الاتزان الايوني / المحاضرة الاولى / الحوامض والقواعد

📘 الحوامض والقواعد في الاتزان الأيوني

🔹 أولاً: التعريف حسب نظرية برونستد-لوري:

• الحمض: مادة تمنح بروتون $H^+$.
• القاعدة: مادة تستقبل بروتون $H^+$.

🔹 الاتزان الأيوني للحوامض الضعيفة:

مثال:

$$CH_3COOH \rightleftharpoons CH_3COO^- + H^+$$

• لا يتأين بالكامل.
• يوجد اتزان بين الحمض غير المتفكك وأيوناته.
• يكتب قانون ثابت الاتزان $K_a$ كالتالي:

$$K_a = \frac{[CH_3COO^-][H^+]}{[CH_3COOH]}$$

🔹 الاتزان الأيوني للقواعد الضعيفة:

مثال:

$$NH_3 + H_2O \rightleftharpoons NH_4^+ + OH^-$$

• لا تتأين القاعدة كليًا.
• يكتب ثابت الاتزان القاعدي $K_b$ كالتالي:

$$K_b = \frac{[NH_4^+][OH^-]}{[NH_3]}$$

🔹 العلاقة بين الحوامض والقواعد المترافقة:

• كل حمض يُكوِّن قاعدة مترافقة.
• كل قاعدة تُكوِّن حمضًا مترافقًا.

أمثلة:

🔹 العلاقة بين $K_a$ و $K_b$:

$$K_a \cdot K_b = K_w = 1.0 \times 10^{-14} \text{ عند } 25^\circ C$$

وهذه العلاقة تستخدم للتحويل بين قوة الحمض وقاعدته المترافقة والعكس.

🔹 درجة التأين (α):

تمثل نسبة عدد الجزيئات المتأينة إلى الكلية، وتحسب بـ:

$$\alpha = \frac{\text{عدد الجزيئات المتأينة}}{\text{العدد الكلي للجزيئات}} \times 100\%$$

• كلما زادت α زادت قوة الحمض أو القاعدة.

🔹 الرقم الهيدروجيني (pH) و (pOH):

$$pH = -\log[H^+], \quad pOH = -\log[OH^-]$$ $$pH + pOH = 14$$

📌 أمثلة وزارية مبسطة:

💡 مثال 1:

احسب pH لمحلول تركيزه 0.1 M من $CH_3COOH$ إذا علمت أن $K_a = 1.8 \times 10^{-5}$.

الحل يتطلب تطبيق قانون $K_a$ ثم حساب [H⁺] ثم pH.

💡 مثال 2:

قارن بين قوة حمضين لهما:

• $K_a (حمض A) = 1.0 \times 10^{-3}$
• $K_a (حمض B) = 1.0 \times 10^{-6}$

الحمض الأقوى هو A لأن قيمة $K_a$ أكبر.

✅ خلاصة للمراجعة المركزة:

• الحمض الضعيف: لا يتأين كليًا – له $K_a$
• القاعدة الضعيفة: لا تتأين كليًا – لها $K_b$
• $K_a \cdot K_b = K_w$ دائمًا
• pH + pOH = 14
• الاتزان الأيوني يتم عند وجود توازن بين المادة الأصلية وأيوناتها.
• الماء يلعب دورًا مهمًا كمذيب متفاعل في التأين.