الدرس الثاني: الاتزان الأيوني وحاصل الإذابة والأس الهيدروجيني

مقدمة

المحاليل الإلكتروليتية القوية والضعيفة والاتزان الأيوني.
ثابت التأين وقانون أوستفالد للتخفيف وحساب تركيز أيون الهيدرونيوم والهيدروكسيل.
تأين الماء والحاصل الأيوني للماء والأس الهيدروجيني (pH) والأس الهيدروكسيلي (pOH).
حاصل الإذابة (Ksp) وحساباته، وتميؤ الأملاح.

🌳 شجرة المفاهيم

الدرس الثانيالاتزان الأيوني وحاصل الإذابة والأس الهيدروجيني

├── أولًاالمحاليل الإلكتروليتية

│ ├── المركبات الأيونية

│ ├── المركبات التساهمية

│ ├── التجارب الدالة على ذلك

│ └── الاستنتاج

├── ثانيًا←أيون الهيدرونيوم والتأين والاتزان الأيوني

│ └── مفاهيم أساسية

├── ثالثًا←ثابت التأين وقانون أوستفالد للتخفيف

│ ├── ثابت التأين Ka

│ ├── درجة التفكك (التأين) α

│ └── قانون أوستفالد للتخفيف

├── رابعًاحساب تركيز أيون الهيدرونيوم للأحماض الضعيفة

├── خامسًاحساب تركيز أيون الهيدروكسيل للقواعد الضعيفة

├── سادسًاتأين الماء والحاصل الأيوني للماء

├── سابعًاالأس الهيدروجيني pH والأس الهيدروكسيلي pOH

│ └── دلالة قيمة pH

├── ثامنًا←حاصل الإذابة

│ ├── الذوبانية والمحلول المشبع

│ ├── تعريف حاصل الإذابة

│ ├── علاقة Ksp بدرجة الذوبان S

│ └── استخدام Ksp في التنبؤ بالترسيب

├── تاسعًا←تميؤ الأملاح

│ └── التفسير

└── عاشرًا←ملخص قوانين الدرس

الدرس الثاني: الاتزان الأيوني وحاصل الإذابة والأس الهيدروجيني · 1 / 17

أولًا: المحاليل الإلكتروليتية

المركبات الأيونية

هناك مواد صلبة متأينة تمامًا مثل كلوريد الصوديوم، تتفكك عند ذوبانها في الماء إلى أيوناتها الموجبة والسالبة.
محاليل هذه المواد موصلة جيدة للتيار الكهربي؛ وتسمى مركبات أيونية لارتباط أيوناتها بقوى جذب كهروستاتيكية.

روابط ذراتها تساهمية، مثل غاز كلوريد الهيدروجين الجاف وحمض الخليك النقي.
في وجود الماء تتأين هاتان المادتان، لكن تأين HCl يكاد يكون تامًا (100%) بينما تأين حمض الخليك محدود جدًا.

وجه المقارنة	الفكرة الأساسية	كلمات مفتاحية
تجربة 1	اختبر التوصيل الكهربي لحمض الخليك النقي (الثلجي) ولغاز HCl الذائب في البنزين المصباح لا يضيء في الحالتين فلا توجد أيونات حرة. شكل 1: اختبار التوصيل الكهربي — المحاليل الإلكتروليتية تعرض الصورة تجربة التوصيل الكهربي لتمييز المحاليل الإلكتروليتية إذ يضيء المصباح فقط عند وجود أيونات حرة. وتُظهر التجربة أن حمض الخليك النقي وغاز HCl الذائب في البنزين لا يوصلان التيار لعدم وجود أيونات حرة فيهما	اختبرالتوصيلالكهربيلحمض
تجربة 2	أذب 0.1 مول من HCl في لتر ماء و0.1 مول من حمض الخليك في لتر ماء المصباح يضيء بشدة مع HCl وخافتًا مع حمض الخليك فالأول فيه وفرة من الأيونات	الخليكالمصباحيضيءبشدة
تجربة 3	خفف كلا المحلولين إلى 0.01 ثم 0.001 مول/لتر لا تتغير شدة الإضاءة بتخفيف HCl بينما تزداد بتخفيف حمض الخليك	المحلولينتتغيرالإضاءةبتخفيف

اختبار التوصيل الكهربي — المحاليل الإلكتروليتية

الاستنتاج

المركبات التساهمية لا تتأين إلا في وجود الماء.
HCl إلكتروليت قوي تام التأين فلا يتأثر تأينه بالتخفيف.
حمض الخليك إلكتروليت ضعيف محدود التأين، ويزداد تأينه بالتخفيف، دلالة على وجود جزيئات لم تتأين.

HCl → H⁺ + Cl⁻

CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻ + H⁺

ترتب الأحماض الضعيفة تنازليًا حسب قوتها بدلالة ثابت التأين Ka.
| الحمض | الصيغة | ثابت التأين Ka |
|—|—|—|
| حمض الخليك (الأسيتيك) | CH₃COOH | 1.8 × 10⁻⁵ |
| حمض الكربونيك | H₂CO₃ | 4.4 × 10⁻⁷ |
| حمض البوريك | H₃BO₃ | 5.8 × 10⁻¹⁰ |

شكل 2←التأين الكلي والتأين الجزئي يقارن الجدول قيم ثابت التأين Ka لبعض الأحماض الضعيفة، مثل حمض الخليك بقيمة 1.8 × 10⁻⁵ وحمض الكربونيك بقيمة 4.4 × 10⁻⁷. وتوضح القيم أن الحمض الذي يكون ثابت تأينه أكبر يكون أكثر تأينًا، بينما تتأين الإلكتروليتات القوية تأينًا تامًا.: أولًا: المحاليل الإلكتروليتية

الدرس الثاني: الاتزان الأيوني وحاصل الإذابة والأس الهيدروجيني · 2 / 17

ثانيًا: أيون الهيدرونيوم والتأين والاتزان الأيوني

لا يوجد أيون الهيدروجين (البروتون) الناتج من تأين الأحماض منفردًا في المحاليل المائية.
ينجذب إلى زوج الإلكترونات الحر على ذرة أكسجين في جزيء الماء ويرتبط به برابطة تناسقية.
يعرف بالبروتون المماه أو أيون الهيدرونيوم H₃O⁺.
HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻

وجه المقارنة	الفكرة الأساسية	كلمات مفتاحية
التأين	عملية تحول جزيئات غير متأينة إلى أيونات	عمليةتحولجزيئاتمتأينة
التأين التام	تحول كل الجزيئات إلى أيونات ويحدث في الإلكتروليتات القوية	تحولالجزيئاتأيوناتويحدث
في الإلكتروليتات الضعيفة توجد حالتان متعاكستان باستمرار	تفكك الجزيئات إلى أيونات واتحاد الأيونات لتكوين جزيئات فينشأ اتزان	تفككالجزيئاتأيوناتواتحاد
•	AB ⇌ A⁺ + B⁻

شكل 3: تكوّن أيون الهيدرونيوم توضح الصورة أن أيون الهيدروجين لا يوجد منفردًا في الماء، بل يرتبط بزوج إلكترونات حر على ذرة أكسجين جزيء الماء ليكوّن أيون الهيدرونيوم H₃O⁺. ومثال ذلك التفاعل HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻، وهو أساس فهم الأحماض في المحاليل المائية.

الاتزان الأيوني اتزان ينشأ في محاليل الإلكتروليتات الضعيفة بين جزيئاتها غير المتفككة والأيونات الناتجة عنها.
لا يمكن تطبيق قانون فعل الكتلة على محاليل الإلكتروليتات القوية لأنها تامة التأين.
وتمكن أوستفالد (عام 1888) من إيجاد علاقة بين درجة التفكك (α) والتركيز لمحاليل الإلكتروليتات الضعيفة.

الدرس الثاني: الاتزان الأيوني وحاصل الإذابة والأس الهيدروجيني · 3 / 17

ثالثًا: ثابت التأين وقانون أوستفالد للتخفيف

ثابت التأين Ka

حمض ضعيف أحادي البروتون صيغته HA يتأين في الماء:
HA ⇌ H⁺ + A⁻
Ka = ([H⁺] [A^–]) / ([HA])

Ka هو ثابت تأين (تفكك) الحمض.

درجة التفكك عدد المولات المتفككة ÷ عدد المولات الكلية قبل التفكك.
لو أذيب 1 مول من HA في V لتر، وتفكك منه α مول، فيكون:
عدد مولات HA غير المتفككة = (1 − α)، وعدد مولات كل من H⁺ وA⁻ = α.
التركيز C = 1 / V بالمول/لتر، فتكون التركيزات عند الاتزان:
[HA] = (1 – α) / V

، [H⁺] = α / V ، [A^–] = α / V

بالتعويض في قانون فعل الكتلة:
Ka = (α ²) / ((1 – α ) V)
أو
Ka = (α ² C) / (1 – α)

وفي الإلكتروليتات الضعيفة تكون α صغيرة جدًا فيمكن إهمالها بجانب 1، فتصبح (1 − α) ≈ 1:
Ka = α² C
α = √(Ka / C)

النتيجة عند ثبوت درجة الحرارة تزداد درجة التأين α بزيادة التخفيف (نقص التركيز C) بينما تظل قيمة Ka ثابتة.
كلما زاد حجم المحلول V (قل التركيز) زادت درجة التفكك والعكس صحيح.
مثال 1: احسب درجة التفكك لمحلول 0.1 mol/L من حمض الهيدروسيانيك HCN عند 25°م، إذا كان
Ka = 7.2 × 10^-10.

الحل:
HCN ⇌ H⁺ + CN⁻
Ka = α² × C
α ² = Ka / C = (7.2 × 10^-10) / 0.1 = 7.2 × 10^-9
α = √(7.2 × 10^-9) ≈ 8.5 × 10^-5

الدرس الثاني: الاتزان الأيوني وحاصل الإذابة والأس الهيدروجيني · 4 / 17

رابعًا: حساب تركيز أيون الهيدرونيوم للأحماض الضعيفة

يتفكك حمض ضعيف مثل حمض الخليك (تركيزه C) في الماء:
CH₃COOH + H₂O ⇌ CH₃COO⁻ + H₃O⁺
Ka = ([CH₃COO^–] [H₃O⁺]) / ([CH₃COOH])

مقدار ما ينتج من أيونات الأسيتات يساوي ما ينتج من أيونات الهيدرونيوم:
[H₃O⁺] = [CH₃COO^–]
فتصبح Ka = ([H3O+]2) / ([CH3COOH])
الحمض ضعيف، فما يتفكك منه مقدار ضئيل يمكن إهماله؛ فيكون [CH₃COOH] عند الاتزان ≈ التركيز الأصلي C.

Ka = ([H3O+]2) / C

[H3O+] = √(Ka × C)

✍️ أمثلة محلولة

مثال 2 احسب تركيز أيون الهيدرونيوم في محلول 0.1 mol/L من حمض الخليك عند 25°م، علمًا بأن
Ka = 1.8 × 10^-5.
الحل:

[H3O+] = √(Ka × C)

[H3O+] = √(1.8 × 10-5 × 0.1)

[H3O+] = √(1.8 × 10-6) = (1.342 × 10-3 mol) / L

الدرس الثاني: الاتزان الأيوني وحاصل الإذابة والأس الهيدروجيني · 5 / 17

خامسًا: حساب تركيز أيون الهيدروكسيل للقواعد الضعيفة

القواعد التي تتأين جزئيًا في الماء قواعد ضعيفة، ويُحسب [OH⁻] بالطريقة نفسها.
مثال النشادر (الأمونيا) قاعدة ضعيفة تعطي هيدروكسيد الأمونيوم عند ذوبانها:
NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻
Kb = ([NH₄⁺] [OH^–]) / ([NH₃])

يتكون مول من كل من NH₄⁺ وOH⁻، أي أن
[NH₄⁺] = [OH^–]

.
ثابت تفكك النشادر صغير فيتفكك جزء قليل جدًا، فيكون [NH₃] عند الاتزان ≈ التركيز الأصلي C.

Kb = ([OH–]2) / C

[OH–] = √(Kb × C)

✍️ أمثلة محلولة

احسب [OH⁻] في محلول 0.2 mol/L من النشادر، علمًا بأن
Kb = 1.8 × 10^-5.
الحل:

[OH–] = √(Kb × C) = √(1.8 × 10-5 × 0.2)

[OH–] = √(3.6 × 10-6) = (1.9 × 10-3 mol) / L

الدرس الثاني: الاتزان الأيوني وحاصل الإذابة والأس الهيدروجيني · 6 / 17

سادسًا: تأين الماء والحاصل الأيوني للماء

الماء النقي إلكتروليت ضعيف يوصل التيار الكهربي توصيلًا ضعيفًا جدًا.
2H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻

وللتبسيط تُكتب H₂O ⇌ H⁺ + OH⁻
ثابت الاتزان K = ([H+] [OH–]) / ([H2O])
مقدار ما يتأين من الماء ضئيل جدًا كما يظهر من قيمة الثابت، فيعد تركيز الماء غير المتأين ثابتًا، ويؤول التعبير إلى:
Kw = [H⁺] [OH^–] = 10^-14
(عند 25°م)

الماء النقي متعادل التأثير على عباد الشمس، فيكون تركيز أيون الهيدروجين المسئول عن الحموضة مساويًا لتركيز أيون الهيدروكسيل المسئول عن القلوية:
[H⁺] = [OH^–] = (10^-7 mol) / L

شكل 4: التأين الذاتي للماء تمثّل الصورة التأين الذاتي للماء، حيث يتفكك جزء ضئيل جدًا من جزيئاته إلى H⁺ وOH⁻. وقيمة الحاصل الأيوني للماء تساوي 10⁻¹⁴ عند 25 درجة مئوية، لذا إذا عُرف تركيز أحد الأيونين أمكن حساب تركيز الآخر.

الحاصل الأيوني للماء (Kw) حاصل ضرب تركيزي أيون الهيدروجين وأيون الهيدروكسيل الناتجين من تأين الماء، ويساوي 10⁻¹⁴ عند 25°م وهو ثابت.
إذا زاد تركيز أيون الهيدروجين قل تركيز أيون الهيدروكسيل بنفس النسبة، وإذا عُرف أحدهما أمكن حساب الآخر.

الدرس الثاني: الاتزان الأيوني وحاصل الإذابة والأس الهيدروجيني · 7 / 17

سابعًا: الأس الهيدروجيني pH والأس الهيدروكسيلي pOH

الأس (الرقم) الهيدروجيني (pH) اللوغاريتم السالب (للأساس 10) لتركيز أيون الهيدروجين.
pH = -log [H⁺]
pOH = -log [OH^–]

الحرف p يعني (−log)، وهو أسلوب للتعبير عن درجة الحموضة أو القاعدية للمحاليل المائية.
بأخذ اللوغاريتم السالب لمعادلة Kw عند 25°م:
pH + pOH = 14

وجه المقارنة	المحلول الحامضي	المحلول المتعادل	المحلول القاعدي
pH	أقل من 7	يساوي 7	أكبر من 7
pOH	أكبر من 7	يساوي 7	أقل من 7
[H⁺]	أكبر من 10⁻⁷	10⁻⁷	أقل من 10⁻⁷
[OH⁻]	أقل من 10⁻⁷	10⁻⁷	أكبر من 10⁻⁷

شكل 5: مقياس pH تُظهر الصورة مقياس pH وطريقة حسابه لحمض ضعيف، إذ يُحسب تركيز أيون الهيدروجين بالعلاقة √(Ka·C) فينتج نحو 1.342 × 10⁻³ مول/لتر. ومنه يكون pH يساوي سالب لوغاريتم تركيز H⁺ وهو نحو 2.87، وكلما قلّ هذا الرقم زادت حموضة المحلول.

محلول pH = 5 مثلًا له pOH = 9 (حامضي)، ومحلول pH = 9 له pOH = 5 (قاعدي).
مثال 4: احسب pH لمحلول تركيز أيون الهيدروجين فيه (10^-3 mol) / L، ثم صنفه.
الحل:

pH = -log 10-3 = 3

pOH = 14 – 3 = 11

المحلول حامضي لأن pH < 7

✍️ أمثلة محلولة

محلول هيدروكسيد صوديوم تركيزه 0.01 mol/L. احسب pH.
الحل:

[OH–] = (10-2 mol) / L

pOH = -log 10-2 = 2

pH = 14 – 2 = 12

المحلول قاعدي

حدد نوع المحاليل: pH = 3.5، pH = 7.0، pH = 12.0.
الحل:
pH = 3.5 : محلول حامضي.
pH = 7.0 : محلول متعادل.
pH = 12.0 : محلول قاعدي.
احسب pH لمحلول حمض الخليك
0.1 mol/L (Ka = 1.8 × 10^-5).
الحل:

[H+] = √(1.8 × 10-6) = (1.342 × 10-3 mol) / L

pH = -log (1.342 × 10-3) ≈ 2.87

الدرس الثاني: الاتزان الأيوني وحاصل الإذابة والأس الهيدروجيني · 8 / 17

ثامنًا: حاصل الإذابة

الذوبانية والمحلول المشبع

لكل ملح صلب حد معين للذوبان في الماء عند درجة حرارة معينة.
عند الوصول إلى هذا الحد تصبح المادة المذابة في حالة اتزان ديناميكي مع المادة غير المذابة، ويوصف المحلول بأنه مشبع.
مدى ذوبانية الأملاح الصلبة في الماء واسع ذوبانية نترات البوتاسيوم KNO₃ نحو 31.6 جم/100 جم ماء عند 20°م، بينما ذوبانية كلوريد الفضة AgCl نحو 0.000165 جم/100 جم عند الدرجة نفسها.
درجة الذوبان تركيز المحلول المشبع من الملح شحيح الذوبان عند درجة حرارة معينة (بالمول/لتر).

إذا وُضعت كمية من بروميد الرصاص PbBr₂ في الماء ورُجّت، فإن كمية ضئيلة جدًا تذوب ويتأين جزء منها:
PbBr₂(s) ⇌ Pb²⁺(aq) + 2Br⁻(aq)

Kc = ([Pb2+] [Br–]2) / ([PbBr2])
تركيز PbBr₂ الصلب ثابت تقريبًا، فتكون:
Ksp = [Pb²⁺] [Br^–]²

حاصل الإذابة (Ksp) حاصل ضرب تركيز أيونات المركب الأيوني شحيح الذوبان بالمول/لتر، كل منها مرفوع لأس يساوي عدد مولاته في معادلة الاتزان، وهي في حالة اتزان مع محلولها المشبع.
يتغير Ksp بتغير درجة الحرارة فقط.

إذا كانت درجة الذوبان S (mol / L) لملح من النوع AB فإن Ksp = S².
لملح من النوع AB₂ أو A₂B فإن Ksp = 4S³.
لملح من النوع A₃B₂ مثل Ca₃(PO₄)₂ فإن
Ksp = (3S)³ × (2S)² = 108 S⁵.

مثال 8: احسب حاصل الإذابة لكبريتات الفضة Ag₂SO₄ علمًا بأن درجة ذوبانها في الماء عند 25°م تساوي (1.4 × 10^-2 mol) / L.الحل:

Ag₂SO₄(s) ⇌ 2Ag⁺ + SO₄²⁻

كل مول يذوب ينتج 2 مول Ag⁺ ومول SO₄²⁻

[Ag+] = 2 × 1.4 × 10-2 = (2.8 × 10-2 mol) / L

[SO42-] = (1.4 × 10-2 mol) / L

Ksp = [Ag⁺]² [SO₄^2-] = (2.8 × 10^-2)² × (1.4 × 10^-2)

Ksp = 7.84 × 10-4 × 1.4 × 10-2 ≈ 1.1 × 10-5

✍️ أمثلة محلولة

مثال 9 كلوريد الفضة درجة ذوبانه (1.3 × 10^-5 mol) / L. احسب Ksp.
الحل:

AgCl(s) ⇌ Ag⁺ + Cl⁻

[Ag+] = [Cl–] = (1.3 × 10-5 mol) / L

Ksp = (1.3 × 10-5)2 = 1.7 × 10-10

يذوب فوسفات الكالسيوم Ca₃(PO₄)₂ بدرجة ذوبان S.
الحل:

Ca₃(PO₄)₂ ⇌ 3Ca²⁺ + 2PO₄³⁻

[Ca²⁺] = 3S ، [PO43-] = 2S

Ksp = (3S)3 × (2S)2 = 27S3 × 4S2 = 108 S5

استخدام Ksp في التنبؤ بالترسيب

شكل 6: الاتزان بين الذوبان والترسيب تبيّن الصورة اتزان الذوبان والترسيب لملح شحيح الذوبان. فإذا كان حاصل ضرب تركيزات الأيونات أكبر من Ksp يترسب الملح، وإذا كان أقل منه فالمحلول غير مشبع ولا يحدث ترسيب، وعند التساوي يكون المحلول مشبعًا في حالة اتزان.

إذا كان حاصل ضرب تركيز الأيونات (بقوى معادلة الذوبان) أكبر من Ksp ترسَّب الملح.
إذا كان أقل منه فالمحلول غير مشبع ولا يترسب شيء.
إذا ساواه فالمحلول مشبع في حالة اتزان.

الدرس الثاني: الاتزان الأيوني وحاصل الإذابة والأس الهيدروجيني · 9 / 17

تاسعًا: تميؤ الأملاح

شكل 7: تميؤ الأملاح وتأثير المحلول تشرح الصورة تميؤ الأملاح، أي تفاعل أيوناتها مع الماء. ففي NH₄Cl يتكون H₃O⁺ فيصبح المحلول حامضيًا، بينما يصير محلول CH₃COONa قاعديًا بسبب تكوّن OH⁻، أما ملح كلوريد الصوديوم فلا يتميأ لأن أيوناته من إلكتروليت قوي.

وجه المقارنة	الفكرة الأساسية	كلمات مفتاحية
•	في NaCl لا يتغير اتزان تأين الماء لأن كلا الأيونين من إلكتروليت قوي	NaClيتغيراتزانتأين
في NH₄Cl	NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₃ + H₃O⁺ يتراكم H₃O⁺ فيصير المحلول حامضيًا	يتراكمفيصيرالمحلولحامضي
في CH₃COONa	CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻ يتراكم OH⁻ فيصير المحلول قاعديًا	CH₃COOHيتراكمفيصيرالمحلول

الدرس الثاني: الاتزان الأيوني وحاصل الإذابة والأس الهيدروجيني · 10 / 17

عاشرًا: ملخص قوانين الدرس

ثابت التأين Ka = ([H+][A–]) / ([HA]) .
قانون أوستفالد Ka = α²C (للإلكتروليت الضعيف).
[H⁺] = √(Ka × C)

و
[OH^–] = √(Kb × C)

.
Kw = [H⁺][OH^–] = 10^-14

عند 25°م.
pH = -log [H⁺]

و
pOH = -log [OH^–]

و
pH + pOH = 14

.
Ksp = حاصل ضرب تركيزات الأيونات كل منها مرفوع لأس عدد مولاته.
.egp-ex{margin:18px 0;border:1px solid rgba(79,63,224,.2);border-radius:16px;overflow:hidden;background:#fff}.egp-ex-h{padding:10px 16px;font-weight:800;background:linear-gradient(90deg,#4f3fe0,#22c1c3);color:#fff}.egp-ex-tabs{display:flex;flex-wrap:wrap;gap:6px;padding:10px 12px;background:#f7f6ff}.egp-ex-b{border:1px solid rgba(79,63,224,.3);background:#fff;border-radius:20px;padding:5px 14px;font-weight:700;cursor:pointer}.egp-ex-b.on{background:#4f3fe0;color:#fff}.egp-ex-p{padding:12px 16px}function egpEx(b,k){var w=b.closest(‘.egp-ex’);w.querySelectorAll(‘.egp-ex-b’).forEach(function(x,i){x.classList.toggle(‘on’,i===k)});w.querySelectorAll(‘.egp-ex-p’).forEach(function(x,i){x.hidden=i!==k})}

الدرس الثاني: الاتزان الأيوني وحاصل الإذابة والأس الهيدروجيني · 11 / 17

الجداول والمخططات التوضيحية المستخرجة من أصول المنهج

💡 بيانات وجداول قياسية←تم استخراج كافة البيانات والجداول والمخططات التشريحية من أصول المنهج المعتمد بدقة عالية لتثبيت الفهم وربط النظري بالعملي.

🔬 شكل 1 – مقارنة التوصيل الكهربي للإلكتروليتات القوية والضعيفة وقانون استفالد

التفاصيل العلمية والملاحظات الدقيقة المأخوذة من الرسم التوضيحي:

م ل لح

062001 1120, ©

4 يلزم للتعرف على نقطة انتهاء التفاعل (نقطة التعادل) بين الحمض والقاعدة أن مُستخدم الأدلة الكيميائية.
الأدلة الكيميائية هى مواد كيميائية تستخدم لتحديد نقطة التعادل حيث يتغير لونها بتغير نوع وسط التفاعل.
4 ويوضح الجدول الآتى بعض الأدلة المستخدمة فى تفاعلات التعادل :
الدليل اللون فى الوسط. اللون 1 0 اللون فى الوسط.

51 المتعادل القاعدى

اذاه

برتقالى

🔬 شكل 2 – مقياس الأس الهيدروجيني pH وتغيرات ألوان الأدلة الكيميائية

التفاصيل العلمية والملاحظات الدقيقة المأخوذة من الرسم التوضيحي:

كوم 0 عند

ع 143.5 ع 58.5 1

ع 0.892 1

.. كتلة 21201 فى الخليط – ل ع 03636

النسبة المئوية لكلوريد الصوديوم فى الخليط – لدم > 10096

3996 – 39.146

للحصول على محلول رائق» فإن كتلة هيدروكسيد الصوديوم اللازمة للتفاعل تساوى 000

🔬 شكل 3 – آليات التحلل المائي للأملاح وتأثير لوشاتيليه على اتزان الماء

التفاصيل العلمية والملاحظات الدقيقة المأخوذة من الرسم التوضيحي:
.مثال ©
تفاعل ع 0.24 من الماغنسيوم مع حمض 1101 فى زمن قدره 5 14» تبعًا للتفاعل :
1+ 7ه 222 + 215
احسب معدل هذا التفاعل بوحدة 1201/5 [24 -318]
القسدةا
0 كتلة المادة (ع) 024
عدد مولات 215 الجيرة المولية جحو د [ونة 0.01
المولات المتفاعلة (1
نين ري اهف بع المولات المتفاطة (اميع د لكك – ويزووم 4 -10» 7.14

الدرس الثاني: الاتزان الأيوني وحاصل الإذابة والأس الهيدروجيني · 12 / 17

الشرح الموسوعي المعتمد والمصطلحات الكاملة (كتب الوزارة + الامتحان + المعاصر + الوسام)

📖

الدرس الثاني: الاتزان الأيوني وحاصل الإذابة والأس الهيدروجيني · 13 / 17

📌 قاموس المصطلحات والمفاهيم العلمية الدقيقة:

الاتزان الأيوني (Ionic Equilibrium):
نوع من الاتزان الديناميكي ينشأ في محاليل الإلكتروليتات الضعيفة بين جزيئاتها غير المتأينة وبين الأيونات الناتجة عن تأينها في الماء، ويظل قائماً طالما كان المحلول في حالة ثبات.
قانون استفالد للتخفيف (Ostwald’s Dilution Law):
قانون ينص على أنه عند ثبوت درجة الحرارة، تزداد درجة التفكك أو التأين (α) للإلكتروليت الضعيف بزيادة التخفيف (نقص التركيز C)، لتظل قيمة ثابت التأين (Ka أو Kb) ثابتة: Ka = α² · Ca.
أيون الهيدرونيوم أو البروتون المماه (Hydronium Ion:
H3O+) أيون ناتج عن ارتباط أيون الهيدروجين الموجب (البروتون H+) المتحرر من تأين الحمض مع جزيء ماء برابطة تناسقية، حيث لا يمكن أن يوجد البروتون منفرداً في المحاليل المائية لصغر حجمه وكثافة شحنته الموجبة.

الحاصل الأيوني للماء (Kw:
Ionic Product of Water) حاصل ضرب تركيزي أيوني الهيدروجين (الهيدرونيوم) والهيدروكسيل الناتجين عن التأين الذاتي للماء النقي، وهو مقدار ثابت يساوي دائماً 1 × 10⁻¹⁴ mol²/L² عند درجة حرارة 25°C.
الأس الهيدروجيني والأس الهيدروكسيلي (pH & pOH Scale):
pH هو اللوغاريتم السالب للأساس 10 لتركيز أيون الهيدرونيوم (-log [H3O+]) للتعبير عن حامضية أو قاعدية المحلول بأرقام متسلسلة من 0 إلى 14؛ و pOH هو اللوغاريتم السالب لتركيز أيون الهيدروكسيل (-log [OH-])، وحاصل جمعهما دائماً: pH + pOH = 14.
التحلل المائي للأملاح أو التميه (Hydrolysis):
عملية تبادل أيوني عكسية للتعادل، تتم بين أيونات الملح وجزيئات الماء لتكوين الحمض والقاعدة المشتق منهما الملح، ويحدد نوع المحلول الناتج (حمضي، قاعدي، متعادل) مدى قوة الحمض والقاعدة المتكونين.

حاصل الإذابة (Ksp:
Solubility Product) حاصل ضرب تركيزات أيونات المركب الأيوني شحيح الذوبان مقدرة بالمول/لتر، مرفوع كل منها لأس يساوي عدد الأيونات في المعادلة الكيميائية الموزونة عند حالة الاتزان في المحلول المشبع.

الدرس الثاني: الاتزان الأيوني وحاصل الإذابة والأس الهيدروجيني · 14 / 17

⚖️ القوانين والعلاقات الرياضية والفيزيائية الحاكمة:

العلاقات الرياضية للاتزان الأيوني وحسابات الأحماض والقواعد الضعيفة: [ الصيغة: Ka = α² · Ca | [H3O+] = √(Ka · Ca) = α · Ca | [OH-] = √(Kb · Cb) = α · Cb ] تُستخدم لحساب تركيز أيونات الهيدرونيوم والهيدروكسيل ودرجة التفكك لأي حمض أو قاعدة ضعيفة بدقة رياضية متناهية.
معادلة الاتزان المائي وحاصل الإذابة [ الصيغة: Kw = [H3O+][OH-] = 10⁻¹⁴ | pH + pOH = 14 | للملح AxBy: Ksp = [A^y+]^x · [B^x−]^y ] في المحلول المتعادل [H3O+] = [OH-] = 10⁻⁷ M (pH = 7)؛ وفي المحلول الحمضي pH < 7؛ وفي المحلول القاعدي pH > 7.

الدرس الثاني: الاتزان الأيوني وحاصل الإذابة والأس الهيدروجيني · 15 / 17

🔍 الشرح والتحليل المستفيض وتفسيرات علل والاستنتاجات:

★ كتاب الشرح والتفصيل العلمي الشامل المعتمد ★

كتاب الشرح المفصل الاتزان الأيوني المتقدم: قانون استفالد للتخفيف، تأين الماء والأس الهيدروجيني pH، التحلل المائي للأملاح وحاصل الإذابة Ksp
الكيمياء | الصف الثالث الثانوي (الثانوية العامة) | 2026/2027 | الباب الثالث – الاتزان الكيميائي
🎯 أهداف التعلم والمخرجات التعليمية المقررة بالتفصيل:
• إتقان اشتقاق قانون استفالد للتخفيف وحسابات ثوابت التأين للأحماض والقواعد الضعيفة.
• استيعاب التأين الذاتي للماء والحاصل الأيوني Kw ومقياس الأس الهيدروجيني pH.
• فهم ميكانيكية التحلل المائي للأملاح وحسابات حاصل الإذابة Ksp وظاهرة الأيون المشترك.
◄ أولاً الإلكتروليتات القوية والضعيفة وقانون استفالد للتخفيف

تُمثل المحاليل الإلكتروليتية حجر الزاوية في الكيمياء التحليلية والفيزيائية؛ وتصنف إلى: 1) إلكتروليتات قوية (Strong Electrolytes): مواد تامة التأين في الماء، تتفكك جميع جزيئاتها كلياً إلى أيونات حرة بمجرد ذوبانها؛ كالأحماض المعدنية القوية (HCl, HNO3, H2SO4) والقواعد القوية (NaOH, KOH, Ba(OH)2) ومعظم الأملاح؛ ولذلك لا ينطبق عليها قانون فعل الكتلة ولا يوجد فيها اتزان لغياب الجزيئات غير المتأينة، ويوصل محلولها التيار الكهربي بشدة ولا يتأثر التوصيل بالتخفيف.
2) إلكتروليتات ضعيفة (Weak Electrolytes) مواد غير تامة التأين، يتأين منها جزء ضئيل جداً في الماء وتبقى معظم الجزيئات دون تأين؛ كالأحماض العضوية (حمض الأسيتيك CH3COOH، حمض الفورميك)، والأحماض المعدنية الضعيفة (H2CO3, HCN, H3PO4)، وقاعدة هيدروكسيد الأمونيوم NH4OH؛ وهنا ينشأ ‘الاتزان الأيوني’ بين الجزيئات والأيونات، ويزداد التوصيل الكهربي طردياً مع زيادة التخفيف.

وقد برهن العالم ‘استفالد’ على هذه العلاقة رياضياً؛ فبفرض حمض أحادي البروتون ضعيف HA تركيزه Ca ودرجة تفككه α: عند التأين يتكون αCa من H3O+ و αCa من A-، ويتبقى Ca(1-α) من الجزيئات.
وبما أن الحمض ضعيف جداً فإن (1-α) ≈ 1؛ وبتطبيق قانون فعل الكتلة ينتج قانون استفالد: Ka = α² · Ca.
ومنه نستنتج أن درجة التأين تتناسب عكسياً مع جذر التركيز α = √(Ka / Ca)؛ فكلما خففنا المحلول زادت درجة التفكك لتبقى Ka ثابتة عند ثبوت الحرارة.
شكل توضيحي (شكل 1 – مقارنة التوصيل الكهربي للإلكتروليتات القوية والضعيفة وقانون استفالد): مخطط تجريبي يوضح أثر التخفيف على إضاءة المصباح في حمض الهيدروكلوريك وحمض الأسيتيك
◄ ثانياً التأين الذاتي للماء ومقياس الأس الهيدروجيني والأس الهيدروكسيلي

يُعد الماء النقي إلكتروليتاً ضعيفاً جداً يخضع لتأين ذاتي طفيف وفق المعادلة: 2H2O ⇌ H3O+ + OH-.
وبما أن تركيز جزيئات الماء كبير وثابت، فإن ثابت اتزان تأين الماء يعبر عنه بـ ‘الحاصل الأيوني للماء’ (Kw): Kw = [H3O+][OH-] = 1.0 × 10⁻¹⁴ mol²/L² عند 25°C.
وفي الماء النقي أو أي محلول متعادل، يكون تركيز أيونات الهيدرونيوم مساوياً تماماً لتركيز أيونات الهيدروكسيل: [H3O+] = [OH-] = 1.0 × 10⁻⁷ M.

ولتسهيل التعبير عن التركيزات بالغة الصغر بدلاً من استخدام الأسس السالبة، ابتكر العالم سورنسن عام 1909 مقياس ‘الرقم الهيدروجيني’ (pH Scale)؛ حيث يعرف pH بأنه: pH = -log [H3O+]، ويعرف pOH بأنه: pOH = -log [OH-].
وبأخذ اللوغاريتم السالب لمعادلة الحاصل الأيوني للماء -log Kw = -log [H3O+] + (-log [OH-])، فينتج القانون العام المحوري: pKw = pH + pOH = 14.

وجه المقارنة	الفكرة الأساسية	مثال	كلمات مفتاحية
وعلى هذا المقياس	1) المحلول المتعادل: [H3O+] = [OH-] = 10⁻⁷ M فتكون pH = 7 و pOH = 7	—	المحلولالمتعادلفتكون
2) المحلول الحمضي	يزداد فيه [H3O+] عن 10⁻⁷ M فتكون pH < 7 و pOH > 7 وتزداد قوة الحمض كلما اقتربت pH من الصفر	—	يزدادفتكونوتزدادكلما
3) المحلول القاعدي	يقل فيه [H3O+] عن 10⁻⁷ M ويزداد [OH-] فتكون pH > 7 و pOH < 7 وتزداد قوة القاعدة كلما اقتربت pH من 14	—	ويزدادفتكونوتزدادالقاعدة
•	وتجدر الإشارة إلى أن تغير وحدة واحدة في pH ي	تغيراً بمقدار 10 أضعاف في تركيز أيونات الهيدرونيوم لأن المقياس لوغاريتمي	وتجدرالإشارةتغيروحدة
•	شكل توضيحي (شكل 2 – مقياس الأس الهيدروجيني pH وتغيرات ألوان الأدلة الكيميائية): شريط ألوان مقياس pH من 0 إلى 14 ومدى تغير ألوان الميثيل البرتقالي وعباد الشمس والفينولفثالين	—	توضيحيمقياسالأسالهيدروجيني

◄ ثالثاً التحلل المائي للأملاح (التميه) والتفسير الأيوني وفق قاعدة لوشاتيليه
تُمثل عملية التميه (Hydrolysis) الوجه العكسي لعملية التعادل (حمض + قلوي ⇌ ملح + ماء)؛ فعند ذوبان الملح في الماء يتفكك إلى شق حمضي (آنيون) وشق قاعدي (كاتيون)، ويتفاعل هذان الشقان مع أيونات H+ و OH- الناتجة عن تأين الماء الذاتي، ويتحدد التأثير الحامضي أو القاعدي للمحلول الناتج وفق الحالات الأربع الآتية: 1) ملح مشتق من حمض قوي وقاعدة قوية (مثل كلوريد الصوديوم NaCl، نترات البوتاسيوم KNO3): يتأين كلياً، وتتجمع أيونات Na+ مع OH- وأيونات Cl- مع H+؛ ولأن NaOH و HCl إلكتروليتات قوية تامة التأين تظل أيونات H+ و OH- حرة في المحلول دون اتحاد، فلا يختل اتزان تأين الماء ويبقى [H3O+] = [OH-] = 10⁻⁷ M، فيكون المحلول ‘متعادلاً’ تماماً (pH = 7) ولا يغير لون أي دليل كيميائي.

2) ملح مشتق من حمض ضعيف وقاعدة قوية (مثل أسيتات الصوديوم CH3COONa، كربونات الصوديوم Na2CO3): تتحد أيونات الأسيتات السالبة CH3COO- مع أيونات الهيدروجين الموجبة H+ من الماء مكونة جزيئات حمض الأسيتيك الضعيف غير المتأين؛ مما يسحب أيونات H+ من اتزان الماء؛ ووفقاً لقاعدة لوشاتيليه، يضطرب الاتزان ويتأين مزيد من جزيئات الماء لتعويض النقص، مما يؤدي إلى تراكم وزيادة تركيز أيونات الهيدروكسيل OH- الحرة في المحلول؛ فيصبح المحلول ‘قاعدياً’ (pH > 7) ويزرق عباد الشمس.
3) ملح مشتق من حمض قوي وقاعدة ضعيفة (مثل كلوريد الأمونيوم NH4Cl): تتحد كاتيونات الأمونيوم NH4+ مع أيونات OH- من الماء لتكوين هيدروكسيد الأمونيوم الضعيف، مما يسحب OH- ويحفز تأين الماء لتعويضه فتتراكم أيونات H+ الحرة في المحلول؛ فيصبح المحلول ‘حمضياً’ (pH < 7) ويحمر عباد الشمس.

4) ملح مشتق من حمض ضعيف وقاعدة ضعيفة (مثل أسيتات الأمونيوم CH3COONH4): يتحد الشقان مع أيونات الماء معاً، وتعتمد طبيعة المحلول على المقارنة بين ثابت تأين الحمض Ka وثابت تأين القاعدة Kb؛ فإذا تساويا كان المحلول متعادلاً.
شكل توضيحي (شكل 3 – آليات التحلل المائي للأملاح وتأثير لوشاتيليه على اتزان الماء): معادلات ومخططات التميه لأملاح كربونات الصوديوم وكلوريد الأمونيوم وأسيتات الصوديوم
◄ رابعاً حاصل الإذابة للمركبات شحيحة الذوبان Ksp وتطبيقات الترسيب
عند إذابة مركب أيوني شحيح الذوبان في الماء (ككلوريد الفضة AgCl، أو كبريتات الباريوم BaSO4، أو فوسفات الكالسيوم Ca3(PO4)2)، يذوب منه جزء بالغ الضآلة جداً ويتأين، حتى يصل المحلول إلى أقصى تركيز ممكن من المادة المذابة في حالة اتزان ديناميكي مع الجزء غير الذائب، ويسمى المحلول حينئذ بـ ‘المحلول المشبع’ (Saturated Solution).

ويعرف تركيز المحلول المشبع للملح شحيح الذوبان عند درجة حرارة معينة بـ ‘درجة الإذابة’ (Solubility x mol/L).
وعند الاتزان، يطبق قانون فعل الكتلة على الملح غير الذائب وأيوناته؛ وبما أن تركيز الملح الصلب يظل ثابتاً، يدمج في ثابت الاتزان ليعطي ‘ثابت حاصل الإذابة’ (Ksp): فمثلاً لملح كلوريد الفضة: AgCl(s) ⇌ Ag+(aq) + Cl-(aq) -> Ksp = [Ag+][Cl-] = x · x = x²؛ ولملح كبريتيد الفضة: Ag2S(s) ⇌ 2Ag+(aq) + S²⁻(aq) -> Ksp = [Ag+]²[S²⁻] = (2x)² · x = 4x³؛ ولملح فوسفات الكالسيوم: Ca3(PO4)2(s) ⇌ 3Ca²⁺(aq) + 2PO4³⁻(aq) -> Ksp = [Ca²⁺]³[PO4³⁻]² = (3x)³ · (2x)² = 108x⁵.

وتعد قيمة Ksp مقياساً دقيقاً لمدى ذوبانية الملح؛ فكلما صغرت قيمة Ksp دل ذلك على انخفاض شديد في الذوبان وسهولة الترسيب.
وإذا كان حاصل ضرب التراكيز الفعلية للأيونات في محلول (الحاصل الأيوني Q) أكبر من قيمة Ksp، يحدث ترسيب فوري للملح الزائد حتى يعود الاتزان المشبع.
🧮 التطبيقات والمسائل النموذجية المحلولة بالخطوات (Step-by-Step Worked Examples):
مثال نموذجي 1 مسألة كيميائية شاملة لحسابات الحمض الضعيف و pH و pOH
نص المسألة / السؤال احسب درجة تفكك (α) وتركيز أيون الهيدرونيوم [H3O+] وقيمة الأس الهيدروجيني pH والأس الهيدروكسيلي pOH لمحلول حمض الهيدروسيانيك HCN تركيزه 0.1 M، إذا علمت أن ثابت تأين الحمض Ka = 4.9 × 10⁻¹⁰ عند 25°C.

وجه المقارنة	الفكرة الأساسية	كلمات مفتاحية
خطوات الحل والشرح النموذجي	1) حساب درجة التأين (α) باستخدام قانون استفالد: α = √(Ka / Ca) = √(4.9 × 10⁻¹⁰ / 0.1) = √(4.9 × 10⁻⁹) = 7.0 × 10⁻⁵	حسابدرجةالتأينباستخدام
2) حساب تركيز أيون الهيدرونيوم [H3O+]	[H3O+] = √(Ka · Ca) = √(4.9 × 10⁻¹⁰ × 0.1) = 7.0 × 10⁻⁶ mol/L (أو [H3O+] = α · Ca = 7.0 × 10⁻⁵ × 0.1 = 7.0 × 10⁻⁶ M)
3) حساب الرقم الهيدروجيني pH	pH = -log [H3O+] = -log (7.0 × 10⁻⁶) = 6 – log(7.0) = 6 – 0.845 = 5.155 (حمض ضعيف لأن pH < 7 وقريبة من 7)	ضعيفوقريبة
4) حساب الرقم الهيدروكسيلي pOH	pOH = 14 – pH = 14 – 5.155 = 8.845
مثال نموذجي 2	حساب حاصل الإذابة Ksp لملح هيدروكسيد الألومنيوم شحيح الذوبان	حسابحاصلالإذابةلملح
نص المسألة / السؤال	إذا كانت درجة إذابة هيدروكسيد الألومنيوم Al(OH)3 في الماء النقي عند درجة حرارة معينة هي 1.0 × 10⁻⁹ mol/L احسب قيمة حاصل الإذابة Ksp لهذا الملح	كانتدرجةإذابةهيدروكسيد

خطوات الحل والشرح النموذجي←1) كتابة معادلة تأين الملح في المحلول المشبع:

Al(OH)3(s) ⇌ Al³⁺(aq) + 3OH⁻(aq)

2) التعبير عن تركيز الأيونات بدلالة درجة الإذابة (x = 1.0 × 10⁻⁹ M):

[Al³⁺] = x = 1.0 × 10⁻⁹ M

[OH⁻] = 3x = 3 × (1.0 × 10⁻⁹) = 3.0 × 10⁻⁹ M

3) التعويض في قانون حاصل الإذابة Ksp:

Ksp = [Al³⁺] · [OH⁻]³ = (x) · (3x)³ = 27x⁴

Ksp = 27 × (1.0 × 10⁻⁹)⁴ = 27 × 1.0 × 10⁻³⁶ = 2.7 × 10⁻³⁵ mol⁴/L⁴.
💡 أسرار وتكات التفوق وملاحظات خبير المادة (Expert Notes & Exam Secrets):
★ فخ تركيز أيون الهيدروجين في حمض ثنائي البروتون تذكر دائماً أن حمض الكبريتيك H2SO4 حمض قوي تام التأين ثنائي البروتون، فإذا كان تركيزه 0.05 M فإن تركيز [H3O+] = 2 × 0.05 = 0.1 M ويكون pH = -log(0.1) = 1.

★ تأثير إضافة كلوريد الأمونيوم على هيدروكسيد الأمونيوم إضافة ملح NH4Cl إلى محلول NH4OH يسبب ‘تأثير الأيون المشترك’ (Common Ion Effect)؛ حيث يزداد تركيز NH4+ فينزاح الاتزان لليسار وفق لوشاتيليه ويقل تأين القاعدة ويهبط تركيز OH- فتقل قيمة pH للمحلول.
★ الماء الساخن وقيمة pH تأين الماء تفاعل ماص للحرارة؛ برفع درجة الحرارة ينزاح تأين الماء طردياً فتزداد قيمة Kw (تصبح أكبر من 10⁻¹⁴) وتزداد تراكيز H3O+ و OH- معاً وتصبح pH للماء النقي أقل من 7 ومع ذلك يظل الماء متعادلاً لتساوي [H3O+] مع [OH-].
🌍 التطبيقات الحياتية والصناعية والتكنولوجية (Real-World Applications):
✔ ضبط حموضة الدم الفسيولوجية بواسطة المحاليل المنظمة (Buffers): يحافظ نظام بيكربونات الدم (H2CO3 / NaHCO3) على قيمة pH ثابتة ومستقرة تماماً عند 7.4؛ وأي تغير يتجاوز 0.2 وحدة صعوداً أو هبوطاً يؤدي لغيبوبة فورية ووفاة.

✔ إزالة عسر الماء ومعالجة مياه الصرف الصناعي←التحكم الدقيق في قيم حاصل الإذابة Ksp لترسيب كاتيونات الكالسيوم والمغنيسيوم وأيونات الفلزات الثقيلة السامة كالرصاص والكروم والزرنيخ في صورة هيدروكسيدات أو فوسفات غير ذائبة يسهل ترشيحها وفصلها.

الدرس الثاني: الاتزان الأيوني وحاصل الإذابة والأس الهيدروجيني · 16 / 17

ملخص الدرس

★ الملخص الشامل وخريطة المفاهيم وجداول المقارنة ★
🗺️ الخريطة الذهنية والمفاهيم الجوهرية (Mind Map Outline):
✔ 1.
الإلكتروليتات والاتزان: قوية (تامة التأين كـ HCl و NaOH) وضعيفة (غير تامة التأين، ينطبق عليها الاتزان وقانون استفالد Ka = α² · Ca).
✔ 2. التأين الذاتي للماء: Kw = [H₃O+][OH-] = 10⁻¹⁴، وتدرج pH + pOH = 14 (أقل من 7 حمضي، 7 متعادل، أكبر من 7 قاعدي).
✔ 3. التميه: ملح قوي وقوي (متعادل NaCl)، ضعيف وقوي (قاعدي CH₃COONa بسحب H+)، قوي وضعيف (حمضي NH₄Cl بسحب OH-).
✔ 4.
حاصل الإذابة Ksp: للمحاليل المشبعة للأملاح شحيحة الذوبان، وحسابات درجة الإذابة (x² أو 4x³ أو 27x⁴) وشروط الترسيب بتأثير الأيون المشترك.
📊 جداول المقارنة والتصنيف والتلخيص الشامل:
جدول مصفوفة التحلل المائي للأملاح وتأثيراتها على قيمة pH وأدلة التعادل

نوع الملح المشتق	أمثلة نموذجية شهيرة	الأيون المتحد مع أيونات الماء	طبيعة المحلول الناتج وقيمة pH	لون دليل عباد الشمس
حمض قوي + قاعدة قوية	NaCl, KNO3, Na2SO4, KBr	لا يتحد أي شق (تظل الأيونات حرة)	متعادل تماماً (pH = 7)	أرجواني متعادل
حمض ضعيف + قاعدة قوية	CH3COONa, Na2CO3, KCN	الشق الحامضي السالب يسحب H+	قاعدي قريباً من القلوية (pH > 7)	أزرق قاعدي
حمض قوي + قاعدة ضعيفة	NH4Cl, FeSO4, AlCl3	الشق القاعدي الموجب يسحب OH-	حمضي التأثير (pH < 7)	أحمر حمضي
حمض ضعيف + قاعدة ضعيفة	CH3COONH4, (NH4)2CO3	يتحد الشقان معاً مع أيونات الماء	يعتمد على المقارنة بين Ka و Kb	متعادل تقريباً إذا تساويا

وجه المقارنة	الفكرة الأساسية	كلمات مفتاحية
•	💡 كبسولة المراجعة السريعة وأهم فنيات الامتحان	كبسولةالمراجعةالسريعةوأهم
★ كبسولة اتزان أيوني 1	درجة التفكك α تتناسب عكسياً مع جذر التركيز فكلما خففنا الحمض الضعيف زادت درجة تأينه	درجةالتفككتتناسبعكسيا
★ كبسولة اتزان أيوني 2	قيمة pH + pOH تساوي دائماً 14 عند 25°C لأي محلول مائي حمضياً كان أو قاعدياً	قيمةتساويدائمامحلول
★ كبسولة اتزان أيوني 3	الأيون المشترك يقلل دائماً من درجة تأين الإلكتروليت الضعيف ويخفض ذوبانية الأملاح الشحيحة	الأيونالمشتركيقللدائما

الدرس الثاني: الاتزان الأيوني وحاصل الإذابة والأس الهيدروجيني · 17 / 17

المناهج الدراسية

الكيمياء

الباب الأول - العناصر الانتقالية

الباب الثاني - التحليل الكيميائي

الباب الثالث - الاتزان الكيميائي

الباب الرابع - الكيمياء الكهربية

الباب الخامس - الكيمياء العضوية

دروس إضافية

الدرس الثاني: الاتزان الأيوني وحاصل الإذابة والأس الهيدروجيني

🌳 شجرة المفاهيم

│ ├── المركبات الأيونية

│ ├── المركبات التساهمية

│ ├── التجارب الدالة على ذلك

│ └── الاستنتاج

│ └── مفاهيم أساسية

│ ├── ثابت التأين Ka

│ ├── درجة التفكك (التأين) α

│ └── دلالة قيمة pH

│ ├── الذوبانية والمحلول المشبع

│ ├── تعريف حاصل الإذابة

│ ├── علاقة Ksp بدرجة الذوبان S

│ └── استخدام Ksp في التنبؤ بالترسيب

│ └── التفسير

المركبات الأيونية

الاستنتاج

HCl → H+ + Cl−

CH₃COOH ⇌ CH₃COO− + H+

ثابت التأين Ka

Ka = ([H3O+]2) / C

[H3O+] = √(Ka × C)

✍️ أمثلة محلولة

[H3O+] = √(Ka × C)

[H3O+] = √(1.8 × 10-5 × 0.1)

[H3O+] = √(1.8 × 10-6) = (1.342 × 10-3 mol) / L

Kb = ([OH–]2) / C

[OH–] = √(Kb × C)

✍️ أمثلة محلولة

[OH–] = √(Kb × C) = √(1.8 × 10-5 × 0.2)

[OH–] = √(3.6 × 10-6) = (1.9 × 10-3 mol) / L

pH = -log 10-3 = 3

pOH = 14 – 3 = 11

المحلول حامضي لأن pH < 7

✍️ أمثلة محلولة

[OH–] = (10-2 mol) / L

pOH = -log 10-2 = 2

pH = 14 – 2 = 12

المحلول قاعدي

[H+] = √(1.8 × 10-6) = (1.342 × 10-3 mol) / L

pH = -log (1.342 × 10-3) ≈ 2.87

الذوبانية والمحلول المشبع

Ag₂SO₄(s) ⇌ 2Ag+ + SO₄2−

كل مول يذوب ينتج 2 مول Ag+ ومول SO₄2−

[Ag+] = 2 × 1.4 × 10-2 = (2.8 × 10-2 mol) / L

[SO42-] = (1.4 × 10-2 mol) / L

Ksp = 7.84 × 10-4 × 1.4 × 10-2 ≈ 1.1 × 10-5

✍️ أمثلة محلولة

AgCl(s) ⇌ Ag+ + Cl−

[Ag+] = [Cl–] = (1.3 × 10-5 mol) / L

Ksp = (1.3 × 10-5)2 = 1.7 × 10-10

Ca₃(PO₄)₂ ⇌ 3Ca2+ + 2PO₄3−

[Ca2+] = 3S ، [PO43-] = 2S

Ksp = (3S)3 × (2S)2 = 27S3 × 4S2 = 108 S5

استخدام Ksp في التنبؤ بالترسيب

🔬 شكل 1 – مقارنة التوصيل الكهربي للإلكتروليتات القوية والضعيفة وقانون استفالد

م ل لح

062001 1120, ©

51 المتعادل القاعدى

اذاه

برتقالى

🔬 شكل 2 – مقياس الأس الهيدروجيني pH وتغيرات ألوان الأدلة الكيميائية

كوم 0 عند

ع 143.5 ع 58.5 1

ع 0.892 1

.. كتلة 21201 فى الخليط – ل ع 03636

3996 – 39.146

🔬 شكل 3 – آليات التحلل المائي للأملاح وتأثير لوشاتيليه على اتزان الماء

★ كتاب الشرح والتفصيل العلمي الشامل المعتمد ★

Al(OH)3(s) ⇌ Al3+(aq) + 3OH−(aq)

[Al3+] = x = 1.0 × 10−9 M

[OH−] = 3x = 3 × (1.0 × 10−9) = 3.0 × 10−9 M

HCl → H⁺ + Cl⁻

CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻ + H⁺

Ag₂SO₄(s) ⇌ 2Ag⁺ + SO₄²⁻

كل مول يذوب ينتج 2 مول Ag⁺ ومول SO₄²⁻

AgCl(s) ⇌ Ag⁺ + Cl⁻

Ca₃(PO₄)₂ ⇌ 3Ca²⁺ + 2PO₄³⁻

[Ca²⁺] = 3S ، [PO43-] = 2S

Al(OH)3(s) ⇌ Al³⁺(aq) + 3OH⁻(aq)

[Al³⁺] = x = 1.0 × 10⁻⁹ M

[OH⁻] = 3x = 3 × (1.0 × 10⁻⁹) = 3.0 × 10⁻⁹ M

Ksp = [Al³⁺] · [OH⁻]³ = (x) · (3x)³ = 27x⁴