آرينيس تيزاب ۽ بنيادن جا مثال سوال ۽ بحث
ڪيمسٽري ۾ تيزاب ۽ بنياد بنيادي تصور آهن. تيزاب ۽ بنيادن جي رويي کي بيان ڪرڻ لاءِ سڀ کان وڌيڪ مشهور نظرين مان هڪ آرينيس ٿيوري آهي. آرينيس جي مطابق، تيزاب هڪ مرڪب آهي جيڪو پاڻي ۾ حل ٿيڻ تي H⁺ (يا H₃O⁺) آئن پيدا ڪري ٿو، جڏهن ته بيس هڪ مرڪب آهي جيڪو پاڻي ۾ حل ٿيڻ تي OH⁻ آئن پيدا ڪري ٿو. هن مضمون ۾، اسان آرينيس ٿيوري جي مطابق تيزاب ۽ بنيادن جي حوالي سان ڪيترن ئي مثالن جي مسئلن تي بحث ڪنداسين، انهن جي حلن سان گڏ.
مثال سوال 1
سوال:
هڪ 0,1 M هائيڊروڪلورڪ ايسڊ (HCl) محلول پاڻيءَ ۾ حل ڪيو ويندو آهي. محلول ۾ H⁺ آئنن جي ڪنسنٽريشن جو حساب لڳايو.
بحث:
آرينيس جي نظريي موجب، HCl هڪ تيزاب آهي ڇاڪاڻ ته اهو پاڻي ۾ حل ٿيڻ تي H⁺ آئن پيدا ڪري ٿو. پاڻي ۾ HCl لاءِ آئنائيزيشن مساوات هن ريت آهي:
\[ \ٽيڪسٽ{ايڇ سي ايل} \کان \ٽيڪسٽ{ايڇ}^+ + \ٽيڪسٽ{سي ايل}^- \]
HCl جي شروعاتي ڪنسنٽريشن 0,1 M آهي. جيئن ته HCl هڪ مضبوط تيزاب آهي جيڪو پاڻي جي محلول ۾ مڪمل طور تي آئنائيز ٿئي ٿو، هر HCl ماليڪيول هڪ H⁺ آئن ۽ هڪ Cl⁻ آئن پيدا ڪندو. تنهن ڪري، محلول ۾ H⁺ آئنن جو ڪنسنٽريشن پڻ HCl جي ڪنسنٽريشن جي برابر آهي، يعني:
\[ [\ٽيڪسٽ{ايڇ}^+] = 0,1 \ٽيڪسٽ{ايم} \]
تنهن ڪري، 0,1 M HCl محلول ۾ H⁺ آئنن جي ڪنسنٽريشن 0,1 M آهي.
مثال سوال 2
سوال:
0,01 M نائٽرڪ ايسڊ (HNO₃) محلول جي pH جو حساب ڪريو.
بحث:
HNO₃ هڪ مضبوط تيزاب آهي جيڪو پاڻيءَ ۾ مڪمل طور تي آئنائيز ٿئي ٿو، تنهن ڪري HNO₃ لاءِ آئنائيزيشن مساوات هن ريت آهي:
\[ \ٽيڪسٽ{HNO}_3 \کان \ٽيڪسٽ{H}^+ + \ٽيڪسٽ{NO}_3^- \]
HNO₃ جي ڏنل ڪنسنٽريشن 0,01 M آهي. جيئن ته HNO₃ هڪ مضبوط تيزاب آهي، HNO₃ جو هر ماليڪيول هڪ H⁺ آئن پيدا ڪندو. تنهن ڪري، محلول ۾ H⁺ آئنن جي ڪنسنٽريشن HNO₃ جي ڪنسنٽريشن جي برابر آهي، يعني:
\[ [\ٽيڪسٽ{ايڇ}^+] = 0,01 \ٽيڪسٽ{ايم} \]
pH فارمولا استعمال ڪندي حساب ڪري سگهجي ٿو:
\[ \ٽيڪسٽ{پي ايڇ} = -\لاگ [\ٽيڪسٽ{ايڇ}^+] \]
فارمولا ۾ H⁺ آئنز جي ڪنسنٽريشن کي شامل ڪرڻ سان، اسان حاصل ڪريون ٿا:
\[ \ٽيڪسٽ{پي ايڇ} = -\لاگ (0,01) = -\لاگ (10^{-2}) = 2 \]
تنهن ڪري، 0,01 M HNO₃ محلول جو pH 2 آهي.
مثال سوال 3
سوال:
0,05 M NaOH محلول ۾ OH⁻ آئنن جي ڪنسنٽريشن جو اندازو لڳايو.
بحث:
NaOH هڪ مضبوط بنياد آهي جيڪو پاڻيءَ ۾ مڪمل طور تي آئنائيز ٿئي ٿو، تنهن ڪري NaOH لاءِ آئنائيزيشن مساوات هن ريت آهي:
\[ \text{NaOH} \to \text{Na}^+ + \text{OH}^- \]
ڏنل NaOH جي ڪنسنٽريشن 0,05 M آهي. جيئن ته NaOH هڪ مضبوط بنياد آهي، هر NaOH ماليڪيول هڪ OH⁻ آئن پيدا ڪندو. تنهن ڪري، محلول ۾ OH⁻ آئنن جي ڪنسنٽريشن NaOH جي ڪنسنٽريشن جي برابر آهي، يعني:
\[ [\ٽيڪسٽ{او ايڇ}^-] = 0,05 \ٽيڪسٽ{ ايم} \]
تنهن ڪري، 0,05 M NaOH محلول ۾ OH⁻ آئنن جو ڪنسنٽريشن 0,05 M آهي.
مثال سوال 4
سوال:
0,01 M KOH محلول جي pH جو حساب ڪريو.
بحث:
KOH هڪ مضبوط بنياد آهي جيڪو پاڻيءَ ۾ مڪمل طور تي آئنائيز ٿئي ٿو. پاڻيءَ ۾ KOH لاءِ آئنائيزيشن مساوات هن ريت آهي:
\[ \ٽيڪسٽ{KOH} \کان \ٽيڪسٽ{K}^+ + \ٽيڪسٽ{OH}^- \]
ڏنل KOH ڪنسنٽريشن 0,01 M آهي. جيئن ته KOH هڪ مضبوط بنياد آهي، هر KOH ماليڪيول هڪ OH⁻ آئن پيدا ڪندو. تنهن ڪري، محلول ۾ OH⁻ آئنن جو ڪنسنٽريشن KOH جي ڪنسنٽريشن جي برابر آهي، يعني:
\[ [\ٽيڪسٽ{او ايڇ}^-] = 0,01 \ٽيڪسٽ{ ايم} \]
pH هڪ محلول ۾ H⁺ آئنن جي ڪنسنٽريشن جو ماپ آهي. اسان پاڻي جي آئن پراڊڪٽ (Kw) پاران ڏنل pH، H⁺ آئنن، ۽ OH⁻ آئنن جي وچ ۾ تعلق کي استعمال ڪري سگهون ٿا:
\[ \ٽيڪسٽ{ڪلوواٽ} = [\ٽيڪسٽ{ايڇ}^+][\ٽيڪسٽ{او ايڇ}^-] = 1 \وقت 10^{-14} \]
[OH⁻] جي قدر کي ڄاڻڻ سان، اسان [H⁺] جو حساب لڳائي سگهون ٿا:
\[ [\ٽيڪسٽ{H}^+] = \فريڪ{\ٽيڪسٽ{ڪلوواٽ}}{[\ٽيڪسٽ{OH}^-]} = \فريڪ{1 \ٽائيم 10^{-14}}{0,01} = 1 \ٽائيم 10^{-12} \ٽيڪسٽ{ ايم} \]
pH فارمولا استعمال ڪندي حساب ڪري سگهجي ٿو:
\[ \ٽيڪسٽ{پي ايڇ} = -\لاگ [\ٽيڪسٽ{ايڇ}^+] \]
فارمولا ۾ H⁺ آئنز جي ڪنسنٽريشن کي شامل ڪرڻ سان، اسان حاصل ڪريون ٿا:
\[ \ٽيڪسٽ{پي ايڇ} = -\لاگ (1 \وقت 10^{-12}) = 12 \]
تنهن ڪري، 0,01 M KOH محلول جو pH 12 آهي.
مثال سوال 5
سوال:
هڪ محلول جو pH = 3 آهي. محلول ۾ H⁺ آئنن جي ڪنسنٽريشن جو حساب ڪريو.
بحث:
pH هڪ محلول ۾ H⁺ آئنن جي ڪنسنٽريشن جو ماپ آهي ۽ ان کي فارمولا ذريعي ظاهر ڪري سگهجي ٿو:
\[ \ٽيڪسٽ{پي ايڇ} = -\لاگ [\ٽيڪسٽ{ايڇ}^+] \]
H⁺ آئنز جي ڪنسنٽريشن کي ڳڻڻ لاءِ، اسان فارمولا کي هن ۾ تبديل ڪريون ٿا:
\[ [\ٽيڪسٽ{ايڇ}^+] = 10^{-\ٽيڪسٽ{پي ايڇ}} \]
ڏنل پي ايڇ ويليوز کي شامل ڪرڻ سان، اسان حاصل ڪريون ٿا:
\[ [\ٽيڪسٽ{ايڇ}^+] = 10^{-3} = 0,001 \ٽيڪسٽ{ ايم} \]
تنهن ڪري، pH = 3 واري محلول ۾ H⁺ آئنن جو ڪنسنٽريشن 0,001 M آهي.
مثال سوال 6
سوال:
NH₄OH محلول جو ڪنسنٽريشن 0,1 M آهي. جيڪڏهن NH₄OH لاءِ Kb ويليو 1,8 x 10⁻⁵ آهي ته محلول جي pH جو حساب ڪريو.
بحث:
NH₄OH هڪ ڪمزور بنياد آهي جيڪو پاڻيءَ ۾ مڪمل طور تي آئنائيز نٿو ٿئي. پاڻيءَ ۾ NH₄OH لاءِ آئنائيزيشن مساوات هن ريت آهي:
\[ \ٽيڪسٽ{NH}_4\ٽيڪسٽ{OH} \ليفٽ رائٽ آرو \ٽيڪسٽ{NH}_4^+ + \ٽيڪسٽ{OH}^- \]
NH₄OH جي آئنائيزيشن لاءِ توازن مستقل کي Kb سڏيو ويندو آهي ۽ ان جي ذريعي ڏنو ويندو آهي:
\[ ڪي_بي = \فريڪ{[\ٽيڪسٽ{اين ايڇ}_4^+][\ٽيڪسٽ{او ايڇ}^-]}{[\ٽيڪسٽ{اين ايڇ}_4\ٽيڪسٽ{او ايڇ}} \]
جيئن ته NH₄OH هڪ ڪمزور بنياد آهي، اسان OH⁻ آئنن جي ڪنسنٽريشن کي ڳڻڻ لاءِ Kb استعمال ڪندا آهيون. فرض ڪريو ته \(x\) آئنائيزڊ NH₄OH جي ڪنسنٽريشن آهي، آئنائيزيشن مساوات ٿيندي:
\[ ڪي_ب = \فريڪ{x^2}{0,1 – x} \تقريبن \فريڪ{x^2}{0,1} \]
جيئن ته Kb جو قدر تمام ننڍو آهي، اسان فرض ڪريون ٿا \(0,1 – x \تقريبن 0,1\):
\[ 1,8 \ ڀيرا 10^{-5} = \frac{x^2}{0,1} \]
\[ x^2 = 1,8 \ ڀيرا 10^{-6} \]
\[ x = \sqrt{1,8 \وقت 10^{-6}} \]
\[ x \تقريبن 1,34 \ٽائيم 10^{-3} \ٽيڪسٽ{ ايم} \]
تنهن ڪري، OH⁻ آئنن جو ڪنسنٽريشن \(1,34 \times 10^{-3} \text{ M}\) آهي.
هن ڪنسنٽريشن مان، اسان Kw استعمال ڪندي H⁺ آئنز جي ڪنسنٽريشن جو حساب لڳائي سگهون ٿا:
\[ [\ٽيڪسٽ{H}^+] = \frac{1 \ٽائيم 10^{-14}}{1,34 \ٽائيم 10^{-3}} \]
\[ [\ٽيڪسٽ{ايڇ}^+] = 7,46 \ ڀيرا 10^{-12} \ٽيڪسٽ{ايم} \]
pH:
\[ \ٽيڪسٽ{پي ايڇ} = -\لاگ (7,46 \ٽائيم 10^{-12}) \]
\[ \ٽيڪسٽ{پي ايڇ} \لڳ ڀڳ 11,13 \]
تنهن ڪري، 0,1 M NH₄OH محلول جو pH لڳ ڀڳ 11,13 آهي.
نتيجو
آرينيس نظريو اهو سمجهڻ لاءِ هڪ قيمتي بنياد فراهم ڪري ٿو ته تيزاب ۽ بنياد محلول ۾ ڪيئن عمل ڪن ٿا. هن بحث ۾، اسان ڪيترن ئي مثالن جي مسئلن تي غور ڪيو آهي جيڪي بيان ڪن ٿا ته انهن تصورن کي H⁺ ۽ OH⁻ آئنن جي ڪنسنٽريشن ۽ مختلف محلولن جي pH کي ڳڻڻ لاءِ ڪيئن استعمال ڪري سگهجي ٿو. هن نظريي کي سمجهڻ هر ڪنهن لاءِ ضروري آهي جيڪو ڪيمسٽري ۾ ڪيريئر جي پيروي ڪري رهيو آهي، ڇا اهو هاءِ اسڪول يا اعليٰ تعليم جي سطح تي آهي.
