إجابات أسئلة المراجعة

السؤال الأول:

الفكرة الرئيسة: بماذا يُعبر عن حمضية المحاليل أو قاعديتها؟

يعبر عن حمضية المحلول أو قاعديته باستخدام الرقم الهيدروجيني والرقم الهيدروكسيلي.

السؤال الثاني:

أوضح المقصود بكل ممّا يأتي:

• التأين الذاتي للماء.   
• الرقم الهيدروجيني.    
• المعايرة.       
• نقطة النهاية.

التأين الذاتي للماء: سلوك بعض جزيئات الماء كحموض وبعضها الآخر كقواعد في الماء نفسه.

الرقم الهيدروجيني: اللوغاريتم السالب للأساس 10 لتركيز أيون الهيدرونيوم H₃O⁺ في المحلول.

المعايرة: الإضافة التدريجية لمحلول قاعدة معلومة التركيز إلى محلول حمض مجهول التركيز، أو محلول حمض معلوم التركيز إلى محلول قاعدة مجهول التركيز.

نقطة النهاية: النقطة التي تضاف إلى المحلول ويتغير عندها لون الكاشف، وهي تحدد انتهاء عملية المعايرة.

السؤال الثالث:

أحسب تركيز H₃O⁺ و OH^- في كل من المحاليل الآتية:

أ- HNO₃ تركيزه 0.02 M

معادلة تأين الحمض:

H₃O⁺  NO₃^-  +  →   HNO₃  +  H₂O 

[H₃O⁺] = [HNO₃] = 0.02 = 2 x 10^-2 M

ب- LiOH تركيزه 0.01 M

معادلة تأين القاعدة:

LiOH _(s) $\stackrel{{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}}{\to }$ Li⁺ _(aq)  +  OH^- _(aq)

[OH^-] = [LiOH] = 0.01 = 1 x 10^-2 M

السؤال الرابع:

أصنف المحاليل المبينة في الجدول إلى محاليل حمضية أو قاعدية أو متعادلة:

السؤال الخامس:

أفسر: يقل تركيز OH^- في الماء عند تحضير محلول حمضي.

يحتوي الماء على أيونات H₃O⁺ وأيونات OH^- في حالة اتزان، وعند إضافة الحمض إلى الماء ينزاح الاتزان في معادلة تأين الماء نحو اليسار، فيقل تركيز OH^- مع بقاء قيمة K_w ثابتة.

السؤال السادس:

أحسب  الرقم الهيدروجيني pH لمحلول حمض HI تركيزه 0.0005 علماً أنّ log 5 = 0.7

معادلة تأين الحمض:

HI  +  H₂O  →  H₃O⁺  +  I^-

[H₃O⁺] = [HI] = 0.0005 M = 5 x 10^-4 M

pH = - log [H₃O⁺]

pH = - log (5 x 10^-4) = 4 – log 5 = 4 - 0.7 = 3.3

السؤال السابع:

أحسب الرقم الهيدروجيني pH لمحلول حمض HBr حضر بإذابة 0.81 g منه في 400 mL من الماء.

علماً أن الكتلة المولية للحمض log 2.5 = 0.4  ,  81 g/mol = HBr  

أحسب عدد مولات الحمض (n) في المحلول:

n =  $\frac{\mathrm{m}}{Mr}$ = $\frac{0.81 \mathrm{g}}{81 \mathrm{g}/\mathrm{mol}}$ = 0.01 mol

أحسب تركيز الحمض (M) في المحلول:

M = $\frac{\mathrm{n}}{\mathrm{V}}$ = $\frac{0.01 \mathrm{mol}}{0.4 \mathrm{L}}$ = 0.025 = 2.5 x 10^-2 M

معادلة تأين الحمض:

HBr  +  H₂O →  H₃O⁺  +  Br^-

[H₃O⁺] = [HBr] = 2.5 x 10^-2 M

pH = - log [H₃O⁺]

pH = - log (2.5 x 10^-2) = 2 – log 2.5 = 2 - 0.4 = 1.6

السؤال الثامن:

أحسب الرقم الهيدروكسيلي والرقم الهيدروجيني لمحلول HClO₄ تركيزه 0.008 M علماً أن log 8 = 0.9

معادلة تأين الحمض:

HClO₄  +  H₂O  → H₃O⁺  +  ClO₄^-

[H₃O⁺] = [HClO₄] = 8 x 10^-3 M

pH = - log [H₃O⁺]

pH = - log (8 x 10^-3) = 3 – log 8 = 3 – (0.9) = 2.1

pH + pOH = 14

pOH = 14 – 2.1 = 11.9

السؤال التاسع:

أحسب: يلزم 40 mL من محلول HI الذي تركيزه 0.3 M لتتعادل تماماً مع 60 mL من محلول KOH مجهول التركيز. أحسب تركيز KOH .

عدد مولات الحمض = عدد مولات القاعدة

n _(KOH) = n _(HI)

(M x V) _KOH = (M x V) _HI

(M_KOH x 0.06) = (0.3 x 0.04)

M_KOH = 0.2 M

السؤال العاشر:

أتوقع تم خلط 20 mL من محلول حمض الهيدروكلوريك HCl الذي تركيزه 0.6 M مع 20 mL من محلول هيدروكسيد الليثيوم LiOH الذي تركيزه 0.4 M، هل المحلول الناتج حمضي أم قاعدي أم متعادل. أبرر إجابتي.

أحسب عدد مولات الحمض:

n = M x V = 0.6 x 0.02 = 0.012 mol

أحسب عدد مولات القاعدة:

n = M x V = 0.4 x 0.02 = 0.008 mol

بما أن عدد مولات الحمض أكبر من عدد مولات القاعدة؛ لذا فالمحلول حمضي.