أضيف 0.1mol من Ba(OH)₂ إلى لتر من 0.1M من NaOH احسب POH المحلول الناتج log0.3=-0.5

$$\begin{gathered} \mathrm{Ba}(\mathrm{OH}{)}_2\to {\mathrm{Ba}}^{2+}+2\mathrm{OH} \\ 0.1 0.1 0.2 \end{gathered}$$

إذاً:

$n_{\mathrm{OH}}=0.2\mathrm{mol}$

$$\begin{gathered} \mathrm{NaOH}\to {\mathrm{Na}}^{+}+\mathrm{OH} \\ 0.1 0.1 0.1 \end{gathered}$$

إذاً

${\mathrm{n}}_{\mathrm{OH}}=0.1\mathrm{mol}$

$\begin{array}{r}{\mathrm{n}}_{\mathrm{T}}=0.2+0.1=0.3\mathrm{mol}\\ \\ \left[\mathrm{OH}\right]=\mathbf{n}/\mathbf{V}\\ \\ \left[{\mathrm{OH}}^{-}\right]=0.3/1\mathrm{L}=0.3\mathrm{M}\\ \\ \mathrm{pOH}=0.5\\ \end{array}$

الفصل الثالث: الاتزان الايوني

3-9 تفاعلات التعادل وإيجاد قيمة PH للمحاليل الناتجة منها:

مقدمة:

عند إضافة مادة أو محلولها إلى محلول معين فقد يحدث تفاعل بينهما وقد لا يحدث تفاعل الحالات التي لا يحدث تفاعل بينهما هي:

1. إضافة حامض قوي إلى حامض قوي أو إضافة قاعدة قوية إلى قاعدة قوية.
2. إضافة قاعدة ضعيفة إلى قاعدة قوية.
3. إضافة حامض قوي إلى حامض ضعيف.
4. إضافة ملح قاعدي إلى حامض ضعيف مشتق منه الملح.
5. إضافة ملح حامضي إلى قاعدة ضعيفة مشتق منها الملح.
6. إضافة ملح كثير الذوبان إلى ملح شحيح الذوبان يشتركان بأيون مشترك.
7. اإضافة قاعدة قوية إلى قاعدة شحيحة الذوبان.

الحالات التي يحدث تفاعل فيما بينها هي:

• أولاً: تفاعل الحوامض مع القواعد.
• ثانياً: تفاعل الحوامض القوية مع الأملاح القاعدية.
• ثالثاً: تفاعل القواعد القوية مع الأملاح الحامضية.

ملاحظة: في مسائل التفاعلات التامة سنعتمد عدد المولات المتفاعلة والناتجة في الحل، أما التفاعلات الانعكاسية سنعتمد على تراكيزها المولارية.

تفاعل التعادل: هو تفاعل يحدث بين حامض وقاعدة (أو بين محلول حامضي ومحلول قاعدي) يكون ناتجه ملح من الأيونات السالبة والأيونات الموجبة وماء نتيجة اتحاد أيونات ⁺H أو ^-OH

كيفية حساب الدالة الحامضية للمحاليل الناتجة من تفاعل التعادل.

تعتبر تفاعلات التعادل من التفاعلات التامة غير الانعكاسية ولغرض حساب الدالة الحامضية للمحاليل الناتجة، نجد التراكيز المتبقية من هذا التفاعل.

كيفية حساب الدالة الحامضية لمحاليل ناتجة من تفاعل حامض قوي مع قاعدة قوية

جد عدد المولات المتبقية لكل مادة متفاعلة فإذا كان عدد المولات متساوي فالمحلول الناتج هو ملح متعادل أي قيمة الدالة الحامضية للمحلول الناتج = 7 وخلاف ذلك يكون الفائض من المولات، إما للقاعدة أو للحامض.

أضيف 0.2mol من HCl إلى لتر من 0.5M NaOH بيّن فيما إذا كان المحلول الناتج حامضياً أم قاعديًا؟ افترض أن الإضافة لا تغير من حجم المحلول.

$\begin{array}{r}{\mathbf{n}}_{\mathrm{HCl}}=0.2\mathrm{mol}\\ \\ {\mathrm{n}}_{\mathrm{NaOH}}=0.5\mathrm{mol}/\mathrm{L}\times 1\mathrm{L}=0.5\mathrm{mol}\end{array}$

نستنتج وعلى ضوء معادلة التفاعل أن مولات الحامض تستهلك أولاً:

$$\begin{gathered} \mathrm{HCl} + \mathrm{NaOH}\to \mathrm{NaCl}+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O} \\ 0.2 0.5 0 0 \\ - 0.2 - 0.2 - 0.2 - 0.2 \\ 0 0.3 0.2 0.2 \end{gathered}$$

يلاحظ أن المتبقي هو ملح الطعام وهو ملح متعادل وهيدروكسيد الصوديوم وهي قاعدة قوية نستنتج أن المحلول قاعدي.

طريقة ثانية للحل:

$\begin{array}{r}{\mathbf{n}}_{\mathrm{HCl}}=0.2\mathrm{mol}\\ \\ {\mathbf{n}}_{\mathrm{NaOH}}=0.5\mathrm{mol}/\mathrm{L}\times 1\mathrm{L}=0.5\mathrm{mol}\end{array}$

$$\begin{gathered} \mathrm{HCl}+\mathrm{NaOH}\to \mathrm{NaCl}+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O} \\ 0.2 0.5 0 0 \end{gathered}$$

• عدد مولات NaOH المتبقية = كميتها الأصلية – كميتها المتفاعلة مع حامض HCl
• عدد مولات NaOH المتبقية = 0.5 - 2.0 = 0.3 مول إذاً المحلول قاعدي.

احسب pH المحلول الناتج من إضافة 0.1mol من H₂SO₄ إلى لتر من 0.1M من Ba(OH)₂

_{$$\begin{gathered} {\mathrm{nH}}_2{\mathrm{SO}}_4=0.1\mathrm{mol} \\ \mathrm{nBa}(\mathrm{OH}{)}_2=0.1\mathrm{mol} \end{gathered}$$}

نستنتج وعلى ضوء معادلة التفاعل استهلاك كلا المادتين:

$$\begin{gathered} {\mathrm{H}}_2{\mathrm{SO}}_4+\mathrm{Ba}\left({\mathrm{OH}}_2\to {\mathrm{BaSO}}_4+2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\right. \\ 0.1 0.1 0 0 \\ -0.1 -0.1 0.1 0.1 \\ 0 0 0.1 0.1 \end{gathered}$$

يلاحظ أن المتبقي هو كبريتات الباريوم وهو ملح متعادل.

نستنتج أن المحلول الناتج متعادل وعليه فإن دالته الحامضية تساوي 7.

طريقة ثانية في الحل:

$$\begin{gathered} n{\mathrm{n}}_2{\mathrm{SO}}_4=0.1\mathrm{mol} \\ \mathrm{nBa}(\mathrm{OH}{)}_2=0.1\mathrm{mol} \end{gathered}$$

$$\begin{gathered} {\mathrm{H}}_2{\mathrm{SO}}_4 + \mathrm{Ba}(\mathrm{OH}{)}_2 \to { \mathrm{BaSO}}_4+2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O} \\ 0.1 0.1 0 0 \end{gathered}$$

كلا المادتين متفكائتين من حيث عدد المولات لذلك سيستهلكان معاً والمحلول الناتج يكون متعادلاً لذا فالدالة الحامضية له تساوي 7.

فائدة: لتحديد المادة المحددة للناتج نقسم مولات كل مادة متفاعلة على عدد مولاتها في المعادلة الموزونة فالنسبة الأقل تعتبر المادة المحددة للناتج أو التي يعتمد عيها توقف التفاعل.

2. حساب الدالة الحامضية لمحاليل ناتجة من تفاعل حامض قوي مع قاعدة ضعيفة.

أضيف 0.1mol من حامض HCl إلى لتر من 0.1M من محلول الأمونيا NH₄OH احسب قيمة الدالة الحامضية للمحلول الناتج p Kb NH3=4.7

$$\begin{gathered} \mathrm{nHCl}=0.1\mathrm{mol} \\ {\mathrm{nNH}}_4\mathrm{OH}=0.1\mathrm{mol} \end{gathered}$$

يتوقف التفاعل على استهلاك مولات كلا المادتين.

$$\begin{gathered} {\mathrm{NH}}_4\mathrm{OH}+\mathrm{HCl}\to {\mathrm{NH}}_4\mathrm{Cl}+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O} \\ 0.1 0.1 0 0 \\ -0.1 -0.1 0.1 0.1 \\ 0 0 0.1 0.01 \end{gathered}$$

يلاحظ أن المتبقي هو 0.1mol ملح كلوريد الأمونيوم إذاً $0.1\mathrm{M}=\left[{\mathrm{NH}}_4\mathrm{Cl}\right]$

$\begin{array}{r}\mathrm{pH}=1/2\left({\mathrm{pk}}_{\mathrm{w}}-{\mathrm{pk}}_{\mathrm{b}}-\log \left[\mathrm{c}\right]\right)\\ \\ \mathrm{pH}=1/2\left(14-4.7-\log {10}^{-1}\right)\\ \\ \mathrm{pH}=4.15\end{array}$

أضيف 10mL من 0.1M من HCl إلى 40mL من 0.1M محلول الأمونيا احسب [⁺H] في المحلول الناتج log ₃ = 0.47 و p K_b=4.7

$\begin{array}{r}{\mathrm{n}}_{\mathrm{HCl}}=0.1\mathrm{M}\times 10\mathrm{mL}=1\mathrm{mmol}\\ \\ {\mathrm{n}}_{\mathrm{NH}3}=0.1\mathrm{M}\times 40\mathrm{mL}=4\mathrm{mmol}\end{array}$

يتوقف التفاعل على استهلاك مولات HCl

$$\begin{gathered} {\mathrm{NH}}_4\mathrm{OH}+\mathrm{HCl}\to {\mathrm{NH}}_4\mathrm{Cl}+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O} \\ 4 1 0 0 \\ -1 -1 1 1 \\ 3 0 1 1 \end{gathered}$$

يلاحظ أن المتبقي هو كل من ملح كلوريد الأمونيوم والأمونيا.

$\left[\text{ salt }\right]=\frac{\text{ n}}{V_T}=\frac{1}{50}$

$\text{ [base]= }=\frac{n}{V_T}=\frac{3}{50}$

$$\begin{gathered} \mathrm{pOH}={\mathrm{pk}}_{\mathrm{b}}+\log \frac{\left[\mathrm{salt}\right]}{[\text{ Base] }} \\ \mathrm{pOH}={\mathrm{pk}}_{\mathrm{b}}+\log \frac{1/50}{3/50} \end{gathered}$$

3. حساب الدالة الحامضية لمحاليل ناتجة من تفاعل حامض ضعيف مع قاعدة قوية.

احسب pH المحلول الناتج من إضافة 0.2mol من NaOH إلى لتر من محلول CH₃COOH تركيزه 0.2M و حيث K _a = 2 x 10 ^{– 5}

يتوقف التفاعل على استهلاك كلا المادتين والناتج هو ملح قاعدي.

أضيف 10ml من 0.1M من NaOH إلى 40ml من 0.1M محلول حامض الخليك احسب [⁺H] في المحلول الناتج p K_b=4.7

$$\begin{gathered} \mathrm{nNaOH}=0.2\mathrm{mol} \\ {\mathrm{nCH}}_3\mathrm{COOH}=0.2\mathrm{M}\times 1\mathrm{L}=0.2\mathrm{mol} \end{gathered}$$

$$\begin{gathered} \mathrm{NaOH}+{\mathrm{CH}}_3\mathrm{COOH}\to {\mathrm{CH}}_3\mathrm{COONa}+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O} \\ 0.2 0.2 0 0 \end{gathered}$$

يتوقف التفاعل عند استهلاك جميع مولات NaOH

$\begin{array}{r}\left[{\mathrm{CH}}_3\mathrm{COONa}\right]=0.2\mathrm{M}\\ \\ \mathrm{pH}=1/2\left({\mathrm{PK}}_{\mathrm{w}}+{\mathrm{PK}}_{\mathrm{a}}+\log \left[\mathrm{C}\right]\right)\\ \\ \mathrm{pH}=1/2(14+4.7-0.7)\\ \\ \mathrm{pH}=9\end{array}$

يلاحظ أن المتبقي في المحلول هو خلات الصوديوم وحامض الخليك.

حالات خاصة:

حسابات لمحلول ناتج من تفاعل ملح قاعدي مع حامض قوي.

أضيف 0.2mol من حامض HNO₃ إلى لتر من محلول NaCN بتركيز 0.2M فوجد أن PH المحلول الناتج = 5 احسب ثابت تفكك حامض الهيدروسيانيك HCN إفرض أن الإضافة لا تغير من حجم المحلول.

$\begin{array}{r}{\mathrm{n}}_{\mathrm{HNO}3}=0.2\mathrm{mol}\\ \\ {\mathrm{n}}_{\mathrm{NaCN}}=0.2\mathrm{M}\times 1\mathrm{L}=0.2\mathrm{mol}\end{array}$

$$\begin{gathered} {\mathrm{HNO}}_3+\mathrm{NaCN}\to \mathrm{HCN}+{\mathrm{NaNO}}_3 \\ 0.2 0.2 0 0 \\ -0.2 -0.2 0.2 0.2 \\ 0 0 0.2 0.2 \end{gathered}$$

يتوقف التفاعل عند استهلاك كلا المادتين والمتبقي على ضوء المعادلة هو 0.2mol من حامض HCN جد تركيزه ثم أكمل الحل.

2. حسابات محلول ناتج من تفاعل ملح حامضي مع قاعدة قوية.

محلول حجمه لتر يحتوي على 0.1mol. من كلوريد الأمونيوم pH له =5 احسب:

1. قيمة pH المحلول الناتج بعد إضافة 0.1mol من KOH إلى المحلول؟

$\begin{array}{r}\mathrm{pH}=1/2\left(\mathrm{pKw}-{\mathrm{pK}}_{\mathrm{b}}-\log \left[\mathrm{C}\right]\right)\\ \\ 5=1/2\left(14-{\mathrm{pK}}_{\mathrm{b}}-\log {10}^{-1}\right)\\ \\ 10=14-{\mathrm{pK}}_{\mathrm{b}}+1\\ \\ {\mathrm{pK}}_{\mathrm{b}}=5\end{array}$

$$\begin{gathered} \mathrm{KOH} +{ \mathrm{NH}}_4\mathrm{Cl} \to {\mathrm{NH}}_4\mathrm{OH} + \mathrm{KCl} \\ 0.1 0.1 0 0 \\ -0.1 - 0.1 0.1 0.1 \\ 0 0 0.1 0.1 \end{gathered}$$

المتبقي هو الأمونيا.

$$\begin{gathered} {\mathrm{NH}}_3+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\rightleftharpoons {\mathrm{NH}}_4^{+}+{\mathrm{OH}}^{-} \\ 0.1 0 0 \\ 0.1 – \mathrm{X} \mathrm{X} \mathrm{X} \end{gathered}$$

$\begin{array}{r}{\mathrm{K}}_{\mathrm{b}}={10}^{-\mathrm{PKb}}\\ K_b={10}^{-5}\\ {\mathrm{K}}_{\mathrm{b}}=\frac{\left[{\mathrm{NH}}_4^{+}\right]\left[{\mathrm{OH}}^{-}\right]}{\left[{\mathrm{NH}}_3\right]}\\ \end{array}$

$\begin{array}{r}{K}_{\mathrm{b}}={10}^{-\mathrm{PKb}}\\ \\ {\mathbf{K}}_{\mathrm{b}}={10}^{-5}\\ K_b=\frac{\left[{\mathrm{NH}}_4^{+}\right]\left[{\mathrm{OH}}^{-}\right]}{\left[{\mathrm{NH}}_3\right]}\\ {10}^{-5}=\frac{X^2}{0.1}\\ \begin{array}{r}\mathrm{X}=\left[\mathrm{OH}\right]=1^{-3}\mathrm{mol}/\mathrm{L}\\ \\ \left[{\mathrm{H}}^{+}\right]\left[{\mathrm{OH}}^{-}\right]={10}^{-14}\\ \\ \left[\mathrm{H}\right]={\mathbf{10}}^{-11}\\ \\ \mathrm{pH}=-\log \left[{\mathrm{H}}^{+}\right]\Rightarrow \mathrm{pH}=11\end{array}\end{array}$

ما عدد مولات NaOH الذي يلزم إضافتها إلى المحلول NH₄Cl للحصول على محلول منظم له pH = 9؟

لما أنه طلب محلول منظم إذاً يتوقف التفاعل عند استهالك جميع هيدروكسيد الصوديوم:

$$\begin{gathered} \mathrm{NaOH}+{\mathrm{NH}}_4\mathrm{Cl}\to {\mathrm{NH}}_4\mathrm{OH} + \mathrm{NaCl} \\ \mathrm{X} 0.1 0 0 \\ -\mathrm{X} -\mathrm{X} \mathrm{X} \mathrm{X} \\ 0 0.1 – \mathrm{X} \mathrm{X} \mathrm{X} \end{gathered}$$

المتبقي هو ملح كلوريد الأمونيوم والأمونيا.

3. حساب الأس الهيدروجيني لمحلول ناتج من إضافة حامض قوي إلى حامض قوي.

نجد مولات كل من أيون الهيدروجين القادم من كل حامض قوي ثم نجمع المولات وبعدها نجد تركيز ⁺H

أضيف 250Ml من 0.1M من HCl إلى 250ml من 0.2m من H2SO₄ احسبpH المحلول الناتج log 0.25 = - 0.6

$\begin{array}{r}{\mathrm{n}}_{\mathrm{HCl}}=\mathrm{M}\cdot \mathrm{V}\\ \\ {\mathrm{n}}_{\mathrm{HCl}}=0.1\mathrm{mol}/\mathrm{L}\times 0.25\mathrm{L}=0.025\mathrm{mol}\end{array}$

$$\begin{gathered} \mathrm{HCl} \to {\mathrm{H}}^{+}+{\mathrm{Cl}}^{-} \\ 0.025 0 0 \\ 0 0.025 0.025 \end{gathered}$$

$\begin{array}{c}{\mathbf{n}}_{\mathrm{H}}=\mathbf{0}\mathbf{.}\mathbf{025}\mathrm{mol}\\ {\mathrm{n}}_{\mathrm{H}2\mathrm{SO}}=\mathrm{M}.\mathrm{V}\end{array}$

${\mathrm{n}}_{\mathrm{H}2\mathrm{SO}4}=0.2\mathrm{mol}/\mathrm{L}\times 0.25\mathrm{L}=0.05\mathrm{mol}$

$$\begin{gathered} {\mathrm{H}}_2{\mathrm{SO}}_4\to 2{\mathrm{H}}^{+}+{\mathrm{Cl}}^{-} \\ 0.05 0 0 \\ 0 0.1 0.05 \end{gathered}$$

${\mathrm{n}}_{\mathrm{H}}=0.1\mathrm{mol}$

${\mathrm{n}}_{\mathrm{H}}=0.025+0.1=0.125\mathrm{mol}$

$⟹\mathrm{pH}=-\log \left[{\mathrm{H}}^{+}\right]⟹\mathrm{pH}=0.6$$\left[{\mathbf{H}}^{+}\right]= \frac{{\displaystyle 0.125\mathrm{mol}}}{{\displaystyle 0.5\mathrm{l}}}$

4. حساب الأس الهيدروجيني لمحلول ناتج من إضافة قاعدة قوية إلى قاعدة قوية.

أضيف 0.1mol من Ba(OH)_{2 إ}لى لتر من 0.1M من NaOH احسب POH المحلول الناتج log0.3=-0.5

$$\begin{gathered} \mathrm{Ba}(\mathrm{OH}{)}_2\to {\mathrm{Ba}}^{2+}+2\mathrm{OH} \\ 0.1 0.1 0.2 \end{gathered}$$

إذاً:

$n_{\mathrm{OH}}=0.2\mathrm{mol}$

$$\begin{gathered} \mathrm{NaOH}\to {\mathrm{Na}}^{+}+\mathrm{OH} \\ 0.1 0.1 0.1 \end{gathered}$$

إذاً

${\mathrm{n}}_{\mathrm{OH}}=0.1\mathrm{mol}$

$\begin{array}{r}{\mathrm{n}}_{\mathrm{T}}=0.2+0.1=0.3\mathrm{mol}\\ \\ \left[\mathrm{OH}\right]=\mathbf{n}/\mathbf{V}\\ \\ \left[{\mathrm{OH}}^{-}\right]=0.3/1\mathrm{L}=0.3\mathrm{M}\\ \\ \mathrm{pOH}=0.5\\ \end{array}$

5. كيفية حساب الدالة الحامضية لمحلول يتكون من قاعدة ضعيفة وقاعدة قوية.

خطوات الحل:

1. أكتب معادلتي تفكك كل مادة وضع معلومات التراكيز أسفل كل مادة من مواد المعادلتين.

2. طبق قوانين القاعدة الضعيفة بعد أن تهمل قيمة [^-OH] القادم من القاعدة الضعيفة معلومة كانت أم مجهولة.

احسب درجة تأين الأمونيا في محلول يحتوي 0.1M من الأمونيا 0.05M من هيدروكسيد البوتاسيوم Kb _NH3 = 1.8 × 10 ^–5

$$\begin{gathered} {\mathrm{NH}}_3 + {\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\rightleftharpoons {{\mathrm{NH}}_4}^{+}+\mathrm{OH} \\ 0.1 0 0 \\ 0.1 – \mathrm{X} \mathrm{X} \mathrm{X} \end{gathered}$$

$$\begin{gathered} \mathrm{KOH}\to {\mathrm{K}}^{+} + {\mathrm{OH}}^{-} \\ 0.05 0.05 0.05 \end{gathered}$$

$\begin{array}{r}{\mathrm{K}}_{\mathrm{b}}=\frac{\left[{\mathrm{NH}}_4^{+}\right]\left[{\mathrm{OH}}^{-}\right]}{\left[{\mathrm{NH}}_3\right]}\\ \\ \begin{array}{rl}& 1.8\times {10}^{-5}=\frac{\left[X\right]\left[0.05\right]}{0.1}\\ & \\ & \left[X\right]=3.6\times {10}^{-5}{\mathrm{M}}^0\end{array}\end{array}$

• درجة التأين =$\frac{\mathrm{المتأين}}{\mathrm{التركيز} \mathrm{الاصلي}}$
• درجة التأين = $3.6\times {10}^{-4}=\frac{3.6\times {10}^{-5}}{0.1}$

6. كيفية حساب الدالة الحامضية لمحلول يتكون من حامض ضعيف وحامض قوي.

1. أكتب معادلتي تفكك كل مادة وضع معلومات التراكيز أسفل كل مادة من مواد المعادلتين.

القادم من الحامض الضعيف معلومة كانت أم [+H] طبق قوانين الحامض الضعيف بعد أن تهمل قيمة مجهولة.

ما قيمة pH حامض الهيدروكلوريك اللازم إضافته إلى لتر من محلول 0.1M لحامض ضعيف HX لكي تصبح درجة تأينه 0.001 و K_a = 10 ^–5 افترض أن الإضافة لا تغير من حجم المحلول؟

الجواب 2.

10-3 : الذوبانية وثابت حاصل الذوبان.

تعتمد قابلية ذوبان أي مادة أيونية (مثل الأملاح) في الماء على الفرق في مقدار الطاقة اللازمة لكسر الأواصر الرابطة بين الأيونات المكونة للمادة ومقدار ما ينتج من طاقة نتيجة لانتشار هذه الايونات في الماء وتميؤها، وهو الأساس في اختلاف المواد في قابلية ذوبانها وعندما تنتشر أيونات المذاب خلال كل جزيئات الماء في درجة حرارة معينة فإنها تصل إلى حالة الإشباع وفي هذه الحالة تتوقف عملية إذابة كمية إضافية من المذاب في الماء وإن ظاهرة الإشباع تظهر واضحة في المواد الأيونية الصلبة الشحيحة الذوبان فعند إذابة مادة شحيحة الذوبان مثل AgCl فإن كمية قليلة جداً منها تذوب في الماء وتتفكك إلى أيونات تنتشر لتكون محلولاً وتستمر بالذوبان إلى أن يصل المحلول إلى حالة الإشباع حيث تنشأ حالة من الاتزان الديناميكي بين الأيونات الذائبة والمادة غير الذائبة والمتبقية على هيئة راسب، ويعود سبب شحة ذوبان هذه المواد إلى أن قوة التجاذب بين أيونات المادة مع بعضها البعض يكون أكبر من قوة جذب جزيئات الماء لها.

تختلف المواد في قابلية ذوبانها في الماء.

وذلك لأن قابلية الذوبان لأي مادة تعتمد على الفرق بين مقدار الطاقة اللازمة لكسر الأواصر الرابطة بين الأيونات المكونة للمادة ومقدار ما ينتج من طاقة نتيجة لانتشار هذه الأيونات في الماء وتميؤها.

ما المقصود بالذوبانية المولارية لملح شحيح الذوبان؟

هي التركيز المولاري للأيونات الناتجة من تفكك الملح في المحلول عند حالة الاتزان ووحدتها mol/ L

ما المقصود بالذوبانية لملح شحيح الذوبان بدلالة g / L

يقصد بها التركيز الغرامي وتمثل عدد غرامات المادة التي تلزم اشباع لتر واحد من المحلول

أكتب العلاقة التي تربط الذوبانية المولارية بالذوبانية بدلالة.

تخضع المواد شحيحة الذوبان إلى حالة اتزان بين الجزء الصلب أو غير المتفكك وبين الأيونات الناتجة من تفككها وتدعى مثل هذه المحاليل بالمحاليل المشبعة، ويعبر عن ثابت اتزانها ب k_SP ويدعى بثابت حاصل الذوبان.

ثابت حاصل الذوبان:

هو مقدار ثابت بثبوت درجة الحرارة ويساوي حاصل ضرب التراكيز المولارية للأيونات الناتجة من تفكك مركب شحيح الذوبان عند حالة الاتزان كل منها مرفوع إلى أس يمثل معامل الأيون في المعادلة الموزونة.

• العلاقة بين تركيز الأيون والذوبانية المولارية للمادة الشحيحة الذوبان.
• الذوبانية المولارية للملح S × عدد مولات الآيون في المعادلة الموزونة.
• العلاقة بين ثابت حاصل الإذابة وتراكيز الأيونات الناتجة من تفكك المادة الشحيحة عند الاتزان.
• يستعمل ثابت حاصل الذوبان في قياس مقدار ذوبانية الأملاح الشحيحة الذوبان في الماء.
• تتناسب ذوبانية المركب طردياً مع ثابت حاصل الذوبان.

أولاً إذا كانت أحادية – أحادية التكافؤ أو ثنائية – ثنائية التكافؤ.

ثانياً إذا كانت أحادية – ثنائية التكافؤ.

ثالثاً إذا كانت ثنائية – ثلاثية التكافؤ.

رابعاً إذا كانت أحادية – ثلاثية.

عبر عن علاقة ثابت حاصل الذوبان للمركبات التالية Mg(OH)₂ ،MgC₂O₄ , Ca₃(PO₄)₂ والتي يكون الملح لوحده في حالة اتزان مع محلوله المائي المشبع.

كيفية حل مسائل الذوبانية وثابت حاصل الإذابة.

عندما يطلب أو يعطي (K _SP الذوبانية، محلول مائي مشبع، هل يحصل ترسيب من عدمه) فالمادة شحيحة الذوبان.

• ثانياً: نكتب معادلة تفكك المادة الشحيحة الذوبان.
• ثالثاً: نكتب قيم تراكيز الأيونات تحت كل أيون معلومة كانت أم مجهولة.
• رابعاً: نكتب علاقة ثابت الاتزان للمادة الشحيحة الذوبان.

احسب قيمة ثابت حاصل الإذابة K _SP لملح كبريتات الباريوم إذا علمت أن لتر واحد من محلوله المائي المشبع يحوي 0.0025g من ملح BaSO₄ الذائب ( M = 233g/mol).

إذا علمت أن لتراً واحداً من المحلول المشبع لكرومات الفضة (M = 332 g / mol ) Ag₂CrO₄ يحوي 0.0215g من الملح احسب ثابت حاصل الذوبان لهذا الملح.

ما هي الذوبانية المولارية لملح كبريتات الرصاص PbSO4 إذا علمت أن ثابت حاصل الذوبان K_SP= 1.6x10 ^{– 8}

احسب الذوبانية المولارية والذوبانية بدلالة g / L لملح كلوريد الفضة 143.5g/mol AgCl في محلوله المائي عند الاتزان K_SP= 1.6x10 ^{– 8}

إذا علمت أن الذوبانية المولارية لفوسفات الرصاص Pb₃₍PO₄) في الماء المقطر تساوي 1x10^{- 10} احسب: Pb₃(PO₄)₂ KSP

وجد أن الذوبانية المولارية ل ₄ PbSO في الماء النقي تساوي 1x10- 10 احسب KSP _{PbSO 4}

إذا علمت أن ذوبانية فلوريد الكلسيوم ( M = 62 g / mol ) CaF₂ في الماء النقي هي 0.0124g / L احسب K_SP للملح CaF₂

إذا علمت أن ذوبانية AgCl ( M=143 g/mol ) في الماء النقي تساوي 0.000143g لكل 100ml احسب K_SP للملح AgCl

محلول مائي مشبع من Zn(OH)₂ له PH=8.3 احسب K_SP مع العلم log 5= 0.7

إذا علمت أن [F] في محلول مائي مشبع من CaF2=4x10^-4 احسب: K_SP

محلول مائي مشبع من فوسفات الرصاص Pb3(PO₄)₂ تركيز ايون Pb⁺² فيه = 3x10 ^{– 7} M احسب KSP

من أجل أن نجد تركيز يمكن استخدام العلاقة الآتية:

إذا علمت أن [F] في محلول مائي مشبع من 0.002M=MgF₂ إحسب الذوبانية المولارية.

عدد مولات الأيون في المعادلة × تركيز الأيون = الذوبانية المولارية.

الذوبانية المولارية = 0.001M

إذا ذكر في السؤال وزن المادة المذابة في محلول مشبع من دون ذكر حجمه فهذه العبارة تعني الذوبانية بدلالة g / L

إذا ذكر في السؤال وزن المادة المذابة التي تلزم إشباع لتر من المحلول فهذه العبارة تعني الذوبانية بدلالة g / L

احسب وزن (M= 78 g / mol ) CaF₂ المذاب في محلوله المائي المشبع KSP=3.9 x10^-11

ما عدد غرامات كبريتات الرصاص (M PbSO₄ = 303 g / mol) اللازمة لإشباع لتر من الماء المقطر. KSP = 10^-8

ثابت حاصل الذوبان والذوبانية:

يعد ثابت حاصل الذوبان مقياساً لذوبانية المواد،. لكونه يتناسب طرديا مع ذوبانية المادة

بيّن حسابياً أي من المادتين أكثر قابلية على الذوبان في الماء BaSO₄ أم Ag₂CO₃

KSP Ag₂CO₃ = 4 x 10 ^{– 12}

KSP BaSO₄ = 1x 10 ^{– 10}

• نجد الذوبانية المولارية ل BaSO4
• نجد الذوبانية المولارية ل Ag₂CO₃

ثابت حاصل الذوبان وعمليات الترسيب:

يعد ثابت حاصل الذوبان مقياساً لعمليات الترسيب فمن خلال معرفة قيمته نتعرف على مراحل عملية الترسيب للمواد ومدى اكتمال عملية ترسيب مادة من عدمه وذلك من خلال مقارنة قيمة ثابت حاصل الذوبان مع قيمة الحاصل الأيوني فإذا كان:

• K_SP = الحاصل الأيوني Q _sp المحلول مشبع وفي حالة اتزان ولا يحصل ترسيب
• K_SP > الحاصل الأيوني Q _sp المحلول غير مشبع وتحدث حالة ذوبان لجزيئات الراسب فلا يحصل ترسيب.
• K_SP < الحاصل الأيوني Q _sp يعني أن المحلول فوق مشبع وتحدث عملية ترسيب.

الحاصل الأيوني:

هو مقدار يساوي حاصل ضرب تراكيز الأيونات في المحلول كل منها مرفوع إلى أس يمثل معامل الأيون في معادلة توازن الذوبان، ويستدل به على ما يحدث في المحلول من حالة إشباعاً وترسيب أو حالة ذوبان، وذلك بمقارنة قيمته مع قيمة K_SP.

فائدة: اذا طلب قيمة تركيز أيون يلزم تواجده في محلول لبدء عملية ترسيب فإننا نجد قيمة تركيزه عند حالة الاتزان وهذه القيمة ستمثل أدنى تركيز عند تجاوزها تبدء عملية الترسيب.

احسب pH لمحلول حامض الكبريتيك قبل وبعد إضافة 1ml منه إلى لتر من محلول مشبع لتتغير ذوبانية المحلول المشبع من 1.26x10^-4 الى 3.2x10^-6

إذا علمت أن تركيز أيون الفلوريد في محلوله يساوي 2x10^-2 احسب أدنى تركيز من أيون الكالسيوم لازما وجوده في المحلول لبدء ترسيب ملح فلوريد الكالسيوم KSP _CaF2 = 4.9 x 10^-11

نجد قيمة تركيز أيون الكالسيوم عند حالة الاتزان والتي ستمثل أدنى تركيز عند تجاوزها تبدء عملية الترسيب.

7-3: تأثير الأيون المشترك.

• لقد درسنا فيما سبق سلوك محاليل مائية تتكون من مذاب فقط هو حامض أو قاعدة أو ملح، أما في هذا الجزء فسندرس سلوك محلول مائي يحتوي على مادتين أحدهما إلكتروليت ضعيف يتشابهان في احتوائهما على أيون مشترك، مثال ذلك محلول مائي يحتوي على حامض الخليك أضيف إليه إلكتروليت قوي مثل خلات البوتاسيوم.
• ولو تأملنا معادلتي تفككهما نلاحظ أن أيون الخلات ^-CH3COO هو أيون مشترك بين المذابين، وينتج من هذه العملية زيادة ملحوظة في تركيز أيون الخلات عند مقارنته بتركيزه قبل الإضافة الأمر الذي يؤدي إلى إخلال في حالة اتزان محلول حامض الخليك وبالتالي إزاحة الاتزان نحو اليسار مما يقود إلى تقليل تأين الإلكتروليت الضعيف.

الأيون المشترك: هو أيون ناتج من تفكك إلكتروليت قوي يشابه أحد أيوني الإلكتروليت الضعيف، فعند إضافته إلى الإلكتروليت الضعيف يزيد من سرعة التفاعل الخلفي، أي أنه يقلل من تفكك.

الإلكتروليت الضعيف.

تأثير الأيون المشترك: هي ظاهرة تقليل تفكك الإلكتروليت الضعيف الناتجة عن وجود إلكتروليت قوي يحوي أحد أيونات الإلكتروليت الضعيف في نفس المحلول.

علل: إن إضافة كلوريد الأمونيوم إلى محلول الأمونيا يقلل من قيمة pH المحلول؟

عند إضافة كلوريد الأمونيوم إلى محلول الأمونيا فسيزداد [⁺NH₄] المشترك بينهما فيختل الاتزان الأيوني للأمونيا فيترجح التفاعل الخلفي فيقل[^-OH] بوجود تأثير الأيون المشترك فتقل القاعدية وبالتالي تزداد الحامضية أي تقل pH.

فسر لماذا تقل درجة تفكك حامض HCN عند إضافة KCN بينما تزداد عند إضافة الماء إليه؟

• إن إضافة KCN سيزيد من تركيز ^-CN المشترك بينهما فيختل الاتزان الأيوني للحامض HCN فيترجح التفاعل الخلفي بوجود تاثير الأيون المشترك فيزداد تركيز HCN غير المتفكك فتقل درجة التفكك، أما عند إضافة الماء فإن التخفيف يؤدي إلى إزاحة موقع الاتزان الأصلي إلى موقع جديد لإزالة تأثير عملية التخفيف حسب قاعدة ليه – شاتيليه وذلك بأن يزداد تفكك الجزيئات.

الحامض غير المتفككة.

بين تأثير إضافة NH₄Cl إلى محلول من الامونيا؟

يؤدي إلى:

• انخفاض في تركيز أيونات الهيدروكسيد أي التقليل من قاعدية المحلول.
• زيادة في تركيز القاعدة غير المتأين.
• انخفاض في قيمة pH المحلول.
• التقليل من درجة تفكك الأمونيا.

علل: تقلل إضافة ملح خلات الصوديوم إلى محلول حامض الخليك من حامضيته.

إن إضافة ملح خلات الصوديوم CH3COONa سيزيد من تركيز أيون الخلات ^--CH3COO المشترك بينهما فيختل الاتزان الأيوني للحامض فيترجح التفاعل الخلفي بوجود تأثير الأيون المشترك فيزداد تركيز الحامض غير المتفكك ويقل تركيز أيون الهيدروجين المسؤول عن الحامضية في المحلول.

كيفية حل مسائل تأثير الأيون المشترك:

1. نبدأ بحسابات تفكك الإلكتروليت الضعيف لإيجاد المتأين منه أو درجة تفككه.
2. نجد المتأين من الإلكتروليت الضعيف أو درجة تأينه بوجود المادة الأخرى والتي تشترك معه بأيون مشترك حيث نكتب تفكك المادتين ونكتب التراكيز تحت كل صنف ثم نهمل تركيز الأيون المشترك القادم من الإلكتروليت الضعيف (أو نطبق علاقة علاقة المحلول المنظم والتي سيأتي ذكرها في موضوع المحلول المنظم).
3. نقارن بين قميتي تركيزي المتأين من الإلكتروليت الضعيف أو درجة تأينه قبل وبعد إضافة المادة الثانية.

ما تأثير إضافة 0.2mol من كلوريد الأمونيوم إلى لتر واحد من 0.2M من محلول الأمونيا على تركيز أيون الهيدروكسيد عند درجة 25C؟ kbNH3=2x10^-5.

• نجد [^-OH] قبل إضافة الملح.
• نجد [^-OH] بعد إضافة الملح.

نهمل تركيز أيون الأمونيوم الناتج من تأين الأمونيا كونه كمية قليلة جداً مقارنة مع تركيز الأمونيوم الناتج من تفكك الملح.

نلاحظ أن تركيز ايون الهيدروكسيد انخفض من 2x10-3 إلى 2x10-5 أي انخفض 100 مرة بسبب نقص تفكك الأمونيا نتيجة لإضافة ملح كلوريد الأمونيوم لوجود أيون الأمونيوم المشترك

بين المركبين.

(ملاحظة: يمكن الحل باستخدام علاقة المحلول المنظم (بفر) كما سيأتي ذكرها لاحقاً).

8-3: المحاليل المنظمة (محاليل بفر).

يتطلب الكثير من العمليات الصناعية والحيوية أن لا تتغير قيمة pH لوسط التفاعل كثيراً، بل تبقى قريبة من قيمة معينة ومثال ذلك أن الدم في جسم الإنسان لا يمكن أن يقوم بوظيفة نقل الأوكسجين إلى الخلايا إلاّ أن تكون قيمة pH=7.4 وكذلك أن الأنزيمات تحتاج لوسط تكون فيه قيمة pH ثابتة تقريباً لتعمل بنشاط وغير ذلك من العمليات الكيميائية وتبدي الكثير من المحاليل سلوك الأيون المشترك ولكن هناك حالتين هما الأكثر شيوعاً:

1. محلول مكون من حامض ضعيف واحد أملاحه الذائبة مثلاً (حامض الخليك زائداً خلات الصوديوم).
2. محلول مكون من قاعدة ضعيفة واحد أملاحها مثلاً (الأمونيا زائداً كلوريد الأمونيوم).

ومما يميز هذا المزيج هو قدرته أو قابليته على مقاومة التغير في تركيز أيون الهيدروجين عند إضافة كميات قليلة من حامض قوي أو قاعدة قوية، وهذه الخاصية تدعى السلوك البفري أو فعل بفر، ويمكن تعريف السلوك البفري (فعل بفر) بأنه قابلية المحلول على مقاومة التغير في تركيز أيون الهيدروجين عند إضافة كمية قليلة من حامض قوي أو قاعدة قوية والمحلول الذي يمتلك:

السلوك البفري يسمى محلول بفر.

• المحلول المنظم (محلول بفر): محلول مائي مكون من مزيج لحامض ضعيف مع أحد أملاحه (القاعدة القرينة للحامض الضعيف) أو قاعدة ضعيفة مع أحد أملاحها (الحامض القرين للقاعدة الضعيفة) ويكون لهذا المزيج القابلية على مقاومة التغير في الأس الهيدروجيني عند إضافة كمية قليلة من الحامض القوي أو القاعدة القوية إليه.
• أولاً محلول يتكون من حامض ضعيف واحد أملاحه الذائبة (القاعدة القرينة للحامض الضعيف) إن إضافة أحد الأملاح المشتقة من حامض ضعيف إلى محلول نفس هذا الحامض الضعيف سينتج مزيج منهما وستنشأ حالة اتزان جديدة للحامض الضعيف تختلف عن حالة اتزان الحامض في محلوله لو كان لوحده ويمكن وصف حالة الاتزان الجديدة بوجود الملح المشتق من الحامض على ضوء المحلول المنظم الذي تم تحضيره من مزج حامض الخليك مع خلات الصوديوم.
• بصورة عامة: يفيد الأيون المشترك في التحكم في تخفيف حامضية أو قاعدية محلول أو الوصول إلى حالة الاعتدال للمحاليل.
• ثانياً محلول يتكون من قاعدة ضعيفة واحد أملاحها الذائبة (الحامض القرين للقاعدة الضعيفة) إن إضافة أحد الأملاح المشتقة من قاعدة ضعيفة إلى محلول نفس هذه القاعدة الضعيفة سينتج مزيج منهما وستنشأ حالة اتزان جديدة للقاعدة الضعيفة تختلف عن حالة اتزان القاعدة في محلولها لو كانت لوحدها، ويمكن وصف حالة الاتزان الجديدة بوجود الملح المشتق من القاعدة على ضوء المحلول المنظم الذي تم تحضيره من مزج محلول من الأمونيا مع كلوريد الأمونيوم.

ملاحظات:

1. عند حل أي مسالة علينا أولاً تشخيص المحلول وعدد ونوع المواد التي يتضمنها المحلول.
2. عندما يتضمن المحلول حامض ضعيف وملحه المشتق منه نستخدم العلاقة [acid ] يمثل تركيز الحامض الضعيف الابتدائي و[salt] يمثل تركيز الملح الابتدائي [⁺H] يمثل تركيز أيون الهيدروجين في محلول بفر (تركيز أيونات الحامض بوجود الملح) pH يمثل الدالة الحامضية لمحلول بفر.

3. إذا أعطى أو طلب مقدار التغير في الدالة الحامضية لمحلول الحامض الضعيف بعد إضافة الملح نستخدم العلاقة: ΔpH = (pH)₂ – (pH)₁

• تمثل التغير في الدالة الحامضية لمحلول الحامض بعد إضافة الملح وتكون قيمتها موجبة دائماً ΔpH
• ₂(pH) تمثل الدالة الحامضية للمحلول المنظم (بفر) و₁(pH) الدالة الحامضية للحامض الضعيف.

4. عندما يكون: [salt] = [acid ] فان pH = Pk_a او [⁺H] = K_a.

5. عندما يتضمن المحلول قاعدة ضعيفة وملحها نستخدم العلاقة:

[^-OH] يمثل تركيز أيون الهيدروكسيد في محلول بفر وp OH تمثل الدالة الهيدروكسيدية لمحلول بفر.

6. اذا أعطى أو طلب مقدار التغير في الدالة القاعدية لمحلول القاعدة الضعيفة بعد إضافة الملح نستخدم العلاقة: ΔpH = (pH)₂ – (pH)₁

ΔpOH تمثل التغير في الدالة القاعدية لمحلول القاعدة الضعيفة بعد إضافة الملح وتكون قيمتها سالبة دائماً pOH)₂) تمثل الدالة القاعدية للمحلول المنظم (بفر) وpOH)₁) الدالة القاعدية.

القاعدة الضعيفة.

7. لنفس المحلول فان ΔpH = ΔpOH ولكن بعكس الإشارة.

احسب pH لمحلول يحتوي على الأمونيا بتركيز 0.15M وكلوريد الأمونيوم بتركيز 0.3M وقارن النتيجة مع قيمة pH محلول الأمونيا بتركيز 0.15M؟ ( pK_b=4.74 و log1.64 = 0.22).

• حسابات لإيجاد pH محلول الأمونيا.
• حسابات لإيجاد نلاحظ أن الدالة الحامضية للقاعدة قد انخفضت بوجود كلوريد الأمونيوم بسبب التأثير الحامضي للملح.

احسب تركيز أيون pH و⁺H لمحلول مكون من مزيج من 0.1M حامض الخليك و 0.2M من خلات الصوديوم؟ (K_{a CH3COOH}=1.8X10^-5 و log 9= 0.96).

ما تركيز حامض الخليك في محلول يحوي إضافة إلى الحامض ملح خلات الصوديوم بتركيز 0.3M إذا علمت أن pH كانت تساوي 4.31؟ علماً أن (K_{a CH3COOH}=1.8X10^-5 و log 0.37 = - 0.43).

ماذا يجب أن يكون تركيز كلوريد الأمونيوم في محلول يحتوي على الأمونيا P Kb=4.74 بتركيز 0.1M لتكون قيمة pH المحلول تساوي 9؟ (log 1.82 = 0.26).

محلول من الأنلين بتركيز 1M ودالته الحامضية = 9.3 احسب عدد مولات كلوريد الأنلينيوم اللازم إضافتها إلى نصف لتر من المحلول لخفض دالته الحامضية إلى 4.6؟ حيث (log 4 = 0.6).

احسب عدد مولات خلات البوتاسيوم اللازم إضافتها إلى ربع لتر من محلول لحامض الخليك بتركيز 0.05M لتتغير دالته الحامضية بمقدار 0.7 وحدة؟ K_{a CH3COOH}=2X10^-5

• أولاً حسابات لايجاد pH الحامض الضعيف.
• ثانياً: حسابات لايجاد عدد مولات خلات البوتاسيوم.

تأثير إضافة الحوامض القوية والقواعد القوية إلى المحاليل المنظمة (محاليل بفر).

أولاً: تأثير إضافة حامض قوي إلى محلول منظم يتكون من حامض ضعيف وملحه عند إضافة كمية قليلة من حامض قوي إلى مزيج من حامض ضعيف وملحه فإن الإضافة لا تؤدي إلى زيادة ملحوظة في تركيز أيون الهيدروجين، (لا تنخفض قيمة الدالة الحامضية لمحلول يتكون من حامض ضعيف وملحه بعد إضافة حامض قوي).
وذلك لأن أيون الهيدروجين الناتج من تأين الحامض القوي لا يبقى طليقاً في المحلول بل يتفاعل مع الأيون السالب الناتج من تأين الملح فتتكون جزيئات من الحامض الضعيف غير المتفكك ولذلك لا تتأثر قيمة الدالة الحامضية للمحلول بشكل كبير.

علل: يلاحظ انخفاض طفيف ل pH محلول يتكون من حامض ضعيف وملحه بعد إضافة حامض قوي.

لأن إضافة الحامض القوي تؤدي إلى زيادة تركيز الحامض الضعيف وهذه الزيادة في التركيز تؤدي إلى نقصان قليل في قيمة pH المحلول.

علاقة محلول بفر الذي يتكون من حامض ضعيف وملحه بعد إضافة الحامض القوي.

[⁺H]: يمثل تركيز أيون الهيدروجين القادم من تأين الحامض القوي والذي يكافئ الزيادة أو النقص في تركيزي الملح و تركيز الإلكتروليت الضعيف.

1. عندما يعطي حجم الحامض القوي وتركيزه قبل إضافته لمحلول بفر نجد تركيزه بعد الإضافة حسب العلاقة التالية:

أو حسب العلاقة:

2. عندما يطلب حجم أو تركيز الحامض القوي قبل الإضافة نجد تركيز الحامض القوي باستخدام علاقة المحلول المنظم ثم بعدها نطبق قانون التخفيف.

3-9 تفاعلات التعادل وإيجاد قيمة PH للمحاليل الناتجة منها.

مقدمة:

عند إضافة مادة أو محلولها إلى محلول معين فقد يحدث تفاعل بينهما وقد لا يحدث تفاعل الحالات التي لا يحدث تفاعل بينهما هي:

1. إضافة حامض قوي إلى حامض قوي أو إضافة قاعدة قوية إلى قاعدة قوية.
2. إضافة قاعدة ضعيفة إلى قاعدة قوية.
3. إضافة حامض قوي إلى حامض ضعيف.
4. إضافة ملح قاعدي إلى حامض ضعيف مشتق منه الملح.
5. إضافة ملح حامضي إلى قاعدة ضعيفة مشتق منها الملح.
6. إضافة ملح كثير الذوبان إلى ملح شحيح الذوبان يشتركان بأيون مشترك.
7. إضافة قاعدة قوية إلى قاعدة شحيحة الذوبان.

الحالات التي يحدث تفاعل فيما بينها هي:

• أولاً: تفاعل الحوامض مع القواعد.
• ثانياً: تفاعل الحوامض القوية مع الاملاح القاعدية.
• ثالثاً: تفاعل القواعد القوية مع الاملاح الحامضية.

ملاحظة: في مسائل التفاعلات التامة سنعتمد عدد المولات المتفاعلة والناتجة في الحل أما التفاعلات الانعكاسية فيعتمد على تراكيزها المولارية.

تفاعل التعادل: هو تفاعل يحدث بين حامض وقاعدة (أو بين محلول حامضي ومحلول قاعدي) يكون ناتجه ملح من الأيونات السالبة والأيونات الموجبة وماء نتيجة اتحاد أيونات ⁺H أو ^-OH

كيفية حساب الدالة الحامضية للمحاليل الناتجة من تفاعل التعادل.

تعتبر تفاعلات التعادل من التفاعلات التامة غير الانعكاسية ولغرض حساب الدالة الحامضية للمحاليل الناتجة نجد التراكيز المتبقية من هذا التفاعل.

كيفية حساب الدالة الحامضية لمحاليل ناتجة من تفاعل حامض قوي مع قاعدة قوية.

• جد عدد المولات المتبقية لكل مادة متفاعلة فإذا كان عدد المولات متساوي فالمحلول الناتج هو ملح متعادل أي قيمة الدالة الحامضية للمحلول الناتج = 7 وخلاف ذلك يكون الفائض من المولات إما للقاعدة او للحامض.
• أضيف 0.2mol من HCl إلى لتر من 0.5M NaOH بيّن فيما إذا كان المحلول الناتج حامضياً أم قاعدياً؟ افترض أن الإضافة لا تغير من حجم المحلول.
• نستنتج وعلى ضوء معادلة التفاعل أن مولات الحامض تستهلك أولاً.
• يلاحظ أن المتبقي هو ملح الطعام وهو ملح متعادل وهيدروكسيد الصوديوم وهي قاعدة قوية نستنتج أن المحلول قاعدي.

طريقة ثانية للحل:

• عدد مولات NaOH المتبقية = كميتها الأصلية – كميتها المتفاعلة مع حامض HCl
• عدد مولات NaOH المتبقية = 0.5 - 2.0 = 0.3 مول إذاً المحلول قاعدي.

احسب pH المحلول الناتج من إضافة 0.1mol من H₂SO₄ إلى لتر من 0.1M من Ba(OH)₂

• نستنتج وعلى ضوء معادلة التفاعل استهلاك كلا المادتين.
• يلاحظ أن المتبقي هو كبريتات الباريوم وهو ملح متعادل.
• نستنتج أن المحلول الناتج متعادل وعليه فإن دالته الحامضية تساوي 7

طريقة ثانية في الحل:

كلا المادتين متفكائتين من حيث عدد المولات لذلك سيستهلكان معاً والمحلول الناتج يكون متعادلاً لذا فالدالة الحامضية له تساوي.

فائدة: لتحديد المادة المحددة للناتج نق سم مولات كل مادة متفاعلة على عدد مولاتها في المعادلة الموزونة فالنسبة الأقل تعتبر المادة المحددة للناتج أو التي يعتمد عليها توقف التفاعل.

2. حساب الدالة الحامضية لمحاليل ناتجة من تفاعل حامض قوي مع قاعدة ضعيفة.

أضيف 0.1mol من حامض HCl إلى لتر من 0.1M من محلول الأمونيا NH₄OH احسب قيمة الدالة الحامضية للمحلول الناتج p Kb NH3=4.7

• يتوقف التفاعل على استهلاك مولات كلا المادتين.
• يلاحظ أن المتبقي هو 0.1mol ملح كلوريد الامونيوم إذاً

أضيف 10mL من 0.1M من HCl إلى 40mL من 0.1M محلول الأمونيا احسب [⁺H] في المحلول الناتج log ₃ = 0.47 وp K_b=4.7

يتوقف التفاعل على استهلاك مولات HCl

يلاحظ أن المتبقي هو كل من ملح كلوريد الأمونيوم والأمونيا.

3. حساب الدالة الحامضية لمحاليل ناتجة من تفاعل حامض ضعيف مع قاعدة قوية.

احسب pH المحلول الناتج من إضافة 0.2mol من NaOH إلى لتر من محلول CH₃COOH تركيزه 0.2M وحيث K _a = 2 x 10 ^{– 5}

يتوقف التفاعل على استهلاك كلا المادتين والناتج هو ملح قاعدي.

أضيف 10ml من 0.1M من NaOH إلى 40ml من 0.1M محلول حامض الخليك احسب [⁺H] في المحلول الناتج p K_b=4.7

يتوقف التفاعل عند استهلاك جميع مولات NaOH

يلاحظ أن المتبقي في المحلول هو خلات الصوديوم وحامض الخليك.

حالات خاصة:

حسابات لمحلول ناتج من تفاعل ملح قاعدي مع حامض قوي.

أضيف 0.2mol من حامض HNO₃ إلى لتر من محلول NaCN بتركيز 0.2M فوجد أن PH المحلول الناتج = 5 احسب ثابت تفكك حامض الهيدروسيانيك HCN إفرض أن الإضافة لا تغير من حجم المحلول.

يتوقف التفاعل عند استهلاك كلا المادتين والمتبقي على ضوء المعادلة هو 0.2mol من حامض HCN جد تركيزه ثم أكمل الحل.

حساب الأس الهيدروجيني لمحلول ناتج من إضافة حامض قوي إلى حامض قوي.

نجد مولات كل من أيون الهيدروجين القادم من كل حامض قوي ثم نجمع المولات وبعدها نجد تركيز ⁺H

أضيف 250Ml من 0.1M من HCl إلى 250ml من 0.2m من H2SO₄ احسب pH المحلول الناتج log 0.25 = - 0.6

حساب الأس الهيدروجيني لمحلول ناتج من إضافة قاعدة قوية إلى قاعدة قوية.

أضيف 0.1mol من Ba(OH)₂ إلى لتر من 0.1M من NaOH احسب POH المحلول الناتج log0.3=-0.5

5. كيفية حساب الدالة الحامضية لمحلول يتكون من قاعدة ضعيفة وقاعدة قوية.

خطوات الحل:

1. أكتب معادلتي تفكك كل مادة وضع معلومات التراكيز أسفل كل مادة من مواد المعادلتين.
2. طبق قوانين القاعدة الضعيفة بعد أن تهمل قيمة [^-OH] القادم من القاعدة الضعيفة معلومة كانت أم مجهولة.

احسب درجة تأين الأمونيا في محلول يحتوي 0.1M من الأمونيا 0.05M من هيدروكسيد البوتاسيوم Kb NH3 = 1.8 × 10 ^–5

6. كيفية حساب الدالة الحامضية لمحلول يتكون من حامض ضعيف وحامض قوي.

1. أكتب معادلتي تفكك كل مادة وضع معلومات التراكيز أسفل كل مادة من مواد المعادلتين.
القادم من الحامض الضعيف معلومة كانت ام [+H] طبق قوانين الحامض الضعيف بعد أن تهمل قيمة مجهولة.

ما قيمة pH حامض الهيدروكلوريك اللازم إضافته إلى لتر من محلول 0.1M لحامض ضعيف HX لكي تصبح درجة تأينه 0.001 و K_a = 10 ^–5 افترض ان الاضافة لا تغير من حجم المحلول؟

2.

10-3 : الذوبانية وثابت حاصل الذوبان:

تعتمد قابلية ذوبان أي مادة أيونية (مثل الأملاح) في الماء على الفرق في مقدار الطاقة اللازمة لكسر الأواصر الرابطة بين الأيونات المكونة للمادة ومقدار ما ينتج من طاقة نتيجة لانتشار هذه الأيونات في الماء وتميؤها، وهو الأساس في اختلاف المواد في قابلية ذوبانها، وعندما تنتشر أيونات المذاب خلال كل جزيئات الماء في درجة حرارة معينة فإنها تصل إلى حالة الإشباع وفي هذه الحالة تتوقف عملية إذابة كمية إضافية من المذاب في الماء إن ظاهرة الإشباع تظهر واضحة في المواد الأيونية الصلبة الشحيحة الذوبان فعند إذابة مادة شحيحة الذوبان مثل AgCl فإن كمية قليلة جداً منها تذوب في الماء وتتفكك إلى أيونات تنتشر لتكون محلولاً وتستمر بالذوبان إلى أن يصل المحلول إلى حالة الإشباع حيث تنشأ حالة من الاتزان الديناميكي بين الأيونات الذائبة والمادة غير الذائبة والمتبقية على هيئة راسب، ويعود سبب شحة ذوبان هذه المواد إلى أن قوة التجاذب بين أيونات المادة مع بعضها البعض يكون أكبر من قوة جذب جزيئات الماء لها.

تختلف المواد في قابلية ذوبانها في الماء.

وذلك لأن قابلية الذوبان لأي مادة تعتمد على الفرق بين مقدار الطاقة اللازمة لكسر الأواصر الرابطة بين الأيونات المكونة للمادة ومقدار ما ينتج من طاقة نتيجة لانتشار هذه الأيونات في الماء وتميؤها.

ما المقصود بالذوبانية المولارية لملح شحيح الذوبان؟

هي التركيز المولاري للايونات الناتجة من تفكك الملح في المحلول عند حالة الاتزان ووحدتها mol/ L

ما المقصود بالذوبانية لملح شحيح الذوبان بدلالة g / L

يقصد بها التركيز الغرامي وتمثل عدد غرامات المادة التي تلزم إشباع لتر واحد من المحلول

أكتب العلاقة التي تربط الذوبانية المولارية بالذوبانية بدلالة.

تخضع المواد شحيحة الذوبان إلى حالة اتزان بين الجزء الصلب أو غير المتفكك وبين الأيونات الناتجة من تفككها وتدعى مثل هذه المحاليل بالمحاليل المشبعة، ويعبر عن ثابت اتزانها ب k_SP ويدعى بثابت حاصل الذوبان.

ثابت حاصل الذوبان:

هو مقدار ثابت بثبوت درجة الحرارة ويساوي حاصل ضرب التراكيز المولارية للأيونات الناتجة من تفكك مركب شحيح الذوبان عند حالة الاتزان كل منها مرفوع إلى أس يمثل معامل الأيون في المعادلة الموزونة.

• العلاقة بين تركيز الأيون والذوبانية المولارية للمادة الشحيحة الذوبان.
• الذوبانية المولارية للملح S × عدد مولات الأيون في المعادلة الموزونة.
• العلاقة بين ثابت حاصل الإذابة وتراكيز الأيونات الناتجة من تفكك المادة الشحيحة عند الاتزان
• يستعمل ثابت حاصل الذوبان في قياس مقدار ذوبانية الأملاح الشحيحة الذوبان في الماء.
• تتناسب ذوبانية المركب طردياً مع ثابت حاصل الذوبان.

أولاً إذا كانت أحادية – أحادية التكافؤ أو ثنائية – ثنائية التكافؤ.

ثانياً إذا كانت أحادية – ثنائية التكافؤ.

ثالثاً إذا كانت ثنائية – ثلاثية التكافؤ.

رابعاً إذا كانت أحادية – ثلاثية.

عبر عن علاقة ثابت حاصل الذوبان للمركبات التالية Mg(OH)₂ ،MgC₂O₄ ،Ca₃(PO₄)₂ والتي يكون الملح لوحده في حالة اتزان مع محلوله المائي المشبع.

كيفية حل مسائل الذوبانية وثابت حاصل الإذابة.

عندما يطلب أو يعطي (K _SP الذوبانية، محلول مائي مشبع، هل يحصل ترسيب من عدمه) فالمادة شحيحة الذوبان.

• ثانياً: نكتب معادلة تفكك المادة الشحيحة الذوبان.
• ثالثاً: نكتب قيم تراكيز الايونات تحت كل أيون معلومة كانت أم مجهولة.
• رابعاً: نكتب علاقة ثابت الاتزان للمادة الشحيحة الذوبان.

احسب قيمة ثابت حاصل الإذابة K _SP لملح كبريتات الباريوم إذا علمت أن لتر واحد من محلوله المائي المشبع يحوي 0.0025g من ملح BaSO₄ الذائب ( M = 233g/mol)

إذا علمت أن لتراً واحداً من المحلول المشبع لكرومات الفضة (M = 332 g / mol) Ag₂CrO₄ يحوي 0.0215g من الملح احسب ثابت حاصل الذوبان لهذا الملح.

ما هي الذوبانية المولارية لملح كبريتات الرصاص PbSO4 إذا علمت أن ثابت حاصل الذوبان K_SP= 1.6x10 ^{– 8}

احسب الذوبانية المولارية والذوبانية بدلالة g / L لملح كلوريد الفضة 143.5g/mol AgCl في محلوله المائي عند الاتزان K_SP= 1.6x10 ^{– 8}

إذا علمت أن الذوبانية المولارية لفوسفات الرصاص Pb₃₍PO₄) في الماء المقطر تساوي 1x10^{- 10} إحسب: Pb₃(PO₄)₂ KSP

وجد أن الذوبانية المولارية ل ₄ PbSO في الماء النقي تساوي 1x10- 10 احسب KSP _{PbSO 4}

إذا علمت أن ذوبانية فلوريد الكلسيوم ( M = 62 g / mol ) CaF₂ في الماء النقي هي 0.0124g / L احسب K_SP للملح CaF₂

إذا علمت أن ذوبانية AgCl (M=143 g/mol) في الماء النقي تساوي 0.000143g لكل 100ml احسب K_SP للملح AgCl

محلول مائي مشبع من Zn(OH)₂ له PH=8.3 احسب K_SP مع العلم log 5= 0.7

إذا علمت أن [F] في محلول مائي مشبع من CaF2=4x10^-4 احسب: K_SP

محلول مائي مشبع من فوسفات الرصاص Pb3(PO₄)₂ تركيز أيون Pb⁺² فيه = 3x10 ^{– 7} M احسب KSP

من أجل أن نجد تركيز يمكن استخدام العلاقة الآتية:

إذا علمت أن [F] في محلول مائي مشبع من 0.002M=MgF₂ إحسب الذوبانية المولارية.

عدد مولات الأيون في المعادلة × تركيز الأيون = الذوبانية المولارية.

الذوبانية المولارية = 0.001M

• إذا ذكر في السؤال وزن المادة المذابة في محلول مشبع من دون ذكر حجمه فهذه العبارة تعني الذوبانية بدلالة g / L
• إذا ذكر في السؤال وزن المادة المذابة التي تلزم إشباع لتر من المحلول فهذه العبارة تعني الذوبانية بدلالة g / L

احسب وزن (M= 78 g / mol) CaF₂ المذاب في محلوله المائي المشبع KSP=3.9 x10^-11

ما عدد غرامات كبريتات الرصاص (M PbSO₄ = 303 g / mol) اللازمة لإشباع لتر من الماء المقطر. KSP = 10^-8

ثابت حاصل الذوبان والذوبانية:

يعد ثابت حاصل الذوبان مقياساً لذوبانية المواد، لكونه يتناسب طردياً مع ذوبانية المادة.

بين حسابياً أي من المادتين أكثر قابلية على الذوبان في الماء BaSO₄ أم Ag₂CO₃

KSP Ag₂CO₃ = 4 x 10 ^{– 12}

KSP BaSO₄ = 1x 10 ^{– 10}

• نجد الذوبانية المولارية ل BaSO4
• نجد الذوبانية المولارية ل Ag₂CO₃

ثابت حاصل الذوبان وعمليات الترسيب:

يعد ثابت حاصل الذوبان مقياساً لعمليات الترسيب فمن خلال معرفة قيمته نتعرف على مراحل عملية الترسيب للمواد ومدى اكتمال عملية ترسيب مادة من عدمه وذلك من خلال مقارنة قيمة ثابت حاصل الذوبان مع قيمة الحاصل الأيوني فإذا كان:

• K_SP = الحاصل الأيوني Q _sp المحلول مشبع وفي حالة اتزان ولا يحصل ترسيب.
• K_SP > الحاصل الأيوني Q _sp المحلول غير مشبع وتحدث حالة ذوبان لجزيئات الراسب فلا يحصل ترسيب.
• K_SP < الحاصل الأيوني Q _sp يعني أن المحلول فوق مشبع وتحدث عملية ترسيب.

الحاصل الأيوني:

هو مقدار يساوي حاصل ضرب تراكيز الأيونات في المحلول كل منها مرفوع إلى أس يمثل معامل الأيون في معادلة توازن الذوبان، ويستدل به على ما يحدث في المحلول من حالة إشباعاً وترسيب أو حالة ذوبان، وذلك بمقارنة قيمته مع قيمة K_SP

فائدة: اذا طلب قيمة تركيز ايون يلزم تواجده في محلول لبدء عملية ترسيب فإننا نجد قيمة تركيزه عند حالة الاتزان وهذه القيمة ستمثل أدنى تركيز عند تجاوزها تبدء عملية الترسيب.

احسب pH لمحلول حامض الكبريتيك قبل وبعد إضافة 1ml منه إلى لتر من محلول مشبع لتتغير ذوبانية المحلول المشبع من 1.26x10^-4 الى 3.2x10^-6

إذا علمت أن تركيز أيون الفلوريد في محلوله يساوي 2x10^-2 احسب أدنى تركيز من أيون الكالسيوم لازما وجوده في المحلول لبدء ترسيب ملح فلوريد الكالسيوم KSP _CaF2 = 4.9 x 10^-11

نجد قيمة تركيز أيون الكالسيوم عند حالة الاتزان والتي ستمثل أدنى تركيز عند تجاوزها تبدء عملية الترسيب.

• التمذوب: مصطلح يقصد به تفاعل المادة مع المذيب المستعمل لإذابتها، ومن أهم هذه التفاعلات ما يحدث في المحاليل المائية.
• التحلل المائي: هو تفاعل الصنف المذاب مع جزيئات الماء وذلك عندما يكون الماء هو المذيب مما يسبب اضطراب في الاتزان الأيوني للماء فمثلاً تفاعل أيون السيانيد السالب (قاعدة قرينة) مع جزيئات الماء حيث يتكون نتيجة لذلك حامض ضعيف فيسبب اضطراب في اتزان أيوني الهيدروجين والهيدروكسيد في الماء وبالتالي تكوين محلول قاعدي.

سؤال: ما المقصود بالملح وإلى كم صنف يصنف؟

الملح إلكتروليت قوي ناتج من اتحاد أيون سالب مصدره حامض مع أيون موجب مصدره قاعدة، بمعنى آخر هو مركب آيوني ناتج من تفاعل حامض) قوي أو ضعيف (مع قاعدة) قوية أو ضعيفة والملح على أنواع ملح متعادل وملح حامضي وملح قاعدي مثلاً وعلى ضوء ذلك يمكن تصنيف الأملاح إلى:

• أولاً: الأملاح المشتقة من الحوامض القوية والقواعد القوية.
• ثانياً: الأملاح المشتقة من الحوامض الضعيفة والقواعد القوية.
• ثالثاً: الأملاح المشتقة من الحوامض القوية والقواعد الضعيفة.
• رابعاً: الأملاح المشتقة من الحوامض الضعيفة والقواعد الضعيفة.

أولًا: الأملاح المشتقة من الحوامض القوية والقواعد القوية خصائصها:

1. عند ذوبانها في الماء تتفكك إلى أيونات موجبة تعود للقاعدة القوية وأيونات سالبة تعود للحامض القوي.
2. هذا النوع من الأملاح يعطي محاليل متعادلة أي pH تساوي 7 مهما كان تركيزها لأن ليس لايوناتها الموجبة ولا لايوناتها السالبية القابلية على التفاعل بشكل ملحوظ مع الماء وبالتالي فان الاتزان الموجود بين ايوني الهيدروجين والهيدروكسيد لا يضطرب لذا تبقى محاليلها متعادلة.

طريقة التعرف على هذا النوع من الأملاح.

الأيون الموجب يعود لقاعدة قوية والأيون السالب يعود لحامض قوي.

المحلول المائي المخفف لملح يوديد البوتاسيوم متعادل كيميائياً.

جواب: لأن يوديد البوتاسيوم ملح مشتق من حامض قوي وقاعدة قوية فعند ذوبانه في الماء يتفكك إلى أيونات ^-I أو ⁺K ولأن أيون اليوديد قاعدة ضعيفة وأيون البوتاسيوم حامض ضعيف فكلاهما لا يتفاعلان مع الماء بشكل ملحوظ وبالتالي فإن الاتزان الموجود بين أيون الهيدروجين وأيون الهيدروكسيد لا يضطرب فيبقى المحلول متعادلاً.

لا تتغير قيمة pH الماء عند إذابة نترات البوتاسيوم فيه؟

نترات البوتاسيوم ملح مشتق من حامض قوي وقاعدة قوية عند ذوبانها في الماء تفكك إلى أيونات ⁺K وأيونات ^-NO₃ ولأن أيون البوتاسيوم حامض ضعيف وأيون النترات قاعدة ضعيفة فكلاهما لا يتفاعل مع الماء وعليه فإن الاتزان الموجود بين أيون الهيدروجين وأيون الهيدروكسيد لا يضطرب فلا تتغير قيمة pH الماء.

ثانياً: الأملاح المشتقة من الحوامض الضعيفة والقواعد القوية خصائصها:

1. عند ذوبانها في الماء تتفكك إلى أيونات موجبة تعود للقاعدة القوية وأيونات سالبة تعود للحامض الضعيف.
2. يكون المحلول الناتج ذو صفة قاعدية بسبب قابلية الأيون السالب للملح على التفاعل مع الماء لتكوين أيون الهيدروكسيد ^-OH. أو بعبارة أخرى بسبب قابلية الأيون السالب على التفاعل مع أيون ⁺H حامض ضعيف مما يتسبب نقص في كمية ⁺H فيتاين الماء لسد النقص الحاصل مما يؤدي إلى زيادة في كمية ^-OH فيصبح المحلول قاعدي.

3. الدالة الحامضية للمحلول أكبر من 7 دائماً.

يمكن وصف عملية التحلل المائي لهذا النوع من الأملاح بمعادلة واحدة ويمكن التعرف على هذا النوع من الأملاح من خلال أيوناتها الموجبة تعود لقواعد قوية وأيوناتها السالبة تعود لحوامض ضعيفة.

ناتج ذوبانها في الماء هو حامض ضعيف وقاعدة قوية.

قيمة الدالة الحامضية لهذا النوع من الأملاح أكبر من 7 دائماً.

معرفة ثابت التحلل المائي للأيون السالب.

إن ذوبانه في الماء يسبب زيادة في قيمة pH الماء.

تتفاعل مع الحوامض القوية محررة الحوامض الضعيفة والأملاح المتعادلة مثال ذلك:

محلول خلات البوتاسيوم المائي قاعدي التأثير.

لأنه ملح مشتق من حامض ضعيف وقاعدة قوية عند ذوبانه في الماء يتفكك إلى أيون ⁺K وأيون ^-CH3COO ولأن أيون CH3COO قاعدة قرينة قوية نسبياً فإنها تتفاعل مع الماء تتحلل مائياً لتكوين أيون ^-OH

جواب آخر:

بسبب قابلية الأيون السالب على التفاعل مع أيون ⁺H ليتكون حامض ضعيف مما يتسبب نقص في كمية ⁺H فيتأين الماء لسد النقص الحاصل مما يؤدي إلى زيادة في كمية ^-OH فيصبح المحلول قاعدي.

تزداد قيمة pH الماء المقطر عند إذابة كمية من KCN فيه.

لأن سيانيد البوتاسيوم ملح مشتق من حامض ضعيف وقاعدة قوية عند ذوبانه في الماء يتفكك إلى أيون +K وأيون ^- CN ولأن أيون ^- CN قاعدة قرينة قوية نسبياً فإنها تتفاعل مع الماء (تتحلل مائياً) لتكوين أيون الهيدروكسيد وحامض HCN فينخفض تركيز أيون الهيدروجين المائي ويزداد تركيز أيون الهيدروكسيد الناتجة من تأين الماء فيصبح المحلول قاعدي فتزاد pH لأنها تتناسب عكسياً مع قيمة [⁺ H]

قوانين التحلل المائي لملح مشتق من حامض ضعيف وقاعدة قوية (ملح قاعدي التأثير).

يتضح مما سبق أن عملية التحلل المائي للأيون السالب هي عبارة عن تفاعل الأيون السالب مع الماء ويعد مثل هذا التفاعل نوع من أنواع الاتزان الأيوني ويدعى ثابت الاتزان لهذا التفاعل بثابت التحلل المائي ويرمز له بالرمز K _h

• يمثل أس ثابت تحلل الملح.
• يمثل أس ثابت الحاصل الأيوني.
• يمثل أس ثابت تفكك الحامض الضعيف.

اشتقاق علاقة تربط بين ثابت التحلل المائي للملح (ثابت التحلل المائي للأيون السالب الذي يمثل القاعدة القرينة للحامض المشتق منه الملح) وثابت تفكك الحامض الضعيف:

بضرب وقسمة قيمتي البسط والمقام باشتقاق علاقة لايجاد تركيزايون الهيدروجين أو أيون الهيدروكسيد لمحلول الملح القاعدي.

إن [^-OH] يعود بدرجة كبيرة إلى تفاعل أيون السيانيد مع الماء بمعنى أن [^-OH] القادم من تأين الماء قليل جداً وعليه فإن المعادلة الكيميائية للتحلل المائي للأيون السالب تقود إلى أن:

• وبالتعويض بالعلاقة أعلاه نحصل.
• ومنها يمكن استنتاج العلاقة أدناه.

ثابت التحلل المائي للملح يتناسب عكسياً مع ثابت تفكك الحامض المشتق منه ذلك الملح.

لأنه كلما كان الحامض ضعيفاً (Ka مقداراً صغيراً جداً) فإن قاعدته القرينة تكون قوية فتتفاعل مع الماء بمعنى آخر يتحلل الملح مائياً إلى درجة أكبر فيكون K_h مقدار كبير نسبة إلى K_a.

ما قيمة ثابت تحلل ملح خلات البوتاسيوم؟ إذا علمت أن Ka=1.8x10^-5.

ملح خلات البوتاسيوم مشتق من حامض ضعيف CH₃COOH وقاعدة قوية NaOH إذاً.

احسب قيمة pH محلول خلات الصوديوم تركيزه 0.01M؟ مع العلم أن Ka=1.8x10^-5.

احسب تركيز أيون الهيدروكسيد للمحلول المائي لملح KCN إذا علمت Ka=4.9x10^-10 تركيزه 0.1M هل المحلول حامضي أم قاعدي؟

ملح KCNKOH ملح مشتق من قاعدة قوية KOH وحامض ضعيف HCN إذاً:

أذيب 4.2g من NaF (M = 42g/ mol) في 2L من الماء النقي، ما قيمة المحلول الناتج؟ مع العلم أن Ka=5x10^-4 وlog 5 = 0.7.

أولاً عند إذابة ملح مشتق من حامض ضعيف وقاعدة قوية في الماء فإن p^H الماء تزداد باعتبار الملح ذو تأثير قاعدي ويمكن استخدام العلاقة التالية لايجاد مقدار التغير في الدالة الحامضية أو

• الدالة الحامضية للمحلول بعد إضافة الماء.
• تمثل التغير في الدالة الحامضية للماء.
• تمثل الدالة الحامضية للماء وتساوي 7.
• تمثل الدالة الحامضية للمحلول بعد اضافة الماء.

ثانياً: إن إضافة أي مادة لها تأثير قاعدي فإن مقدار التغير في الدالة الحامضية للماء أو للمحلول الأصلي موجب.

أذيب 0.2mole من CH₃COOK في لتر واحد من الماء النقي فتغيرت pH الماء بمقدار وحدتين احسب ثابت تحلل الملح.

بتربيع طرفي المعادلة وحل المعادلة نحصل على pOH محلول 0.01M لأحد الأملاح تساوي 6 احسب Pk_a الإلكتروليت الضعيف المشتق منه ذلك الملح؟

إذاً الملح مشتق من حامض ضعيف وقاعدة قوية.

بيّن أيهما يتحلل اكثر، فورمات الصوديوم HCOONa أم سيانيد الصوديوم NaCN؟

نلاحظ أن قيمة Kh_NaCN اكبر من قيمة KhHCOONa وعليه فإن NaCN يتحلل أكثر.

محلولان تركيزيهما متساويان ويساوي 0.2M أحدهما لملح دالته القاعدية تساوي 5 والآخر لإلكتروليت ضعيف مشتق منه الملح احسب درجة تفكك الإلكتروليت الضعيف في محلوله.

ثالثاً: الأملاح المشتقة من الحوامض القوية والقواعد الضعيفة.

خصائصها:

1. عند ذوبانها في الماء تتفكك إلى أيونات موجبة للقاعدة الضعيفة وأيونات سالبة للحامض القوي.
2. يكون المحلول الناتج ذو صفة حامضية بسبب قابلية الأيون الموجب على التفاعل مع الماء لتكوين القاعدة الضعيفة غير المتأينة إضافة إلى أيون الهيدروجين فيضطرب الاتزان الموجود بين أيون الهيدروجين وأيون الهيدروكسيد وبالنتيجة زيادة تركيز أيون الهيدروجين في المحلول ويصبح المحلول حامضياً.
3. الدالة الحامضية للمحلول أقل من 7 دائماً.

يمكن كتابة التحلل بمعادلة واحدة ويمكن التعرف على هذا النوع من الأملاح من خلال:

• الأيون الموجب يعود لقاعدة ضعيفة والأيون السالب يعود لحامض قوي.
• قيمة الدالة الحامضية لهذا النوع من الأملاح أقل من 7 دائماً.
• معرفة ثابت التحلل المائي للأيون الموجب.
• إن ذوبانه في الماء يسبب إنخفاضاً في قيمة PH الماء.

تتفاعل مع القواعد القوية محررة القواعد الضعيفة والأملاح المتعادلة.

المحلول المائي لكلوريد الأنلينيوم C6H5NH3Cl حامضي.

لأنه ملح مشتق من حامض قوي وقاعدة ضعيفة عند ذوبانه في الماء يتفكك إلى أيون ⁺C₆H₅NH₃ وأيون ولأن أيون ⁺C₆H₅NH₃ حامض قرين قوي نسبياً فإنه يتفاعل مع الماء لتكوين الأنلين إضافة إلى أيون الهيدروجين فيضطرب الاتزان الموجود بين أيون الهيدروجين وأيون الهيدروكسيد وبالنتيجة زيادة تركيز أيون الهيدروجين في المحلول ويصبح المحلول حامضياً.

تنخفض القيمة العددية ل PH الماء النقي عند إذابة نترات الأمونيوم NH₄NO₃ فيه؟

لأنه ملح مشتق من حامض قوي وقاعدة ضعيفة عند ذوبانه في الماء يتفكك إلى أيوني ⁺NH₄ و NO₃ و ⁺NH₄ حامض قرين قوي نسبياً فإنه يتفاعل مع الماء لتكوين الأمونيا إضافة إلى أيون الهيدروجين وبالنتيجة زيادة تركيز أيون الهيدروجين في المحلول وجعله حامضياً، فتنخفض قيمة pH الماء لأن ال pH تتناسب عكسياً مع قيمة تركيز أيون الهيدروجين.

قوانين التحلل المائي لملح مشتق من حامض قوي وقاعدة ضعيفة (ملح حامضي التأثير).

أس ثابت تفكك القاعدة الضعيفة.

اشتقاق علاقة تربط بين ثابت تحلل الأيون الموجب للملح مع ثابت تفكك القاعدة الضعيفة المشتق منها الملح.

حسب المعادلة فإن ولكن اشتقاق علاقة لإيجاد تركيز أيون الهيدروجين في محاليل هذا الصنف من الأملاح:

وحيث إن تركيز أيون الهيدرونيوم (الهيدروجين) يعود بدرجة كبيرة إلى تفاعل أيون الأمونيوم مع الماء بمعنى أن تركيز أيون الهيدرونيوم القادم من تأين الماء قليل جداً وعليه فإن المعادلة الكيميائية للتحلل المائي للأيون الموجب تقود إلى أن:

• وبالتعويض في العلاقة أعلاه نحصل.
• وبالتعويض في المعادلة رقم (2) نحصل.

كم هي قيمة pH محلول كلوريد الأمونيوم تركيزه 0.2mol؟ Ka=1.8x10^-5.

كلوريد الأمونيوم ملح مشتق من قاعدة ضعيفة NH₃ وحامض قوي HCl

احسب pOH محلول نترات الأمونيوم ( pK_{b NH3} = 4.74 ) بتركيز 0.5M ثم بين هل إن المحلول حامضي أم قاعدي؟

أولاً: عند إذابة ملح مشتق من حامض قوي وقاعدة ضعيفة في الماء فإن pH الماء تنخفض باعتبار الملح ذو تأثير حامضي ويمكن استخدام العلاقة التالية لايجاد مقدار التغير في الدالة الحامضية أو الدالة الحامضية للمحلول بعد إضافة الماء.

• تمثل التغير في الدالة الحامضية للماء.
• تمثل الدالة الحامضية للماء وتساوي 7.

ثانياً: إن إضافة أي مادة لها تأثير حامضي فإن قيمة مقدار التغير في الدالة الحامضية للماء أو للمحلول الأصلي سالبة.

ما تركيز نترات المثيل أمونيوم CH₃NH₃NO₃ التي عند إضافة 10ml منها إلى 0.5l من الماء تتغير قيمة pH الماء بمقدار وحدة واحدة علماً أن pH لمحلول 1M مثيل أمين = 12

• أولاً: حسابات إيجاد K_b لمثيل أمين.
• ثانياً: حسابات لإيجاد تركيز المحلول الملحي بعد إضافتها للماء CH₃NH₃NO₃ ملح مشتق من حامض قوي وقاعدة ضعيفة.

ما عدد مولات ملح يلزم إذابته في ربع ما عدد مولات ملح يلزم إذابته في ربع لتر من الماء المقطر لكي تنخفض pH الماء بمقدار ثلاث وحدات؟ علماً أن K_h=1x10^-9 للملح.

احسب pH محلول حجمه نصف لتر يحتوي 0.08mole من ملح كلوريد البريديوم C₅H₅NHCl ثم بين طبيعة المحلول؟ K_h=1.6x10^-9

1. نبدأ بحسابات تفكك الإلكتروليت الضعيف لإيجاد المتأين منه أو درجة تفككه.
2. نجد المتأين من الإلكتروليت الضعيف أو درجة تأينه بوجود المادة الأخرى والتي تشترك معه بأيون مشترك حيث نكتب تفكك المادتين ونكتب التراكيز تحت كل صنف ثم نهمل تركيز الأيون المشترك القادم من الإلكتروليت الضعيف (أو نطبق علاقة علاقة المحلول المنظم والتي سيأتي ذكرها في موضوع المحلول المنظم).
3. نقارن بين قميتي تركيزي المتأين من الإلكتروليت الضعيف أو درجة تأينه قبل وبعد إضافة المادة الثانية.