الأحماض والقواعد: الخواص والنظريات والقوة وحساب pH والتعادل والمعايرة والمحاليل المنظمة

نصائح الإتقان

• • الحمض: حامض، يحوّل تباع الشمس أزرق⟸أحمر، H⁺>OH⁻. القاعدة: مُرّة، أحمر⟸أزرق، OH⁻>H⁺. وكلاهما موصل للكهرباء.
• • النظريات: أرهينيوس (H⁺OH⁻)، برونستد-لوري (مانح/مستقبل بروتون)، لويس (مستقبل/مانح زوج إلكترونات).
• • القاعدة المرافقة = الحمض − H⁺، والحمض المرافق = القاعدة + H⁺ (يختلفان ببروتون واحد).
• • احفظ: Kw = [H⁺][OH⁻] = 10⁻¹⁴، وَ pH = −log[H⁺]، وَ pH + pOH = 14؛ والمتعادل pH = 7.
• • التعادل: حمض + قاعدة ⟶ ملح + ماء؛ والمحلول المنظِّم (حمض ضعيف + قاعدته المرافقة) يثبّت pH تقريبًا.

أخطاء شائعة

• الخلط بين تعريفات النظريات الثلاث: أرهينيوس يتكلّم عن H⁺OH⁻، وبرونستد-لوري عن منح/قبول البروتون، ولويس عن منح/قبول زوج الإلكترونات.
• تكوين القاعدة المرافقة بإضافة بروتون بدل طرحه: القاعدة المرافقة تنتج بـ طرح بروتون من الحمض (HCN ⟶ CN⁻)، والحمض المرافق بإضافة بروتون للقاعدة.
• نسيان أن pH + pOH = 14: استعمل pH + pOH = 14 وَ Kw = [H⁺][OH⁻] = 10⁻¹⁴ للتحويل بين المقياسين.
• افتراض أن كل ملح متعادل (pH=7): الملح من قوي+قوي متعادل، ومن قاعدة قوية+حمض ضعيف قاعدي، ومن قاعدة ضعيفة+حمض قوي حمضي (NH₄Cl).
• الخلط بين المحلول القياسي والمحلول المنظِّم: القياسي معلوم التركيز يُستعمل في المعايرة، والمنظِّم يقاوم تغيّر pH (حمض ضعيف + قاعدته المرافقة).