المولارية والرقم الهيدروجيني للأحماض والقواعد القوية - كتاب الكيمياء - الصف 12 - الفصل 1 - المملكة العربية السعودية

سؤال س: حدد [+H] في دورق HCl و [-OH] في NaOH: حدد $[H^+]$ في دورق HCl و $[OH^-]$ في دورق NaOH.

الإجابة: ج: لأنهما قويان ويتأينان كليًا: - في دورق 0.10 M HCl: $[H^+] = 0.10 M$ - في دورق 0.10 M NaOH: $[OH^-] = 0.10 M$

خطوات الحل:

1. **الخطوة 1 (المعطيات):** لدينا: - دورق حمض الهيدروكلوريك HCl بتركيز 0.10 M. - دورق هيدروكسيد الصوديوم NaOH بتركيز 0.10 M.
2. **الخطوة 2 (المفهوم):** يُصنف HCl كحمض قوي، ويُصنف NaOH كقاعدة قوية. الأحماض والقواعد القوية تتأين (تتفكك) كلياً في الماء إلى أيوناتها.
3. **الخطوة 3 (التطبيق):** - بما أن HCl حمض قوي، فإن كل جزيء منه يعطي أيون هيدروجين (+H). لذلك: $$[H^+] = تركيز \ HCl = 0.10 \ M$$ - وبما أن NaOH قاعدة قوية، فإن كل جزيء منه يعطي أيون هيدروكسيد (-OH). لذلك: $$[OH^-] = تركيز \ NaOH = 0.10 \ M$$
4. **الخطوة 4 (النتيجة):** إذن: - في دورق HCl: **$[H^+] = 0.10 \ M$** - في دورق NaOH: **$[OH^-] = 0.10 \ M$**

سؤال س: لماذا لا تستطيع الحصول على [+H] مباشرة؟: ماذا قرأت؟ اشرح لماذا لا تستطيع أن تحصل على $H^+$ مباشرة من مولارية محلول حمض ضعيف؟

الإجابة: ج: لأن الحمض الضعيف لا يتأين كليًا في الماء بل يتأين جزئيًا ويصل إلى اتزان؛ لذا تعتمد [+H] على قيمة ثابت التأين $K_a$.

خطوات الحل:

1. **الشرح:** الفكرة هنا تتعلق بطبيعة الأحماض الضعيفة. الحمض الضعيف، على عكس الحمض القوي، لا يتأين (يتفكك) كلياً عند ذوبانه في الماء، بل يتأين جزئياً فقط. هذا يعني أن معظم جزيئات الحمض تبقى على حالها في المحلول، بينما يتفكك جزء صغير منها إلى أيونات (+H) وأيونات سالبة. يتوقف هذا التفكك الجزئي عند الوصول إلى حالة الاتزان الكيميائي. ولذلك، فإن تركيز أيونات الهيدروجين الناتجة في المحلول (+H) لا يساوي التركيز المولي الأولي للحامض. لحساب [+H]، نحتاج إلى معرفة ثابت التأين الحمضي $(K_a)$، والذي يحدد مدى قوة الحمض وقدرته على التفكك، ونطبق عليه قانون الاتزان. لذلك لا يمكننا معرفة تركيز [+H] مباشرة من التركيز المولي فقط للحمض الضعيف.

سؤال س: هل تكفي المعلومات لحساب قيمة Ka؟: حساب $K_a$ من الرقم الهيدروجيني $pH$ افترض أنك قمت بقياس قيمة $pH$ لمحلول الحمض الضعيف HF الذي تركيزه 0.100 M فوجدته 3.20 فهل تكفي هذه المعلومات لحساب قيمة $K_a$ للحمض HF؟

الإجابة: ج: نعم؛ نحسب [+H] من $pH$ ثم نستخدم علاقة الاتزان: $K_a = rac{[H^+][F^-]}{[HF]}$ .$(K_a \approx 4.0 imes 10^{-6})$

خطوات الحل:

1. **الخطوة 1 (المعطيات والمطلوب):** لدينا: - حمض ضعيف: HF. - التركيز المولي: $[HF] = 0.100 \ M$. - قيمة الـ pH المقاسة للمحلول: $pH = 3.20$. المطلوب: التحقق مما إذا كانت هذه المعلومات تكفي لحساب ثابت التأين $(K_a)$.
2. **الخطوة 2 (التحويل من pH إلى [+H]):** نعلم أن: $$pH = -\log[H^+]$$ لذا، لحساب تركيز أيون الهيدروجين (+H): $$[H^+] = 10^{-pH}$$ بالتعويض: $$[H^+] = 10^{-3.20}$$ $$[H^+] \approx 6.31 \times 10^{-4} \ M$$
3. **الخطوة 3 (كتابة معادلة الاتزان وتعبير Ka):** معادلة تأين الحمض HF في الماء: $$HF_{(aq)} \rightleftharpoons H^+_{(aq)} + F^-_{(aq)}$$ تعبير ثابت التأين $(K_a)$ هو: $$K_a = \frac{[H^+][F^-]}{[HF]}$$ عند الاتزان: - تركيز [+H] يساوي تركيز [-F]. - تركيز HF المتبقي يساوي التركيز الابتدائي ناقص ما تأين. بالتعويض: $$K_a = \frac{(6.31 \times 10^{-4}) \times (6.31 \times 10^{-4})}{0.100 - (6.31 \times 10^{-4})}$$ نظراً لأن $6.31 \times 10^{-4}$ صغير جداً مقارنة بـ 0.100، يمكن تقريب المقام إلى 0.100.
4. **الخطوة 4 (النتيجة):** إذن: $$K_a \approx \frac{(6.31 \times 10^{-4})^2}{0.100}$$ $$K_a \approx \frac{3.98 \times 10^{-7}}{0.100}$$ $$K_a \approx 3.98 \times 10^{-6}$$ **الخلاصة:** نعم، المعلومات (التركيز المولي وقيمة الـ pH) **تكفي** لحساب قيمة $(K_a)$ للحمض الضعيف.

ما العلاقة بين مولارية الحمض القوي الأحادي البروتون وتركيز أيونات H⁺ في المحلول؟

الإجابة: في الأحماض القوية الأحادية البروتون، يكون تركيز الحمض مساويًا لتركيز أيونات H⁺ في المحلول.

الشرح: بما أن الأحماض القوية تتأين كليًا في المحاليل المائية، فإن كل جزيء من الحمض الأحادي البروتون ينتج أيون H⁺ واحدًا، وبالتالي يكون التركيزان متساويين.

تلميح: تذكر خاصية التأين الكامل للأحماض القوية.

التصنيف: مفهوم جوهري | المستوى: سهل

ما معادلة تأين حمض الهيدروكلوريك القوي (HCl) في الماء؟

الإجابة: HCl(aq) → H⁺(aq) + Cl⁻(aq)

الشرح: يمثل السهم ذو الاتجاه الواحد تفاعلاً كاملاً (غير عكسي) للتأين، وهو خاص بالأحماض والقواعد القوية.

تلميح: تذكر أن الأحماض القوية تتأين كليًا، لذا يستخدم سهم اتجاه واحد.

التصنيف: صيغة/خطوات | المستوى: سهل

ما معادلة تأين هيدروكسيد الصوديوم القوي (NaOH) في الماء؟

الإجابة: NaOH(aq) → Na⁺(aq) + OH⁻(aq)

الشرح: تتفكك القاعدة القوية NaOH تمامًا في الماء إلى أيوناتها المكونة، Na⁺ و OH⁻.

تلميح: تذكر أن القواعد القوية تتأين كليًا لإنتاج أيونات الهيدروكسيد.

التصنيف: صيغة/خطوات | المستوى: سهل

إذا كان تركيز محلول هيدروكسيد الكالسيوم Ca(OH)₂ يساوي 7.5 × 10⁻⁴ M، فما تركيز أيونات OH⁻ فيه؟

الإجابة: 1.5 × 10⁻³ M

الشرح: تركيز أيونات OH⁻ = مولارية المركب × عدد أيونات OH⁻ في الصيغة الواحدة = (7.5 × 10⁻⁴) × 2 = 1.5 × 10⁻³ M.

تلميح: تذكر أن كل وحدة صيغة من Ca(OH)₂ تنتج أيوني هيدروكسيد.

التصنيف: سؤال اختبار | المستوى: متوسط

اشرح لماذا لا يمكن الحصول على [H⁺] مباشرة من مولارية محلول حمض ضعيف؟

الإجابة: لأن الأحماض الضعيفة تتأين جزئيًا فقط في المحلول، ولا يكون كل جزيء من الحمض مصدرًا لأيون H⁺. يجب استخدام ثابت التأين الحمضي Kₐ لتحديد تركيز H⁺.

الشرح: على عكس الأحماض القوية التي تتأين بنسبة 100%، فإن الأحماض الضعيفة تصل إلى حالة اتزان بين الجزيئات غير المتأينة والأيونات، لذا لا يكون تركيز H⁺ مساويًا للمولارية الأصلية.

تلميح: فكر في الفرق الأساسي في سلوك الأحماض القوية والضعيفة عند الذوبان في الماء.

التصنيف: تفكير ناقد | المستوى: متوسط

ما الفرق بين سلوك الحمض القوي والحمض الضعيف في المحلول المائي من حيث التأين؟

الإجابة: الحمض القوي يتأين كليًا (100%) في المحلول المائي، بينما الحمض الضعيف يتأين جزئيًا فقط ويصل إلى حالة اتزان.

الشرح: التأين الكامل يعني أن جميع جزيئات الحمض تتحول إلى أيونات، مما يسمح بحساب [H⁺] مباشرة من المولارية. أما التأين الجزئي فيتطلب استخدام ثابت الاتزان Kₐ.

تلميح: قارن بين اكتمال التفاعل ووجود حالة اتزان.

التصنيف: فرق بين مفهومين | المستوى: متوسط

كيف يمكن حساب تركيز أيون الهيدروجين [H⁺] لمحلول حمض قوي إذا عرفت مولاريته؟

الإجابة: لمحلول حمض قوي أحادي البروتون، يكون تركيز أيون الهيدروجين [H⁺] مساويًا لمولارية الحمض نفسه.

الشرح: بما أن كل جزيء من الحمض القوي الأحادي (مثل HCl) ينتج أيون H⁺ واحدًا عند التأين الكامل، فإن عدد مولات H⁺ يساوي عدد مولات الحمض المذاب في اللتر.

تلميح: تستنتج هذه العلاقة من معادلة التأين الكامل للحمض.

التصنيف: صيغة/خطوات | المستوى: سهل

ما الخطوات العامة لحساب ثابت التأين الحمضي Kₐ من قيمة الـ pH لمحلول حمض ضعيف؟

الإجابة: 1. حساب [H⁺] من قيمة pH باستخدام العلاقة [H⁺] = 10^(-pH). 2. افتراض أن [H⁺] = [A⁻] (للحمض الضعيف HA). 3. حساب [HA] عند الاتزان = التركيز الابتدائي - [H⁺]. 4. التعويض في قانون Kₐ = [H⁺][A⁻] / [HA].

الشرح: توضح هذه الخطوات كيفية الاستفادة من القياس التجريبي (pH) لحساب ثابت الاتزان النظري (Kₐ) للحمض الضعيف.

تلميح: ابدأ بتحويل الـ pH إلى تركيز، ثم استخدم افتراضات الاتزان للحمض الضعيف.

التصنيف: صيغة/خطوات | المستوى: صعب

في مثال حساب Kₐ لحمض HF، إذا كان التركيز الابتدائي 0.100 M و [H⁺] عند الاتزان معروفًا، فكيف تحسب [HF] المتبقي عند الاتزان؟

الإجابة: [HF] عند الاتزان = التركيز الابتدائي للحمض - [H⁺]

الشرح: يمثل [H⁺] عند الاتزان كمية الحمض التي تأينت. وبطرح هذه الكمية من الكمية الأصلية، نحصل على كمية الحمض غير المتأين المتبقية في المحلول.

تلميح: افترض أن كل أيون H⁺ ناتج من تأين جزيء واحد من HF.

التصنيف: صيغة/خطوات | المستوى: متوسط