حاسبة درجة الحموضة pH بعد مزج حمض وقاعدة قويين

أدخل الحساب

تركيز الحمض Ca (مول/لتر)

حجم الحمض Va (لتر)

تركيز القاعدة Cb (مول/لتر)

حجم القاعدة Vb (لتر)

صيغة رياضية

Show calculation steps (2)

1. Basic (excess OH-)

   

   When moles of base exceed moles of acid: pOH from excess OH- concentration, then pH = 14 - pOH

2. Neutral (equivalence)

   

   When moles of acid equal moles of base, the solution is neutral

نتائج

درجة الحموضة pH الناتجة

٧

Neutral (exact equivalence)

المولات الفائضة	٠ mol
تركيز الأيونات	٠ mol/L
الحجم الكلي	٠٫١ L

ماذا تفعل هذه الحاسبة

عند مزج حمض أحادي البروتون قوي (مثل حمض الهيدروكلوريك HCl) مع قاعدة أحادية الهيدروكسيد قوية (مثل هيدروكسيد الصوديوم NaOH)، يتعادل الاثنان مع بعضهما بنسبة مول لمول. تحسب هذه الأداة درجة الحموضة pH للمحلول الناتج من خلال تحديد أيٍّ من المتفاعلين موجود بفائض ومقدار ما يتبقى منه بعد التعادل. وتفترض الحاسبة حدوث تفكك كامل، ووجود أنواع أحادية البروتون/الهيدروكسيد، وعدم تصحيح درجة الحرارة، وأن الأحجام قابلة للجمع المباشر.

طريقة الاستخدام

أدخل تركيز الحمض (Ca) وحجمه (Va)، ثم تركيز القاعدة (Cb) وحجمها (Vb). تحسب الأداة عدد مولات كلٍّ منهما، ثم تطرح الأصغر من الأكبر للحصول على الفائض، وتقسمه على الحجم الكلي المجمَّع لإيجاد تركيز الأيونات المتبقية، ثم تحوّل ذلك إلى قيمة pH.

شرح المعادلة

مولات الحمض = \(\text{Ca} \times \text{Va}\)؛ ومولات القاعدة = \(\text{Cb} \times \text{Vb}\). المولات الفائضة = \(|\text{Ca}\cdot\text{Va} - \text{Cb}\cdot\text{Vb}|\). وبقسمة الفائض على الحجم الكلي \((\text{Va} + \text{Vb})\) نحصل على مولارية الأيون المتبقي. فإذا كان الحمض هو الفائض، يمثل ذلك تركيز [+H] وتكون $$\text{pH} = -\log_{10}[\text{H}^+]$$ أما إذا كانت القاعدة هي الفائضة، فيمثل ذلك تركيز [−OH]، ومنه \(\text{pOH} = -\log_{10}[\text{OH}^-]\) وتكون \(\text{pH} = 14 - \text{pOH}\). وإذا تساوى الاثنان تماماً، يكون المحلول متعادلاً (pH تساوي 7 عند درجة حرارة 25 مئوية).

عند خلط مولات الحمض والقاعدة، يحدد الأيون الزائد ما إذا كان المحلول حمضيًا أم قاعديًا.

مثال محلول

امزج 0.05 لتر من حمض HCl بتركيز 0.1 مول/لتر مع 0.05 لتر من NaOH بتركيز 0.05 مول/لتر. مولات الحمض = 0.005، ومولات القاعدة = 0.0025. الفائض = 0.0025 مول من أيونات +H. الحجم الكلي = 0.1 لتر، إذاً [+H] = 0.025 مول/لتر. وتكون $$\text{pH} = -\log_{10}(0.025) = 1.602$$ أي أن المحلول حمضي.

يقابل تركيز الأيونات الناتج موضعًا على مقياس الأس الهيدروجيني من 0 إلى 14.

الأسئلة الشائعة

هل تصلح هذه الحاسبة للأحماض أو القواعد الضعيفة؟ لا. فالأحماض والقواعد الضعيفة تتفكك جزئياً فقط، وتتطلب معرفة ثابت التأين Ka/Kb وإجراء حسابات المحاليل المنظِّمة (البفر). هذه الأداة مخصصة للأحماض القوية والقواعد القوية فقط.

ماذا يحدث إذا تعادل الحمض والقاعدة تماماً؟ تكون النتيجة pH تساوي 7، لأنه لا يتبقى سوى الماء وملح متعادل عند درجة حرارة 25 مئوية.

لماذا نقسم على الحجم الكلي؟ لأن مزج محلولين يؤدي إلى تخفيف كل شيء، فتتوزع الأيونات المتبقية على الحجم المجمَّع \((\text{Va} + \text{Vb})\).