ماذا تفعل هذه الحاسبة
تتيح لك هذه الأداة حساب الأس الهيدروجيني pH لـحمض قوي أو قاعدة قوية بعد تخفيفهما. تتفكك الأحماض القوية (مثل HCl وHNO3 وH2SO4 كتقريب أولي) والقواعد القوية (مثل NaOH وKOH) تفككًا تامًّا في الماء، ولذلك يساوي تركيز أيونات الهيدروجين أو أيونات الهيدروكسيد فيها التركيز المولاري للمادة المذابة. ويؤدي تخفيف المحلول إلى خفض هذا التركيز ودفع قيمة pH نحو الرقم 7.
كيفية الاستخدام
اختر أولًا ما إذا كان المحلول حمضًا قويًّا أم قاعدة قوية. ثم أدخل التركيز المولاري الابتدائي C1 (مول/لتر)، والحجم الابتدائي V1، والحجم النهائي V2 بعد إضافة المذيب. يجب أن يكون V1 وV2 بالوحدة نفسها. تعرض لك الحاسبة بعد ذلك التركيز المخفّف C2 وقيمة pH الناتجة وقيمة pOH المقابلة لها.
شرح المعادلة
يحافظ التخفيف على عدد مولات المادة المذابة، ومن هنا تأتي العلاقة الشهيرة \(\text{C}_1 \cdot \text{V}_1 = \text{C}_2 \cdot \text{V}_2\)، أي أن \(\text{C}_2 = \frac{\text{C}_1 \cdot \text{V}_1}{\text{V}_2}\). وبالنسبة لحمض قوي أحادي البروتون يكون [H+] = C2 ومن ثَمّ:
$$\text{pH} = -\log_{10}(C_2)$$أما بالنسبة لقاعدة قوية فيكون [OH-] = C2، وعليه يكون \(\text{pOH} = -\log_{10}(C_2)\) وpH = 14 - pOH (عند درجة حرارة 25 مئوية، حيث يكون الجداء الأيوني للماء pKw = 14).
مثال محلول
لنأخذ 10 مل من حمض HCl بتركيز 0.1 مول/لتر ونخففه حتى يصبح حجمه 100 مل. عندها:
$$C_2 = \frac{0.1 \times 10}{100} = 0.01 \text{ مول/لتر}$$وبالتالي:
$$\text{pH} = -\log_{10}(0.01) = 2$$فالحمض الذي كانت قيمته pH تساوي 1 في البداية أصبحت قيمته pH تساوي 2 بعد تخفيفه بمقدار عشرة أضعاف.
الأسئلة الشائعة
هل تصلح هذه الحاسبة للأحماض الضعيفة؟ لا. فالأحماض والقواعد الضعيفة لا تتفكك إلا جزئيًّا، ولذلك يتطلب حساب pH لها معرفة ثابت تفكك الحمض Ka وإجراء حساب يقوم على حالة الاتزان.
لماذا تقترب قيمة pH من 7 مع التخفيف الشديد؟ مع انخفاض التركيز يصبح إسهام التأين الذاتي للماء مؤثرًا. ويفترض هذا النموذج المبسّط أن المادة المذابة هي المهيمنة؛ أما عند التراكيز المنخفضة جدًّا فإن قيمة pH الحقيقية تقترب من 7.
ما درجة الحرارة المفترَضة؟ هي 25 مئوية، حيث يكون pKw = 14، وتُستخدم للتحويل بين قيمتَي pH وpOH.
