الأتزان في الأحماض والقواعد ( تأين الأحماض والقواعد) Acid – base equilibrium وكيفية اشتقاق قوانين pH




الأتزان في الأحماض والقواعد ( تأين الأحماض والقواعد) Acid - base equilibrium  وكيفية اشتقاق قوانين pH


  في
هذا الموضوع سوف نتكلم عن الأتزان في الأحماض والقواعد ( تأين الأحماض والقواعد)
وكيفية اشتقاق قوانين
pH
للأحماض والقواعد القوية وللأحماض والقواعد الضعيفة . ولكن قبل بداية الموضوع
سوف نوضح نبذة تعريفية عن الأحماض والقواعد.

الأحماض والقواعد

  تعتبر
الأحماض
من
أهم
المواد
الكيميائية
ويعتبر
أرهينيوس
أول
من
عرف
الأحماض
بناء
على التفكك
الكهربي
في
الماء
بأنها
المواد
التي
تعطي
أيون
الهيدرونيوم
والقواعد
هي
المواد
التي
تعطي أيون
الهيدروكسيد
كما
هو
موضح
في
المعادلات
التالية :
الأتزان في الأحماض والقواعد ( تأين الأحماض والقواعد) Acid - base equilibrium  وكيفية اشتقاق قوانين pH
وهذا
التعريف
محدود
ولا
يشمل
التأين
في
الأوساط
اللامائية
ولذا
فإن
برونستد
ولوري
عرفا
الحمض بأنه
المادة
الواهبة
للبروتونات
والقاعدة
بأنها
المادة
التي
تستقبل
البروتونات
كما
في
المعادلة
التالية:
الأتزان في الأحماض والقواعد ( تأين الأحماض والقواعد) Acid - base equilibrium  وكيفية اشتقاق قوانين pH
ولهذا
فالحمض
هو
المادة
التي
تطلق
البروتون
لتكون
القاعدة
والقاعدة
هي
المادة
التي
تكتسب
البروتون لتكون
الحمض
الإ
أن
هناك
مواد
أخرى
لها
صفات
حامضية
وقاعدية
مع
أنها
لا
تحتوي
على بروتونات،
وهذا
ما
دعا  لويس إلى تعريف الحمض بأنه المادة التي تكتسب زوجَا من الإلكترونات والقاعدة بأنها المادة التي تعطي زوجَا من الإلكترونات مكونة رابطة تساهمية كما في المعادلة التالية:
الأتزان في الأحماض والقواعد ( تأين الأحماض والقواعد) Acid - base equilibrium  وكيفية اشتقاق قوانين pH
ولقد
وضع
يوسانوفيتش
تعريف
أكثر
شمولية
يجمع
التعريفين
السابقين
حيث
عرف
الحمض
بأنه
المادة التي
تعطي
بروتون
أو
كاتيون
أو
التي
تستقبل
إلكترون
أو
أنيون
والقاعدة
بأنها
المادة
التي
تستقبل البروتون
أو
الكاتيون
أو
التي
تعطي
إلكترون
أو
أنيون.
وحسب
تعريف
برونستد
ولوري
يفكك
الحمض HA إلى بروتون وقاعدة مقابلة كما يلي:
الأتزان في الأحماض والقواعد ( تأين الأحماض والقواعد) Acid - base equilibrium  وكيفية اشتقاق قوانين pH
والحمض
والقاعدة
المتآصران
هنا
يسميان
الزوج
المرافق Conjugate pair كما
تتحد
القاعدة
مع البروتون
لتعطي
الحمض
المقابل
كما
في
المعادلة
التالية:
الأتزان في الأحماض والقواعد ( تأين الأحماض والقواعد) Acid - base equilibrium  وكيفية اشتقاق قوانين pH
وكما
نعلم
فإن
الأحماض
والقواعد
قد
تكون
قوية
أي
تتأين
تأين
كامل،
أو
تكون
ضعيفة
وتتأين
تأين
غير كامل
أو
جزئي.

(1) تأين الأحماض القوية

  تتأين
الأحماض القوية تأيناً كاملاً بنسبة
100% ، وذلك
فإن
الحمض
يتحول
كليَا
إلى
أيونات هيدروجين
H+ ولهذا فإنه عند ذوبان الحمض القوي في الماء فإن تركيز أيونات الهيدروجين الناتجة يمثل تركيز الحمض الابتدائي.  أي أن:

Ca = [H+]
حيث Ca يمثل تركيز الحمض
القوي ، وفي هذه الحالة يمكن حساب الرقم الهيدروجيني مباشرة من العلاقة التالية :

pH = – log [H+]

(2) تأين الأحماض الضعيفة

  تتأين
الأحماض
الضعيفة
في
الماء
بشكل
غير
كامل،
وتختلف
من
حمض
إلى
آخر
حسب
قوة الحمض،
ولهذا
فإن
تركيز
أيونات
الهيدروجين
الناتجة
من
تأين
الحمض
لا
يساوي
تركيز
الحمض الابتدائي،
ويمكن
حسابه
إستنادَا
على
قانون
فعل
الكتلة
بحساب
ثابت
الإتزان
من
المعادلة
التالية:
الأتزان في الأحماض والقواعد ( تأين الأحماض والقواعد) Acid - base equilibrium  وكيفية اشتقاق قوانين pH
حيث
يمثل
HA الحمض الضعيف ومنه :
Ka = [H+] [A] / [HA]
وبما
أن
تركيز
الحمض
الضعيف
المتبقي = Ca – [H+] ومنها :
Ka = [H+] [A] / Ca – [H+]
وبما أن [H+] = [A] وقيمة [H+] صغيرة جداً بالنسبة Ca ويمكن إهمالها فإن:
Ka = [H+]2  / Ca
[H+]2 = KaCa
الأتزان في الأحماض والقواعد ( تأين الأحماض والقواعد) Acid - base equilibrium  وكيفية اشتقاق قوانين pH
وبأخذ اللوغاريتم السالب للطرفين نحصل علي :
– log [H+] = – log (KaCa)1/2
– log [H+] = -1/2 log Ka
– 1/2 log Ca
وحيث أن – log = p فأن
pH = 1/2 pKa – 1/2 log Ca

(3) تأين القواعد القوية

  تتأين
القواعد
القوية
تأينَا
كاملاً
بنسبة
% 100
، وبذلك فإن القاعدة تتحول كليَا إلى أيونات هيدروكسيد، ولهذا فإنه عند ذوبان القاعدة القوية في الماء فإن تركيز أيونات الهيدروكسيد الناتجة تساوي تركيز القاعدة الإبتدائي، أي أن:

Cb = [OH]

حيث Cb يمثل تركيز القاعدة القوية، وفي هذه الحالة يمكن حساب الرقم الهيدروجيني للقاعدة القوية من العلاقة التالية:

pOH = – log [OH]

ثم
نطرح القيمة الناتجة من
14 لأن :

pH = 14 – pOH

ويُعرف قيمة الرقم الهيدروجيني للمحلول

(4) تأين القواعد الضعيفة

  تتأين القواعد الضعيفة تأينَا جزئيَا غير كامل، وتختلف النسبة من قاعدة لأخرى حسب قوتها، ولهذا فإن تركيز أيونات الهيدروكسيد الناتجة من تأين القاعدة الضعيفة لا يساوي تركيز القاعدة الابتدائي ، ولكن يمكن حسابه بواسطة قانون فعل الكتلة وذلك بحساب ثابت الإتزان من المعادلة التالية:
الأتزان في الأحماض والقواعد ( تأين الأحماض والقواعد) Acid - base equilibrium  وكيفية اشتقاق قوانين pH
حيث
يمثل
BOH  القاعدة القوية 
Kb = [B+] [OH] / [BOH]
وبما أن تركيز القاعدة الضعيفة المتبقي = Cb – [OH] ومنها :
Kb = [B+] [OH] / Cb – [OH]
وبما أن [B+] = [OH] وقيمة [OH] صغيرة جداً بالنسبة Cb ويمكن إهمالها فإن :
Kb = [OH]2  / Cb
[OH]2 = KbCb
الأتزان في الأحماض والقواعد ( تأين الأحماض والقواعد) Acid - base equilibrium  وكيفية اشتقاق قوانين pH
وبأخذ اللوغاريتم السالب للطرفين نحصل علي :
– log [OH] = – log (KbCb)1/2
– log [OH] = -1/2 log Kb
– 1/2 log Cb
وحيث أن – log = p فأن
pOH = 1/2 pKb – 1/2 log Cb
pOH = pKw – pH
 pKw
pH = 1/2 pKb – 1/2 log Cb
pH = pKw  – 1/2 pKb + 1/2 log Cb

ويمكن تلخيص القوانين السابقة في الجدول
التالي :

الأتزان في الأحماض والقواعد ( تأين الأحماض والقواعد) Acid - base equilibrium  وكيفية اشتقاق قوانين pH

أمثلة
محلولة
 

مثال1 : أحسب الرقم الهيدروجيني لحمض النيتريك ذي التركيز M 2.4 × 10-7 ؟

الحل : يجب حساب تركيز أيون الهيدروجين [H+] أولاً ويعتبر
تركيز الهيدروجين
مساوي
لتركيز
الحمض الأصلي
لأن
حمض
النيتريك
حمض
قوي
يتفكك
كليَا
في
الماء
كما
يتضح
من
المعادلة:
الأتزان في الأحماض والقواعد ( تأين الأحماض والقواعد) Acid - base equilibrium  وكيفية اشتقاق قوانين pH
مثال2 : أحسب الرقم الهيدروجيني لحمض الفورميك ذي التركيز  0.5 M إذا كان 
Ka= 2.3 × 10-4  ؟

الحل : حمض الفورميك حمض ضعيف ولهذا يتأين جزئياً
الأتزان في الأحماض والقواعد ( تأين الأحماض والقواعد) Acid - base equilibrium  وكيفية اشتقاق قوانين pH

ومن المعادلة يتضح أن تركيز أيونالهيدروجين = تركيز أيون الفورمات
الأتزان في الأحماض والقواعد ( تأين الأحماض والقواعد) Acid - base equilibrium  وكيفية اشتقاق قوانين pH
   المراجع :
  – محاضرات الكيمياء التحليلية “التحليل الحجمى
والوزني
CHEM 211” . خيرية محمد
عبدالله الأحمري – (
1430 – 1429) جامعة الملك عبد العزيز- المملكة العربية السعودية.


اترك تعليقاً

لن يتم نشر عنوان بريدك الإلكتروني. الحقول الإلزامية مشار إليها بـ *