الدرس الثاني: الرَّقْم الهيدروجيني (pH) ومحاليل الحموض والقواعد القوية

الدرس الثاني: الرَّقْم الهيدروجيني (pH) ومحاليل الحموض والقواعد القوية

تعلم مفاهيم التأين الذاتي للماء، ثابت التأين، الحموض والقواعد القوية، ومقاييس pH و pOH، بالإضافة إلى تطبيقات المعايرة والكواشف.

١. التأيُّن الذاتي للماء (Autoionization of Water)

الماء النقي موصل ضعيف جدًا للكهرباء لأنه يتأيّن ذاتيًا بدرجة بسيطة جداً، حيث يسلك جزيء ماء سلوك الحمض والآخر سلوك القاعدة.

معادلة التأيُّن الذاتي للماء:

2H₂O(l) ⇌ H₃O+(aq) + OH–(aq)

محاكاة التأين الذاتي للماء

H₂O H₃O⁺ OH⁻

لاحظ كيف يتفكك عدد قليل جدًا من جزيئات الماء إلى أيونات ثم يعود ليتحد مرة أخرى، مما يوضح حالة الاتزان الديناميكي.

عند درجة حرارة 25°C، يكون تركيز أيونات H₃O⁺ و OH⁻ متساوياً وقيمته صغيرة جداً:

[H₃O⁺] = [OH⁻] = 1 × 10-7 M

٢. ثابت تأيُّن الماء (K_w) وتصنيف المحاليل

هو ثابت الاتزان لتفاعل التأين الذاتي للماء، ويُعطى بالعلاقة:

Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10-14 (عند 25°C)

هذه العلاقة مهمة جداً لأنها تتيح لنا حساب تركيز أحد الأيونين إذا عُرف الآخر في أي محلول مائي.

تصنيف المحاليل بناءً على تركيز الأيونات:

  • المحلول الحمضي: [H₃O⁺] > [OH⁻]
  • المحلول القاعدي: [H₃O⁺] < [OH⁻]
  • المحلول المتعادل: [H₃O⁺] = [OH⁻] = 1 × 10-7 M
أمثلة على استخدام Kw

مثال 1: إذا كان [H₃O⁺] = 1 × 10⁻⁴ M في محلول حمضي، فما هو [OH⁻]؟

الحل:

[OH⁻] = Kw / [H₃O⁺]

[OH⁻] = (1 × 10-14) / (1 × 10-4) = 1 × 10-10 M

بما أن [H₃O⁺] > [OH⁻]، فالمحلول حمضي.

مثال 2: إذا كان [OH⁻] = 1 × 10⁻³ M في محلول قاعدي، فما هو [H₃O⁺]؟

الحل:

[H₃O⁺] = Kw / [OH⁻]

[H₃O⁺] = (1 × 10-14) / (1 × 10-3) = 1 × 10-11 M

بما أن [OH⁻] > [H₃O⁺]، فالمحلول قاعدي.

٣. محاليل الحموض القوية والقواعد القوية

الحموض والقواعد القوية هي التي تتأين بشكل كامل (100%) في المحلول المائي. هذا يعني أن كل جزيء من الحمض أو القاعدة يتفكك ليعطي أيونات. ونتيجة لذلك، يمكن حساب تركيز أيونات H₃O⁺ أو OH⁻ مباشرة من التركيز الابتدائي للمحلول.

التفاعل العام للحمض القوي:

يتفاعل الحمض القوي (HA) مع الماء لإنتاج أيون الهيدرونيوم (H₃O⁺) بشكل كامل. السهم الواحد (→) يدل على تفاعل تام وغير عكسي.

HA(aq) + H₂O(l) → H₃O⁺(aq) + A⁻(aq)

التفاعل العام للقاعدة القوية:

تتفكك القاعدة القوية (BOH) في الماء لإنتاج أيون الهيدروكسيد (OH⁻) بشكل كامل.

BOH(aq) → B⁺(aq) + OH⁻(aq)

قواعد الحساب:

  1. حساب تركيز H₃O⁺ في حمض قوي:
    [H₃O⁺] = [الحمض القوي]
  2. حساب تركيز OH⁻ في قاعدة قوية:
    [OH⁻] = [القاعدة القوية] × n

    حيث n هو عدد أيونات OH⁻ في الصيغة الكيميائية للقاعدة. (مثلاً، n=1 لـ NaOH و n=2 لـ Ca(OH)₂)

أمثلة تطبيقية

مثال 1: احسب تركيز H₃O⁺ في محلول من حمض النيتريك (HNO₃) تركيزه 0.05 M.

الحل:

بما أن HNO₃ حمض قوي، فإنه يتأين كلياً.

[H₃O⁺] = [HNO₃] = 0.05 M

مثال 2: احسب تركيز OH⁻ في محلول هيدروكسيد الباريوم (Ba(OH)₂) تركيزه 0.01 M.

الحل:

كل وحدة من Ba(OH)₂ تعطي أيونين OH⁻ عند تفككها.

[OH⁻] = [Ba(OH)₂] × 2

[OH⁻] = 0.01 M × 2 = 0.02 M

أمثلة على الحموض القوية (يجب حفظها)

  • HCl (هيدروكلوريك)
  • HBr (هيدروبروميك)
  • HI (هيدرويوديك)
  • HNO₃ (نيتريك)
  • HClO₄ (بيركلوريك)
  • H₂SO₄ (كبريتيك – البروتون الأول)

أمثلة على القواعد القوية (يجب حفظها)

  • NaOH (هيدروكسيد الصوديوم)
  • KOH (هيدروكسيد البوتاسيوم)
  • LiOH (هيدروكسيد الليثيوم)
  • Ca(OH)₂ (هيدروكسيد الكالسيوم)
  • Ba(OH)₂ (هيدروكسيد الباريوم)

٤. الرقم الهيدروجيني (pH) والرقم الهيدروكسيدي (pOH)

لتبسيط التعامل مع التراكيز الصغيرة، تم تعريف هذين المقياسين:

1. الرقم الهيدروجيني (pH)

هو مقياس لوغاريتمي سالب لتركيز أيونات الهيدرونيوم [H₃O⁺].

pH = -log[H₃O⁺]

كلما قلت قيمة الـ pH، زادت حموضة المحلول.

2. الرقم الهيدروكسيدي (pOH)

هو مقياس لوغاريتمي سالب لتركيز أيونات الهيدروكسيد [OH⁻].

pOH = -log[OH⁻]

كلما قلت قيمة الـ pOH، زادت قاعدية المحلول.

3. العلاقة بين pH و pOH

pH + pOH = 14

محاكاة العلاقة بين pH و pOH

pH
pOH
0 (حمضي) 7 (متعادل) 14 (قاعدي)

pH

7.0

النوع

متعادل

pOH

7.0

حرك المؤشر ولاحظ كيف أن مجموع قيمتي pH و pOH يساوي دائمًا 14.

العلاقات العكسية: حساب التركيز

يمكن أيضاً حساب تراكيز الأيونات إذا كانت قيم pH أو pOH معروفة:

إيجاد [H₃O⁺] من الـ pH

[H₃O⁺] = 10-pH

إيجاد [OH⁻] من الـ pOH

[OH⁻] = 10-pOH
أمثلة حسابية:

مثال 1: احسب قيمة الـ pH لمحلول حمضي تركيز [H₃O⁺] فيه يساوي 1 × 10⁻³ M.

pH = -log(1 × 10⁻³) = 3

بما أن pH < 7، فالمحلول حمضي.

مثال 2: ما هو تركيز أيون الهيدرونيوم [H₃O⁺] في محلول قيمة الـ pH له تساوي 4.5؟

[H₃O⁺] = 10-pH = 10-4.5 ≈ 3.16 × 10⁻⁵ M

٥. المعايرة (Titration)

المعايرة هي تقنية مختبرية شائعة تستخدم لتحديد تركيز محلول مجهول عن طريق تفاعله مع محلول آخر معلوم التركيز بدقة.

نقطة التكافؤ (Equivalence Point): هي النقطة التي تكون فيها كمية المحلول القياسي المضافة مساوية تماماً لكمية المحلول المجهول اللازمة للتفاعل بشكل كامل.

الكاشف (Indicator): مادة كيميائية يتغير لونها عند نقطة معينة من الـ pH.

نقطة النهاية (End Point): هي النقطة التي يتغير عندها لون الكاشف، مشيراً إلى اكتمال التفاعل.

محاكاة معايرة حمض قوي مع قاعدة قوية

01020304050

الحجم المضاف

0.0 mL

pH المحلول

1.00

حسابات المعايرة

عند نقطة التكافؤ، يكون عدد مولات الحمض المتفاعلة مساوياً تماماً لعدد مولات القاعدة المضافة:

(M × V)للحمض = (M × V)للقاعدة

حيث M هو التركيز المولي (مول/لتر) و V هو الحجم (باللتر).

أمثلة تطبيقية على المعايرة:

مثال 1: إذا لزم 30.0 mL من محلول هيدروكسيد الصوديوم (NaOH) تركيزه 0.20 M لمعايرة 20.0 mL من محلول حمض الهيدروكلوريك (HCl)، فما هو تركيز محلول HCl؟

Macid = (Mbase × Vbase) / Vacid

Macid = (0.20 M × 0.030 L) / 0.020 L = 0.30 M

٦. الكواشف (Indicators)

الكواشف هي أحماض أو قواعد عضوية ضعيفة يتغير لونها مع تغير الرقم الهيدروجيني (pH) للمحلول.

HIn(aq) + H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + In⁻(aq)
(اللون أ)(اللون ب)
اسم الكاشف اللون في الوسط الحمضي اللون في الوسط القاعدي المدى التقريبي (pH)
البنفسجي الميثيليأصفرأزرق0.0 – 2.0
الميثيل البرتقاليأحمرأصفر2.9 – 4.0
الميثيل الأحمرأحمرأصفر4.2 – 6.3
البروموثيمول الأزرقأصفرأزرق6.0 – 7.6
الفينول الأحمرأصفرأحمر6.6 – 8.0
الفينولفثالينعديم اللونزهري8.2 – 10.0
الأنديجر ثنائي الفوسفاتأزرقأصفر11.5 – 14.0

٧. ملخص سريع:

  • pH < 7: محلول حمضي.
  • pH = 7: محلول متعادل.
  • pH > 7: محلول قاعدي.
  • كلما قلَّ pH، زادت حموضة المحلول.
  • العلاقة بين pH و pOH: pH + pOH = 14.
  • في المحاليل القوية، التركيز يُساوي تركيز أيونات H₃O⁺ أو OH⁻ مباشرة.
مرحباً، مرحبًا بعودتك!
نسيت كلمة السر؟
ليس لديك حساب؟
سجّل الآن