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 

K⁺CN^-

                                                    HCN                       KOH                            

                                                                     قاعدي 

لتفسير التأثير القاعدي ، نكتب معادلة تميه الأيون CN^- :

CN^-      +    H₂O                   HCN        +      OH^-

K⁺ClO₄^-

                                                 HClO₄                      KOH                               

                                                                     متعادل 

Na⁺F^-

                                                HF                           NaOH                            

                                                                    قاعدي 

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)        ^H₂^O        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

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]