99. اكتب المعادلة الكيميائية للتفاعل الذي يحدث عند إضافة قاعدة إلى المحلول المنظم HPO₄²⁻ / H₂PO₄⁻.
عند إضافة قاعدة (OH⁻) إلى المحلول المنظم، سوف تتفاعل القاعدة مع الحمض الضعيف (H₂PO₄⁻) في النظام المنظم:
\text{H₂PO₄⁻} (aq) + \text{OH⁻} (aq) \rightarrow \text{HPO₄²⁻} (aq) + \text{H₂O} (l)
100. انقد العبارة الآتية: "يجب اعتبار المادة التي تحتوي صيغتها الكيميائية على مجموعة الهيدروكسيل قاعدة".
العبارة غير صحيحة. وجود مجموعة الهيدروكسيل (-OH) في الصيغة الكيميائية لا يعني تلقائيًا أن المادة قاعدة. على سبيل المثال، المركبات مثل حمض الخل (CH₃COOH) وحمض الكبريتيك (H₂SO₄) تحتوي على مجموعات الهيدروكسيل ولكنها أحماض لأنها تمنح أيونات H⁺ في الماء. القاعدة هي المادة التي تمنح أيونات OH⁻ أو تستقبل بروتونات، وليس مجرد وجود مجموعة الهيدروكسيل في تركيبها.
101. حلل واستنتج هل يمكن أن يصنف المحلول حمضًا بحسب برونستد - لوري ولا يصنف حمضًا بحسب قاعدة أرهينيوس؟ وهل يمكن أن يكون حمضًا بحسب نظرية برونستد - لوري وليس حمضًا بحسب نظرية أرهينيوس؟ هل يمكن ألا يصنف حمض لويس بوصفه حمض أرهينيوس أو برونستد - لوري؟ اشرح ذلك مع ذكر أمثلة.
* نعم، يمكن أن يصنف المحلول حمضًا بحسب برونستد-لوري ولا يصنف حمضًا بحسب أرهينيوس. نظرية برونستد-لوري أوسع، حيث تعرف الحمض على أنه مانح للبروتون (H⁺). يمكن لبعض المواد أن تتصرف كأحماض برونستد-لوري دون أن تحتوي على أيونات H⁺ قابلة للتأين في الماء لتكوين H₃O⁺، وهو شرط تعريف أرهينيوس. مثال: أيون الأمونيوم (NH₄⁺) يمكنه منح بروتون ليكون NH₃، لذا فهو حمض برونستد-لوري، ولكنه ليس حمض أرهينيوس لأنه لا ينتج H₃O⁺ مباشرة في الماء بالطريقة التقليدية للأحماض.
* نعم، يمكن أن يكون الحمض بحسب برونستد-لوري وليس حمضًا بحسب أرهينيوس (كما في المثال السابق).
* نعم، يمكن ألا يصنف حمض لويس بوصفه حمض أرهينيوس أو برونستد-لوري. نظرية لويس أوسع، حيث تعرف الحمض على أنه مستقبل زوج إلكتروني. العديد من أحماض لويس لا تحتوي على هيدروجين قابل للفصل ولا تمنح بروتونات. مثال: ثلاثي كلوريد البورون (BCl₃) هو حمض لويس لأنه يستقبل زوج إلكتروني، ولكنه ليس حمضًا لا بأرهينيوس ولا ببرونستد-لوري.
102. طبق المفاهيم استعمل ثابت تأين الماء عند درجة حرارة 298K لتفسير لماذا ينبغي للمحلول الذي قيمة pH له 3.0 أن تكون قيمة pOH له = 11.0؟
عند درجة حرارة 298 كلفن، ثابت تأين الماء K_w = [H^+][OH^-] = 1.0 \times 10^{-14} .
بأخذ اللوغاريتم السالب للطرفين: -\log(K_w) = -\log([H^+][OH^-])
pK_w = pH + pOH
وبما أن pK_w = -\log(1.0 \times 10^{-14}) = 14 ، فإن العلاقة تكون: pH + pOH = 14 .
لذلك، إذا كان pH = 3.0 ، فإن pOH = 14 - 3.0 = 11.0 .
103. حدد أحماض وقواعد لويس في التفاعلات الآتية:
أ) H^+ + OH^- \rightleftharpoons H_2O
* حمض لويس: أيون الهيدروجين (H⁺) لأنه مستقبل زوج الإلكترون الممنوح من OH⁻.
* قاعدة لويس: أيون الهيدروكسيد (OH⁻) لأنه مانح زوج الإلكترون.
ب) Cl^- + BCl_3 \rightleftharpoons BCl_4^-
* حمض لويس: ثلاثي كلوريد البورون (BCl₃) لأنه مستقبل زوج الإلكترون الممنوح من Cl⁻.
* قاعدة لويس: أيون الكلوريد (Cl⁻) لأنه مانح زوج الإلكترون.
ج) SO_3 + H_2O \rightleftharpoons H_2SO_4
* حمض لويس: ثالث أكسيد الكبريت (SO₃) لأنه مستقبل زوج الإلكترون من ذرة الأكسجين في جزيء الماء.
* قاعدة لويس: جزيء الماء (H₂O) لأنه مانح زوج الإلكترون.
104. تفسير الرسوم العلمية ارسم منحنى الرقم الهيدروجيني pH مقابل الحجم الناتج عن معايرة حمض ثنائي البروتونات بمحلول NaOH تركيزه 0.10M.
منحنى المعايرة لحمض ثنائي البروتونات (مثل H₂SO₄) مع قاعدة قوية (NaOH) يتميز بنقطتي تكافؤ. يبدأ الرقم الهيدروجيني منخفضًا (محلول حمضي قوي). مع إضافة القاعدة، يرتفع الرقم الهيدروجيني تدريجيًا حتى يصل إلى أول نقطة تكافؤ (عند معادلة البروتون الأول). عند هذه النقطة يحدث قفزة في الرقم الهيدروجيني. ثم يستمر الرقم الهيدروجيني في الارتفاع تدريجيًا مرة أخرى حتى يصل إلى نقطة التكافؤ الثانية (عند معادلة البروتون الثاني)، حيث تحدث قفزة أكبر في الرقم الهيدروجيني. بعد ذلك، يصبح المنحنى مشابهًا لمنحنى معايرة قاعدة قوية.
105. السبب والنتيجة وضح كيف يعمل المحلول المنظم من خلال النظام المنظم C₂H₅NH₃⁺ / C₂H₅NH₂؟ وبين مستعيناً بالمعادلات كيف يتأثر نظام (القاعدة الضعيفة / الحمض المرافق) عند إضافة كميات صغيرة من الأحماض والقواعد إلى محلول هذا النظام؟
يعمل هذا المحلول المنظم لأنه يحتوي على خليط من قاعدة ضعيفة (الإيثيل أمين، C₂H₅NH₂) وحمضها المرافق (أيون الإيثيل أمونيوم، C₂H₅NH₃⁺).
* عند إضافة كمية صغيرة من حمض قوي (مثل HCl):
ستتفاعل أيونات H⁺ المضافة مع القاعدة الضعيفة الموجودة في المحلول المنظم:
C_2H_5NH_2 (aq) + H^+ (aq) \rightarrow C_2H_5NH_3^+ (aq)
يتم استهلاك أيونات H⁺ المضافة عن طريق تحويلها إلى المزيد من الحمض المرافق، مما يمنع انخفاض الرقم الهيدروجيني بشكل كبير.
* عند إضافة كمية صغيرة من قاعدة قوية (مثل NaOH):
ستتفاعل أيونات OH⁻ المضافة مع الحمض المرافق الموجود في المحلول المنظم:
C_2H_5NH_3^+ (aq) + OH^- (aq) \rightarrow C_2H_5NH_2 (aq) + H_2O (l)
يتم استهلاك أيونات OH⁻ المضافة عن طريق تحويلها إلى ماء والمزيد من القاعدة الضعيفة، مما يمنع ارتفاع الرقم الهيدروجيني بشكل كبير.
106. طبق المفاهيم تتغير قيمة Kw كثيرًا من ثوابت الاتزان بحسب درجة الحرارة. Kw يساوي 10⁻¹³ × 2.92 عند 10°C، و 10⁻¹⁴ × 1.00 عند 25°C، و 10⁻¹⁴ × 2.92 عند 40°C. في ضوء هذه المعلومات احسب قيم pH للماء النقي عند درجات الحرارة الثلاث هذه، وقارن بينها. هل يصح القول إن pH للماء النقي دائمًا 7.0؟ اشرح إجابتك.
لينا لديها الحل الصحيح.
الخطأ في حل ريم هو افتراض أن pK_w = 14 عند جميع درجات الحرارة. قيمة pK_w تعتمد على درجة الحرارة لأن K_w تتغير معها. في الماء النقي، [H^+] = [OH^-] ، وبالتالي [H^+] = \sqrt{K_w} . لحساب الرقم الهيدروجيني، نستخدم pH = -\log[H^+] .
* عند 10°C: K_w = 2.92 \times 10^{-15} ، [H^+] = \sqrt{2.92 \times 10^{-15}} \approx 5.40 \times 10^{-8} \, M ، pH = -\log(5.40 \times 10^{-8}) \approx 7.27 .
* عند 25°C: K_w = 1.00 \times 10^{-14} ، [H^+] = 1.00 \times 10^{-7} \, M ، pH = 7.00 .
* عند 40°C: K_w = 2.92 \times 10^{-14} ، [H^+] = \sqrt{2.92 \times 10^{-14}} \approx 1.71 \times 10^{-7} \, M ، pH = -\log(1.71 \times 10^{-7}) \approx 6.77 .
لا يصح القول إن pH للماء النقي دائمًا 7.0؛ فهو 7.0 فقط عند درجة حرارة 25°C. يتغير الرقم الهيدروجيني للماء النقي مع تغير درجة الحرارة لأنه يعتمد على قيمة K_w .
107. توقع يستعمل حمض الساليسيليك - المبين في الشكل 32-2 في تحضير الأسبرين. بناءً على معرفتك بالهيدروجين القابل للتأين في جزيء حمض الخل CH₃COOH، توقع أي ذرات الهيدروجين في حمض الساليسيليك قد تكون قابلة للتأين؟
بناءً على الشكل 32-2، يحتوي حمض الساليسيليك على مجموعتين وظيفيتين: مجموعة كربوكسيل (-COOH) ومجموعة هيدروكسيل فينولية (-OH مرتبطة بحلقة البنزين). ذرة الهيدروجين القابلة للتأين هي تلك المرتبطة بذرة الأكسجين في مجموعة الكربوكسيل (-COOH)، لأنها تشبه الهيدروجين القابل للتأين في حمض الخل. الهيدروجين الموجود في مجموعة الهيدروكسيل الفينولية يكون أقل حمضية بشكل عام في الظروف العادية، ولكنه قد يكون قابلاً للتأين أيضًا في ظروف معينة.
108. لديك 20.0mL من محلول حمض ضعيف، HX، و 10⁻⁶ × 2.14 = Ka. وقد وجد أن pH للمحلول 3.800. ما كمية الماء المقطر التي يجب إضافتها إلى المحلول لرفع pH إلى 4.000؟
احسب التركيز الأولي لأيون H⁺:
[H^+]_{initial} = 10^{-pH} = 10^{-3.800} = 1.585 \times 10^{-4} \, M
بالنسبة للحمض الضعيف HX: K_a = \frac{[H^+][X^-]}{[HX]} . عند الاتزان، [H^+] \approx [X^-] ، و [HX] \approx C - [H^+] حيث C هو التركيز المولي الأولي للحمض.
2.14 \times 10^{-6} = \frac{(1.585 \times 10^{-4})^2}{C - 1.585 \times 10^{-4}}
بحل المعادلة نجد التركيز المولي الأولي للحمض: C \approx 0.01186 \, M .
احسب عدد مولات الحمض في 20.0 مل:
n = C \times V = 0.01186 \, mol/L \times 0.0200 \, L = 2.372 \times 10^{-4} \, mol
عند إضافة الماء، عدد مولات الحمض يبقى ثابتًا. نريد تركيز H⁺ الجديد أن يكون:
[H^+]_{new} = 10^{-4.000} = 1.00 \times 10^{-4} \, M
باستخدام علاقة تقريبية للحمض الضعيف المخفف جدًا حيث [H^+] \approx \sqrt{K_a \times C_{new}} :
C_{new} = \frac{[H^+]_{new}^2}{K_a} = \frac{(1.00 \times 10^{-4})^2}{2.14 \times 10^{-6}} \approx 0.004673 \, M
احسب الحجم الكلي الجديد المطلوب:
V_{total} = \frac{n}{C_{new}} = \frac{2.372 \times 10^{-4} \, mol}{0.004673 \, mol/L} \approx 0.05075 \, L = 50.75 \, mL
كمية الماء المضافة = الحجم الجديد - الحجم الأصلي:
V_{water} = 50.75 \, mL - 20.0 \, mL = 30.75 \, mL
109. عند حرق 5.00g من مركب في مسعر، ارتفعت درجة حرارة 2.00kg من الماء من 24.5°C إلى 240.5°C. ما كمية الحرارة التي تنطلق عند حرق 1.00mol من المركب (الكتلة المولية = 46.1g/mol)؟
احسب التغير في درجة حرارة الماء:
\Delta T = T_{final} - T_{initial} = 240.5^\circ C - 24.5^\circ C = 216.0^\circ C
(ملاحظة: فرق الدرجات كبير جدًا، قد يكون هناك خطأ مطبعي في البيانات، ولكننا سنتابع الحساب بالبيانات المعطاة).
احسب كمية الحرارة التي امتصها الماء باستخدام السعة الحرارية النوعية للماء (4.184 J/g°C):
q_{water} = m \times c \times \Delta T = (2000 \, g) \times (4.184 \, J/g^\circ C) \times (216.0^\circ C)
q_{water} = 1,807,488 \, J = 1807.488 \, kJ
هذه الحرارة تمثل الحرارة المنطلقة من حرق 5.00 غرام من المركب.
احسب عدد مولات المركب في 5.00 غرام:
n = \frac{5.00 \, g}{46.1 \, g/mol} \approx 0.1085 \, mol
احسب الحرارة المنطلقة لكل مول من المركب:
\Delta H_{per \, mol} = \frac{1807.488 \, kJ}{0.1085 \, mol} \approx 16660 \, kJ/mol
كمية الحرارة المنطلقة عند حرق 1.00 مول من المركب هي \approx 1.67 \times 10^4 \, kJ . (القيمة عالية جدًا، مما يؤكد احتمال وجود خطأ في بيانات درجات الحرارة).