃)

• الأيونات: NH₄⁺ و NO₃⁻

• الأصول: NH₃ (قاعدة ضعيفة) و HNO₃ (حمض قوي)

• النتيجة: الحمض هو القوي = حمضي (pH<7)

3. ملح سيانيد الصوديوم (NaCN)

• الأيونات: Na⁺ و CN⁻

• الأصول: NaOH (قاعدة قوية) و HCN (حمض ضعيف)

• النتيجة: القاعدة هي القوية = قاعدي (pH>7)

تذكر: الأيونات الناتجة عن القوائم القوية (مثل Na⁺, K⁺, NO₃⁻, Cl⁻, SO₄²⁻) لا تتميه (لا تتفاعل مع الماء) وتعتبر "أيونات متفرجة" من حيث التأثير على الـ pH.

رابعاً: الأيون المشترك وتأثيره (Common Ion Effect)

التعريف: هو انخفاض درجة تأين حمض ضعيف أو قاعدة ضعيفة عند إضافة ملح يحتوي على أحد الأيونات الناتجة من تأينه (أي الأيون المشترك).

الأثر القاعدي (عند إضافة ملح إلى حمض ضعيف)

المبدأ: إضافة الأيون المشترك (قاعدة مرافقة قوية) تزاح اتزان تأين الحمض نحو اليسار (نحو الحمض غير المتأين).

النتيجة: ينخفض [H₃O⁺] ويزداد الرقم الهيدروجيني pH.

مثال: إضافة ملح CH₃COONa إلى حمض CH₃COOH.

CH₃COONa → CH₃COO⁻ + Na⁺
CH₃COOH + H₂O ⇌ H₃O⁺ + CH₃COO⁻

النتيجة: يقل تأين الحمض، تقل [H₃O⁺]، ويرتفع pH.

أمثلة تطبيقية (فهم وحساب)

مثال فهم: عند إضافة بلورات من ملح أسيتات الصوديوم (CH₃COONa) إلى محلول حمض الخليك (CH₃COOH)، ما التغير الذي يطرأ على قيمة pH المحلول؟

التفسير:

  1. يتفكك الملح CH₃COONa كليًا ويزيد من تركيز أيون الأسيتات (CH₃COO⁻)، وهو الأيون المشترك.
  2. حسب مبدأ لوشاتلييه، يزاح اتزان تأين الحمض الضعيف (CH₃COOH) نحو اليسار (المتفاعلات).
  3. يقل تأين الحمض، وبالتالي يقل تركيز أيونات H₃O⁺.
  4. نتيجة لذلك، ترتفع قيمة pH للمحلول.

مثال حسابي: احسب pH لمحلول حمض الخليك (CH₃COOH) تركيزه 0.1 M، ثم احسب pH لنفس المحلول بعد إضافة أسيتات الصوديوم (CH₃COONa) ليصبح تركيزه 0.1 M. (علماً أن Kₐ = 1.8 x 10⁻⁵).

الحل:

أولاً: قبل إضافة الملح:

Kₐ = x² / 0.1 = 1.8e-5 → x = √(1.8e-6) = 1.34e-3 M, pH = 2.87

ثانياً: بعد إضافة الملح:

1.8e-5 = (x)(0.1)/0.1 → x = 1.8e-5 M, pH = 4.74

النتيجة: ارتفعت قيمة pH من 2.87 إلى 4.74.

الأثر الحمضي (عند إضافة ملح إلى قاعدة ضعيفة)

المبدأ: إضافة الأيون المشترك (حمض مرافق قوي) تزاح اتزان تأين القاعدة نحو اليسار (نحو القاعدة غير المتأينة).

النتيجة: ينخفض [OH⁻] ويقل الرقم الهيدروجيني pH.

مثال: إضافة ملح NH₄Cl إلى قاعدة NH₃.

NH₄Cl → NH₄⁺ + Cl⁻
NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻

النتيجة: يقل تأين القاعدة، تقل [OH⁻]، ويقل pH.

خامساً: المحاليل المنظمة (Buffered Solutions)

التعريف: هي محاليل تقاوم التغير في الرقم الهيدروجيني pH عند إضافة كميات قليلة من حمض قوي أو قاعدة قوية إليها.

مكونات المحلول المنظم

  • منظم حمضي: حمض ضعيف و قاعدته المرافقة (ملحه). مثال: CH₃COOH / CH₃COONa
  • منظم قاعدي: قاعدة ضعيفة و حمضها المرافق (ملحها). مثال: NH₃ / NH₄Cl

شرح آلية العمل:

آلية عمل المنظم الحمضي (مثال: CH₃COOH / CH₃COO⁻):

أ. عند إضافة قاعدة قوية (OH⁻) إلى المنظم الحمضي:

تتفاعل أيونات OH⁻ المضافة مع الحمض الضعيف CH₃COOH لتكون القاعدة المرافقة CH₃COO⁻ وماء.

CH₃COOH + OH⁻ → CH₃COO⁻ + H₂O

ب. عند إضافة حمض قوي (H₃O⁺) إلى المنظم الحمضي:

تتفاعل أيونات H₃O⁺ المضافة مع القاعدة المرافقة CH₃COO⁻ لتكون الحمض الضعيف CH₃COOH وماء.

CH₃COO⁻ + H₃O⁺ → CH₃COOH + H₂O

آلية عمل المنظم القاعدي (مثال: NH₃ / NH₄⁺):

ج. عند إضافة حمض قوي (H₃O⁺) إلى المنظم القاعدي:

تتفاعل أيونات H₃O⁺ المضافة مع القاعدة الضعيفة NH₃ لتكون الحمض المرافق NH₄⁺ وماء.

NH₃ + H₃O⁺ → NH₄⁺ + H₂O

د. عند إضافة قاعدة قوية (OH⁻) إلى المنظم القاعدي:

تتفاعل أيونات OH⁻ المضافة مع الحمض المرافق NH₄⁺ لتكون القاعدة الضعيفة NH₃ وماء.

NH₄⁺ + OH⁻ → NH₃ + H₂O

محاكاة آلية عمل المحلول المنظم

حساب الرقم الهيدروجيني للمحاليل المنظمة

يمكن حساب الرقم الهيدروجيني للمحلول المنظم باستخدام نفس مبادئ اتزان الحموض الضعيفة وجدول ICE، مع الأخذ في الاعتبار التركيز الابتدائي لكل من الحمض الضعيف وقاعدته المرافقة.

مثال حسابي لمنظم حمضي

المسألة: احسب pH لمحلول منظم يتكون من حمض الخليك (CH₃COOH) بتركيز 0.1 M وأسيتات الصوديوم (CH₃COONa) بتركيز 0.1 M. (علماً أن Kₐ = 1.8 x 10⁻⁵).

Kₐ = ([H₃O⁺][CH₃COO⁻]) / [CH₃COOH]

1.8e-5 = (x)(0.1)/0.1 → x = 1.8e-5 M

pH = -log(1.8e-5) = 4.74

مثال إضافي: تأثير إضافة قاعدة قوية على المنظم

المسألة: ما قيمة pH للمحلول المنظم السابق عند إضافة 0.02 مول من NaOH إلى 1 لتر منه؟

CH₃COOH + OH⁻ → CH₃COO⁻ + H₂O

بعد التفاعل: [CH₃COOH] = 0.08 M, [CH₃COO⁻] = 0.12 M

[H₃O⁺] = Kₐ × (0.08/0.12) = 1.8e-5 × 0.667 = 1.2e-5 M

pH = -log(1.2e-5) = 4.92

مثال إضافي: تأثير إضافة حمض قوي على المنظم

المسألة: ما قيمة pH للمحلول المنظم السابق عند إضافة 0.02 مول من HCl إلى 1 لتر منه؟

CH₃COO⁻ + H₃O⁺ → CH₃COOH + H₂O

بعد التفاعل: [CH₃COO⁻] = 0.08 M, [CH₃COOH] = 0.12 M

[H₃O⁺] = Kₐ × (0.12/0.08) = 1.8e-5 × 1.5 = 2.7e-5 M

pH = -log(2.7e-5) = 4.57

تحديات متقدمة

تحدي 1: حسابات المنظم القاعدي المعقدة

المسألة: تم تحضير محلول منظم حجمه 1 لتر يحتوي على 0.25 مول من الأمونيا (NH₃) و 0.40 مول من كلوريد الأمونيوم (NH₄Cl). (علماً أن Kᵦ لـ NH₃ = 1.8 x 10⁻⁵).

  1. احسب الرقم الهيدروجيني (pH) للمحلول المنظم الأولي.
  2. احسب الرقم الهيدروجيني الجديد بعد إضافة 0.05 مول من حمض الهيدروكلوريك (HCl) إلى المحلول المنظم.

الجزء الأول: pH = 14 - pOH, [OH⁻] = Kᵦ × [NH₃]/[NH₄⁺] = 1.8e-5 × 0.25/0.40 = 1.125e-5, pOH = 4.95, pH = 9.05

الجزء الثاني: بعد إضافة HCl: [NH₃] = 0.20 M, [NH₄⁺] = 0.45 M, [OH⁻] = 1.8e-5 × 0.20/0.45 = 8.0e-6, pOH = 5.10, pH = 8.90

تحدي 2: تصميم محلول منظم

المسألة: كيف يمكنك تحضير محلول منظم له رقم هيدروجيني (pH) يساوي 4.74 باستخدام حمض الخليك (CH₃COOH) الذي له Kₐ = 1.8 x 10⁻⁵ وملحه أسيتات الصوديوم (CH₃COONa)؟

عند pH = pKₐ = 4.74، يجب أن تكون [CH₃COO⁻] = [CH₃COOH].

الطريقة: إذابة كميات متساوية بالمول من الحمض والملح في نفس الحجم.

تحدي 3: خلط حمض ضعيف وقاعدة قوية

المسألة: تم خلط 50 mL من حمض الخليك (CH₃COOH) بتركيز 0.2 M مع 20 mL من هيدروكسيد الصوديوم (NaOH) بتركيز 0.2 M. احسب الرقم الهيدروجيني للمحلول الناتج. (Kₐ = 1.8 x 10⁻⁵).

n(HAc) = 0.01 mol, n(NaOH) = 0.004 mol → n(HAc) المتبقي = 0.006 mol, n(Ac⁻) = 0.004 mol

الحجم الكلي = 70 mL → [HAc] = 0.0857 M, [Ac⁻] = 0.0571 M

[H₃O⁺] = 1.8e-5 × (0.0857/0.0571) = 2.7e-5 M, pH = 4.57

تحدي 4: معايرة حمض ضعيف (نقطة منتصف المعايرة)

المسألة: تم خلط 100 mL من حمض الهيدروسيانيك (HCN) بتركيز 0.2 M مع 50 mL من هيدروكسيد الصوديوم (NaOH) بتركيز 0.2 M. احسب الرقم الهيدروجيني للمحلول الناتج. (علماً أن Kₐ لـ HCN = 4.9 x 10⁻¹⁰).

n(HCN) = 0.02 mol, n(NaOH) = 0.01 mol → n(HCN) المتبقي = 0.01 mol, n(CN⁻) = 0.01 mol

عند نقطة منتصف المعايرة: [HCN] = [CN⁻] → [H₃O⁺] = Kₐ → pH = pKₐ = -log(4.9e-10) = 9.31

تحدي 5: تحضير محلول منظم بكتلة

المسألة: ما هي كتلة فلوريد الصوديوم (NaF) اللازم إضافتها إلى 200 mL من محلول حمض الهيدروفلوريك (HF) بتركيز 0.1 M للحصول على محلول منظم رقمه الهيدروجيني (pH) يساوي 3.00؟ (علماً أن Kₐ لـ HF = 6.6 x 10⁻⁴، والكتلة المولية لـ NaF = 42 g/mol).

[H₃O⁺] = 10⁻³ = 0.001 M

Kₐ = [H₃O⁺][F⁻]/[HF] → 6.6e-4 = (0.001)[F⁻]/0.1 → [F⁻] = 0.066 M

n(NaF) = 0.066 × 0.2 = 0.0132 mol, الكتلة = 0.0132 × 42 = 0.554 g

خطة دراسة مقترحة ونصائح

أولاً: نصائح عامة للدراسة

  • افهم، لا تحفظ: هذه الوحدة قائمة على الفهم المنطقي.
  • تأكد من إتقان الأساس: قوة الحموض والقواعد، الأزواج المترافقة، ثابت التأين.
  • ارسم مخططات توضيحية.
  • حل مسائل كثيرة.
مرحباً، مرحبًا بعودتك!
نسيت كلمة السر؟
ليس لديك حساب؟
سجّل الآن