الأملاح والمحاليل المنظمة

محاليلُ الأملاح Salts Solutions

تُعَدُّ الأملاحُ منَ المواد الأساسيّة المكوِّنة لجسم الإنسان، ويحصل عليها عن طريق الغذاء والماء.

وللأملاح دورٌ مهمٌّ في تنظيم الكثير من العمليات الحيويّة التي تحدث في الجسم؛ فأملاح الكالسيوم تدخل في تركيب العظام والأسنان، وأملاح الصوديوم تساعد على حفظ التوازن المائي داخل الخلية وخارجها، وتعمل على تنظيم ضغط الدم، كما تساعد أملاح البوتاسيوم على ضبط وظائف العضلات وتوسيع الأوعية الدمويّة لتسهيل انتقال الدم، وَتُستعمَلُ الأملاحُ في صناعة الكثير من الأدوية، ومستحضرات التجميل، وغيرها، ويبيِّنُ الشكلُ (9) بعضَ الأملاح المُستخدَمة في الصناعات المختلفة.   

فما المقصودُ بالأملاح؟  وما أهمُّ خصائصها؟ وكيف نحدد السلوك الحمضي أو القاعدي للملح؟

 

الخصائصُ الحِمضيّة والقاعديّة للأملاح: Acidic and basic properties of salts

فَسَّرَ مفهومُ برونستد – لوري سلوكَ كثير منَ الحُموض والقواعد وفقًا لقدرتها على منح البروتون أو استقباله،

كما فَسَّرَ الخصائص الحِمضيّة والقاعديّة للأملاح تبعًا لقدرة أيوناتها على منح البروتون أو استقباله في التفاعل،

فالأملاحُ Salts مركّبات أيونيّة تنتج من تعادل محلول حِمض معَ محلول قاعدة،

وعند إذابتها في الماء تتفكك منتجةً أيوناتٍ موجبةً وأخرى سالبة،

وقد تتفاعل هذه الأيوناتُ معَ الماء وتنتج أيونات ${\mathbf{H}}_{\mathbf{3}}{\mathbf{O}}^{\mathbf{+}}$ أو ^-OH في ما يُعرف بعمليّة التَّمَيُّه Hydrolysis.

وتتفاوت الأملاح في قدرتها على التفكك، وفي درسنا هذا سوف ندرسُ الأملاح على فرض أنها تتفكك كُلِّيًّا.

تختلف طبيعة الملح وسلوكه تبعًا لمصدر أيوناته منَ الحِمض والقاعدة وقدرتها على التفاعل معَ الماء،

فبعضُ الأملاح لا تَتَمَيَّهُ في الماء؛ لِذا لا تنتج أيونات ⁺H₃O أو ^-OH ؛ فهي ذات طبيعة متعادلة، مثل كلوريد الصوديوم NaCl،

وبعضُها الآخَرُ يَتَمَيَّهُ الماء، فينتج أيونات⁺H₃O، فيكون له خصائصُ حِمضيّة، مثل كلوريد الأمونيوم NH₄Cl،

وبعضُها الآخَرُ يَتَمَيَّهُ الماء، فينتج أيونات ^-OH وله خصائصُ قاعديّة، مثل فلوريد البوتاسيوم KF ،

انظر الشكل (10). الذي يُبين اختلاف لَون كاشفُ برومو ثيمول الأزرق في المحاليل  الأملاح الثلاثةِ تبعاً لاختلاف خَصائِصَها.

وسنتعرَّفُ في ما يأتي خصائصَ بعض هذه الأملاح.

الأملاحُ المتعادلة: Netural Salts

 تنتج الأملاحُ المتعادلة عند تعادل حِمض قوي معَ قاعدة قويّة.

فمثلًا، ينتج ملحُ بروميد الصوديوم NaBr من تعادل محلول الحِمض القوي HBr معَ محلول القاعدة القويّة NaOH،

كما في المعادلة الآتية:                                         HBr_(aq)   +  NaOH_(aq)  $\to$   NaBr_(aq) + H₂O_(l)

بالتدقيق في صيغة الملح NaBr نجد أنه يتكوَّنُ من أيون البروميد ^-Br، وهو قاعدة مرافقة ضعيفة

للحِمض القوي الهيدروبروميك HBr، لا يمكنه استقبالُ البروتون في المحلول، فلا يتفاعل معَ الماء،

ولا يؤثر في تركيز أيونات ^-OH أو ⁺H₃O، 

أمّا الأيون⁺Na فمصدرُهُ القاعدةُ القويّة هيدروكسيد الصوديوم NaOH، وليس له القدرةُ على التفاعل معَ الماء،

فلا يؤثر في تركيز أيونات⁺H₃O أو^-OH في المحلول، ومن ثَمَّ فإنَّ تراكيز أيونات⁺H₃O وأيونات^-OH تبقى ثابتة في الماء،

وبذلك يكون الرَّقْمُ الهيدروجيني لمحاليل الأملاح الناتجة من تفاعل حِمض قوي وقاعدة قويّة،

مثل الملح بروميد الصوديوم NaBr، يساوي 7، وتكون محاليلُها متعادلة.

الأملاحُ الحِمضيّة: Acidic Salts

تنتج الأملاحُ الحِمضيُة من تفاعل حِمض قوي معَ قاعدة ضعيفة.

فمثلًا، ينتج ملحُ كلوريد الأمونيومNH₄Cl  من تفاعل حِمض الهيدروكلوريك HCl معَ الأمونيا NH₃،

كما في المعادلة الآتية:                                      HCl_(aq)   +  NH_3(aq)     $\rightleftharpoons$      NH₄Cl_(aq)

 

وعند تفكك الملح الحِمضي يكون الأيونُ السالب قاعدةً مرافقة لحِمض قوي فلا يتفاعل مع الماء،

بينما يسلك الأيونُ الموجب كحِمض مرافق قوي للقاعدة الضعيفة ويتفاعل معَ الماء وينتج أيونَ الهيدرونيوم ⁺H₃O.

فمثلًا، يذوب ملحُ كلوريد الأمونيوم NH₄Cl في الماء كما في المعادلة الآتية:

                                                                                                                   NH₄Cl_(s)   $\stackrel{{\mathrm{H}}_2{\mathrm{O}}_{\left(\mathrm{I}\right)}}{\to }$   NH₄⁺_(aq)  + Cl^-_(aq)

يلاحظ أنَّ أيونَ الكلوريد ^-Cl قاعدةٌ مرافقة ضعيفة لحِمض الهيدروكلوريك القوي HCl

وليس له القدرة على استقبال البروتون في المحلول؛ أي أنه لا يتفاعل معَ الماء،

في حين أنَّ أيونَ الأمونيوم ⁺NH₄ حِمضٌ مرافق قوي نسبيًّا للقاعدة الضعيفة الأمونيا NH₃،

يمكنه منحُ البروتون للماء في المحلول منتجًا أيونات الهيدرونيوم⁺H₃O، كما في المعادلة الآتية:

إجابة سؤال أفكر: ما الحِمضُ والقاعدة اللذان ينتجُ من تفاعلهما ملحُ كربونات الليثيوم الهيدروجينية LiHCO3؟

يتكون الملحُ  LiHCO3 من الأيون +Li الذي مصدره LiOH،  والأيون -HCO3 الذي مصدره H2CO3 ، وبهذا فان الملح ينتج من تفاعل الحمض H2CO3 مع القاعدة LiOH

 

                                                                                 NH₄⁺ _(aq)  + H₂O_(l)    $\rightleftharpoons$    NH_{3 (aq)}  + H₃O⁺_(aq)

وبذلك يزداد تركيزُ ⁺H₃O في المحلول، ويقلُّ الرَّقْمُ الهيدروجيني، ويكون محلول الملح حِمضيًّا.

الأملاحُ القاعديّة:  Basic Salts

تنتج الأملاحُ القاعدية من تفاعل قاعدة قويّة معَ حِمض ضعيف،

وعند تفكك الملح القاعدي يكون الأيونُ الموجب الناتج ضعيفاً ومصدره قاعدة قوية،              فلا يتفاعل معَ الماء، بينما يسلك الأيونُ السالب كقاعدة مرافقة قويّة للحِمض الضعيف ويتفاعل معَ الماء وينتج أيونَ الهيدروكسيد ^-OH.

فمثلًا، يذوب ملح نتريت البوتاسيوم KNO₂ في الماء ويتفكك، كما في المعادلة الآتية:

                                                                                                                KNO_{2 (s)}     $\stackrel{{\mathrm{H}}_2{\mathrm{O}}_{\left(\mathrm{I}\right)}}{\to }$  NO₂^-_(aq)  + K⁺_(aq)

يكون مصدرَ أيونات البوتاسيوم⁺K القاعدةُ القويّةُ هيدروكسيد البوتاسيوم KOH لذا فهي لا تتفاعل معَ الماء

ولا تؤثر في تركيز أيونات⁺H₃O أو ^-OH  في المحلول،

 أمّا أيوناتُ النتريت^-NO₂ فهي قاعدة مرافقة قويّة لحِمض النيتروجين  (IV) الضعيف HNO₂ ؛

لِذا تتفاعل معَ الماء، كما في المعادلة الآتية:

                                                                                                              NO₂^- _(aq)  + H₂O_(l)    $\rightleftharpoons$    HNO_{2 (aq)}  + OH^-_(aq)

يتضح منَ المعادلة أنَّ تركيزَ أيونات الهيدروكسيد ^-OH يزدادُ في المحلول، وبذلك يزداد الرَّقْمُ الهيدروجينيpH،

ويكون محلول الملح قاعديًّا.

نستنتج ممّا سبق أنَّ بعضَ الأملاح تذوب في الماء وتتفكَّكُ إلى أيونات سالبة وأخرى موجبة وتنتشرُ بين

جُزيئات الماء

دون أن تتفاعل معها، مثل ملح كلوريد الصوديوم NaCl، وهذا ما يُعرف بعمليّة الذوبان Solubility،

أمّا في عمليّة التَّمَيُّهِ فإنَّ الأيوناتِ الناتجةَ من تفكك الملح تتفاعلُ معَ الماء وتغيِّرُ من تركيز أيونات^-OH أو⁺H₃O ،

ومن ثَمَّ تؤثر في الرَّقْم الهيدروجيني للمحلول الناتج،

وبهذا يكون لمحاليل الأملاح تأثير حِمضي أو قاعدي أو متعادل، ويعتمد ذلك على مصدر أيونات الملح منَ الحِمض والقاعدة. انظر الجدول (8).

أتحقق

1) أُوَضِّحُ الفرقَ بين الذوبان والتَّمَيُّه.

عند ذوبان الأملاح تذوب في الماء وتتفكَّكُ إلى أيونات سالبة وأخرى موجبة وتنتشرُ بين

جُزيئات الماء دون أن تتفاعل معها، بينما في عملية التميه فإنَّ الأيوناتِ الناتجةَ من تفكك الملح تتفاعلُ معَ الماء وتغيِّرُ من تركيز أيونات^-OH أو⁺H₃O ،

2) أُحَدِّدُ الخصائصَ الحِمضيّة والقاعديّة والمتعادلة لمحاليل الأملاح الآتية:

  

N2H5NO3	KNO3	NaOCl	CH3NH2Cl	محلول الملح
حمضي	متعادل	قاعدي	حمضي	الخاصية

3) أُفَسِّرُ التأثيرَ القاعدي لمحلول الملح  NaOCl

يتفكك الملح NaOCl في الماء كما في المعادلة الآتية:

                                                                                                                             NaOCl   $\stackrel{{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}}{\to }$   Na⁺  +  ClO^-      

الأيون ⁺Na مصدره القاعدة القوية NaOH فهو ضعيف ولا يتفاعل مع الماء ( لا يتميه)

بينما الأيون ^-ClO فهو قاعدة مرافقة قوية نسبيا مصدره الحمض الضعيف HClO ، فيتفاعل مع الماء على النحو الآتي:

                                                                     ClO^-   + H₂O    $\rightleftharpoons$   HClO     +   OH^-

وبهذا يزداد تركيز ^-OH ويزداد الرقم الهيدروجيني ويكون تأثير محلول الملح قاعدياً.

 

تأثيرُ الأيون المشترك: Common Ion Effect

 ما المقصود بالأيون المشترك ؟ وما الأثر الذي يحدثه في المحاليل التي يضاف اليها؟

توجد محاليلُ الحُموض الضعيفة ومحاليلُ القواعد الضعيفة في حالة اتزان ديناميكي،

ويمكن التأثير في موضع الاتزان -وفقًا لمبدأ لوتشاتيلييه- بعدّة طرائق،منها إضافة مادة إلى التفاعل تؤثر في موضع الاتزان.

فمثلًا، يتأيَّنُ حِمضُ الإيثانويك CH₃COOH في الماء وفقًا للمعادلة الآتية:

                                                                                            CH₃COOH_(aq) +   H₂O_(l)   $\rightleftharpoons$   CH₃COO^-_(aq)   + H₃O⁺_(aq)

وتكون الأيوناتُ الناتجة(⁺CH₃COO^- , H₃O)  في حالة اتزان معَ جُزيئات الحِمض غير المتأيِّنة CH₃COOH،

وعند إضافة ملح إيثانوات الصوديوم إلى المحلول يتفكك كُلِّيًّا، وفقَ المعادلة الآتية:

                                                                                              CH₃COONa_(s)  $\stackrel{{\mathrm{H}}_2{\mathrm{O}}_{\left(\mathrm{I}\right)}}{\to }$  CH₃COO^-_(aq)   + Na⁺_(aq)

يَتَّضِحُ منَ المعادلتين السابقتين أنَّ الأيون ^-CH₃COO يَنْتُجُ من كلٍّ منَ الحِمض CH₃COOH والملح CH₃COONa؛

فهو يدخل في تركيب كلٍّ منهما، ويسمّى الأيونَ المشترك Common Ion،

وعند إضافة الأيون ^-CH₃COO إلى محلول الحِمض الضعيف CH₃COOHيعمل على:

       إزاحة موضع الاتزان نحو اليسار  ،         ويؤدي إلى تغيير تراكيز المواد في المحلول،

       وهو ما يسمّى تأثيرَ الأيون المشترك Common Ion Effect.

 الربط مع علوم الأرض والبيئة: معالجة المياه
المناطق التي توجد فيها الصخورالجيرية، تحتوي المياه فيها على نسبة عالية من كربونات الكالسيوم، ولتقليل هذه النسبة؛ يضاف ملح كربونات الصوديوم
الذي يتفكك كلياً ويزيد من تركيز أيونات الكربونات في الماء، فيندفع التفاعل في محلول كربونات الكالسيوم، بالاتجاه العكسي ويزداد بذلك تركيز كربونات الكالسيوم ويسبب ترسبها.

فما أثرُ إضافة أيون مشترك على تراكيز كلٍّ من أيونات⁺H₃O وأيونات^-OH في المحلول؟

الأثرُ القاعدي للأيون المشترك:  The basic effect of Common ion

 يوجد حِمضُ الهيدروفلوريك في حالة اتزان؛ حيث تكون الأيوناتُ الناتجة من تأيُّن الحِمض في حالة اتزان معَ جُزيئات الحِمض غيرِ المتأيِّن،              كما في المعادلة الآتية:

                                                                                   HF_(aq) + H₂O_(l)      $\rightleftharpoons$         F^-_(aq)   + H₃O⁺_(aq)                      

وعند إضافة ملح فلوريد الصوديوم NaF إلى محلول الحِمض يتفككُ، وفقَ المعادلة الآتية:

                                                                                              NaF_(s)    $\stackrel{{\mathrm{H}}_2{\mathrm{O}}_{\left(\mathrm{I}\right)}}{\to }$     F^-_(aq)   + Na⁺_(aq)

يَتَّضِحُ منَ المعادلتين السابقتين أنَّ هناك مصدرين للأيون^-F ؛ أحدهما الحِمضHF، والآخر الملح NaF؛

وبذلك يكون^-F الأيونَ المشترك في المحلول،

وإنَّ إضافة الملح NaF إلى محلول الحِمض الضعيف HF تؤدي إلى زيادة تركيز الأيون المشترك^-F في المحلول،

ووفقًا لمبدأ لوتشاتلييه فإنَّ:

موضع الاتزان يُزاح إلى جهة اليسار (جهة المواد المتفاعلة)؛ مما يقلل من تأين الحِمض الضعيف HF ،                                                            كما أنه يقلِّلُ من تركيز أيونات ⁺H₃O   ويزيد منَ الرَّقْم الهيدروجيني pH  للمحلول؛

ويمكن حسابُ تركيز ايونات ⁺H₃O والرَّقْم الهيدروجيني pH للمحلول عند إضافة الملح، كما في الأمثلة الآتية:

المثال (24):

أحسبُ التغيُّرَ في الرَّقْم الهيدروجيني لمحلول الحِمض الضعيف CH₃COOH، الذي تركيزُه0.1 M  وَرَقْمُهُ الهيدروجينيpH =2.9  إذا أُضيف إلى لتر  منه 0.2 mol من ملح إيثانوات الصوديوم CH₃COONa. علمًا أنَّ  ${\mathrm{K}}_{\mathrm{a}}=1.7\times {10}^{-5}$

تحليل السؤال:

$\left[{\mathrm{CH}}_3\mathrm{COOH}\right]=0.1 \mathrm{M}$

حجم المحلول= 1L

عدد مولات الملح CH₃COONa  = 0.01 mol

       $\left[{\mathrm{CH}}_3\mathrm{COONa}\right]= \frac{\mathrm{n}}{\mathrm{v}} = \frac{0.2}{1} = 0.2 \mathrm{M}$      

           ${\mathrm{K}}_{\mathrm{a}}=1.7\times {10}^{-5}$   

           الرَّقْمُ الهيدروجيني قبلَ إضافة الملح:  pH₁= 2.9 

     الرَّقْمُ الهيدروجيني بعد إضافة الملح:  ${\mathrm{pH}}_2=??$

المطلوب: حساب التغيُّر في الرَّقْم الهيدروجيني pH∆

الحل:

أكتبُ معادلة تأيُّن الحِمض:

                                                                                            CH₃COOH_(aq) + H₂O_(l)   $\rightleftharpoons$    CH₃COO^-_(aq)   + H₃O⁺_(aq)

عند إضافة الملح CH₃COONa يتفكك، كما في المعادلة الآتية:

                                                                                                                         CH₃COONa_(s)   $\stackrel{{\mathrm{H}}_2{\mathrm{O}}_{\left(\mathrm{I}\right)}}{\to }$    CH₃COO^-_(aq)   + Na⁺_(aq)

يَتَّضِحُ منَ المعادلتين السابقتين أنَّ الأيونَ المشترك^-CH₃COO  ينتج من تأيُّن الحِمض CH₃COOH وتفكك الملح CH₃COONa.

ونظرًا إلى أنَّ ثابت تأيُّن الحِمض صغيرٌ جدًّا، فإنَّ تركيزَ أيونات^-CH₃COO الناتج من تأيُّن الحِمض يكون صغيرًا جدًّا ويمكن إهمالُه                    ويعدُ الملح المصدرَ الرئيس لهذه الأيونات، ومن ثَمَّ فإنَّ

تركيزَ الأيون المشتركCH₃COO^-  يكون مساويًا لتركيز الملح CH₃COONa في المحلول؛ أي أنَّ: 

                                                                                                [CH₃COO^-] =  [CH₃COONa] = 0.2 M

أستخدمُ ثابتَ تأيُّن الحِمض K_a  لحساب تركيز ⁺H₃O، كما يأتي:

                                                                                          ${\mathrm{K}}_{\mathrm{a}} = \frac{\left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right]\left[{\mathrm{CH}}_3{\mathrm{COO}}^{-}\right]}{\left[{\mathrm{CH}}_3\mathrm{COOH}\right]}$   

                                                                                        $$\begin{gathered} 1.7\times {10}^{-5}=\frac{\left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right] (0.2)}{0.1} \\ \left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right] = 0.85\times {10}^{-5} \mathrm{M} \end{gathered}$$   

أحسبُ الرَّقْمَ الهيدروجيني للمحلول بعد إضافة الملح pH₂، كما يأتي:

                                                                                                              pH₂ = - log [H₃O⁺]  

                                                       ${\mathrm{pH}}_2=-\log 0.85 \times {10}^{-5} = 5 - - 0.07 = 5.07$                                                                                          

أحسبُ التغيُّرَ في الرَّقْم الهيدروجيني $∆\mathrm{pH}$ باستخدام العلاقة الآتية:

                                                                                                                                    ∆pH= pH₂ – pH₁

                                                                                                                                                              ∆pH = 5.07 – 2.9 = 2.17

وهذا يشيرُ إلى حدوث زيادة في الرَّقْم الهيدروجيني بمقدار 2.17 بسبب إضافة الأيون المشترك إلى محلول الحِمض.

المثال (25):

أحسبُ الرَّقْمَ الهيدروجيني لمحلول مكوَّن منَ الحِمض HNO₂ تركيزُه 0.085 M والملح KNO₂ تركيزُه 0.1 M                                                               علمًا أنَّ:  ${\mathrm{K}}_{\mathrm{a}}= 4.5 \times {10}^{-4}$   ,   log 3.825 = 0.58 

تحليل السؤال

$$\begin{gathered} \left[{\mathrm{HNO}}_2\right]= 0.085 \mathrm{M} \\ \left[{\mathrm{KNO}}_2\right]= 0.1 \mathrm{M} \\ {\mathrm{K}}_{\mathrm{a}}= 4.5 \times {10}^{-4} \end{gathered}$$

المطلوب: حساب الرَّقْم الهيدروجيني لمحلول الحِمض والملح.

الحل:

أكتبُ معادلة كلٍّ منَ الحِمض والملح:

                                                                                                           HNO_2(aq) + H₂O_(l)    $\rightleftharpoons$   NO₂^-_(aq)   + H₃O⁺_(aq)

                                                                                                             KNO_2(s)     $\stackrel{{\mathrm{H}}_2{\mathrm{O}}_{\left(\mathrm{I}\right)}}{\to }$        NO₂^-_(aq)   + K⁺_(aq)

لحساب الرَّقْم الهيدروجيني pH للمحلول، أحسبُ [⁺H₃O] باستخدام K_a، كما يأتي:

     $$\begin{gathered} {\mathrm{K}}_{\mathrm{a}}= \frac{\left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right] \left[{\mathrm{NO}}_2\right]}{\left[{\mathrm{HNO}}_2\right]} \\ 4.5 \times {10}^{-4}= \frac{\left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right] (0.1)}{0.085} \\ \left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right]= 3.825 \times {10}^{-4 }\mathrm{M} \end{gathered}$$

أحسبُ الرَّقْم الهيدروجيني للمحلول، كما يأتي:

                                                                                                                                       pH = - log [H₃O⁺]

                                                                                                                                       pH = - log (3.825× 10 ^-4 )=4- 0.58=3.42

أتحقق:

أحسبُ التغيُّرَ في الرَّقْم الهيدروجيني لمحلول الحِمض H₂SO₃، الذي تركيزُه 0.2 M وَحَجْمُهُ 400 mL، إذا أُضيفَ إليه0.2 mol  من الملح NaHSO₃.

(                 Ka= 1.3x10^-2 ,  log5.1=0.71 , log 5.2= 0.72       )

تحليل السؤال:

[H₂SO₃] = 0.2 M

حجم المحلول= 0.4 L

عدد مولات الملح NaHSO₃  = 0.2 mol

                                             $\left[{\mathrm{NaHSO}}_3\right] = \frac{\mathrm{n}}{\mathrm{V}} = \frac{0.2}{0.4} = 0.5 \mathrm{M}$

الرقم الهيدروجيني قبل إضافة الملح:  pH₁= ??

الرقم الهيدروجيني بعد إضافة الملح:  pH₂= ??

الحل:

أكتب معادلة تأين الحمض:

                                                                                     H₂SO_{3 (aq)} + H₂O_(l)  $\rightleftharpoons$  HSO₃^-_(aq)   + H₃O⁺_(aq)

أحسب الرقم الهيدروجيني(pH₁) للحمض قبل إضافة الملح بتطبيق قانون ثابت التأين:

                     ${\mathrm{K}}_{\mathrm{a}}=\frac{\left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right]\left[{\mathrm{HSO}}_3^{-}\right]}{\left[{\mathrm{H}}_2{\mathrm{SO}}_3\right]}$

وحيث أن النقص في تركيز الحمض صغير جدا ًمقارنة بتركيز الحمض، يتم إهمال هذا النقص واعتبار تركيز الحمض ثابتاً ويساوي  0.2 M

ويكون             $\left[{\mathrm{X}}^{-}\right]= \left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right]= \left[{\mathrm{HSO}}_3^{-}\right]$

وبالتعويض في ثابت التأين نجد تركيز ⁺H₃O  كما يلي:

          $$\begin{gathered} 1.3\times {10}^{-2}= \frac{{\mathrm{X}}^2}{0.2} \\ {\mathrm{X}}^2 = 1.3\times {10}^{-2}\times 0.2 \\ \mathrm{X}=\left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right] = 5.1\times {10}^{-2} \mathrm{M} \end{gathered}$$

       أحسب الرقم الهيدروجيني قبل اضافة الملح كما يلي:                   

$$\begin{gathered} {\mathrm{pH}}_1 = -\log \left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right]= -\log (5.1\times {10}^{-2}) \\ {\mathrm{pH}}_1 = 2 -\log 5.1 = 2 -0.71 = 1.29 \end{gathered}$$

  عند إضافة الملح NaHSO₃   فإنه يتأين كما في المعادلة الآتية:            

                                                         NaHSO_3(aq)     H₂O_(l)  $\rightleftharpoons$  HSO₃^-_(aq)   + Na⁺_(aq)  

يتضح من المعادلتين السابقتين أن الأيون المشترك HSO₃^- ينتج من تأين الحمض H₂SO₃والملح NaHSO₃، ونظراً لأن ثابت تأين الحمض صغير جداً، فان تركيز أيونات HSO₃^- الناتج من تأين الحمض يكون صغير جداً ويتم إهماله، واعتبار الملح المصدر الرئيس لهذه الأيونات، وبالتالي فإن تركيز الأيون المشترك HSO₃^-  يكون مساوياً لتركيز الملح NaHSO₃    في المحلول، أي أن: 

                                                   [HSO₃^-] =  [NaHSO₃] = 0.5 M

أستخدم ثابت تأين الحمض K_a  لحساب تركيز H₃O⁺ كما يلي:

                                              ${\mathrm{K}}_{\mathrm{a}}= \frac{\left[{\mathrm{HSO}}_3^{-}\right]\left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right]}{\left[{\mathrm{H}}_2{\mathrm{SO}}_3\right]}$

$$\begin{gathered} 1.3\times {10}^{-2}= \frac{0.5 \times \left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right]}{0.2} \\ \left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right] = \frac{1.3\times {10}^{-2}\times 0.2 }{0.5} = 5.2 \times {10}^{-3} \mathrm{M} \end{gathered}$$

 

أحسب الرقم الهيدروجيني للمحلول بعد إضافة الملح pH₂ كما يلي:

$$\begin{gathered} {\mathrm{pH}}_2 = -\log \left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right] = -\log (5.2\times {10}^{-3}) \\ {\mathrm{pH}}_2 =3 -\log 5.2 = 3- 0.72 =2.28 \end{gathered}$$

          أحسب التغير في الرقم الهيدروجيني ∆pH باستخدام العلاقة الآتية:

                                                                                                        ∆pH= pH₂ – pH₁

                                                                                                                       ∆pH = 2.28 – 1.29 = 0.99

 

الأثرُ الحِمضي للأيون المشترك:  The Acidic effect of Common ion

تتأيَّنُ القواعدُ الضعيفة جُزئيًّا في الماء فتنتج أيونات الهيدروكسيد ^-OH وأيونات أخرى موجبة،

وتكون تراكيزُ الأيونات الناتجة في حالة اتزان معَ جُزيئات القاعدة غير المتأيِّنة في المحلول.

فمثلًا، تتأيَّنُ الأمونيا NH₃، كما في المعادلة الآتية:

                                                                                    NH_3(aq) + H₂O_(l)    $\rightleftharpoons$    NH₄⁺_(aq)   + OH^-_(aq)

وعند إضافة ملح، مثل كلوريد الأمونيوم NH₄Cl، إلى محلول القاعدة يتأيَّنُ كُلِّيًّا، كما في المعادلة الآتية:

                                                                                                           NH₄Cl _(s)   $\stackrel{{\mathrm{H}}_2{\mathrm{O}}_{\left(\mathrm{I}\right)}}{\to }$   NH₄⁺_(aq)   + Cl^-_(aq)

يَتَّضِحُ منَ المعادلتين السابقتين أنَّ هناك مصدرين للأيون⁺NH₄ ؛ أحدهما القاعدة NH₃، والآخر الملح NH₄Cl؛

وبذلك يكون ⁺NH₄ الأيونَُ المشترك في المحلول،

وعند إضافة الملح  NH₄Cl إلى محلول القاعدة الضعيفة NH₃ يزداد تركيز الأيون المشترك،

ووفقًا لمبدأ لوتشاتيليه فإنَّ موضع الاتزان يُزاح إلى جهة اليسار (جهة المواد المتفاعلة)؛

ما يقلل من تأين القاعدة الضعيفة NH₃ ، وَيُقَلِّلُ في الوقت نفسه من تركيز أيونات^-OH،

ومن ثَمَّ يزداد تركيزُ أيونات ⁺H₃O  ويقل الرَّقْمُ الهيدروجيني pH  للمحلول، ويكون تأثيرُ الأيون المشترك حِمضيًّا.

والأمثلةُ الآتية توضِّحُ كيفيّة حساب تركيز أيونات  ^-OH و⁺H₃O والرَّقْم الهيدروجيني pH لمحلول القاعدة الضعيفة عندما يُضافُ إليه أيونٌ مشترك.

المثال (26):

أحسبُ التغيُّرَ في الرَّقْم الهيدروجيني لمحلول الأمونيا NH₃، الذي حجمُهُ 1 L وتركيزُهُ 0.1 M ورقمُهُ الهيدروجيني pH يساوي 11 ، إذا أُضيف إليه 0.2 mol من ملح كلوريد الأمونيوم NH₄Cl. علمًا أنَّ  ${\mathrm{K}}_{\mathrm{b}}= 1.8 \times {10}^{-5}$ ، log 1.1 = 0.04 

تحليل السؤال:

                  $$\begin{gathered} \left[{\mathrm{NH}}_3\right] = 0.1 \mathrm{M} \\ {\mathrm{K}}_{\mathrm{b}}= 1.8 \times {10}^{-5} \end{gathered}$$

المطلوب: حساب التغيُّر في الرَّقْم الهيدروجيني لمحلول القاعدة.

الحل:  

أكتبُ معادلة تأيُّن كلٍّ منَ القاعدة والملح، كما يأتي:

 

                                                                                                           NH_3(aq) +  H₂O_(l)     $\rightleftharpoons$    NH₄⁺_(aq)   + OH^-_(aq)

                                                                                                           NH₄Cl _(s)     $\stackrel{{\mathrm{H}}_2{\mathrm{O}}_{\left(\mathrm{I}\right)}}{\to }$     NH₄⁺_(aq)   + Cl^-_(aq)

_mm

أحسب تركيز الملح كما يأتي:$\left[{\mathrm{NH}}_4\mathrm{Cl}\right]= \left[{\mathrm{NH}}_4^{+}\right]= \frac{\mathrm{n}}{\mathrm{v}}=\frac{0.2 \mathrm{mol}}{1\mathrm{L}}= 0.2 \mathrm{M}$

أستخدمُ ثابتَ تأيُّن القاعدة لحساب [^-OH]، كما يأتي:

       $$\begin{gathered} {\mathrm{K}}_{\mathrm{b}}= \frac{\left[{\mathrm{OH}}^{-}\right] \left[{\mathrm{NH}}_4^{+}\right]}{\left[{\mathrm{NH}}_3\right]} \\ \left[{\mathrm{OH}}^{-}\right] = \frac{{\mathrm{K}}_{\mathrm{b} } \left[{\mathrm{NH}}_3\right]}{\left[{\mathrm{NH}}_4^{+}\right]}= \frac{1.8 \times {10}^{-5} \times 0.1}{0.2} = 0.9 \times {10}^{-5} \mathrm{M} \end{gathered}$$

أحسبُ [⁺H₃O] باستخدام ثابت تأيُّن الماء K_w، كما يأتي:

                                                                                                                                 K_w = [H₃O⁺] [OH^-]   

                                                                                                                                                                                                                     $\left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right] = \frac{{\mathrm{K}}_{\mathrm{w}}}{\left[{\mathrm{OH}}^{-}\right]} = \frac{1 \times {10}^{-14}}{0.9 \times {10}^{-5}}= 1.1 \times {10}^{-9} \mathrm{M}$          

 

أحسبُ الرَّقْمَ الهيدروجيني pH للمحلول، كما يأتي:

                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                     $\mathrm{pH} = - \log \left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right] = - \log ( 1.1 \times {10}^{-9}) = 9- 0.04 = 8.96$       

ألاحظ تغير قيمة pH من 11 إلى 8.96 أي أنها نقصت بمقدار 2.04 

                                                                                                                             

المثال (27):

أحسبُ عددَ مولات الملح CH₃NH₃Br اللازم إضافتها إلى 400 mL من محلول القاعدة CH₃NH₂ تركيزُها 0.1 M ليصبح رَقْمُها الهيدروجيني 10.5.

علمًا أنَّ: (أهمل تغير الحجم)K_b= 4.4 X 10^-4 ،  log 3.2 = 0.5

تحليل السؤال:

$\left[{\mathrm{CH}}_3{\mathrm{NH}}_2\right] = 0.1 \mathrm{M}$

       pH = 10.5

     log 3.2 = 0.5

${\mathrm{K}}_{\mathrm{b}} = 4.4 \times {10}^{-4}$

المطلوب: حساب عدد مولات الملح CH₃NH₂Br.

الحل:

أكتبُ معادلة تأيُّن كلٍّ منَ القاعدة والملح، كما يأتي:

                                                                                                               CH₃NH_2(aq) + H₂O_(l)     $\rightleftharpoons$     CH₃NH₃⁺_(aq)   + OH^-_(aq)

                                                                                                               CH₃NH₃Br _(s)     $\stackrel{{\mathrm{H}}_2{\mathrm{O}}_{\left(\mathrm{I}\right)}}{\to }$       CH₃NH₃⁺_(aq)     + Br^-_(aq)

 أستخدمُ pH لحساب تركيز ⁺H₃O:

                                                                                                                [H₃O⁺]= 10^-pH= 10^-10.5= 10^0.5 x 10^-11 = 3.2x 10^-11 M

أحسبُ تركيزَ ^-OH باستخدام ثابت تأيُّن الماء K_w:

                                          $\left[{\mathrm{OH}}^{-}\right] = \frac{{\mathrm{K}}_{\mathrm{w}}}{\left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right]} = \frac{1 \times {10}^{-14}}{3.2 \times {10}^{-11}}= 0.31 \times {10}^{-3} \mathrm{M}$ 

أُطَبِّقُ ثابتَ تأيُّن القاعدة ${\mathrm{K}}_{\mathrm{b}}$ لحساب تركيز الملح المشترك:

                        $$\begin{gathered} {\mathrm{K}}_{\mathrm{b}}= \frac{\left[{\mathrm{OH}}^{-}\right] \left[{\mathrm{CH}}_3{{\mathrm{NH}}_3}^{+}\right]}{\left[{\mathrm{CH}}_3{\mathrm{NH}}_2\right]} \\ 4.4 \times {10}^{-4 }= \frac{3.1 \times {10}^{-4}\left[{\mathrm{CH}}_3{{\mathrm{NH}}_3}^{+}\right]}{0.1} \\ \left[{\mathrm{CH}}_3{{\mathrm{NH}}_3}^{+}\right] = 1.42 \times {10}^{-1 }\mathrm{M} = 0.142 \mathrm{M} =\left[{\mathrm{CH}}_3{\mathrm{NH}}_3\mathrm{Br}\right] \end{gathered}$$

أحسبُ عددَ مولات الملح CH₃NH₃Br، كما يأتي:

                                                                                                             n = M . V = 0.142 M  X 0.4 L= 0.57 mol 

أتحقق:

أحسبُ الرَّقْمَ الهيدروجيني pH لمحلول القاعدة C₅H₅N الذي تركيزُه $0.2 \mathrm{M}$ عند إضافة $0.2 \mathrm{mol}$ منَ الملح C₅H₅NHCl

إلى $600 \mathrm{ml}$ منَ  المحلول.  علمًا أنَّ K_b= 1.4 X 10^-9 ،  log 1.17 = 0.7

تحليل السؤال:

[C₅H₅N]= 0.2 M

 $\left[{\mathrm{C}}_5{\mathrm{H}}_5\mathrm{NHCl}\right] = \left[{\mathrm{C}}_5{\mathrm{H}}_5{\mathrm{NH}}^{+}\right] = \frac{n}{V} =\frac{0.2}{0.6}= 0.33 M$

K_b= 1.4 X 10^-9

الحل:

أكتب معادلة تأين القاعدة و معادلة تفكك الملح كما يلي:

                                                                                    C₅H₅N _(aq) + H₂O_(l)      $\rightleftharpoons$   C₅H₅NH ⁺_(aq)   + OH^-_(aq)

                                                                                              C₅H₅NHCl _(aq) + H₂O_(l)    $\to$   C₅H₅NH⁺_(aq)     + Cl^-_(aq)

أطبق ثابت تأين القاعدة K_b لحساب تركيز OH^-:

                                            $$\begin{gathered} {\mathrm{K}}_{\mathrm{b}}= \frac{\left[{\mathrm{C}}_5{\mathrm{H}}_5{\mathrm{NH}}^{+}\right]\left[{\mathrm{OH}}^{-}\right]}{\left[{\mathrm{C}}_5{\mathrm{H}}_5\mathrm{N}\right]} \\ 1.4\times {10}^{-9} = \frac{\left[{\mathrm{OH}}^{-}\right] \times 0.33}{0.2} \\ \left[{\mathrm{OH}}^{-}\right]=0.85 \times {10}^{-9} \mathrm{M} \end{gathered}$$

أحسب تركيز H₃O⁺ باستخدام ثابت تأين الماء K_w :

     $\left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right] = \frac{{\mathrm{K}}_{\mathrm{w}}}{\left[{\mathrm{OH}}^{-}\right]}= \frac{1\times {10}^{-14}}{0.85\times {10}^{-9}} = 1.17\times {10}^{-5} \mathrm{M}$

أحسب الرقم الهيدروجيني كما يلي:

                                                                                               pH = -log [H₃O⁺] = -log ( 1.17× 10^-5)                               

 pH = 5 - log 1.17 = 5 - 0.07 = 4.93                                   

                       

 

 المحاليلُ المنظِّمة: Buffered Solutions

ما المقصود بالمحلول المنظم؟

تؤدي إضافة كميّة قليلة من حِمض قوي أو قاعدة قويّة إلى الماء إلى تغيير كبير في الرَّقْم الهيدروجيني للمحلول،

إلا أنَّ هناك بعضَ المحاليل لا يتأثر رَقْمُها الهيدروجينيُّ بشكل ملحوظ نتيجة هذه الإضافة تسمّى

المحاليلَ المنظِّمة وهي محاليلُ يمكنها مقاومة التغيُّر في الرَّقْم الهيدروجيني pH عند إضافة

                                            كميّة قليلة من حِمض قوي أو قاعدة قويّة إليها.

فهي تتكوَّنُ من  حِمض ضعيف وقاعدته المرافقة (حِمض ضعيف وملحه) 

                       أو  قاعدة ضعيفة وحِمضها المرافق (قاعدة ضعيفة وملحها)،

وَتُعَدُّ المحاليل المنظِّمة من أهمِّ تطبيقات الأيون المشترك، وهي تستخدم في مجالات صناعيّة واسعة،

مثل صناعة الأصباغ ومستحضرات التجميل والصناعات الدوائيّة وغيرها، كما تحتوي الأنظمة الحيويّة في أجسام الكائنات الحيّة                     على العديد منَ المحاليل المنظِّمة، من أهمِّها المحلولُ المنظِّم في الدم،الذي يتكوَّنُ من حِمض الكربونيك H₂CO₃ وقاعدته المرافقة ^-HCO₃، ويعمل على الحفاظ على الرَّقْم الهيدروجيني للدم عند نحو 7.4  ،   

فالدم يحملُ الموادَّ المختلفة ذات الطبيعة الحِمضيّة أو القاعديّة التي تدخل إلى الجسم دون أن يتغيِّرَ رَقْمَهُ الهيدروجيني.

وعليه، فسنتعرَّفُ في ما يأتي نوعين منَ المحاليل المنظِّمة وكيفيّة عملها.

 

المحاليلُ المنظِّمة الحِمضيّة: Acidic Buffered Solutions 

يتكوَّنُ المحلولُ المنظِّم الحِمضي من حِمض ضعيف وقاعدته المرافقة.

فمثلًا، يحتوي محلولُ حِمض الميثانويك HCOOH، وملحه HCOONa، على نسبة عالية من جُزيئات الحِمض غير المتأيِّنة،  وعلى نسبة عالية منَ القاعدة المرافقة ^-HCOO الناتجة من تأيُّن الملح، إضافة إلى نسبة منخفضة من أيونات ⁺H₃O .                                   

  وتوضِّحُ المعادلتان الآتيتان تأيُّنَ الحِمض و تفكك الملح:

                                                                                      HCOOH _(aq) + H₂O_(l)    $\rightleftharpoons$    HCOO^- _(aq)   + H₃O⁺_(aq)

                                                                                      HCOONa _(s) + H₂O_(l)    $\to$    HCOO^- _(aq)   + Na⁺_(aq)

وعند إضافة كميّة قليلة من قاعدة قويّة، مثل NaOH، تتأيَّنُ، وتنتج أيونات^-OH، التي يُستهلَكُ معظمُها عن طريق تفاعلها                                معَ الحِمض HCOOH، وتتكوَّنُ نتيجة لذلك القاعدةُ المرافقة ^-HCOO ؛ وبهذا فإنَّ

تركيزَ الحِمض سوف يقلُّ بمقدار تركيز أيونات ^-OH المضافة ( القاعدة المضافة)،

وفي الوقت نفسه يزدادُ تركيزُ الأيون المشترك ^-HCOO بالمقدار نفسه؛

وبذلك تتغيَّرُ النسبةُ بين تركيز الحِمض وقاعدته المرافقة بدرجة قليلة، أنظرُ الشكل (11)،

ويبقى تركيزُ ⁺H₃O في المحلول ثابتًا تقريبًا، ولا يحدث تغيُّرٌ ملحوظ في الرَّقْم الهيدروجيني pH للمحلول.

المثال (28):

أحسبُ الرَّقْمَ الهيدروجيني لمحلول يتكوَّنُ من حِمض الإيثانويك CH₃COOH تركيزُهُ 0.5 M والملح إيثانوات الصوديوم CH₃COONa تركيزُهُ 0.5 M، ثمَّ أُقارنُها بالرَّقْم الهيدروجيني للمحلول بعد إضافة 0.01 mol منَ القاعدة القويّة NaOH   إلى 1 L منَ المحلول.(أهمل التغير في الحجم)

علماً أن 0.21 = log 1.7 = 0.23    ,    log 1.63

تحليل السؤال

 [CH₃COOH] = 0.5 M

  [CH₃COONa] = 0.5 M

[NaOH] = 0.01 M

حجم المحلول= 1L

${\mathrm{K}}_{\mathrm{a} }= 1.7 \times {10}^{-5}$

المطلوب: مقارنة الرَّقْم الهيدروجيني للمحلول قبلَ إضافة NaOH وبعدها.

الحل:

                                                                                                                           CH₃COOH_(aq) + H₂O_(l)    $\rightleftharpoons$   CH₃COO^-_(aq)   + H₃O⁺_(aq)   

                                                                                                                    CH₃COONa_(s) + H₂O_(l)    $\to$  CH₃COO^-_(aq)   + Na⁺_(aq)

 

أحسبُ أوَّلا pH للمحلول قبلَ إضافة القاعدة NaOH، كما في الأيون المشترك:

                             $$\begin{gathered} {\mathrm{K}}_{\mathrm{a}}= \frac{\left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right] \left[{\mathrm{CH}}_3{\mathrm{COO}}^{-}\right]}{\left[{\mathrm{CH}}_3\mathrm{COOH}\right]} \\ 1.7 \times {10}^{-5} = \frac{\left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right] (0.5)}{0.5} \\ \left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right] = 1.7 \times {10}^{-5} \\ \mathrm{pH}= -\log \left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right] \\ \mathrm{pH}=-\log (1.7 \times {10}^{-5} )= 5- \log 1.7 = 4.77 \end{gathered}$$

عند إضافة القاعدة NaOH تتأيَّنُ كُلِّيًّا ويكونُ [^-OH]= [NaOH] = 0.01 M 

وتتفاعل معَ الحِمض CH₃COOH ويقلُّ تركيزُهُ بمقدار تركيز ^-OH ليصبح:

                                                                                                                     [CH₃COOH] = 0.5 - 0.01 = 0.49 M

ونتيجة لذلك تتكوَّنُ القاعدةُ المرافقة ^-CH₃COO ويزدادُ تركيزُها بمقدار تركيز ^-OH ليصبح:              

                                                                                                                     [CH₃COO^-] =  0.5 + 0.01 = 0.51 M

أستخدمُ ثابتَ تأيُّن الحِمض K_a   لحساب تركيز ⁺H₃O والرَّقْم الهيدروجيني pH من جديد، كما يأتي:

                      $$\begin{gathered} {\mathrm{K}}_{\mathrm{a}}= \frac{\left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right] \left[{\mathrm{CH}}_3{\mathrm{COO}}^{-}\right]}{\left[{\mathrm{CH}}_3\mathrm{COOH}\right]} \\ 1.7 \times {10}^{-5} = \frac{\left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right] (0.51)}{0.49} \\ \left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right] = 1.63 \times {10}^{-5} \\ \mathrm{pH}= -\log \left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right] \\ \mathrm{pH}=-\log (1.63 \times {10}^{-5}) = 5- 0.21 = 4.79 \end{gathered}$$

يَتَّضِحُ منَ المثال أنَّ هناك زيادة قليلة جدًّا في الرَّقْم الهيدروجيني بمقدار 0.02  .

 

 وعند إضافة كميّة قليلة من حِمض قوي، مثل HCl، إلى المحلول يتأيَّنُ، وتنتج أيونات ⁺H₃O، التي يُستهلَكُ معظمُها عن طريق تفاعلها معَ القاعدة المرافقة  ^-CH₃COOH  لتكوين الحِمض CH₃COO؛ وبذلك

يقلُّ تركيزُ القاعدة المرافقة^-CH₃COO  بمقدار أيونات ⁺H₃O المُضافة ( الحمض المضاف)،

   ويزدادُ تركيزُ الحِمض CH₃COOH بالمقدار نفسه،

وتتغيَّرُ النسبة بين تركيز الحِمض وقاعدته المرافقة بدرجة قليلة، أنظرُ الشكل (12)،

ويتغير تركيزُ ⁺H₃Oبنسبة صغيرة جِدًّا؛ وبهذا يحدث تغيُّرٌ صغير جِدًّا في الرَّقْم الهيدروجيني pHللمحلول.

ويمكن توضيحُ ذلك من خلال المثال الآتي:

 

 

المثال (29):

أحسبُ الرَّقْمَ الهيدروجيني للمحلول في المثال السابق عند إضافة 0.01 mol منَ الحِمض HCl إلى 1 L منَ المحلول، ثمَّ أُقارنُها بالرَّقْم الهيدروجيني للمحلول قبلَ الإضافة.(أهمل التغير في الحجم)  علماً أن     Ka= 1.7 x10^-5 , 0.25 = log 1.77

تحليل السؤال:

  $$\begin{gathered} \left[{\mathrm{CH}}_3\mathrm{COOH}\right] = 0.5 \mathrm{M} \\ \left[{\mathrm{CH}}_3\mathrm{COONa}\right] = 0.5 \mathrm{M} \\ \left[\mathrm{HCl}\right] = 0.01 \mathrm{M} \end{gathered}$$

              حجم المحلول= $1 \mathrm{L}$

المطلوب: مقارنة الرَّقْم الهيدروجيني للمحلول قبلَ إضافة HCl وبعدها.

الحل:

                                                                                                           CH₃COOH_(aq) + H₂O_(l)   $\rightleftharpoons$    CH₃COO^-_(aq)   + H₃O⁺_(aq)    

                                                                                                          CH₃COONa_(s) + H₂O_(l)   $\to$  CH₃COO^-_(aq)   + Na⁺_(aq)

 

أحسبُ الرَّقْم الهيدروجيني pH بعد إضافة الحِمض HCl، ثمَّ أُقارنُها بالرَّقْم الهيدروجيني قبلَ الإضافة.

عند إضافة الحِمض HCl يتأيَّنُ كُلِّيًّا ويكون   $\left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right] = \left[\mathrm{HCl}\right] = 0.01 \mathrm{M}$

يتفاعلُ الحِمضُ HCl معَ القاعدة المرافقة ^-CH₃COO ويقلُّ تركيزُها بمقدار تركيز ⁺H₃O ليصبح:             

                                                                                                                                               [CH₃COO^-] =  0.5 - 0.01 = 0.49 M

ونتيجة لذلك يتكوَّنُ الحِمضُ CH₃COOH ويزدادُ تركيزُهُ بمقدار تركيز ⁺H₃O   ليصبح:             

                                                                                                                                  [CH₃COOH] = 0.5 + 0.01 = 0.51 M   

أستخدمُ ثابتَ تأيُّن الحِمض K_a   لحساب تركيز ⁺H₃O والرَّقْم الهيدروجيني pH من جديد، كما يأتي:

             $$\begin{gathered} {\mathrm{K}}_{\mathrm{a}}= \frac{\left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right] \left[{\mathrm{CH}}_3{\mathrm{COO}}^{-}\right]}{\left[{\mathrm{CH}}_3\mathrm{COOH}\right]} \\ 1.7 \times {10}^{-5} = \frac{\left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right] (0.49)}{0.51} \\ \left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right] = 1.77 \times {10}^{-5} \\ \mathrm{pH}= -\log \left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right] \\ \mathrm{pH}=-\log (1.77 \times {10}^{-5} )= 5- 0.25 = 4.75 \end{gathered}$$

 

أُلاحظُ أنَّ pH  للمحلول قبل إضافة الحِمض HCl تساوي 4.77، أمّا بعد إضافة الحِمض HCl فأصبحت pH تساوي 4.75

ما يشيرُ إلى حدوث انخفاض قليل جدًّا في الرَّقْم الهيدروجيني بمقدار 0.02  .

أتحقق:

أ)  أحسبُ الرَّقْمَ الهيدروجيني لمحلول منظِّم $0.2 \mathrm{M}$ يتكوَّنُ من كلٍّ من حِمض البنزويك C₆H₅COOH وملح بنزوات الصوديوم C₆H₅COONa.(أهمل التغير في الحجم) علمًا أنَّ ${\mathrm{K}}_{\mathrm{a}}= 6.3 \times {10}^{-5}$ , log6.96= 0.84   , log6.3= 0.8 

ب) أحسبُ الرَّقْمَ الهيدروجيني للمحلول السابق عند إضافة $0.01 \mathrm{mol}$ منَ الحِمض HBr إلى $1 \mathrm{L}$ منَ المحلول.أهمل التغير في الحجم.

تحليل السؤال:

[C₆H₅COOH] = 0.2 M

[C₆H₅COONa] = 0.2 M

[HBr] = 0.01 M

حجم المحلول= 1 L

${\mathrm{K}}_{\mathrm{a}} = 6.3 \times {10}^{-5}$

المطلوب: مقارنة الرقم الهيدروجيني للمحلول قبل إضافة HBr وبعده.

الحل:

                                                                   C₆H₅COOH_(aq) + H₂O_(l)                 C₆H₅COO^-_(aq)   + H₃O⁺_(aq)

 

 

                                                                    C₆H₅COONa_(aq)          $\stackrel{{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}}{\to }$  C₆H₅COO^-_(aq)   + Na⁺_(aq)

أحسب أولاً ₁pH للمحلول قبل إضافة الحمض HBr كما في الأيون المشترك:

                         $$\begin{gathered} {\mathrm{K}}_{\mathrm{a}} = \frac{\left[{\mathrm{C}}_6{\mathrm{H}}_5{\mathrm{COO}}^{-}\right]\left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right]}{\left[{\mathrm{C}}_6{\mathrm{H}}_5\mathrm{COOH}\right]} \\ 6.3\times {10}^{-5} =\frac{0.2 \left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right]}{0.2} \\ \left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right]= 6.3\times {10}^{-5} \mathrm{M} \\ \mathrm{pH} = -\log (6.3\times {10}^{-5}) \\ \mathrm{pH} =5 - \log 6.3 = 5 - 0.8 = 4.2 \end{gathered}$$

 

 

(2 عند إضافة الحمض HBr فانه تتأين كلياً ويكون          [H₃O⁺]= [HBr] = 0.01 M 

ويتفاعل مع القاعدة المرافقة CH₃COO^- ويمنحها البروتون لتتحول الى الحمض CH₃COOH

وبهذا يقل تركيزها بمقدار تركيز H₃O⁺ المضاف ويصبح:             

                                                                                            [CH₃COO^-] =  0.2 - 0.01 = 0.19 M

وبهذا يزداد تركيز الحمض CH₃COOH بمقدار تركيز H₃O⁺ المضاف ويصبح:

                                                                                            [CH₃COOH] = 0.2 + 0.01= 0.21 M

أستخدم ثابت تأين الحمض K_a   لحساب تركيز H₃O⁺ والرقم الهيدروجينيpH من جديد، كما يلي:

$$\begin{gathered} 6.3 \times {10}^{-5}= \frac{0.19 \times \left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right]}{\left[0.21\right]} \\ \left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right] = 6.96 \times {10}^{-5} \mathrm{M} \\ \mathrm{pH}= -\log ( 6.96 \times {10}^{-5}) \\ {\mathrm{pH}}_{ }=5 -\log 6.96 = 5- 0.84 = 4.16 \end{gathered}$$

 

 

 

المحاليلُ المنظِّمة القاعديّة: Basic Buffered Solutions

يتكوَّنُ المحلولُ المنظِّمُ القاعديُّ من قاعدة ضعيفة وحِمضها المرافق.

فمثلًا، محلولُ القاعدة NH₃، وملحُها NH₄Cl، يحتوي على نسبة عالية من جُزيئات القاعدة غير المتأيِّنة،                                                                       وعلى نسبة عالية من أيونات الحِمض المرافق ⁺NH₄ الناتج من تأيُّن الملح،إضافة إلى نسبة منخفضة من أيونات^-OH.

وتوضِّحُ المعادلتان الآتيتان تأيُّنَ  القاعدة و تفكك الملح:

                                                        NH_3(aq) + H₂O_(l)    $\rightleftharpoons$   NH₄⁺_(aq)   + OH^-_(aq)      

                                                          NH₄Cl _(s)   $\stackrel{{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}}{\to }$   NH₄⁺_(aq)   + Cl^-_(aq)  

وعند إضافة كميّة قليلة من قاعدة قويّة، مثل NaOH، تتأيَّن، وتنتج أيونات^-OH، التي يُستهلَكُ معظمُهاعن طريق تفاعلها معَ الحِمض المرافق⁺NH₄ لتكوين القاعدة NH₃؛

وبذلك يزدادُ تركيزُ القاعدة NH₃ بمقدار أيونات ^-OH المُضافة (القاعدة المضافة)،

ويقلُّ تركيزُ الحِمض ⁺NH₄  بالمقدار نفسه،  

وتتغيَّرُ نسبة تركيز القاعدة وحِمضها المرافق بدرجة قليلة، أنظرُ الشكل (13)،

ويبقى تركيزُ ^-OH في المحلول ثابتًا تقريبًا؛ وبهذا لا يحدث تغيُّرٌ كبيرٌ في الرَّقْم الهيدروجيني pH  للمحلول.

المثال (30):

أحسبُ الرَّقْمَ الهيدروجيني لمحلول منظم يتكوَّنُ منَ الأمونيا NH₃، التي تركيزُها 0.5 M، والملح NH₄Cl، الذي تركيزُهُ 0.5 M، ثمَّ أُقارنُها بالرَّقْم الهيدروجيني للمحلول بعد إضافة 0.01 mol منَ القاعدة القويّة NaOH إلى 1 L منَ المحلول(أهمل التغير في الحجم)

علماً أن:    0.72 = log 5.5 = 0.74 , log 5.3  ،

تحليل السؤال:

$$\begin{gathered} \left[{\mathrm{NH}}_3\right] = 0.5 \mathrm{M} \\ \left[{\mathrm{NH}}_4\mathrm{Cl}\right] = 0.5 \mathrm{M} \\ \left[\mathrm{NaOH}\right] = 0.01 \mathrm{M} \end{gathered}$$

 حجم المحلول= $1 \mathrm{L}$

${\mathrm{K}}_{\mathrm{b}}= 1.8 \times {10}^{-5}$

المطلوب: مقارنة الرَّقْم الهيدروجيني للمحلول قبل إضافة NaOH وبعدها.

الحل:

أكتبُ معادلة تأيُّن كلٍّ منَ القاعدة والملح، كما يأتي:

                                                                                                     NH_3(aq) + H₂O_(l)      $\rightleftharpoons$     NH₄⁺_(aq)   + OH^-_(aq)

                                                                                                    NH₄Cl _(aq)    $\stackrel{{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}}{\to }$     NH₄⁺_(aq)   + Cl^-_(aq)

أحسبُ [^-OH]  و pH للمحلول قبل إضافة القاعدة NaOH، كما يأتي:

$$\begin{gathered} {\mathrm{K}}_{\mathrm{b}}= \frac{\left[{\mathrm{OH}}^{-}\right] \left[{\mathrm{NH}}_4^{+}\right]}{\left[{\mathrm{NH}}_3\right]} \\ \left[{\mathrm{OH}}^{-}\right] = \frac{{\mathrm{K}}_{\mathrm{b}} \left[{\mathrm{NH}}_3\right] }{\left[{\mathrm{NH}}_4^{+}\right]}= \frac{1.8 \times {10}^{-5 }\times 0.5}{0.5}= 1.8 \times {10}^{-5 }\mathrm{M} \end{gathered}$$

أحسبُ [⁺H₃O] باستخدام ثابت تأيُّن الماء K_w، كما يأتي:

                                                                                                                                                            K_w = [H₃O⁺] [OH^-]    

     $\left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right] = \frac{{\mathrm{K}}_{\mathrm{w}} }{\left[{\mathrm{OH}}^{-}\right]}= \frac{1\times {10}^{-14}}{1.8 \times {10}^{-5}}= 5.5 \times {10}^{-10 }\mathrm{M}$

  

 أحسبُ الرَّقْم الهيدروجيني pH للمحلول، كما يأتي:

           $\mathrm{pH} =-\log \left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right] = - \log (5.5 \times {10}^{-10}) = 10 - 0.74 = 9.26$  

أحسبُ [^-OH]  و pH للمحلول قبل إضافة القاعدة NaOH، كما يأتي:

عند إضافة القاعدة NaOH تتأيَّنُ كُلِّيًّا ويكونُ       $\left[{\mathrm{OH}}^{-}\right] = \left[\mathrm{NaOH}\right] = 0.01 \mathrm{M}$

وتتفاعلُ معَ الحِمض المرافق⁺NH₄ فيقلُّ تركيزُهُ بمقدار تركيز أيونات^-OH ليصبح:

                                                                                                              [NH₄⁺] =  0.5 - 0.01 = 0.49 M   

  ونتيجة لذلك تتكوَّنُ القاعدة NH₃ ويزداد تركيزُها بمقدار تركيز أيونات ^-OH ليصبح:             

                                                                                                                [NH₃] =  0.5 + 0.01 = 0.51 M                        

أحسبُ [^-OH]  و pH للمحلول بعد إضافة القاعدة NaOH، كما يأتي:

     $$\begin{gathered} {\mathrm{K}}_{\mathrm{b}}= \frac{\left[{\mathrm{OH}}^{-}\right] \left[{\mathrm{NH}}_4^{+}\right]}{\left[{\mathrm{NH}}_3\right]} \\ \left[{\mathrm{OH}}^{-}\right] = \frac{{\mathrm{K}}_{\mathrm{b}} \left[{\mathrm{NH}}_3\right] }{\left[{\mathrm{NH}}_4^{+}\right]}= \frac{1.8 \times {10}^{-5 }\times 0.49}{0.51}= 1.87 \times {10}^{-5 }\mathrm{M} \end{gathered}$$ 

أحسبُ [⁺H₃O] باستخدام ثابت تأيُّن الماء K_w، كما يأتي:

$\left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right] = \frac{{\mathrm{K}}_{\mathrm{w}}}{\left[{\mathrm{OH}}^{-}\right]}= \frac{1 \times {10}^{-14}}{1.87 \times {10}^{-5}}= 5.3 \times {10}^{-10} \mathrm{M}$

أحسبُ الرَّقْم الهيدروجيني pH للمحلول، كما يأتي:

                                                                                     $\mathrm{pH} =-\log \left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right] = - \log (5.3 \times {10}^{-10}) = 10 - 0.72 = 9.28$     

أُلاحظُ حدوثَ ارتفاع قليل جدًّا بمقدار (0.02) في قيمة pH للمحلول.

 

أمّا عند إضافة كميّة قليلة من حِمض قوي، مثل HCl، فإنه يتأيَّنُ، وتنتج أيونات⁺H₃O، وَيُستهلَكُ معظمُها                                                        عن طريق تفاعلها معَ القاعدةNH₃  لتكوين الحِمض⁺NH₄؛

وبذلك يقلُّ تركيزُ القاعدة NH₃ بمقدار تركيز أيونات ⁺H₃O المضافة (الحمض المضاف)

ويزدادُ تركيزُ الحِمض المرافق ⁺NH₄ بالمقدار نفسه،

وتتغيَّرُ نسبة تركيز القاعدة وحِمضها المرافق بدرجة قليلة، أنظرُ الشكل ( 14 )،

ويتغير تركيزُ كلٍّ من ^-OH و ⁺H₃O في المحلول بنسبة صغيرة جِدًّا؛ وبهذا يحدث تغيُّرٌ صغير
جِدًّا في الرَّقْم الهيدروجيني pH للمحلول.

المثال (31):

أحسبُ الرَّقْمَ الهيدروجيني للمحلول في المثال السابق عند إضافة 0.01 mol منَ الحِمض HCl إلى 1L منَ المحلول، ثمَّ أُقارنُها بالرَّقْم الهيدروجيني للمحلول قبلَ الإضافة.  علماً أن 0.76 = log 5.8 . (أهمل التغير في الحجم).

تحليل السؤال:

$$\begin{gathered} \left[{\mathrm{NH}}_3\right] = 0.5 \mathrm{M} \\ \left[{\mathrm{NH}}_4\mathrm{Cl}\right] = 0.5 \mathrm{M} \\ \left[\mathrm{HCl}\right] = 0.01 \mathrm{M} \end{gathered}$$

المطلوب: حساب pH للمحلول NH₃\NH₄Cl عند إضافة حِمض HCl.

الحل:

عند إضافة الحِمض HCl يتأيَّنُ كُلِّيًّا ويكونُ   $\left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right] = \left[\mathrm{HCl}\right] = 0.01 \mathrm{M}$  

يتفاعلُ الحِمضُ HCl معَ القاعدة NH₃ ويقلُّ تركيزُها بمقدار تركيز  ⁺H₃O ليصبح:

                                                                                                         [NH₃] =  0.5 - 0.01 = 0.49 M

ونتيجة لذلك يتكوَّنُ الحِمضُ المرافق ⁺NH₄ ويزدادُ تركيزُهُ بمقدار تركيز ⁺H₃O ليصبح:             

                                                                                                     [NH₄⁺] = 0.5 + 0.01= 0.51 M

أحسبُ [^-OH]  و pH للمحلول بعد إضافة القاعدة NaOH، كما يأتي:

    $$\begin{gathered} {\mathrm{K}}_{\mathrm{b}}= \frac{\left[{\mathrm{OH}}^{-}\right] \left[{\mathrm{NH}}_4^{+}\right]}{\left[{\mathrm{NH}}_3\right]} \\ \left[{\mathrm{OH}}^{-}\right] = \frac{{\mathrm{K}}_{\mathrm{b}} \left[{\mathrm{NH}}_3\right] }{\left[{\mathrm{NH}}_4^{+}\right]}= \frac{1.8 \times {10}^{-5 }\times 0.49 }{0.51}= 1.73 \times {10}^{-5 }\mathrm{M} \end{gathered}$$

أحسبُ [⁺H₃O] باستخدام ثابت تأيُّن الماء K_w، كما يأتي:

$\left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right] = \frac{{\mathrm{K}}_{\mathrm{w}}}{\left[{\mathrm{OH}}^{-}\right]}= \frac{1 \times {10}^{-14}}{1.73 \times {10}^{-5}}= 5.8 \times {10}^{-10} \mathrm{M}$

أحسبُ الرَّقْم الهيدروجيني pH للمحلول، كما يأتي:

               $\mathrm{pH} =-\log \left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right] = - \log (5.8 \times {10}^{-10}) = 10 - 0.76 = 9.24$

أُلاحظُ حدوثَ انخفاض قليل جدًّا بمقدار (0.02) في قيمة pH للمحلول، وهو لا يؤثر في خصائصه الكيميائيّة.

يَتَّضِحُ منَ الأمثلة السابقة أنَ:

المحلول المنظِّم يقاوم التغيُّرَ في الرَّقْم الهيدروجيني عندما تُضاف إليه كميّة قليلة من حِمض قوي أو قاعدة قويّة.

 

أتحقق:

1) أحسبُ الرَّقْم الهيدروجين لمحلول منظِّم يتكوَّنُ من القاعدة ميثيل أمين CH₃NH₂ تركيزها $0.15 \mathrm{M}$                                                                         و الملح ميثيل كلوريد الأمونيوم CH₃NH₃Cl  تركيزه $0.2 \mathrm{M}$ علماً أن:(K_b = 4.4 × 10^-4  ,  log 3.03 = 0.48)

2) أحسبُ الرَّقْم الهيدروجيني إذا أُضيف $0.01 \mathrm{mol}$ منَ الحِمض الهيدروبروميك HBr إلى $500 \mathrm{mL}$ منَ المحلول السابق. أهمل التغير في الحجم                                               علماً أن: ( 0.58 = log 3.8)

1) تحليل السؤال:

[CH₃NH₂] = 0.15 M

[CH₃NH₃Cl] = 0.2 M

n_(HBr) = 0.01 mol

حجم المحلول= 0.5 L

[HBr] = 0.02 M

K_b =4.4× 10^-4

 

الحل:

أكتب معادلة تأين  القاعدة و ومعادلة تفكك الملح كما يلي:

                                                                                                               CH₃NH_{2 (aq)} + H₂O_(l)     $\rightleftharpoons$  CH₃NH₃⁺_(aq)   + OH^-_(aq)

 

 

                                                                                                       CH₃NH₃Cl _(aq)        $\stackrel{{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}}{\to }$   CH₃NH₃⁺ _(aq)   + Cl^-_(aq)

أ) أحسب [OH^-]  و pH  للمحلول المنظم كما يلي:

                         $$\begin{gathered} {\mathrm{K}}_{\mathrm{b}}=\frac{\left[{\mathrm{CH}}_3{\mathrm{NH}}_3^{+}\right]\left[{\mathrm{OH}}^{-}\right]}{\left[{\mathrm{CH}}_3{\mathrm{NH}}_2\right]} \\ 4.4\times {10}^{-4}= \frac{0.2 \times \left[{\mathrm{OH}}^{-}\right]}{0.15} \\ \left[{\mathrm{OH}}^{-}\right]= \frac{0.15 \times 4.4\times {10}^{-4}}{0.2}= 0.33\times {10}^{-4} \mathrm{M} \end{gathered}$$

 أحسب [H₃O⁺] باستخدام ثابت تأين الماء K_w كما يلي:

 

 

 

$\left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right] = \frac{K_w}{\left[{\mathrm{OH}}^{-}\right]} = \frac{1\times {10}^{-14}}{0.33\times {10}^{-4}} = 3.03\times {10}^{-10} \mathrm{M}$                                                                                                           

 

أحسب الرقم الهيدروجيني pH للمحلول كما يلي:

                                                                                                       pH = -log [H₃O⁺] = - log( 3.03 × 10^-10) = 10 - 0.48 = 9.52                                                                                              

(2  عند إضافة الحمض HBr فإنه يتأين كلياً ويكون

[HBr]= [H₃O⁺] = 0.02 M                                                                                    

يتفاعل الحمض HBr مع القاعدة CH₃NH₂ ويقل تركيزها بمقدار تركيز  H₃O⁺ليصبح:

                                                                                                     [CH₃NH₂] =  0.15 - 0.02 = 0.13 M

ونتيجة لذلك يتكون الحمض المرافق CH₃NH₃⁺ ويزداد تركيزه بمقدار تركيز H₃O⁺  ليصبح:             

                                                                                         [CH₃NH₃⁺] = 0.2  + 0.02= 0.22 M

أحسب [OH^-]  و pH للمحلول بعد إضافة الحمض كما يلي:

$$\begin{gathered} {\mathrm{K}}_{\mathrm{b}} = \frac{\left[{\mathrm{CH}}_3{\mathrm{NH}}_3^{+}\right]\left[{\mathrm{OH}}^{-}\right]}{\left[{\mathrm{CH}}_3{\mathrm{NH}}_2\right]} \\ \left[{\mathrm{OH}}^{-}\right] = \frac{0.13 \times 4.4 \times {10}^{-4}}{0.22} = 2.6\times {10}^{-4} \end{gathered}$$

أحسب [H₃O⁺] باستخدام ثابت تأين الماء K_w كما يلي:

$\left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right] = \frac{K_w}{\left[{\mathrm{OH}}^{-}\right]} = \frac{1\times {10}^{-14}}{2.6\times {10}^{-4}} = 3.8\times {10}^{-11} \mathrm{M}$

أحسب الرقم الهيدروجيني pH للمحلول كما يلي:

                                                                                            pH = -log [H₃O⁺] = - log( 3.8 × 10^-11) = 11 - 0.58 = 10.42    

 

 

 

 

الإثراءُ والتوسُّع 

                                                                                                المحلولُ المنظِّم في الدم

يحتوي الدمُ على عدد منَ المحاليل المنظِّمة، تحافظ على قِيَمِ الرَّقْم الهيدروجيني بين (7.35 - 7.45)، وهذا نطاقٌ ضيِّق تحدثُ فيه جميع التغيُّرات الكيميائيّة الحيويّة في الجسم، وفي حال زيادة الرَّقْم الهيدروجيني أعلى من7.8  أو انخفاضه إلى أقلَّ من 6.8 يختلُّ النظامُ الحيوي في الجسم، وقد يؤدي ذلك إلى الوفاة.

 لذلك يقوم الجسم بضبط قيمة pH عن طريق عمليات حيوية مختلفة.

يُعَدُّ محلولُ حِمض الكربونيك وقاعدته المرافقة (^-H₂CO₃\HCO₃) أحدَ أهمِّ المحاليل المنظِّمة في الدم،

والمعادلة الآتية تمثلُ المحلولَ المنظِّم في الدم:

                                                                    H₂CO_3(aq)  +  H₂O_(l)    $\rightleftharpoons$    HCO₃^-_(aq)  +  H₃O⁺_(aq)      

  تؤدي زيادة الأنشطة التي يمارسها الشخص إلى زيادة معدل التنفُّس اللاهوائي في الخلايا وزيادة إنتاج ثاني أكسيد الكربون CO₂، الذي يندفع إلى الدم ويتفاعل معَ الماء ويؤدي إلى زيادة تركيز H₂CO₃.

                                                          CO_{2 (g)}  +  H₂O_{(l)    $\rightleftharpoons$}     H₂CO_3(aq)         

  _{وعند زيادة} تركيزُ أيونات H₃O⁺في الدم  يعمل المحلول المنظِّم على التخلُّص من تلك الزيادة، وذلك عن طريق إزاحة موضع الاتزان إلى جهة اليسار نحو تكوين حِمض الكربونيك ₃H₂CO، فيزداد تركيزُه في الدم، ويقل بذلك تركيزُ ^-HCO₃، ويقل تركيزُ أيونات ⁺H₃O؛ ما يحفِّزُ الكُلى على إنتاج أيونات ^-HCO₃

لتعويض النقص في تركيزها، وتعمل الرئة على امتصاص الزيادة في تركيز حِمض الكربونيك في الدم؛ حيث يتفكَّكُ حِمض الكربونيك في الرئة إلى ثاني أكسيد الكربون CO2 وبخار الماء، ويجري التخلُّصُ منهما عن طريق التنفس. وتستمرُّ إزاحة موضع الاتزان مرّةً نحو اليسار وأخرى نحو اليمين؛ ممّا يساعد على بقاء تركيز أيونات + H3O ثابتًا نسبيًّا، ويحافظ على مدى ثابت منَ الرَّقْم الهيدروجيني في الدم. HCO3 زيادة أو نقصانًا، أما الرئة فتعمل على ضبط تركيز ثاني وبهذا؛ فإنَّ الكُلى تعمل على ضبط تركيز أيونات - أكسيد الكربون في الخلايا وتركيز حِمض الكربونيك في الدم.