pH من pOH

خطوات الاستخدام

أدخل قيمة pOH التي تملكها في حقل الإدخال. تأكد من أن القيمة عددية وأنها تمثل سالب اللوغاريتم العشري لتركيز أيونات الهيدروكسيد [OH-] في المحلول. على سبيل المثال، إذا كان المحلول قاعديًا بقوة، فقد تكون pOH صغيرة (أقل من 7).

افهم العلاقة الأساسية: عند درجة حرارة 25 درجة مئوية، يكون حاصل ضرب تركيز أيونات الهيدروجين [H+] وأيونات الهيدروكسيد [OH-] ثابتًا ويساوي 10^-14 (Kw). وبالتالي فإن pH + pOH = 14. هذه المعادلة مشتقة من لوغاريتمات العلاقة: pH = -log[H+] و pOH = -log[OH-]، و -log(Kw) = 14.

اطرح قيمة pOH التي أدخلتها من 14. أي استخدم الصيغة: pH = 14 - pOH. هذه الخطوة تعطيك قيمة pH المقابلة. على سبيل المثال، إذا كانت pOH = 5.2، فإن pH = 14 - 5.2 = 8.8.

الأسئلة الشائعة

pOH هو مقياس لقلوية المحلول، ويعرف بأنه سالب اللوغاريتم العشري لتركيز أيونات الهيدروكسيد (OH⁻): pOH = -log[OH⁻]. بينما pH هو مقياس للحموضة: pH = -log[H⁺]. العلاقة بينهما مشتقة من ثابت تأين الماء Kw، حيث Kw = [H⁺][OH⁻] = 1.0×10⁻¹⁴ عند 25°C. بأخذ اللوغاريتم العشري السالب للطرفين نحصل على pH + pOH = 14. هذا يعني أن أي محلول مائي، سواء كان حمضيًا أو قاعديًا، يحقق هذه العلاقة عند درجة حرارة ثابتة. كلما زادت قلوية المحلول (انخفاض pOH)، ارتفع pH، والعكس صحيح. في المحاليل الحمضية، يكون pOH > 7 و pH < 7؛ وفي المحاليل القاعدية، يكون pOH < 7 و pH > 7.

نعم، تعتمد العلاقة بشكل كبير على درجة الحرارة لأن ثابت تأين الماء Kw يتغير مع درجة الحرارة. عند 25°C، Kw = 1.0×10⁻¹⁴، وبالتالي pH + pOH = 14. ولكن عند رفع درجة الحرارة، يزداد تأين الماء، لذا Kw يصبح أكبر. على سبيل المثال، عند 100°C، Kw ≈ 5.5×10⁻¹³، وبالتالي فإن -log(Kw) ≈ 12.26، أي أن pH + pOH = 12.26 عند هذه الدرجة. هذا يعني أن المحلول المتعادل عند 100°C له pH = 6.13 و pOH = 6.13. لذلك، عند استخدام هذه الحاسبة، يُفترض أن درجة الحرارة 25°C ما لم يُذكر خلاف ذلك. في المختبرات، يجب ضبط التعويضات الحرارية إذا كانت درجة الحرارة مختلفة.

نعم، يمكن أن تكون pOH سالبة في المحاليل شديدة القلوية التي يزيد فيها تركيز أيونات الهيدروكسيد عن 1 مول/لتر. على سبيل المثال، محلول هيدروكسيد الصوديوم (NaOH) بتركيز 2 M، يكون [OH⁻] = 2 M، وبالتالي pOH = -log(2) ≈ -0.3010. في هذه الحالة، pH = 14 - (-0.3010) = 14.3010، وهو أكبر من 14. هذا يتجاوز مقياس pH التقليدي (0-14)، لكنه ممكن نظريًا. في الواقع، مقياس pH هو مقياس لوغاريتمي، ويمكن لقيم pH أن تتجاوز 14 إذا كان التركيز مرتفعًا جدًا. ومع ذلك، في التطبيقات العملية، مثل المحاليل المركزة جدًا، تصبح الافتراضات حول النشاط الأيوني غير دقيقة، لذا يجب التعامل مع هذه القيم بحذر.

لحساب pOH من pH، تستخدم نفس العلاقة: pOH = 14 - pH. هذه الحاسبة مصممة خصيصًا للاتجاه العكسي (من pOH إلى pH) لتوفير الوقت ومنع الأخطاء الحسابية. على سبيل المثال، إذا كنت تعرف أن محلولًا له pH = 8.5، يمكنك ببساطة حساب pOH = 14 - 8.5 = 5.5. لكن في بعض الحالات العملية، يكون من الأسهل قياس pOH مباشرة (مثلًا باستخدام أقطاب أيونية انتقائية للهيدروكسيد) أو قد تكون لديك بيانات حول تركيز OH⁻. في هذه الحالات، ستساعدك الحاسبة في الحصول على pH بسرعة. تذكر أن فهم العلاقة بين pH و pOH أمر أساسي في الكيمياء التحليلية، والطب، والبيولوجيا، والعديد من المجالات.

pH من pOH

أدخل القيم

خطوات الاستخدام

أمثلة محلولة

أمثلة محسوبة

الأسئلة الشائعة

أدخل القيم

خطوات الاستخدام

1مثال 1: محلول مائي له قيمة pOH تساوي 3.2 عند 25°C. احسب قيمة pH لهذا المحلول، وحدد ما إذا كان حمضيًا أم قاعديًا أم متعادلاً.

2مثال 2: عينة من عصير الليمون لها pOH = 11.8 عند درجة حرارة 25°C. احسب pH، وهل هذا المحلول صالح للاستهلاك البشري؟

أمثلة محسوبة

الأسئلة الشائعة