الباب الثالث: الاتزان الكيميائي
الاتزان الأيوني وتأين الماء والأس الهيدروجيني pH وحاصل الإذابة
pH/Ksp — OCR + ph-ion-meter + SVG.
اضغط أي أداة — لتوليد اختبارات وفلاش كارد وملخصات وتجارب من الدرس تفاعلياً
pH/Ksp — OCR + ph-ion-meter + SVG.
- ✓يميز الإلكتروليتات القوية والضعيفة
- ✓يفسر الاتزان الأيوني وقانون Ostwald
- ✓يحسب pH وpOH من Kw
- ✓يطبق Ksp على أملاح شحيحة الذوبان
| اسم الحمض | الصيغة الجزيئية | السم الحرف |
|---|---|---|
| حمض الكبريتوز | H_{2}SO_{3} | 1.7 x 10^{-2} |
| حمض الهيدروفلوريك | HF | 6.7 x 10^{-4} |
| حمض النيتروز | HNO_{2} | 5.1 x 10^{-4} |
| حمض الخليك (الأسيتيك) | CH_{3}COOH | 1.8 x 10^{-5} |
| حمض الكربونيلك | H_{2}CO_{3} | 4.4 x 10^{-7} |
| حمض البوريك | H_{3}BO_{3} | 5.8 x 10^{-10} |
| pOH | pH | [OH⁻] | [H⁺] |
|---|---|---|---|
| ... | ... | ... | |
| ... | ... | | ... |
| ... | 6 | ... | ... |
| 12 | ... | ... | ... |
لماذا يضيء المصباح مع HCl المائي ولا يضيء مع HCl في البنزين؟
HCl تأين تام — لا يتأثر بالتخفيف. CH₃COOH تأين محدود — يزداد التأين بالتخفيف دلالة على وجود جزيئات لم تتأين.
ترتب الأحماض الضعيفة تنازلياً تبعاً لتناقص قوتها بدلالة Ka.
لا يوجد بروتون حر في الماء
بروتون + H₂O → رابطة تنسيقية
Hydrated proton
الاتزان الأيوني: ينشأ في محاليل الإلكتروليتات الضعيفة بين جزيئاتها والأيونات الناتجة. لا يُطبّق قانون فعل الكتلة على الإلكتروليتات القوية (تأين تام).
درجة التفكك α = مولات متفككة / مولات كلية. عند الاتزان: [HA]=(1−α)/V · [H⁺]=[A⁻]=α/V
α صغيرة → (1−α)≈1. بما أن Cₐ = 1/V:
كلما زاد التخفيف (قل التركيز) زادت درجة التفكك — والعكس صحيح.
تخيَّل تفاعلًا انعكاسيًّا تتأيَّن فيه المادة إلى جزأين.
درجة التأيُّن تُشبه النسبة المئوية للمادة التي تأيَّنت.
درجة التأيُّن تُشبه النسبة المئوية للمادة التي تأيَّنت.
وتُعرَّف درجة التأيُّن بأنها النسبة المتأيِّنة من المادة، وعادةً ما يعبَّر عنها في صورة عدد عَشري. وعادةً ما يُشار إلى درجة التأيُّن بالرمز 𝛼 (ألفا).
يوضِّح الجدول الآتي كيف يمكننا تحليل الأنظمة البسيطة التي تناولناها بالفعل. من السهل حساب المقدار غير المتأيِّن من المادة. يمكن تحديد المقدار غير المتأيِّن من المادة من خلال عَدِّ مجموعات كاملة من نواتج التأيُّن. عندما نحسب درجة التأيُّن، من الضروري أن نستخدم المقدار الكلي للمادة (المتأيِّن وغير المتأيِّن) عند إجراء عملية القسمة.
تتراوح درجات التأيُّن دائمًا بين 0 إلى 1. عند إجراء العمليات الحسابية، علينا الانتباه إلى عدم حساب عدد الأجزاء المنفردة. لا بد من قياس عدد وحدات المادة المتأيِّنة فقط، بصرف النظر عن عدد الأجزاء الناتجة من هذا التأيُّن. علينا أن نَعُدَّ مجموعات الأجزاء، وليس الأجزاء نفسها.
إذا زدنا تركيز الحمض الضعيف، فستقل درجة التأيُّن حسب ما ينص عليه قانون أوستفالد للتخفيف:
العامل الوحيد الذي ينتج عنه التأثير العكسي هو «زيادة التخفيف». وهذا من شأنه أن يقلِّل تركيز الحمض الضعيف ويزيد من درجة التأيُّن.
يوضِّح التمثيل البياني الآتي العلاقة بين تركيز حمض الإيثانويك ودرجة تأيُّنه 𝐾 = 1. 7 4 × 1 0 .
يمكننا التركيز على المساحة التي تهمنا هنا: أي أقل من 0.1 M.
يمكننا التركيز على المساحة التي تهمنا هنا: أي أقل من 0.1 M.
نلاحظ هنا أن درجة التأيُّن تظل منخفضة جدًّا إلى أن يقل التركيز عن 0.01 M.
يوضِّح هذا التمثيل البياني كيف يتغيَّر تركيز حمض الإيثانويك المتأيِّن بالنسبة إلى التركيز الكلي.
يتأثر تأيُّن الأحماض بدرجة الحرارة وبغيرها من الظروف؛ ومن ثَمَّ، يمكن أن تتغيَّر قيمتا 𝐾 و 𝛼 لأسباب أخرى بخلاف التغيُّرات في التركيز.
يرمز 𝐾 لثابت تأين القاعدة. ويمكن كتابة التعبير الذي يمثل 𝐾 للبيريدين كما يلي:
في محلول من البيريدين، الماء سائل (وهو المذيب)، ولذا لا نكتبه في الصيغة.
الماء مادة متذبذبة. هذا يعني أن جزيء الماء يمكن أن يتصرَّف باعتباره حمضًا أو قاعدة. وإذا كان الماء يمكنه أن يتصرَّف باعتباره حمضًا أو قاعدة؛ فهذا يعني أن جزيء الماء يمكن أن يخوض تفاعل حمض وقاعدة مع جزيء ماء آخر. في تفاعل الحمض والقاعدة هذا، سيفقد جزيء الماء الحمضي بروتونًا، وسيكتسب جزيء الماء القاعدي بروتونًا.
يُعرف التفاعل الموضح أعلاه بالتأيُّن الذاتي للماء.
أوضحنا من قبل أن المحلول يكون متعادلًا عندما يكون [ H O ] [ O H ] 3 + –، وحمضيًّا عندما يكون [ H O ] > [ O H ] 3 + – وقاعديًّا عندما يكون [ H O ] < [ O H ] 3 + –. لاحظ أن المحاليل الحمضية تكون لها قيم أس هيدروجيني أقل من 7، والمحاليل القاعدية تكون لها قيم أس هيدروجيني أكبر من 7، والمحاليل المتعادلة قيمة الأس الهيدروجيني لها تساوي 7. ويوضح الشكل التالي مقياس الأس الهيدروجيني مع الأحماض والقواعد الشائعة.
مثال ٣: حساب قيمة الأس الهيدروجيني لمحلول بمعلومية تركيز أيونات الهيدرونيوم
إجمالًا، يمكن الربط بين الأس الهيدروجيني، والأس الهيدروكسيلي، و [ H O ] 3 +، و [ O H ] – باستخدام ست معادلات مختلفة. إذا كنا نعلم كمية واحدة من الكميات الأربع، فيمكننا إيجاد الكميات الثلاث الأخرى. يمثل المخطط الأتي العلاقة بين هذه الكميات.
مثال ٥: حساب الأس الهيدروجيني لمحلول بمعلومية تركيز أيونات الهيدروكسيد
أسئلة تطبيقية
٠ / ٦تخفيف CH₃COOH:
pH = 3.5:
pH + pOH =
قانون ___: Ka=α²/V
Kw عند 25°C:
Ksp يُطبّق على: