مدونة التربية و التعليم في الجزائر – دروس، فروض، نتائج امتحانات مدونة التربية والتعليم في الجزائر | تحضير الدروس، فروض واختبارات، نتائج البكالوريا وBEM، مسابقات التوظيف، والتوجيه المدرسي للطلاب وأولياء الأمور.
أهداف التعلم
- تعريف الأحماض والقواعد حسب نظرية برونستد-لوري
- التعرف على ثنائيات حمض/قاعدة (acide/base conjugués)
- حساب ثابت الحموضة Ka و pKa لثنائي حمض/قاعدة
- كتابة المعادلات الأيونية للتفاعلات الحمضية القاعدية
- فهم مبدأ المعايرة الحمضية القاعدية وتحديد نقطة التكافؤ
- شرح مفهوم المحاليل المنظمة (solutions tampons) وتطبيقاتها
- حل تمارين نمط البكالوريا في التفاعلات الحمضية القاعدية
تمهيد
تعد التفاعلات الحمضية القاعدية من أهم التفاعلات الكيميائية في حياتنا اليومية وفي التطبيقات المخبرية والصناعية. من تنظيم pH الدم في جسم الإنسان (الذي يبقى حول 7.4 بفضل المحاليل المنظمة) إلى معايرة الأحماض في المصانع الغذائية والدوائية — كلها تطبيقات تعتمد على فهم عميق لنظرية الأحماض والقواعد. في هذا الدرس (المخصص للبكالوريا)، نتعمق في نظرية برونستد-لوري، ونتعرف على ثابت الحموضة والمعايرة والمحاليل المنظمة، مع تمارين شاملة على نمط البكالوريا الجزائري.
أولاً: تعريف الأحماض والقواعد حسب برونستد-لوري (1923)
1.1 تعريف حمض برونستد
الحمض وفق برونستد-لوري هو كل نوع كيميائي (جزيء أو أيون) قادر على مانحة بروتون (H⁺) أي إطلاق أيون هيدروجين.
(الحمض HA يمنح بروتوناً H⁺ ويتحول إلى قاعدة مرافقة A⁻)
1.2 تعريف قاعدة برونستد
القاعدة وفق برونستد-لوري هي كل نوع كيميائي قادر على استقبال بروتون (H⁺).
(القاعدة B تستقبل بروتوناً H⁺ وتتحول إلى حمض مرافق BH⁺)
1.3 ثنائيات حمض/قاعدة (Couple acide/base)
يتكون ثنائي حمض/قاعدة من حمض وقاعدته المرافقة، يختلفان ببروتون واحد (H⁺). نرمز له بـ HA/A⁻ حيث HA هو الحمض و A⁻ هي القاعدة المرافقة.
| الثنائي | الحمض (مانح H⁺) | القاعدة (مستقبل H⁺) | pKa (25°C) |
|---|---|---|---|
| H₃O⁺/H₂O | H₃O⁺ (أيون الهيدرونيوم) | H₂O (الماء) | 0.0 |
| CH₃COOH/CH₃COO⁻ | CH₃COOH (حمض الإيثانويك) | CH₃COO⁻ (أيون الإيثانوات) | 4.75 |
| NH₄⁺/NH₃ | NH₄⁺ (أيون الأمونيوم) | NH₃ (الأمونياك) | 9.25 |
| H₂O/OH⁻ | H₂O (الماء) | OH⁻ (أيون الهيدروكسيد) | 14.0 |
| HNO₂/NO₂⁻ | HNO₂ (حمض النتروز) | NO₂⁻ (أيون النتريت) | 3.30 |
| HCOOH/HCOO⁻ | HCOOH (حمض الفورميك) | HCOO⁻ (أيون الفورميات) | 3.75 |
🔑 ملاحظة مهمة: كلما كان pKa أصغر، كان الحمض أقوى (أكثر قابلية لمنح البروتون). كلما كان pKa أكبر، كانت القاعدة المرافقة أقوى.
ثانياً: ثابت الحموضة Ka و pKa
2.1 تعريف ثابت الحموضة Ka
عند إذابة حمض HA في الماء، يحدث تفاعل انحلال (تأين) عكوس:
ثابت التوازن لهذا التفاعل (ثابت الحموضة) يُعطى بالعلاقة:
حيث:
- [H₃O⁺] — تركيز أيون الهيدرونيوم (mol/L)
- [A⁻] — تركيز القاعدة المرافقة (mol/L)
- [HA] — تركيز الحمض غير المتأين (mol/L)
2.2 العلاقة بين Ka و pKa
2.3 العلاقة بين pH و pKa (معادلة هندرسون-هاسلبالخ)
هذه المعادلة مهمة جداً في البكالوريا. تسمح بحساب pH محلول يحتوي على حمض ضعيف وقاعدته المرافقة — أي محلول منظم.
ثالثاً: التفاعلات الحمضية القاعدية (المعادلات الأيونية)
3.1 كتابة المعادلة الأيونية
عند تفاعل حمض HA₁ مع قاعدة B₂، ينتقل بروتون H⁺ من الحمض إلى القاعدة:
(حمض₁ + قاعدة₂ ⇌ قاعدة₁ المرافقة + حمض₂ المرافق)
3.2 اتجاه التفاعل (قاعدة التفاعل الأقوى)
التفاعل يسير تلقائياً في اتجاه تكون الثنائي الأضعف (الحمض الأضعف والقاعدة الأضعف). يمكن توقع اتجاه التفاعل بمقارنة pKa للثنائيين:
- إذا كان pKa(HA₁/A₁⁻) < pKa(HB₂⁺/B₂) → التفاعل يسير في الاتجاه المباشر (→)
- إذا كان pKa(HA₁/A₁⁻) > pKa(HB₂⁺/B₂) → التفاعل يسير في الاتجاه العكسي (←)
3.3 أمثلة على تفاعلات حمض-قاعدة
| التفاعل | المعادلة الأيونية | ملاحظات |
|---|---|---|
| حمض الخل + الصود | CH₃COOH + OH⁻ → CH₃COO⁻ + H₂O | تفاعل معايرة |
| حمض كلور الماء + أمونياك | H₃O⁺ + NH₃ → NH₄⁺ + H₂O | تفاعل تام |
| حمض النتريك + هيدروكسيد الصوديوم | H₃O⁺ + OH⁻ → 2H₂O | تفاعل التعادل |
| حمض الكربونيك + الماء | H₂CO₃ + H₂O ⇌ HCO₃⁻ + H₃O⁺ | تفاعل عكوس (pKa=6.35) |
رابعاً: المعايرة الحمضية القاعدية
4.1 مبدأ المعايرة
المعايرة هي تقنية تحليلية لتحديد تركيز محلول حمض (أو قاعدة) مجهول باستخدام محلول قاعدة (أو حمض) معلوم التركيز يسمى المحلول المعاير. يُضاف المحلول المعاير تدريجياً إلى المحلول المجهول حتى الوصول إلى نقطة التكافؤ — حيث يكون عدد مولات الحمض مساوياً عدد مولات القاعدة المضافة.
أي: Ca × Va = Cb × VbE
حيث VbE هو حجم القاعدة المضاف عند نقطة التكافؤ
4.2 منحنى المعايرة (pH = f(V))
يتم تسجيل pH المحلول بدلالة حجم المحلول المعاير المضاف. شكل المنحنى يختلف حسب قوة الحمض والقاعدة:
| نوع المعايرة | شكل المنحنى | pH عند التكافؤ | الكاشف الملون المناسب |
|---|---|---|---|
| حمض قوي + قاعدة قوية | قفزة حادة عند pH=7 | 7.0 | أزرق البروموتيمول (6.0-7.6) |
| حمض ضعيف + قاعدة قوية | قفزة في وسط قاعدي | > 7 | فينولفتالين (8.2-10.0) |
| حمض قوي + قاعدة ضعيفة | قفزة في وسط حمضي | < 7 | هيليانتين (3.1-4.4) |
4.3 طرق كشف نقطة التكافؤ
- الكواشف الملونة (المؤشرات): مواد يتغير لونها حسب pH الوسط. يجب أن تكون منطقة انقلاب لون الكاشف ضمن قفزة pH للمعايرة.
- قياس pH بمقياس pH-meter: الطريقة الأدق — نرسم المنحنى pH = f(V) ونحدد نقطة التكافؤ من نقطة الانعطاف (الاشتقاق الأقصى).
خامساً: المحاليل المنظمة (Solutions tampons)
5.1 تعريف المحلول المنظم
المحلول المنظم هو محلول يقاوم التغير في قيمة pH عند إضافة كميات صغيرة من حمض قوي أو قاعدة قوية، أو عند التمديد. يتكون المحلول المنظم من حمض ضعيف وقاعدته المرافقة (أو قاعدة ضعيفة وحمضها المرافق) بتركيزين متقاربين.
5.2 أمثلة على المحاليل المنظمة
- الدم: نظام H₂CO₃/HCO₃⁻ (pKa = 6.35) + نظام H₂PO₄⁻/HPO₄²⁻ (pKa = 7.21) — يحافظان على pH الدم ≈ 7.4
- محلول CH₃COOH/CH₃COONa: حمض الخل + خلات الصوديوم
- محلول NH₄Cl/NH₃: كلوريد الأمونيوم + الأمونياك
5.3 خاصيات المحلول المنظم
- pH المحلول المنظم ≈ pKa للثنائي المستخدم (عند [A⁻] = [HA] يكون pH = pKa)
- سعة تنظيمية محدودة — يفقد خاصيته إذا أضفنا كمية كبيرة جداً من الحمض أو القاعدة
- مجال التنظيم الفعال: pH = pKa ± 1
سادساً: تمارين بكالوريا محلولة
🔹 تمرين بكالوريا 1: حساب pH وحساب Ka
المعطيات:
محلول (S) لحمض البنزويك C₆H₅COOH تركيزه C = 1.0 × 10⁻² mol/L. قيمة pH هذا المحلول هي 3.15 عند 25°C.
1) اكتب معادلة انحلال حمض البنزويك في الماء.
2) احسب تركيز كل من H₃O⁺ و C₆H₅COO⁻ و C₆H₅COOH عند التوازن.
3) احسب ثابت الحموضة Ka ثم pKa لثنائي C₆H₅COOH/C₆H₅COO⁻.
4) صنف حمض البنزويك من حيث القوة (قوي أم ضعيف).
🔹 الحل:
1) معادلة الانحلال:
2) حساب التراكيز عند التوازن:
pH = 3.15 → [H₃O⁺] = 10−3.15 = 7.08 × 10⁻⁴ mol/L
من المعادلة: [C₆H₅COO⁻] = [H₃O⁺] = 7.08 × 10⁻⁴ mol/L
[C₆H₅COOH]₍ₜₒₜₐₗ₎ = C − [H₃O⁺] = 0.01 − 7.08×10⁻⁴ = 9.29 × 10⁻³ mol/L3) حساب Ka:
pKa = −log(5.39×10⁻⁵) = 4.27
4) التصنيف: حمض البنزويك حمض ضعيف لأن Ka صغير جداً (5.39×10⁻⁵) و pH > 3 (لو كان قوياً لكان pH = −log(0.01) = 2).
🔹 تمرين بكالوريا 2: معايرة حمض-قاعدة
المعطيات:
نريد معايرة Va = 20.0 mL من محلول حمض الخل CH₃COOH (pKa = 4.75) بمحلول هيدروكسيد الصوديوم NaOH تركيزه Cb = 0.10 mol/L. نسجل pH المحلول بدلالة حجم NaOH المضاف، ونحصل على منحنى. عند إضافة VbE = 12.5 mL من NaOH، نلاحظ قفزة في pH.
1) اكتب معادلة تفاعل المعايرة.
2) احسب التركيز Ca لحمض الخل.
3) ما هو pH عند نصف التكافؤ (Vb = VbE/2)؟ علل.
4) اختر كاشفاً ملوناً مناسباً لكشف نقطة التكافؤ.
🔹 الحل:
1) معادلة التفاعل:
2) عند نقطة التكافؤ: n(حمض) = n(قاعدة)
Ca × 20.0 = 0.10 × 12.5
Ca = (0.10 × 12.5) / 20.0 = 0.0625 mol/L
3) عند نصف التكافؤ (Vb = 6.25 mL):
عند نصف التكافؤ: [CH₃COOH] = [CH₃COO⁻] (نصف الحمض تحول إلى قاعدته المرافقة).
بتطبيق معادلة هندرسون-هاسلبالخ:
إذن: pH = 4.75
4) الكاشف المناسب:
بما أن حمض الخل ضعيف والقاعدة قوية، pH عند التكافؤ > 7، لذا نختار الفينولفتالين (منطقة انقلاب اللون 8.2-10.0) الذي يتغير من عديم اللون إلى زهري.
🔹 تمرين بكالوريا 3: محلول منظم
المعطيات:
نحضر محلولاً (T) بخلط V1 = 100 mL من محلول حمض الإيثانويك CH₃COOH تركيزه C1 = 0.20 mol/L مع V2 = 100 mL من محلول خلات الصوديوم CH₃COONa تركيزه C2 = 0.20 mol/L. (pKa = 4.75)
1) احسب pH المحلول (T).
2) أضفنا 1.0 mL من حمض كلور الماء HCl تركيزه 1.0 mol/L إلى المحلول (T). احسب pH الجديد (باعتبار تغير الحجم مهملاً).
3) أضفنا نفس الكمية من HCl (1.0 mL, 1.0 mol/L) إلى 200 mL من الماء النقي. احسب pH الجديد.
4) قارن النتائج واستنتج خاصية المحلول (T).
🔹 الحل:
1) حساب pH المحلول (T):
بعد الخلط: [HA] = 0.10 mol/L و [A⁻] = 0.10 mol/L (تمددت التراكيز للضعف)
2) بعد إضافة HCl (1.0 mL, 1.0 mol/L):
n(HCl المضافة) = C × V = 1.0 × 0.001 = 0.001 mol
يتفاعل H₃O⁺ مع القاعدة CH₃COO⁻:
n(CH₃COO⁻)₍ₐₚᵣₑₛ₎ = 0.020 − 0.001 = 0.019 mol
n(CH₃COOH)₍ₐₚᵣₑₛ₎ = 0.020 + 0.001 = 0.021 mol
🔹 التغير في pH = 4.75 → 4.71 (نقصان 0.04 فقط!)
3) إضافة HCl إلى 200 mL ماء نقي:
🔹 التغير في pH = 7.0 → 2.30 (نقصان 4.70!)
4) المقارنة والاستنتاج:
في المحلول (T): تغير pH بمقدار 0.04 فقط — بينما في الماء: تغير pH بمقدار 4.70.
الاستنتاج: المحلول (T) هو محلول منظم — يقاوم التغيرات في pH عند إضافة كميات صغيرة من حمض قوي أو قاعدة قوية.
سابعاً: جدول مقارنة — الأحماض القوية vs الأحماض الضعيفة
| الخاصية | حمض قوي | حمض ضعيف |
|---|---|---|
| التأين في الماء | تام (100%) | جزئي (عكوس) |
| Ka | كبير جداً (> 1) | صغير (< 1) |
| pKa | صفر أو سالب | موجب (2-14) |
| pH (لتركيز 0.1 M) | = 1.0 | > 1.0 (حسب pKa) |
| معادلة حساب pH | pH = −log(C) | يعتمد على Ka |
| أمثلة | HCl, HNO₃, H₂SO₄, HI | CH₃COOH, H₂CO₃, NH₄⁺ |
ملخص الدرس
- حمض برونستد: مانح بروتون H⁺ | قاعدة برونستد: مستقبل بروتون H⁺
- ثنائي حمض/قاعدة: HA/A⁻ — يختلفان ببروتون واحد
- Ka = [H₃O⁺][A⁻]/[HA] و pKa = −log(Ka)
- معادلة هندرسون-هاسلبالخ: pH = pKa + log([A⁻]/[HA])
- المعايرة: CaVa = CbVbE عند نقطة التكافؤ. اختيار الكاشف حسب نوع المعايرة.
- المحلول المنظم: خليط حمض ضعيف + قاعدته المرافقة — يقاوم تغير pH. pH ≈ pKa
- اتجاه التفاعل: يسير نحو تكون الثنائي الأضعف (pKa الأكبر)
📍 دروس مشابهة:
- المحاليل الحمضية والقاعدية: مفهوم pH وقياس الحموضة – العلوم الفيزيائية – الأولى ثانوي
- التوازن الكيميائي: حالة التوازن الديناميكي وثابت التوازن Kc وقاعدة لو شاتيليه — العلوم الفيزيائية — الثالثة ثانوي (بكالوريا)
- الأكسدة والإرجاع: الثنائيات Redox والتفاعلات الكهروكيميائية – العلوم الفيزيائية – الثانية ثانوي
