الدرس الخامس ... ايون الهيدرونيوم

ايون الهيدرونيوم
 علل لا توجد أيونات الهيدروجين الناتجة من تأين الأحماض في صورة حرة في الماء
لأن أيونات الهيدروجين تتحد مع الماء عن طريق تكوين روابط تناسقية حيث تقوم ذرات الأكسجين في جزيئات الماء بدور الذرة المانحة وأيونات الهيدروجين الناتجة من تأين الحمض بدور الذرة المستقبلة مكونة أيون الهيدرونيوم وهذا ما يعرف بالبروتون المماة المرتبط بالماء
HCl + H2O → [ H3O]+1 + Cl-

قانون إستفالد Ostwald:
-نفترض أن لدينا حمضاً ضعيفا أحادى البروتون صيغته الإفتراضية HA. عند إذابته فى
الماء يتفكك عدد من جزيئاته تبعاً للمعادلة :
HA H+ + A-
-وبتطبيق قانون فعل الكتلة على النظام المتزن فإن :
Ka =]H3 [ ]A[
] HA[
-حيث] ,[A-] [ H+ [HA] تمثل تركيزات كل من الأيونات الناتجة وجزيئات الحمض غير المتأينة عند حالة الاتزان Ka وهو ثابت تأين أو تفكك الحمض .
-فإذا إفترضنا أن مولا واحداً من الحمض الضعيف (HA) قد أذيب فى (V) لتر من المحلول فعند الاتزان تكون :
درجة التفكك = عــــدد المـــولات المتفككة
عدد المولات الكلية قبل التفكك
-فإذا كانت عدد المولات المتفككة ( ) مول يكون
-عدد المولات الغير متفككة من HA= (1- )
-عدد مولات كل من H+ و A- الناتجة =  مول
وحيث أن التركيز ( C ) = عـــــدد المولات
الحجم باللتر ( V )
- تكون تركيزات المواد عند الاتزان بالمول لتر هى :
HA H+ + A-
1-  
V V V
وبالتعويض فى معادلة قانون فعل الكتلة فإن :
 
Ka= V V = 2
1-  V(1-)
V
-وتعرف هذه العلاقة بقانون إستفالد للتخفيف وهو يبين العلاقة الكمية بين درجة التأين (  ) ودرجة التخفيف و يتضح منها :
قانون إستفالد للتخفيف
-أنه عند درجة الحرارة الثابتة فإن درجة التأين(  ) تزداد بزيادة التخفيف ( لتظل قيمة Ka ثابتة )
-فى حالة الإلكتروليتات الضعيفة فإن درجة التأين(  ) تكون صغيرة بحيث يمكن إهمالها
وعليه فإن القيمة (1-) يمكن اعتبارها تساوى الواحد تقريباً وتصبح العلاقة
Ka = 2 / V
-وحيث أن تركيز الحمض الضعيف ( C ) = 1 / V مول / لتر فيمكن كتابة المعادلة السابقة على النحو التالي :
Ka = 2 C
أى كلما زاد التخفيف ( قل التركيز ) زادت درجة التفكك والعكس صحيح .
 علل تزداد درجة التأين (  ) للحمض الضعيف بزيادة التخفيف عند ثبوت درجة الحرارة
حتى تظل قيمة ثابت الاتزان ( Ka ) ثابتة
مسائل محلولة
1:إحسب تركيز أيونات الهيدروجين فى محلول 0.1 مولارى من حمض الهيدوسيانيك HCN عند 25 درجة مئوية علماً بأن ثابت الإتزان للحمض Ka = 7.20 10 -10
HCN +H2O H3O+ +CN-
وبتطبيق قانون ( إستفالد )
Ka = 2 C
2 C =7.20 10 -10
إذا 2 = 7.20 10 -10 /0.1 =72 10 -10
 = 72 10 -10 =8.5 10 -5
إذا تركيز أيون الهيدروجين = 8.5 10 -5 مول / لتر
2- حمض ضعيف ثابت التاين لة =1.8 ×10 -5 اذا كانت درجة تركيزة فى ثلاث محاليل 0.1 ، 0.2 ، 0.3 قارن بين درجة تاين هذا الحمض ثم اذكر ما تستنتجة
Ka = 2 C
المحلول الأول = 2 Ka/C = 1.8 ×10 -5 / 0.1 &  = 0.0134
المحلول الثانى = 2 Ka/C = 1.8 ×10 -5 / 0.2 &  = 9.48 × 10 -2
المحلول الأول = 2 Ka/C = 1.8 ×10 -5 / 0.3 & = 7.74 × 10 -3
الاستنتاج كلما زاد تركيز الالكتروليت قل درجة تفككة
====================================================
3-اذا كانت درجة تفكك حمض عضوي أحادى البروتون تساوى 33% فى محلول تركيزة 2,0 مول/لتر احسب ثابت التاين Ka لهذا الحمض
نجد ان كل 100 مول من الحمض يتفكك 33 ويظل 67 بدون تفكك
1مول من الحمض يتفكك من 33,0 ويظل منة 67,0 من غير تفكك
Ka = C x2 = 0.2 x(0.33)2 =0.0325
1-  0.67
====================================================
4-احسب درجة التأين لمحلول 0.01 مولارى من حمض ضعيف عند 25 درجة مئوية علما بان ثابت تأين هذا الحمض يساوى 1.8 ×10 -5
 = Ka = 1.8x10-5 = 0.042
C 0.01
==============================================================================================
5-إذا كانت نسبة تأين حمض عضوي ضعيف أحادى البروتون تركيزة 0.2 مول / لتر تساوى 3 % احسب ثابت التأين Ka لهذا المحلول
درجة التأين() = 3/100 = 0.003
Ka=2 x C= (0.03 )2x 0.2= 0.0009 x0.2 =18x10-5
==============================================================================================
8-احسب تركيز حمض الاسيتيك إذا علمت أن نسبة تاينة 0.42 % وثابت تاينة Ka=1.8 x10-8
درجة التأين() = 0.42 /100 = 42/10000 =42×10 -4
1.8 x10-8=2 x C= (42x10-4 )2x C
C=(42x10-4 )2 / 1.8 x10-8= 1 x10-3 mol/leter
===========================================================
6-يستخدم البنسلين كمضاد حيوي وهو عبارة عن حمض ضعيف درجة تاينة 2 ×10 -2 فى محلول حجمة واحد لتر ويحتوى على 0.25 مول من البنسلين احسب ثابت تأين البنسلين
التركيز = عدد المولات = 0.25 =0.25 مولارى
الحجم 1
Ka=2 x C =( 2x10-2 )2 x0.25 = 4x10-4 x0.25=100x10-6=10-4
========================================================
7-احسب درجة تفكك فى محلول 0.1 مولارى لحمض الهيدروسيانيك عند 25 درجة م علما بان ثابت الاتزان للحمض 7.02 × 10 -10
2 = K /C = 7.02 x10 -10 / 0.1 = 72x10-10
 = 72x10-10 = 8.5 x 10-5
======================================================
8-احسب ثابت تاين حمض الخليك تركيزة 0.1 مولارى علما بان نسبة تاينة 60 % فى درجة 25 درجة مئوية
 = 60/100 = 0.6
Ka=2 x C =0.1 x (0.6)2 = 0.036
حساب تركيز أيون الهيدرونيوم للأحماض الضعيفة :
عندما يتفكك حمض مثل حمض الخليك ( تركيزه C) فى الماء حسب المعادلة
CH3CHO+H2O CH3COO- +H3O +
  [1- ]
فإن ثابت التفكك لهذا التفاعل
Ka =[ CH3COO-][ H3O+]=1.5 ×10-5
[ CH3COOH]
ومن المعادلة السابقة فإن مقدار ما ينتج من أيونات الخلات CH3COO- يساوى مقدار ما ينتج من أيونات الهيدرونيوم H3O+
[CH3COO-] =[ H3O+]
وبذلك فإن قيمة ثابت الاتزان
Ka= [H3O+]2
[CH3COOH]
-نظرا لأن الحمض ضعيف فإن ما يتفكك منه مقدار ضئيل (  ) يمكن إهماله ومن ذلك فإن تركيز حمض الخليك عند الاتزان ( - C) = تركيز حمض الخليك الأصلي ( C ) وبالتعويض فى قانون ثابت الاتزان :
Ka=[H3O+]2
C
[H3O+]2 =Ka C
فإن تركيز أيون الهيدرونيوم H3O+ = Ka  C
العلاقة بين قوة الحمض وثابت الاتزان
تتناسب قوة الحمض تناسبا طرديا مع ثابت الاتزان Ka
-حيث تزداد قوة الحمض بزيادة ثابت الاتزان
- انظر الجدول الذى يوضح ترتيب الأحماض تصاعديا حسب قوتها ثابت الاتزان Ka الحمض الصيغة
4.9 x 10 -10 حمض الهيدروسيانيك HCN
2.0 x10 -9 حمض الهيبوبروموز HBrO
4.3 x10 -7 حمض الكربونيك H2CO3
3.5 x 10 -4 حمض الهيدروفلوريك HF
7.6 x10 -3 حمض الفوسفوريك H3PO4
1.7 x10-1 حمض اليوديك HIO3
 علل يستدل على قوة الأحماض على قيمة ثابت تاينها Ka
لان قوة الحمض تتناسب تناسبا طرديا مع ثابت الاتزان Ka
ملاحظات :
1- ينطبق قانون فعل الكتلة على محاليل الإلكتروليتات الضعيفة ولا ينطبق على محلول الإلكتروليتات القوية
2- تمكن استفالد عام 1888 من أيجاد علاقة بين درجة التفكك والتركيز
ألفا( ) ، C (حيث ألفا درجة التفكك C * التركيز بالمول / لتر )

مسائل محلولة
1- حسب تركيز ايونات الهيدروجين فى محلول تركيزة 1,0 مولر من حمض الهيدروسيانيك عند 25 درجة مئوية علما بان ثابت الاتزان لهذا الحمض = 2,7 × 10 -10
HCN + H2O  H3O+ + CN-
تركيز المحلول = 1,0 مولر
ثابت الاتزان لهذا الحمض (Ka) = 2,7 × 10 -10
Ka=C x2
2 = Ka/C=7.2 x 10-10/0.1
 = 7.2 x 10-10/0.1 =8.48x10-5
=======================================================
2-احسب تركيز ايون الهيدروجين فى محلول 0.1 مولارى حمض خليك عند درجة 25 درجة مئوية علما بان ثابت الاتزان لهذا الحمض = 1.8 × 10 -5
Ka=[H3O+]2/ [CH3COOH]
[H3O+] = 0.1 × 10 -5 ×1.8 = 1.342 ×10-3
====================================================
3-اذا كان ثابت الاتزان (Ka) حمض النيكوتينيك C5NH4COOH يساوى 1.4 ×10 -5 احسب تركيز ايونات الهيدروجين (H+) فى محلول حجمة 1لتر يحتوى على 0.1 مول من الحمض
تركيز الحمض = عدد المولات / الحجم = 0.1 /1= 0.1 مولارى
[H3O+]2 =Ka C =1.4 x10-5 x0.1 = 14x10-7
H3O+¬ = 14x10-7
====================================================
4-احسب تركيز حمض البنزويك C6H5COOHاذا علمت ان تركيز ايونات الهيدرونيوم فية يساوى 0.01 مولر وان ثابت تاينة يساوى Ka = 6.5 × 10 -5
C=[H3O+]2 = (0.01)2 = 1.53 mol/L
Ka 6.5x10-5
5-احسب تركيز ايونات الهيدرونيوم [H3O+] فى محلول مائي حجمة 500 مل يحتوى على 0.48 مول من حمض اللاكتيك C3H6O3 علما بان ثابت تاينة = 1.4 ×10 -4
تركيز الحمض = عدد المولات / الحجم =0.48 /0.5 = 0.96 مولر
[H3O+] = Ka C = 104x10-4 x0.96 = 0.012 mol/L
===================================================

» الدرس الخامس ... تركيز الهيدروكسيل
» الدرس الخامس ... شدة الصوت
» الدرس الخامس ... الماء
» الدرس الخامس ... الاكسده و الاختزال
» الدرس الخامس ... ملخص التفاعلات