ماذا تفعل هذه الحاسبة
تحوّل هذه الأداة التركيز المولي (المولارية، بوحدة mol/L) لـحمض قوي أو قاعدة قوية إلى قيمة pH. تتفكك الأحماض القوية (مثل HCl وHNO₃ وH₂SO₄) والقواعد القوية (مثل NaOH وKOH) تفككًا تامًا في الماء، لذا يساوي تركيز المحلول مباشرةً تركيز أيونات H⁺ أو OH⁻، ممّا يجعل حساب الـ pH أمرًا مباشرًا وسهلًا.
طريقة الاستخدام
اختر أولًا ما إذا كان محلولك حمضًا قويًا أو قاعدة قوية، ثم أدخل التركيز المولي بوحدة mol/L. تعرض لك الحاسبة قيمة الـ pH (إضافةً إلى قيمة pOH المكمّلة لها). في الأحماض، كلما ارتفع التركيز انخفضت قيمة الـ pH؛ أما في القواعد، فكلما ارتفع التركيز ارتفعت قيمة الـ pH.
شرح المعادلة
في الحمض القوي، يساوي تركيز أيون الهيدروجين قيمة المولارية، ومن ثَمّ:
$$\text{pH} = -\log_{10}\left(\text{Concentration (mol/L)}\right)$$
أما في القاعدة القوية، فيساوي تركيز الهيدروكسيد قيمة المولارية. نحسب أولًا \(\text{pOH} = -\log_{10}(M)\)، ثم نستعين بعلاقة الماء \(\text{pH} + \text{pOH} = 14\):
$$\text{pH} = 14 - \left(-\log_{10}\left(\text{Concentration (mol/L)}\right)\right)$$
تفترض هذه العلاقات درجة حرارة 25 °م، وتفككًا تامًا، وسلوكًا مثاليًا للمحاليل المخففة.
مثال محلول
محلول من HCl (حمض قوي) بتركيز 0.01 mol/L: \(\text{pH} = -\log_{10}(0.01) = -(-2) = \mathbf{2}\). وفي محلول من NaOH (قاعدة قوية) بتركيز 0.01 mol/L: \(\text{pOH} = -\log_{10}(0.01) = 2\)، ومنها \(\text{pH} = 14 - 2 = \mathbf{12}\).
الأسئلة الشائعة
هل تصلح هذه الحاسبة للأحماض أو القواعد الضعيفة؟ لا. فالأحماض والقواعد الضعيفة تتفكك جزئيًا فقط، ولذلك تعتمد قيمة pH فيها على ثابت تفكك الحمض أو القاعدة (Ka أو Kb) وتتطلب حسابًا قائمًا على الاتزان.
لماذا قد تنخفض قيمة pH دون الصفر أو تتجاوز 14؟ عند التراكيز العالية جدًا قد تعطي معادلة اللوغاريتم البسيطة قيمًا خارج المجال 0–14. وهذه القيم صحيحة رياضيًا لكن ينبغي التعامل معها بحذر لأن تأثيرات الفاعلية (activity) تصبح مؤثرة عند هذه التراكيز.
ماذا عن الأحماض الثنائية البروتون مثل H₂SO₄؟ اضرب المولارية في عدد البروتونات الحمضية المنطلقة بالكامل للحصول على التركيز الفعّال لأيون H⁺ قبل تطبيق المعادلة.
