شارح الدرس: حساب الأُس الهيدروجيني الكيمياء • الصف الثالث الثانوي

في هذا الشارح، سوف نتعلَّم كيف نحسب الأُس الهيدروجيني لمحلول، ونَصِف ثابت الحاصل الأيوني للماء.

الماء مادة متذبذبة. هذا يعني أن جزيء الماء يمكن أن يتصرَّف باعتباره حمضًا أو قاعدة. وإذا كان الماء يمكنه أن يتصرَّف باعتباره حمضًا أو قاعدة؛ فهذا يعني أن جزيء الماء يمكن أن يخوض تفاعل حمض وقاعدة مع جزيء ماء آخر. في تفاعل الحمض والقاعدة هذا، سيفقد جزيء الماء الحمضي بروتونًا، وسيكتسب جزيء الماء القاعدي بروتونًا.

يُعرف التفاعل الموضح أعلاه بالتأيُّن الذاتي للماء.

يحدث هذا التفاعل في كل عينة ماء، ولكن الماء كحمض ضعيف وقاعدة ضعيفة، لا يشترك إلا جزء ضئيل من جزيئات الماء في هذا التفاعل.

إن التأيُّن الذاتي للماء هو تفاعل اتزان، حيث يحدث التفاعلان؛ الأمامي والخلفي، بالمعدل نفسه. وهذا يعني أن تركيز المتفاعلات والنواتج سيظل ثابتًا بالرغم من أن التفاعلين مستمران. بالنسبة لأي تفاعل عند الاتزان، يمكننا تحديد ثابت الاتزان من تعبير الاتزان.

بالنسبة إلى التفاعل: حيث تمثل الحروف الصغيرة المعاملات المولية وتمثل الحروف الكبيرة الرموز الكيميائية، سيكون تعبير الاتزان:

تشير الأقواس في المعادلة إلى ضرورة استخدام تركيز الأنواع عند حل التعبير. يجب أن يكون للتركيز وحدات المولارية (M).

يمكننا تطبيق هذه الفكرة على التأيُّن الذاتي للماء:

وبذلك، يكون تعبير الاتزان للتأيُّن الذاتي للماء:

وبما أن هناك كمية صغيرة جدًّا من الماء تتفاعل لإنتاج أيون الهيدروكسيد وأيون الهيدرونيوم، فإن تركيز الماء يظل فعليًّا دون تغيير، ويمكن حذفه من المعادلة. وهذا يعطينا المعادلة التالية:

بدلًا من ، وضعنا للإشارة إلى أن هذا هو ثابت الاتزان لتفاعل التأيُّن الذاتي للماء. ويُعرف أيضًا باسم ثابت حاصل الضرب الأيوني.

من المهم أن ندرك أن أيونات الهيدرونيوم () وأيونات الهيدروجين () عادة ما تُستخدم بالتبادل في معادلات الحمض والقاعدة. وعليه، يمكن كتابة تعبير ثابت حاصل الضرب الأيوني للماء على الصورة:

في عينة من الماء النقي عند درجة حرارة يكون تركيزا أيونات الهيدرونيوم والهيدروكسيد على حد سواء M. بالتعويض بهذين التركيزين في تعبير ثابت حاصل الضرب الأيوني للماء، نحصل على قيمة لـ .

بما أن هذا هو ثابت اتزان الماء عند درجة حرارة ، فإن هذا التعبير ينطبق على أي محلول مائي عند . لاحظ أن قيم ، []، [] تعتمد على درجة حرارة المحلول. فتغيير درجة الحرارة سيغير قيمة وتركيز كلا الأيونين.

ويحدد تركيزَا أيونات الهيدرونيوم وأيونات الهيدروكسيد ما إذا كان المحلول حمضيًّا أم قاعديًّا أم متعادلًا. ويوضح الجدول التالي العلاقات بين هذين الأيونين.

تركيزا أيونات الهيدروكسيد والهيدرونيوم في المحلول منخفضان جدًّا، ويكتبان عادة بالترميز العلمي. في عام 1909 طرح الكيميائي الدنماركي سورين سورينسن طريقة عملية أكثر لتمثيل تركيز الهيدرونيوم، وهي طريقة الأس الهيدروجيني. الأس الهيدروجيني هو قيمة بلا وحدات يجري تحديدها عن طريق أخذ اللوغاريتم السالب لتركيز أيون الهيدروجين.

والغرض من اللوغاريتم في المعادلة هو إيجاد قيمة يسهل التعامل معها. يشير ناتج لوغاريتم الأساس 10، كما هو مستخدم في معادلة الأس الهيدروجيني، إلى عدد المرات اللازمة، من ضرب العدد واحد في 10 أو قسمته عليه، للحصول على القيمة المرجوة.

على سبيل المثال، لا بد أن نضرب واحدًا في 10 مرتين لنحصل على القيمة 100. وبذلك، فإن لوغاريتم 100 يساوي اثنين:

تجب قسمة الواحد على 10 ثلاثة مرات لنحصل على القيمة 0.001. وبذلك، فإن لوغاريتم 0.001 يساوي سالب ثلاثة. تشير الإشارة السالبة إلى أننا نقسم الواحد على 10 بدلًا من الضرب:

والقيم التي ليست من مضاعفات العدد 10 بالضبط لا يكون لها لوغاريتمات في صورة أعداد صحيحة. يوضح الجدول الأتي أمثلة على عدة لوغاريتمات للأساس 10.

بالنسبة للماء النقي عند درجة حرارة ، يكون تركيز أيونات الهيدرونيوم M. هذا يعني أن قيمة الأس الهيدروجيني للماء النقي عند تساوي سبعة:

في الجدول الأتي، نستعرض قيمة الأس الهيدروجيني المحسوبة لعدة محاليل مائية عند .

أوضحنا من قبل أن المحلول يكون متعادلًا عندما يكون ، وحمضيًّا عندما يكون وقاعديًّا عندما يكون . لاحظ أن المحاليل الحمضية تكون لها قيم أس هيدروجيني أقل من 7، والمحاليل القاعدية تكون لها قيم أس هيدروجيني أكبر من 7، والمحاليل المتعادلة قيمة الأس الهيدروجيني لها تساوي 7. ويوضح الشكل التالي مقياس الأس الهيدروجيني مع الأحماض والقواعد الشائعة.

يمكننا عادة قياس قيمة الأس الهيدروجيني لمحلول مباشرة باستخدام جهاز قياس الأس الهيدروجيني، ولكن يمكننا حساب الأس الهيدروجيني من تركيز أيونات الهيدرونيوم في المحلول.

ومثلما يمكننا استخدام تركيز أيونات الهيدرونيوم لحساب الأس الهيدروجيني، يمكننا استخدام تركيز أيونات الهيدروكسيد لحساب قيمة الأس الهيدروكسيلي.

أضفنا قيم الأس الهيدروكسيلي لكل محلول مائي عند إلى الجدول الأتي.

لاحظ أن الأس الهيدروكسيلي للمحلول القاعدي أقل من 7. وبالنسبة للمحاليل المتعادلة، يُساوي الأس الهيدروكسيلي 7. وبالنسبة للمحاليل الحمضية، الأس الهيدروكسيلي أكبر من 7. وتدرج الأس الهيدروكسيلي معاكس تمامًا لتدرج الأس الهيدروجيني. يجب أن نلاحظ أيضًا أن مجموع قيمتي الأس الهيدروجيني والأس الهيدروكسيلي يساوي 14، وهو ما يسمح لنا بالربط بينهما بسهولة.

يمكن مساواة الأس الهيدروجيني بتركيز أيونات الهيدرونيوم. وبالمثل، يمكن استخدام الأس الهيدروكسيلي لتحديد تركيز أيونات الهيدروكسيد.

إجمالًا، يمكن الربط بين الأس الهيدروجيني، والأس الهيدروكسيلي، و، و باستخدام ست معادلات مختلفة. إذا كنا نعلم كمية واحدة من الكميات الأربع، فيمكننا إيجاد الكميات الثلاث الأخرى. يمثل المخطط الأتي العلاقة بين هذه الكميات.