حساب pOH

خطوات الاستخدام

الخطوة الأولى: فهم المعادلة الأساسية. يتم حساب pOH باستخدام العلاقة pOH = -log₁₀[OH⁻]، حيث [OH⁻] هو تركيز أيون الهيدروكسيد بوحدة مول/لتر. اللوغاريتم العشري هو مقلوب القوة العاشرة، مما يحول التراكيز الصغيرة جداً إلى أرقام يسهل التعامل معها. تأكد من أن القيمة المدخلة موجبة وتعبر عن التركيز.

الخطوة الثانية: إدخال تركيز أيون الهيدروكسيد. يجب أن يكون التركيز بوحدة مول/لتر (M). إذا كان لديك قيمة بدلالة الأس الهيدروجيني أو pOH، فيجب تحويلها أولاً. مثلاً، إذا كان التركيز صغيراً جداً مثل 1.0 × 10⁻4 M، فقم بإدخاله كـ 0.0001 أو بالصيغة العلمية إن أمكن.

الخطوة الثالثة: تطبيق اللوغاريتم العشري. احسب log₁₀[OH⁻]. يمكن استخدام آلة حاسبة علمية أو وظيفة LOG في البرامج. إذا كان [OH⁻] = 0.001، فإن log₁₀(0.001) = -3. ثم اضرب النتيجة في -1: pOH = -(-3) = 3.

الأسئلة الشائعة

pOH و pH مقياسان لتركيز الأيونات في المحاليل المائية. يقيس pH تركيز أيونات الهيدروجين (H⁺)، بينما يقيس pOH تركيز أيونات الهيدروكسيد (OH⁻). العلاقة بينهما مشتقة من ثابت التأين الذاتي للماء (Kw): عند درجة حرارة 25°C، Kw = [H⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴. بأخذ اللوغاريتم العشري السالب للطرفين نحصل على pH + pOH = 14. هذه العلاقة صالحة فقط في المحاليل المائية عند 25°C. تتغير قيمة Kw بتغير درجة الحرارة؛ على سبيل المثال، عند 100°C، Kw ≈ 5.5 × 10⁻¹³، وبالتالي pH + pOH ≈ 12.26. لذا، عند قياس pOH، من المهم معرفة درجة الحرارة لتحويله إلى pH بشكل صحيح. يستخدم pOH عادة في الكيمياء التحليلية والصناعات التي تتطلب ضبط القاعدية.

باستخدام العلاقة pH + pOH = 14 (عند 25°C). إذا كان لديك pH، يمكنك حساب pOH بطرح pH من 14: pOH = 14 - pH. والعكس صحيح: pH = 14 - pOH. هذه طريقة سريعة ولكنها تفترض درجة حرارة 25°C. لكن إذا كانت درجة الحرارة مختلفة، يجب استخدام العلاقة العامة: pOH = -log₁₀[OH⁻] و pH = -log₁₀[H⁺] مع العلم أن [H⁺][OH⁻] = Kw عند درجة الحرارة المعنية. على سبيل المثال، عند 50°C، Kw ≈ 5.5 × 10⁻¹⁴، فيكون pH + pOH = -log₁₀(Kw) ≈ 13.26. لذلك، للحصول على نتائج دقيقة، يفضل استخدام المعادلات اللوغاريتمية مباشرة.

يعتمد ذلك على تعريف pOH. pOH = -log₁₀[OH⁻]. في المحاليل الحمضية، تركيز OH⁻ منخفض جداً (أقل من 10⁻⁷ M)، مما يجعل -log₁₀[OH⁻] أكبر من 7. على سبيل المثال، إذا كان [OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁰ M، فإن pOH = 10، وهو أكبر من 7. أما في المحاليل القاعدية، تركيز OH⁻ مرتفع (أكبر من 10⁻⁷ M)، فيكون pOH أقل من 7. والمحاليل المتعادلة عند 25°C يكون فيها [OH⁻] = [H⁺] = 1.0 × 10⁻⁷ M، مما يعطي pOH = 7. إذن، مقياس pOH عكسي فيما يتعلق بالقاعدية: قيم pOH الصغيرة تشير إلى قاعدية عالية، والقيم الكبيرة تشير إلى قاعدية منخفضة (أي حمضية عالية).

تخفيف المحلول يغير تركيز الأيونات. بالنسبة للمحاليل القاعدية، إذا قمنا بتخفيف محلول قوي مثل NaOH، يقل تركيز OH⁻، مما يزيد pOH (يقترب من 7). على سبيل المثال، محلول NaOH تركيزه 0.1 M له pOH = 1. إذا خففناه 10 مرات ليصبح 0.01 M، يصبح pOH = 2. لكن هذا صحيح فقط للمواد القوية التي تتأين كلياً. أما للقواعد الضعيفة، فالعلاقة ليست خطية بسبب تأثير التخفيف على درجة التأين. عند التخفيف، يزداد التأين النسبي للقاعدة الضعيفة (حسب مبدأ لوشاتلييه)، مما قد يغير pOH بشكل أقل من المتوقع. لذلك، يجب نمذجة ذلك باستخدام ثابت التأين Kb.

حساب pOH

أدخل القيم

خطوات الاستخدام

أمثلة محلولة

أمثلة محسوبة

الأسئلة الشائعة

أدخل القيم

خطوات الاستخدام

1محلول هيدروكسيد الصوديوم NaOH تركيزه 2.5 × 10⁻³ M. احسب pOH للمحلول ثم احسب pH.

2محلول أمونيا NH₃ تركيزه 0.1 M، وثابت التأين القاعدي Kb = 1.8 × 10⁻⁵. احسب pOH للمحلول.

أمثلة محسوبة

الأسئلة الشائعة