التقويم 3-2 - كتاب الكيمياء - الصف 12 - الفصل 1 - المملكة العربية السعودية

سؤال 34: الفكرة الرئيسة اشرح لماذا تكون قيمة pH للمحلول الحمضي دائمًا أصغر من قيمة pOH للمحلول نفسه؟ وهل يمكنك تحديد قيمة pH لمحلول ما إذا علمت قيمة pOH للمحلول نفسه؟

الإجابة: لأن المحلول الحمضي يعني أن [H+] > [OH-]، وبما أن pH + pOH = 14 فإن pH تقل كلما زاد [H+] ويقل pOH < pH. نعم، يمكن تحديد قيمة pH للمحلول إذا علمت قيمة pOH للمحلول نفسه؛ لأن pH = 14 - pOH.

خطوات الحل:

1. **الخطوة 1 (المفهوم):** نتذكر أن المحلول الحمضي يتميز بتركيز أيونات الهيدروجين [H⁺] أكبر من تركيز أيونات الهيدروكسيد [OH⁻] فيه.
2. **الخطوة 2 (العلاقة):** هناك علاقة رياضية تربط بين pH و pOH في أي محلول مائي عند درجة حرارة 25°س، وهي: $$pH + pOH = 14$$
3. **الخطوة 3 (النتيجة):** في المحلول الحمضي، لأن [H⁺] عالية، فإن قيمة pH تكون منخفضة (حيث $pH = -\log[H^+]$). وبما أن المجموع ثابت (14)، فإذا كانت pH منخفضة، فلا بد أن تكون pOH عالية (لأن 14 - pH = pOH). لذلك، قيمة pH للمحلول الحمضي تكون دائماً **أصغر من** قيمة pOH لنفس المحلول. وبما أن العلاقة بينهما مباشرة (pH = 14 - pOH)، فـ **نعم** يمكننا تحديد قيمة pH إذا علمنا قيمة pOH للمحلول نفسه، وذلك بالتعويض في العلاقة أعلاه.

سؤال 35: صف كيف يمكنك تحديد قيمة Kw في المحاليل المائية.

الإجابة: يمكن تحديد قيمة Kw في المحاليل المائية من خلال قياس [H+] و [OH-] في المحلول عند 25°C، حيث Kw = [H+] [OH-] = 1.0 × 10⁻¹⁴.

خطوات الحل:

1. **الخطوة 1 (المفهوم):** ثابت تأين الماء (K_w) هو حاصل ضرب تركيزي أيوني الهيدروجين والهيدروكسيد في الماء أو المحلول المائي عند درجة حرارة معينة.
2. **الخطوة 2 (الطريقة):** يمكن تحديد قيمة K_w عملياً من خلال: 1. قياس تركيز أيون الهيدروجين [H⁺] في محلول مائي متعادل (مثل الماء النقي) عند درجة حرارة ثابتة (مثلاً 25°س). 2. قياس تركيز أيون الهيدروكسيد [OH⁻] في نفس المحلول ونفس الظروف. 3. حساب حاصل الضرب: $$K_w = [H^+] \times [OH^-]$$
3. **الخطوة 3 (النتيجة):** عند 25°س، تكون قيمة K_w للماء النقي والمحاليل المائية المائية المتعادلة ثابتة وتساوي **$$1.0 \times 10^{-14}$$**.

سؤال 36: اشرح معنى Kw في المحاليل المائية.

الإجابة: Kw هو ثابت تأين الماء، وهو حاصل ضرب تركيز أيون الهيدروجين [H+] وتركيز أيون الهيدروكسيد [OH-] في المحلول.

خطوات الحل:

1. **الخطوة 1 (المفهوم):** K_w هو رمز لـ **ثابت تأين الماء** أو **حاصل ضرب أيونات الماء**.
2. **الخطوة 2 (المعنى):** يمثل هذا الثابت حاصل ضرب تركيز أيون الهيدروجين (H⁺) وتركيز أيون الهيدروكسيد (OH⁻) في الماء أو أي محلول مائي عند درجة حرارة معينة. $$K_w = [H^+] \times [OH^-]$$
3. **الخطوة 3 (الأهمية):** هذا الثابت يوضح العلاقة العكسية بين الحموضة والقاعدية في المحاليل المائية. وهو ثابت عند درجة حرارة محددة (25°س)، وقيمته تساوي $$1.0 \times 10^{-14}$$.

سؤال 37: اشرح - مستعملاً مبدأ لوتشاتلييه - ما يحدث لـ [H+] في محلول حمض الإيثانويك الذي تركيزه 0.10M عند إضافة قطرة من محلول NaOH.

الإجابة: عند إضافة قطرة من محلول NaOH، يزداد تركيز أيون الهيدروكسيد [OH-]، مما يؤدي إلى تفاعل أيونات الهيدروكسيد مع أيونات الهيدروجين [H+] لتكوين الماء. ووفقًا لمبدأ لوتشاتلييه، فإن التوازن سينزاح نحو اليسار لتعويض النقص في [H+]، مما يؤدي إلى زيادة [H+].

خطوات الحل:

1. **الخطوة 1 (المبدأ):** مبدأ لوتشاتلييه ينص على أن النظام في حالة اتزان إذا تعرض لتغيير (مثل إضافة مادة)، فإنه يعدل نفسه لتقليل تأثير هذا التغيير.
2. **الخطوة 2 (تطبيق المبدأ):** حمض الإيثانويك (الأسيتيك) حمض ضعيف، يتأين في الماء وفقاً للاتزان: $$CH_3COOH_{(aq)} \rightleftharpoons H^+_{(aq)} + CH_3COO^-_{(aq)}$$ عند إضافة قطرة من هيدروكسيد الصوديوم (NaOH) القوي، نضيف أيونات OH⁻ للوسط.
3. **الخطوة 3 (النتيجة):** ستتفاعل أيونات OH⁻ المضافة مع أيونات H⁺ الموجودة في المحلول لتكوين جزيئات الماء (H₂O). هذا يؤدي إلى **انخفاض تركيز [H⁺]** فوراً. وفقاً لمبدأ لوتشاتلييه، النظام سينزاح **نحو اليمين** (ناحية إنتاج المزيد من H⁺ و CH₃COO⁻) لتعويض النقص الذي حدث في تركيز [H⁺]. لذلك، على الرغم من أن الإضافة المباشرة تقلل [H⁺]، إلا أن استجابة النظام هي زيادة معدل تأين الحمض لتعويض هذا النقص، مما يعني أن التركيز النهائي لـ [H⁺] سيكون **أقل قليلاً** من قيمته الأصلية قبل الإضافة، ولكن النظام سيحاول مقاومة التغيير.

سؤال 38: اكتب قائمة بالمعلومات اللازمة لحساب قيمة Ka لحمض ضعيف.

الإجابة: المعلومات اللازمة لحساب قيمة Ka لحمض ضعيف هي: تركيز الحمض الأولي، وتركيز أيون الهيدروجين [H+] أو pH المحلول عند الاتزان.

خطوات الحل:

1. **الخطوة 1 (المفهوم):** ثابت تأين الحمض (K_a) هو مقياس لقوة الحمض الضعيف، ويحسب من تركيزات المواد عند الاتزان.
2. **الخطوة 2 (القانون):** لحمض ضعيف عام (HA)، معادلة التأين هي: $$HA_{(aq)} \rightleftharpoons H^+_{(aq)} + A^-_{(aq)}$$ ويعطى ثابت التأين K_a بالعلاقة: $$K_a = \frac{[H^+][A^-]}{[HA]}$$ حيث تكون التراكيز هي تركيزات الاتزان.
3. **الخطوة 3 (المعلومات المطلوبة):** لحساب قيمة K_a، نحتاج إلى معرفة: 1. **التركيز الابتدائي** للحمض الضعيف [HA]₀. 2. **قيمة pH** للمحلول عند الاتزان (أو تركيز أيون الهيدروجين [H⁺] مباشرة). - من قيمة pH يمكن حساب [H⁺] حيث: $$[H^+] = 10^{-pH}$$ 3. (أو بدلاً من pH) يمكن استخدام تركيز أيون الحمض المقترن [A⁻] عند الاتزان، حيث في كثير من الأحوال يكون [H⁺] = [A⁻] عند الاتزان لتأين الحمض الضعيف في الماء النقي.

سؤال 39: احسب إذا علمت أن قيمة pH لجبة طماطم تساوي 4.50 تقريبًا، فما [H+] و [OH-] فيها؟

الإجابة: [H+] = 10⁻⁴.⁵⁰ = 3.16 × 10⁻⁵ M [OH-] = 10⁻⁹.⁵⁰ = 3.16 × 10⁻¹⁰ M

خطوات الحل:

1. **الخطوة 1 (المعطيات):** لنحدد ما لدينا: - قيمة pH لجبة الطماطم = 4.50 - نعلم العلاقة: $$pH = -\log[H^+]$$
2. **الخطوة 2 (حساب [H⁺]):** لإيجاد تركيز أيونات الهيدروجين، نعيد ترتيب العلاقة: $$[H^+] = 10^{-pH}$$ بالتعويض: $$[H^+] = 10^{-4.50}$$ لحساب $10^{-4.50}$: $10^{-4.50} = 10^{-4} \times 10^{-0.5}$ $10^{-4} = 0.0001 = 1.0 \times 10^{-4}$ $10^{-0.5} \approx 0.3162$ (حيث $10^{-0.5} = \frac{1}{\sqrt{10}} \approx \frac{1}{3.162}$) إذاً: $$[H^+] \approx (1.0 \times 10^{-4}) \times 0.3162 = 3.162 \times 10^{-5} \, M$$
3. **الخطوة 3 (حساب [OH⁻]):** نستخدم العلاقة بين [H⁺] و [OH⁻] في المحاليل المائية: $$K_w = [H^+] \times [OH^-] = 1.0 \times 10^{-14} \, (عند \, 25^\circ C)$$ بإعادة الترتيب: $$[OH^-] = \frac{K_w}{[H^+]} = \frac{1.0 \times 10^{-14}}{3.162 \times 10^{-5}}$$ نقوم بالحساب: $$[OH^-] \approx 3.162 \times 10^{-10} \, M$$
4. **الخطوة 4 (النتيجة):** إذن: - تركيز أيونات الهيدروجين $[H^+] \approx \mathbf{3.16 \times 10^{-5} \, M}$ - تركيز أيونات الهيدروكسيد $[OH^-] \approx \mathbf{3.16 \times 10^{-10} \, M}$ (تم تقريب النتائج إلى ثلاثة أرقام معنوية)

سؤال 40: حدد قيمة pH لمحلول يحتوي على mol 1.0 × 10⁻⁹ من أيونات OH- لكل L.

الإجابة: pOH = -log[OH-] = -log(1.0 × 10⁻⁹) = 9.00 pH = 14.00 - pOH = 14.00 - 9.00 = 5.00

خطوات الحل:

1. **الخطوة 1 (المعطيات):** لنحدد ما لدينا: - تركيز أيونات الهيدروكسيد: $[OH^-] = 1.0 \times 10^{-9} \, M$
2. **الخطوة 2 (حساب pOH):** نحسب قيمة pOH أولاً باستخدام التعريف: $$pOH = -\log[OH^-]$$ بالتعويض: $$pOH = -\log(1.0 \times 10^{-9})$$ نقوم بالحساب: $\log(1.0 \times 10^{-9}) = \log(1.0) + \log(10^{-9}) = 0 + (-9) = -9$ لذلك: $$pOH = -(-9) = 9.00$$
3. **الخطوة 3 (حساب pH):** نستخدم العلاقة بين pH و pOH: $$pH + pOH = 14.00$$ بإعادة الترتيب: $$pH = 14.00 - pOH$$ بالتعويض: $$pH = 14.00 - 9.00 = 5.00$$
4. **الخطوة 4 (النتيجة):** إذن قيمة pH للمحلول هي **5.00**.

سؤال 41.a: احسب قيمة pH في المحاليل الآتية: a) 1.0 M HI

الإجابة: pH = -log[H+] = -log(1.0) = 0

خطوات الحل:

1. **الخطوة 1 (المعطيات):** لدينا محلول حمض الهيدرويوديك (HI) بتركيز $1.0 \, M$. HI حمض قوي، لذا يتأين كلياً في الماء: $$HI_{(aq)} \rightarrow H^+_{(aq)} + I^-_{(aq)}$$
2. **الخطوة 2 (حساب [H⁺]):** نظراً للتأين الكامل: $$[H^+] = \text{التركيز الابتدائي للـ HI} = 1.0 \, M$$
3. **الخطوة 3 (حساب pH):** نطبق تعريف pH: $$pH = -\log[H^+]$$ بالتعويض: $$pH = -\log(1.0)$$ نعلم أن $\log(1.0) = 0$. لذلك: $$pH = -0 = 0$$
4. **الخطوة 4 (النتيجة):** إذن قيمة pH للمحلول $1.0 \, M \, HI$ هي **0**.

سؤال 41.b: احسب قيمة pH في المحاليل الآتية: b) 0.050 M HNO₃

الإجابة: pH = -log[H+] = -log(0.050) = 1.30

خطوات الحل:

1. **الخطوة 1 (المعطيات):** لدينا محلول حمض النيتريك (HNO₃) بتركيز $0.050 \, M$. HNO₃ حمض قوي، لذا يتأين كلياً في الماء: $$HNO_{3(aq)} \rightarrow H^+_{(aq)} + NO_{3(aq)}^-$$
2. **الخطوة 2 (حساب [H⁺]):** نظراً للتأين الكامل: $$[H^+] = \text{التركيز الابتدائي للـ HNO₃} = 0.050 \, M$$
3. **الخطوة 3 (حساب pH):** نطبق تعريف pH: $$pH = -\log[H^+]$$ بالتعويض: $$pH = -\log(0.050)$$ لحساب $\log(0.050)$: $0.050 = 5.0 \times 10^{-2}$ $\log(5.0 \times 10^{-2}) = \log(5.0) + \log(10^{-2}) \approx 0.6990 - 2 = -1.3010$ لذلك: $$pH = -(-1.3010) = 1.3010$$ بتقريب الرقم إلى منزلتين عشريتين كما هو معتاد في قيم pH: $$pH \approx 1.30$$
4. **الخطوة 4 (النتيجة):** إذن قيمة pH للمحلول $0.050 \, M \, HNO_3$ هي **1.30**.

سؤال 41.c: احسب قيمة pH في المحاليل الآتية: c) 1.0 M KOH

الإجابة: pOH = -log[OH-] = -log(1.0) = 0 pH = 14.00 - 0 = 14.00

خطوات الحل:

1. **الخطوة 1 (المعطيات):** لدينا محلول هيدروكسيد البوتاسيوم (KOH) بتركيز $1.0 \, M$. KOH قاعدة قوية، لذا تتأين كلياً في الماء: $$KOH_{(aq)} \rightarrow K^+_{(aq)} + OH^-_{(aq)}$$
2. **الخطوة 2 (حساب [OH⁻]):** نظراً للتأين الكامل: $$[OH^-] = \text{التركيز الابتدائي للـ KOH} = 1.0 \, M$$
3. **الخطوة 3 (حساب pOH ثم pH):** أولاً نحسب pOH: $$pOH = -\log[OH^-] = -\log(1.0) = 0$$ ثم نستخدم العلاقة بين pH و pOH: $$pH = 14.00 - pOH$$ بالتعويض: $$pH = 14.00 - 0 = 14.00$$
4. **الخطوة 4 (النتيجة):** إذن قيمة pH للمحلول $1.0 \, M \, KOH$ هي **14.00**.

سؤال 41.d: احسب قيمة pH في المحاليل الآتية: d) 2.4×10⁻⁵ M Mg(OH)₂

الإجابة: [OH-] = 2 × 2.4 × 10⁻⁵ M = 4.8 × 10⁻⁵ M pOH = -log(4.8 × 10⁻⁵) = 4.32 pH = 14.00 - 4.32 = 9.68

خطوات الحل:

1. **الخطوة 1 (المعطيات):** لدينا محلول هيدروكسيد المغنيسيوم $Mg(OH)_2$ بتركيز $2.4 \times 10^{-5} \, M$. $Mg(OH)_2$ قاعدة قوية، وتتأين في الماء كما يلي: $$Mg(OH)_{2(aq)} \rightarrow Mg^{2+}_{(aq)} + 2OH^-_{(aq)}$$
2. **الخطوة 2 (حساب [OH⁻]):** من معادلة التأين، نلاحظ أن كل جزيء واحد من $Mg(OH)_2$ يعطي **2** أيون $OH^-$. لذلك، تركيز أيونات الهيدروكسيد النهائي هو ضعف التركيز الابتدائي للقاعدة: $$[OH^-] = 2 \times (2.4 \times 10^{-5} \, M) = 4.8 \times 10^{-5} \, M$$
3. **الخطوة 3 (حساب pOH ثم pH):** أولاً نحسب pOH: $$pOH = -\log[OH^-] = -\log(4.8 \times 10^{-5})$$ لحساب اللوغاريتم: $\log(4.8 \times 10^{-5}) = \log(4.8) + \log(10^{-5}) \approx 0.6812 - 5 = -4.3188$ إذاً: $$pOH = -(-4.3188) = 4.3188 \approx 4.32$$ ثم نحسب pH: $$pH = 14.00 - pOH = 14.00 - 4.32 = 9.68$$
4. **الخطوة 4 (النتيجة):** إذن قيمة pH للمحلول $2.4 \times 10^{-5} \, M \, Mg(OH)_2$ هي **9.68**.

سؤال 42: تفسير الرسوم ارجع إلى الشكل 2-13 للإجابة عن السؤالين الآتيين: ماذا يحدث لـ [H+] و pH و pOH عندما يصبح المحلول المتعادل أكثر حمضية؟ وماذا يحدث عندما يصبح المحلول المتعادل أكثر قاعدية؟

الإجابة: عند زيادة الحمضية: يزداد [H+]، ويقل pH، ويزداد pOH. عند زيادة القاعدية: يقل [H+]، ويزداد pH، ويقل pOH.

خطوات الحل:

1. **الخطوة 1 (المبدأ الأساسي):** يجب أن نتذكر العلاقة العكسية بين [H⁺] و pH، وبين [OH⁻] و pOH، والعلاقة العكسية بين [H⁺] و [OH⁻] في المحلول المائي (حيث حاصل ضربهما ثابت).
2. **الخطوة 2 (عند زيادة الحمضية):** عندما يصبح المحلول المتعادل أكثر حمضية، هذا يعني إضافة أيونات H⁺ (أو إزالة OH⁻). 1. **[H⁺] (تركيز أيون الهيدروجين):** **يزداد**. 2. **pH:** يتناسب عكسياً مع لوغاريتم [H⁺]، لذلك **يقل** (لأن pH = -log[H⁺]). 3. **pOH:** بما أن [OH⁻] تقل (لأن [H⁺][OH⁻] = ثابت)، و pOH = -log[OH⁻]، فإن pOH **يزداد**. باختصار: **يزداد [H⁺]، يقل pH، يزداد pOH**.
3. **الخطوة 3 (عند زيادة القاعدية):** عندما يصبح المحلول المتعادل أكثر قاعدية، هذا يعني إضافة أيونات OH⁻ (أو إزالة H⁺). 1. **[H⁺] (تركيز أيون الهيدروجين):** **يقل**. 2. **pH:** يتناسب عكسياً مع لوغاريتم [H⁺]، لذلك **يزداد**. 3. **pOH:** بما أن [OH⁻] تزداد، و pOH = -log[OH⁻]، فإن pOH **يقل**. باختصار: **يقل [H⁺]، يزداد pH، يقل pOH**.

ما هي الطريقتان الموضحتان لقياس الرقم الهيدروجيني (pH) للمحلول؟

الإجابة: 1. طريقة تقريبية باستخدام ورق تباع الشمس الأحمر ومقارنة لونه بمجموعة من الألوان المعيارية. 2. طريقة أكثر دقة باستخدام مقياس pH الرقمي الذي يعطي قراءة مباشرة.

الشرح: تستخدم الطريقة الأولى كواشف لونية تعطي قيمة تقريبية، بينما تعطي الطريقة الثانية قيمة رقمية أدق.

تلميح: فكر في الأدوات المستخدمة في التجارب المعملية لقياس الحموضة والقاعدية.

التصنيف: مفهوم جوهري | المستوى: سهل

ما هو ورق تباع الشمس؟

الإجابة: هو نوع من أوراق كاشف الحموضة، معالج بمادة أو أكثر تسمى الكواشف، حيث يتغير لونه اعتمادًا على تركيز أيونات الهيدروجين (H⁺) في المحلول.

الشرح: ورق تباع الشمس هو مؤشر لوني شائع الاستخدام في الكيمياء للتمييز السريع بين المحاليل الحمضية والقاعدية.

تلميح: تذكر أداة الكشف التي تستخدم في المعمل لتحديد طبيعة المحلول (حمضي أم قاعدي).

التصنيف: تعريف | المستوى: سهل

كيف يتم استخدام ورقة كاشف pH لتحديد قيمة pH لمحلول ما؟

الإجابة: يتم غمس ورقة كاشف pH في المحلول، فيتغير لونها. ثم تتم مقارنة اللون الجديد للورقة بألوان كاشف pH المعياري الموجود على ورقة مدرجة.

الشرح: تعتمد هذه الطريقة على تغير لون المؤشر الكيميائي عند تعرضه لتركيز معين من أيونات H⁺، ويتم التحويل إلى قيمة رقمية عبر مقارنة بمعيار لوني.

تلميح: تذكر أن العملية تعتمد على مقارنة لون.

التصنيف: صيغة/خطوات | المستوى: سهل

ما العلاقة الرياضية التي تعبر عن ثابت تأين الماء (Kw)؟

الإجابة: ثابت تأين الماء Kw يساوي حاصل ضرب تركيز أيون الهيدروجين [H⁺] وتركيز أيون الهيدروكسيد [OH⁻] في الماء. أي: Kw = [H⁺][OH⁻].

الشرح: هذه العلاقة أساسية لفهم حموضة وقاعدية المحاليل المائية، وتوضح أن حاصل ضرب تركيزي H⁺ و OH⁻ ثابت عند درجة حرارة معينة (عادة 1.0 × 10⁻¹⁴ عند 25°C).

تلميح: فكر في حاصل ضرب تركيزين لأيونين أساسيين في الماء.

التصنيف: صيغة/خطوات | المستوى: متوسط

ما تعريف pH؟ وما تعريف pOH؟

الإجابة: pH المحلول هو سالب لوغاريتم تركيز أيون الهيدروجين (pH = -log[H⁺]). و pOH هو سالب لوغاريتم تركيز أيون الهيدروكسيد (pOH = -log[OH⁻]).

الشرح: هذه التعريفات تحول التركيزات التي تتراوح على مدى واسع (مثل 10⁻¹ إلى 10⁻¹⁴) إلى أرقام موجبة بسيطة بين 0 و 14 لتسهيل التعامل معها.

تلميح: تذكر أن الرمز 'p' في الكيمياء غالبًا ما يعني سالب اللوغاريتم للأساس 10.

التصنيف: تعريف | المستوى: متوسط

ما العلاقة بين pH و pOH في أي محلول مائي؟

الإجابة: مجموع pH و pOH لأي محلول مائي عند درجة حرارة 25°C يساوي 14. أي: pH + pOH = 14.

الشرح: تنتج هذه العلاقة من أخذ اللوغاريتم السالب لثابت تأين الماء (Kw = 1.0 × 10⁻¹⁴)، حيث أن -log(Kw) = -log(10⁻¹⁴) = 14.

تلميح: فكر في العلاقة المشتقة من ثابت تأين الماء Kw.

التصنيف: صيغة/خطوات | المستوى: متوسط

ما هي قيمة pH و pOH للمحلول المتعادل؟ ولماذا؟

الإجابة: قيمة pH للمحلول المتعادل تساوي 7.0، وقيمة pOH في المحلول نفسه تساوي 7.0. وذلك لأن تركيز أيونات الهيدروجين [H⁺] يساوي تركيز أيونات الهيدروكسيد [OH⁻] في المحلول المتعادل.

الشرح: عند pH = 7، يكون [H⁺] = [OH⁻] = 1.0 × 10⁻⁷ M. وبما أن pH + pOH = 14، فإن pOH = 14 - 7 = 7 أيضًا.

تلميح: تذكر تعريف المحلول المتعادل من حيث تساوي تركيز أيونين محددين.

التصنيف: مفهوم جوهري | المستوى: سهل

اشرح لماذا تكون قيمة pH للمحلول الحمضي دائمًا أصغر من قيمة pOH للمحلول نفسه؟

الإجابة: لأن المحلول الحمضي يتميز بتركيز أيونات الهيدروجين [H⁺] أكبر من تركيز أيونات الهيدروكسيد [OH⁻]. وبما أن pH = -log[H⁺]، فإن ارتفاع [H⁺] يؤدي إلى انخفاض قيمة pH. وفي نفس الوقت، انخفاض [OH⁻] يؤدي إلى ارتفاع قيمة pOH. وبما أن مجموعهما ثابت (14)، فإذا انخفض أحدهما ارتفع الآخر.

الشرح: في المحلول الحمضي: [H⁺] > [OH⁻] → pH منخفض (أقل من 7) و pOH مرتفع (أكبر من 7). وبالتالي pH < pOH.

تلميح: تذكر العلاقة العكسية بين تركيز H⁺ وقيمة pH، وبين تركيز OH⁻ وقيمة pOH. وتذكر أن مجموعهما ثابت.

التصنيف: تفكير ناقد | المستوى: متوسط

كيف يمكنك تحديد قيمة pH لمحلول ما إذا علمت قيمة pOH للمحلول نفسه؟

الإجابة: باستخدام العلاقة: pH = 14 - pOH. حيث يتم طرح قيمة pOH المعروفة من الرقم 14 للحصول على قيمة pH.

الشرح: هذه العلاقة صحيحة للمحاليل المائية عند 25°C، حيث أن -log(Kw) = 14. وهي أداة مفيدة للتحويل بين المقياسين.

تلميح: تذكر العلاقة الثابتة بين pH و pOH عند درجة حرارة الغرفة.

التصنيف: صيغة/خطوات | المستوى: سهل

اشرح معنى Kw في المحاليل المائية.

الإجابة: Kw هو ثابت تأين الماء (أو حاصل ضرب الأيونات). وهو يمثل حاصل ضرب تركيز أيونات الهيدروجين [H⁺] وتركيز أيونات الهيدروكسيد [OH⁻] في الماء النقي أو المحاليل المائية المخففة عند درجة حرارة معينة. قيمته 1.0 × 10⁻¹⁴ عند 25°C.

الشرح: Kw ثابت يعتمد على درجة الحرارة فقط، وليس على التركيز. وهو أساس لحسابات الحموضة والقاعدية، ويوضح أن زيادة [H⁺] تؤدي حتمًا إلى نقصان [OH⁻] والعكس صحيح.

تلميح: فكر في الثابت الذي يربط بين تركيزي أيونين أساسيين في الماء.

التصنيف: مفهوم جوهري | المستوى: متوسط