الأحماض والقواعد والمحاليل المنظمة: دليل دراسة

الأفكار الأساسية

يقيس مقياس pH الحموضة على مقياس لوغاريتمي. تتأين الأحماض والقواعد القوية كلياً، والضعيفة جزئياً فقط، ويقاوم المحلول المنظّم تغيرات pH.

• pH = −log₁₀[H⁺] وعند 25 °C يكون pH + pOH = 14. كل وحدة pH تعني عاملاً قدره عشرة في [H⁺].
• الحمض القوي يعطي [H⁺] مساوياً لتركيزه. الحمض الضعيف يعطي [H⁺] ≈ √(K_a·C) حين يتفكك قليلاً.
• المحلول المنظّم حمض ضعيف مع قاعدته المرافقة. معادلة هندرسون–هاسلباخ هي pH = pKa + log₁₀([A⁻] ÷ [HA]).
• عند نقطة التكافؤ في المعايرة تتساوى مولات الحمض مع مولات القاعدة: M_aV_a = M_bV_b في تفاعل واحد إلى واحد.

المعادلات الأساسية

• pH = −log₁₀[H⁺]
• pH + pOH = 14 (25 °C)
• K_a = [H⁺][A⁻] ÷ [HA]
• [H⁺] ≈ √(K_a·C)
• pH = pKa + log₁₀([A⁻] ÷ [HA])
• M_aV_a = M_bV_b

مثال محلول

لحمض الأسيتيك 0.10 M وبه K_a = 1.8 × 10⁻⁵ يكون [H⁺] = √(1.8 × 10⁻⁵ × 0.10) = 1.3 × 10⁻³ M فيكون pH = 2.87. ومحلول منظّم من حمض أسيتيك 0.20 M وأسيتات 0.10 M (pKa = 4.74) له pH = 4.74 + log(0.10 ÷ 0.20) = 4.74 − 0.30 = 4.44.

أخطاء شائعة

• معاملة حمض ضعيف كأنه يتفكك كلياً.
• وضع الحمض فوق القاعدة في نسبة هندرسون–هاسلباخ بدل القاعدة فوق الحمض.
• نسيان أن pH لوغاريتمي: pH 3 أكثر حمضية بعشر مرات من pH 4 وليس بنسبة 25 %.

تدرّب

اختبر نفسك بأسئلة تدريبية في هذا الموضوع: الأحماض والقواعد والمحاليل المنظمة