المحاضرة الخامسة / التأين الذاتي للماء و الاس الهايدروجيني

📘 التأين الذاتي للماء والأس الهيدروجيني

✅ أولًا: الماء ليس مادة خاملة كيميائيًا

رغم أن الماء يبدو مادة مستقرة، فإنه يتمتع بخاصية فريدة وهي أنه يتأين ذاتيًا بنسبة ضئيلة جدًا دون تدخل أي مادة خارجية.

🔹 1. التأين الذاتي للماء:

عند درجة حرارة الغرفة (25°C)، تتفاعل جزيئتان من الماء فيما بينهما وفق المعادلة:

$$H_2O (l) + H_2O (l) \rightleftharpoons H_3O^+ (aq) + OH^- (aq)$$

أو بشكل مبسط:

$$H_2O \rightleftharpoons H^+ + OH^-$$

• $H^+$: أيون الهيدروجين (البروتون)
• $OH^-$: أيون الهيدروكسيد

هذا التفاعل يُسمى التأين الذاتي للماء لأنه يحدث بين جزيئات الماء نفسها.

🔹 2. ثابت التأين الذاتي للماء (Kw):

نستخدم قانون ثابت الاتزان لحساب ناتج تأين الماء:

$$K_w = [H^+][OH^-]$$

عند درجة حرارة 25°C:

$$K_w = 1.0 \times 10^{-14}$$

وهذا يعني أن تركيز أيون الهيدروجين في الماء النقي هو:

$$[H^+] = [OH^-] = \sqrt{K_w} = \sqrt{1.0 \times 10^{-14}} = 1.0 \times 10^{-7} \, \text{mol/L}$$

🧪 مثال تطبيقي:

في الماء النقي:

$$[H^+] = [OH^-] = 1.0 \times 10^{-7} \, M \Rightarrow K_w = (1.0 \times 10^{-7})^2 = 1.0 \times 10^{-14}$$

🔹 3. مفهوم الأس الهيدروجيني (pH):

لكي نعبّر عن تركيز $H^+$ بطريقة سهلة، استخدم العلماء الأس الهيدروجيني:

$$pH = -\log[H^+]$$

وهو مقياس رقمي يحدد حموضة أو قاعدية المحلول.

🔹 4. سلم الأس الهيدروجيني (مقياس pH):

🔹 5. العلاقة بين pH و pOH:

لأن:

$$[H^+][OH^-] = 1.0 \times 10^{-14}$$

فبأخذ اللوغاريتم السالب للطرفين:

$$-\log[H^+] + (-\log[OH^-]) = 14 \Rightarrow pH + pOH = 14$$

🔹 6. pOH (الأس القاعدي):

هو قياس تركيز أيونات الهيدروكسيد:

$$pOH = -\log[OH^-]$$

وبما أن:

$$pH + pOH = 14 \Rightarrow pH = 14 – pOH$$

🔹 7. ملاحظات مهمة:

• الماء النقي:

  $$[H^+] = [OH^-] = 1.0 \times 10^{-7} \Rightarrow pH = 7$$

• المحاليل الحمضية:

  $$[H^+] > 1.0 \times 10^{-7} \Rightarrow pH < 7$$

• المحاليل القاعدية:

  $$[OH^-] > [H^+] \Rightarrow pH > 7$$

🔹 8. تأثير الحرارة على Kw و pH:

• عند ارتفاع درجة الحرارة: تزيد قيمة $K_w$، ويزيد تأين الماء.
• لكن تظل كميات $[H^+] = [OH^-]$، أي أن الماء يبقى متعادلًا حتى وإن تغير $pH$.

🔹 9. حسابات عملية لـ pH:

🧪 مثال 1:

أحسب pH لمحلول تركيز $H^+ = 1.0 \times 10^{-3} \, M$

$$pH = -\log(1.0 \times 10^{-3}) = 3 \Rightarrow المحلول حمضي$$

🧪 مثال 2:

أحسب pH لمحلول تركيز $OH^- = 1.0 \times 10^{-4} \, M$

$$pOH = -\log(1.0 \times 10^{-4}) = 4 \Rightarrow pH = 14 – 4 = 10 \Rightarrow المحلول قاعدي$$

🔹 10. التطبيقات العملية لقياس pH:

• يستخدم في المختبرات لتحليل المحاليل.
• في الصناعات الغذائية للتحكم بالحموضة.
• في الزراعة لضبط حموضة التربة.
• في الطب لقياس حموضة الدم أو البول.

🔹 11. أدوات قياس pH:

1. ورق تباع الشمس:
   • أحمر في المحاليل الحمضية.
   • أزرق في المحاليل القاعدية.
2. مؤشرات pH (مثل الفينولفثالين، البرتقال المثيلي).
3. أجهزة قياس رقمية (pH meter):
   • دقيقة جدًا وتُستخدم في المختبرات.

✅ الخلاصة:

• الماء يتأين ذاتيًا بشكل طفيف، وينتج أيونات $H^+$ و $OH^-$.
• حاصل ضرب تركيزيهما ثابت عند درجة حرارة معينة ويُعرف بـ $K_w$.
• الأس الهيدروجيني (pH) هو مقياس تركيز $H^+$ بشكل لوغاريتمي.
• كلما انخفض pH زادت الحموضة، وكلما ارتفع زادت القاعدية.
• العلاقة بين pH و pOH دائمًا:

  $$pH + pOH = 14$$

• pH عنصر أساسي في فهم سلوك المحاليل، وتطبيقاته واسعة في الحياة اليومية.