Kw ومبدأ لوتشاتلييه - كتاب الكيمياء - الصف 12 - الفصل 1 - المملكة العربية السعودية

سؤال ماذا قرأت؟: ماذا قرأت؟ اشرح لماذا لا يتغير Kw عند زيادة تركيز أيونات الهيدروجين؟

الإجابة: س: ماذا قرأت؟ لماذا لا يتغير Kw؟ يعتمد Kw على درجة الحرارة فقط. عند إضافة $H^+$ يختل الاتزان ويقل $[-OH]$ ليبقى حاصل الضرب ثابتاً.

خطوات الحل:

1. **الشرح:** لنفهم هذا السؤال، علينا أن نتذكر أن **ثابت التأين الذاتي للماء Kw** هو حاصل ضرب تركيز أيونات الهيدروجين والهيدروكسيد في الماء: $Kw = [H^+][OH^-]$. القاعدة المهمة هي أن قيمة Kw **تعتمد فقط على درجة الحرارة** وليس على تركيز أيون معين في المحلول. هذا يعني أنه إذا أضفنا أيونات هيدروجين (أي حمضاً) إلى الماء، يختل الاتزان لثانية واحدة. لكن لأن Kw يجب أن يبقى ثابتاً، فإن زيادة تركيز $[H^+]$ ستؤدي بالضرورة إلى انخفاض في تركيز $[OH^-]$ حتى يعود حاصل الضرب $[H^+] × [OH^-]$ إلى القيمة الأصلية لـ Kw. إذن، Kw لا يتغير لأنه تم تعديل التركيز الآخر لإبقاء حاصل الضرب ثابتاً. لذلك الإجابة هي: **لأن Kw ثابت يعتمد على درجة الحرارة فقط، وأي تغيير في $[H^+]$ يقابله تغيير معاكس في $[OH^-]$ لإبقاء حاصل الضرب ثابتاً.**

سؤال 21: 21. فيما يأتي قيم تراكيز $H^+$ و $OH^-$ لأربعة محاليل مائية عند درجة حرارة 298 K. احسب $[H^+]$ أو $[OH^-]$ لكل محلول، ثم حدد ما إذا كان المحلول حمضياً، أم قاعدياً، أم متعادلاً. a. $[H^+] = 1.0 \times 10^{-13} M$ b. $[OH^-] = 1.0 \times 10^{-7} M$ c. $[OH^-] = 1.0 \times 10^{-3} M$ d. $[H^+] = 4.0 \times 10^{-5} M$

الإجابة: س 21 a: $[OH^-] = 1.0 \times 10^{-1} M$ النوع: قاعدي س 21 b: $[H^+] = 1.0 \times 10^{-7} M$ النوع: متعادل س 21 c: $[H^+] = 1.0 \times 10^{-11} M$ النوع: قاعدي س 21 d: $[OH^-] = 2.5 \times 10^{-10} M$ النوع: حمضي

خطوات الحل:

1. **الخطوة 1 (المفهوم والقانون الأساسي):** عند درجة حرارة 298 كلفن (25°C)، يكون حاصل ضرب تركيز أيونات الهيدروجين والهيدروكسيد في الماء ثابتاً. وهذا يسمى ثابت التأين الذاتي للماء ($K_w$). القانون هو: $$K_w = [H^+] \times [OH^-] = 1.0 \times 10^{-14}$$ **قاعدة تحديد طبيعة المحلول:** - إذا كان $[H^+] = [OH^-] = 1.0 \times 10^{-7}$ M ← **محلول متعادل** - إذا كان $[H^+] > 1.0 \times 10^{-7}$ M ← **محلول حمضي** - إذا كان $[H^+] < 1.0 \times 10^{-7}$ M ← **محلول قاعدي** سنطبق هذا على كل جزء.
2. **الخطوة 2 (الحل لكل جزء):** **أ. المعطى: $[H^+] = 1.0 \times 10^{-13}$ M** 1. نحسب $[OH^-]$ باستخدام القانون: $$[OH^-] = \frac{K_w}{[H^+]} = \frac{1.0 \times 10^{-14}}{1.0 \times 10^{-13}} = 1.0 \times 10^{-1} \text{ M}$$ 2. نحدد النوع: بما أن $[H^+] = 10^{-13}$ M (أقل من $10^{-7}$ M)، فهو **محلول قاعدي**. **ب. المعطى: $[OH^-] = 1.0 \times 10^{-7}$ M** 1. نحسب $[H^+]$: $$[H^+] = \frac{K_w}{[OH^-]} = \frac{1.0 \times 10^{-14}}{1.0 \times 10^{-7}} = 1.0 \times 10^{-7} \text{ M}$$ 2. نحدد النوع: بما أن $[H^+] = [OH^-] = 10^{-7}$ M، فهو **محلول متعادل**. **ج. المعطى: $[OH^-] = 1.0 \times 10^{-3}$ M** 1. نحسب $[H^+]$: $$[H^+] = \frac{K_w}{[OH^-]} = \frac{1.0 \times 10^{-14}}{1.0 \times 10^{-3}} = 1.0 \times 10^{-11} \text{ M}$$ 2. نحدد النوع: بما أن $[H^+] = 10^{-11}$ M (أقل من $10^{-7}$ M)، فهو **محلول قاعدي**. **د. المعطى: $[H^+] = 4.0 \times 10^{-5}$ M** 1. نحسب $[OH^-]$: $$[OH^-] = \frac{K_w}{[H^+]} = \frac{1.0 \times 10^{-14}}{4.0 \times 10^{-5}} = 2.5 \times 10^{-10} \text{ M}$$ 2. نحدد النوع: بما أن $[H^+] = 4.0 \times 10^{-5}$ M (أكبر من $10^{-7}$ M)، فهو **محلول حمضي**.

سؤال 22: 22. تحفيز احسب عدد أيونات $H^+$ وعدد أيونات $OH^-$ في 300 mL من الماء النقي عند درجة حرارة 298 K.

الإجابة: س 22: حساب الأيونات $nH^+ = 3.0 \times 10^{-8} mol$ عدد $H^+$ أيون $\approx 1.8 \times 10^{16}$ عدد $OH^-$ أيون $\approx 1.8 \times 10^{16}$

خطوات الحل:

1. **الخطوة 1 (المعطيات والمبدأ الأساسي):** لدينا: - حجم الماء النقي: 300 mL = 0.300 L - درجة الحرارة: 298 K في الماء النقي عند هذه الدرجة: $$[H^+] = [OH^-] = 1.0 \times 10^{-7} \text{ M}$$ وهذا يعني أن التركيز المولي لكل نوع هو $1.0 \times 10^{-7}$ مول في كل لتر من الماء.
2. **الخطوة 2 (حساب عدد مولات أيونات H+ في الحجم المطلوب):** عدد المولات = التركيز × الحجم باللتر. $$n_{H^+} = [H^+] \times V = (1.0 \times 10^{-7} \text{ mol/L}) \times (0.300 \text{ L})$$ $$n_{H^+} = 3.0 \times 10^{-8} \text{ mol}$$
3. **الخطوة 3 (حساب عدد أيونات H+ باستخدام عدد أفوجادرو):** عدد أفوجادرو ($N_A$) ≈ $6.02 \times 10^{23}$ جسيم/مول. عدد الأيونات = عدد المولات × عدد أفوجادرو. $$N_{H^+} = (3.0 \times 10^{-8}) \times (6.02 \times 10^{23})$$ $$N_{H^+} \approx 1.806 \times 10^{16} \text{ أيون}$$
4. **الخطوة 4 (حساب عدد أيونات OH-):** لأن الماء نقي، فإن عدد أيونات $OH^-$ يساوي تماماً عدد أيونات $H^+$. $$N_{OH^-} = N_{H^+} \approx 1.8 \times 10^{16} \text{ أيون}$$ إذن الإجابة النهائية هي: - عدد أيونات $H^+$ ≈ **$1.8 \times 10^{16}$ أيون** - عدد أيونات $OH^-$ ≈ **$1.8 \times 10^{16}$ أيون**

ما هو قانون ثابت تأين الماء (Kw) عند درجة حرارة 298 كلفن؟

الإجابة: حاصل ضرب تركيز أيونات الهيدروجين [H⁺] وتركيز أيونات الهيدروكسيد [OH⁻] يساوي 1.0 × 10⁻¹⁴ (Kw = 1.0 × 10⁻¹⁴).

الشرح: هذا القانون يوضح العلاقة الثابتة بين تركيز أيونات H⁺ و OH⁻ في المحاليل المائية عند درجة حرارة ثابتة (298K)، وهو أساس تحديد حموضة أو قاعدية المحلول.

تلميح: فكر في العلاقة العكسية بين تركيز أيونين في الماء النقي عند درجة حرارة محددة.

التصنيف: صيغة/خطوات | المستوى: سهل

اشرح لماذا لا يتغير ثابت تأين الماء (Kw) عند زيادة تركيز أيونات الهيدروجين [H⁺] في محلول مائي؟

الإجابة: لأن إضافة أيونات H⁺ تسبب اضطراباً في حالة الاتزان، فيعمل النظام (وفق مبدأ لوتشاتلييه) على التقليل من تأثير هذه الزيادة، حيث تتفاعل أيونات H⁺ المضافة مع أيونات OH⁻ لتكوين جزيئات الماء، مما يقلل تركيز OH⁻، ويبقى حاصل ضربهما [H⁺][OH⁻] ثابتاً (يساوي Kw).

الشرح: مبدأ لوتشاتلييه يفسر استجابة النظام للاضطراب. عند إضافة H⁺، يتحول الاتزان نحو تكوين الماء، مما يستهلك جزءاً من OH⁻، وبالتالي يحافظ على ثبات قيمة Kw.

تلميح: تذكر أن النظام يحاول مقاومة التغيير للحفاظ على حالة الاتزان.

التصنيف: تفكير ناقد | المستوى: متوسط

ما العلاقة بين تركيز أيونات الهيدروجين [H⁺] وتركيز أيونات الهيدروكسيد [OH⁻] في محلول مائي عند درجة حرارة ثابتة؟

الإجابة: العلاقة عكسية. إذا زاد تركيز أيونات H⁺ نقص تركيز أيونات OH⁻، والعكس صحيح، وذلك لأن حاصل ضربهما ([H⁺][OH⁻]) ثابت ويساوي Kw.

الشرح: هذه العلاقة العكسية تنبع مباشرة من قانون ثابت تأين الماء (Kw = [H⁺][OH⁻])، وهو ثابت عند درجة حرارة معينة.

تلميح: فكر في قانون رياضي يربط بين كميتين حاصل ضربهما ثابت.

التصنيف: مفهوم جوهري | المستوى: سهل

إذا كان تركيز أيون H⁺ في عينة قهوة يساوي 1.0 × 10⁻⁵ M عند 298K، فما تركيز أيون OH⁻؟ وهل المحلول حمضي أم قاعدي أم متعادل؟

الإجابة: تركيز OH⁻ = Kw / [H⁺] = (1.0 × 10⁻¹⁴) / (1.0 × 10⁻⁵) = 1.0 × 10⁻⁹ M. المحلول حمضي لأن [H⁺] > [OH⁻].

الشرح: باستخدام قانون ثابت تأين الماء، نحسب [OH⁻]. بما أن [H⁺] = 10⁻⁵ وهي أكبر من 10⁻⁷ (تركيز H⁺ في الماء المتعادل)، فإن المحلول حمضي.

تلميح: استخدم القانون Kw = [H⁺][OH⁻] وأعد ترتيبه لإيجاد المجهول. قارن بين التركيزين لتحديد طبيعة المحلول.

التصنيف: سؤال اختبار | المستوى: متوسط

ما الخطوات المتبعة لحساب تركيز أيون الهيدروكسيد [OH⁻] إذا علم تركيز أيون الهيدروجين [H⁺]؟

الإجابة: 1. كتابة قانون ثابت تأين الماء: Kw = [H⁺][OH⁻]. 2. إعادة ترتيب القانون لإيجاد [OH⁻]: [OH⁻] = Kw / [H⁺]. 3. تعويض قيمة Kw (1.0 × 10⁻¹⁴ عند 298K) وقيمة [H⁺] المعطاة. 4. إجراء عملية القسمة للحصول على [OH⁻].

الشرح: هذه خطوات منهجية لحل أي مسألة من هذا النوع، وتطبق نفس الطريقة لحساب [H⁺] إذا علم [OH⁻].

تلميح: ابدأ بالصيغة العامة للقانون، ثم اعزل المتغير المطلوب.

التصنيف: صيغة/خطوات | المستوى: سهل

كيف تحدد إذا كان محلول مائي حمضياً، قاعدياً، أو متعادلاً بمقارنة تركيزي [H⁺] و [OH⁻]؟

الإجابة: • إذا كان [H⁺] > [OH⁻] → المحلول حمضي. • إذا كان [H⁺] < [OH⁻] → المحلول قاعدي. • إذا كان [H⁺] = [OH⁻] → المحلول متعادل (كما في الماء النقي حيث كل منهما يساوي 1.0 × 10⁻⁷ M عند 298K).

الشرح: طبيعة المحلول (حمضي/قاعدي/متعادل) تتحدد من خلال أيهما له التركيز الأعلى: أيونات H⁺ أم أيونات OH⁻.

تلميح: قارن بين القيمتين. تذكر القيمة المرجعية للماء المتعادل.

التصنيف: مفهوم جوهري | المستوى: سهل

ما هي الصيغة الرياضية المستخدمة لحساب تركيز أيون الهيدروكسيد [OH⁻] إذا عُرف تركيز أيون الهيدروجين [H⁺] وثابت تأين الماء Kw؟

الإجابة: [OH⁻] = Kw / [H⁺]

الشرح: بما أن Kw = [H⁺][OH⁻]، يمكن إيجاد [OH⁻] بقسمة قيمة Kw على قيمة [H⁺] المعروفة.

تلميح: هذه هي نتيجة إعادة ترتيب قانون ثابت تأين الماء الأساسي.

التصنيف: صيغة/خطوات | المستوى: سهل

ما هو قانون ثابت تأين الماء (Kw) عند درجة حرارة 298 كلفن؟

الإجابة: حاصل ضرب تركيز أيونات الهيدروجين [H⁺] وتركيز أيونات الهيدروكسيد [OH⁻] يساوي 1.0 × 10⁻¹⁴.

الشرح: هذا ثابت توازن تفاعل تأين الماء، وهو قيمة ثابتة عند درجة حرارة معينة (298 كلفن) وتوضح العلاقة العكسية بين تركيزي H⁺ و OH⁻ في المحلول المائي.

تلميح: فكر في العلاقة الثابتة بين تركيزي الأيونين الرئيسيين في الماء.

التصنيف: صيغة/خطوات | المستوى: سهل

وفقاً لمبدأ لوتشاتلييه، ماذا يحدث عند إضافة أيونات هيدروجين (H⁺) إلى الماء النقي في حالة اتزان؟

الإجابة: يحدث اضطراب في حالة الاتزان، فيعمل النظام على التقليل من تأثير هذه الزيادة في التركيز، حيث تتفاعل أيونات H⁺ المضافة مع أيونات OH⁻ الموجودة لتكوين المزيد من جزيئات الماء، مما يؤدي إلى نقصان تركيز أيونات OH⁻.

الشرح: يشرح مبدأ لوتشاتلييه كيف يستجيب نظام في حالة اتزان كيميائي للإجهاد الواقع عليه (مثل تغيير التركيز). الإضافة تدفع التفاعل في الاتجاه الذي يستهلك المادة المضافة.

تلميح: تذكر أن النظام يحاول مقاومة التغيير لاستعادة حالة الاتزان.

التصنيف: مفهوم جوهري | المستوى: متوسط

ما العلاقة بين تركيز أيونات الهيدروجين [H⁺] وتركيز أيونات الهيدروكسيد [OH⁻] في محلول مائي عند درجة حرارة ثابتة؟

الإجابة: العلاقة عكسية. إذا زاد تركيز أيونات H⁺ نقص تركيز أيونات OH⁻، والعكس صحيح.

الشرح: نظراً لأن حاصل ضربهما (Kw) ثابت عند درجة حرارة معينة، فإن أي زيادة في أحدهما تستلزم بالضرورة نقصاناً في الآخر للحفاظ على قيمة الثابت.

تلميح: انظر إلى قانون ثابت تأين الماء (Kw). إذا كان حاصل الضرب ثابتاً، ماذا يحدث لأحد العاملين إذا تغير الآخر؟

التصنيف: مفهوم جوهري | المستوى: سهل

إذا كان تركيز أيون H⁺ في عينة قهوة يساوي 1.0 × 10⁻⁵ M عند 298 K، فما تركيز أيون OH⁻؟ وهل المحلول حمضي أم قاعدي أم متعادل؟

الإجابة: تركيز OH⁻ = Kw / [H⁺] = (1.0 × 10⁻¹⁴) / (1.0 × 10⁻⁵) = 1.0 × 10⁻⁹ M. المحلول حمضي لأن [H⁺] > [OH⁻].

الشرح: يتم حساب [OH⁻] بإعادة ترتيب قانون ثابت التأين. المحلول يكون حمضياً عندما يكون تركيز أيونات الهيدروجين أكبر من تركيز أيونات الهيدروكسيد (وأكبر من 1.0 × 10⁻⁷ M).

تلميح: استخدم قانون Kw = [H⁺][OH⁻]. قارن قيمة [H⁺] المعطاة بقيمة [H⁺] في الماء المتعادل (1.0 × 10⁻⁷ M).

التصنيف: سؤال اختبار | المستوى: متوسط

اشرح لماذا لا يتغير قيمة ثابت تأين الماء (Kw) عند زيادة تركيز أيونات الهيدروجين في الماء النقي؟

الإجابة: لأن Kw هو ثابت توازن يعتمد فقط على درجة الحرارة. عند إضافة H⁺، يطبق مبدأ لوتشاتلييه؛ يتفاعل جزء من H⁺ المضافة مع OH⁻ ليتكون ماء، مما يقلل [OH⁻] ويحافظ على حاصل الضرب [H⁺][OH⁻] مساوياً للقيمة الثابتة Kw.

الشرح: ثوابت الاتزان (مثل Kw) لا تتغير بتغير التركيزات؛ فهي تمثل النسبة بين تراكيز النواتج والمواد المتفاعلة عند الاتزان. تغيير التركيز يزيح موضع الاتزان ولكن لا يغير قيمة الثابت نفسه.

تلميح: تذكر أن Kw ثابت عند درجة حرارة ثابتة. فكر في كيفية استجابة النظام (مبدأ لوتشاتلييه) للحفاظ على هذه القيمة الثابتة.

التصنيف: تفكير ناقد | المستوى: صعب

كيف تحدد إذا كان المحلول المائي حمضياً أو قاعدياً أو متعادلاً بمجرد معرفة تركيز أيون الهيدروجين [H⁺]؟

الإجابة: بالمقارنة مع تركيز [H⁺] في الماء المتعادل عند نفس درجة الحرارة (عادة 1.0 × 10⁻⁷ M عند 298 K). إذا كان [H⁺] > 10⁻⁷ M يكون المحلول حمضياً، وإذا كان [H⁺] < 10⁻⁷ M يكون قاعدياً، وإذا كان [H⁺] = 10⁻⁷ M يكون متعادلاً.

الشرح: تعريف الحموضة والقلوية (القاعدية) مرتبط بتركيز أيون الهيدروجين بالنسبة لحالة التعادل في الماء النقي.

تلميح: ما هو تركيز [H⁺] في حالة التعادل؟ استخدم هذه القيمة كنقطة مرجعية.

التصنيف: مفهوم جوهري | المستوى: سهل

ما هي قيمة ثابت تأين الماء Kw عند درجة حرارة 298 كلفن؟

الإجابة: 1.0 × 10⁻¹⁴

الشرح: هذه قيمة تجريبية ثابتة لثابت توازن تفاعل تأين الماء (H₂O ⇌ H⁺ + OH⁻) عند درجة حرارة الغرفة القياسية (25°C أو 298 K).

تلميح: هذا الرقم يمثل حاصل ضرب تركيزي أيوني الماء عند الاتزان.

التصنيف: رقم/تاريخ | المستوى: سهل