المحاضرة الثانية عشر /مسائل الايون مشترك مهم وزاري

السؤال الاول في الفيديو

لحساب قيمة الأس الهيدروجيني (pH) لمحلول يحتوي على حمض الخليك CH₃COOH و ملح أسيتات الصوديوم CH₃COONa، نستخدم معادلة هندرسون–هاسلبالش لأن هذا محلول منظم (بوفر):

المعطيات:

• تركيز الحمض (CH₃COOH) = 0.18 M
• تركيز الملح (CH₃COONa) = 0.36 M
• ثابت التأين الحمضي Ka = 1.8 × 10⁻⁵

الخطوة 1: حساب pKa

$$\text{pKa} = -\log(Ka) = -\log(1.8 \times 10^{-5}) \approx 4.74$$

الخطوة 2: تطبيق معادلة هندرسون – هاسلبالش

$$\text{pH} = \text{pKa} + \log\left( \frac{[\text{الملح}]}{[\text{الحمض}]} \right)$$ $$\text{pH} = 4.74 + \log\left( \frac{0.36}{0.18} \right)$$ $$\frac{0.36}{0.18} = 2 \quad \Rightarrow \quad \log(2) \approx 0.30$$ $$\text{pH} = 4.74 + 0.30 = \boxed{5.04}$$

✅ الإجابة النهائية:

$$\boxed{\text{pH} = 5.04}$$

 السؤال الثاني في الفيديو :

احسب قيمة pH لمحلول يحتوي على:

• الأمونيا NH₃ بتركيز 0.15 M
• وكلوريد الأمونيوم NH₄Cl بتركيز 0.30 M

علمًا أن:

• قيمة pKb = 4.74
• استخدم العلاقة بين pOH و pH
• وقارن النتيجة مع قيمة pH لمحلول أمونيا فقط بتركيز 0.15 M

الحل:

بما أن المحلول يحتوي على قاعدة ضعيفة (NH₃) وملحها (NH₄Cl)، فهو محلول منظم (بوفر). نستخدم معادلة هندرسون – هاسلبالش بصيغتها القاعدية:

$$\text{pOH} = \text{pKb} + \log\left( \frac{[\text{الملح}]}{[\text{القاعدة}]} \right)$$

الخطوة 1: التعويض

$$\text{pOH} = 4.74 + \log\left( \frac{0.30}{0.15} \right)$$ $$\frac{0.30}{0.15} = 2 \quad \Rightarrow \quad \log(2) \approx 0.30$$ $$\text{pOH} = 4.74 + 0.30 = 5.04$$

الخطوة 2: حساب pH

$$\text{pH} = 14 – \text{pOH} = 14 – 5.04 = \boxed{8.96}$$

✅ الإجابة النهائية:

$$\boxed{\text{pH} = 8.96}$$