أحدث الموضوعات

اشتقاق قوانين pH للمحاليل المنظمة pH laws for buffer solution


المحاليل المنظمة Buffer solutions

 تُعرف المحاليل المنظمة بأنها المحاليل التي تقاوم التغير في الرقم الهيدروجيني للمحلول عند إضافة حامض أو قاعدة للمحلول أو عند تخفيفه.

مما تتكون المحاليل المنظمة ؟

يتكون المحلول المنظم من حامض ضعيف وملح هذا الحامض أى القاعدة المرافقة للحامض أو يتكون من قاعدة ضعيفة وملحها أى الحامض المرافق لها .

كيف تعمل المحاليل المنظمة ؟

عندما يضاف حمض إلى المحلول المنظم فإن أيونات الهيدروجين تتفاعل مع القاعدة المرافقة،عندما تضاف قاعدة للمحلول فإن أيونات الهيدروكسيل تتفاعل مع الحمض المرافق.

اشتقاق قوانين pH  للمحاليل المنظمة

أ- محلول منظم من حامض ضعيف وأحد أملاحه

من المحاليل المنظمة التي تتكون من حامض ضعيف وأحد أملاحه محلول حمض الخليك وخلات الصوديوم.  

يتأين خلات الصوديوم تتأين تأين كاملاً عند إذابتها في الماء وفق المعادلة التالية:


بينما يتأين حمض الخليك تأين جزئياً في الماء وفق المعادلة التالية:


وبتطبيق قانون فعل الكتلة على الاتزان السابق  :

Ka = [CH3COO-][H+]/[CH3COOH]             
[H+] = Ka [CH3COOH]/[CH3COO-]         (1)

وحيث أنه يمكن اعتبار تركيز أيون الخلات = تركيز ملح خلات الصوديوم المذابة في المحلول وذلك لصغر الكمية الناتجة عن تأين الحمض الضعيف نسبياً.

[CH3COO-] = [CH3COONa] = [salt]         (2)

كما يمكن اعتبار أن تركيز حمض الخليك في المحلول مساوياً تركيزه الشكلي وذلك لصغر الكمية المتأينة منه نسبياَ أي أن :

 [CH3COOH] = [acid]                                 (3)

وبالتعويض بالمعادلة  (2) ،  (3) في المعادلة (1)  نحصل على المعادلة التالية :

[H+] = Ka [CH3COOH]/[CH3COONa]
[H+] = Ka [acid]/[salt]                            

وبأخذ  اللوغاريتم السالب للطرفين :

[H+] = - log Ka - log [acid]/ [salt]
pH = pKa - log [acid]/[salt]
pH = pKa + log [salt]/[acid]

وهذه العلاقة ذات أهمية بالغة في حساب الرقم الهيدروجيني للمحاليل المنظمة المكونة من حمض ضعيف وأحد أملاحه.

ب- محلول منظم من قاعدة ضعيفة وأحد أملاحها

من المحاليل المنظمة التي تتكون من قاعدة ضعيفة وأحد أملاحها محلول هيدروكسيد الأمونيوم وكلوريد الأمونيوم .

يتأين كلوريد الأمونيوم تأيناً كاملاً عند إذابته  في الماء وفق المعادلة التالية:


يتأين هيدروكسيد الأمونيوم جزئيَا في الماء وفق المعادلة التالية :


وبتطبيق قانون فعل الكتلة على الاتزان السابق  :

 Kb = [NH4+][OH-]/[NH4OH]                    
[OH-] = Kb [NH4OH]/[NH4+]              (1)

وحيث أنه يمكن اعتبار تركيز أيون الأمونيوم في المحلول  = تركيز ملح كلوريد الصوديوم وذلك للصغر لتركيز أيونات الأمونيوم الناتجة عن تأين هيدروكسيد الأمونيوم أي أن :

[NH4+] = [NH4Cl] = [salt]                    (2)

كما يمكن اعتبار أن تركيز هيدروكسيد الأمونيوم في المحلول مساوياً للتركيز الشكلي له وذلك لصغر الكمية المتأينة منه نسبياَ أي أن :

 [NH4OH] = [base]                                (3)

وبالتعويض بالمعادلة  (2) ،  (3) في المعادلة (1)  نحصل على المعادلة التالية :

[OH-] = Kb [NH4OH]/[NH4+]
[OH-] = Kb [base]/[salt]

وبأخذ  اللوغاريتم السالب للطرفين :

- log [OH-] = - log Kb - log [base]/ [salt]
pOH = pKa - log [base]/[salt]
pOH = pKa + log [salt]/[base]

وحيث أن :

pH = pKw - pOH

فيكون :

pH = pKw - pKb -  log [salt]/[base]

وهذه العلاقة ذات أهمية بالغة في حساب الرقم الهيدروجيني للمحاليل المنظمة المكونة من قاعدة ضعيفة وأحد أملاحها.

ملخص القوانين السابقة  

1) محلول منظم مكون حامض ضعيف وأحد أملاحه :

pH = pKa + log [salt]/[acid]

2) محلول منظم مكون قاعدة ضعيفة وأحد أملاحها :

pH = pKw - pKb -  log [salt]/[base]

موضوعات ذات صلة بالمحاليل المنظمة:
(1) المحاليل المنظمة Buffer solutions
(2) اشتقاق قوانين pH للمحاليل المنظمة pH laws for buffer solution

المراجع :                                                           
  - محاضرات الكيمياء التحليلية "التحليل الحجمى والوزني CHEM 211" . خيرية محمد عبدالله الأحمري - (1430 – 1429 هـ ) جامعة الملك عبد العزيز- المملكة العربية السعودية.
  - التحليل الكيميائي الكمي التقليدي لطلاب الكليات والجامعات. محمد أحمد آشي - عبد الغني حمزة - توفيق عميرة - عبد العزيز السباعي - أحمد عشي ، الطبعة الثالثة (1418هـ  - 1997 م ) - جامعة الملك عبد العزيز- المملكة العربية السعودية

ليست هناك تعليقات