محلول حمض الخليك تركيزه 0.03 mol/L 0.03mol/L في درجة حرارة 398 398K ودرجة تأينه 2.5 × 10 − 3 2.5×10 −3 أصبح تركيزه 0.01 mol/L 0.01mol/L بعد إضافة كمية من الماء، تكون درجة التأين؟
إجابة الطالب المختصرة من خلال موقع بوابة الإجابات هي
(ج)
لحساب درجة التأين الجديدة لحمض الخليك بعد تخفيف المحلول، نتبع الخطوات التالية:
**1. حساب ثابت التأين (Ka):**
* نعرف أن درجة التأين (α) = [الأيونات المتفككة] / [التركيز الأصلي]
* بما أن α = 2.5 × 10⁻³ و التركيز الأصلي = 0.03 mol/L
* إذن [الأيونات المتفككة] = (2.5 × 10⁻³) * 0.03 = 7.5 × 10⁻⁵ mol/L
* معادلة تفكك حمض الخليك (CH₃COOH) في الماء:
CH₃COOH ⇌ H⁺ + CH₃COO⁻
* عند الاتزان:
* [H⁺] = [CH₃COO⁻] = 7.5 × 10⁻⁵ mol/L
* [CH₃COOH] = 0.03 - (7.5 × 10⁻⁵) ≈ 0.03 mol/L (بما أن درجة التأين صغيرة جداً)
* Ka = ([H⁺] * [CH₃COO⁻]) / [CH₃COOH] = (7.5 × 10⁻⁵ * 7.5 × 10⁻⁵) / 0.03
Ka ≈ 1.875 × 10⁻⁷
**2. حساب درجة التأين الجديدة بعد التخفيف:**
* التركيز الجديد لحمض الخليك = 0.01 mol/L
* لنفترض أن درجة التأين الجديدة = α'
* عند الاتزان الجديد:
* [H⁺] = [CH₃COO⁻] = α' * 0.01 mol/L
* [CH₃COOH] = 0.01 - (α' * 0.01) ≈ 0.01 mol/L
* باستخدام قيمة Ka التي حسبناها سابقاً:
Ka = ([H⁺] * [CH₃COO⁻]) / [CH₃COOH] = (α' * 0.01 * α' * 0.01) / 0.01
1. 875 × 10⁻⁷ = (α'² * 0.01²) / 0.01
1. 875 × 10⁻⁷ = α'² * 0.01
α'² = (1.875 × 10⁻⁷) / 0.01 = 1.875 × 10⁻⁵
α' = √(1.875 × 10⁻⁵) ≈ 4.33 × 10⁻³
**الخلاصة:**
درجة التأين الجديدة لحمض الخليك بعد تخفيف المحلول لتصبح تركيزه 0.01 mol/L هي تقريبا 4.33 × 10⁻³.
**ملاحظة:**
عند التخفيف، تزداد درجة التأين للحمض الضعيف. وذلك لأن زيادة كمية الماء تقلل من تركيز الأيونات وتزيد من ميل الحمض للتفكك للحفاظ على قيمة Ka ثابتة.
اذا كان لديك إجابة افضل او هناك خطأ في الإجابة علي سؤال محلول حمض الخليك تركيزه 0.03 mol/L 0.03mol/L في درجة حرارة 398 398K ودرجة تأينه 2.5 × 10 − 3 2.5×10 −3 أصبح تركيزه 0.01 mol/L 0.01mol/L بعد إضافة كمية من الماء، تكون درجة التأين اترك تعليق فورآ.
