الأملاح والمحاليل المنظمة

• الأملاح مواد أساسية مكوّنة لجسم الإنسان، يحصل عليها عن طريق الغذاء، ولها دور مهمّ في تنظيم الكثير من العمليات الحيوية.
• الكالسيوم: تدخل أملاحه في تركيب العظام والأسنان.
• الصوديوم: تساعد أملاحه على حفظ التوازن المائي داخل الخلية وخارجها، وتنظّم ضغط الدم.
• البوتاسيوم: تساعد أملاحه على ضبط وظائف العضلات وتوسيع الأوعية الدموية لتسهيل انتقال الدم.
• تُستعمل الأملاح في صناعة الكثير من الأدوية ومستحضرات التجميل وغيرها، ويبيّن الشكل (8) بعضها.

• أُوضّح المقصود بكل من: التميه، الأيون المشترك.
• أُفسّر خصائص الملح الحمضيّة أو القاعديّة.
• أحسب الرّقم الهيدروجيني لمحلول حمض ضعيف أو قاعدة ضعيفة عند إضافة كمية من الملح.

الأملاح: لماذا تغيّر الرقم الهيدروجيني للماء؟

للكثير من الأملاح خصائص حمضيّة أو قاعديّة، حيث تغيّر من الرّقم الهيدروجيني للمحلول الذي تُضاف إليه.

الأيون المشترك: ماذا يحدث لاتزان الحمض الضعيف؟

ينتج عن ذوبان الملح في محلول حمضه الضعيف أو في محلول قاعدته الضعيفة ما يسمى بالأيون المشترك.

• أساس التفسير: فسّر مفهوم برونستد-لوري الخصائص الحمضية والقاعدية للأملاح تبعًا لقدرة أيوناتها على منح البروتون أو استقباله في التفاعل.

• عند إذابتها في الماء تتفكك منتجةً أيونات موجبةً وأخرى سالبة.

• في هذا الدرس ندرس الأملاح على فرض أنها تتفكك كليًّا، مع أنها تتفاوت في قدرتها على التفكك.
• طبيعة الملح تختلف تبعًا لمصدر أيوناته من الحمض والقاعدة وقدرتها على التفاعل مع الماء:
• متعادلة: لا تتميّه فلا تنتج أيونات $H_3O^+$ أو $OH^-$، مثل كلوريد الصوديوم ⁦NaCl⁩.
• حمضيّة: تتميّه في الماء فتنتج أيونات $H_3O^+$، مثل كلوريد الأمونيوم $NH_4Cl$.
• قاعديّة: تتميّه في الماء فتنتج أيونات $OH^-$، مثل فلوريد البوتاسيوم ⁦KF⁩.

فما الذي يحدّد طبيعة الملح؟

الملح المتعادل: لماذا يبقى الماء متعادلًا؟

• مثال: ينتج ملح بروميد الصوديوم ⁦NaBr⁩ من تعادل محلول الحمض القوي ⁦HBr⁩ مع محلول القاعدة القويّة ⁦NaOH⁩:

• $HBr_{(aq)} + NaOH_{(aq)}$ $\longrightarrow NaBr_{(aq)} + H_2O_{(l)}$

• أيون البروميد $Br^-$ قاعدة مرافقة ضعيفة للحمض القوي الهيدروبروميك ⁦HBr⁩؛ لا يمكنه استقبال البروتون في المحلول، فلا يتفاعل مع الماء.
• أيون الصوديوم $Na^+$ مصدره القاعدة القوية هيدروكسيد الصوديوم ⁦NaOH⁩، وليس له القدرة على التفاعل مع الماء.
• لا يؤثر أيٌّ منهما في تركيز أيونات $H_3O^+$ أو $OH^-$، فتبقى تراكيزهما ثابتة في الماء.
• الرَّقم الهيدروجيني لمحاليل الأملاح الناتجة من تفاعل حمض قوي وقاعدة قويّة، مثل ⁦NaBr⁩، يساوي 7، وتكون محاليلها متعادلة.

الملح الحمضي: من أين تأتي أيونات الهيدرونيوم؟

• مثال: ينتج ملح كلوريد الأمونيوم $NH_4Cl$ من تفاعل حمض الهيدروكلوريك ⁦HCl⁩ مع الأمونيا $NH_3$:

• عند تفكك الملح الحمضي يكون الأيون السالب قاعدة مرافقة ضعيفة لحمض قوي؛ فلا يتفاعل مع الماء.
• الأيون الموجب يسلك كحمض مرافق قوي للقاعدة الضعيفة، فيتفاعل مع الماء وينتج أيون الهيدرونيوم $H_3O^+$.
• فمثلًا يذوب ملح كلوريد الأمونيوم $NH_4Cl$ في الماء:

• $NH_4Cl_{(s)} \xrightarrow{H_2O}$ $NH_4^+{}_{(aq)} + Cl^-_{(aq)}$

• أيون الكلوريد $Cl^-$ قاعدة مرافقة ضعيفة لحمض الهيدروكلوريك القوي ⁦HCl⁩، وليس له القدرة على استقبال البروتون؛ أي أنه لا يتفاعل مع الماء.
• أيون الأمونيوم $NH_4^+$ حمض مرافق قوي نسبيًّا للقاعدة الضعيفة الأمونيا $NH_3$، يمكنه منح البروتون للماء منتجًا أيونات الهيدرونيوم $H_3O^+$:

• $NH_4^+{}_{(aq)} + H_2O_{(l)}$ $\rightleftharpoons NH_3{}_{(aq)} + H_3O^+_{(aq)}$

• النتيجة: يزداد تركيز $H_3O^+$ في المحلول، ويقلُّ الرَّقم الهيدروجيني، ويكون محلول الملح حمضيًّا.

الملح القاعدي: من أين تأتي أيونات الهيدروكسيد؟

• عند تفكك الملح القاعدي يكون الأيون الموجب الناتج ضعيفًا ومصدره قاعدة قويّة فلا يتفاعل مع الماء.
• الأيون السالب يسلك كقاعدة مرافقة قويّة للحمض الضعيف، فيتفاعل مع الماء وينتج أيون الهيدروكسيد $OH^-$.
• فمثلًا يذوب ملح نتريت البوتاسيوم $KNO_2$ في الماء ويتفكك:

• $KNO_{2(S)} \xrightarrow{H_2O}$ $NO_2^-{}_{(aq)} + K^+_{(aq)}$

• أيونات البوتاسيوم $K^+$ مصدرها القاعدة القويّة هيدروكسيد البوتاسيوم ⁦KOH⁩؛ لذا لا تتفاعل مع الماء ولا تؤثر في تركيز أيونات $H_3O^+$ أو $OH^-$.
• أيونات النتريت $NO_2^-$ قاعدة مرافقة قويّة نسبيًّا لحمض النيتروجين ⁦(III)⁩ الضعيف $HNO_2$؛ لذا تتفاعل مع الماء:

• $NO_2^-{}_{(aq)} + H_2O_{(l)}$ $\rightleftharpoons HNO_{2(aq)} + OH^-_{(aq)}$

• النتيجة: يزداد تركيز أيونات الهيدروكسيد $OH^-$ في المحلول، وبذلك يزداد الرَّقم الهيدروجيني ⁦pH⁩، ويكون محلول الملح قاعديًّا.

ما الحمض والقاعدة اللذان ينتج من تفاعلهما ملح كربونات الليثيوم الهيدروجينية $LiHCO_3$؟

الذوبان أم التميّه: كيف نصنّف محلول الملح؟

• الذوبان: بعض الأملاح تذوب في الماء وتتفكك إلى أيونات سالبة وأخرى موجبة، وتنتشر بين جزيئات الماء دون أن تتفاعل معها، مثل ⁦NaCl⁩.
• التميُّه: الأيونات الناتجة من تفكك الملح تتفاعل مع الماء وتغيِّر من تركيز أيونات $OH^-$ أو $H_3O^+$، ومن ثَمَّ تؤثر في الرَّقم الهيدروجيني للمحلول الناتج.
• لمحاليل الأملاح تأثير حمضي أو قاعدي أو متعادل، ويعتمد ذلك على مصدر أيونات الملح من الحمض والقاعدة، كما في الجدول (10).

• محاليل الحموض الضعيفة ومحاليل القواعد الضعيفة في حالة اتزان ديناميكي.
• يمكن التأثير في موضع الاتزان -وفقًا لمبدأ لوتشاتيليه- بطرائق عدّة؛ منها إضافة مادة إلى التفاعل تؤثر في موضع الاتزان.
• فمثلًا يتأينُ حمضُ الإيثانويك $CH_3COOH$ في الماء وفقًا للمعادلة الآتية:

• $CH_3COOH_{(aq)} + H_2O_{(l)}$ $\rightleftharpoons CH_3COO^-_{(aq)} + H_3O^+_{(aq)}$

• الأيونات الناتجة ($H_3O^+, CH_3COO^-$) في حالة اتزان مع جُزيئات الحمض غير المتأيّنة $CH_3COOH$.
• عند إضافة ملح إيثانوات الصوديوم إلى المحلول يتفكك كليًّا:

• $CH_3COONa_{(s)} \xrightarrow{H_2O}$ $CH_3COO^-_{(aq)} + Na^+_{(aq)}$

فما أثر هذه الإضافة في الرقم الهيدروجيني؟

إضافة ملح إلى حمض ضعيف: يرتفع الرقم الهيدروجيني

• يوجد حمضُ الهيدروفلوريك في حالة اتزان؛ والأيونات الناتجة من تأينه في حالة اتزان مع جُزيئات الحمض غير المتأيّن:

• عند إضافة ملح فلوريد الصوديوم ⁦NaF⁩ إلى محلول الحمض يتفكك:

• الأيون المشترك $F^-$: له مصدران، أحدهما الحمض $HF$، والآخر الملح $NaF$.
• إضافة الملح $NaF$ إلى محلول الحمض الضعيف $HF$ تؤدي إلى زيادة تركيز الأيون المشترك $F^-$.
• وفقًا لمبدأ لوتشاتيليه يُزاح موضع الاتزان إلى جهة اليسار (جهة المواد المتفاعلة).
• النتيجة: يقلل من تأين الحمض الضعيف $HF$، ويقلل من تركيز أيونات $H_3O^+$، ويزيد من الرَّقم الهيدروجيني للمحلول.
• أستخدم ثابت تأين الحمض $K_a$ لحساب تركيز $H_3O^+$:

• الرَّقم الهيدروجيني: $pH = - \log [H_3O^+]$

1. المعادلتان: اكتب معادلة تأين الحمض الضعيف ومعادلة تفكك الملح.
2. الأيون المشترك: تركيزه يساوي تركيز الملح، لأن تأين الحمض الضعيف صغير جدًّا فيُهمل.
3. ثابت التأين: اكتب تعبيره وعوّض التراكيز، ثم احسب تركيز أيون الهيدرونيوم.
4. الرقم الهيدروجيني: خذ سالب لوغاريتم تركيز أيون الهيدرونيوم.
5. التغير: اطرح الرقم الهيدروجيني قبل إضافة الملح من الرقم بعدها.

أحسب التغير في الرَّقم الهيدروجيني لمحلول الحمض $HF$، الذي تركيزه $0.2\ \text{M}$ وحجمه $400\ \text{mL}$، إذا أضيف إليه $0.2\ \text{mol}$ من الملح $NaF$.

(علمًا أنَّ $K_a = 6.8 \times 10^{-4}$، $\log 1.16 = 0.06$، $\log 2.72 = 0.43$).

إضافة ملح إلى قاعدة ضعيفة: ينخفض الرقم الهيدروجيني

• تتأين القواعد الضعيفة جزئيًا في الماء؛ فتنتج أيونات الهيدروكسيد $OH^-$ وأيونات أخرى موجبة، وتكون في اتزان مع جزيئات القاعدة غير المتأينة.
• فمثلًا تتأين الأمونيا، كما في المعادلة الآتية:

• $NH_{3(aq)} + H_2O_{(l)}$ $\rightleftharpoons NH_{4(aq)}^+ + OH_{(aq)}^-$

• عند إضافة ملح مثل كلوريد الأمونيوم $NH_4Cl$ إلى محلول القاعدة يتفكك:

• الأيون المشترك $NH_4^+$: له مصدران، أحدهما القاعدة $NH_3$، والآخر الملح $NH_4Cl$.
• إضافة الملح $NH_4Cl$ إلى محلول القاعدة الضعيفة $NH_3$ تزيد تركيز الأيون المشترك.
• يُزاح موضع الاتزان إلى جهة اليسار (جهة المواد المتفاعلة)، وفقًا لمبدأ لوتشاتيليه.
• النتيجة: يقلل من تأين القاعدة الضعيفة $NH_3$، ويُقلل في الوقت نفسه من تركيز أيونات $OH^-$.
• ومن ثَمَّ يزداد تركيز أيونات $H_3O^+$، ويقل الرَّقم الهيدروجيني ⁦pH⁩ للمحلول.

• أستخدم ثابت تأين القاعدة لحساب $[OH^-]$:

• أحسب $[H_3O^+]$ باستخدام ثابت تأين الماء $K_w$:

1. المعادلتان: اكتب معادلة تأين القاعدة الضعيفة ومعادلة تفكك الملح.
2. الأيون المشترك: تركيزه يساوي تركيز الملح، لأن تأين القاعدة الضعيفة صغير جدًّا فيُهمل.
3. ثابت التأين: عوّض التراكيز في تعبير ثابت تأين القاعدة، ثم احسب تركيز أيون الهيدروكسيد.
4. الرقم الهيدروجيني: استخدم ثابت تأين الماء لإيجاد تركيز الهيدرونيوم، ثم خذ سالب لوغاريتمه.

والآن نعكس المسألة: إذا عرفنا الرقم الهيدروجيني، فكم ملحًا نضيف؟

كيف يحافظ الدم على رقمه الهيدروجيني؟

• يحتوي الدمُ على عددٍ من المحاليل المنظّمة، تحافظ على قِيَم الرَّقم الهيدروجيني بين 7.35 و 7.45.
• هذا نطاقٌ ضيّق تحدث فيه جميع التغيّرات الكيميائية الحيوية في الجسم.
• إذا زاد الرَّقم الهيدروجيني أعلى من 7.8 أو انخفض إلى أقلّ من 6.8 يختلّ النظام الحيوي في الجسم، وقد يؤدي ذلك إلى الوفاة.
• لذلك يقوم الجسم بضبط قيمة ⁦pH⁩ عن طريق عمليات حيوية مختلفة.

• يُعدُّ محلولُ حمض الكربونيك وقاعدته المرافقة ($H_2CO_3/HCO_3^-$) أحدَ أهمّ المحاليل المنظّمة في الدم.
• المعادلة الآتية تمثل تأيّن حمض الكربونيك:

• $H_2CO_3(aq) + H_2O(l)$ $\rightleftharpoons HCO_3^-(aq) + H_3O^+(aq)$

• زيادة الأنشطة التي يمارسها الشخصُ تؤدي إلى زيادة معدل التنفّس اللاهوائي في الخلايا، وزيادة إنتاج ثاني أكسيد الكربون $CO_2$.
• يندفع إلى الدم $CO_2$ ويتفاعل مع الماء ويؤدي إلى زيادة تركيز $H_2CO_3$:

• عند زيادة تركيز أيونات $H_3O^+$ في الدم يعمل المحلول المنظّم على التخلّص من تلك الزيادة:
• بإزاحة موضع الاتزان إلى جهة اليسار نحو تكوين حمض الكربونيك $H_2CO_3$.
• فيزداد تركيز $H_2CO_3$ في الدم، ويقلّ تركيز $HCO_3^-$، ويقلّ تركيز $H_3O^+$.
• الكُلّى: يحفّزها ذلك إلى إنتاج أيونات $HCO_3^-$ لتعويض النقص في تركيزها.
• الرئة: تمتص الزيادة في تركيز حمض الكربونيك في الدم؛ فيتفكّكُ إلى ثاني أكسيد الكربون $CO_2$ وبخار الماء، ويجري التخلّصُ منهما عن طريق التنفس.

• تستمرُّ إزاحة موضع الاتزان مرّةً نحو اليسار وأخرى نحو اليمين؛ ممّا يساعد على بقاء تركيز أيونات $H_3O^+$ ثابتاً نسبياً، ويحافظ على مدى ثابت من الرَّقم الهيدروجيني في الدم.