ملخص الأيون المشترك والمحلول المنظم، الكيمياء (الفرع العلمي)

الأيون المشترك

• الأيون المشترك: إذا تمعنت معادلة تأين كل من الحمض والملح، ستجد أن أيون $\ce{NO2-}$ قد نتج من مصدرين أحدهما الملح والآخر هو الحمض، فهو مشترك بينهما وسمي الأيون المشترك.
• قاعدة لوتشاتيليه: إذا تعرض نظام متزن إلى مؤثر خارجي أحدث فيه اضطراباً، فإن النظام يعدّل من حالته إلى أن يصل إلى حالة اتزان جديدة للتخفيف من أثر ذلك المؤثر.
• تزيد من تركيز الأيون المشترك $\ce{NO2-}$؛
• ما يؤدي إلى انحياز التفاعل نحو المواد المتفاعلة.
• وبذلك يقل تركيز أيونات الهيدرونيوم $\ce{H3O+}$، فتزداد قيمة ⁦pH⁩ في المحلول الناتج.
• الرقم الهيدروجيني ⁦pH⁩ للمحلول.
• التغير الحاصل في قيمة ⁦pH⁩ إذا أذيب في 1 لتر من محلول الحمض السابق 0.2 مول من ملح ⁦KF⁩.
• بعد إضافة الملح إلى المحلول الحمضي نستخدم المعادلة العامة التي اشتقت سابقاً: $\text{التغير في قيمة pH} = pH \text{ بعد إضافة الملح} - pH \text{ قبل إضافة الملح}$
• فسر اختلاف القيمتين.

المحلول المنظم

• المحاليل المنظمة: وتسمى المحاليل التي تقاوم التغير الكبير في الرقم الهيدروجيني عند إضافة كميات قليلة من الحمض القوي أو القاعدة القوية إليها بالمحاليل المنظمة.
• حمض ضعيف وأحد أملاحه، مثل ⁦(HF, NaF)⁩
• أو من قاعدة ضعيفة وأحد أملاحها، مثل ($NH_3, NH_4Cl$).
• إضافة 0.01 مول من حمض قوي ⁦(HCl)⁩ إلى 1 لتر من المحلول المنظم السابق (أهمل الزيادة في الحجم).
• إضافة 0.01 مول من قاعدة قوية ⁦(KOH)⁩ إلى 1 لتر من المحلول المنظم السابق (أهمل الزيادة في الحجم).
• عند إضافة الحمض القوي ⁦HCl⁩ إلى المحلول المنظم السابق، يزداد تركيز أيونات $\ce{H3O+}$ في المحلول، وحسب لوتشاتيليه ينحاز التفاعل نحو المواد المتفاعلة، بتنشيط التفاعل العكسي في النظام المتزن، وعليه:
• عند إضافة القاعدة القوية ⁦KOH⁩ إلى المحلول المنظم السابق فإن تركيز أيونات $\ce{OH-}$ في المحلول يزداد؛ ما يؤدي إلى استهلاك أيونات $\ce{H3O+}$، و حسب قاعدة لوتشاتيليه ينحاز التفاعل نحو المواد الناتجة لتعويض النقص الحاصل في أيونات الهيدرونيوم، وعليه يقل تركيز ⁦HCOOH⁩ بمقدار 0.01، فيصبح 0.09 مول/ لتر، أما تركيز $\ce{HCOO-}$ فيزداد بمقدار 0.01، ويصبح 0.11 مول/ لتر.