الأحماض والقواعد وpH: انتقال البروتون والمقياس اللوغاريتمي

من أحماض أرهينيوس لانتقال بروتون برونستد–لوري

أرهينيوس عرّف الحمض إنه مركّب بينتج أيونات هيدروجين في الماء، والقاعدة إنها اللي بتنتج أيونات هيدروكسيد. التعريف ده بيشتغل مع حمض الهيدروكلوريك وهيدروكسيد الصوديوم، لكنه مش بيقدر يفسر ليه الأمونيا، NH₃، اللي مفيهاش هيدروكسيد، بتخلّي الماء قاعدي.

تعريف برونستد–لوري بيصلّح ده بالتركيز على البروتون. الحمض مانح بروتون والقاعدة مستقبِل بروتون، فكل تفاعل حمض–قاعدة هو انتقال بروتون من نوع لنوع تاني. الأمونيا قاعدة لأنها بتستقبل بروتون من الماء: NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq).

البروتون العاري مبيوجدش حر في الماء. بيترابط بجزيء ماء ويكوّن أيون الهيدرونيوم، H₃O⁺. الكيميائيون بيكتبوا H⁺(aq) كتير كاختصار، والتدوينتين معناهم واحد في حسابات pH.

إيجاد أزواج الحمض–القاعدة المترافقة

لما حمض بيدّي بروتون، اللي بيفضل هو قاعدته المرافقة؛ ولما قاعدة بتستقبل بروتون، بتبقى حمضها المرافق. عضوا الزوج المترافق بيختلفوا بـ H⁺ واحد بالظبط. في HF(aq) + H₂O(l) ⇌ F⁻(aq) + H₃O⁺(aq)، الأزواج هي HF/F⁻ وH₃O⁺/H₂O.

الماء بيظهر كقاعدة في تفاعل HF وكحمض في تفاعل الأمونيا. النوع اللي ممكن يدّي أو يستقبل بروتون اسمه أمفوتيري البروتون. كربونات الهيدروجين، HCO₃⁻، مثال تاني: يقدر يفقد بروتون ويبقى CO₃²⁻ أو يكسب واحد ويبقى H₂CO₃.

• اكتب المعادلة ولاقي النوع اللي بيفقد H⁺ وهو رايح من الشمال لليمين. ده هو الحمض.
• لاقي النوع اللي بيكسب H⁺. ده هو القاعدة.
• زاوج كل متفاعل بالناتج اللي بيختلف عنه بـ H⁺ واحد، وافحص إن الشحنات بتختلف بواحد.

القوي والضعيف بيوصفوا المدى، مش التركيز

الحمض القوي بيتأين تقريبًا تمامًا في الماء، فكل جزيء حمض بيدوب بيدّي H₃O⁺ وقاعدته المرافقة. الأحماض القوية الشائعة هي HCl وHBr وHI وHNO₃ وHClO₄ وH₂SO₄ (لبروتونه الأول). والقواعد القوية الشائعة هي هيدروكسيدات فلزات المجموعة 1 وهيدروكسيدات الكالسيوم والسترونشيوم والباريوم. أما الحمض الضعيف فبيتأين جزئيًا بس، وبيتكوّن اتزان بين الجزيء وأيوناته.

القوة والتركيز فكرتين منفصلتين. محلول مخفف من حمض قوي ممكن يكون فيه أيونات هيدرونيوم أقل من محلول مركّز من حمض ضعيف. لكن عند تركيز متساوي، الفرق كبير. محلول HCl بتركيز 0.10 mol/L له [H₃O⁺] = 0.10 mol/L وpH 1.00. وحمض الأسيتيك، بثابت تأين حمضي Ka = 1.8 × 10⁻⁵ (الملحق H في OpenStax)، متأين حوالي 1 في المية بس عند 0.10 mol/L، وpH بتاعه حوالي 2.9. حسابات اتزان الأحماض الضعيفة موضوع منفصل؛ والدليل ده بيستخدم المقارنة بس.

قوة الحمض وقاعدته المرافقة مرتبطتين. القواعد المرافقة للأحماض القوية، زي Cl⁻ وNO₃⁻، ميلها لاستقبال بروتون في الماء ضئيل.

الناتج الأيوني للماء وpH وpOH

حتى الماء النقي فيه كام أيون، لأن جزيئات الماء بتنقل بروتونات لبعض: 2 H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq). ثابت الاتزان للتأين الذاتي ده هو Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ عند 25 °C. في الماء النقي التركيزين متساويين، 1.0 × 10⁻⁷ mol/L لكل واحد. وفي أي محلول مائي عند 25 °C، لو عرفت تركيز واحد تقدر تلاقي التاني بقسمة Kw عليه.

ولأن التركيزات دي بتغطي قوى عشرة كتير، الكيميائيون بيستخدموا اللوغاريتمات: pH = −log[H₃O⁺] وpOH = −log[OH⁻]. أخذ اللوغاريتم السالب لتعبير Kw بيدّي pH + pOH = 14.00 عند 25 °C. تغيّر وحدة pH واحدة معناه تغيّر عشرة أضعاف في تركيز الهيدرونيوم، فمحلول عند pH 3 له [H₃O⁺] أكبر 100 مرة من محلول عند pH 5.

متعادل معناه [H₃O⁺] = [OH⁻]، وده pH 7.00 عند 25 °C بس. Kw بتزيد مع درجة الحرارة؛ OpenStax بتذكر حوالي 5.6 × 10⁻¹³ عند 100 °C، حيث الماء المتعادل له pH قريب من 6.1. وفي اللوغاريتمات، عدد المنازل العشرية في pH بيساوي عدد الأرقام المعنوية في التركيز.

حساب pH للأحماض القوية والقواعد القوية

مثال محلول 1. لاقي pH لحمض نيتريك تركيزه 4.6 × 10⁻³ mol/L. HNO₃ قوي، فـ [H₃O⁺] = 4.6 × 10⁻³ mol/L. pH = −log(4.6 × 10⁻³) = 2.34. التركيز فيه رقمين معنويين، فـ pH فيه منزلتين عشريتين. وبعدين [OH⁻] = (1.0 × 10⁻¹⁴)/(4.6 × 10⁻³) = 2.2 × 10⁻¹² mol/L، ضئيل زي المتوقع في محلول حمضي.

مثال محلول 2. 0.350 g من هيدروكسيد البوتاسيوم اتذوّبت لعمل 750.0 mL من المحلول. باستخدام الأوزان الذرية القياسية من IUPAC مقرّبة لمنزلتين عشريتين (K 39.10 وO 16.00 وH 1.01)، M(KOH) = 56.11 g/mol. n = 0.350 g / 56.11 g/mol = 6.24 × 10⁻³ mol، و[OH⁻] = 6.24 × 10⁻³ mol / 0.7500 L = 8.32 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.080، وpH = 14.00 − 2.080 = 11.92، محدود بمنزلتين عشريتين بسبب الـ 14.00.

مثال محلول 3. لاقي pH لهيدروكسيد السترونشيوم تركيزه 3.60 × 10⁻³ mol/L. Sr(OH)₂ بيحرر أيونين هيدروكسيد لكل وحدة صيغة، فـ [OH⁻] = 2 × 3.60 × 10⁻³ = 7.20 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.143 وpH = 14.00 − 2.143 = 11.86. نسيان المعامل 2 كان هيدّي pH أقل من الصح بحوالي 0.30.

مثال محلول 4. محلول pH بتاعه 4.62. اعكس اللوغاريتم: [H₃O⁺] = 10 مرفوعة للقوة −4.62 = 2.4 × 10⁻⁵ mol/L. المنزلتين العشريتين في pH بيسمحوا برقمين معنويين في التركيز. الـ pOH = 14.00 − 4.62 = 9.38، فـ [OH⁻] = 4.2 × 10⁻¹⁰ mol/L.

أخطاء اللوغاريتمات والحسابات المتكافئة في شغل pH

أغلب أخطاء pH بتيجي من اللوغاريتم أو من صيغة الحمض أو القاعدة. فحص معقولية سريع بيكشف كتير منها: المحاليل الحمضية عند 25 °C pH بتاعها أقل من 7، والقاعدية أعلى من 7، وكل عامل عشرة في التركيز بيحرك pH بوحدة.

خد بالك مع الأحماض القوية المخففة جدًا. محلول HCl بتركيز 1.0 × 10⁻⁸ mol/L مش pH بتاعه 8، اللي هيبقى قاعدي. عند تركيزات منخفضة زي دي، أيونات الهيدرونيوم من التأين الذاتي للماء مش مهملة، والمعالجة الكاملة بتدّي pH حوالي 6.98، تحت التعادل بشوية.

• إسقاط علامة السالب: −log لرقم أقل من 1 موجب. pH سالب من محلول مخفف عادي إشارة لخطأ في العلامة.
• نسيان الحسابات المتكافئة: Ca(OH)₂ وSr(OH)₂ وBa(OH)₂ كل واحد بيحرر اتنين OH⁻ لكل وحدة صيغة.
• استخدام pH لما القاعدة بتدّي pOH: لاقي pOH من [OH⁻] الأول، وبعدين حوّل.
• معاملة حمض ضعيف على إنه قوي: [H₃O⁺] بيساوي تركيز الحمض للأحماض القوية بس.
• تطبيق pH + pOH = 14.00 عند درجات حرارة بعيدة عن 25 °C.