إجابات أسئلة مراجعة الدرس

السؤال الأول:

الفكرة الرئيسة: أوضح العلاقة بين ثابت تأين الحمض الضعيف ورقمه الهيدروجيني.

بزيادة قيمة ثابت تأين الحمض الضعيف، يقل الرقم الهيدروجيني لمحلوله.

السؤال الثاني:

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

أ- محلول HNO₂ تركيزه 0.02 M

أكتب معادلة تأين الحمض:

HNO₂  +  H₂O $\rightleftharpoons$  H₃O⁺  +  NO₂^-

أكتب قانون ثابت الاتزان:

K_a = $\frac{\left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right] \left[{{\mathrm{NO}}_2}^{-}\right]}{\left[{\mathrm{HNO}}_2\right]}$ =  $\frac{{\left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right]}^2 }{\left[{\mathrm{HNO}}_2\right]}$                          [H₃O⁺] = [NO₂^-]   

أعوض التراكيز عند الاتزان، وقيمة K_a :

4.5 x 10^-4 = $\frac{{\left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right]}^2 }{0.02}$                            

[H₃O]² = 4.5 x 10^-4 x 0.02 = 9 x 10^-6

وبأخذ جذر الطرفين:

[H₃O⁺] = 3 x 10^-3 M

[H₃O⁺] [OH^-] = 1 x 10^-14 K_w =

3 x 10^-3 x [OH^-]  1 x 10^-14 = 

0.3 x 10^-11 M [OH^-] = 

ب- محلول NH₃ تركيزه 0.01 M

أكتب معادلة تأين القاعدة:

NH₃  +  H₂O $\rightleftharpoons$  OH^-  +  NH₄⁺

أكتب قانون ثابت تأين القاعدة:

K_b = $\frac{\left[{\mathrm{OH}}^{-}\right] \left[{{\mathrm{NH}}_4}^{+}\right]}{\left[{\mathrm{NH}}_3\right]}$ =  $\frac{{\left[{\mathrm{OH}}^{-}\right]}^2 }{\left[{\mathrm{NH}}_3\right]}$                          [OH^-] = [NH₄⁺] 

أعوض التراكيز عند الاتزان، وقيمة K_b :

x² = 1.8 x 10^-5 x 0.2 = 3.6 x 10^-6

وبأخذ جذر الطرفين:

x = [OH^-] = 1.9 x 10^-3 M

[H₃O⁺] [OH^-] = 1 x 10^-14 K_w =

1.9 x 10^-3 x [H₃O⁺]  1 x 10^-14 = 

0.53 x 10^-11 M [H₃O⁺] = 

السؤال الثالث:

أفسر: بزيادة ثابت التأين يزداد تركيز OH^- في محلول القاعدة الضعيفة.

بزيادة قيمة ثابت تأين القاعدة الضعيفة ينزاح الاتزان أكثر نحو اليمين (النواتج)، فيزداد تأين القاعدة الضعيفة، ويزداد معها تركيز OH^- .

السؤال الرابع:

أطبق: يبين الجدول المجاور قيم ثابت تأين عدد من الحموض الضعيفة. أدرس هذه القيم، ثم أجيب عن الأسئلة الآتية:

أ- أكتب صيغة القاعدة المرافقة التي لها أعلى قيمة pH .

CN^-

ب- أحدد أي محلول الحموض له أقل رقم هيدروجيني HNO₂ أم HCN .

HNO₂

ج- أستنتج: الحمض الذي يكون تركيز H₃O⁺ فيه أقل ما يمكن.

HCN

د- أتوقع الحمض الذي يحتوي محلوله على أقل تركيز من أيونات OH^-

HNO₂

هـ- أحسب الرقم الهيدروجيني pH لمحلول CH₃COOH حضر بإذابة 12 g منه في 400 mL من الماء. علماً أن (الكتلة المولية للحمض CH₃COOH = 60 g/mol). (log 2.9 = 0.46)

أحسب عدد مولات الحمض (n) من كتلته وكتلته المولية:

n = $\frac{\mathrm{m}}{Mr}$ =  $\frac{12 }{60}$ = 0.2 mol

أحسب تركيز الحمض (M) من عدد مولاته وحجمه:

M = $\frac{\mathrm{n}}{\mathrm{V}}$ =  $\frac{0.2 }{0.4}$ = 0.5 M

أكتب معادلة تأين الحمض:

CH₃COOH  +  H₂O $\rightleftharpoons$  H₃O⁺  +  CH₃COO^-

أكتب قانون ثابت تاين الحمض:

K_a = $\frac{\left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right] \left[{\mathrm{CH}}_3{\mathrm{COO}}^{-}\right]}{\left[\mathrm{CH}3\mathrm{COOH}\right]}$ =  $\frac{{\left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right]}^2 }{\left[{\mathrm{CH}}_3\mathrm{COOH}\right]}$                          [H₃O⁺] = [CH₃COO^-]   

أعوض التراكيز عند الاتزان، وقيمة K_a :

1.8 x 10^-5 = $\frac{{\left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right]}^2 }{0.1}$                            

x² = 1.7 x 10^-10 x 0.5 = 8.5 x 10^-6

وبأخذ جذر الطرفين:

x = [H₃O⁺] = 2.9 x 10^-3 M

أحسب قيمة الرقم الهيدروجيني من تركيز الهيدرونيوم:

- log [H₃O⁺] = - log (2.9 x 10^-3) = 2.45 pH =

السؤال الخامس:

يبين الجدول قيم K_b لعدد من القواعد الضعيفة. أدرسها، ثم أجيب عن الأسئلة الآتية:

أ- أكتب صيغة الحمض المرافق الذي له أقل pH .

C₅H₅NH⁺

ب- أحدد أي القواعد يحتوي محلولها على أقل تركيز من H₃O⁺ .

CH₃NH₂

ج- أستنتج أي القواعد أكثر تأيناً في الماء.

CH₃NH₂

د- أحلل: أكمل المعادلة الآتية، ثم أعين الزوجين المترافقين:

NH₃ + C₆H₅NH₃⁺  $\rightleftharpoons$  NH₄⁺ + C6H₅NH₂

الزوج (1): NH₃/NH₄⁺ ، الزوج (2): C₆H₅NH₃⁺/C₆H₅NH₂

هـ- أحسب كتلة القاعدة N₂H₄ اللازم إضافتها إلى 400 mL من الماء لتحضير محلول منها رقمه الهيدروجيني يساوي 9.4 . علماً أن الكتلة المولية للقاعدة N₂H₄ تساوي 32 g/mol ، وأن log 3.9 = 0.6 .

أحسب تركيز H₃O⁺ من قيمة pH :

[H₃O⁺] = 10^-pH = 10^-9.4 = 3.9 x10^-10 M

أحسب قيمة تركيز OH^- من علاقة K_w :

[H₃O⁺] [OH^-] = 1 x 10^-14 K_w =

3.9 x 10^-10 x [OH^-]  1 x 10^-14 = 

0.25 x 10^-4 M [OH^-] = 

أكتب معادلة تأين القاعدة:

N₂H₄  +  H₂O $\rightleftharpoons$  OH^-  +  N₂H₅⁺

أكتب قانون ثابت تأين القاعدة:

K_b = $\frac{\left[{\mathrm{OH}}^{-}\right] \left[{{\mathrm{N}}_2{\mathrm{H}}_5}^{+}\right]}{\left[{\mathrm{N}}_2{\mathrm{H}}_4\right]}$ =  $\frac{{\left[{\mathrm{OH}}^{-}\right]}^2 }{\left[{\mathrm{N}}_2{\mathrm{H}}_4\right]}$                          [OH^-] = [N₂H₅⁺] 

أعوض تراكيز  OH^- عند الاتزان، وقيمة K_b :

[N₂H₄] = $\frac{{(0.25 x {{10}^{-}}^4)}^2}{1.7 x {{10}^{-}}^6}$ = 3.68 x 10^-4

أحسب عدد مولات القاعدة (n) من تركيزها وحجمها:

M = $\frac{\mathrm{n}}{\mathrm{V}}$

n = M x V = 3.68 x 10^-4 x 0.4 = 1.5 x 10^-4 mol

أحسب كتلة القاعدة (m) من عدد مولاتها وكتلتها المولية:

n = $\frac{\mathrm{m}}{Mr}$

m = n x Mr = 1.5 x 10^-4 x 32 = 48 g