ماذا تفعل حاسبة pH هذه
تقدّر هذه الأداة قيمتي pH و pOH للمحاليل المائية للأحماض القوية والأحماض الضعيفة والقواعد القوية والقواعد الضعيفة. يقيس الأس الهيدروجيني pH درجة حموضة المحلول أو قاعديته على مقياس يمتد من 0 (حمضي جدًا) إلى 14 (قاعدي جدًا)، حيث تمثّل القيمة 7 الحالة المتعادلة عند 25 °م. كل ما عليك هو إدخال التركيز، ومع الأنواع الضعيفة أدخل ثابت تأيّن الحمض (Ka) أو القاعدة (Kb).
كيفية الاستخدام
اختر نوع المحلول، ثم أدخل التركيز المولي C بوحدة mol/L، وفي حالة الأحماض أو القواعد الضعيفة أدخل ثابت التأين. تعرض الحاسبة قيمة pH و pOH مع تصنيف سريع يبيّن ما إذا كان المحلول حمضيًا أو قاعديًا أو متعادلًا. وتعتمد الحسابات على العلاقة \(\text{pH} + \text{pOH} = 14\) (الصالحة عند 25 °م).
شرح المعادلة
يتأين الحمض القوي تأينًا كاملًا، لذا يساوي تركيز أيونات الهيدروجين التركيز الكلي للمحلول: \([\text{H}^+] = \text{C}\) ومنها $$\text{pH} = -\log_{10}\left(\text{C}\right)$$ أما الحمض الضعيف فلا يتأين إلا جزئيًا؛ وباستخدام تعبير الاتزان وافتراض أن نسبة التأين صغيرة، نحصل على \([\text{H}^+] \approx \sqrt{\text{Ka} \cdot \text{C}}\)، أي $$\text{pH} = -\log_{10}\left(\sqrt{\text{Ka} \cdot \text{C}}\right)$$ وتُعالَج القواعد بالطريقة نفسها لكن باستخدام \([\text{OH}^-]\) و pOH، ثم \(\text{pH} = 14 - \text{pOH}\).
مثال محلول
لمحلول حمض قوي مثل HCl بتركيز 0.01 mol/L: $$\text{pH} = -\log_{10}\left(0.01\right) = 2$$ ولمحلول حمض الخليك بتركيز 0.1 mol/L وثابت \(\text{Ka} = 1.8 \times 10^{-5}\): $$[\text{H}^+] = \sqrt{1.8 \times 10^{-5} \times 0.1} = \sqrt{1.8 \times 10^{-6}} \approx 0.00134$$ ومنها \(\text{pH} \approx 2.87\).
الأسئلة الشائعة
هل معادلة الحمض الضعيف دقيقة تمامًا؟ لا. فهي تفترض أن الكمية المتأينة لا تُذكر مقارنةً بالتركيز C. أما في حالة الأحماض الضعيفة المخفّفة جدًا أو القوية نسبيًا فإن دقة التقريب تتراجع، ويُنصح حينها باستخدام المعادلة التربيعية الكاملة.
هل لدرجة الحرارة تأثير؟ نعم. فنقطة التعادل عند 7 وقاعدة \(\text{pH} + \text{pOH} = 14\) صالحتان عند 25 °م فقط، إذ يتغيّر الجداء الأيوني للماء عند درجات الحرارة الأخرى.
ما الوحدة التي يجب استخدامها للتركيز C؟ التركيز المولي بوحدة mol/L (مولاري M).
