جدول ICE

خطوات الاستخدام

قم بإدخال قيمة ثابت تفكك الحمض (Ka) بدقة. هذا الثابت يعبر عن قوة الحمض، فكلما زادت قيمته كان الحمض أقوى. تأكد من استخدام الوحدات الصحيحة (مول/لتر).

أدخل التركيز الابتدائي للحمض (c0) بالمول/لتر. هذا هو تركيز الحمض قبل حدوث أي تفكك. يجب أن يكون أكبر من الصفر.

قم ببناء جدول ICE: اكتب التركيزات الابتدائية (Initial)، التغير (Change)، والتوازنية (Equilibrium) للحمض (HA)، أيون الهيدرونيوم (H3O+)، والقاعدة المرافقة (A-). نرمز للتغير بـ x (كمية التفكك).

استخدم قانون الاتزان: Ka = [H3O+][A-]/[HA] = x^2/(c0 - x). حل المعادلة التربيعية الناتجة: x^2 + Ka*x - Ka*c0 = 0. يمكن استخدام التقريب إذا كان c0 >> Ka (أي x صغير بالنسبة لـ c0) بحيث x ≈ √(Ka*c0). وإلا فيجب الحل الدقيق باستخدام القانون العام: x = [-Ka + √(Ka^2 + 4Ka*c0)]/2.

الأسئلة الشائعة

جدول ICE هو اختصار لـ Initial, Change, Equilibrium أي التركيزات الابتدائية، التغير، والتوازن. يُستخدم لحساب تركيزات الأنواع المختلفة عند الاتزان في التفاعلات الكيميائية القابلة للانعكاس. بالنسبة للأحماض الضعيفة، لا يتفكك الحمض بشكل كامل في الماء، بل يصل إلى حالة اتزان ديناميكي بين الحمض غير المتفكك وأيوناته. نظراً لأن درجة التفكك صغيرة نسبياً، فإننا لا نستطيع تجاهل تركيز الحمض غير المتفكك في قانون الاتزان. يسهل جدول ICE تنظيم المعلومات وتطبيق قانون الاتزان (Ka) لحساب التركيزات المجهولة. يساعد أيضاً في اختيار الطريقة المناسبة للحساب: هل يمكن استخدام التقريب (إذا كان x صغيراً) أم يجب حل المعادلة التربيعية كاملة.

التقريب (x ≈ √(Ka*c0)) يكون صالحاً عندما تكون قيمة x صغيرة جداً مقارنة بالتركيز الابتدائي c0، أي عندما يكون تفكك الحمض ضئيلاً. قاعدة الإبهام الشائعة: إذا كانت نسبة x/c0 أقل من 5%، فيمكن استخدام التقريب دون خطأ كبير. أما إذا كانت النسبة أكبر، فيجب حل المعادلة التربيعية كاملة. في الممارسة، يُفضل دائماً البدء بالتقريب ثم التحقق من النسبة، وإذا تجاوزت 5%، نعاود الحساب بالطريقة الدقيقة. هناك حالات استثنائية، مثل الأحماض شديدة الضعف (Ka صغيرة جداً) أو التخفيف الشديد (c0 صغيرة جداً)، قد لا يكون التقريب مناسباً حتى لو كانت النسبة أقل من 5%، لأن تفكك الماء نفسه يمكن أن يصبح مؤثراً. في تلك الحالات، نحتاج لاستخدام معادلة أكثر تعقيداً تأخذ في الاعتبار المساهمة من الماء.

درجة التفكك (α = x/c0) تزداد بزيادة التخفيف (أي بانخفاض التركيز الابتدائي). ذلك لأنه مع انخفاض c0، تقل قيمة المقام في تعبير Ka، مما يجبر x على أن يكون جزءاً أكبر من c0 للحفاظ على ثبات Ka. على سبيل المثال، حمض الخليك بتركيز 0.1 M له درجة تفكك حوالي 1.34%، بينما بتركيز 0.001 M تصل درجة التفكك إلى حوالي 13.4%. أما pH، فيزداد (يقل الحموضة) مع انخفاض التركيز، لكن ليس بشكل خطي. فبالنسبة لحمض الخليك، عند c0 = 0.1 M نحصل على pH ≈ 2.87، وعند c0 = 0.001 M نحصل على pH ≈ 3.39. هذا يعني أن تخفيف الحمض يزيد من درجة التفكك لكنه يقلل من تركيز أيونات الهيدرونيوم بشكل مطلق، مما يجعل المحلول أقل حموضة.

عند التعامل مع أحماض ضعيفة جداً (Ka صغيرة جداً مثل 10⁻¹⁰) أو بتركيزات منخفضة جداً (أقل من 10⁻⁶ M)، يصبح مصدر أيونات H3O+ من الماء (تلقائياً) ذو أهمية. في الماء النقي، [H3O+] = 10⁻⁷ M. إذا كانت مساهمة الحمض في [H3O+] بنفس مرتبة 10⁻⁷ أو أقل، فلا يمكن تجاهل تفكك الماء. في هذه الحالة، يجب توسيع جدول ICE ليشمل أيضاً تفكك الماء: 2 H2O ⇌ H3O+ + OH- مع Kw = 10⁻¹⁴. تصبح المعادلات غير خطية وتحتاج إلى حل نظام معادلات. بشكل عام، إذا كان c0 * Ka < 10⁻¹² أو c0 < 10⁻⁶، يجب النظر في مساهمة الماء. تُعطي الآلات الحاسبة المتقدمة نتائج دقيقة في هذه الحالات.

جدول ICE

أدخل القيم

خطوات الاستخدام

أمثلة محلولة

أمثلة محسوبة

الأسئلة الشائعة

أدخل القيم

خطوات الاستخدام

1مثال 1: حمض الأسيتيك (خل) له Ka = 1.8×10⁻⁵ وتركيز ابتدائي 0.1 M. أحسب pH المحلول.

2مثال 2: حمض الفورميك Ka = 1.8×10⁻⁴ وتركيزه 0.01 M. احسب pH ودرجة التفكك (نسبة الحمض المتفكك).

أمثلة محسوبة

الأسئلة الشائعة