chemistry

‫(‪ A2)g‬وجد انه عند وضع مول من ‪ A2‬في اناء التفاعل حجمه لتر‬ ‫‪ 18-2‬للتفاعل المتزن‪2A)g( :‬‬‫واحد عند (‪ )STP‬يصل التفاعل حالة الاتزان فوجد انه يتحلل ‪ %1‬من ‪ . A2‬ماقيمة ‪ Kc‬للتفاعل? وما تركيز ‪ A‬الذي‬ ‫يكون في حالة اتزان مع ‪ 0.01 M‬من ‪ A2‬وعند ظروف التفاعل نفسها?‬‫ج‪0.002 M ; 4 × 10-4 :‬‬‫(‪ 3A)g‬وجد ان ثابت الاتزان ‪ Kc‬يساوي ‪ 147.6‬وبدلالة‬ ‫‪ 19-2‬للتفاعل المتزن الاتي‪aB)g( :‬‬‫‪ KP‬يساوي ‪ 6‬بدرجة حرارة ‪ 27°C‬جد قيمة ‪ a‬في المعادلة‪ .‬ج‪2 :‬‬ ‫(‪NiO)s( + CO)g‬‬ ‫‪ 20-2‬للتفاعل المتزن‪Ni)s( + CO2)g( :‬‬‫بدرجة حرارة ‪ 727°C‬وصل التفاعل حالة الاتزان فوجد ان ضغط غاز ‪ CO‬في الفرن يساوي ‪ 304 Torr‬والضغط‬‫ج‪1.5 :‬‬ ‫الكلي يساوي ‪ 1atm‬ما ثابت الاتزان ‪ Kc‬للتفاعل‪( .‬معلومة ‪.)1 atm = 760 Torr :‬‬ ‫(‪PCl3)g( + Cl2)g‬‬ ‫‪ 21-2‬في التفاعل المتزن الغازي‪PCl5 )g( :‬‬‫وجد أنه ضغط ‪ PCl3‬الجزئي في الاناء المغلق ضعف ضغط ‪ Cl2‬الجزئي وعند وصول التفاعل الى موضع الاتزان بدرجة‬‫حرارة معينة وجد ان ضغط ‪ Cl2‬يساوي ‪1atm‬فاذا علمت ان ‪ KP‬للتفاعل يساوي ‪ 1/6‬فما ضغطا غازي ‪ Cl2‬و ‪PCl3‬‬ ‫في بداية التفاعل‪.‬‬‫ج‪2.8 atm ; 1.4 atm :‬‬‫(‪ 2HI)g‬وفي اناء تفاعل حجمه لتر‬ ‫‪ 22-2‬للتفاعل الغازي الباعث للحرارة (‪H2)g( + I2)g‬‬‫واحد وضعت مولات متساوية من ‪ H2‬و ‪ I2‬وضعفها من ‪ ، HI‬فوجد ان حرارة الاناء ارتفعت لحين استتباب حالة‬‫الاتزان ووجد ان الاناء يحتوي على ‪ 1 mole‬من ‪ HI‬و ‪ 2 mole‬من ‪ I2‬و ‪ 2 mole‬من ‪ H2‬احسب ‪:‬‬ ‫‪ - 1‬تراكيز مكونات مزيج التفاعل قبل بدء التفاعل‪.‬‬ ‫‪ Kc - 2‬للتفاعل‬‫ج ‪4 - 2 ; ]H2[ = ]I2[ = 1.25 mol/L ، ]HI[ = 2.5 mol/L - 1 :‬‬‫(‪N2)g( +3H2)g‬‬ ‫‪ 23-2‬صنف اربع اجراءات تؤدي لرفع المنتوج للتفاعل الغازي المتزن الباعث للحرارة‪:‬‬ ‫(‪2NH3)g‬‬‫(‪ CO2)g( + H2)g‬وفي اناء حجمه لتر واحد تم خلط‬ ‫‪ 24-2‬للتفاعل المتزن‪CO)g(+ H2O)g( :‬‬‫مولات متساوية من ‪ CO2‬و ‪ H2‬وبدرجة حرارة ‪ 2000K‬وصل التفاعل حالة الاتزان فوجد ان عدد المولات الكلية‬‫لخليط الغازات عند الاتزان تساوي ‪ .3 mole‬ما تراكيز خليط الاتزان علم ًا بان ثابت الاتزان ‪ Kc‬يساوي ‪? 4‬‬‫ج ‪]CO[ = ]H2O[ = 1 mol/L ; ]CO2[ = ]H2[ = 0.5 mol/L :‬‬‫(‪ CaO)s( + CO2)g‬بدرجة حرارة‬ ‫‪ 25-2‬للتفاعل المتزن غير المتجانس‪CaCO3)s( :‬‬‫‪ 800°C‬وجد ان ضغط ‪ CO2‬عند الاتزان يساوي ‪ .0.235atm‬احسب ‪ Kc‬للتفاعل عند درجة الحرارة نفسها‪.‬‬‫ج‪101374.8 :‬‬

‫‪ 26-2‬وضع ‪4 g‬من غاز ‪ HF‬في وعاء مغلق حجمه ‪ 2 L‬عند درجة حرارة ‪ 27°C‬وترك في الوعاء المغلق يتفكك حتى‬‫(‪ 2HF)g‬فاذا كان ‪ kP‬للتفاعل يساوي‬ ‫تم الاتزان الكيميائي حسب المعادلة الاتية (‪H2)g( + F2)g‬‬ ‫‪ .1.21‬احسب الضغط الجزئي لغاز ‪HF‬عند الاتزان علم ًا بان الكتلة المولية للغاز تساوي ‪.20 g/mole‬‬‫ج‪0.76 atm :‬‬‫‪ 27-2‬اذا كانت درجة تفكك مول واحد ‪ N2O4‬الى ‪ NO2‬هي ‪ %20‬عند درجة حرارة ‪ 27°C‬وضغط ‪ 1atm‬وفي‬‫ثاب‪2‬اتن‪-‬ا‪8‬ءسر‪2‬حعجةفامليهتإلفنتاارعء مولاغالحلأدقما‪.‬حمايجحم‪6‬سه ل‪5‬تب‪2‬رقي‪6‬و‪.‬امة‪0‬ح=‪P‬د‪f‬أ‪kk‬لجلورتثافيباالعتتلفا‪.‬سعر(لعماةعللاآلتوتمفيةا‪:‬ع‪( :‬لد‪g‬را)ل‪I‬جخةل ا‪H‬فلت‪2‬يف‪b‬ك‪ k‬يك ت‪fb‬سا‪kk‬سواويي‪6‬ال‪(3‬ج‪g‬ز‪2)1‬ء‪I0‬ا‪.‬ل‪0+‬ى(‪g‬اول)أ‪2‬كن ث‪H‬لابم عضتنرادلوابتًا‪C‬زفا‪°‬جني‪:0‬لل‪90‬ت‪402‬ف‪9‬ا‪.1‬كعا)‪4‬ل‪.‬ن‬ ‫بدرجة ‪ 872K‬يساوي ‪ ،59‬بين كيف يتأثر عدد مولات ‪ HI‬عند الاتزان بما يلي من إجراءات‪:‬‬ ‫أ) إضافة مزيد من ‪.H2‬‬ ‫ب) انخفاض درجة الحرارة‪.‬‬ ‫جـ) إزاحة بعض من ‪.I2‬‬ ‫‪ 29-2‬وجد ان ثابت الاتزان بدلالة الضغوط الجزئية ‪ KP‬بدرجة حرارة ‪ 1000K‬للتفاعلات‪:‬‬ ‫‪C)s( +‬‬ ‫‪1‬‬ ‫(‪O2)g‬‬ ‫(‪CO)g‬‬ ‫‪KP = 2.9 × 1010‬‬ ‫(‪C)s‬‬ ‫‪+2‬‬ ‫(‪O2)g‬‬ ‫‪KP = 5 × 1020‬‬ ‫(‪CO2)g‬‬‫(‪ 2CO)g( + O2)g‬ج‪2.4 × 1022 :‬‬ ‫احسب ثابت الاتزان بدلالة ‪ Kc‬للتفاعل ‪2CO2)g( :‬‬‫‪ 30-2‬في وعاء مغلق حجمه لتر واحد يتفاعل غاز ‪ CO‬مع بخار الماء وتكون غاز ‪ CO2‬و ‪ H2‬بدرجة حرارة ‪.700K‬‬‫ما تراكيز خليط الغازات عند وصولها الى حالة الاتزان اذا تم وضع مول واحد من كل من المتفاعلات والنواتج علم ًا إن‬ ‫ثابت الاتزان ‪ Kc‬لهذا التفاعل يساوي ‪. 5.29‬‬‫ج ‪]CO[ = ]H2O[ = 0.606 mol/L ; ]CO2[ = ]H2[ = 1.394 mol/L :‬‬ ‫‪ 31-2‬للتفاعل (‪2NO2)g‬‬‫(‪ N2O4)g‬ثابت الاتزان ‪ Kc‬لهذا التفاعل يساوي ‪ 6 × 10-3‬عند درجة‬‫حرارة ‪ 298K‬ولكنه يساوي ‪ 1.5 × 10-2‬عند درجة حرارة ‪ 35°C‬هل تفكك رابع اوكسيد ثنائي النتروجين باعث‬ ‫ام ماص للحرارة?‬‫(‪ 2SO3)g‬وجد ان خليط الاتزان بدرجة‬ ‫‪ 32-4‬للتفاعل المتزن الاتي‪2SO2)g( + O2)g(:‬‬‫حرارة ‪ 25°C‬يحتوي على‪ ]SO3[ = 0.002 mole/L:‬و ‪]SO2[= 0.08 mole/L‬و ‪]O2[= 0.01 mole/L‬‬‫وعند تبريد التفاعل الى ‪ 10°C‬وجد ان ‪ Kc‬للتفاعل يساوي ‪ 4‬بين هل التفاعل باعث ام ماص للحرارة‪.‬‬‫‪ 33-2‬وضحالفرقبين‪∆G‬و˚‪ ∆G‬واكتبالعلاقةبينهما‪.‬متىتكونقيمة‪∆G‬تساوي˚‪ ∆G‬اثبتذلكحسابي ًا?‬‫‪ 34-2‬اذا علمت ان ثابت التأين الذاتي للماء عند درجة حرارة ‪ 25°C‬وضغط ‪ 1 atm‬تساوي‬ ‫‪+‬‬ ‫(‪OH-)aq‬‬ ‫‪ .1 × 10-14‬احسب قيمة˚‪ ∆G‬للتأين‪.‬‬ ‫(‪H2O )l‬‬ ‫‪102H+‬‬‫ج‪79881 J/mol :‬‬ ‫(‪)aq‬‬

‫‪Ionic Equilibrium‬‬ ‫الاتزان الايوني‬ ‫الفصل الثالث‬ ‫‪3‬‬ ‫بعد الانتهاء من دراسة هذا الفصل يتوقع من الطالب أن‪:‬‬ ‫يميز بين المواد الالكتروليتية وغير الالكتروليتية‪.‬‬ ‫يميز بين الالكتروليتات القوية والالكتروليتات الضعيفة‪.‬‬ ‫يكون قادر ًا على حساب ‪ Kc‬للالكتروليتات الضعيفة والعلاقة المشتقة من‬ ‫عملية التأين الجزئي لها‪.‬‬ ‫يفهم عملية التأين الذاتي للماء والسلوك الامفوتيري له‪.‬‬ ‫يستطيع حساب قيمة الدالة الحامضية للمحاليل المائية‪.‬‬ ‫يدرك عملية التمذوب والتحلل المائي وكيفية اختلافها حسب نوع الملح‪.‬‬ ‫يفهم تأثير الايون المشترك وكيفية الافادة منه في تحضير محاليل البفر‪.‬‬ ‫يميز بين الاملاح تامة الذوبان والشحيحة الذوبان والعوامل المؤثرة على‬ ‫ذوبانية الاملاح شحيحة الذوبان‪.‬‬‫‪103‬‬

‫‪ 1-3‬مقدمة‬ ‫هل تعلم‬ ‫ان مواد مثل كلوريـــــــــــد‬‫تحدث التفاعلات الكيميائية في الغالب في المحاليل ولذلك تعتبر المحاليل مهمة‬ ‫الصوديـــــــــــــــوم او كرومات‬‫جدا في الكيمياء‪ .‬يستعمل الماء و المذيبات العضوية بشكل واسع لتحضير محاليل‬ ‫البوتاسيوم والتي تسلك سلوك‬‫المواد‪ ،‬ولكننا سوف نركز اهتمامنا في هذا الفصل على خواص المادة المذابة في الماء‬ ‫الكتروليتات عند ذوبانها في‬‫(المحاليل المائية) فقط‪ .‬يعتمد سلوك الاصناف المتكونة في المحلول نتيجة لذوبان‬ ‫الماء‪ ،‬قد لاتسلك نفس السلوك‬‫اي مادة في الماء على طبيعة المواد نفسها وعلى طبيعة الوسط الذي يحتويها‪ ،‬ولذا‬ ‫عند ذوبانها في مذيبات اخرى‬ ‫فمن الضروري فهم المبادئ التي تحكم سلوك هذه المواد في المحاليل‪.‬‬ ‫مثل الايثر او الهكسان‪.‬‬‫‪ 2-3‬الموادالالكتروليتيةوالموادغيرالالكتروليتية‬‫يعرف المحلول المائي‪ ،‬كما هو معلوم‪ ،‬على انه مزيج متجانس ناتج من‬‫ذوبان مادة (المذاب ‪ )Solute‬في الماء (المذيب ‪ .)Solvent‬ويمكن‬‫تقسيم المواد الى صنفين رئيسيين بحسب قابلية محاليها المائية على نقل‬‫التيار الكهربائي‪ .‬يتضمن الصنف الاول المواد التي تكون لمحاليلها القابلية‬‫على توصيل التيار الكهربائي ويصطلح على تسميتها بالالكتروليتات‬‫(‪)Electrolytes‬التي قد تكون قوية مثل كلوريد الصوديوم او ضعيفة‬‫مثل حامض الخليك [الشكل (‪ ،])1-3‬اما الصنف الثاني فيشمل المواد‬‫التي تكون محاليلها المائية غير موصلة وتدعى بالمواد غير الالكتروليتية‬‫(‪ )None-electrolytes‬مثـل السكــــــــــــر (السكروز)‪[ ،‬الجدول‬‫(‪ ،])1-3‬واضافة الى ذلك لايقتصر السلوك الالكتروليتي للمواد‬‫على محاليلها فقط بل يتعدى ذلك الى منصهرات الاملاح ايضا‪.‬‬ ‫‪ 1-2-3‬الالكتروليتات‬‫عند ذوبان جميع المركبات الأيونية والمركبات المستقطبة (غيرالأيونية)‬‫في الماء فانها تنتج ايونات‪ ،‬وهي بذلك تعد الكتروليتات‪ .‬ويمكن لهذه‬‫الالكتروليتات ان تكون املاح ًا‪ ،‬او حوامض او قواعد‪ ،‬ومن بعض اهم السمات‬ ‫المميزة للالكتروليتات هي‪:‬‬‫‪ -1‬قابليتها على ايصال التيار الكهربائى في حالاتها المنصهرة أو عندما تكون‬ ‫موجودة على شكل محلول في مذيب مستقطب‪.‬‬‫‪ -2‬تكون محصلة الشحنة الكهربائية لمحاليل الالكتروليتات مساوية للصفر‪ ،‬اي‬ ‫ان محاليها تكون متعادلة كهربائيا‪.‬‬‫‪ -3‬عند ذوبان الالكتروليتات في مذيب مستقطب كالماء‪ ،‬فان محلولها سوف‬ ‫يتضمن ايونات موجبة (‪ )Cations‬و ايونات سالبة (‪.)Anions‬‬‫‪ -4‬تعتمد قابلية المحلول الالكتروليتي للتوصيل الكهربائي على طبيعة الايونات‬ ‫المكونة له وعلى تركيز الايونات فيه اضافة الى درجة حرارة المحلول‪.‬‬ ‫‪104‬‬

‫(أ) (ب) (جـ)‬ ‫الشكل ‪1-3‬‬ ‫يمكن تصنيف الالكتروليتات حسب قابليتها لنقل التيار الكهربائي الى‬‫تجربة لاظهار تاثير وجود ايونات‬ ‫صنفين هما‪:‬‬ ‫في محلول‪.‬‬ ‫أ‪ .‬الالكتروليتات القوية‬‫قطبين من النحاس مغمورين في‬ ‫ينتج عن ذوبان هذه الالكتروليتات في الماء محاليل عالية التوصيل للكهربائية‪،‬‬ ‫وذلك بسبب تفككها التام في محاليها المائية الى ايونات‪ .‬ومن الامثلة على‬ ‫سائل داخل بيكر يحوي‪:‬‬ ‫الالكتروليتات القوية هي حامض الهيدروكلوريك ‪ HCl‬و كلوريد الصوديوم‬‫(أ) محلول مائي لكرومات البوتاسيوم‬ ‫‪ NaCl‬و كبريتات الصوديوم ‪ Na2SO4‬و نترات البوتاسيوم ‪ KNO3‬و حامض‬‫(الكتروليت قوي المحلول يحوي‬ ‫الكبريتيك ‪ H2SO4‬و كلوريد الامونيوم ‪ ،NH4Cl‬ويمكن تمثيل عملية تفكك‬‫عدد كبيـــــــــــــر من الايونات لذلك‬ ‫هذا النوع من المواد (الالكتروليتات القوية) في الماء لتكوين محاليل الكتروليتية‬‫يضاء المصباح بشكــــــــل متوهج) ‪،‬‬‫(ب) محلول مائي لحامض الخليك‬ ‫بالمعادلات الكيميائية الاتية‪:‬‬‫(الكتروليت ضعيف المحــــــــــــــلول‬ ‫)‪NNHKHNaa2CS2COlSO(lgO(3)4s(()s4l))(HsH) 2HOH2HO222OOHON(+aqKa22)+H(N(+a+aqq(+a)a)Cq+(+)a+ql-)+(CaNq+)lOS-(aSOq3O-)(42a(-q42a)(-qa)q‬‬‫يحوي عدد صغير من الايونات لذلك‬‫يضـــــــــاء المصباح بشكل خافت)‪،‬‬‫(ج) ماء مقطر مذاب فيه سكر (مادة‬‫غير الكتروليتية‪ ،‬لايضاء المصباح)‪.‬‬ ‫وبشكل عام‪ ،‬هناك ثلاث فئات من المواد الالكتروليتية القوية هي‪:‬‬ ‫(‪ )1‬الحوامض القوية‪ )2( ،‬القواعد القوية‪ )3( ،‬معظم الاملاح الذائبة في الماء‪،‬‬ ‫حيث تكون هذه المواد متأينة بشكل تام او شبه تام في محاليلها المائية المخففة‪،‬‬ ‫لذلك تعد من الالكتروليتات القوية‪ ،‬يوضح الجدول (‪ )1-3‬امثلة لبعض المواد‬ ‫الالكتروليتية وغير الالكتروليتية‪.‬‬ ‫تحسب تراكيز الايونات في محاليل الالكتروليتات القوية مباشرة من تراكيز‬‫الالكتروليتات القوية نفسها كما هو موضح في المثال الاتي‪105 :‬‬

‫مثال ‪1-3‬‬‫احسب التراكيز المولارية لايون ‪ Ba2+‬و ايون ‪ OH-‬في محلول‬ ‫‪ 0.03 M‬من هيدروكسيد الباريوم‪.‬‬ ‫الحــــل‪:‬‬ ‫تكتب المعادلة الكيميائية لتفكك القاعدة القوية ‪Ba)OH(2‬‬‫(‪Ba)OH(2)aq‬‬ ‫(‪Ba)2a+q( + 2OH-)aq‬‬ ‫(التركيز الابتدائي)‬ ‫‪0.03 M‬‬ ‫(التغير في التركيز)‬‫‪-0.03 M‬‬ ‫(‪+ 0.03 M + 2 × )0.03 M‬‬‫‪0 0.03 M 0.06 M‬‬ ‫(التركيز النهائي)‬‫وهذا يعني ان تركيز ايون الباريوم في المحلول [‪ ]Ba2+‬يساوي ‪ 0.03 M‬و‬ ‫تركيز ايون الهيدروكسيد [‪ ]OH-‬يساوي ‪.0.06 M‬‬ ‫ب‪ .‬الالكتروليتات الضعيفة‬‫ينتج عن ذوبان هذه الالكتروليتات في الماء محاليل ضعيفة التوصيل‬ ‫تمرين ‪1-3‬‬‫للكهربائية‪ ،‬لكونها تتاين بشكل جزئي (محدود) في محاليها المائية‪ .‬ومن‬ ‫احسب تراكيز الاصناف الايونية في‬ ‫محاليل المركبات (إلكتروليتات قوية)‬‫الامثلة على الالكتروليتات الضعيفة هي حامض الخليك ‪CH3COOH‬‬‫والامونيا ‪ NH3‬و حامض الكاربونيك ‪ H2CO3‬و الاملاح شحيحة الذوبان مثل‬‫التالية حسب التراكيز المشار اليها‪ ،AgCl .‬ويمكن تمثيل عملية تفكك هذا النوع من المواد (الكتروليتات ضعيفة)‬ ‫(أ) ‪( ،HBr 0.25 M‬ب) ‪ 0.055 M‬في الماء لتكوين محاليل الكتروليتية بالمعادلات الكيميائية الاتية‪:‬‬ ‫‪+‬‬‫(‪CH3COOH)aq‬‬ ‫‪+‬‬ ‫(‪CH3COO-)aq‬‬ ‫‪( ،KOH‬ج) ‪. CaCl2 0.155 M‬‬ ‫(‪H)aq‬‬‫(‪NH3)g( + H2O)l‬‬ ‫(‪2HN+)Haq4()+aq+‬‬ ‫(‪+ OH-)aq‬‬‫(‪H2CO3)aq‬‬ ‫(‪CO3)2a-q‬‬ ‫(‪Ag+)aq( + Cl-)aq‬‬‫(‪AgCl)s‬‬‫تمثل المعادلات اعلاه ذوبان هذه المواد في الماء ووصول المحلول المائي الناتج‬‫في كل منها الى حالة اتزان ايوني بين مكوناته (بين الاصناف على طرفي‬‫المعادلة) ويوصف التفاعل الكيميائي الذي يمثل كل عملية بانه تفاعل‬‫انعكاســـي (‪ )Reversible reaction‬ويمثل عادة بسـهمين متعاكسـين‬‫)‪ ،‬كما مر سابقا في فصل الاتزان الكيميائي‪ .‬تختلف التفاعلات‬ ‫(‬‫الانعكاسية عن التفاعلات التامة (التي تسير باتجاه واحد نحو النهاية)‬‫بانها لاتصل الى نهاية بل يصل نظام التفاعل الى حالة اتزان عندما يسير‬‫التفاعلان العكسيان (الامامي والخلفي) في نفس الوقت وبنفس السرعة‪.‬‬ ‫‪106‬‬

‫توصف هذه الحالة على انها حالة اتزان حركي (دايناميكي) يكون فيها معدل الجدول ‪1-3‬‬‫سرعة التفاعل الامامي والتفاعل الخلفي متساوية وتكون جميع مكونات المحلول بعضالامثلةلالكتروليتاتقويةواخرى‬‫في حالة تفاعل مستمر ولكن مع بقاء جميع تراكيز مكونات مزيج التفاعل عند ضعيفة ولمواد غيـــــــــــر الكتروليتية‪.‬‬ ‫حالة اتزان ثابتة لاتتغير عند ثبوت درجة الحرارة‪ .‬فعلى سبيل المثال‪ ،‬تتفكك‬ ‫الالكتروليتات القوية‬ ‫جزيئات حامض الخليك (حامض ضعيف) في محلوله المائي لينتج عنها ايونات‬ ‫حوامض قوي‬ ‫الهيدروجين المائية ( (‪ )H+)aq‬و ايونات الخلات المائية ( (‪)CH3COO)-aq‬‬‫‪HCl‬‬ ‫الهيدروكلوريك‬ ‫(التفاعل الامامي)‪ ،‬وبنفس الوقت تتحد ايونات الهيدروجين المائية مع ايونات‬‫‪HNO3‬‬ ‫الخلات لتكوين جزيئات حامض الخليك (التفاعل الخلفي) وعندما يصل المحلول النتريك‬‫‪HClO4‬‬ ‫المائي لهذا الحامض الى حالة الاتزان في درجة حرارية معينة تتساوى سرعتا عمليتي البيركلوريك‬‫‪H2SO4‬‬ ‫التفكك والاتحاد وبذلك تبقى تراكيز جميع الاصناف في المحلــــــول ( (‪H+)aq‬و الكبريتيك‬ ‫(‪ CH3COO)-aq‬و (‪ )CH3COOH)aq‬ثابتة لاتتغيـــــــــر‪ ،‬يوضح الجدول‬ ‫قواعد قوية‬‫‪NaOH‬‬ ‫هيدروكسيد الصوديوم‬ ‫(‪ )1-3‬امثلة لبعض الالكتروليتات الضعيفة‬‫هيدروكسيد البوتاسيوم ‪KOH‬‬ ‫يعبر عن حالة الاتزان الايوني (مثل ما هو الحال بالنسبة الى الاتزان الكيميائي)‬‫هيدروكسيد الكالسيوم ‪Ca)OH(2‬‬ ‫بدلالة ثابت الاتزان ‪ Kc‬والذي يعرف على انه حاصل ضرب التراكيز المولارية عند‬ ‫حالة الاتزان لنواتج التفاعل مقسومة على حاصل ضرب التراكيز المولارية عند حالة‬ ‫املاح تامة الذوبان‬ ‫الاتزان للمكونات المتفاعلة ك ٌل منها مرفوع الى اس مساو الى عدد مولات المكون‬‫الممثلة في المعادلة الكيميائية الموزونة‪ ،‬وبذلك يمكن التعبير عن ثابت الاتزان كلوريد الصوديوم ‪NaCl‬‬‫‪KNO3‬‬ ‫نترات البوتاسيوم‬ ‫لعملية تفكك حامض الخليك في محلوله المائي كالاتي‪:‬‬‫‪K2SO4‬‬ ‫كبريتات البوتاسيوم‬ ‫[ـ‪-‬ـــــ‪O‬ـــــ‪O‬ــــ‪C‬ـ‪3‬ـــــ‪H‬ــــ‪C‬ـــ]ـــ[ــ‪+‬ـــــ‪H‬ـــ]ـ‬ ‫[‪]CH3COOH‬‬ ‫الالكتروليتات الضعيفة‬ ‫= ‪Kc‬‬ ‫حوامض ضعيفة‬‫حيث تمثل الاقواس [ ] التراكيز المولارية للاصناف المكونة للمحلول عند حالة الهيدروفلوريك ‪HF‬‬ ‫الاتزان‪ ،‬وتكون القيمة العددية لـ ‪ Kc‬ثابتة عند ثبوت درجة الحرارة‪.‬‬‫‪HCN‬‬ ‫الهيدروسيانيك‬ ‫مثال ‪2-3‬‬ ‫الكاربونيك‬‫‪H2CO3‬‬ ‫الفورميك‬ ‫اكتب التعبير الرياضي لحساب قيمة ‪ Kc‬لمحلول الامونيا المائي المخفف‪.‬‬‫‪HCOOH‬‬ ‫قواعد ضعيفة‬ ‫(‪NH3 )g( + H2O)l‬‬ ‫(‪NH4+)aq( + OH-)aq‬‬ ‫الحــــل‪:‬‬‫الامونيا ‪NH3‬‬ ‫تشترك جزيئات الماء هنا في التفاعل وتسهم في الوصول الى حالة الاتزان‪ ،‬كما‬‫‪CH3NH2‬‬ ‫مثيل امين‬ ‫املاح شحيحة الذوبان‬ ‫هو مبين في معادلة الاتزان‪ ،‬لكن و لكون الماء هو المذيب المستعمل للمحلول فان‬‫‪AgCl‬‬ ‫تركيزجزيئاتالماءيكونكبيراجدابالمقارنةمعتراكيزبقيةالاصنافالتيتسهمفي كلوريد الفضة‬‫عملية الاتزان‪ ،‬ولذلك يبقى تركيز الماء ثابتا (تقريبا) اثناء سير التفاعل للوصول فلوريد الكالسيوم ‪CaF2‬‬ ‫الى حالة الاتزان ويمكن ان تدمج قيمة تركيزه المولاري مع قيمة ثابت الاتزان وتمثل‬ ‫مواد غير الكتروليتية‬‫‪CH3OH‬‬ ‫كحول المثيل‬ ‫القيمة الجديدة كمية ثابتة تمثل بـ ‪ .Kc‬يمكن حساب التركيز المولاري للماء في المحاليل‬‫‪C12H22O11‬‬ ‫سكروز‬ ‫المخففة على انه مساو للتركيز المولاري للماء النقي (كثافة الماء النقي = ‪1 kg/L‬‬‫‪107CH3COOCH3‬‬ ‫خلات المثيل‬ ‫وان ‪ ،)1kg = 1000 g‬فالكتلة المولية للماء تساوي‪:‬‬

‫(‪M)H2O‬‬ ‫‪= 2×1 + 1×16 = 18 g/mol‬‬ ‫(‪m )g‬‬ ‫ومن تعريف المولارية ‪M‬‬ ‫× (‪)g/mol‬‬‫‪M‬‬ ‫(‪)mol/L‬‬ ‫=‬ ‫‪M‬‬ ‫‪V‬‬ ‫(‪)L‬‬ ‫=‬ ‫‪18‬‬ ‫(‪1000 )g‬‬ ‫(‪)L‬‬ ‫‪)g/mol( × 1‬‬ ‫انتبه !‬ ‫‪= 55.55 mol/L‬‬ ‫عندما يكون الماء هو المذيب‪ ،‬عند‬‫ــ[ـ[‪-‬ـــــ‪HO‬ــ‪2‬ـــ‪O‬ـ‪H‬ــ]ـ]ـــ[ـ[ــ‪3‬ـ‪+4‬ــــ‪H‬ـ‪H‬ـــ‪N‬ـ‪N‬ــ]ـ] = ‪Keq‬‬ ‫التعبير عن قيم ‪ Kc‬سوف لن ُتكتب‬‫‪Kc = Keq × ]H2O[ = Keq × 55.55‬‬ ‫قيمة [‪ ]H2O‬وذلك لانها قيمة ثابتة‬ ‫وتكون ممثلة في قيمة ثابت الاتزان‪.‬‬ ‫[‪= ]NH4+ [ ]OH-‬‬‫‪Kc‬‬ ‫[‪]NH3‬‬ ‫‪ 3-3‬تفكك الالكتروليتات الضعيفة‬‫لقد تعلمت عزيزي الطالب بأنه يمكن تعريف الحامض حسب نظرية برونشتد‪-‬‬‫لوري على انه المادة التي لها القابلية على فقدان بروتون لتكوين قاعدة قرينة ‪:‬‬ ‫قاعدة قرينة ‪ +‬بروتون حامض‬‫وقد يكون الحامض جزيئة متعادلة مثل ‪ HCl‬و ‪ H2SO4‬و ‪CH3COOH‬‬‫او أيونا موجبا مثل ‪ NH4+‬و ‪ C6H5NH3+‬او أيونا سالبا مثل ‪ HSO4-‬و‬ ‫‪.H2PO4-‬‬‫تعرف القاعدة حسب نظرية برونشتد‪-‬لوري بانها المادة التي لها القابلية‬ ‫على اكتساب البروتون مكونة حامض قرين‪:‬‬ ‫بروتون ‪ +‬قاعدة‬ ‫حامض قرين‬‫وقد تكون القاعدة ايضا جزيئة متعادلة او ايونا موجبا او ايونا سالبا (مثل ‪NH3‬‬‫و ‪ C6H5NH2‬و ‪ ]Fe)H2O(5)OH(2[+‬و ‪ CH3COO-‬و ‪.)OH-‬‬‫تعتمد قوة الحامض او القاعدة حسب هذه النظرية على مدى قابلية الحامض على‬‫فقدان البروتون ومدى قابلية القاعدة على اكتساب البروتون وكذلك على الوسط‬‫الذي يحتوي هذه الاصناف‪ .‬ان كل ذلك يعني ان لكل حامض قاعدة قرينة تخالفه‬‫في القوة وكذلك هو الحال بالنسبة للقاعدة‪ ،‬فاذا كان الحامض قوي فان قاعدته‬‫القرينة تكون ضعيفة والعكس صحيح‪ .‬ففي المحاليل المائية يكون حامض برونشتد‬‫قويا (مثل ‪ )HCl‬عندما يتجه التفاعل الامامي بشكل تام نحو اليمين وتصبح قيمة‬‫[‪ ]HCl‬مساوية للصفر تقريبا‪( ،‬وكذلك هو الحال بالنسبة لقاعدة برونشتد)‪:‬‬ ‫(‪HCl)aq( + H2O)l‬‬ ‫(‪H3O+)aq( + Cl-)aq‬‬ ‫‪108‬‬

‫بذلك يمكن ترتيب الحوامض حسب قابليتها النسبية للاتحاد مع جزيئة الماء‬‫(او اي صنف قاعدي اخر)‪ .‬تظهر جميع الحوامض القوية القابلية نفسها بالنسبة‬‫للاتحاد مع جزئية الماء (بمعنى انها تتفكك بشكل تام تقريبا في الماء)‪ ،‬ولكن من‬‫ناحية اخرى يكون تفاعل الحوامض الضعيفة (او القواعد الضعيفة) بشكل جزئي‬‫حيث يندفع التفاعل نحو اليمين بشكل غير تام كما هو حال تفكك حامض الخليك‪:‬‬‫)‪CH3COOH(aq)+H2O(l‬‬ ‫)‪H3O+(aq)+CH3COO-(aq‬‬ ‫‪ 1-3-3‬الحوامض الضعيفة ‪Weak Acids‬‬‫ُت َع ُّد الحوامض الضعيفة الكتروليتات ضعيفة ولذلك فان عملية تفككها في‬‫الوسط المائي تخضع الى حالة اتزان بين الجزيئات غير المتفككة والايونات الناتجة‬ ‫من عملية التفكك والتي يمكن التعبير عنها بوساطة ثابت الاتزان‪.‬‬ ‫ينشأ الاتزان التالي في محلول مخفف لحامض الفورميك‪:‬‬‫)‪HCOOH(aq) + H2O(l‬‬ ‫)‪H3O+(aq) + HCOO-(aq‬‬ ‫وبتطبيق العلاقة الخاصة بحساب ثابت الاتزان‬‫= ‪Keq‬‬ ‫[‪]H3O+] [HCOO-‬‬ ‫[‪]H2O] [HCOOH‬‬‫]‪Ka = Keq× [H2O‬‬‫‪Ka‬‬ ‫]‪= [H3O+] [HCOO-‬‬ ‫[‪]HCOOH‬‬‫و ‪( Ka‬حيث ان ‪ a‬من ‪ acid‬وتعني حامض) تمثل ثابت تفكك حامض الفورميك‬‫الضعيف او ثابت التأين لهذا الحامض عند درجة حرارة ثابتة‪ .‬ويمكن كتابة معادلة‬‫عامة للتعبير عن قيمة ثابت التفكك للحامض الضعيف (‪ )HA‬على وفق مايلي‬ ‫على اعتبار ان تركيز الماء ثابتا كما مر ذكره‪:‬‬‫)‪HA(aq) + H2O(l‬‬ ‫)‪H3O+(aq‬‬ ‫‪+‬‬ ‫‪A-‬‬ ‫)‪(aq‬‬‫‪Ka‬‬ ‫]‪= [H3O+] [A-‬‬ ‫[‪]HA‬‬‫وهنا يجب ملاحظة ان هذه العلاقة يصح تطبيقها على الحوامض الضعيفة‬ ‫فقط دون الحوامض القوية التي يكون تفككها تاما وبذلك لايكون هناك اتزان‬‫بين جزيئات الحامض غير المتفكك و ايونات الحامض‪ .‬ومن ناحية اخرى‪ُ ،‬ت َع ُّد ‪109‬‬

‫قيم ثوابت تفكك الحوامض الضعيفة المختلفة مقياسا لقوة هذه الحوامض‬‫النسبية‪ ،‬فكلما ازدادت قيمة ثابت تفكك الحامض (ازداد مقدار تفككه)‬ ‫وازدادت حموضته‪.‬‬‫ويمكن الاستفادة من العلاقة الرياضية التي تمثل حالة الاتزان لتفكك الحامض‬‫الضعيف في الماء لحساب تركيز ايون الهيدروجين في محلول الحامض المائي وذلك‬ ‫من معرفة تركيز الحامض الضعيف وقيمة ثابت تفككه‪.‬‬ ‫مثال ‪3-3‬‬‫احسب تركيز ايون الهيدروجين المائي (‪ H)+aq‬في ‪ 0.1 M‬محلول مائي‬‫لحامض الخليك ودرجة التاين والنسبة المئويةلتفكك الحامض‪ ،‬اذا علمت ان ثابت‬ ‫تفكك حامض الخليك ‪.1.8×10-5‬‬ ‫انتبه !‬ ‫الحــــل‪:‬‬ ‫لقد ُأشير الى التغير الحاصل‬ ‫في قيم تراكيز المواد المشتركة في‬‫تكتب المعادلة الكيميائية الموزونة لعملية تفكك الحامض‪ ،‬ثم تكتب العلاقة‬ ‫تفاعلات الاتزان الكيميائي بﺈشارة‬ ‫سالبة للمواد المتفاعلة وإشارة موجبة‬ ‫الرياضية المعبرة عن قيمة ثابت تفكك الحامض الضعيف‪.‬‬ ‫للمواد الناتجة وذلك للاستفادة منها‬ ‫في حل المسائل المتعلقة بالاتزان‬‫(‪CH3COOH)aq‬‬ ‫(‪H)+aq( + CH3COO)-aq‬‬ ‫الكيميائي‪ .‬في هذا الفصل سوف تبين‬ ‫فقط قيم التراكيز الابتدائية والنهائية‬‫‪Ka‬‬ ‫=‬ ‫[‪]H+[ ]CH3COO-‬‬ ‫[‪]CH3COOH‬‬ ‫عند حالة الاتزان‪.‬‬‫من المفيد ان نتذكر هنا ان التراكيز المعبر عنها بالرمز [ ] في العلاقة‬‫الرياضية اعلاه تمثل التراكيز المولارية للاصناف عند حالة الاتزان فقط وهي‬‫مختلفة في قيمها عن قيم التراكيز المولارية الابتدائية لنفس الاصناف كما هو‬ ‫مبين في المعادلة الاتية‪:‬‬‫(‪CH3COOH)aq‬‬ ‫‪H+‬‬ ‫(‪+ CH3COO)-aq‬‬ ‫‪0.1 M‬‬ ‫(‪)aq‬‬‫‪)0.1 - x( M‬‬ ‫‪00‬‬ ‫(التراكيز الابتدائية للاصناف)‬ ‫تراكيز الاصناف عند حالة (الاتزان)‬ ‫‪xM xM‬‬‫والملاحﻆ هو انه قد افترض ان مقدار ما تفكــــــــك من الحامض الضعيف‬‫هو (‪ ،)x mole/L‬وحسب منطوق المعادلة الكيميائية الموزونة والتي تخضع‬‫لقوانين الاتحاد الكيميائي‪ ،‬فان تفكك (‪ )x mole‬من حامض الخليك ينتــــــج‬‫(‪ )x mole‬من ايونات الهيدروجين المائية ونفس الكمية من ايونات الخلات‬‫المائية‪ .‬يعوض بعد ذلك عن قيم التراكيز عند حالة الاتزان في العلاقة الرياضية‬ ‫المعبرة عن قيمة ثابت تفكك الحامض الضعيف وكما يأتي‪:‬‬‫= ‪1.8 ×10-5‬‬ ‫(‪)x( )x‬‬ ‫(‪)0.1 - x‬‬ ‫‪110‬‬

‫وباعادة ترتيب الحدود في المعادلة اعلاه نحصل على‪:‬‬ ‫(‪x2 = )1.8 × 10-6( - )1.8 × 10-5 x‬‬ ‫وهذه معادلة جبرية من الدرجة الثانية يتطلب حلها استعمال القانون العام‬ ‫(الدستور)‪ ،‬الا انه في هذا المثال يمكننا استعمال طريقة تقريبية وذلك لان‬ ‫قيمة ‪ Ka‬للحامض في هذا المثال صغيرة جدا وبالتالي يكون مقدار مايتفكك من‬ ‫الحامض ( ‪ )x‬صغير جدا مقارنة بالتركيز الابتدائي للحامض‪ ،‬وبمعنى اخر يمكننا‬ ‫ان نكتب‪:‬‬ ‫‪)0.1- x( mol/L ≈ 0.1 mol/L‬‬ ‫وباستعمال هذا التقريب في معادلة ثابت التفكك نحصل على‪:‬‬ ‫(‪)x( )x‬‬ ‫انتبه !‬ ‫= ‪1.8 ×10-5‬‬ ‫(‪)1.80.×110-5‬‬ ‫=‬ ‫‪1.8‬‬ ‫×‬ ‫‪10-6‬‬ ‫× (‪x2 = )0.1‬‬‫اذا كانت النسبة المئوية للتأين‬‫اقل من ‪ % 5‬فيمكن عند ذاك‬ ‫‪x = √1.8 × 10-6 = 1.3 × 10-3‬‬‫استعمال عملية التقريب (اهمال‬‫قيمة ‪ x‬المطروحة من التركيز الابتدائي‬ ‫‪]H+[ = 1.3 × 10-3 mol/L‬‬‫للمادة) عند اجراء الحسابات‬‫المطلوبة‪ ،‬اما اذا كانت النسبة المئوية‬ ‫ان القيمة الصغيرة لتركيز ايون الهيدروجين عند حالة الاتزان‬‫للتأين اكبر من ‪ % 5‬فيستعمل‬‫الدستور لحل المعادلة الجبرية من‬ ‫(‪ )1.3 ×10-3 mole/L‬مقارنة مع التركيز الابتدائي للحامض‬‫الدرجة الثانية المطلوبة في الحسابات‪.‬‬ ‫(‪ )0.1 mole/L‬والمحسوبة بالاعتماد على عملية التقريب المستخدمة في حل‬‫في المعادلة الجبرية العامة من الدرجة‬ ‫المعادلة الجبرية من الدرجة الثانية‪ ،‬تؤكد ان طريقة التقريب كانت صحيحة ولذلك‬‫الثانية (‪ )a x2 + b x + c‬تمثل ‪ a‬و ‪b‬‬‫و ‪ c‬في المعادلة قيم معاملات الحدود ‪x2‬‬ ‫وبصورة عامة‪ ،‬اذا كانت قيمة ثابت التفكك للحامض (او للقاعدة) صغيرة (اي أقل‬‫و ‪ x‬والحد المطلق على التوالي‪ ،‬وهناك‬‫حل عام لهذا النوع من المعادلات‪.‬‬ ‫من ‪ 10-7 ،10-6 ،10-5‬او فما دون) يستخدم التقريب اما اذا كانت قيمة ‪Ka‬‬ ‫كبيرة (اي اكبر من ‪ 10-2 ،10-3 ،10-4‬أو فما فوق) فعندها لايمكن استعمال‬ ‫يستند الى معادلة الدستور‪:‬‬ ‫التقريب لان النتائج التي سوف نحصل عليها تكون غير صحيحة بل يجب‬ ‫استعمال الدستور لحل المعادلة وايجاد النتيجة‪.‬‬ ‫تعرف درجة التفكك بالعلاقة الاتية‪:‬‬ ‫الاتزان‬ ‫عند حالة‬ ‫الجزء المتاين من المادة‬ ‫تركيز‬ ‫=‬ ‫التأين)‬ ‫(‬ ‫التفكك‬ ‫درجة‬ ‫للمادة‬ ‫التركيز الابتدائي‬‫((‪x = )-b± √)b2 - 4ac‬‬ ‫اما النسبة المئوية للتفكك فيمكن الحصول عليها من العلاقة التالية‪ ،‬اي‬ ‫بضرب درجة التفكك × ‪.100‬‬ ‫‪2a‬‬‫‪%‬‬ ‫× ‪100‬‬ ‫الاتزان‬ ‫تركيز الجزء المتاين من المادة عند حالة‬ ‫النسبة المئوية للتفكك ( التأين) =‬ ‫التركيز الابتدائي للمادة‬ ‫النسبة المئوية للتفكك = درجة التفكك × ‪100‬‬‫‪111‬‬

‫وفي المثال (‪:)3-3‬‬ ‫ايون الهيدروجين عند حالة الاتزان‬ ‫تركيز‬ ‫=‬ ‫الحامض‬ ‫تفكك‬ ‫درجة‬ ‫التركيز الابتدائي للحامض‬ ‫درجة تفكك الحامض = ‪0.013 = 1.3 × 10-3‬‬ ‫‪0.1‬‬ ‫تركيز ايون الهيدروجين عند حالة الاتزان‬‫× ‪% 100‬‬ ‫النسبة المئوية لتفكك الحامض ( التأين) =‬ ‫التركيز الابتدائي للحامض‬ ‫النسبة المئوية لتفكك الحامض ( التأين) = ‪% 100 × 1.3 × 10-3‬‬ ‫‪0.1‬‬ ‫النسبة المئوية لتفكك الحامض ( التأين) = ‪% 1.3‬‬‫وبما أن النسبة المئوية للتفكك أقل من ‪ % 5‬فالتقريب الذي استخدمناه يكون مقبولا‪.‬‬ ‫مثال ‪4-3‬‬‫احسب درجة التفكك و النسبة المئوية للتأين لمادة حامض الهيدروفلوريك ‪HF‬‬‫(‪ )Ka = 6.8 × 10-4‬في محلولها المائي الذي تركيزه (أ) ‪ ،0.1 M‬و (ب)‬ ‫‪ ،0.01 M‬وبين ماهي العلاقة بين النسبة المئوية للتأين وتركيز المحلول‪.‬‬ ‫الحــــل‪:‬‬ ‫‪0.1 M‬‬ ‫(أ) لمحلول تركيزه‬ ‫تمرين ‪2-3‬‬ ‫احسب تركيز‬‫(‪HF)aq‬‬ ‫‪H+‬‬ ‫‪+‬‬ ‫‪F-‬‬ ‫المائي‬ ‫الهيدروجين‬ ‫ايون‬ ‫(‪)aq‬‬ ‫(‪)aq‬‬‫‪Ka‬‬ ‫=‬ ‫[‪]H+[ ]F-‬‬ ‫في المحلول المائي لحامض الهيدروسيانيك‬ ‫[‪]HF‬‬ ‫(‪ )Ka= 4.9 × 10-10‬تركيزه يساوي‬‫ان قيمة ‪ Ka‬لحامض الهيدروفلوريك اكبر بكثير من قيمة ‪ Ka‬لحامض الخليك‬ ‫‪.0.2 M‬‬‫ولذلك فانه من المتوقع ان تكون النسبة المئوية لتفكك هذا الحامض اكثر من ‪% 5‬‬ ‫ج ‪1 × 10-5 M :‬‬‫وبالتالي فان التقريب الذي استعملناه في حالة حامض الخليك قد لايصلح في هذا‬‫المثال‪ .‬على كل حال‪ ،‬لنجرب حل المثال بطريقة التقريب و حله بدون الاعتماد‬‫على التقريب (اي‪ :‬حل المعادلة الجبرية من الدرجة الثانية باستعمال الدستور)‬ ‫وكما يأتي‪:‬‬‫(‪HF)aq‬‬ ‫‪H+‬‬ ‫‪+‬‬ ‫‪F-‬‬ ‫(التراكيز الابتدائية)‬‫‪0.1 M‬‬ ‫(‪)aq‬‬ ‫(‪)aq‬‬ ‫(التراكيز عند حالة الاتزان)‬‫‪)0.1 - x( M‬‬ ‫‪00‬‬ ‫‪xM xM‬‬ ‫(‪)x( )x‬‬ ‫‪112‬‬‫(‪6.8 × 10-4 = )0.1 - x‬‬

‫ﻃريقة التقريﺐ‬‫‪)0.1- x( mol/L ≈ 0.1 mol/L‬‬ ‫وباستعمال هذا التقريب في معادلة ثابت التفكك نحصل على‪:‬‬ ‫(‪6.8 × 10-4 = )x( )x‬‬ ‫‪0.1‬‬‫‪x2 = )0.1( × )6.8 × 10-4( = 6.8 × 10-5‬‬‫‪x= √6.8 × 10-5 = 8.25 × 10-3‬‬‫‪]H+[ = 8.25 × 10-3 mol/L‬‬ ‫درجة تفكك حامض الهيدروفلوريك =‬‫تركيز ايون الهيدروجين عند حالة الاتزان‬ ‫التركيز الابتدائي للحامض‬ ‫درجة تفكك الحامض = ‪0.0825 = 8.25 × 10-3‬‬ ‫‪0.1‬‬ ‫النسبة المئوية لتفكك حامض الهيدروفلوريك =‬‫× ‪% 100‬‬ ‫تركيز ايون الهيدروجين عند حالة الاتزان‬ ‫التركيز الابتدائي للحامض‬‫النسبة المئوية لتفكك حامض الهيدروفلوريك = ‪% 100 × 8.25 × 10-3‬‬ ‫‪0.1‬‬ ‫النسبة المئوية لتفكك حامض الهيدروفلوريك = ‪% 8.25‬‬‫وهذه النسبة المئوية لتفكك هذا الحامض اكثر من ‪ % 5‬وهذا بسبب كون‬ ‫ثابت التفكك اكبر من ‪ ،10-5‬لذلك لايجوز استعمال هذه الطريقة للحل‪.‬‬ ‫ﻃريقة استعﲈل الدستور‬‫(‪x2 = )6.8 × 10-5( - )6.8 × 10-4 x‬‬‫‪x2 + )6.8 × 10-4 x( - )6.8 × 10-5( = 0‬‬‫((‪x = )-b± √)b2 - 4ac‬‬ ‫‪2a‬‬‫‪113 x = -)6.8 × 10-4( ±‬‬ ‫(‪)6.8 × 10-4(2- 4 × )-6.8 × 10-5‬‬ ‫‪2‬‬

‫إن حل هذه المعادلة الجبرية يعطي قيمتين تكون احداهما موجبة والاخرى سالبة‪،‬‬‫تهمل القيمة السالبة لان لامعنى لها من الناحية العملية (لايوجد تركيز تكون‬ ‫قيمته سالبة)‪.‬‬ ‫[‪x = 7.91 × 10-3 mol/L = ]H+‬‬‫بمقارنة تركيز ايونات الهيدروجين في محلول حامض الهيدروفلوريك عند حالة‬‫الاتزان المحسوبة بطريقة التقريب و المحسوبة بدون اجراء التقريب (باستعمال‬‫الدستور)‪ ،‬ﳒد ان هناك فرق واضح في القيمة المحسوبة لذلك لايمكن الاعتماد‬ ‫على التقريب لانه يعطي نتيجة خاطئة‪.‬‬ ‫تركيز ايون الهيدروجين عند حالة الاتزان‬ ‫درجة التفكك =‬ ‫التركيز الابتدائي للحامض‬ ‫درجة التفكك = ‪0.079 = 7.91 × 10-3‬‬ ‫‪0.1‬‬‫× ‪% 100‬‬ ‫تركيز ايون الهيدروجين عند حالة الاتزان‬ ‫النسبة المئوية للتأين =‬ ‫التركيز الابتدائي للحامض‬ ‫النسبة المئوية للتاين = ‪% 7.91 = % 100 × 7.91 × 10-3‬‬ ‫‪0.1‬‬ ‫(‪)x( )x‬‬ ‫(ب) لمحلول تركيزه ‪0.01 M‬‬ ‫(‪)0.01 - x‬‬ ‫المعادلة من الدرجة الثانية لهذا المحلول هي‪:‬‬‫‪6.8‬‬ ‫×‬ ‫‪10-4‬‬ ‫=‬ ‫وبتطبيق معادلة الدستور يمكن الحصول على قيمة ‪: x‬‬ ‫الهيدروجين‬ ‫ايون‬ ‫تمرين ‪3-3‬‬‫‪x = 2.29 × 10-3 mol/L‬‬ ‫احسب تركيــــــــــز‬ ‫المائي في المحلــــــــــــول المائي للفينول‬ ‫تركيز ايون الهيدروجين عند حالة الاتزان‬ ‫درجة التفكك =‬ ‫‪)Ka=1.3 × 10-10( C6H5OH‬‬ ‫التركيز الابتدائي للحامض‬ ‫الذي تركيزه (أ) ‪ 0.2 M‬و (ب) بعد‬ ‫= ‪0.229‬‬ ‫‪2.29 × 10-3‬‬ ‫=‬ ‫تخفيفة لمئة مرة‪.‬‬ ‫‪0.01‬‬ ‫ج ‪ :‬أ‪0.51 × 10-5 M -‬‬‫× ‪% 100‬‬ ‫تركيز ايون الهيدروجين عند حالة الاتزان‬ ‫النسبة المئوية للتأين =‬ ‫ب‪0.51 × 10-6 M -‬‬ ‫التركيز الابتدائي للحامض‬ ‫× ‪% 22.9 = % 100‬‬ ‫‪2.29 × 10-3‬‬ ‫=‬ ‫‪114‬‬ ‫‪0.01‬‬

‫من الجدير بالملاحظة في هذا المثال أنه عند تخفيف محلول الحامض بمقدار عشر‬ ‫مرات فان درجة التفكك (او النسبة المئوية للتأين) تزداد بمقدار ثلاث مرات تقريبا‬ ‫( من ‪ 0.079‬الى ‪ .)0.229‬إن هذه النتيجة متوقعة بموجب قاعدة لو‪ -‬شاتيليه‪،‬‬ ‫حيث تؤدي عملية تخفيف المحلول الى ازاحة موقع الاتزان من موقعه الاصلي الى‬ ‫موقع جديد لازالة التاثير الخارجي (عملية التخفيف) وذلك بأن يزداد تفكك‬ ‫المذاب (يتاين) وهذه العملية تؤدي الى نقصان في كمية الجزء غير المتفكك من‬ ‫المذاب (جزيئات الحامض) وتزيد من كمية الجزء المتفكك منه (الايونات) في‬ ‫وحدة الحجم من المحلول وبذلك يرجع المحلول الى حالة الاتزان مرة اخرى‪.‬‬ ‫انتبه !‬ ‫الحوامض الضعيفة أحادية البروتون و المتعددة البروتون‬‫* الحامض القوي يولد قاعدة قرينة‬ ‫الحوامض الضعيفة احادية البروتون (‪،)Monoprotic weak acids‬‬ ‫ضعيفة والعكــــــــــــس صحيح‪.‬‬ ‫مثل الحوامض التي تناولناها سابقا‪ ،‬هي تلك التي تمتلك ذرة هيدروجين واحدة قابلة‬ ‫للتأين (بروتون حامضي واحد) ولذلك يكون لها ثابت تفكك واحد‪ .‬ولكن من‬‫**كلما ازدادت قيمة ثابت تفكك‬ ‫ناحية اخرى‪ ،‬توجد العديد من الحوامض تمتلك اكثر من بروتون حامضي واحد‬‫الحامض الضعيف ‪ Ka‬ازدادت قوة‬ ‫ويدعى هذا النوع بالحوامض متعددة البروتون (‪)Polyprotic weak acids‬‬ ‫مثل حامض الاوكزاليك (‪ )H2C2O4‬الذي يمتلك بروتونين حامضيين يمتاز كل‬ ‫الحامض‪.‬‬ ‫منهما بثابت تفكك خاص ( تختلف درجة حموضة البروتون الاول عن البروتون‬ ‫الثاني) ولذلك يعاني الحامض في محلوله المائي من تفاعلين للتفكك وله ثابتين‬ ‫للتفكك يرمز لهما ‪ Ka1‬و ‪ Ka2‬على التوالي‪:‬‬ ‫)‪H2C2O4 (aq) + H2O(l‬‬ ‫)‪H3O+(aq‬‬ ‫)‪+ HC2O4(-aq‬‬ ‫=‪Ka1‬‬ ‫]‪[H3O+] [HC2O4-‬‬ ‫‪= 5.37 × 10-2‬‬ ‫]‪[H2C2O4‬‬ ‫)‪HC2O4(-aq) + H2O(l‬‬ ‫)‪H3O+(aq) + C2O42(a-q‬‬ ‫=‪Ka2‬‬ ‫]‪[H3O+] [C2O42-‬‬ ‫=‬ ‫‪5.1 × 10-5‬‬ ‫]‪[HC2O4-‬‬ ‫ولحامض الفسفوريك (‪ )H3PO4‬ثلاثة تفاعلات تفكك و ثلاث ثوابت‬ ‫تفكك (هي ‪ Ka1‬و ‪ Ka2‬و ‪:) Ka3‬‬ ‫)‪H3PO4(aq) + H2O(l‬‬ ‫)‪H3O+(aq) + H2PO4-(aq‬‬‫‪115‬‬ ‫= ‪Ka1‬‬ ‫[‪]H3O+] [H2PO4-‬‬ ‫‪= 7.11 × 10-3‬‬ ‫[‪]H3PO4‬‬

‫(‪H2PO4)-aq( + H2O)l‬‬ ‫(‪H3O+)aq( + HPO4)2a-q‬‬ ‫‪= 6.32 × 10-8‬‬‫= ‪Ka2‬‬ ‫[‪]H3O+[ ]HPO42-‬‬ ‫انتبه !‬ ‫[‪]H2PO4-‬‬ ‫يلاحﻆ من قيــــــــــم ثوابت‬‫(‪HPO4)2a-q( + H2O)l‬‬ ‫(‪H3O+)aq( + PO43)a-q‬‬ ‫التفكك انها دائم ًا تتبع المنوال‬ ‫‪= 4.80 x 10-13‬‬‫= ‪Ka3‬‬ ‫[‪]H3O+[ ]PO43-‬‬ ‫الاتي‪:‬‬ ‫[‪]HPO42-‬‬ ‫ويعو‪3‬د‪ a‬ا‪K‬ل>سب‪a2‬ب‪ K‬ف> ‪1‬ي‪Ka‬ذلك الى‬ ‫‪ 2-3-3‬القواعد الضعيفة ‪Weak bases‬‬ ‫نقصان قابلية الاصناف التي تحمل‬ ‫شحنة سالبة على فقدان بروتون‬‫تعرف القاعدة الضعيفة حسب مفهوم برونشتد على انها الصنف الذي‬ ‫موجب الشحنة بســــــــــــــــبب‬ ‫ازدياد التجاذب الالكتروستاتيكي بين‬‫له قابلية جزئية (غير تامة) على اكتساب البروتونات من المذيب‪ ،‬ولذلك‬ ‫ايونات ذوات الشحنات المختلفة‪.‬‬‫فانها تتميز بان لها ثابت تفكك ويرمز له بالرمز ‪ b( Kb‬من ‪ base‬و تعني‬‫قاعدة)‪ .‬فعلى سبيل المثال‪ ،‬يمكن تمثيل تفاعل تفكك الامونيا في الماء كالاتي‪:‬‬‫(‪NH3)g( + H2O)l‬‬ ‫(‪NH4)+aq( + OH)-aq‬‬ ‫انتبه !‬‫‪Kb‬‬ ‫=‬ ‫[‪]NH4+[ ]OH-‬‬ ‫=‬ ‫‪1.8‬‬ ‫×‬ ‫‪10-5‬‬ ‫عند حل الامثلة الحسابية المتعلقة‬ ‫[‪]NH3‬‬ ‫بالقواعد الضعيفة يتبع نفس‬‫ويلاحﻆ عدم تضمن العلاقة الخاصة بالتعبيرعن قيمة ثابت تفكك القاعدة لـ‬ ‫الاسلوب الذي ُأستخد َم عند التعامل‬ ‫مع الحوامض الضعيفة باستخدام‬‫[‪ ]H2O‬لنفس السبب المذكور للتعبير عن قيمة ‪ .Ka‬وبصورة عامة يمكن التعبير‬ ‫عن الاتزان الايوني لتفكك القاعدة الضعيفة ‪ B‬في محلولها المائي كما يأتي‪:‬‬ ‫التقريب من عدمه‪.‬‬‫(‪B)aq( + H2O)l‬‬ ‫(‪BH)+aq( + OH-)aq‬‬‫[‪]BH+][B][OH-‬ﭨﭨ=ﭨ‪Kb‬‬ ‫وثابت الاتزان ‪ Kb‬يساوي‪:‬‬ ‫مثال ‪5-3‬‬‫إحسب تركيز ايون الهيدروكسيد [‪ ]OH-‬ودرجة التأين والنسبة المئوية‬‫للتأين للمحلول المائي للامونيا الذي تركيزه يساوي ‪ ،0.2 M‬علما ان ثابت‬ ‫تفكك القاعدة الضعيفة ‪.Kb )NH3( = 1.8 × 10-5.‬‬ ‫الحــــل‪:‬‬‫تكتب المعادلة الكيميائية لتفكك الامونيا في محلولها المائي ويبين عليها‬‫التراكيز المولارية للاصناف عند حالة الاتزان‪ ،‬ثم تعوض قيم هذه التراكيز في‬ ‫التعبير الرياضي الخاص بقيمة ثابت تفكك القاعدة وكما يأتي‪:‬‬ ‫‪116‬‬

‫الابتدائية)‬ ‫(التراكيز‬ ‫(‪NH3)aq‬‬ ‫‪+‬‬ ‫(‪H2O)l‬‬ ‫(‪NH4+)aq( + OH-)aq‬‬ ‫‪0.2 M‬‬ ‫‪00‬‬ ‫‪xM xM‬‬‫‪( )0.2 - x( M‬التراكيز عند حالة الاتزان)‬ ‫= ‪Kb‬‬ ‫[‪]NH4+[ ]OH-‬‬ ‫[‪]NH3‬‬ ‫(‪)x( )x‬‬ ‫(‪1.8 × 10-5 = )0.2 - x‬‬ ‫‪x2 = 0.2 × 1.8 × 10-5 = 3.6 × 10-6‬‬ ‫‪x = ]OH-[ =1.9 × 10-3 mol/L‬‬ ‫الاتزان‬ ‫ايون الهيدروكسيد عند حالة‬ ‫تركيز‬ ‫=‬ ‫التأين‬ ‫درجة‬ ‫التركيز الابتدائي للقاعدة‬‫تمرين ‪4-3‬‬‫إحســــــــــــب درجة التأين للمحلول‬ ‫= ‪0.0095 = 1.9 × 10-3‬‬‫المائي للانيلـــــــــــــــــــــــــين ‪C6H7N‬‬ ‫‪0.2‬‬‫(‪ )Kb = 3.8 × 10-10‬الذي تركيزه‬‫يساوي ‪.0.1 M‬‬ ‫النسبة المئوية للتاين =‬‫ج ‪6.2 × 10-5 :‬‬ ‫‪% 100‬‬ ‫×‬ ‫الهيدروكسيد عند حالة الاتزان (الجزء المتأين)‬ ‫تركيز ايون‬ ‫التركيز الابتدائي للقاعدة‬ ‫النسبة المئوية للتاين= ‪% 0.95 = % 100 × 1.9 × 10-3‬‬ ‫‪0.2‬‬ ‫‪ 4-3‬التاين الذاتي للماء ‪Self-Ionization of Water‬‬ ‫إن التاين الذاتي للماء (و يعرف ايضا بالتاين التلقائـي للماء‬ ‫‪ Autoionization of water‬او التفكك التلقائـــــــــــــــــــي للماء‬ ‫‪ )Autodissociation of water‬هو تفاعل كيميائي يتم فيه انتقال‬ ‫بروتون من جزيء الى جزيء اخر للماء لتكوين ايون الهيدرونيوم ‪ H3O+‬وايون‬ ‫الهيدروكسيد ‪ ،OH-‬ويمكن ان تحدث عملية التأين الذاتي للماء في الماء النقي‬ ‫او في المحاليل المائية لمواد اخرى‪ .‬تع ُّد عملية التاين الذاتي للماء عملية برتنة ذاتية‬ ‫(انتقال بروتون بشكل تلقائي) وهي المسؤولة عن الصفة الامفوتيرية للماء‪.‬‬‫‪117‬‬

‫لقد اظهرت القياسات العملية الدقيقة لقابلية الماء على التوصيل الكهربائي‪،‬‬ ‫ان الماء النقي يعاني من عملية تأين الى مدى بسيط‪.‬‬ ‫)‪H3O(+aq) + OH(-aq‬‬‫)‪H2O(l) + H2O(l‬‬ ‫‪H+‬‬ ‫)‪+ OH(-aq‬‬ ‫او بشكل ابسط‪:‬‬ ‫)‪(aq‬‬‫)‪H2O(l‬‬‫ويمكن وصف عملية الاتزان من خلال ثابت يدعى الحاصل الايوني للماء ويعبر‬ ‫عنه عادة بالرمز ‪.Kw‬‬ ‫]‪ Kw = [H3O+][OH-‬أو ]‪Kw = [H+][OH-‬‬‫يصاحب تكوين أيون الهيدرونيوم ‪ ،H3O+‬أو بشكل ابسط أيون‬‫الهيدروجين ‪ ،H+‬دائما تكون ايون الهيدروكسيد ‪ OH-‬لذلك يكون تركيز‬‫ايون الهيدروجين في الماء المقطر(النقي) دائما مساو لتركيز ايون الهيدروكسيد‪،‬‬‫وقد اثبتت القياسات الدقيقة التي اجريت على الماء النقي عند ‪ 25 °C‬ان‪:‬‬‫‪[H+] = [OH-] = 1.0 × 10-7 mol/L‬‬‫ويمكن استخدام هذه القيم المقاسة تجريبيا لحساب قيمة ثابت الحاصل الايوني‬ ‫للماء ‪ Kw‬كما يلي عند درجة حرارة ‪:25 °C‬‬‫‪Kw = [H+] [OH-] = (1.0 × 10-7) (1.0 × 10-7) = 1.0 × 10-14‬‬‫وعلى الرغم من ان هذه العلاقة قد وضعت وحسبت قيمة ‪ Kw‬للماء النقي‪ ،‬فانه يمكن‬‫استخدامها وبشكل صحيح للمحاليل المائية المخففة عند درجة حرارة ‪.25 °C‬‬‫ان الماء النقي هو وسط متعادل (اي انه ليس حامضيا ولا قاعديا)‪ ،‬لذلك‬‫ففيه‪ ،‬وكذلك في اي محلول متعادل اخر‪ ،‬يكون تركيز ايونات الهيدروجين‬‫المائية مساويا لتركيز ايونات الهيدروكســـــــــــــــــيد المائية (اي ان = ]‪[H3O+‬‬‫‪ ،)[OH-] = 1.0 ×10-7 M‬اما اذا اضفنا حامضا للماء النقي فان ذلك يؤدي‬‫الى زيادة تركيز ايونات الهيدروجين المائية ويقلل (حسب قاعدة لو شاتليه) من‬‫تركيز ايونات الهيدروكسيد المائية حسب عملية الاتزان التي تمثل تفكك الماء‪:‬‬‫)‪H2O(l‬‬ ‫‪+‬‬ ‫)‪+ OH-(aq‬‬ ‫)‪H(aq‬‬‫ان المحافظة على عملية الاتزان تعني بقاء قيمة الحاصل الايوني للماء ‪Kw‬‬ ‫‪118‬‬‫كمية ثابتة دوما(‪ ،)1.0×10-14‬ولذلك فان اي زيادة في تركيز ‪ H+‬يجب‬‫ان تقود الى انخفاض في تركيز ‪ OH-‬والعكس صحيح‪ .‬وبالاسلوب نفسه‪،‬‬‫يمكننا ان نتوصل الى ان اضافة قاعدة الى الماء (او اي محلول متعادل) تزيد‬‫من تركيز ايونات ‪ OH-‬فيه ويؤدي ذلك الى نقصان تركيز ايونات ‪.H+‬‬‫وبصورة عامة‪ ،‬تكون تراكيز ايونات ‪ H+‬و ايونات ‪ OH-‬في المحاليل كالاتي‪:‬‬

‫المحلول‬ ‫الحالة العامة‬ ‫عند ‪25 °C‬‬‫حامضي‬ ‫[‪]H+[ > ]OH-‬‬ ‫‪]H+[ > 1.0× 10-7 M , ]OH-[ < 1.0× 10-7 M‬‬‫متعادل‬ ‫[‪]H+[ = ]OH-‬‬ ‫‪]H+[ = 1.0× 10-7 M, ]OH-[ =1.0× 10-7 M‬‬‫قاعدي‬ ‫[‪]H+[ < ]OH-‬‬ ‫‪]H+[ < 1.0× 10-7 M , ]OH-[ >1.0× 10-7 M‬‬ ‫مثال ‪6-3‬‬ ‫احسب تراكيز ايونات ‪ H+‬و ‪ OH-‬في ‪ 0.05 M‬من محلول حامض‬ ‫النتريك (‪.)HNO3‬‬ ‫الحــــــل‪:‬‬ ‫تكتب معادلة تاين حامض النتريك (حامض قوي) ويبين عليها التراكيز‬ ‫المولارية لايون ‪ H+‬وايون ‪ NO3-‬مباشرة‪ .‬بعد ذلك تستخدم العلاقة‬ ‫‪ Kw = ]H+[ ]OH-[ = 1.0× 10-14‬لايجاد تركيز ايون ‪ OH-‬في تمرين ‪5-3‬‬ ‫المحلول‪.‬‬‫احسب تركيز ايونات الهيدروجين‬ ‫‪H+‬‬ ‫(‪NO3)-aq‬‬ ‫(‪)aq‬‬ ‫‪+‬‬‫(‪ HNO3 )aq‬المائية في محلول يحتوي على ايونات‬‫‪ 0.05 M‬الهيدروكســــــــــــــــيد المائية بتراكيز‪:‬‬ ‫‪00‬‬ ‫‪0 0.05 M 0.05 M‬‬‫(أ) ‪ 0.01 M‬و (ب)‪.2.0× 10-9 M‬‬‫‪ ]H+[ = ]NO3-[ = 0.05 mol/L‬ج ‪ :‬أ‪1 × 10-12 M -‬‬‫ب‪5 × 10-6 M -‬‬ ‫يمكن الان حساب قيمة [‪ ]OH-‬من المعادلة الخاصة بالتاين التلقائي للماء‬ ‫‪+‬‬ ‫وقيمة ‪.Kw‬‬‫‪(H2O‬التراكيز الابتدائية)‬ ‫‪H+‬‬ ‫(‪OH-)aq‬‬ ‫(‪)aq‬‬ ‫‪0.05 M‬‬‫(التراكيز عند حالة الاتزان)‬ ‫‪)0.05 + x( M x M‬‬ ‫(‪Kw =1.0× 10-14 = ]H+[ ]OH-[ = )0.05 + x( )x‬‬ ‫ولمعرفتنا المسبقة بأن قيمة ‪( x‬تركيز ‪ H+‬الناتج من تفكك الماء) هي صغيرة‬ ‫جدا بالمقارنة مع تركيز ‪ H+‬الناتج من التفكك الكلي للحامض القوي‬ ‫‪ ،HNO3‬لذلك يمكننا التقريب بوصف أن القيمة (‪ )x + 0.05‬تساوي‬‫‪ .0.05‬وبتعويض هذا التقريب في المعادلة وحلها ينتج‪119 :‬‬

‫(‪1.0 × 10-14 = )0.05( )x‬‬ ‫انتبه !‬‫‪x = 1.0 × 10-14 = 2.0 × 10-13 mol/L = 2.0 × 10-13 M‬‬ ‫تهمل دائما تراكيز [‪ ]H+‬و [‪]OH-‬‬ ‫‪0.05‬‬ ‫الناتجة من تفكك جزيء الماء عند وجود‬‫وهذا يمثل تركيز أيون الهيدروكسيد في المحلول‪ ،‬والنتيجة تؤكد صحة‬ ‫حامض قوي او قاعدة قوية فيه‪.‬‬‫التقريب الذي اعتمدناه في حل المسالة حيث إن قيمة ‪( x‬تركيز أيون‬ ‫‪ )OH-‬اصغر بكثير من ‪.0.05‬‬‫‪ 5-3‬الاس الهيدروجيني ‪The hydrogen-ion Exponent - pH‬‬‫يكون عادة التعامل مع التراكيز الصغيرة جدا (المعبر عنها بدلالة المولارية)‬‫لايونات ‪ H+‬و ايونات ‪ OH-‬والمختلفة في قيمها بشكل كبير جدا صعبا‬‫ومرهقا‪ ،‬ولذلك فقد اقترح العالم سورنسن (‪ )Sorensen‬في العام ‪1909‬‬‫استعمال الاس الهيدروجيني (الدالة الحامضية) ‪ pH‬للتعبير عن حامضية‬‫المحلول للتعامل مع هذه الحالات‪ ،‬فيكون التركيز معرف ًا حسب العلاقة الاتية‪:‬‬ ‫‪pH‬‬ ‫=‬ ‫‪-‬‬ ‫‪log‬‬ ‫= [‪]H+‬‬ ‫‪log‬‬ ‫‪1‬‬ ‫[‪]H+‬‬ ‫‪]H+[ = 10-pH‬‬ ‫أو ان‬‫ومن فوائد هذه الطريقة انه يمكن التعبير عن حامضية وقاعدية المحاليل عند معرفة‬‫التراكيز المولارية لايونات ‪ H+‬و ‪ OH-‬بمجموعة من الارقام الموجبة بين ‪ 0‬و ‪.14‬‬ ‫ويمكن التعبير عن تركيز ايونات الهيدروكسيد بنفس الطريقة‪:‬‬ ‫‪pOH‬‬ ‫=‬ ‫‪-‬‬ ‫‪log‬‬ ‫[‪]OH-‬‬ ‫=‬ ‫‪log‬‬ ‫‪1‬‬ ‫[‪]OH-‬‬ ‫‪]OH-[ = 10-pOH‬‬ ‫او ان‬ ‫تمرين ‪6-3‬‬ ‫احسب قيم الدالة الحامضية (‪ )pH‬مثال ‪7-3‬‬‫للمحاليل الاتية‪( :‬أ) ‪ 6.0 × 10-4‬احسب قيمة ‪ pH‬محلول يكون فية تركيز أيونات ‪ H+‬يســــــــــــاوي‬ ‫‪.0.05 mol/L‬‬ ‫الحـــــل‪:‬‬ ‫(ب)‬ ‫‪ mol/L‬حامض الهيدروكلوريك‪،‬‬ ‫‪ 0.03 M‬حامض الكبريتيك‪.‬‬‫أيون‬ ‫تركيز‬ ‫لوغارﰎ‬ ‫سالب‬ ‫قيمة‬ ‫حساب‬ ‫للحصول على قيمة ‪ pH‬المحلول يتوجب‬ ‫ج ‪ :‬أ‪3.22 -‬‬ ‫[‪ ]H+‬المذكور في المثال وكما يأتي‪:‬‬‫‪]H+[ = 0.05 M‬‬ ‫ب‪1.22 -‬‬‫‪pH = - log ]H+[ = - log 0.05 = 1.3‬‬ ‫‪120‬‬

‫انتبه !‬ ‫مثال ‪8-3‬‬ ‫اذا كانت قيمة ‪ pH‬محلول تساوي ‪ ،3.301‬فكم يكون تركيز ‪ H+‬فيه؟‬‫يستخدم في الوقت الحاضر مصطلح‬ ‫الحــــل‪:‬‬‫”‪ “p‬للتعبير عن تراكيز الايونات‬ ‫من التعريف‪ .pH = - log]H+[ ،‬يعوض عن قيمة ‪ pH‬وتحل المعادلة‬‫الاخرى (غير ‪ H+‬و ‪ ،)OH-‬و‬‫بشكل عام يقصد عند إضافة الحرف‬ ‫لايجاد [‪.]H+‬‬ ‫[‪pH =- log]H+‬‬‫الصغير ”‪ “p‬قبل الرمز‪ ،‬سالب‬ ‫[‪3.301 = - log]H+‬‬‫لوغارﰎ ذلك الرمز (و يدعى بدالة‬ ‫وباخذ مقلوب اللوغارﰎ لطرفي العلاقة ينتج‪:‬‬‫‪ .)p‬وعلى هذا الاساس فان الـ ‪pH‬‬ ‫‪]H+[ = 10-3.301 = 5.0× 10-4 mol/L‬‬‫هو سالب لوغارﰎ تركيز ‪ H+‬و‬‫‪ pOH‬هو سالب لوغارﰎ تركيز‬ ‫ويمكن بسهولة اشتقاق علاقة تربط بين قيمتي ‪ pH‬و ‪ pOH‬لاي محلول‬‫‪ OH-‬و ‪ pK‬هو سالب لوغارﰎ ثابت‬ ‫مخفف عند درجة ‪ 25°C‬كالاتي‪:‬‬‫التفكك ‪ .K‬ومن الملائم هنا وصف‬‫ثابت الحاصل الايوني للماء بدلالة‬ ‫‪]H+[]OH-[ = Kw = 1.0× 10-14‬‬ ‫بأخذ لوغارﰎ طرفي هذه المعادلة ينتج‬‫‪ pKw‬حيث ان ‪.pKw = - log Kw‬‬ ‫(‪log ]H+[ + log ]OH-[ = log )1.0× 10-14‬‬ ‫تمرين ‪7-3‬‬ ‫وبضرب طرفي المعادلة بالمقدار (‪ )- 1‬ينتج‬‫اذا علمت ان ‪ pH‬محلول لحامض النتريك‬ ‫(‪)- log ]H+[ ( + )- log ]OH-[( = -log )1.0× 10-14‬‬‫يساوي ‪ ،3.32‬ماهي مولارية المحلول؟‬ ‫‪pH + pOH = 14‬‬‫ج ‪4.79 × 10-4 M :‬‬ ‫تبين هذه العلاقة أن قيمتي ‪ pH‬و ‪ pOH‬لمحلول تكون كلتاهما موجبة‬ ‫اذا كانتا اقل من ‪ ،14‬اما في حال كون احداهما أكبر من ‪ 14‬فعندها ستكون تمرين ‪8-3‬‬‫قيمة الاخرى سالبة‪ .‬وبصورة عامة تكون قيم ‪ pH‬و ‪ pOH‬في المحاليل اكمل الجدول الاتي‪ .‬هل وجدت علاقة‬‫واضحة بين قيم ‪ pH‬و ‪ pOH‬لكل‬ ‫محلول؟ ماهي؟‬ ‫المخففة عند درجة ‪ 25°C‬كاﻵتي‪:‬‬ ‫المحلول‬ ‫‪]H+[ ]OH-[ pH‬‬ ‫‪pOH‬‬ ‫المحلول‬ ‫الحالة العامة‬ ‫عند ‪25 °C‬‬ ‫حامضي‬ ‫‪pH < pOH‬‬ ‫‪pH < 7 < pOH‬‬‫‪0.15 M HI‬‬ ‫متعادل‬ ‫‪pH = pOH‬‬ ‫‪pH = 7 = pOH‬‬‫‪0.06 M RbOH‬‬‫‪0.02 M Ba)OH(2‬‬‫‪0.0003 M HClO4‬‬ ‫‪ pH > pOH pH > 7 > pOH‬قاعدي‬‫‪121‬‬

‫مثال ‪9-3‬‬‫احسب [‪ ]H+‬و ‪ pH‬و [‪ ]OH-‬و ‪ pOH‬لمحلول حامض الهيدروكلوريك‬ ‫مديات الـ ‪ pH‬لعدد من المواد‬ ‫بتركيز ‪.0.015 M‬‬ ‫المعروفة‬ ‫الحــــــل‪:‬‬‫نكتب معادلة تأين الحامض القوي ‪ HCl‬والذي ينتج [‪ ،]H+‬ثم نحسب‬‫قيمة ‪ .pH‬وبالاعتماد على العلاقات الرياضية التي سبق ذكرها نحسب‬ ‫قيم [‪ ]OH-‬و ‪.pOH‬‬‫(‪HCl )aq‬‬ ‫‪H+‬‬ ‫‪+‬‬ ‫(‪Cl-)aq‬‬ ‫(‪)aq‬‬‫ولكون حامض الهيدروكلوريك حامضا قويا فانه يتفكك بشكل تام‪ ،‬وهذا‬ ‫يعني أن‪:‬‬‫‪]H+[ = 0.015 mol/L‬‬‫‪pH = - log]H+[ = - log)0.015( = - )- 1.82( = 1.82‬‬ ‫وكما هو معلوم ان ‪ pH + pOH = 14‬لذلك‪:‬‬‫‪pOH = 14.00 - 1.82 = 12.18‬‬‫ولكون ‪ ، ]H+[ ]OH-[=1.0× 10-14‬لذا يمكن حساب قيمة [‪]OH-‬‬ ‫بسهولة‪:‬‬‫[‪]OH-‬‬ ‫=‬ ‫‪1.0 × 10-14‬‬ ‫=‬ ‫‪1.0 × 10-14‬‬ ‫=‬ ‫×‪6.7‬‬ ‫‪10-13‬‬ ‫‪mol/L‬‬ ‫[‪]H+‬‬ ‫‪0.015‬‬ ‫تقاس قيمة الـ ‪ pH‬للمشروبات‬ ‫‪ 6-3‬التمذوب ‪Solvolysis‬‬ ‫الغازية بجهاز مقياس ‪ .pH‬تكون‬‫يقصد بمصطلح التمذوب تفاعل المادة مع المذيب المستعمل لاذابتها‪،‬‬ ‫الكثير من هذه المشروبات ذات فعل‬‫حامضي بسبب غاز ‪ CO2‬المذاب وتفاعلات التمذوب المهمة في دراستنا هي تلك التي تحدث في المحاليل المائية‬‫(أي‪ :‬عندما يكون الماء مذيبا) والتي تدعى بالتحلل المائي (‪.)hydrolysis‬‬ ‫وبسبب مكوناتها الاخرى‪.‬‬‫وعلى هذا الاساس يعرف التحلل المائي على أنه تفاعل المادة مع الماء حيث‬ ‫تمرين ‪9-3‬‬ ‫احسب قيم [‪ ]H+‬و ‪ pH‬و [‪]OH-‬‬‫تتضمن بعض تفاعلات التحلل المائي التفاعل مع أيونات ‪ H+‬أو ‪ .OH-‬فعلى‬‫سبيل المثال‪ ،‬يتضمن أحد أنواع التحلل المائي تفاعل الجذر السالب (القاعدة‬ ‫و ‪ pOH‬للمحلول المائي لـ ‪Ca)OH(2‬‬ ‫تركيزه ‪ .0.015 M‬هل المحلول حامضي‬‫القرينة) (‪ )A-‬للحامض الضعيف (‪ )HA‬مع جزيء الماء لتكوين جزيء‬‫الحامض الضعيف غير المتأين (المتفكك) ما يؤدي الى اضطراب الاتزان بين‬ ‫أم قاعدي؟ لماذا؟‬‫أيونات ‪ H+‬و ‪ OH-‬في الماء و بالتالي الى تكوين محلول قاعدي‪ ،‬ويمكن‬ ‫تمثيل التفاعل كالاتي‪:‬‬ ‫‪122‬‬

‫)‪A(-aq‬‬ ‫)‪+ H2O(l‬‬ ‫)‪HA(aq‬‬ ‫)‪+ OH(-aq‬‬ ‫الجذر السالب‬ ‫الحامض الضعيف‬ ‫تكون زيادة من ‪OH-‬‬ ‫للحامض الضعيف‬ ‫لذلك يصبح المحلـــــول‬ ‫قاعدي‬ ‫وكمثال على ذلك تفاعل ايون الخلات ‪ CH3COO-‬مع الماء‪:‬‬ ‫)‪CH3COO(-aq) + H2O(l‬‬ ‫)‪CH3COO H(aq)+OH(-aq‬‬ ‫وينطبق الشيء نفسه على تفاعل الجذر الموجب (الحامض القرين) للقاعدة‬ ‫الضعيفة مع جزيء الماء ويكون المحلول الناتج عن ذلك حامضيا‪.‬‬ ‫‪NH4(+aq) + H2O‬‬ ‫)‪NH3(aq) +H3O+(aq‬‬ ‫وحسب مفهوم برونشتد تسلك القاعدة القرينة للحامض القوي سلوك قاعدة‬ ‫ضعيفة جدا بينما تكون القاعدة القرينة للحامض الضعيف قاعدة قوية‪ ،‬وينطبق‬ ‫الشيء نفسه على القواعد‪.‬‬ ‫اما عند التعامل مع المحاليل المائية المخففة للاملاح فان ذلك يتطلب تصنيف‬ ‫الاملاح‪ ،‬كما سبق و أن تعلمنا‪ ،‬الى اربعة انواع هي‪:‬‬ ‫‪ .1‬أملاح لقواعد قوية وحوامض قوية‪.‬‬ ‫‪ .2‬أملاح لقواعد قوية وحوامض ضعيفة‪.‬‬ ‫‪ .3‬أملاح لقواعد ضعيفة وحوامض قوية‪.‬‬ ‫‪ .4‬أملاح لقواعد ضعيفة وحوامض ضعيفة‪.‬‬ ‫وسنتطرق لكل نوع منها بشكل مختصر‪.‬‬ ‫‪ 1-6-3‬املاح لقواعد قوية وحوامض قوية‬ ‫يمكن وصف هذه الاملاح بانها تتكون من الايون الموجب للقاعدة القوية‬ ‫والايون السالب للحامض القوي‪ .‬وهذا النوع من الاملاح يعطي محاليل متعادلة‬ ‫وذلك لان ليس لايوناتها الموجبة ولا لايوناتها السالبة القابلية على التفاعل بشكل‬ ‫ملحوظ مع جزيئات الماء‪ .‬ففي المحلول المائي المخفف لـ ‪( NaCl‬ملح مشتق من‬ ‫القاعدة ‪ NaOH‬و الحامض ‪ ) HCl‬يتفكك الملح لينتج الايونات المكونة له‬ ‫إضافة الى التأين الجزئي لجزيئات الماء وكما يأتي‪:‬‬ ‫‪NaCl(s) H2O‬‬ ‫)‪Na+(aq) + Cl-(aq‬‬ ‫)‪H2O(l‬‬ ‫‪H+‬‬ ‫‪+‬‬ ‫)‪OH-(aq‬‬ ‫)‪(aq‬‬‫‪123‬‬

‫فالمحلول المائي لهذا الملح يحتوي على اربعة ايونات هي ‪ Na+‬و ‪ Cl-‬و ‪ H+‬و‬‫‪ .OH-‬ان الايون الموجب للملح ‪ Na+‬هو حامض ضعيف لايمكنه التفاعل بشكل‬‫ملحوظ مع الماء‪ ،‬وكذلك الايون السالب للملح ‪ Cl-‬عبارة عن قاعدة ضعيفة‬‫لايمكنها التفاعل بشكل ملحوظ مع الماء‪ .‬وعلى هذا الاساس‪ ،‬يمكن القول ان‬‫المحاليل المائية لاملاح القواعد القوية والحوامض القوية تكون متعادلة لانه ليس‬‫لاي من ايوناتها (الموجبة والسالبة) القابلية على التفاعل مع جزيئات الماء و جعل‬ ‫الاتزان الموجود بين ايونات ‪ OH-‬و ‪ H+‬يضطرب‪.‬‬ ‫‪ 2-6-5‬أملاح لقواعد قوية وحوامض ضعيفة‬‫عند اذابة أملاح مشتقة من قواعد قوية وحوامض ضعيفة في الماء يكون المحلول‬‫الناتج ذا صفة قاعدية دائما‪ ،‬بسبب قابلية الايون السالب للملح (العائد في الاصل‬‫للحامض الضعيف) على التفاعل مع الماء لتكـــــــوين أيون ‪ .OH-‬فعلى سبيل‬‫المثال‪ ،‬عند ذوبان ملح خلات الصوديوم ‪( CH3COONa‬ملح مشتق من قاعدة‬‫قوية‪NaOH‬وحامضضعيف‪ )CH3COOH‬فانه يتفكك بشكل تام كالاتي‪:‬‬ ‫)‪CH3COONa(s‬‬ ‫‪H2O‬‬ ‫)‪Na+(aq) + CH3COO-(aq‬‬ ‫ينتج محلول به زيادة من‬ ‫)‪H2O(l‬‬ ‫ايونات ‪OH-‬‬ ‫‪OH-(aq) +‬‬ ‫‪H+‬‬ ‫)‪(aq‬‬‫يزاح موقع الاتزان‬ ‫‪CH3COOH‬‬‫يمثل ايون الخلات قاعدة قرينة للحامض الضعيف ‪ ،CH3COOH‬ولذلك فانها‬‫تتفاعل مع ايونات ‪ H+‬لتكوين ‪ .CH3COOH‬ونتيجة لذلك تنقص كمية ‪H+‬‬‫في المحلول ما يجعل جزيئات ‪ H2O‬تتأين لتعويض النقص ما يؤدي الى تكون زيادة‬‫في كمية ‪ OH-‬ويصبح المحلول قاعديا‪ .‬يمكن تمثيل محصلة للمعادلات السابقة‬ ‫بمعادلة واحدة لوصف عملية التحلل المائي لايون الخلات كالاتي‪:‬‬‫)‪CH3COO-(aq) + H2O(l‬‬ ‫)‪CH3COO H(aq) + OH-(aq‬‬‫يدعى ثابت الاتزان لهذا التفاعل بثابت التحلل المائي ويرمز له بالرمز ‪h( Kh‬‬‫من ‪ hydrolysis‬وتعني تحلل مائي) ويمكن التعبير عنه لهذا التفاعل كالاتي‪:‬‬‫‪Kh‬‬ ‫=‬ ‫]‪[CH3COOH] [OH-‬‬ ‫]‪[CH3COO-‬‬‫وبشكل عام يمكن التعبير عن قيمة ثابت التحلل المائي لاي ملح مشتق من قاعدة‬ ‫قوية و حامض ضعيف (‪ )HA‬كالاتي‪:‬‬ ‫‪124‬‬

‫‪Kh‬‬ ‫=‬ ‫[‪]HA[ ]OH-‬‬ ‫[‪]A-‬‬ ‫حيث ان [‪]HA‬يمثل تركيز الحامض الضعيف و[‪ ]OH-‬تركيز القاعدة القويةويمثل‬ ‫[‪ ]A-‬تركيزالملحغيرالمتحللمائيا(التركيزالابتدائيللملح)‪،‬وهنايجبالانتباه‬ ‫الى ان تفكك كل من القاعدة القوية والملح غير المتحلل مائيا يكون تاما‪ ،‬اما الحامض‬ ‫الضعيف فانه يتفكك جزئيا‪ .‬كما ويمكننا حساب قيمة ثابت التحلل المائي ‪ Kh‬من‬ ‫علاقات معروفة لنا سابقا وذلك بضرب قيمتي البسط والمقام بـ [‪ ]H+‬وكالاتي‪:‬‬ ‫‪Kh‬‬ ‫=‬ ‫[‪]HA[ ]OH-‬‬ ‫×‬ ‫[‪]H+‬‬ ‫[‪]A-‬‬ ‫[‪]H+‬‬ ‫= ‪Kh‬‬ ‫[‪]HA‬‬ ‫[‪× ]OH[ ]H+‬‬ ‫[‪]A-[ ]H+‬‬ ‫‪1‬‬ ‫= ‪Kh‬‬ ‫‪1‬‬ ‫×‬ ‫‪Kw‬‬ ‫=‬ ‫‪Kw‬‬ ‫(‪Ka)HA‬‬ ‫‪1‬‬ ‫(‪Ka)HA‬‬ ‫مثال ‪10-3‬‬ ‫ما قيمة ثابت التحلل المائي لملح خلات الصوديوم؟ اذا علمت ان ثابت تفكك‬ ‫حامض الخليك ‪ Ka)CH3COOH( = 1.8 × 10-5‬وثابت الحاصل الايوني‬ ‫للماء (‪ .)Kw = 1.0 × 10-14‬معلومة‪ :‬يجب على الطالب ان يحفﻆ قيمة ‪Kw‬‬ ‫لانه عادة لاتعطى له في الاسئلة‪.‬‬ ‫الحــــــل‪:‬‬ ‫ملح خلات الصوديوم مشتق من قاعدة قوية ‪ NaOH‬وحامض ضعيف‬ ‫‪ CH3COOH‬لذلك يمكن حساب قيمة ثابت تحلله المائي من معرفة ثابت‬ ‫تفكك الحامض الضعيف ‪ Ka‬وثابت الحاصل الايوني للماء ‪ Kw‬وكما ياتي‪:‬‬ ‫=‪Kh‬‬ ‫‪Kw‬‬ ‫=‬ ‫‪1.0 ×10 -14‬‬ ‫‪= 5.6 × 10-10‬‬ ‫(‪Ka)CH3COOH‬‬ ‫‪1.8 × 10 -5‬‬ ‫ويمكن بنفس الطريقة حساب قيمة ثابت التحلل المائي لاي ملح مشتق من‬ ‫قاعدة قوية و حامض ضعيف من العلاقة‪:‬‬ ‫= ‪Kh‬‬ ‫‪Kw‬‬ ‫‪Ka‬‬‫‪125‬‬

‫‪pKh = pKw - pKa‬‬ ‫أو‬‫حيث يمثل ‪ Ka‬ثابت تفكك الحامض الضعيف الذي اشتق منه الملح وان‬‫قيم ‪ pKa‬و ‪ pKw‬و ‪ pKh‬تمثل سالب لوغارﰎ قيم ‪ Ka‬و ‪ Kw‬و ‪ Kh‬على‬‫التوالي‪ .‬ويمكن حساب تركيز ايون ‪ H+‬في المحلول المائي لهذا النوع من‬‫الاملاح بسهولة حيث ان كمية ‪ HA‬و كمية ايونات ‪ OH-‬المتكونة نتيجة‬‫لعملية التحلل المائي هي متساوية‪ ،‬ولذلك ففي محلول الملح النقي تكون‬‫[‪. ]HA[ = ]OH-‬فلمحلوليكونالتركيزالمولاريللملحفيهيساوي ‪:cM‬‬‫‪Kh‬‬ ‫=‬ ‫[‪]HA[ ]OH-‬‬ ‫‪= ]OH-[2‬‬ ‫‪= Kw‬‬ ‫[‪]A-‬‬ ‫‪c‬‬ ‫‪Ka‬‬‫= [‪√]OH-‬‬ ‫‪c × Kw‬‬ ‫= [‪ ]H+‬ينتج‬ ‫‪Kw‬‬ ‫و بما ان‬ ‫‪Ka‬‬ ‫[‪]OH-‬‬ ‫= [‪√]H+‬‬ ‫‪Kw × Ka‬‬ ‫أو أن‬ ‫انتبه !‬ ‫‪c‬‬ ‫للطالب اختيار العلاقة حسب ما يطلب‬ ‫= ‪pH‬‬ ‫ـــ‪1‬‬ ‫‪]pKw‬‬ ‫‪+pKa+‬‬ ‫‪log‬‬ ‫[‪c‬‬ ‫منه في السؤال‪ ،‬اذا كان المطلوب‬ ‫‪2‬‬ ‫حساب [‪ ]H+‬او ‪ ،pH‬وان استعمال‬ ‫مثال ‪11-3‬‬ ‫اي منهما يوصل الى نفس النتيجة‪.‬‬‫احسب قيمة ‪ pH‬محلول لملح خلات الصوديوم تركيزه ‪ 0.01 M‬في‬‫درجة حرارة ‪ ،25°C‬علما بأن قيمة ‪.Ka)CH3COOH( = 1.8 x 10-5‬‬ ‫الحــــل‪:‬‬ ‫ـــ‪1‬‬ ‫لحساب قيمة ‪ pH‬محلول هذا الملح نستخدم العلاقة الاتية‪:‬‬ ‫تمرين ‪10-3‬‬‫= ‪pH‬‬ ‫‪2‬‬ ‫‪]pKw‬‬ ‫‪+pKa+‬‬ ‫[‪logc‬‬ ‫احسب تركيز‬ ‫الهيدروكسيد‬ ‫أيون‬‫= ‪pH‬‬ ‫ـــ‪1‬‬ ‫[‪]-log Kw -log Ka+ log c‬‬ ‫‪)1.8‬‬ ‫×‬ ‫(‪10-5‬‬ ‫‪+‬‬ ‫‪log‬‬ ‫[‪0.01‬‬ ‫للمحلول المائي لملح سيانيد البوتاسيوم‬‫= ‪pH‬‬ ‫‪2‬‬ ‫‪]-log )1.0 × 10-14( - log‬‬ ‫ـــ‪1‬‬ ‫‪،Ka)HCN(=4.9×10-10 ،KCN‬‬ ‫‪2‬‬ ‫تركيزه ‪ .0.1 mole/L‬هل المحلول‬‫= ‪pH‬‬ ‫ـــ‪1‬‬ ‫‪)14‬‬ ‫‪+‬‬ ‫‪4.74‬‬ ‫‪-‬‬ ‫(‪2‬‬ ‫=‬ ‫‪8.37‬‬ ‫حامضي أم قاعدي؟‬ ‫‪2‬‬ ‫ج ‪1.43 × 10-3 M :‬والملح قاعدي‪.‬‬ ‫‪126‬‬

‫‪ 3-6-3‬أملاح لقواعد ضعيفة وحوامض قوية‬ ‫يتضمن النوع الثاني من تفاعلات التحلل المائي تفاعل الايون الموجب‬ ‫للملح (العائد في الاصل للقاعدة الضعيفة) مع الماء لتكوين جزيئات‬ ‫القاعدة الضعيفة غير المتفككة إضافة الى ايونات ‪ .H+‬يؤدي هذا التفاعل‬ ‫الى اختلال في التوازن الموجود بين أيونات ‪ H+‬و‪ OH-‬في الماء وبالنتيجة‬ ‫الى زيادة في ]‪]H+‬وجعل هذا النوع من المحاليل حامضية‪ .‬فعند ذوبان ملح‬ ‫كلوريد الامونيوم ‪( NH4Cl‬ملح ناتج عن تفاعل قاعدة ضعيفة ‪ NH3‬مع‬ ‫حامض قوي ‪ ،)HCl‬فانه يتفكك بشكل تام كالاتي‪:‬‬ ‫)‪NH4Cl(s‬‬ ‫‪H2O‬‬ ‫)‪NH4+(aq) + Cl-(aq‬‬ ‫ينتج محلول به زيادة من‬ ‫‪H2O(l) +‬‬ ‫ايونات ‪H+‬‬ ‫‪OH-(aq) +‬‬ ‫‪H+‬‬ ‫)‪(aq‬‬ ‫يزاح موقع الاتزان‬ ‫‪NH3 + H2O‬‬ ‫يتفاعل ايون الامونيوم ‪( NH4+‬الحامض القرين للقاعدة الضعيفة ‪)NH3‬‬ ‫مع ايونات ‪ OH-‬لتكوين جزيئات ‪ NH3‬غير المتفككة وجزيئات ‪.H2O‬‬ ‫يستهلك هذا التفاعل ايون ‪ OH-‬من وسط التفاعل ولذلك تتأين جزيئات‬ ‫‪ H2O‬لتعويض النقص مما يؤدي الى تكون زيادة في كمية ‪ H+‬ويصبح المحلول‬ ‫بذلك حامضيا‪.‬‬ ‫يمكن كتابة معادلة واحدة تمثل محصلة التفاعلات السابقة لوصف عملية‬ ‫التحلل المائي لايون الامونيوم ‪ NH4+‬كالاتي‪:‬‬ ‫‪NH4+ + H2O‬‬ ‫‪NH3 + H3O+‬‬ ‫= ‪Kh‬‬ ‫]‪[NH3] [H3O+‬‬ ‫=‬ ‫‪Kw‬‬ ‫]‪[NH4+‬‬ ‫‪Kb‬‬‫‪127‬‬ ‫= ‪ ،Kh‬حيث ان ‪ Kb‬هو ثابت تاين القاعدة‬ ‫‪Kw‬‬ ‫ويمكن البرهنة على ان‬ ‫معادلة عامة تمثل عملية التحلل المائي لهذا‬ ‫ك‪b‬تاب‪K‬ة‬ ‫الضعيفة‪ .‬كما ويمكن‬

‫‪M+ + H2O‬‬ ‫النوع من الاملاح كالاتي‪:‬‬ ‫‪MOH + H+‬‬‫= ‪Kh‬‬ ‫‪]MOH[ ]H+[ = Kw‬‬ ‫[‪]M+‬‬ ‫‪Kb‬‬‫حيث ان [‪ ]MOH‬يمثل تركيز القاعدة الضعيفة و [‪ ]H+‬تركيز الحامض‬‫القوي ويمثل [‪ ]M+‬تركيز الملح غير المتحلل مائيا (التركيز الابتدائي‬‫للملح)‪ .‬وبما ان [‪ ]MOH‬و [‪ ]H+‬تكون متساوية في محلول الملح النقي‬‫لانها متكونة نتيجة لعملية التحلل المائي لجزيئات الملح‪ ،‬فلمحلول يكون‬ ‫التركيز المولاري للملح فيه يساوي ‪:c M‬‬‫= ‪Kh‬‬ ‫= ‪]H+[2‬‬ ‫= ‪]H+[2‬‬ ‫‪Kw‬‬ ‫ومنه نحصل على العلاقة الاتية‪:‬‬ ‫[‪]M+‬‬ ‫‪c‬‬ ‫‪Kb‬‬ ‫= [‪√]H+‬‬ ‫‪c × Kw‬‬ ‫‪Kb‬‬ ‫وبأخذ سالب اللوغارﰎ للطرفين ينتج‪:‬‬ ‫= ‪pH‬‬ ‫ـــ‪1‬‬ ‫‪]pKw‬‬ ‫–‬ ‫‪pKb‬‬ ‫–‬ ‫‪log‬‬ ‫[‪c‬‬ ‫‪2‬‬ ‫حيث يمثل ‪ Kb‬ثابت تفكك القاعدة الضعيفة التي اشتق منها الملح‪.‬‬ ‫مثال ‪12-3‬‬‫كم هي قيمة ‪ pH‬محلــــــــــــــــــــــــــــول كلوريد الامونيوم تركيـــــــــــــــزه‬‫‪0.2 mole/L‬؟ اذا علمت أن قيمة ثابت تفكك القاعدة الضعيفة‬ ‫‪.Kb)NH3( = 1.8 × 10-5‬‬ ‫الحـــــــل‪:‬‬‫يتطلب إيجاد قيمة ‪ pH‬المحلول معرفة ثابت تفكك القاعدة الضعيفة ‪Kb‬‬‫وثابت الحاصل الايوني للماء ‪ ،Kw‬ثم تحسب قيمة ‪ pH‬محلول هذا الملح‬ ‫باستخدام العلاقة الاتية‪:‬‬‫= ‪pH‬‬ ‫ـــ‪1‬‬ ‫‪]pKw‬‬ ‫‪-‬‬ ‫‪pKb-‬‬ ‫‪log‬‬ ‫[‪c‬‬ ‫‪2‬‬ ‫‪128‬‬

‫= ‪ pH‬تمرين ‪11-3‬‬ ‫ـــ‪1‬‬ ‫‪]-log‬‬ ‫‪Kw‬‬ ‫‪+‬‬ ‫‪log‬‬ ‫‪Kb-‬‬ ‫‪log‬‬ ‫[‪c‬‬ ‫‪2‬‬‫احسبقيمة‪pOH‬لمحلولنتراتالامونيوم‬‫= ‪ )pKb )NH3( = 4.74 ( pH‬بتركيز‬ ‫[‪ ]-log )1.0 × 10-14( + log )1.8 × 10-5( - log 0.2‬ـــ‪1‬‬ ‫‪2‬‬‫‪ .0.5 M‬هل المحلول حامضي ام قاعدي؟‬ ‫= ‪pH‬‬ ‫ـــ‪1‬‬ ‫‪)14‬‬ ‫‪-‬‬ ‫‪-‬‬ ‫‪)-‬‬ ‫((‪0.7‬‬ ‫=‬‫ج ‪ 9.22 :‬المحلولحامضي‬ ‫‪2‬‬ ‫‪4.74‬‬ ‫‪4.98‬‬ ‫‪ 7-3‬تأثيرالايونالمشترك‪Common Ion Effect‬‬ ‫درسنا المحاليل المائية للالكتروليتات الضعيفـــــــــة (الحوامض والقواعد)‬ ‫وتعرفنا على سلوكها عندما يشكل الالكتروليت الضعيف المذاب الوحيد‬ ‫في المحلول‪ ،‬أما في هذا الجزء فســـــــندرس سلوك محلول مائي يحوي على‬ ‫مذابين (احدهما الالكتروليت الضعيف) يتشابهان في احتوائهما على ايون‬ ‫مشترك‪ .‬فمن المعلوم ان تركيز أيون معين في محلول ما يمكن ان يزيد باضافة‬ ‫مركب الى المحلول ينتج بتفككه هذا الايون‪ .‬ويدعى هذا الايون الموجود‬ ‫أصلا في المحلول والذي نتج ايضا من المركب المضاف بالايون المشترك‪.‬‬ ‫وسوف نركز اهتمامنا في هذه المرحلة على الحالة التي يكون فيها المركب‬ ‫الموجود أصلا في المحلول الكتروليتا ضعيفا والمركب المضاف هو الكتروليت قوي‪،‬‬ ‫حيث ينتج من عملية الاضافة زيادة ملحوظة في تركيز الايون المقصود في المحلول‬ ‫عند مقارنته مع تركيز الايون الناتج تفكك الالكتروليت الضعيف عند وجوده‬ ‫لوحده في المحلول‪ ،‬و تؤدي هذه العملية الى حصول اختلال في اتزان المحلول‬ ‫وبالتالي إزاحة اتزان المحلول الى موقع جديد‪.‬‬ ‫فعند اجراء تغير على محلول لالكتروليت ضعيف وذلك باضافة كمية من احد‬ ‫ايوناته من مصدر خارجي‪ ،‬فان ذلك يؤدي الى تقليل تأين الالكتروليت الضعيف‪،‬‬ ‫وهذه الظاهرة هي نتيجة مباشرة لقانون فعل الكتلة على الاتزان الايوني للمحلول‬ ‫الالكتروليتيوتدعىبتاثيرالايونالمشتركوالتيهيحالةخاصةمنقاعدةلوشاتليه‪.‬‬ ‫مثال ‪13-3‬‬ ‫ما التاثير الذي تحدثه اضافة ‪ )0.1 mole( 8.2 g‬من ملح خلات‬ ‫الصوديوم ‪ CH3COONa‬الى لتر واحد من محلول حامض الخليك‬ ‫بتركيــــــز ‪ 0.1 mole/L‬على تركيز أيون ‪ H+‬عند ‪25 °C‬؟ علمــــــــــــ ًا‬ ‫بأن ‪.Ka )CH3COOH( = 1.8 × 10-5‬‬ ‫الحـــــــل‪:‬‬ ‫تكتب معادلات تفكك الالكتروليت الضعيف (حامض الخليك) والملح‬ ‫المضاف(خلات الصوديوم) ويبين عليها التراكيز المولارية للاصناف عند حالة‬‫الاتزان وكما يأتي‪129 :‬‬

‫(‪CH3COOH)aq‬‬ ‫‪H+‬‬ ‫‪+‬‬ ‫(‪CH3COO-)aq‬‬ ‫‪0.1 M‬‬ ‫(‪)aq‬‬‫‪)0.1-x( M‬‬ ‫(التراكيز الابتدائية)‬ ‫‪00‬‬ ‫(التراكيز عند حالة الاتزان)‬ ‫‪xM xM‬‬‫(‪CH3COONa)s‬‬ ‫(‪Na+)aq( + CH3COO-)aq‬‬ ‫(التراكيز الابتدائية)‬ ‫‪0.1 M‬‬ ‫‪00‬‬ ‫(التراكيز بعد التفكك)‬ ‫‪0‬‬ ‫‪0.1 M‬‬ ‫‪0.1 M‬‬ ‫أيون مشترك‬‫تظهر معادلات التفكك ان ايون الخلات هو أيون مشترك في هذا المحلول لان‬‫له مصدرين‪ ،‬أحدهما تفكك حامض الخليك (الكتروليت ضعيف) والاخر من‬‫تفكك خلات الصوديوم (الكتروليت قوي)‪ .‬يحسب تركيز هذا الايون في‬ ‫المحلول عند حالة الاتزان بجمع التراكيز الناتجة من تفكك المركبين‪.‬‬‫لايجاد تاثير اضافة الايون المشترك يحسب تركيز أيون ‪ H+‬في محلـــــول‬ ‫‪ 0.1 M‬حامض الخليك قبل أضافة خلات الصوديوم وكما ياتي‪:‬‬‫= ‪Ka = 1.8 × 10-5‬‬ ‫[‪]H+[ ]CH3COO-‬‬ ‫=‬ ‫(‪)x( )x‬‬ ‫[‪]CH3COOH‬‬ ‫(‪)0.1 - x‬‬ ‫وباستعمال التقريب نحصل على‪:‬‬‫= ‪Ka = 1.8 × 10-5‬‬ ‫(‪)x( )x‬‬ ‫(‪)0.1‬‬‫‪x2 = )0.1( × )1.8 × 10-5( = 1.8 × 10-6‬‬‫‪√x = 1.8 × 10-6 =1.3 × 10-3‬‬ ‫تمرين ‪12-3‬‬‫‪]H+[ = 1.3 × 10-3 mol/L‬‬ ‫ماهو التاثير الناتج من اضافة‪26.75 g‬‬ ‫(‪ )0.5 mol‬من ملح كلوريد الامونيوم‬‫(اي‬ ‫الصوديوم‬ ‫خلات‬ ‫أضافة‬ ‫بعد‬ ‫ثم يحسب تركيز أيون ‪ H+‬في محلول الحامض‬ ‫لتر واحد من محلول الامونيا بتركيز‬ ‫الى‬ ‫بوجود تأثير الأيون المشترك) وكما ياتي‪:‬‬ ‫‪ 0.1‬على درجة تفكك القاعدة؟ اذا‬ ‫‪M‬‬‫علمت ان ثابت تفكك القاعدة الضعيفة يصبح تركيـــــــــــــــــــــــــــز ايون الخلات في المحلول بعد اضافة خلات‬ ‫‪.Kb )NH3( = 1.8 × 10-5‬‬‫الصوديوم (يتفكك بشــــــــــــــــــــــــــــــــــــكل تام) يســـــــــــــــــاوي‬ ‫ج ‪ :‬درجة تفكك القاعدة اكبر‬‫‪ )0.1 + x´( M‬ولكون قيمة ´‪ x‬تكون صغيرة جدا لان أيون الخلات الناتج من‬ ‫بمقدار ‪.360‬‬‫الملح يقلل من تاين الحامض لذلك يستعمل التقريب لايجاد تركيز ايون ‪ H+‬في‬ ‫هذا المحلول‪.‬‬ ‫‪130‬‬

‫‪Ka‬‬ ‫=‬ ‫‪1.8‬‬ ‫×‬ ‫‪10-5‬‬ ‫=‬ ‫[‪]H+[ ]CH3COO-‬‬ ‫=‬ ‫[‪]CH3COOH‬‬ ‫(´‪)x´( )0.1+ x‬‬ ‫(‪)x´ ( )0.1‬‬ ‫( ´‪)0.1 - x‬‬ ‫=‬ ‫(‪)0.1‬‬‫[‪x´ = 1.8 x 10-5 mol/L = ]H+‬‬‫وعند مقارنة تركيز ايون [‪ ]H+‬في محلول الحامض قبل اضافة الملح وبعد‬‫اضافته (بوجود تاثير الايون المشترك) يتبين ان التركيز قد انخفض من‬‫‪ 1.3 × 10-3 mole/L‬الى ‪ ،1.8 × 10-5 mole/L‬وهذا بسبب‬‫نقصان تفكك حامض الخليك نتيجة لاضافة ملح خلات الصوديوم لوجود‬ ‫ايون مشترك بين المركبين(ايون الخلات)‪.‬‬ ‫‪8-3‬المحاليلالمنﻈمة)محاليلبفر (‪Buffer Solutions‬‬ ‫يمكن حساب قيم الـ ‪ pH‬لمحاليل الحوامض و القواعد القوية بسهولة من معرفة‬ ‫تراكيزها المولارية‪ ،‬فقيمة ‪ pH‬لـ ‪ 10-4 M‬من محلول حامض الهيدروكلوريك‬ ‫تساوي ‪ 4‬ولكن هذه القيمة تكون حساسة جدا (تتغير بشكل كبير) حتى عند‬ ‫اضافة كمية صغيرة جدا من مادة قاعدية الى محلول الحامض‪ ،‬وينطبق الشيء‬ ‫نفسه على محاليل القواعد القوية‪ .‬ومن ناحية اخرى‪ ،‬تكون قيم الـ ‪ pH‬بمحاليل‬ ‫المائية لملح كلوريد الصوديوم و ملح خلات الامونيوم بتراكيز ‪ 1 M‬مثلا‬ ‫تساوي ‪ 7‬تقريبا (لماذا؟)‪ ،‬ولكن يختلف سلوك هذين المحلولين بشكل واضح‬ ‫عند إضافة كمية صغيرة من حامض قوي أو قاعدة قوية اليهما‪ ،‬حيث تؤدي إضافة‬ ‫‪ 1 mL‬من محلول حامض ‪ HCl‬بتركيز ‪ 1.0 M‬الى لتر واحد من محلول الملح‬ ‫الى تغير ‪ pH‬محلول ‪ NaCl‬الى ‪ pH = 3.0‬بينما تتغير قيمة ‪ pH‬محلول‬ ‫‪ CH3COONH4‬بشكل صغيرجدا‪.‬‬ ‫تبدي الكثير من المحاليل سلوك الايون المشترك‪ ،‬ولكن هناك حالتين هما الاكثر‬ ‫شيوعا‪:‬‬ ‫‪ .1‬محلول مكون من حامض ضعيف وأحد أملاح هذا الحامــــــــــــض الذائبة‬ ‫(مثل ‪ CH3COOH‬زائد ًا ‪.)CH3COONa‬‬ ‫‪ .2‬محلول مكون من قاعــــــــــــــدة ضعيفة وأحد أملاح هذه القاعدة الذائبة‬ ‫(مثل ‪ NH3‬زائد ًا ‪.)NH4Cl‬‬‫‪131‬‬

‫ففي التفاعلات التي تجرى في المختبرات العلمية و في كثير من العمليات‬ ‫هل تعلم‬‫الصناعية اضافة الى العمليات التي تجري داخل اجسام الكائنات الحية‬ ‫(أ) عند انقطاع التنفس‪ ،‬تزداد‬‫(النباتات والحيوانات)‪ ،‬تكون هناك حاجة للمحافظة على قيمة الـ ‪pH‬‬ ‫كمية ‪ CO2‬في الدم ما يؤدي الى‬‫ثابتة دون تغير على الرغم من اضافة كميات قليلة من حوامض اوقواعد‪.‬‬ ‫زيادة كمية حامض الكاربونيك‬‫فعلى سبيل المثال‪ ،‬تكون معظم العمليات الحيوية داخل جسم الانسان حساسة‬ ‫وانخفاض في قيمة ‪ pH‬الدم‪،‬‬ ‫(ب) عند التنفس بسرعة تقل‬‫جدا لقيمة ‪ pH‬سوائل الجسم كنقل الاوكسجين بوساطة الهيموكلـــــــوبين‬‫وكذلك فعالية الانزيمات في الخلايا‪ ،‬فلذلك تستعمل أجسامنا خليط ًا من‬ ‫نسبة ‪ CO2‬في مجرى الدم‬‫المركبات تدعى نظام بفري (نظام مانع لتغير الـ ‪ ) pH‬للمحافظة على قيمة‬ ‫حيث يؤدي ذلك الى نقصان‬‫الـ ‪ pH‬ضمن مدى محدود لاتسمح بتجاوزه‪ .‬تدعى قابلية المحلول على‬‫مقاومة التغير في تركيز ايون ‪ H+‬عند اضافة كمية قليلة من حامض قوي‬ ‫كمية حامض الكاربونيك‬‫او قاعدة قوية بفعل البفر اوالسلوك البفري ( ‪ ،)Buffer action‬ويدعى‬‫المحلول الذي يمتلك هذه الخاصية (القابلية على مقاومة التغير في تركيز ايون‬ ‫وارتفاع قيمة ‪ pH‬الدم‪.‬‬ ‫‪ H+‬عند اضافة حامض او قاعدة) بمحلول بفر (او محلول منظم)‪.‬‬‫تتكون محاليل البفر عادة من مكونين اثنين‪ ،‬احدهما يمكنه التفاعل مع‬‫القاعدة المضافة للمحلول ويعادلها بينما يعادل المكون الثاني كمية الحامض‬‫المضافة وبذلك يكون للمحلول فعل البفر‪ .‬يحضر هذا النوع من المحاليل عادة‬‫بمزج حامض ضعيف مع احد الاملاح المشتقة من هذا الحامض الضعيف‪ ،‬او‬‫قاعدة ضعيفة مع احد الاملاح المشتقة من القاعدة الضعيفة‪ .‬فعلى سبيل المثال‬‫يمكن تحضير محلول بفر مكون من مزج محلول لحامض الخليك (حامض‬‫ضعيف) مع محلول خلات الصوديوم ( ملح مشتق من حامض الخليك)‪،‬‬‫ولفهم كيف يمكن لهذا المحلول الناتج مقاومة التغير في الـ ‪ pH‬ندرس اولا‬‫تاثير اضافة كمية من حامض ‪ HCl‬القوي اليه ومقارنة ذلك مع إضافة نفس‬ ‫الكمية من هذا الحامض الى الماء النقي وكما ياتي‪:‬‬‫تسبب اضافة كمية صغيرة من حامض قوي الى الماء النقي زيادة كبيرة في‬‫تركيز ايون ‪ H+‬اي نقصان حاد في قيمة ‪ pH‬المحلول الناتج‪ ،‬بينما لاتؤدي‬‫اضافة نفس الكمية من الحامض لمزيج حامض الخليك وخلات الصوديوم‪ ،‬الى‬‫زيادة ملحوظة في تركيز ايون ‪ H+‬لان هذا الايون لايبقى طليقا في المحلول‬‫لانه يتفاعل مع أيون الخلات ‪ CH3COO-‬الناتج من تاين خلات الصوديوم‬‫لتكوين حامض الخليك (حامض ضعيف قليل التفكك) وبذلك لاتنخفض‬ ‫قيمة ‪ pH‬المحلول بل تبقى ثابتة تقريبا‪.‬‬ ‫‪132‬‬

‫اما عند اضافة كمية صغيرة من قاعدة قوية مثل ‪ NaOH‬الى كمية من الماء فان‬‫تركيز ايونات ‪ OH-‬في المحلول الناتج سوف يزداد بشكل كبير بسبب تفكك‬‫القاعدة التام مايؤدي الى ارتفاع قيمة ‪ pH‬المحلول‪ .‬و عند اضافة نفس الكمية من‬‫القاعدة الى المزيج البفري (‪ CH3COOH‬مع ‪ )CH3COONa‬فان ايونات‬‫‪ OH-‬الناتجة من تفكك القاعدة القوية لايمكنها البقاء في المحلول بل تتفاعل على‬‫الفور مع حامض الخليك (تتحد مع ايونات الهيدروجين الناتجة من تفكك حامض‬ ‫الخليك) لتكوين الماء وبذلك لن تتاثر قيمة ‪ pH‬هذا المزيج بشكل ملحوظ‪.‬‬‫ويمكن القول مما سبق ان الحامض القوي المضاف والقاعدة القوية المضافة الى‬‫محلول البفر قد تعادلت نتيجة لتفاعلها مع مكونات المحلول وان ذلك يعني بقاء‬‫قيمة ‪ pH‬المحلول ثابتة لاتتغير‪ ،‬ولكن في الحقيقة عند إضافة ‪ HCl‬نتج من ذلك‬‫تكون زيادة من حامض الخليك وهو حامض ضعيف يؤدي زيادة تركيزه في المحلول‬‫الى نقصان صغير في قيمة ‪ pH‬المحلول‪ .‬ومن ناحية اخرى‪ ،‬فاضافة ‪ NaOH‬الى‬‫هذا المزيج البفري يؤدي الى تكوين كمية اضافية من ملح خلات الصوديوم وأن‬ ‫زيادة تركيز هذا الملح تؤدي الى ارتفاع طفيف في قيمة ‪ pH‬المحلول (لماذا؟)‪.‬‬‫ومن ناحية أخرى يمكن دراسة حالة الاتزان الناشئ في المحلول الذي يحوي حامض ًا‬ ‫ضعيف ًا ‪( HA‬أو قاعدة ضعيفة) مع الملح المشتق منه ‪ MA‬كالاتي‪:‬‬‫)‪HA(aq‬‬ ‫‪H+‬‬ ‫‪+‬‬ ‫‪A-‬‬‫)‪MA(s‬‬ ‫)‪(aq‬‬ ‫)‪(aq‬‬ ‫‪M+‬‬ ‫‪+‬‬ ‫‪A-‬‬ ‫)‪(aq‬‬ ‫)‪(aq‬‬ ‫]‪[H+] [A-‬‬ ‫وهذا يعني انه عند حالة الاتزان تكون‪:‬‬ ‫]‪[HA‬‬‫= ‪Ka‬‬‫]‪[H+‬‬ ‫× ‪= Ka‬‬ ‫]‪[HA‬‬ ‫او أن‬ ‫]‪[A-‬‬‫ويمكن تبسيط هذه العلاقة (بعد اجراء التقريب)‪ ،‬بفرض ان قيمة [‪ ]H+‬في‬‫المحلول صغيرة جدا (نيجة لتأثير الايون المشترك الذي يعمل على تقليل تفكك‬‫الحامض الضعيف)‪ ،‬ولذلك فتركيز الحامض غير المتفكك عند حالة الاتزان‬‫[‪ ]HA‬سوف يكون مساويا لتركيز الحامض الابتدائي (الاصلي) وان تركيز‬‫[‪ ]A-‬عند حالة الاتزان سوف تساوي تركيز الملح فقط‪ .‬وهكذا يمكن كتابة‬ ‫العلاقة السابقة كالاتي‪:‬‬ ‫]‪[H+‬‬ ‫=‬ ‫× ‪Ka‬‬ ‫]‪[acid‬‬ ‫]‪[salt‬‬ ‫حيث إن [‪ ]acid‬تمثل تركيز الحامض و [‪ ]salt‬هو تركيز الملح‪ ،‬وبأخذ سالب‬‫لوغاريتم طرفي المعادلة ينتج‪133 :‬‬

‫‪pH = pKa- log‬‬ ‫[‪]acid‬‬ ‫‪= pKa + log‬‬ ‫[‪]salt‬‬ ‫[‪]salt‬‬ ‫[‪]acid‬‬‫وبنفس الاسلوب يمكن اشتقاق علاقة لوصف حالة الاتزان التي تحصل‬‫في محلول مكون من مزيج من قاعدة ضعيفة واحد الاملاح المشتقة منها‬ ‫للحصول على الاتي‪:‬‬ ‫[‪]OH-‬‬ ‫=‬ ‫× ‪Kb‬‬ ‫[‪]base‬‬ ‫[‪]salt‬‬ ‫وأن‬ ‫‪pOH‬‬ ‫‪= pKb- log‬‬ ‫[‪]base‬‬ ‫‪= pKb + log‬‬ ‫[‪]salt‬‬ ‫[‪]salt‬‬ ‫[‪]base‬‬ ‫حيث إن [‪ ]base‬تمثل تركيز القاعدة و [‪ ]salt‬هو تركيز الملح‪.‬‬ ‫مثال ‪14-3‬‬‫احسب تركيز ايون ‪ H+‬و ‪ pH‬لمحلول مكون من مزيج من ‪ 0.1 M‬حامض‬ ‫الخليك و ‪ 0.2 M‬خلات الصوديوم‪.‬‬ ‫الحــــــل ‪:‬‬‫يمكن الاستفادة من العلاقات الرياضية التي توصلنا اليها سابقا‪ ،‬لحساب‬‫تركيز ايون ‪ H3O+‬وقيمة ‪ pH‬للمزيج المكون من حامض ضعيف و احد‬ ‫تمرين ‪13-3‬‬ ‫املاحه‪ ،‬وهو بذلك تكون له صفة محلول بفر‪ ،‬اذن‪:‬‬ ‫[‪]acid‬‬ ‫احسب قيمة الاس الهيدروجيني‬‫[‪]H+‬‬ ‫=‬ ‫× ‪Ka‬‬ ‫[‪]salt‬‬ ‫(‪ )pH‬لمحلول يحتوي على ‪NH3‬‬‫وبما أن قيمة ‪ Ka )CH3COOH(= 1.8 × 10-5‬وان ‪]acid[ = 0.1 M‬‬ ‫بتركيز ‪ 0.15 mole/L‬و ‪NH4Cl‬‬ ‫و ‪ ]salt[ = 0.2 M‬ينتج ان‪:‬‬ ‫بتركيز ‪ ،0.3 mole/L‬وقارن النتيجة‬ ‫‪= 9.0 × 10-6‬‬‫× ‪]H+[ = 1.8 × 10-5‬‬ ‫‪0.1‬‬ ‫مع قيمة ‪ pH‬محلول الامونيا ذي تركيز‬ ‫‪0.2‬‬ ‫‪ .0.15 M‬علم ًا ان ‪.pKb = 4.74‬‬ ‫ج ‪11.22 ; 8.96 :‬‬ ‫ويمكن حساب ‪ pH‬المحلول باستخدام العلاقة ‪:‬‬‫‪pH =- log ]H+[ =- log 9.0 × 10-6 = 5.04‬‬ ‫[‪]salt‬‬ ‫او بتطبيق العلاقة الاتية مباشرة‪:‬‬ ‫[‪]acid‬‬‫‪pH‬‬ ‫‪= pKa + log‬‬ ‫‪134‬‬

‫وبما أن قيمة ‪ pKa = -log Ka‬لذلك فﺈن‪:‬‬ ‫‪pH = - log 1.8 x10-5 + log‬‬ ‫‪0.2‬‬ ‫‪0.1‬‬ ‫‪pH = 4.74 + log 2 = 4.74 + 0.30 = 5.04‬‬ ‫وهنا يمكـــن مقارنة قيمة تركيز ايون ‪ H+‬وقيمة ‪ pH‬المحسوبة‬ ‫لهذا المحلول (المزيج البفري) مع تلك القيم المحسوبة لمحلول حامض‬ ‫الخليك الذي يكون تركيزه ‪ 0.1 M‬حيث انهـــــــــــــــــــــــا‬ ‫(‪ )]H+[ = 1.35 × 10-3 M‬و ان (‪ )pH= 2.87‬على التوالي‪.‬‬ ‫مثال ‪15-3‬‬ ‫ماذا يجب ان يكون تركيز كلوريد الامونيوم في محلول يحتوي على امونيا‬ ‫(‪ )pKb= 4.74‬بتركيز ‪ 0.1 M‬لتكون قيمة ‪ pH‬المحلول تساوي ‪9.0‬؟‬ ‫الحــــــل ‪:‬‬ ‫‪pH + pOH =14‬‬ ‫‪pOH = 14 – pH = 14 – 9 = 5‬‬ ‫فالمحلول الذي قيمة ‪ pH‬فيه تساوي ‪ 9.0‬تكون قيمة ‪ pOH‬فيه تساوي‬ ‫‪ .5.0‬يشكل المحلول المكون من مزيج الامونيا و كلوريد الامونيوم محلول‬ ‫بفر لذلك يمكن الاستفادة من العلاقات الرياضية التي توصلنا اليها سابقا‬‫للتعامل معه‪ ،‬فلمزيج مكون من قاعدة ضعيفة مع احد املاحها يمكن الاعتماد تمرين ‪14-3‬‬‫ماتركيزحامضالخليكفيمحلوليحوي‬ ‫[‪]salt‬‬ ‫على العلاقة الاتية‪:‬‬ ‫[‪]base‬‬‫اضافة الى الحامض ملح خلات الصوديوم‬ ‫‪pOH = pKb + log‬‬‫بتركيز ‪ 0.3 mol/L‬اذا علمت ان‬‫قيمة ‪ pH‬المحلول كانت تساوي ‪4.31‬؟‬ ‫[‪5.00 = 4.74 + log ]salt‬‬ ‫‪0.1‬‬‫علم ًا ان ‪. Ka = 1.8 × 10-5‬‬ ‫‪log ]salt[ = 5 - 4.74 = 0.26‬‬ ‫ج ‪0.81 M :‬‬ ‫‪0.1‬‬ ‫‪]salt[ = 100.26 = 1.82‬‬ ‫‪0.1‬‬ ‫‪]salt[ = 0.1 × 1.82 = 0.182 mol/L‬‬‫‪135‬‬

‫مثال ‪16-3‬‬‫احسب قيمة الاس الهيدروجيني (‪ )pH‬بعد اضافة ‪ 1 mL‬من محلول‬‫حامض الهيدروكلوريك تركيزه ‪ 10 M‬الى لتر من محلول بفر مكون‬‫من حامض الخليك بتركيز ‪0.1 M‬وخلات الصوديوم بتركيز ‪.0.1 M‬‬‫(ملاحظة‪ :‬اهمل التغير الذي يحصل في حجم المحلول بعد اضافة الحامض‬ ‫القوي او القاعدة القوية عند حل المثال)‪ .‬علم ًا ان ‪.pKa = 4.74‬‬ ‫الحــــــل ‪:‬‬‫يمكن تمثيل المزيج البفري المكون من حامض الخليك وخلات الصوديوم‬ ‫بالمعادلات الاتية‪:‬‬‫(‪CH3COOH )aq‬‬ ‫(‪CH3COO-)aq‬‬ ‫‪+‬‬ ‫‪H+‬‬‫(‪CH3COONa )s‬‬ ‫(‪)aq‬‬ ‫(‪CH3COO)-aq( + Na+)aq‬‬‫‪ .1‬تحسب كميات (عدد مولات) حامض الخليك وخلات الصوديوم في‬ ‫المحلول (قبل اضافة الحامض القوي) كالاتي‪:‬‬‫المحلول‬ ‫من‬ ‫لتر‬ ‫في‬ ‫الخليك‬ ‫حامض‬ ‫‪ = M‬عدد مولات‬ ‫‪xV‬‬ ‫(‪)L‬‬ ‫‪= 0.1 mol/LCHx3C1OLOH‬‬ ‫‪= 0.1‬‬ ‫‪mol‬‬‫المحلول‬ ‫من‬ ‫لتر‬ ‫في‬ ‫الصوديوم‬ ‫خلات‬ ‫‪ = M‬عدد مولات‬ ‫(‪x V)L‬‬ ‫‪= 0.1 mol/LCHx31COLON=a‬‬ ‫‪0.1 mol‬‬ ‫‪ .2‬يتفكك حامض ‪ HCl‬بشكل تام حسب المعادلة الاتية‪:‬‬‫(‪HCl)aq‬‬ ‫(‪Cl-)aq‬‬ ‫‪+‬‬ ‫‪H+‬‬ ‫(‪)aq‬‬ ‫لينتج كمية من ايونات ‪ H+‬مكافئة لكمية الحامض المضاف‬‫عدد مولات ايون ‪ H+‬في لتر من المحلول‬ ‫‪=M‬‬ ‫(‪x V)L‬‬ ‫‪HCl‬‬ ‫‪1L‬‬ ‫‪= 10 mol/L × 1 mL × 1000 mL = 0.01 mol‬‬‫تتحد ايونات ‪ H+‬الناتجة من تفكك ‪ HCl‬فور تكونها مع مايكافئها من‬ ‫ايونات الخلات لتكوين كمية مكافئة من حامض الخليك‪.‬‬‫‪ .3‬تحسب كميات وتراكيز ايون الخلات و حامض الخليك في المحلول بعد‬ ‫‪136‬‬ ‫الاضافة كالاتي‪:‬‬

‫كمية أيون ‪ H+‬الناتجة ‪ +‬كمية حامض الخليك قبل الاضافة =‬ ‫كمية حامض الخليك بعد الاضافة‬ ‫تمرين ‪15-3‬‬ ‫‪= 0.1 mol + 0.01 mol‬‬‫احسب قيمة الاس الهيدروجيني (‪)pH‬‬ ‫‪= 0.11 mol‬‬‫(أ)للتر من محلول بفر مكون من الامونيا‬ ‫[‪]CH3COOH‬‬ ‫=‬ ‫‪n‬‬ ‫(‪)mol‬‬ ‫=‬ ‫(‪0.11 )mol‬‬ ‫=‬ ‫‪0.11‬‬ ‫‪mol/L‬‬‫بتركيز ‪ ، 0.1 M‬وكلوريد الامونيوم‬ ‫(‪V )L‬‬ ‫(‪1 )L‬‬‫بتركيز ‪( ،0.1 M‬ب) لنفس محلول‬‫بفر لكن بعد أضافة ‪ 1 mL‬من محلول‬ ‫كمية أيون ‪ H+‬الناتجة ‪ -‬كمية خلات الصوديوم قبل الاضافة =‬‫حامض الكبريتيك تركيزه ‪ ،10 M‬ثم‬ ‫كمية خلات الصوديوم بعد الاضافة‬‫احسب مقدار التغير الحاصل في قيمة‬ ‫‪= 0.1 mol - 0.01 mol‬‬ ‫‪= 0.09 mol‬‬‫‪ pH‬وناقﺶ النتيجة‪ .‬علم ًا ان = ‪pKb‬‬‫‪( 4.74‬أهمل التغير الذي يحصل في‬ ‫[‪]CH3COO-‬‬ ‫=‬ ‫‪n‬‬ ‫(‪)mol‬‬ ‫=‬ ‫‪0.09‬‬ ‫(‪)mol‬‬ ‫=‬ ‫‪0.09‬‬ ‫‪mol/L‬‬‫حجم المحلول بعد أضافة الحامض القوي‬ ‫(‪V )L‬‬ ‫‪1‬‬ ‫(‪)L‬‬ ‫او القاعدة القوية عند حل المثال)‪.‬‬ ‫‪ .4‬تطبق المعادلة الخاصة بحساب قيمة ‪ pH‬محلول بفر كالاتي‪:‬‬ ‫ج ‪ :‬أ‪ ; 9.26 -‬ب‪9.16 -‬‬ ‫‪pH‬‬ ‫=‬ ‫‪pKa + log‬‬ ‫[‪]salt‬‬‫والتغير في ‪∆pH = - 0.1‬‬ ‫[‪]acid‬‬ ‫‪pH = 4.74 + log‬‬ ‫‪0.09‬‬ ‫‪0.11‬‬ ‫‪pH = 4.74 + )-0.087( = 4.66‬‬‫‪ 9-3‬الذوبانية وثابت حاصل الذوبان ‪Solubility and Solubility Product‬‬ ‫ُي َع ُّد ذوبان المواد الصلبة في الماء من العمليات المهمة في الكيمياء‪ ،‬حيث‬ ‫تعتمد قابلية ذوبان أي مادة أيونية (مثل الاملاح) في الماء على الفرق في‬ ‫مقدار الطاقة اللازمة لكسر الاواصر الرابطة بين الايونات المكونة للمادة‬ ‫ومقدار ما ينتج من طاقة نتيجة لانتشار هذه الايونات في الماء و تميؤها‪ ،‬وعلى‬ ‫هذا الاساس تختلف المواد في قابلية ذوبانها في الماء‪.‬‬ ‫لقد درسنا في هذا الفصل سلوك المواد قابلة الذوبان في الماء‪ ،‬ولكن هناك‬ ‫مواد اخرى شحيحة الذوبان (قليلة الذوبان جدا) تخضع عملية ذوبانها في‬ ‫الماء الى حالة اتزان تنشأ بين الجزء الصلب (غير الذائب أو غير المتفكك) وبين ‪137‬‬

‫الايونات الناتجة من تفككها حيث يدعى هذا المحلول بالمحلول المشبع للمادة‪،‬‬‫ويمكن وصف عملية ذوبان مركب أيوني صلب (‪ )AB‬شحيح الذوبان في‬ ‫هل تعلم‬ ‫عند خلط محلول كبريتيد‬ ‫الماء كما يأتي‪:‬‬ ‫الامونيوم مع محلول نترات‬ ‫الكادميوم يتكون راسب اصفر هو‬‫)‪AB(s) + H2O(l‬‬ ‫‪A+‬‬ ‫‪+‬‬ ‫‪B-‬‬ ‫)‪(aq‬‬ ‫)‪(aq‬‬ ‫كبريتيد الكادميوم‪.‬‬ ‫ويعبر عن ثابت الاتزان (‪ )Keq‬لهذه العملية بالعلاقة الاتية‪:‬‬ ‫)‪(NH4)2S(aq)+ Cd(NO3)2(aq‬‬ ‫]‪[A+[ ]B-‬‬‫‪Keq‬‬ ‫=‬ ‫]‪[AB] [H2O‬‬ ‫)‪CdS(s) + 2NH4NO3(aq‬‬‫ولكون المركب شحيح الذوبان في الماء لذلك‪ ،‬يمكن اعتبار قيمة [‪]AB‬‬ ‫يستعمل ملح كبريتيد الكادميوم‬‫تبقى ثابتة لاتتغير تقريبا نتيجة لعملية تفكك جزء صغير جدا منه‪ ،‬وكذلك‬ ‫شحيح الذوبان لاعطاء اللون‬ ‫الاصفر في صنع الاصباغ الزيتية‬‫فكما هو معلوم يمكن اعتبار قيمة [‪ ]H2O‬ثابتة أيضا في أثناء العملية لكون‬ ‫الماء هو المذيب‪ ،‬وعلى هذا الاساس يمكن كتابة العلاقة السابقة كالاتي‪:‬‬ ‫التي يستعملها الرسامون‪.‬‬‫]‪Ksp = [A+[ ]B-‬‬‫]‪Ksp = Keq [AB] [H2O‬‬ ‫حيث أن‬‫تدعى القيمة ‪ Ksp‬بثابت حاصل الذوبان‪ ،‬وهي قيمة ثابتة عند ثبوت درجة‬ ‫‪138‬‬‫الحرارة وتستعمل بشكل كبير للتعبير (او قياس) مقدار ذوبانية الاملاح‬‫شحيحة الذوبان في الماء حيث تتناسب ذوبانية المركب طرديا مع قيمة ثابت‬‫حاصل الذوبان‪ .‬وبشكل عام يمكن تعريف ثابت حاصل الذوبان لمركب ايوني‬‫شحيح الذوبان على انه حاصل ضرب التراكيز المولارية (للأيونات المكونة‬‫للمركب) عند حالة الاتزان (تسمى في المحاليل المائية المشبعة بالذوبانية‬‫المولارية ‪ )s‬كل مرفوع لاس مساو لعدد الايونات في المعادلة الكيميائية‬‫الموزونة التي تعبر عن تفكك المركب‪ .‬اما الذوبانية المولاريــــــة ‪ s‬للملح‬‫شحيح الذوبان هي عدد مولات الملح التي تذوب في لتر واحد من المحلول‬ ‫المشبع للملح (اي عند حالة الاتزان بين المادة الصلبة ومحلول المادة)‪.‬‬

‫ان تعبير ثابت حاصل الاذابة للملاح احادية ـ احادية التكأفئ‪ ،‬مثال ‪ AgCl‬او‬ ‫ثنائي ـ ثنائى التكأفئ مثل ‪ BaSO4‬و ‪ PbSO4‬يكون على الشكل الاتي‪:‬‬‫‪Ksp = s × s = s2‬‬‫اما التعبير عن ثابت حاصل الاذابة لملح أحادي ـ ثنائى التكأفئ او ثنائي ـ‬‫احادي التكأفئ مثل ‪ CaF2‬او ‪ Zn)OH(2‬فيكون التعبير على الصورة‬ ‫الاتية‪:‬‬‫‪Ksp = s × )2s(2 = 4s3‬‬‫بينما يكون هذا التعبير لملح ثنائي ـ ثلاثي التكأفئ مثل ‪ Ca3)PO4(2‬على‬ ‫الصورة الاتية‪:‬‬‫‪Ksp = )3s(3 × )2s(2 = 108 s5‬‬‫وتطبيق هذه القواعد فقط عندما يكون الملح الشحيح الذوبان لوحده في‬ ‫حالة الاتزان مع المحلول المشبع‪.‬‬ ‫مثال ‪17-3‬‬‫ماهي الذوبانية المولارية لملح كبريتات الرصاص ‪PbSO4‬؟ إذا علمت ان‬ ‫ثابت حاصل الذوبان لهذا الملح ‪.Ksp = 1.6 × 10-8‬‬ ‫الحــــل‪:‬‬‫تكتب اولا معادلة كيميائية موزونة تمثل عملية ذوبان ‪:PbSO4‬‬ ‫(‪Pb2)a+q( + SO42)a-q‬‬‫(‪PbSO4)s‬‬‫نفرض أن الذوبانية المولارية لملح ‪ PbSO4‬تساوي ‪ ،s mole/L‬حيث‬‫يلاحﻆ أن [‪ s = ]Pb2+‬و [‪ ، s = ]SO42-‬ذلك لكون ان ذوبان مول واحد‬‫من ‪ PbSO4‬ينتج في المحلول مول واحد من أيونات ‪ Pb2+‬و مول واحد من‬‫أيونات ‪ .SO42-‬و بالاعتماد على ذلك‪ ،‬تكتب العلاقة الرياضية للتعبير عن‬ ‫ثابت حاصل الذوبان ‪ Ksp‬وكما يأتي‪:‬‬ ‫(‪+ SO4)2a-q‬‬‫(‪PbSO4 )s‬‬ ‫(‪Pb2)a+q‬‬ ‫(‪s )mol/L‬‬ ‫(‪s )mol/L‬‬ ‫[‪Ksp = ]Pb2+[ ]SO42-‬‬ ‫‪Ksp = s × s = s2 = 1.6 × 10-8‬‬‫‪√139 s = 1.6 × 10-8 = 1.26 × 10-4 mol/L‬‬

‫مثال ‪18-3‬‬‫احسب قيمة ثابت حاصل الاذابة ‪ Ksp‬لملح كبريتات الباريوم‪ ،‬اذا علمت أن‬‫لتراواحدامنمحلولهالمائيالمشبعيحوي ‪ 0.0025g‬منملح‪ BaSO4‬الذائب‪.‬‬ ‫الحــــل‪:‬‬‫تكتب أولا معادلة كيميائية موزونة تمثل عملية ذوبان ‪ ،BaSO4‬ثم تكتب‬‫العلاقة الرياضية للتعبير عن ثابت حاصل الذوبان ‪ .Ksp‬ومن قيمة ذوبانية‬‫الملح (‪ )0.0025 g/L‬يمكن حساب الذوبانية المولارية (‪)s mole/L‬‬ ‫تمرين ‪16-3‬‬‫اذا علمت أن لتر ًا واحد ًا من المحلول لهذا الملح وتركيز أيونات الملح في المحلول‪ .‬وكما هو معلوم ففي المحلول‬‫المشبع لهذا الملح‪ ،‬تنشأ حالة اتزان بين الملح الصلب (غير الذائب) والجزء‬ ‫المتفكك منه (الذائب) وكما ياتي‪:‬‬ ‫المشبع لكرومات الفضة ‪Ag2CrO4‬‬ ‫(‪ )M = 332 g/mole‬يحوي‬ ‫(‪Ba2)a+q( + SO42)a-q‬‬‫(‪BaSO4)s‬‬ ‫‪ 0.0215 g‬من الملح‪ ،‬احسب ثابت‬‫[‪Ksp = ]Ba2+[ ]SO42-‬‬ ‫حاصل الذوبان لهذا الملح‪.‬‬‫تحسب الذوبانية المولارية (‪ )s‬لملح ‪)M = 233 g/mole( BaSO4‬‬ ‫وذلك بالاعتماد على ذوبانيته‪:‬‬ ‫ج ‪1.09 × 10-12 :‬‬‫= الذوبانية المولارية لكبريتات الباريوم(‪s )mol/L‬‬ ‫الباريوم(‪)g/L‬‬ ‫كبريتات‬ ‫(‪×1)mol‬ذوبانية‬ ‫‪BaSO4‬‬ ‫تمرين‪17-3‬‬ ‫(‪233 )g‬‬ ‫‪BaSO4‬‬ ‫احسب الذوبانية المولارية و الذوبانية بدلالة‬‫‪s BaSO4‬‬ ‫= (‪)mol/L‬‬ ‫‪0.0025‬‬ ‫(‪)g/L‬‬ ‫‪× 1 )mol( BaSO4‬‬ ‫(‪ )g/L‬لملح كلوريد الفضة ‪AgCl‬‬ ‫‪233 )g( BaSO4‬‬ ‫(‪ )M =143.5 g/mol‬في محلوله‬ ‫عند حالـــــة الاتزان‪ ،‬اذا علمـــــــــــــت ان‬‫‪s BaSO4 = 1.1 ×10-5 mol/L‬‬‫وكما تظهر المعادلة الموزونة لذوبان ‪ BaSO4‬أن تفكك كل جزيء من الملح‬ ‫‪.Ksp )AgCl( = 1.8 × 10-10‬‬ ‫ينتج أيون ًا واحد ًا ‪ Ba2+‬و أيون ًا واحد ًا من ‪ ،SO42-‬لذلك‪:‬‬ ‫ج ‪1.3 × 10-5 mol/L :‬‬ ‫(‪+ SO4)2a-q‬‬ ‫‪1.93 × 10-3 g/L‬‬‫(‪BaSO4 )s‬‬ ‫(‪Ba2)a+q‬‬‫‪1.1 × 10-5 M‬‬ ‫‪1.1 × 10-5 M 1.1 × 10-5 M‬‬‫وهذا يعني أنه في المحلول المائي المشـــــــــــــــــــــبع لهذا الملح يكون‬‫‪ ،]Ba2+[ = ]SO42-[ = 1.1 × 10-5 M‬وبتعويض هذه القيم في العلاقة‬ ‫الرياضية للتعبير عن ثابت حاصل الذوبان ‪ Ksp‬ينتج‪:‬‬‫‪Ksp=]Ba2+[]SO42-[ =)1.1×10-5()1.1×10-5(=1.2×10-10‬‬ ‫‪140‬‬

‫ُي َع ُّد ثابت حاصل الاذابة ‪ Ksp‬مقياس لمدى ذوبانية المركبات شحيحة الذوبان‪،‬‬ ‫كما أنه ُي َع ُّد مقياس ًا لعملية الترسيب‪ ،‬فمن خلال معرفة قيم حاصل اﻹذابة نعرف‬ ‫على مراحل عملية الترسيب للمواد ومدى اكتمال ترسيب مادة معينة من عدمه‪.‬‬ ‫فعندما يكون حاصل ضرب تراكيز أيونات الراسب في محلول أكبر من قيمة‬ ‫ثابت حاصل اﻹذابة للراسب‪ ،‬تبدأ عملية الترسيب وذلك باتحاد ايونات الراسب‬ ‫(ك ٌل مرفوع الى ُآس مسا ٍو الى عدد مولات ِه في المعادلة الموزونة) لتكوين جزيئاته‬ ‫غير المتفككة والتي تنفصل عن المحلول على شكل مادة صلبة(راسب)‪ ،‬اما عندما‬ ‫يكون حاصل ضرب تراكيز أيونات الراسب المشار اليها في محلول أصغر من‬ ‫قيمة ثابت حاصل اﻹذابة للراسب تبدأ عملية ذوبان جزيئات الراسب ‪ .‬وعندما‬ ‫يتساوى ثابت حاصل اﻹذابة مع حاصل ضرب التراكيز فﺈن المحلول يصبح مشبع ًا‬ ‫وهذا يعني الوصول الى حالة اتزان بين عمليتي ذوبان الراسب وإعادة ترسيبه‪.‬‬ ‫مثال ‪19-3‬‬ ‫اذا علمت ان تركيز ايون الفلوريد ‪ F-‬في محلول يساوي ‪.2 × 10-2 M‬‬ ‫احسب ادنى تركيز من ايون الكالسيوم يكون لازم ًا وجوده في المحلول لبدء‬ ‫‪.)Ksp‬‬ ‫=‬ ‫‪4.9‬‬ ‫×‬ ‫‪10-11‬‬ ‫(‬ ‫‪CaF2‬‬ ‫الكالسيوم‬ ‫فلوريد‬ ‫ترسب ملح‬ ‫الحــــل‪:‬‬‫تكتب اولا معادلة كيميائية موزونة تمثل تفكك ملح فلوريد الكالسيوم تمرين‪18-3‬‬‫ما هي اقل دالة حامضية (‪ )pH‬لمحلول‬ ‫ثم تكتب العلاقة الرياضية للتعبير عن ثابت حاصل الذوبانية‪:‬‬‫يحوي ايون الحديد (‪ )III‬بتركيزيساوي‬ ‫(‪CaF2)s‬‬ ‫(‪Ca2)a+q( + 2F-)aq‬‬‫‪ ،2 × 10-10 M‬التي اذا ﰎ الوصول‬ ‫تبدأ عملية ترسيب اي ملح شحيح الذوبان عندما يكون حاصل ضرب‬‫اليها او تجاوزها يبدأ راسب هيدروكسيد‬‫التراكيز المولارية لايونات الراسب في المحلول كل مرفوع الى اس مساوٍا لعدد الحديد (‪ )III‬بالظهور في المحلول‪ ،‬علم ًا‬‫مولاته في معادلة تفكك الملح الموزونة (الحاصل الايوني) اكبر (او حتى أن ‪ Ksp‬لهيدروكسيد الحديد (‪)III‬‬‫تساوي‪. 5 ×10-38‬‬ ‫عندما يبلﻎ حاصل ضرب بالكاد قيمة مساوية لقيمة ‪ Ksp‬ويقصد بذلك‬ ‫ج ‪4.8 :‬‬ ‫حالة الاتزان بين الايونات في المحلول والراسب الصلب المتكون)‪ .‬لذلك يمكن‬ ‫حساب ادنى قيمة لتركيز ايون الكالسيوم في محلول يكون تركيز ايون‬ ‫الفلوريد فيه يساوي ‪ .2 × 10-2 M‬من حالة الاتزان وكالاتي‪:‬‬ ‫‪Ksp =)x M(×) 2 ×10-2 M (2‬‬ ‫‪4.9×10-11 = )x(×)2 × 10-2 M (2‬‬‫‪141 x = 1.23× 10-7 M‬‬

‫‪ 1-9-3‬العوامﻞ المﺆﺛﺮة عﲆ الﺬوﺑاﻧية‬‫هناك عدد كبير من العوامل التي تؤثر على ذوبانية الرواسب (تسبب في‬‫زيادتها او نقصانها)‪ ،‬ومن اهم تلك العوامل هي درجة الحرارة و تأثير الايون‬ ‫المشترك و تاثير الاس الهيدروجيني ‪.pH‬‬ ‫‪ .1‬تاثير درجة الحرارة‬‫سبق أن تمت الاشارة الى أن عملية ذوبان أي مادة تصاحبها امتصاص‬‫طاقة للتغلب على قوى الترابط بين مكونات المادة المذابة والتي تحصل عليها‬‫من انتشار و تميؤ مكونات المادة بعدد التفكك (التأين) في الوسط المائي‬‫مايؤدي في معظم الاحيان الى ارتفاع او انخفاض في درجة حرارة المحلول تبعا‬‫للفرق بين الطاقة الممتصة والطاقة المتحررة (راجع فصل الثرموداينميك)‪.‬‬‫وفي الواقع العملي‪ ،‬تزداد ذوبانية معظم المواد شحيحة الذوبان بزيادة درجة‬ ‫الحرارة ولكن يختلف مقدار هذه الزيادة من مادة الى اخرى‪.‬‬ ‫‪ .2‬تأثير الايون المشترك‬‫كما سبق أن تعلمنا‪ ،‬انه يمكن الاستفادة من قاعدة لو شاتليه لاستنتاج ان‬‫ذوبانية اي الكتروليت ضعيف (مثل الملح شحيح الذوبان) تنخفض عند‬‫وجود زيادة من ايونات مشتركة لهذه المادة في المحلول‪ ،‬ويمكن من الناحية‬‫العملية الاستفادة من هذه الظاهرة في التحكم بعملية ذوبان الرواسب‬ ‫(المواد شحيحة الذوبان)‪.‬‬ ‫مثال ‪20-3‬‬‫ماهيالذوبانيةالمولاريةلملـــــــــــــــــــــــــــــح يوداتالباريوم‪Ba)IO3(2‬‬‫(‪( )Ksp= 1.57 × 10-9‬أ) في الماء النقي‪( ،‬ب) في محلول يودات‬ ‫البوتاسيوم ‪ KIO3‬بتركيز ‪0.02 mole/L‬؟ ثم قارن النتائج‪.‬‬ ‫الحــــل‪:‬‬‫(أ) تكتب أولا معادلة كيميائية موزونة تمثل عملية ذوبان ‪ ،Ba)IO3(2‬ثم‬‫تكتب العلاقة الرياضية للتعبير عن ثابت حاصل الذوبان ‪ ،Ksp‬وتحل المسألة‬ ‫باتباع نفس الخطوات التي تعلمناها في الامثلة السابقة‪.‬‬‫نفرض ان ‪ = s‬الذوبانية المولارية لملح ‪ Ba)IO3(2‬في الماء النقي‬‫(‪Ba)IO3(2 )s‬‬ ‫(‪Ba2+)aq( + 2IO3-)aq‬‬‫‪s M s M 2s M‬‬‫‪Ksp = ]Ba2+[ ]IO3-[2 = )s( )2s(2 = 1.57 × 10-9‬‬ ‫‪142‬‬

‫وبحل المعادلة لايجاد قيمة ‪ ( s‬الذوبانية المولارية) ينتج‪:‬‬ ‫‪s = 7.3 × 10-4 mol/L‬‬ ‫وهذا يعني ان الذوبانية المولارية لملح ‪ Ba)IO3(2‬في الماء النقي تساوي‬ ‫‪.7.3 × 10-4 M‬‬ ‫(ب) يعتبر ملح ‪ KIO3‬الكتروليت قوي يتفكك بشكل تام لذلك فان‬ ‫تركيز ايون ‪ IO3-‬في محلوله المائي يحسب كالاتي‪:‬‬ ‫‪+‬‬ ‫(‪KIO3 )s‬‬ ‫‪K+‬‬ ‫(‪IO3-)aq‬‬ ‫(‪)aq‬‬ ‫‪0.02 M‬‬ ‫‪0.02 M 0.02 M‬‬ ‫نفرض ان ‪ = y‬الذوبانية المولارية لملح ‪ Ba)IO3(2‬في محلول ‪KIO3‬‬ ‫الذي تركيزه ‪.0.02 M‬‬ ‫(‪Ba)IO3(2 )s‬‬ ‫(‪Ba2+)aq( + 2IO3-)aq‬‬ ‫‪yM‬‬ ‫‪y M 2y M‬‬ ‫وبما ان ايون ‪ IO3-‬هو ايون مشترك‪ ،‬لذلك فان تركيزه في المحلول [‪]IO3-‬‬ ‫يساوي حاصل جمع ‪( 0.02 mole/L‬تركيزه الناتج من التفكك التام‬ ‫لملح ‪ )KIO3‬و ‪( 2y mole/L‬التركيز الناتج من التفكك الجزئي لملح تمرين‪19-3‬‬ ‫‪ ،)Ba)IO3(2‬اي يساوي ‪ ،)0.02 + 2y( mole/L‬لذلك‪:‬‬‫قيمة ثابت حاصل الاذابة لملح‬‫‪ Ksp = ]Ba2+[ ]IO3-[2 = )y( )0.02 + 2y(2 = 1.57 × 10-9‬فلوريد المغنيسيوم ‪ MgF2‬تساوي‬‫‪( .Ksp = 6.5 × 10-9‬أ) احسب‬ ‫لايجاد قيمة ‪ ،y‬يمكن افتراض ان كمية ايون‬ ‫ولتبسيط حل هذه المعادلة‬‫الذوبانية المولارية لهذا الملح في الماء‬‫‪ IO3-‬في المحلول الناتجة من تفكك ملح ‪ Ba)IO3(2‬شحيح الذوبان النقي‪( ،‬ب) احسب الذوبانية المولارية‬‫هي صغيرة جدا مقارنة مع تلك الناتجة من ذوبان ‪( KIO3‬خصوصا لهذا الملح في محلول فلوريد الصوديوم‬‫‪ ،2y << 0.02‬لذلك فان ‪( NaF‬الكتروليت قوي) تركيزه‬ ‫مع وجود تاثير للايون المشترك) اي ان‬ ‫‪.)0.02 + 2y( ≈ 0.02 mol/L‬‬ ‫‪ ،0.1 mole/L‬ثم قارن النتيجتين‪.‬‬‫‪ Ksp = ]Ba2+[ ]IO3-[2 = )y( × )0.02(2 = 1.57×10-9‬ج ‪ :‬أ‪1.18 × 10-3 M -‬‬ ‫‪y = 3.9 × 10-6 mol/L‬‬‫ب‪6.5 × 10-7 M -‬‬ ‫تقل قابلية الذوبان‬ ‫وهذا يعني ان الذوبانية المولارية لملح ‪ Ba)IO3(2‬في محلول يودات‬ ‫البوتاسيوم ‪ KIO3‬ذو تركيز ‪ 0.02 mole/L‬تساوي ‪.7.3 × 10-4 M‬‬‫‪143‬‬ ‫يلاحﻆ من النتائج‪ ،‬ان ذوبانية ملح ‪ Ba)IO3(2‬في الماء المقطر اكبر بكثير‬ ‫مما هي عليه في محلول ‪( KIO3‬اي بوجود الايون المشترك) ويمكن حساب‬ ‫نسبة ذوبانية هذا الملح في الوسطين المائيين المختلفين كالاتي‪:‬‬

‫‪187‬‬ ‫≈‬ ‫‪7.3‬‬ ‫×‬ ‫‪10-4‬‬ ‫‪mol/L‬‬ ‫=‬ ‫الذوبانية المولارية في الماء النقي‬ ‫‪1‬‬ ‫‪3.9‬‬ ‫×‬ ‫‪10-6‬‬ ‫‪mol/L‬‬ ‫الذوبانية المولارية في محلول يودات البوتاسيوم‬‫اي ان الذوبانية المولارية لملح ‪ Ba)IO3(2‬في محلول يودات البوتاسيوم‬‫‪ KIO3‬الذي تركيزه ‪ 0.02 mole/L‬هي اقل تقريبا بمقدار ‪ 187‬مرة‬ ‫من ذوبانيته في الماء النقي‪.‬‬ ‫‪ .3‬تأثير الاس الهيدروجيني‬‫تعتمد ذوبانية الكثير من المواد على تركيز ايون ‪ H+‬في المحلول‪ ،‬ومن‬‫اهم تلك المواد هي التي يشكل ايون الهيدروجين او ايون الهيدروكسيد احد‬‫مكوناتها مثل هيدروكسيد المغنيسيوم ‪ ،Mg)OH(2‬حيث يتغير مقدار‬‫ذوبانية هذه المواد مع تغير قيمة ‪ pH‬للمحلول ومن خلال تاثير الايون‬ ‫المشترك‪.‬‬‫(‪Mg)OH(2 )s‬‬ ‫(‪Mg2+)aq( + 2OH-)aq‬‬‫فاضافة حامض (زيادة تركيز ايون ‪ )H+‬الى المحلول المشبع لهذا المركب‬‫يؤدي الى اتحاد ايونات ‪ H+‬مع ايونات الهيدروكسيد لتكوين جزيئات الماء‬‫وهذا يؤدي الى اختلال في عملية الاتزان الممثلة بالمعادلة السابقة‪ ،‬ولتعويض‬‫النقص الحاصل في ايونات‪ OH-‬تتفكك مزيد من جزيئات المركب (اي زيادة‬‫ذوبانيته )‪ .‬اما عند اضافة قاعـدة ( ايونات ‪ )OH-‬الى المحلول المتزن لهذا‬‫المركب فان ذلك يؤدي الى تقليل الذوبانيه من خلال تاثير الايون المشترك‪.‬‬ ‫مثال ‪21-3‬‬‫احسب الذوبانية المولارية لهيدروكسيد المغنيسيوم (‪)Ksp = 1.8 × 10-11‬‬ ‫في محلول مائي ثبتت درجة حموضته عند ‪.pH= 10.5‬‬ ‫الحــــل‪:‬‬‫(أ) يحسب تركيز أيون ‪ H+‬في المحلول المائي الذي درجة حموضته‬‫‪ ،pH =10.5‬ثم يحسب بعد ذلك تركيز أيون الهيدروكسيد في المحلول‪.‬‬‫‪pH = - log ]H+[ = 10.5‬‬‫‪]H+[ = 10-10.5 = 3.2 × 10-11 mol/L‬‬ ‫‪144‬‬

‫[‪]OH-‬‬ ‫=‬ ‫‪Kw‬‬ ‫=‬ ‫‪1.0 × 10-14‬‬ ‫‪= 3.1 × 10-4 mol/L‬‬ ‫[‪]H+‬‬ ‫‪3.2 × 10-11‬‬ ‫وهذا يعني ان تركيز ايون الهيدروكسيد في هذا المحلول يساوي‬ ‫‪ ،3.1 × 10-4 mole/L‬وبعد كتابة المعادلة الكيميائية الموزونة التي تمثل‬ ‫عملية ذوبان ‪ ،Mg)OH(2‬نفرض ان ‪ s‬تساوي الذوبانية المولارية للمركب‬ ‫‪ Mg)OH(2‬في محلول قيمة الاس الهيدروجيني له يساوي ‪.10.5‬‬ ‫(‪Mg)OH(2 )s‬‬ ‫(‪Mg2+)aq( + 2OH-)aq‬‬ ‫‪s M s M 3.1 × 10-4 M‬‬ ‫ونعوض الان في العلاقة الرياضية للتعبير عن ثابت حاصل الذوبان ‪Ksp‬‬ ‫كالاتي‪:‬‬ ‫تمرين ‪20-3‬‬‫‪ Ksp = ]Mg2+[ ]OH-[2‬احسب ذوبانية هيدروكسيد الخارصين‬‫‪ ]Mg2+[ ]OH- [2 = )s( )3.1 × 10-4(2 = 1.8 × 10-11‬في محلول ثبتت حامضيته عند‬‫(أ) ‪ ،pH= 6‬و(ب) ‪،pH = 9.0‬‬ ‫‪s‬‬ ‫=‬ ‫‪1.8‬‬ ‫×‬ ‫‪10-11‬‬ ‫‪= 1.9 × 10-4 mol/L‬‬‫اذا علـــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــمت ان‬ ‫‪)3.2‬‬ ‫×‬ ‫‪10-4(2‬‬‫‪،Ksp )Zn)OH(2( = 1.2 × 10-17‬‬ ‫اي ان ‪ 1.9 × 10-4 M‬تساوي الذوبانية المولارية للمركب ‪ Mg)OH(2‬ثم ناقﺶ النتائج‪.‬‬ ‫في محلول درجة حموضته مثبتة عند ‪.pH= 10.5‬‬ ‫ج ‪ :‬أ‪0.12 M -‬‬ ‫ب‪1.2 × 10-7 M -‬‬‫تقل قابلية الذوبان‬‫‪145‬‬

‫المعادلات الرئيسة‬‫‪pKa = - log Ka‬‬ ‫تعريف ‪pKa‬‬ ‫رقم الصفحة ‪120‬‬ ‫تعريف ‪pH‬‬‫]‪pH = - log [H+‬‬ ‫تعريف ‪pOH‬‬ ‫رقم الصفحة ‪120‬‬ ‫العلاقة بين ‪ pH‬و ‪pOH‬‬‫]‪pOH = - log [OH-‬‬ ‫رقم الصفحة ‪121‬‬‫‪pH + pOH = 14‬‬ ‫رقم الصفحة ‪118‬‬ ‫ثابت تفكك الماء ‪Kw‬‬ ‫ثابت تحلل الملح المشتق من حامض ضعيف وقاعدة قوية‬‫‪[H+][OH-] = Kw = 1.0× 10-14‬‬ ‫ثابت تحلل الملح المشتق من قاعدة ضعيفة وحامض قوي‬ ‫قيمة ‪ pH‬لمحلول ملح مشتق من حامض ضعيف وقاعدة قوية‬‫= ‪Kh‬‬ ‫‪Kw‬‬ ‫رقم الصفحة ‪126‬‬ ‫قيمة ‪ pH‬لمحلول ملح مشتق من قاعدة ضعيفة وحامض قوي‬ ‫‪Ka‬‬ ‫رقم الصفحة ‪128‬‬ ‫قيمة ‪ pH‬لمحلول بفر مكون من مزيج لحامض ضعيف مع احد املاحه‬‫= ‪Kh‬‬ ‫‪Kw‬‬ ‫‪Kb‬‬ ‫رقم الصفحة ‪126‬‬‫= ‪pH‬‬ ‫ـــ‪1‬‬ ‫‪[pKw‬‬ ‫‪+pKa+‬‬ ‫‪log‬‬ ‫]‪c‬‬ ‫‪2‬‬ ‫رقم الصفحة ‪128‬‬‫= ‪pH‬‬ ‫ـــ‪1‬‬ ‫]‪[pKw – pKb – log c‬‬ ‫‪2‬‬ ‫رقم الصفحة ‪134‬‬‫‪pH = pKa- log‬‬ ‫]‪[acid‬‬ ‫‪= pKa + log‬‬ ‫]‪[salt‬‬ ‫]‪[salt‬‬ ‫]‪[acid‬‬ ‫قيمة ‪ pOH‬لمحلول بفر مكون من مزيج لقاعدة ضعيفة مع احد املاحها رقم الصفحة ‪134‬‬‫‪pOH‬‬ ‫‪= pKb- log‬‬ ‫]‪[base‬‬ ‫‪= pKb + log‬‬ ‫]‪[salt‬‬ ‫]‪[salt‬‬ ‫]‪[base‬‬ ‫‪146‬‬

‫المفاهيم الاساسية‬ ‫الالكتروليت ‪Electrolyte‬‬‫مادة يكون لمحلولها المائي او لمنصهرها قابلية على التوصيل الكهربائي وذلك لأحتوائه على ايونات موجبة‬ ‫وسالبة‪.‬‬ ‫الالكتروليت الضعيف ‪Weak Electrolyte‬‬ ‫مادة تكون قابلية محلولها المائي المخفف للتوصيل الكهربائي ضعيفة‪.‬‬ ‫الحامض الضعيف ‪Weak Acid‬‬ ‫حامض لايتأين بشكل تام في محلوله المائي‪.‬‬ ‫القاعدة الضعيفة ‪Weak Base‬‬ ‫قاعدة لاتتأين بشكل تام في محلولها المائي‪.‬‬ ‫حامض احادي البروتون‬‫هو الحامض الذي ينتج كل جزيء منه بروتون واحد فقط عند تفككه في الماء ويمكن ان يكون هذا الحامض قوي ًا‬ ‫او ضعيف ًا‪ .‬ان هذا يعني ان كل جزيء منه يحوي ذرة هيدروجين واحدة قابلة للتأين‪.‬‬ ‫حامض متعدد البروتون‬‫هو الحامض الذي يمكن لكل جزيء منه ان ينتج بروتون او اكثر وعلى مراحل متعددة وغالب ًا مايكون البروتون‬ ‫الذي ينتج في الخطوة الاخيرة ضعيف (اضعف من البروتونات الناتجة من خطوات التفكك السابقة)‪.‬‬ ‫التأين الذاتي للماء‬‫هو تفاعل كيميائي ينتقل فيه بروتون من جزيء ماء الى جزيء آخر ويكون ناتج هذه العملية في الماء النقي‬ ‫تكون اعداد متساوية من ايونات الهيدرونيوم ‪ H3O+‬وايونات الهيدروكسيد ‪OH-‬‬ ‫الاس الهيدروجيني ‪pH‬‬‫هي طريقة ملائمة لقياس او للتعبير عن تركيز أيون الهيدروجين خصوص ًا لتراكيز ايون الهيدروجين الصغيرة‬‫التي تكون قيمتها اصغر او تساوي ‪ 1 M‬بدلالة سالب لوغاريتم التركيز المولاري لايون الهيدروجين في المحلول‪،‬‬ ‫ويرمز للناتج العددي لهذه القيم بالرمز ‪.pH‬‬ ‫التمذوب ‪Solvolysis‬‬ ‫هي عملية تفاعل الصنف المذاب مع جزيئات المذيب‪.‬‬ ‫‪147‬‬

‫التحلل المائي ‪Hydrolysis‬‬ ‫هي عملية تفاعل الصنف المذاب مع جزيئات الماء وذلك عندما يكون الماء هو المذيب‪.‬‬ ‫تأثير الايون المشترك‬‫هي ظاهرة تقليل تفكك الالكتروليت الضعيف الناتجة عن وجود الكتروليت قوي يحوي احد ايونات‬ ‫الالكتروليت الضعيف في نفس المحلول‪.‬‬ ‫درجة التفكك او درجة التأين‬ ‫هي النسبة بين كمية الصنف المذاب المتفككة عند حالة الاتزان الى كمية الصنف المذاب الكلية‪.‬‬ ‫محلول بفر ‪Buffer Solution‬‬‫محلول مائي مكون من مزيج لحامض ضعيف مع احد املاحه (القاعدة القرينة للحامض الضعيف) او قاعدة‬‫ضعيفة مع احد املاحها (الحامض القرين للقاعدة الضعيفة) ويكون لهذا المزيج القابلية على مقاومة التغير في‬ ‫الاس الهيدروجيني (‪ )pH‬عند اضافة كمية صغيرة من حامض قوي او قاعدة قوية اليه‪.‬‬ ‫الذوبانية ‪Solubility s‬‬‫هي عدد مولات المادة التي تذوب في لتر واحد من المحلول المشبع للمادة (اي عند حالة الاتزان بين المادة الصلبة‬ ‫ومحلول المادة)‪.‬‬ ‫ثابت حاصل الذوبانية ‪Solubility Product Ksp‬‬‫هي الكمية الناتجة من حاصل ضرب التراكيز المولارية (عند حالة الاتزان) للايونات الناتجة من تفكك المادة‬ ‫شحيحة الذوبان كل ًا مرفوع الى ُأس مسا ٍو لعدد المولات في المادة‪.‬‬ ‫‪148‬‬

‫اسﺌلة الفﺼل الﺜالﺚ‬ ‫‪ 1-3‬المعادلة الاتية تبين حالة الاتزان بين جزيئات الماء وأيوناته‪:‬‬‫(‪2H2O)l‬‬ ‫(‪H3O+)aq( + OH-)aq‬‬ ‫أ‪ -‬هل يتاثر اتزان هذا النظام بتغير درجة الحرارة‪.‬‬‫ب‪ -‬ما قيمة ثابت الحاصل الايوني للماء عند درجة حرارة ‪ ،25°C‬وكم هو تركيز أيون الهيدروجين و تركيز أيون‬ ‫الهيدروكسيد في الماء النقي؟‬ ‫‪ 2-3‬جد مقدار التغير في قيمة ‪ PH‬للماء عند اضافة الى لتر منه المحاليل الاتية‪:‬‬ ‫‪ 1mL .1‬من ‪ HCl‬تركيزه ‪.10M‬‬‫‪∆pH = 5 )2‬‬ ‫ج ‪∆pH = -5 )1 :‬‬ ‫‪ 1mL .2‬من ‪ NaOH‬تركيزه ‪. 10M‬‬ ‫‪ 3-3‬في المحاليل المائية للمواد التالية‪ ،‬هل يكون المحلول حامضي ًا أو قاعدي ًا أو متعادل ًا؟ ولماذا؟‬ ‫(أ) ‪( ،NH4Cl‬ب) ‪( ،Na2SO4‬ج) ‪( ،CH3COOK‬د) ‪( ،CaF2‬هـ) ‪( ،MgSO4‬و) ‪.KCl‬‬‫ج ‪1 × 10-14 :‬‬‫‪ 4-3‬ما عدد غرامات ‪ )M = 60g/mol( CH3COOH‬الواجب اضافتها إلى ‪ 250 ml‬من الماء المقطر ليصبح‬ ‫‪ pH‬المحلول بعد الاضافة ‪ 2.7‬علم ًا بﺈن ‪ pka‬للحامض = ‪4.74‬‬‫ج ‪3.3g :‬‬ ‫‪ 5-3‬اختر الجواب الصحيح‪:‬‬‫‪ .1‬أن عدد مليغرامات يودات الباريوم (‪ M= 487 g/mole‬و ‪ )Ksp = 1.57 × 10-9‬التي يمكــــــــــن أن تذوب في‬ ‫‪ 150 mL‬من الماء النقي هي‪:‬‬ ‫(أ) ‪34.4 mg‬‬ ‫(ب) ‪44.4 mg‬‬ ‫(ج) ‪.53.4 mg‬‬‫‪ .2‬التراكيز المولارية لايونات ‪ Na+‬و ‪ SO42-‬في محلول مائي من كبريتات الصوديوم تركيزه يســاوي ‪ 0.4 M‬هي‪:‬‬ ‫(أ) ‪ ]SO42-[ = 0.4 M‬و ‪]Na+[= 0.4 M‬‬ ‫(ب) ‪ ]SO42-[ = 0.4 M‬و ‪]Na+[= 0.2 M‬‬ ‫(ج) ‪ ]SO42-[ = 0.4 M‬و ‪.]Na+[= 0.8 M‬‬ ‫‪149‬‬

‫‪ .3‬قيم ‪ pH‬و ‪ pOH‬لمحلول ‪ 0.05 M‬هيدروكسيد الصوديوم هي‪:‬‬ ‫(أ) ‪ pH = 1.3‬و ‪pOH = 12.7‬‬ ‫(ب) ‪ pH = 7.0‬و ‪pOH = 7.0‬‬ ‫(ج) ‪ pH = 12.7‬و ‪.pOH = 1.3‬‬ ‫‪ .4‬أن قيمة ‪ pOH‬لمحلول نترات الامونيوم المائية بتركيز ‪0.5 M‬تساوي‪:‬‬ ‫(ج) ‪.4.78‬‬ ‫(ب) ‪9.22‬‬ ‫(أ) ‪7.00‬‬ ‫‪ 6-3‬ما قيمة ‪ PH‬لكل من المحاليل المحضرة باضافة ‪ 10ml‬من ‪ HCl‬تركيزه ‪ 0.1M‬الى‪:‬‬ ‫‪ 10mL .1‬من ‪ NaOH‬تركيزه ‪.0.1M‬‬ ‫‪ 15mL .2‬من ‪ NaOH‬تركيزه ‪.0.1M‬‬‫‪∆pH = 12.3 )2‬‬ ‫ج ‪pH = 7 )1 :‬‬ ‫‪ 10mL .3‬من ‪ NH3‬تركيزه ‪.0.1M‬‬ ‫‪ 15mL .4‬من ‪ NH3‬تركيزه ‪.0.1M‬‬‫‪∆pH = 8.96 )4 pH = 5.28 )3‬‬ ‫علم ًا ان ثابت تفكك الامونيا ‪1.8 × 10-5‬‬ ‫‪ 7-3‬اكمل الفراغات في الجدول الاتي‪:‬‬‫‪pOH‬‬ ‫[‪pH ]OH-[ ]H3O+‬‬ ‫محلول‬ ‫حامض قوي ‪0.15 M HI‬‬ ‫حامض ضعيف ‪0.15 M HF‬‬ ‫قاعدة قوية ‪0.06 M RbOH‬‬ ‫قاعدة قوية ‪0.05 M Ca)OH(2‬‬ ‫قاعدة ضعيفة ‪0.75 M NH4OH‬‬ ‫علم ًا ان ثابت تفكك الامونيا ‪ 1.8 × 10-5‬وثابت تفكك فلوريد الهيدروجين ‪6.5 × 10-4‬‬ ‫‪ 8-3‬اكمل الفراغات في الجدول الاتي‪:‬‬‫[‪]H3O+‬‬ ‫‪pH‬‬ ‫[‪]OH-‬‬ ‫‪pOH‬‬ ‫رقم المحلول‬ ‫‪3.84‬‬ ‫‪12.61‬‬ ‫‪2.90‬‬ ‫‪1‬‬ ‫‪9.47‬‬ ‫‪2‬‬ ‫‪3‬‬ ‫‪4‬‬ ‫‪150‬‬