التعادل

#

2-4 التعادل

Neutralization

الفكرة الرئيسة:
يتفاعل الحمض مع القاعدة في تفاعل التعادل لينتجا ملحًا وماءً.

الربط مع الحياة:
عندما يقدم فريقان متناظران حُججًا مقنعة تجد نفسك متحيرًا بين الرأيين، لذا يكون رأيك حياديًّا أو متعادلًا؛ إذ تتساوى وجهتا النظر عندك. وبطريقة مماثلة يكون المحلول متعادلًا عندما تتساوى أعداد أيونات الهيدروجين وأيونات الهيدروكسيد في المحلول.

الأهداف

• تكتب معادلات كيميائية لتفاعلات التعادل.
• تشرح كيفية استعمال تفاعلات التعادل في معايرة الأحماض والقواعد.
• تقارن بين خواص المحاليل المنظمة والمحاليل غير المنظمة.

مراجعة المفردات

الحسابات الكيميائية: دراسة العلاقات الكمية بين كميات المواد المتفاعلة المستهلكة والنواتج المتكونة في التفاعل الكيميائي، بالاعتماد على قانون حفظ الكتلة.

المفردات الجديدة

• تفاعل التعادل.
• الملح.
• المعايرة.
• المحلول القياسي.
• نقطة التكافؤ.
• كاشف الحمض والقاعدة.
• نقطة النهاية.
• تميه الأملاح.
• المحلول المنظم.
• سعة المحلول المنظم.

التفاعلات بين الأحماض والقواعد

Reactions Between Acids and Bases

هل أحسست يومًا بسوء هضم أو حرقة في المعدة؟ هل تناولت أحد مضادات الحموضة كالتي تظهر في الشكل 2-19 لتخفف من حالة عدم الارتياح تلك؟ ما نوع التفاعل الذي يحدث عندما يلامس هيدروكسيد الماغنسيوم Mg(OH)₂، وهو المركب النشط في حليب الماغنسيا، محلول حمض الهيدروكلوريك HCl الذي تنتجه المعدة؟

عندما يتفاعل Mg(OH)₂ مع حمض HCl يحدث تفاعل تعادل. وتفاعل التعادل تفاعل محلول حمض مع محلول قاعدة ينتج ملحًا وماءً. والملح مركب أيوني يتكون من أيون موجب من قاعدة وأيون سالب من حمض، لذا يكون تفاعل التعادل إحلالًا مزدوجًا.

كتابة معادلات التعادل

في التفاعل بين هيدروكسيد الماغنسيوم وحمض الهيدروكلوريك يحل الماغنسيوم محل الهيدروجين في HCl، ويحل الهيدروجين محل الماغنسيوم في Mg(OH)₂.

Mg(OH)₂(aq) + 2HCl(aq) → MgCl₂(aq) + 2H₂O(l)

قاعدة + حمض → ملح + ماء

لاحظ أن الأيون الموجب من القاعدة يتحد بالأيون السالب من الحمض Cl⁻ في الملح MgCl₂. وعند كتابة معادلات التعادل عليك أن تعرف ما إذا كانت جميع المواد المتفاعلة والنواتج في المحلول تكون في صورة جزيئات أو وحدات صيغ. فتوضح مثلًا معادلة الصيغ والمعادلة الأيونية الكاملة للتفاعل بين حمض الهيدروكلوريك وهيدروكسيد الصوديوم الآتية:

HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l)

الشكل 2-19:
يمكن لأي جرعة من هذه المواد المضادة للحموضة أن تخفف من أعراض سوء الهضم الحمضي؛ وذلك بتفاعلها مع المحلول الحمضي في المعدة ومعادلته.

---

الشكل 2-20:
ينتقل أيون الهيدروجين من أيون الهيدرونيوم إلى أيون الهيدروكسيد. وعندما يخسر H₃O⁺ أيون هيدروجين يصبح جزيء ماء، وعندما يكسب OH⁻ أيون هيدروجين يصبح أيضًا جزيء ماء.

لأن HCl حمض قوي، وNaOH قاعدة قوية، وNaCl ملح قابل للذوبان، لذا تكون المركبات الثلاثة في صورة أيونات في المحلول المائي:

H⁺(aq) + Cl⁻(aq) + Na⁺(aq) + OH⁻(aq) → Na⁺(aq) + Cl⁻(aq) + H₂O(l)

تظهر أيونات الصوديوم وأيونات الكلوريد على جانبي المعادلة، لذا تسمى أيونات متفرجة؛ أي لا تدخل في التفاعل، ويمكن حذفها للحصول على المعادلة الأيونية النهائية لمعادلة حمض قوي مع قاعدة قوية:

H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l)

لاحظ تفاعل التعادل في الشكل 2-20.

ماذا قرأت؟
اكتب المعادلة الأيونية الكاملة، والمعادلة الأيونية النهائية لتعادل حمض HNO₃ مع القاعدة KOH.

معايرة الأحماض والقواعد

تشابه الحسابات الكيميائية لحساب الكميات في تفاعل التعادل بين حمض وقاعدة مع أي تفاعل آخر يحدث في محلول. ففي تفاعل مضاد الحموضة الآتي نجد أن 1 mol من Mg(OH)₂ يعادل 2 mol من HCl:

Mg(OH)₂(aq) + 2HCl(aq) → MgCl₂(aq) + 2H₂O(l)

وتبين الحسابات الكيميائية أساس طريقة المعايرة، والتي تستعمل لتحديد تراكيز المحاليل الحمضية والقاعدية. فالمعايرة طريقة لتحديد تركيز محلول ما؛ وذلك بتفاعل حجم معلوم منه مع محلول تركيزه معلوم. فإذا أردت إيجاد تركيز محلول حمضي فسوف تعايره مع محلول قاعدي تركيزه معلوم. كما يمكنك معايرة قاعدة تركيزها غير معلوم مع حمض تركيزه معلوم. كيف تتم معايرة حمض وقاعدة؟ يبين الشكل 2-21 نوعًا من المعدات المستخدمة في عملية المعايرة، ويستعمل في هذه الطريقة مقياس pH لمراقبة التغير في قيم pH في أثناء عملية المعايرة.

الشكل 2-21:
عند معايرة حمض مع قاعدة يستعمل مقياس pH لتتابع pH للمحلول الحمضي في الكأس، حيث تتم إضافة محلول قاعدي معروف التركيز بالسحاحة.

---

#

خطوات المعايرة

كيف تتم معايرة حمض وقاعدة؟

• يوضع حجم معين من المحلول الحمضي أو القاعدي غير المعروف التركيز في كأس زجاجية، ثم تغمس أقطاب مقياس pH في هذا المحلول، وتقرأ قيمته الابتدائية للمحلول وتسجل.
• تملأ السحاحة بمحلول المعايرة المعلوم تركيزه. يسمى هذا المحلول المحلول القياسي.
• تضاف قطرتان من كاشف مناسب، ثم تضاف أحجام معلومة من المحلول القياسي ببطء إلى المحلول الموجود في الكأس وتخلط معه، ثم تقرأ قيمة pH وتسجل بعد كل إضافة. تستمر هذه العملية إلى أن يصل التفاعل إلى نقطة التكافؤ، وهي نقطة تتساوى عندها عدد مولات H⁺ من الحمض مع عدد مولات OH⁻ من القاعدة.

يبين الشكل 2-22a كيف تتغير قيمة pH للمحلول في أثناء معايرة 50.0 mL من HCl الذي تركيزه 0.100 M، وهو حمض قوي، مع القاعدة القوية NaOH ذات التركيز 0.100 M؛ حيث كانت قيمة pH الأولية لـ HCl تساوي 1.00. وفي أثناء إضافة NaOH يتعادل الحمض، وتزداد قيمة pH للمحلول تدريجيًّا، إلا أنه عندما تستهلك أيونات H⁺ جميعها تزداد قيمة pH على نحو كبير عند إضافة حجم صغير جدًّا من NaOH. وتحدث هذه الزيادة الحادة في قيمة pH عند نقطة تكافؤ المعايرة. إن إضافة المزيد من NaOH بعد نقطة التكافؤ ينتج عنه زيادة تدريجية مرة أخرى في pH.

لعلك تعتقد أنه يجب أن تكون نقطة التكافؤ في عمليات المعايرة جميعها عندما تكون قيمة pH تساوي 7؛ لأنه عند هذه النقطة تتساوى تراكيز أيونات الهيدروجين وأيونات الهيدروكسيد، ويصبح المحلول متعادلًا. ولكن هذا غير صحيح، فبعض المعايرات لها نقاط تكافؤ عند قيم pH أقل من 7، وبعضها له نقاط تكافؤ أكبر من 7. وتحدث هذه الاختلافات لأن هناك تفاعلات بين الأملاح التي تكونت والماء، كما ستتعلم ذلك لاحقًا.

يبين الشكل 2-22b أن نقطة التكافؤ في معايرة حمض الميثانويك، وهو حمض ضعيف، بهيدروكسيد الصوديوم، وهي قاعدة قوية، تقع بين pH 8 و 9.

اختبار الرسم البياني:
حدد اختلافين بين الرسمين البيانيين في الشكل 2-22.

الشكل 2-22:
يدل الارتفاع الحاد في قيمة pH للمحلول الحمضي عند معايرة حمض قوي بقاعدة قوية، كما هو مبين في الشكل a، على أن جميع أيونات H⁺ في الحمض قد تمت معادلتها بواسطة أيونات OH⁻ من القاعدة. وتسمى النقطة التي ينثني عندها المنحنى عند تقاطعه مع الخط المنقط نقطة التكافؤ للمعايرة. فيغير الكاشف بروموثيمول الأزرق لونه عند هذه النقطة. أما في الشكل b فتتم معايرة حمض ضعيف HCOOH بقاعدة قوية NaOH ولا تظهر نقطة التكافؤ عند pH = 7. فيغير الكاشف فينولفثالين لونه عند نقطة التكافؤ الموضحة في الشكل.

قارن:
بين نقطتي التكافؤ في الرسمين.

---

#

الشكل 2-23:
يصبح لون الشاي الأحمر فاتحًا عند إضافة عصير الليمون إليه؛ لأنه يحتوي على مادة كيميائية تعد من الكواشف. ومعظم الكواشف جزيئات كبيرة تعمل بوصفها أحماضًا ضعيفة. ويعود السبب في تغير ألوان الكواشف إلى اختلافات يسيرة في أنماط الروابط عندما يتأين جزيء الكاشف أو لا يتأين.

كواشف الأحماض والقواعد

غالبًا ما يستعمل الكيميائيون أصباغًا كيميائية بدلًا من مقياس pH لتحري نقطة التكافؤ عند معايرة حمض وقاعدة. وتسمى الأصباغ الكيميائية التي تتأثر ألوانها بالمحاليل الحمضية والقاعدية كواشف الأحماض والقواعد.

وهناك العديد من المواد الطبيعية التي تعمل عمل الكواشف، فإذا أضفت عصير الليمون إلى الشاي فسوف تلاحظ أن اللون الأحمر للشاي أصبح فاتحًا، كما في الشكل 2-23؛ إذ يحتوي الشاي على مواد تسمى بوليفينولات polyphenols، تحتوي على ذرات متأينة جزئيًّا من الهيدروجين، لذا فهي أحماض ضعيفة. وعند إضافة الحمض الموجود في عصير الليمون إلى كوب شاي يقل تأين الحمض في الشاي بحسب مبدأ لوتشاتلييه، فيصبح لون البوليفينولات غير المتأينة أكثر وضوحًا.

ويظهر الشكل 2-24 العديد من الكواشف التي يستعملها الكيميائيون. إن أزرق بروموثيمول كاشف مناسب عند معايرة حمض قوي بقاعدة قوية. أما الفينولفثالين فيغير لونه عند نقطة التكافؤ عند معايرة حمض ضعيف بقاعدة قوية، كما هو مبين في الشكل 2-22b.

الشكل 2-24:
إن عملية اختيار الكاشف الصحيح مهمة جدًّا؛ إذ يجب أن يغير الكاشف لونه عند نقطة التكافؤ التي لا تكون دائمًا عند pH = 7.

أمثلة الكواشف في الشكل:
الكريستال البنفسجي، الكريسول الأحمر، الثيمول الأزرق، البروموفينول الأزرق، الميثيل البرتقالي، البروموكريسول، الميثيل الأحمر، البروموكريسول البنفسجي، الليزارين، البروموثيمول الأزرق، الفينول الأحمر، الفينولفثالين، الثيمولفثالين، GG الليزارين الأصفر، الكاشف العالمي.

---

#

الشكل 2-25:
المعايرة طريقة دقيقة تحتاج إلى تدريب وممارسة. تعمل الورقة البيضاء الموضوعة تحت الدورق على توفير خلفية مناسبة تساعد على رؤية التغير في لون الكاشف.

صور خطوات المعايرة في الشكل:

• تحتوي السحاحة على المحلول القياسي NaOH تركيزه 0.1 M، ويحتوي الدورق المخروطي على 25.00 mL من محلول HCOOH مع قطرات من كاشف الفينولفثالين.
• يضاف المحلول القياسي ببطء إلى محلول الحمض، ويتحول الفينولفثالين إلى اللون الوردي، ولكن يختفي اللون عند تحريك المحلول إلى أن يصل إلى نقطة النهاية.
• تكون نقطة نهاية المعايرة عندما يصبح اللون ورديًّا فاتحًا. تبين القراءة الدقيقة للسحاحة أن 18.28 mL من NaOH الذي تركيزه 0.1000 M قد تمت إضافته.

الكواشف ونقطة نهاية المعايرة

يعد الكثير من الكواشف المستعملة في المعايرة أحماضًا ضعيفة، لكل منها قيمة pH خاصة به، أو مدى pH يتغير لونه بعده. وتسمى النقطة التي يتغير لون الكاشف عندها نقطة نهاية المعايرة. أما نقطة التكافؤ فهي النقطة التي يتساوى عندها عدد مولات الحمض مع عدد مولات القاعدة، وتسمى نقطة التكافؤ بنقطة التعادل في حالة تفاعل الأحماض والقواعد القوية. لذا من المهم اختيار كاشف للمعايرة يغير لونه عند نقطة تكافؤ المعايرة الصحيحة. تذكر أن دور الكاشف أن يبين لك بدقة، عن طريق تغير لونه، أنه قد تمت إضافة كمية كافية من المحلول القياسي لتعادل المحلول المجهول.

يصف الشكل 2-25 طريقة معايرة محلول مجهول التركيز من حمض الميثانويك HCOOH مع محلول NaOH تركيزه 0.1000 M.

استراتيجية حل المسائل

حساب المولارية

تعد المعادلة الموزونة لتفاعلات المعايرة المفتاح الرئيس لحساب المولارية المجهولة. فمثلًا تتم معايرة حمض الكبريتيك بهيدروكسيد الصوديوم وفق المعادلة الآتية:

H₂SO₄(aq) + 2NaOH(aq) → Na₂SO₄(aq) + 2H₂O(l)

• احسب عدد مولات NaOH في المحلول المعياري من بيانات المعايرة:

MB: مولارية القاعدة
VB: حجم القاعدة

MB VB = (mol/L)(L) = mol NaOH

• تستطيع أن تعرف من المعادلة أن نسبة مولات NaOH إلى H₂SO₄ هي 2:1، أي أنه يتطلب 2 mol NaOH لتعادل 1 mol H₂SO₄.

mol H₂SO₄ = mol NaOH × 1 mol H₂SO₄ / 2 mol NaOH

• تمثل MA مولارية الحمض، بينما يمثل VA حجم الحمض L.

MA = mol H₂SO₄ / VA

طبق هذه الاستراتيجية عند دراستك للمثال 2-6 في الصفحة الآتية.

---

#

مثال 2-6

حساب المولارية من بيانات المعايرة:
تحتاج إلى محلول قياسي حجمه 18.28 mL من NaOH، وتركيزه 0.1000 M، للتعادل مع 25.00 mL من محلول حمض الميثانويك HCOOH. احسب مولارية محلول حمض الميثانويك.

1. تحليل المسألة

لديك مولارية محلول NaOH وحجمه، ولديك كذلك حجم محلول حمض الميثانويك HCOOH. حجم القاعدة المستعملة يساوي أربعة أخماس حجم الحمض تقريبًا. إذن تكون مولارية الحمض أقل من 0.1 M.

المعطيات:

• VA = 25.00 mL HCOOH
• VB = 18.28 mL NaOH
• MB = 0.1000 M

المطلوب:

• MA = ? mol/L

2. حساب المطلوب

اكتب المعادلة الكيميائية الموزونة لتفاعل التعادل:

HCOOH(aq) + NaOH(aq) → HCOONa(aq) + H₂O(l)

اكتب النسبة المولية للحمض والقاعدة:

1 mol HCOOH تعادل 1 mol NaOH

حوّل حجم القاعدة من mL إلى L:

VB = 18.28 mL × 1 L / 1000 mL = 0.01828 L

احسب عدد مولات NaOH:

Mol NaOH = MBVB

Mol NaOH = (0.1000 mol/L)(0.01828 L)

= 1.828 × 10⁻³ mol NaOH

طبق العلاقة المولية بين NaOH و HCOOH:

1.828 × 10⁻³ mol NaOH × 1 mol HCOOH / 1 mol NaOH

= 1.828 × 10⁻³ mol HCOOH

استعمل العلاقة بين مولات الحمض، ومولارية الحمض، وحجم الحمض:

1.828 × 10⁻³ mol HCOOH = MA VA

MA = 1.828 × 10⁻³ mol HCOOH / VA

حوّل حجم الحمض من mL إلى L:

VA = 25.00 mL × 1 L / 1000 mL = 0.02500 L HCOOH

أوجد قيمة MA:

MA = 1.828 × 10⁻³ mol HCOOH / 0.02500 L HCOOH

MA = 7.312 × 10⁻² mol/L

3. تقويم الإجابة

تتفق الإجابة مع توقع أن تكون مولارية HCOOH أقل من 0.1 M، كما أن الوحدة مناسبة.

مسائل تدريبية

• ما مولارية محلول حمض النيتريك إذا لزم 43.33 mL KOH تركيزه 0.1000 M لمعادلة 20.00 mL من محلول حمض النيتريك؟

• ما تركيز محلول الأمونيا المستعمل في مواد التنظيف المنزلي إذا لزم 49.90 mL HCl تركيزه 0.5900 M لمعادلة 25.00 mL من هذا المحلول؟

• تحفيز: كم mL من NaOH الذي تركيزه 0.500 M يمكن أن يتعادل مع 25.00 mL من H₃PO₄ تركيزه 0.100 M؟

---

تميه الأملاح

Salt Hydrolysis

أضيفت بضع قطرات من محلول كاشف البروموثيمول الأزرق، انظر الشكل 2-26، إلى محاليل مائية من أملاح كلوريد الأمونيوم NH₄Cl ونترات الصوديوم NaNO₃، وفلوريد البوتاسيوم KF، تركيزها 0.10 M. وكما تلاحظ فقد غيّر محلول نترات الصوديوم لون الكاشف إلى اللون الأخضر، وهذا يعني أن المحلول متعادل. ويشير اللون الأزرق في محلول KF إلى أن المحلول قاعدي، بينما يدل اللون الأصفر لمحلول كلوريد الأمونيوم على أن المحلول حمضي. لماذا تكون بعض محاليل الأملاح متعادلة، وبعضها قاعدي وبعضها الآخر حمضي؟

يتفاعل الكثير من الأملاح مع الماء في عملية تعرف باسم تميه الأملاح؛ حيث تستقبل الأيونات السالبة من الملح المتأين في أثناء هذه العملية أيونات الهيدروجين من الماء، أو تمنح الأيونات الموجبة من الملح المتفكك أيونات الهيدروجين للماء.

الأملاح التي تنتج محاليل قاعدية

ينتج ملح فلوريد البوتاسيوم عن قاعدة قوية KOH وحمض ضعيف HF، ثم يتحلل هذا الملح إلى أيونات بوتاسيوم وأيونات فلوريد:

KF(s) → K⁺(aq) + F⁻(aq)

لا تتفاعل أيونات K⁺ مع الماء، وذلك بسبب تعادلها مع أيونات OH⁻ وتكون محلول قاعدي من KOH. ويعد أيون F⁻ قاعدة ضعيفة بحسب برونستد - لوري. لذا توجد بعض أيونات الفلوريد في حالة اتزان مع الماء، كما في التفاعل الآتي:

F⁻(aq) + H₂O(l) ⇌ HF(aq) + OH⁻(aq)

وهذا يعني أن المواد الناتجة تتكون من جزيئات فلوريد الهيدروجين وأيونات OH⁻، مما يجعل المحلول قاعديًّا.

الأملاح التي تنتج محاليل حمضية

ينتج ملح NH₄Cl عن قاعدة ضعيفة NH₃ وحمض قوي HCl، وعند إذابته في الماء يتفكك الملح لينتج أيونات الأمونيوم وأيونات الكلوريد، كما في التفاعل الآتي:

NH₄Cl(s) → NH₄⁺(aq) + Cl⁻(aq)

لا تتفاعل أيونات Cl⁻ مع الماء، وذلك بسبب تعادلها مع أيونات الهيدرونيوم وتكون محلول حمضي HCl. أما أيون NH₄⁺ فهو حمض ضعيف بحسب برونستد - لوري، لذا تتفاعل أيونات الأمونيوم مع جزيئات الماء منتجة حالة الاتزان الآتية:

NH₄⁺(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₃(aq) + H₃O⁺(aq)

ونتيجة لذلك تنتج جزيئات أمونيا وأيونات هيدرونيوم، مما يجعل المحلول حمضيًّا.

الأملاح التي تنتج محاليل متعادلة

ينتج ملح نترات الصوديوم NaNO₃ عن حمض قوي HNO₃ وقاعدة قوية NaOH. لذلك قد يحدث تميه بسيط جدًّا للملح، وقد لا يحدث تميه أبدًا؛ لأن Na⁺ و NO₃⁻ لا يتفاعلان مع الماء، لذا يكون محلول نترات الصوديوم متعادلًا.

الشكل 2-26:
يعطي كاشف البروموثيمول الأزرق نتائج مدهشة عند إضافته إلى ثلاثة محاليل من الأملاح الأيونية. فمحلول NH₄Cl حمضي، ومحلول NaNO₃ متعادل، بينما محلول KF قاعدي. ويعزى التفسير إلى قوى الأحماض والقواعد التي تكونت منها هذه الأملاح.

---

مسائل تدريبية

• اكتب معادلات لتفاعلات تميه الأملاح التي تحدث عند إذابة الأملاح الآتية في الماء، وصنف كلًّا منها إلى حمضي، أو قاعدي، أو متعادل:

• a. نترات الأمونيوم.
• b. كبريتات البوتاسيوم.
• c. إيثانوات الروبيديوم.
• d. كربونات الكالسيوم.

• تحفيز: اكتب معادلة التفاعل الذي يحدث عند معايرة هيدروكسيد الأمونيوم NH₄OH مع بروميد الهيدروجين HBr. وهل تكون قيمة pH عند نقطة التكافؤ أكبر أو أقل من 7؟

المحاليل المنظمة

Buffered Solutions

من المهم جدًّا لقناديل البحر المبينة في الشكل 2-27 أن تبقى قيم pH لماء أحواض الأحياء المائية ضمن مدى صغير. وكذلك الأمر لجسم الإنسان؛ فمن المهم أيضًا بقاء قيمة pH ثابتة؛ حيث يجب أن يبقى pH للدم في الجسم ضمن مدى 7.1 إلى 7.7. وفي العصارة المعدية يجب أن يبقى pH بين 1.6 و 1.8 ليساعد على هضم أنواع معينة من الطعام. ويحافظ الجسم على pH ضمن حدود معينة من خلال إنتاج محاليل منظمة.

ما المحلول المنظم؟

المحاليل المنظمة محاليل تقاوم التغيرات في قيم pH عند إضافة كميات محددة من الأحماض أو القواعد. فمثلًا عند إضافة 0.01 mol من HCl إلى 1 L من الماء النقي ينخفض pH من 7.0 إلى 2.0. وكذلك فإن إضافة 0.01 mol من NaOH إلى 1 L من الماء النقي ترفع قيم pH من 7.0 إلى 12.0. ولكن عند إضافة الكمية نفسها من HCl أو NaOH إلى 1 L من محلول منظم فقد يتغير pH بما لا يزيد على 0.1 وحدة.

كيف تعمل المحاليل المنظمة؟

المحلول المنظم خليط من حمض ضعيف مع قاعدته المرافقة، أو قاعدة ضعيفة مع حمضها المرافق؛ حيث يعمل خليط الجزيئات والأيونات في المحلول المنظم على مقاومة تغيرات pH عن طريق التفاعل مع أي أيونات هيدروجين، أو أيونات هيدروكسيد تضاف إلى المحلول المنظم.

افترض مثلًا أن محلولًا منظمًا يحتوي على تراكيز 0.1 M من حمض الهيدروفلوريك HF وفلوريد الصوديوم NaF؛ حيث يعطي NaF أيونات F⁻ بتركيز 0.1 M والتي تعد القاعدة المرافقة لحمض HF، لذا يتحقق الاتزان الآتي:

HF(aq) ⇌ H⁺(aq) + F⁻(aq)

إضافة حمض:
عند إضافة حمض إلى هذا المحلول المنظم فإن الاتزان يندفع إلى اليسار بحسب مبدأ لوتشاتلييه؛ لأن أيونات H⁺ المضافة من الحمض تكون ضغطًا على الاتزان. وللتقليل من أثر هذا الضغط تتفاعل أيونات H⁺ مع F⁻ لتكوين المزيد من جزيئات HF.

HF(aq) ⇌ H⁺(aq) + F⁻(aq)

وبهذا يصل النظام إلى حالة الاتزان من جديد مع وجود كمية أكبر من HF غير المتفكك. ومع ذلك فإن pH المحلول قد تغير قليلًا فقط؛ لأن اتجاه الاتزان إلى اليسار استهلك معظم أيونات H⁺ التي أضيفت.

الشكل 2-27:
لكي تكون البيئة صحية لقناديل البحر، يجب أن تبقى قيمة pH للماء في أحواض الأحياء المائية بين 8.1 و 8.4.

---

#

إضافة قاعدة:
عند إضافة قاعدة إلى المحلول المنظم المكون من حمض الهيدروفلوريك وأيونات الفلوريد تتفاعل أيونات OH⁻ المضافة مع أيونات H⁺ لتكون H₂O، وهذا يقلل من تركيز أيونات H⁺، فيتجه الاتزان إلى اليمين للتعويض عن أيونات H⁺.

HF(aq) ⇌ H⁺(aq) + F⁻(aq)

مع أن اتجاه التفاعل إلى اليمين يقلل كمية HF، وينتج المزيد من F⁻، إلا أن pH يبقى ثابتًا تقريبًا؛ لأن تركيز أيون H⁺ لم يتغير كثيرًا. إن قدرة المحلول المنظم على مقاومة تغير pH يتم تجاوزها في حالة إضافة كمية كبيرة من الحمض أو القاعدة. تسمى كمية الحمض أو القاعدة التي يستطيع المحلول المنظم أن يستوعبها دون تغير مهم في pH سعة المحلول المنظم. وكلما زادت تراكيز الجزيئات والأيونات المنظمة في المحلول زادت سعة المحلول المنظم.

اختيار المحلول المنظم

يكون المحلول المنظم أكثر فاعلية عندما يساوي تركيز الحمض تركيز القاعدة المرافقة له، أو تكاد تكون متساوية. تأمل النظام المنظم المكون من H₂PO₄⁻ و HPO₄²⁻ الناتج عن خلط كميتين مولاريتين متساويتين من NaH₂PO₄ و Na₂HPO₄.

H₂PO₄⁻ ⇌ H⁺ + HPO₄²⁻

ما قيمة pH لهذا المحلول؟

Ka = 6.2 × 10⁻⁸ = [H⁺][HPO₄²⁻] / [H₂PO₄⁻]

لأن المحلول مكون من كميتين مولاريتين متساويتين من NaH₂PO₄ و Na₂HPO₄، فإن:

[HPO₄²⁻] يساوي [H₂PO₄⁻]

لذا فإن التركيزين يختزلان في تعبير ثابت تأين الحمض:

6.2 × 10⁻⁸ = [H⁺]

pH = -log [H⁺] = -log (6.2 × 10⁻⁸) = 7.21

وهكذا، عندما توجد كميات مولارية متساوية في نظام H₂PO₄⁻ / HPO₄²⁻ المنظم فإن النظام يستطيع أن يحافظ على pH تقريبًا من 7.21. لاحظ أن pH = -log Ka. يحتوي الجدول 2-7 على قائمة من أنظمة منظمة عديدة مع pH عندما يكون كل منها أكثر فاعلية.

المفردات

الاستعمال العلمي والاستعمال الشائع

Buffer منظم

الاستعمال العلمي:
محلول يقاوم تغيرات pH عند إضافة كميات محدودة من حمض أو قاعدة.

قرر الكيميائي استعمال محلول منظم Buffer يتكون من كميتين مولاريتين متساويتين من حمض الميثانويك الفورميك وميثانوات فورمات الصوديوم.

الاستعمال الشائع:
شيء يعمل حاجزًا واقيًا.

يعمل الجدار البحري العالي مصدًا Buffer لحماية المنازل المبنية على الشاطئ من العواصف البحرية.

الجدول 2-7

المحاليل المنظمة والأزواج المترافقة

| قيمة pH | الأزواج المترافقة من الأحماض والقواعد في المحاليل المنظمة | معادلات تأين المحاليل المنظمة |
| ------: | --------------------------------------------------------- | --------------------------------------------- |
| 3.20 | HF / F⁻ | HF(aq) ⇌ H⁺(aq) + F⁻(aq) |
| 4.76 | CH₃COOH / CH₃COO⁻ | CH₃COOH(aq) ⇌ H⁺(aq) + CH₃COO⁻(aq) |
| 6.35 | H₂CO₃ / HCO₃⁻ | H₂CO₃(aq) ⇌ H⁺(aq) + HCO₃⁻(aq) |
| 7.21 | H₂PO₄⁻ / HPO₄²⁻ | H₂PO₄⁻(aq) ⇌ H⁺(aq) + HPO₄²⁻(aq) |
| 9.4 | NH₄⁺ / NH₃ | NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq) |
| 10.70 | C₂H₅NH₃⁺ / C₂H₅NH₂ | C₂H₅NH₂(aq) + H₂O(l) ⇌ C₂H₅NH₃⁺(aq) + OH⁻(aq) |

---

#

مختبر حل المشكلات

تطبيق التفسيرات العلمية

كيف يحافظ الدم على قيمة pH ثابتة؟ يحتوي دم الإنسان على ثلاثة أنواع من الخلايا. الخلايا الحمراء التي تنقل الأكسجين إلى أجزاء الجسم كافة، والخلايا البيضاء التي تحارب العدوى، والصفائح الدموية التي تساعد على التجلط عند حدوث نزف. لذا تضعف الوظائف الحساسة لهذه الخلايا إذا لم يحافظ الدم على pH له ضمن مدى ضيق بين 7.1 و 7.7. وفوق هذا المستوى تفقد البروتينات في الجسم تراكيبها ومقدرتها على أداء عملها. ولحسن الحظ فإن هناك عدة محاليل منظمة تحافظ على التوازن الضروري للأحماض والقواعد. وأهم هذه المحاليل المنظمة محلول حمض الكربونيك والكربونات الهيدروجينية H₂CO₃ / HCO₃⁻.

CO₂(g) + H₂O(l) ⇌ H₂CO₃(aq) ⇌ H⁺(aq) + HCO₃⁻(aq)

عندما تدخل الأحماض والقواعد مجرى الدم نتيجة النشاط العادي، تعدل أنظمة المحاليل المنظمة في الدم نفسها، حتى تحافظ بفاعلية على قيمة pH مناسبة.

التحليل

سيتغير موضع اتزان H₂CO₃ / HCO₃⁻ بحسب مبدأ لوتشاتلييه اعتمادًا على معدل الأيض في الجسم وعوامل أخرى. وبالإضافة إلى ذلك تستطيع الرئتان أن تغير سرعة طرد CO₂ من الجسم عن طريق التنفس، وتستطيع الكليتان أن تغير سرعة إزالة أيونات HCO₃⁻.

التفكير الناقد

• حدد كم يزيد [H⁺] إذا تغير pH الدم من 7.4 إلى 7.1؟
• اقترح سببًا يفسر لماذا تعد نسبة 20:1 من HCO₃⁻ إلى CO₂ في الدم مناسبة للحفاظ على pH مناسب؟
• توقع ما الوضع الذي يرتفع فيه pH الدم أو ينخفض؟ وفي أي اتجاه يميل اتزان H₂CO₃ / HCO₃⁻ في كل من الحالات الآتية:

• a. شخص لديه حالة فيروسية شديدة في المعدة يتقيأ عدة مرات في 24 ساعة.
• b. شخص يأخذ كمية كبيرة من NaHCO₃ لوقاية حرقة في المعدة.

---

التقويم 2-4

الخلاصة

• يتفاعل حمض مع قاعدة لتكوين ملح وماء في تفاعل التعادل.
• تمثل المعادلة الأيونية النهائية تعادل حمض قوي مع قاعدة قوية:

H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l)

• المعايرة عملية يستعمل فيها تفاعل التعادل بين حمض وقاعدة لتحديد تركيز محلول.
• تحتوي المحاليل المنظمة على مخاليط من جزيئات وأيونات تقاوم التغيرات في pH.

الأسئلة

• الفكرة الرئيسة: فسر لماذا تكون المعادلة الأيونية النهائية لتفاعل تعادل أي حمض قوي مع أي قاعدة قوية دائمًا هي المعادلة نفسها؟

• اشرح الفرق بين نقطة تكافؤ ونقطة نهاية المعايرة.

• قارن بين نتائج تجربتين: الأولى إضافة كمية صغيرة من قاعدة إلى محلول غير منظم له pH = 7. والثانية عند إضافة الكمية نفسها من القاعدة إلى محلول منظم له pH = 7.

• احسب مولارية محلول حمض الهيدروبروميك HBr إذا احتاج إلى 30.35 mL من NaOH تركيزه 0.1000 M لمعايرة 25.00 mL من الحمض حتى نقطة التكافؤ.

• فسر ما المواد التي يمكن استعمالها لعمل محلول منظم قيمة pH له 9.4؟ وما نسبتها؟ استعمل الجدول 2-7.

• صمم تجربة صف كيف تصمم معايرة وتجريها باستعمال HNO₃ تركيزه 0.250 M لتحديد مولارية محلول هيدروكسيد السيزيوم؟