Nimûneyên Pirs û Gotûbêjên Asîd û Bazan ên Arrhenius
Asîd û baz di kîmyayê de têgehên bingehîn in. Yek ji teoriyên herî navdar ji bo ravekirina tevgera asîd û bazên teoriya Arrhenius e. Li gorî Arrhenius, asîd terkîbek e ku dema di nav avê de dihele, îyonên H⁺ (an H₃O⁺) çêdike, lê baz terkîbek e ku dema di nav avê de dihele, îyonên OH⁻ çêdike. Di vê gotarê de, em ê çend pirsgirêkên mînakî yên di derbarê asîd û bazên li gorî teoriya Arrhenius de, digel çareseriyên wan, nîqaş bikin.
Nimûneya Pirsa 1
Pirs:
Çareseriyeke asîda hîdroklorîk (HCl) a 0,1 M di nav avê de tê helandin. Rêjeya îyonên H⁺ di çareseriyê de hesab bike.
Nîqaş:
Li gorî teoriya Arrhenius, HCl asîd e ji ber ku dema ku di nav avê de dihele îyonên H⁺ çêdike. Hevkêşeya îyonîzasyonê ya HCl di nav avê de wiha ye:
\[ \text{HCl} \bo \text{H}^+ + \text{Cl}^- \]
Têkeliya destpêkê ya HCl 0,1 M e. Ji ber ku HCl asîdeke bihêz e ku di çareseriya avî de bi tevahî iyonîze dibe, her molekula HCl dê yek îyona H⁺ û yek îyona Cl⁻ hilberîne. Ji ber vê yekê, têkeliya îyonên H⁺ di çareseriyê de jî wekhevî têkeliya HCl ye, ango:
\[ [\text{H}^+] = 0,1 \text{M} \]
Ji ber vê yekê, rêjeya îyonên H⁺ di çareseriyek HCl ya 0,1 M de 0,1 M e.
Nimûneya Pirsa 2
Pirs:
pH-a çareseriyeke asîda nîtrîk (HNO₃) ya 0,01 M hesab bike.
Nîqaş:
HNO₃ asîdeke bihêz e ku di avê de bi tevahî iyonîze dibe, ji ber vê yekê hevkêşeya iyonîzasyonê ji bo HNO₃ wiha ye:
\[ \text{HNO}_3 \bo \text{H}^+ + \text{NO}_3^- \]
Têkeliya HNO₃ ya dayîn 0,01 M e. Ji ber ku HNO₃ asîdeke bihêz e, her molekuleke HNO₃ dê yek îyona H⁺ hilberîne. Ji ber vê yekê, têkeliya îyonên H⁺ di çareseriyê de wekhevî têkeliya HNO₃ ye, ango:
\[ [\text{H}^+] = 0,01 \text{M} \]
pH dikare bi karanîna formula jêrîn were hesab kirin:
\[ \text{pH} = -\log [\text{H}^+] \]
Bi danîna rêjeya îyonên H⁺ di formulê de, em bi dest dixin:
\[ \text{pH} = -\log (0,01) = -\log (10^{-2}) = 2 \]
Ji ber vê yekê, pH ya çareseriyek HNO₃ ya 0,01 M 2 e.
Nimûneya Pirsa 3
Pirs:
Di çareseriyeke NaOH ya 0,05 M de rêjeya îyonên OH⁻ diyar bikin.
Nîqaş:
NaOH bazek bihêz e ku di avê de bi tevahî iyonîze dibe, ji ber vê yekê hevkêşeya iyonîzasyonê ji bo NaOH wiha ye:
\[ \text{NaOH} \to \text{Na}^+ + \text{OH}^- \]
Têkeliya NaOH ya dayîn 0,05 M e. Ji ber ku NaOH bingehek bihêz e, her molekula NaOH dê yek îyona OH⁻ hilberîne. Ji ber vê yekê, têkeliya îyonên OH⁻ di çareseriyê de wekhevî têkeliya NaOH ye, ango:
\[ [\text{OH}^-] = 0,05 \text{M} \]
Ji ber vê yekê, rêjeya îyonên OH⁻ di çareseriyek NaOH ya 0,05 M de 0,05 M e.
Nimûneya Pirsa 4
Pirs:
pH-ya çareseriyeke KOH ya 0,01 M hesab bike.
Nîqaş:
KOH bingehek bihêz e ku di avê de bi tevahî iyonîze dibe. Hevkêşeya iyonîzekirinê ya KOH di avê de wiha ye:
\[ \text{KOH} \to \text{K}^+ + \text{OH}^- \]
Têkeliya KOH ya dayîn 0,01 M e. Ji ber ku KOH bingehek bihêz e, her molekulek KOH dê yek îyona OH⁻ hilberîne. Ji ber vê yekê, têkeliya îyonên OH⁻ di çareseriyê de wekhevî têkeliya KOH ye, ango:
\[ [\text{OH}^-] = 0,01 \text{M} \]
pH pîvanek ji bo rêjeya îyonên H⁺ di çareseriyekê de ye. Em dikarin têkiliya di navbera pH, îyonên H⁺, û îyonên OH⁻ de ku ji hêla berhema îyonên avê (Kw) ve tê dayîn, bikar bînin:
\[ \text{Kw} = [\text{H}^+][\text{OH}^-] = 1 \car 10^{-14} \]
Bi zanîna nirxa [OH⁻], em dikarin [H⁺] hesab bikin:
\[ [\text{H}^+] = \frac{\text{Kw}}{[\text{OH}^-]} = \frac{1 \times 10^{-14}}{0,01} = 1 \times 10^{-12} \text{M} \]
pH dikare bi karanîna formula jêrîn were hesab kirin:
\[ \text{pH} = -\log [\text{H}^+] \]
Bi danîna rêjeya îyonên H⁺ di formulê de, em bi dest dixin:
\[ \text{pH} = -\log (1 \times 10^{-12}) = 12 \]
Ji ber vê yekê, pH ya çareseriyek KOH ya 0,01 M 12 e.
Nimûneya Pirsa 5
Pirs:
PH-a çareseriyê = 3 e. Rêjeya îyonên H⁺ di çareseriyê de hesab bike.
Nîqaş:
pH pîvanek ji bo rêjeya îyonên H⁺ di çareseriyê de ye û dikare bi vê formulê were îfade kirin:
\[ \text{pH} = -\log [\text{H}^+] \]
Ji bo hesabkirina rêjeya îyonên H⁺, em formulê diguherînin bo:
\[ [\text{H}^+] = 10^{-\text{pH}} \]
Bi zêdekirina nirxên pH-ê yên diyarkirî, em dibînin:
\[ [\text{H}^+] = 10^{-3} = 0,001 \text{M} \]
Ji ber vê yekê, rêjeya îyonên H⁺ di çareseriyek bi pH = 3 de 0,001 M e.
Nimûneya Pirsa 6
Pirs:
Çerxa NH₄OH xwedî rêjeya 0,1 M e. Ger nirxa Kb ji bo NH₄OH 1,8 x 10⁻⁵ be, pH-ya çareseriyê hesab bikin.
Nîqaş:
NH₄OH bingehek qels e ku di avê de bi tevahî iyonîze nabe. Hevkêşeya iyonîzekirinê ya NH₄OH di avê de wiha ye:
\[ \text{NH}_4\text{OH} \leftrightarrow \text{NH}_4^+ + \text{OH}^- \]
Sabîta hevsengiyê ji bo îyonîzasyona NH₄OH wekî Kb tê binavkirin û bi vî awayî tê dayîn:
\[ K_b = \frac{[\text{NH}_4^+][\text{OH}^-]}{[\text{NH}_4\text{OH}} \]
Ji ber ku NH₄OH bingehek qels e, em Kb bikar tînin da ku rêjeya îyonên OH⁻ hesab bikin. Bi texmînkirina \(x\) rêjeya NH₄OH ya îyonîzekirî ye, hevkêşeya îyonîzasyonê dibe:
\[ K_b = \frac{x^2}{0,1 – x} \nêzîkî \frac{x^2}{0,1} \]
Ji ber ku nirxa Kb pir piçûk e, em wiha texmîn dikin \(0,1 – x \nêzîkî 0,1\):
\[ 1,8 caran 10^{-5} = \frac{x^2}{0,1} \]
\[ x^2 = 1,8 \car 10^{-6} \]
\[ x = \sqrt{1,8 \times 10^{-6}} \]
\[ x \nêzîkî 1,34 \car 10^{-3} \text{ M} \]
Ji ber vê yekê, rêjeya îyonên OH⁻ \(1,34 \times 10^{-3} \text{ M}\) e.
Ji vê têrbûnê, em dikarin têrbûna îyonên H⁺ bi karanîna Kw hesab bikin:
\[ [\text{H}^+] = \frac{1 \times 10^{-14}}{1,34 \times 10^{-3}} \]
\[ [\text{H}^+] = 7,46 \times 10^{-12} \text{M} \]
pH:
\[ \text{pH} = -\log (7,46 \times 10^{-12}) \]
pH nêzîkî 11,13
Ji ber vê yekê, pH-ya çareseriyek NH₄OH ya 0,1 M nêzîkî 11,13 e.
Xelasî
Teoriya Arrhenius bingehek hêja peyda dike ji bo têgihîştina ka asîd û baz çawa di çareseriyê de tevdigerin. Di vê nîqaşê de, me li çend mînakên pirsgirêkan nihêrî ku nîşan didin ka ev têgeh çawa dikarin ji bo hesabkirina konsantrasyonên îyonên H⁺ û OH⁻ û pH-ya çareseriyên cûrbecûr werin bikar anîn. Têgihîştina vê teoriyê ji bo her kesê ku kariyerek di kîmyayê de dişopîne, çi di asta lîseyê de be çi jî di asta perwerdehiya bilind de, girîng e.
