مسار قياس
الدروس/التحصيلي/الأحماض والقواعد والأس الهيدروجيني
كيمياء

الأحماض والقواعد والأس الهيدروجيني

الأحماض والقواعد والأس الهيدروجيني (pH)

فهم الأحماض والقواعد ومقياس pH أساسي للكيمياء في التحصيلي.

تصور بصري للمقياس اللوغاريتمي

1. تعريفات

حسب أرهينيوس:

• الحمض: يعطي أيون H⁺ في الماء (مثل HCl → H⁺ + Cl⁻)

• القاعدة: تعطي أيون OH⁻ في الماء (مثل NaOH → Na⁺ + OH⁻)

حسب برونستد-لوري:

• الحمض: مانح للبروتون (H⁺)

• القاعدة: مستقبل للبروتون (H⁺)

2. مقياس الأس الهيدروجيني (pH)

0471014حمضيمتعادلقاعدي

pH = -log[H⁺]

• pH < 7: محلول حمضي

• pH = 7: محلول متعادل

• pH > 7: محلول قاعدي

ملاحظة: pH + pOH = 14

مثال 1:

محلول تركيز أيون H⁺ = 10⁻³ مول/لتر. أوجد pH.

pH = -log(10⁻³) = 3 (حمضي)

مثال 2:

إذا كان pH = 9، أوجد تركيز [H⁺] و [OH⁻].

[H⁺] = 10⁻⁹ مول/لتر

pOH = 14-9 = 5 → [OH⁻] = 10⁻⁵ مول/لتر

3. تفاعلات التعادل

حمض + قاعدة → ملح + ماء

مثال: HCl + NaOH → NaCl + H₂O

⚠ أخطاء شائعة:

  • الخلط بين pH و pOH
  • نسيان أن pH منخفض = حمضي قوي (علاقة عكسية)
  • نسيان أن كل وحدة pH تمثل 10 أضعاف في التركيز

المحاليل والمخاليط

المحلول مخلوط متجانس من مذيب ومذاب. تُعدّ المحاليل المائية الأكثر شيوعاً في الكيمياء.

أنواع المخاليط:

• متجانسة (محاليل): لا يمكن تمييز مكوناتها بالعين (ماء + ملح)

• غير متجانسة (معلقات): يمكن تمييز مكوناتها (ماء + رمل)

• غروية: جسيمات وسطية الحجم تبعثر الضوء (الحليب)

تراكيز المحاليل:

• المولارية (M) = عدد المولات / حجم المحلول باللتر

• النسبة الكتلية (%) = (كتلة المذاب / كتلة المحلول) × 100

• الكسر المولي = عدد مولات المكون / المجموع الكلي للمولات

• قانون التخفيف: M1 × V1 = M2 × V2

الخواص التجميعية للمحاليل:

• انخفاض الضغط البخاري (قانون راؤول)

• ارتفاع درجة الغليان: ΔTb = Kb × m

• انخفاض درجة التجمد: ΔTf = Kf × m

• الضغط الأسموزي: π = MRT

مثال:

أذيب 4 g من NaOH (الكتلة المولية = 40 g/mol) في ماء ليصبح حجم المحلول 500 mL. ما المولارية؟

الحل: المولات = 4/40 = 0.1 mol، الحجم = 0.5 L ← M = 0.1/0.5 = 0.2 M

جدول مقياس pH

قيمة pHالنوعالقوةأمثلة
0 − 2حمض قوي جداًخطيرحمض البطارية، حمض الهيدروكلوريك المركز
3 − 4حمض متوسطحامضالخل، عصير البرتقال
5 − 6حمض ضعيفحمضي قليلاًالقهوة، ماء المطر
7متعادللا حمضي ولا قاعديالماء النقي
8 − 9قاعدة ضعيفةقاعدي قليلاًصودا الخبز، البيض
10 − 12قاعدة متوسطةقاعديالصابون، المبيض المخفف
13 − 14قاعدة قوية جداًخطيرهيدروكسيد الصوديوم المركز

جدول الأحماض والقواعد القوية والضعيفة

النوعالتعريفأمثلةدرجة التأين
حمض قوييتأين كلياً في الماءHCl, HNO₃, H₂SO₄, HBr, HI, HClO₄100%
حمض ضعيفيتأين جزئياً في الماءCH₃COOH, HF, H₂CO₃, H₃PO₄< 100%
قاعدة قويةتتأين كلياً في الماءNaOH, KOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂100%
قاعدة ضعيفةتتأين جزئياً في الماءNH₃, NH₄OH, Al(OH)₃< 100%

القوانين الأساسية

القانونالصيغةملاحظة
تعريف pHpH = −log[H⁺]كلما قلّ pH زادت الحموضة
تعريف pOHpOH = −log[OH⁻]كلما قلّ pOH زادت القاعدية
العلاقة بينهماpH + pOH = 14عند 25°C دائماً
حاصل الإذابة للماءKw = [H⁺][OH⁻] = 10⁻¹⁴عند 25°C
التخفيفM₁V₁ = M₂V₂عدد المولات لا يتغير عند التخفيف

مثال محلول:

محلول HCl تركيزه 0.001 M. أوجد pH و pOH.

الحل: HCl حمض قوي يتأين كلياً → [H⁺] = 0.001 = 10⁻³

pH = −log(10⁻³) = 3

pOH = 14 − 3 = 11

مثال محلول:

إذا كان pH = 5، ما تركيز [H⁺] و [OH⁻]؟

الحل: [H⁺] = 10⁻⁵ = 0.00001 M

pOH = 14 − 5 = 9 → [OH⁻] = 10⁻⁹ M

⚠ أخطاء إضافية:

  • pH = 7 يعني متعادل وليس 0
  • انخفاض pH بمقدار 1 يعني زيادة [H⁺] 10 أضعاف (مقياس لوغاريتمي)
  • H₂SO₄ حمض ثنائي البروتون: يعطي 2H⁺ لكل جزيء