الخميس، 13 أكتوبر، 2016

الخصائص الحمضية و القاعدية لمحاليل الأملاح



الخصائص الحمضية و القاعدية لمحاليل الأملاح ( التميه ):-
تعريف التميه : هو تفاعل أيونات المحلول الملحي مع الماء لتكوين H3O+  أو OH- أو كليهما .
من خلال التعريف يمكن تصنيف محاليل الأملاح إلى ثلاثة أصناف :-
محاليل الأملاح









 
         
           [ H3O+ ]  > [OH-]                    [H3O+] = [OH-]                [OH-] > [H3O+]
           حمضية pH  < 7                             متعادلة pH  = 7                     قاعدية pH  > 7

ويتم تمثيل عملية تميه الملح MX بالمعادلة العامة التالية :
MX       +     H2O                         MOH       +        HX
                                                        حمض                   قاعدة                             ماء                   ملح
و بصورة عامة :  الأيون الموجب من الملح M+ قادم من قاعدة ، بينما الأيون السالب من الملح قادم من حمض :
                                                                            M+X- 
                                                              من حمض                    من قاعدة

مثال :-   تميه ملح كلوريد الصوديوم NaCl :-
NaCl    +  H2O                    Na+      +    Cl-   +   H3O+   + OH-

لاحظ أن تميه الملح  NaClأنتج الأيونين H3O+        و OH-                 متعادل التأثير .
لو دققنا في صيغة الملح NaCl لوجدنا أنه ناتج من تفاعل الحمض القوي ( HCl ) مع القاعدة القوية ( NaOH ) ، أي أن :-
Na+Cl-

                                 من HCl ( حمض قوي )                        من NaOH  ( قاعدة قوية )
و بصورة عامة : فان الملح مشتق من حمض و قاعدة على النحو التالي :-
HX   +    MOH                  MX   +   H2O
                                                                             ماء              ملح                    قاعدة            حمض
وبالنسبة لملح الطعام NaCl فانه قادم من التفاعل :-
HCl     +    NaOH                   Na+     +  Cl-
         

                           قاعدة مرافقة ضعيفة للحمض HCl                            حمض مرافق ضعيف للقاعدة NaOH







 
                           ليس لديه القدرة على استقبال H+                               ليس لديه القدرة على منح H+
                                فلا يؤثر في pH                                                          فلا يؤثر في pH
و بالتالي فان محلول NaCl متعادل التأثير (pH =7 )
الحموض المرافقة الضعيفة لا تتميه ، أي لا تتفاعل مع الماء لتكوين H3O+ و كذلك القواعد المرافقة الضعيفة لا تتميه أي لا تتفاعل مع الماء لتكوين OH- و بالتالي يبقى تأثير الملح متعادل المحلول ، أي تبقى (pH =7 ) .
الاستنتاج :-
الأملاح المشتقة من حمض قوي و قاعدة قوية تكون متعادلة التأثير (pH =7 ) .
ومن الأمثلة على الأملاح متعادلة التأثير :-
 KCl , KNO3 , NaNO3 , NaCl
ما تأثير محلول ملح ايثانوات الصوديوم CH3COONa ؟
                                                          +CH3COO-Na






 
                                  قاعدة قوية NaOH                         حمض ضعيف CH3COOH
اذا الأيون (+Na ) لا يتميه ، لأنه حمض مرافق ضعيف لقاعدة قوية . بينما الأيون ( CH3COO-  ) يتميه ، لأنه قاعدة مرافقة قوية لحمض ضعيف :-
 CH3COO-     +   H2O              CH3COOH    +  OH-
لاحظ تكون أيونات (OH-  ) في المحلول الناتجة من تميه CH3COO-   و عليه سوف يقل [H3O+] و بالتالي تزداد pH   (pH > 7 )       قاعدي التأثير .
الاستنتاج :-
الأملاح المشتقة من قاعدة قوية و حمض ضعيف تكون قاعدية التأثير (pH  <    7 ) حيث يتميه فيها الأيون السالب.       
 ما تأثير محلول ملح كلوريد الأمونيوم NH4Cl ؟
                                                                           -NH4+Cl
                                          حمض قوي HCl                              قاعدة ضعيفة NH3 
اذا الأيون (-Cl ) لا يتميه ، لأنه قاعدة مرافقة ضعيفة لحمض قوي . بينما الأيون (NH4+  ) ينميه ، لأنه حمض مرافق قوي لقاعدة ضعيفة :-
NH4+     +  H2O               NH3    +  H3O+
لاحظ زيادة  [H3O+]و بالمقابل نقصان [OH-] و الذي يؤدي بدوره الى نقصان pH   (pH < 7 )           حمضي التأثير .
الاستنتاج :-
الأملاح المشتقة من حمض قوي و قاعدة ضعيفة تكون حمضية التأثير (pH > 7 ) حيث يتميه فيها الأيون الموجب.
مثال ( 1 ) :-
بين بمعادلة التأثير الحمضي لمحلول  N2H5Cl ؟
                                                        N2H5+Cl-       
           لا يتميه ، من حمض قوي  HCl                                    يتميه ، من قاعدة ضعيفة N2H4
 أما تفسير ذلك فيكون بالمعادلة الآتية التي تمثل عملية تميه أيون (N2H5+ ) التي تمثل عملية تميه أيون N2H5+              
N2H5+            +     H2O                N2H4    +    H3O+       
                                                           يزداد [H3O+]  ، يقل [OH-] ، فتقل pH ( حمضي ) .


مثال ( 2 ) :-  حدد تأثير كل من محاليل الأملاح الآتية موضحا إجابتك بالمعادلات اللازمة :-
NH4NO3 , NaF , KClO4 , KCN , Na2SO4
الحل :-

Na2+SO4-2
                                              H2SO4                         NaOH                            

                                                                    متعادل 


Ellipse: حمض ضعيف Ellipse: قاعدة قوية K+CN-
                                                    HCN                       KOH                            

                                                                     قاعدي 
لتفسير التأثير القاعدي ، نكتب معادلة تميه الأيون CN- :
CN-      +    H2O                   HCN        +      OH-


Ellipse: قاعدة قوية Ellipse: حمض قوي K+ClO4-
                                                 HClO4                      KOH                               

                                                                     متعادل 


Ellipse: حمض ضعيفEllipse: قاعدة قوية Na+F-
                                                HF                           NaOH                            

                                                                    قاعدي 


Ellipse: قاعدة ضعيفةEllipse: حمض قوي NH4+NO3-
                                              HNO3                         NH3                            

                                                                     حمضي
و لتفسير التأثير الحمضي ، نكتب معادلة تميه الأيون NH4+ :
NH4+     +    H2O                  NH3     +     H3O+ .


تأثير الأيون المشترك :-
إن الحمض الضعيف مثل ( CH3COOH ) يتأين جزئيا قي الماء :-

CH3COOH      +    H2O                  CH3COO-   +  H3O+

حيث يكون الأيونات H3O+ و CH3COO- في حالة اتزان مع الحمض غير المتأينة (CH3COOH ).
ماذا يحدث عند إذابة كمية من ملح ايثانوات الصوديوم CH3COONa في المحلول ؟
اذا دققنا النظر في صيغة الملح المضاف لوجدنا انه مشتق من قاعدة قوية (NaOH ) وحمض ضعيف ( CH3COOH ) ، لذلك نستنتج أن تأثير محلول هذا الملح قاعدي تزداد ( pH ) . ولكن يفسر هذا التغير في pH وفق " مبدأ لوتشالييه " .
الذي ينص على أن :-

اذا حدث تغير ( زيادة أو نقصان ) في أحد العوامل المؤثرة في حالة الاتزان ، فان الاتزان يختل و يحاول بذلك تقليل الأثر الناتج عن هذا التغير محاولا الوصول الى حالة اتزان جديدة . 

نكتب معادلة تفكك الملح في المحلول المائي :-

CH3COONa(s)        H2O        CH3COO-  +  Na+

نلاحظ أن تفكك الملح يؤدي الى زيادة [ CH3COO-] قي المحلول ، و بالرجوع الى حالة الاتزان الأصلية في معادلة تأين الحمض الضعيف نجد أن زيادة [CH3COO-]  تؤدي الى اندفاع الاتزان نحو اليسار للتقليل من أثر الزيادة وهذا يعني أن تتفاعل الزيادة من CH3COO- مع H3O+ لتكوين CH3COOH ، مما يجعل [H3O+] يقل نتيجة تفاعل جزء منه ( استهلاكه ) لمعادلة الززيادة في تركيز CH3COO- ، و هذا بدوره يزيد من قيمة (pH ) ، ويسمى الأيون CH3COO- الناتج من تأين الحمض الضعيف و تفكك الملح (الأيون المشترك ) .

وبوجه عام :- 
 إضافة أيون مشترك إلى محلول الحمض الضعيف يؤدي إلى زيادة pH .

تأثير الأيون المشترك في محلول القاعدة الضعيفة :-

NH3      +   H2O                  NH4+    +    OH-

ان حالة الاتزان هنا بين الايونات ( NH4+ , OH- ) من جهة ، وبين جزيئات الأمونيا ( NH3 ) غير المتأينة من جهة ثانية .
ما أثر اضافة بلورات من ملح كلوريد الأمونيوم NH4Cl الى المحلول أعلاه ؟
و كما مر معنا فان تحديد مصدر الملح يحدد أثره ، فالملح NH4Cl مشتق من حمض قوي ( HCl ) و قاعدة ضعيفة ( NH3 ) ، لذلك يمكن القول أن تأثيره حمضي ( تقل pH ) .
و يمكن التأكيد على هذا التأثير من خلال مناقشة حالة الاتزان وفق مبدأ لوتشاتلييه :-

NH4Cl(s)       H2O                NH4+        +    Cl-

نلاحظ أن تفكك الملح يؤدي الى زيادة [NH4+] وهذا بدوره يعمل على دفع الاتزان  ( في المعادلة الأصلية ) الى جهة اليسار للتقليل من الزيادة في [NH4+] ، و لتحقيق ذلك تتفاعل الزيادة مع OH- ، فيقل تركيز [OH-]  وهذا يعني نقصان pH .
أما الأيون المشترك في هذه الحالة فهو الأيون الناتج من تأين القاعدة الضعيفة (NH3 ) و تفكك الملح الأيوني (NH4Cl ) وهو أيون الأمونيوم (NH4+  ) .

و بوجه عام :-
إضافة أيون مشترك إلى محلول القاعدة الضعيفة يؤدي إلى نقصان pH .

ملاحظة :-
يعبر عن تفكك الملح عادة بسهم باتجاه النواتج على اعتبار أنها أملاح متفككة كليا ( مواد أيونية )تذوب في الماء بدرجة تامة تماما كما هو الحال في الحموض و القواعد القوية لذلك يكون تركيز الأيون المشترك NH4+  الناتج من تفكك الملح مساويا لتركيز الملح نفسه قبل عملية التفكك .

تفسير تأثير الأيون المشترك المضاف الى محلول الحمض الضعيف حسابيا :-
مثال : -
احسب قيمة pH لـ :-
-          محلول CH3COOH تركيزه ( 0.2 مول / لتر )
      علما بأن Ka (CH3COOH ) = 2 x 10-5 ، لو 2 = 0.3  .
-           محلول مكون من CH3COOH تركيزه ( 0.2 مول / لتر ) و CH3COONa تركيزه ( 0.2 مول/ لتر ).
الحل :
CH3COOH   +   H2O                  CH3COOH    +     H3O+
                                                       *                     *                                                  0.2
                                                   س                     س                                              0.2 س

Ka = 2 x 10-5 = [H3O+] [CH3COO-]  =      س2
                           [CH3COOH]                 0.2

س2  = 4 x 10-6              س  = 4 x 10-6  =   2 x 10-3 مول / لتر   = [H3O+]

pH = - لو [H3O+]  = - لو (2 x 10-3 )  = 3 لو 2  = 2.7

-                     CH3COONa(s)        H2O                  CH3COO-     +   Na+                          
0.2                                                                                                    0.2
يصبح [CH3COO- ] = 0.2 مول / لتر .
ومن تعبير ثابت التأين للحمض ، نجد أن :-
[H3O+]  = Ka  [CH3COOH]   = 2 x 10-5 x   0.2
                       [CH3COO- ]                           0.2
[H3O+]  = 2 x 10-5 مول / لتر .
pH = - لو [H3O+]  = 5 لو 2  = 4.7 .

نلاحظ أن إضافة الأيون المشترك  [CH3COO- ] ( أيون الايثانوات ) أدت إلى زيادة pH بمقدار وحدتين ( 2.7 إلى 4.7 )

ملاحظة هامة :
عند اضافة الملح نأخذ بالاعتبار فقط تركيز الأيون المشترك CH3COO-  القادم من تفكك الملح .و نهمل تركيزه القادم من تأين الحمض الضعيف لضآلته مقارنة بتركيزه الناتج من تفكك الملح .

تفسير تأثير الأيون المشترك المضاف الى محلول القاعدة الضعيفة حسابيا :-
مثال :- احسب pH لـ :-
-          محلول NH3 تركيزه ( 0.2 مول / لتر )
     علما بأن Kb (NH3  ) =  2 x 10-5    ، لو 5  = 0.7
-          محلول مكون من NH3  تركيزه  ( 0.2 مول / لتر ) و NH4Cl تركيزه ( 0.2 مول / لتر )
الحل :-
NH3     +   H2O               NH4+     +   OH-
                                                                              *                 *                                    0.2
                                                                          س                   س                               0.2 - س
Kb  = 2 x 10-5  =  س2             س2  = 4 x 10-6       
                            0.2
               س =   2 x 10-3   مول / لتر    = [OH- ]

[H3O+]  = 1 x 10-14= 5 x 10-12  مول / لتر
                2 x 10-3                .
pH = - لو [H3O+]  = 12 لو 5  = 11.7 .
NH4Cl(s)      H2O         NH4+    +   Cl-
0.2                                                           0.2 

بما أن Kb  =    [OH-] [NH4+]       [OH-]             = Kb [NH3]
                           [NH3]                                         [NH4+]                 

   [OH-]  = 2 x 10-5 x      0.2     مول / لتر .           
                                       0.2
 [H3O+]  = 1 x 10-14= 5 x 10-10  مول / لتر
                2 x 10-5                .
pH = - لو [H3O+]  = 10 لو 5  = 9.3 .

نلاحظ أن إضافة الأيون المشترك NH4+  ( أيون الأمونيوم ) أدت الى نقصان pH بمقدار وحدتين ( 11.3 الى 9.3 ) .

مثال ( 2 ) :- ما كتلة KCN  التي يجب إضافتها إلى لتر من محلول HCN تركيزه ( 0.2 مول / لتر ) بحيث تكون
                pH   للمحلول الناتج تساوي ( 9 ) .
                 علما بأن :   Ka ( HCN )  = 5 x 10-10
                              ك . م ( KCN )  = 65 غ / مول .
                               لو 4  = 0.6
Ellipse: CN-
CN-
الحل :
معادلة تأين الحمض    HCN     +    H2O                H3O+      +     
معادلة تفكك الملح     KCN( aq )         H2O           K+         +                                الأيون المشترك

تذكر أن [CN-]  = [KCN]  الملح .
و أن [CN-]  الذي يؤخذ بالحسبان هو الناتج من تفكك الملح فقط .

pH = 9
[H3O+]  = 10- pH
[H3O+]  = 1 x 10-9  مول / لتر .
 
 Ka  =    [CN-] [H3O+]       
                     [HCN]  
 [CN-]  = Ka   [HCN]
                      [H3O+]
تركيز الملح المضاف

[CN-]  = 5 x 10-10 2 x 10-1        =       0.1    مول / لتر  ( تركيز الملح KCN )
                           1 x 10-9 
          التركيز  = عدد المولات
                     الحجم ( لتر )
             عدد مولات KCN  = 0.1 x 1  =  0.1 مول
 كتلة KCN المضافة =  0.1 x 65  =  6.5  غ .

ملاحظة هامة :
في الأسئلة التي فيها أيون مشترك من الحمض الضعيف و الملح :-
 Ka  = [H3O+] [A-]       
                  [HA]  


 



مثال ( 3 ) :- كم غراما من NH4Cl يلزم اضافتها الى ( 500 مل ) من محلول NH3 تركيزه ( 0.2 مول / لتر ) لتحصل على محلول قيمة pH له = 9 .
علما بأن : Kb ( NH3 ) = 2 x 10-5
ك . م ( NH4Cl ) = 54 غ / مول .
الحل :-
 NH3   +   H2O                         NH4+     +  OH-

NH4Cl(aq)            H2O            NH4+     +   Cl-



Kb  =    [OH-] [NH4+]       
                     [NH3]
  
    [NH4+] = 2 x 10-5 2 x 10-1              
                                1 x 10-5 

  [NH4+]    =     0.4    مول / لتر  ( تركيز الملح  NH4Cl)
عدد مولات الملح المذاب  = التركيز x  حجم المحلول ( لتر )
                           = 0.4 x  0.5
                          =  0.2 مول
كتلة الملح المذابة          = عدد المولات x  الكتلة المولية
                          =  0.2 x  54
                          =  10.8 غ
ملاحظة هامة :-في الأسئلة التي فيها أيون مشترك من القاعدة الضعيفة و الملح :
Kb  =    [OH-] [BH+]       
                     [B]

ليست هناك تعليقات:

إرسال تعليق