ملخص وحدة الأحماض والأسس: تعريف برونشتد والجداء الشاردي للماء وpH والثابت Ka وpKa ومخطط الهيمنة - السنة الثالثة ثانوي علمي

وحدة الأحماض والأسس من الوحدات الدسمة في مادة العلوم الفيزيائية للسنة الثالثة ثانوي، ولا يكاد اختبار بكالوريا يخلو منها: سؤال في التعريف، ثم حساب ⁦pH⁩، ثم ثابت الحموضة، ثم مخطط الهيمنة. والصعوبة عند التلميذ ليست في أي فقرة منها وحدها، وإنما في ربط المفاهيم بعضها ببعض. ولهذا يقدم الأستاذ حلفاوي فارس لها «ملخصًا» ينظم المعلومات في الذهن. تعرض هذه الصفحة الملخص مرتبًا: التعاريف، ثم الماء، ثم ⁦pH⁩، ثم القوي والضعيف، ثم ثابت الحموضة ⁦Ka⁩، ثم مخطط الهيمنة، ثم تفاعل حمض مع أساس، وتنتهي بأخطاء شائعة وتمارين محلولة.

1. التعاريف (أول سؤال في البكالوريا)

• الحمض هو كل فرد كيميائي قادر على فقد بروتون ⁦H⁺⁩ أو أكثر خلال تفاعل كيميائي.
• الأساس هو كل فرد كيميائي قادر على اكتساب بروتون ⁦H⁺⁩ أو أكثر خلال تفاعل كيميائي.
• الثنائية أساس / حمض (⁦AH / A⁻⁩) تربط حمضًا وأساسه المرافق، والمعادلة النصفية: ⁦AH = A⁻ + H⁺⁩.
• تفاعل حمضي أساسي: انتقال بروتون من حمض ثنائية إلى أساس ثنائية أخرى.

2. الماء والجداء الشاردي

الماء مذبذب: حمض في الثنائية ⁦H₂O / HO⁻⁩ وأساس في الثنائية ⁦H₃O⁺ / H₂O⁩. وهو يتفاعل مع نفسه جزئيًا:

⁦2H₂O = H₃O⁺ + HO⁻⁩

ونعرف الجداء الشاردي للماء:

⁦Ke = [H₃O⁺] · [HO⁻]⁩

وقيمته عند ⁦25°C⁩ هي ⁦Ke = 10⁻¹⁴⁩. وفي الماء النقي ⁦[H₃O⁺] = [HO⁻] = 10⁻⁷ mol/L⁩.

3. الدالة pH

يعرف ⁦pH⁩ محلول مائي بالعلاقة:

⁦pH = -log [H₃O⁺]⁩ أي ⁦[H₃O⁺] = 10^(-pH)⁩

حيث التركيز بوحدة ⁦mol/L⁩.

• المحلول حمضي إذا كان ⁦pH⁩ أصغر من ⁦7⁩.
• معتدل إذا كان ⁦pH = 7⁩.
• أساسي إذا كان ⁦pH⁩ أكبر من ⁦7⁩.

وبما أن ⁦[HO⁻] = Ke / [H₃O⁺]⁩ فإن ⁦pH⁩ يعطي التركيزين معًا، ويتحقق ⁦pH + pOH = 14⁩ عند ⁦25°C⁩.

4. حمض قوي وحمض ضعيف

نقارن حمضين بالتركيز الابتدائي نفسه ⁦C⁩:

نسبة التقدم النهائي: ⁦τ = x_f / x_max⁩. وفي محلول حمض حجمه ⁦V⁩: ⁦τ = [H₃O⁺]_f / C⁩.

مثال: محلول حمض تركيزه ⁦C = 0.1 mol/L⁩ له ⁦pH = 3.4⁩. إذن ⁦[H₃O⁺] = 10^(-3.4) ≈ 4 × 10⁻⁴ mol/L⁩، و ⁦τ = 4 × 10⁻⁴ / 0.1 = 4 × 10⁻³⁩ أي ⁦0.4%⁩. إذن الحمض ضعيف.

والأساس القوي مثله: هيدروكسيد الصوديوم ⁦NaOH⁩ أساس قوي، و ⁦pH = 14 + log C⁩.

5. ثابت الحموضة Ka و pKa

لثنائية ⁦AH / A⁻⁩ نكتب تفاعل الحمض مع الماء ونعرف ثابت الحموضة:

⁦Ka = [A⁻]_éq · [H₃O⁺]_éq / [AH]_éq⁩

ونعرف ⁦pKa = -log Ka⁩.

• كلما كان ⁦Ka⁩ أكبر (أي ⁦pKa⁩ أصغر) كان الحمض أقوى.
• أي أن مقارنة حمضين بنفس التركيز تتم بمقارنة ⁦Ka⁩ (أو ⁦pKa⁩).

علاقة pH و pKa

من تعريف ⁦Ka⁩ نستنتج:

⁦pH = pKa + log ([A⁻] / [AH])⁩

6. مخطط الهيمنة

نقارن ⁦pH⁩ المحلول بـ ⁦pKa⁩ الثنائية:

• إذا كان ⁦pH⁩ أصغر من ⁦pKa⁩: الصورة الحمضية ⁦AH⁩ هي المهيمنة.
• إذا كان ⁦pH = pKa⁩: ⁦[AH] = [A⁻]⁩.
• إذا كان ⁦pH⁩ أكبر من ⁦pKa⁩: الصورة الأساسية ⁦A⁻⁩ هي المهيمنة.

مثال: ثنائية ⁦CH₃COOH / CH₃COO⁻⁩ لها ⁦pKa = 4.8⁩. في محلول ⁦pH = 6⁩ تهيمن الصورة ⁦CH₃COO⁻⁩ لأن ⁦6 > 4.8⁩.

7. ثابت التوازن لتفاعل حمض مع أساس

التفاعل بين حمض الثنائية 1 ⁦A1H⁩ وأساس الثنائية 2 ⁦A2⁻⁩:

⁦A1H + A2⁻ = A1⁻ + A2H⁩

ثابت توازنه: ⁦K = Ka1 / Ka2⁩. فإذا كان ⁦K⁩ أكبر من ⁦10⁴⁩ اعتبر التفاعل تامًا تقريبًا.

8. المعايرة الحمضية الأساسية

عند التكافؤ تكون كمية مادة الحمض مساوية لكمية مادة الأساس المضافة (للنسبة ⁦1⁩ إلى ⁦1⁩):

⁦Ca · Va = Cb · V_bE⁩

ونعين نقطة التكافؤ بتتبع ⁦pH⁩ (المعايرة بقياس pH) أو بكاشف ملون يتغير لونه في منطقة ⁦pH⁩ تحوي ⁦pH⁩ التكافؤ.

أخطاء شائعة

• نسيان أن تفاعل الحمض القوي مع الماء تام (سهم واحد)، بينما يؤدي الحمض الضعيف إلى توازن (علامة التوازن).
• حساب ⁦pH⁩ حمض ضعيف بالعلاقة ⁦pH = -log C⁩ (تصلح للحمض القوي فقط).
• الخلط بين ⁦Ka⁩ و ⁦pKa⁩ في المقارنة (الحمض الأقوى له ⁦Ka⁩ أكبر و⁦pKa⁩ أصغر).
• نسيان أن ⁦Ke⁩ تتغير مع درجة الحرارة.
• إهمال الوحدة (⁦mol/L⁩) عند حساب اللوغاريتم.

تمارين للتدرب

1. محلول ⁦pH = 2⁩ لحمض قوي. أوجد تركيزه.
2. ثنائية ⁦pKa = 9.2⁩. ما الصورة المهيمنة عند ⁦pH = 5⁩؟
3. محلول أساس قوي تركيزه ⁦0.01 mol/L⁩. ما ⁦pH⁩؟

الحلول:

1. ⁦C = 10⁻² mol/L⁩.
2. ⁦5 < 9.2⁩، فالصورة الحمضية ⁦AH⁩ هي المهيمنة.
3. ⁦pH = 14 + log 0.01 = 14 - 2 = 12⁩.

الشرح المصوّر

لمن يفضل المتابعة بالصوت والصورة، يقدم الأستاذ حلفاوي فارس في فيديو «ملخص الأحماض والأسس، وحدة كاملة، BAC2024» هذا الملخص في نحو اثنتين وأربعين دقيقة، ويبدأ بتعاريف الحمض والأساس، لأنها أول سؤال محتمل في البكالوريا، ثم ينظم باقي المعلومات في ذهن التلميذ.