المراجعة المركزة / الجزء الاول / من بداية الفصل الى نهاية الاملاح

1. الاتزان الأيوني
2. أنواع الأحماض

بطريقة مبسطة ومترابطة، تفيد الطلبة وتوضح العلاقة بين الموضوعين.

أولًا: الاتزان الأيوني (Ionic Equilibrium)

❖ تعريف الاتزان الأيوني:

الاتزان الأيوني هو حالة الاتزان التي تحدث عند ذوبان المواد الأيونية (أحماض، قواعد، أملاح) في الماء، حيث تحدث تفاعلات تأين جزئي أو كلي، وتصل إلى حالة استقرار لا يتغير فيها تركيز الأيونات بمرور الوقت.

❖ أنواع الاتزان الأيوني:

1. اتزان الأحماض الضعيفة:

مثل:

$$\text{CH₃COOH} \rightleftharpoons \text{CH₃COO}^- + \text{H}^+$$

حمض الإيثانويك يتأين جزئيًا ويصل إلى حالة اتزان بين الجزيئات غير المتأينة والأيونات الناتجة.

2. اتزان القواعد الضعيفة:

مثل:

$$\text{NH₃} + \text{H₂O} \rightleftharpoons \text{NH₄}^+ + \text{OH}^-$$

الأمونيا لا تعطي OH⁻ مباشرة بل بالتفاعل مع الماء، ويصل التفاعل إلى حالة اتزان.

3. اتزان الأملاح القابلة للتحلل المائي:

مثل:

$$\text{NH₄Cl} \rightarrow \text{NH₄}^+ + \text{Cl}^-$$

هنا NH₄⁺ يتفاعل مع الماء في تفاعل انعكاسي منتجًا H₃O⁺، مما يجعل المحلول حمضيًا.

❖ ثوابت الاتزان المهمة:

• Ka: ثابت تأين الحمض.
• Kb: ثابت تأين القاعدة.
• Ksp: ثابت حاصل الإذابة (للأملاح قليلة الذوبان).
• Kw: ثابت تأين الماء، يساوي:

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

العلاقة بين Ka و Kb:

$$Ka \cdot Kb = Kw$$

❖ أهمية الاتزان الأيوني:

• تفسير درجة تأين الأحماض والقواعد.
• حساب قيمة pH و pOH.
• فهم طبيعة محاليل الأملاح.
• التنبؤ باتجاه التفاعلات وتحديد قوة الحمض أو القاعدة.

ثانيًا: أنواع الأحماض (Types of Acids)

❖ من حيث القوة:

1. أحماض قوية: تتأين تمامًا في الماء.
   • أمثلة: HCl، HNO₃، H₂SO₄
   • معادلة التأين:

     $$\text{HCl} \rightarrow \text{H}^+ + \text{Cl}^-$$

2. أحماض ضعيفة: تتأين جزئيًا وتصل إلى اتزان.
   • أمثلة: CH₃COOH، HF، H₂CO₃
   • معادلة التأين:

     $$\text{CH₃COOH} \rightleftharpoons \text{CH₃COO}^- + \text{H}^+$$

❖ من حيث عدد البروتونات القابلة للتأين:

1. أحادي البروتون (Monoprotic): يعطي +H واحد
   • مثل HCl، HNO₃
2. ثنائي البروتون (Diprotic): يعطي +H مرتين
   • مثل H₂SO₄ (خطوتين تأين)
3. ثلاثي البروتون (Triprotic): يعطي +H ثلاث مرات
   • مثل H₃PO₄

❖ من حيث الأصل الكيميائي:

1. أحماض معدنية: قوية غالبًا (HCl، HNO₃، H₂SO₄)
2. أحماض عضوية: ضعيفة (مثل الأحماض الكربوكسيلية CH₃COOH)

❖ التمييز بين حمض قوي وضعيف:

❖ العلاقة مع الاتزان الأيوني:

• الحمض القوي: لا يُنشئ اتزانًا لأنه يتأين بالكامل.
• الحمض الضعيف: يؤسس اتزانًا أيونيًا بين الجزيئات والأيونات، وهنا نستخدم Ka لحساب الاتزان.

❖ تطبيقات على الاتزان والأحماض:

1. حساب pH لحمض ضعيف:

إذا أعطينا تركيز حمض ضعيف وKa، نحسب [H⁺] باستخدام معادلة:

$$Ka = \frac{[H^+]^2}{[HA]} \Rightarrow [H^+] = \sqrt{Ka \cdot [HA]} \Rightarrow pH = -\log[H^+]$$

2. تفسير التغير في الاتزان عند إضافة أيون مشترك (مثل CH₃COONa إلى CH₃COOH):
   • تقل درجة التأين.
   • ينزاح الاتزان نحو اليسار.
   • يقل [H⁺] ⇒ pH يرتفع.

خلاصة العلاقة بين الاتزان الأيوني وأنواع الأحماض:

• الاتزان الأيوني هو الأساس لفهم سلوك الأحماض الضعيفة.
• الأحماض القوية لا تدخل في توازن لأنها تتأين كليًا.
• تصنيف الحمض (قوي/ضعيف، أحادي/ثنائي البروتون) يُحدد كيف نحسب التراكيز الأيونية ونقيم التوازن.
• Ka وpKa هما مفتاح تقييم شدة الحمض واتزانه الأيوني.
• كلما زاد Ka، كان الحمض أقوى، وكان الاتزان مائلًا نحو اليمين (المزيد من الأيونات).