محلول منظم

تحتوي المحاليل المنظمة على مخلوط من حمض ضعيف وقاعدته القرينة (المنتسبة إليه، مثل أحد أملاحه) أو تتكون المحاليل المنظمة من مخلوط لقاعدة ضعيفة وحمضها المرافق. وكذلك توجد ما يسمى «أمفوليت» ampholyte وهي جزيئات ذات وظيفة ثنائية يمكن أن تكوّن محلولا منظما.

حالة توازن نظام منظم لحمض ضعيف HA له K_s == 10⁻⁵ وقاعدته المقترنة A⁻ واعتماد قيمة pH للمحلول عليها. ويمثل شكل المنحنى ما تعطيه معادلة هندرسون-هاسلبالخ.فإذا كان تركيز HA و A⁻ متساويا ، ففي تلك الحالة تساوي الهاباء pH ==pK. تقع منطقة تنظيم المحلول (الملونة في الشكل) (__) بين pH=4 إلى pH=6.

وما يحدد قيمة الباهاء pH لمحلول منظم هو توازن الانتقال البروتوني لزوج المحلول المنظم.

في حالة توازن حمض HA يكون:

${\displaystyle K_{S}={\frac {c(H_{3}O^{+})\cdot c(A^{-})}{c(HA)}}}$

ووفقا ل قانون فاعلية الكتلة كان من المفروض أن يكون تركيز الماء في بسط الكسر في المعادلة. ولكن نظرا لكون تركيز الماء كبير جدا (6 و55 مول/لتر) بالمقارنة بتركيز الأيونات فيمكن اتخاذ تركيز الماء كثابت وهي من ضمن ثابت الانحلال K_s .

وبإعادة تشكيل المعادلة نحصل على:

${\displaystyle c(H_{3}O^{+})=K_{s}\cdot {\frac {c(HA)}{c(A^{-})}}}$

ومنها نحسب اللوغاريتم العشري السالب، فنحصل على:

${\displaystyle -\lg c(H_{3}O^{+})=-\lg {K_{s}}-\lg {\frac {c(HA)}{c(A^{-})}}}$

وهذا يؤول إلى:

${\displaystyle pH=pK_{S}-\lg {\frac {c(HA)}{c(A^{-})}}}$

وبالتالي:

${\displaystyle pH=pK_{S}+\lg {\frac {c(A^{-})}{c(HA)}}}$

وهي تسمى (معادلة المحلول المنظم) أو معادلة هندرسون-هاسلبالخ.

بواسطة تلك المعادلة - حيث تساوي الفاعلية الكيميائية للمواد تركيزاتها - يمكننا حساب نسب تركيزي الحمض والقاعدة عند أي قيمة للباهاء pH إذا كانت قيمة pK_s معروفة.

وكلما زادت التركيزات كلما انخفض تأثير إضافة حمض أو قاعدة. وكمية قاعدة قوية (أو حمض) يمكن لمحلول منظم أخذها من دون أن تغير الباهاء له تغيرا كبيرا فيعبر عنها بما يسمى سعة محلول منظم.

ومن أمثلة المحاليل المنظمة: محلول حمض الخليك/أسيتات أو محلول الأمونيا المنظم، وهو يتكون من أيونات الأمونيا والأمونياك.

قدرة التنظيم لـ pK_a=7 كنسبة مئوية

قدرة التنظيم هي قياس كمي لمقاومة المحلول المنظم لتغير باهاء المحلول بإضافة أيونات الهيدروكسيل. ويمكن تعريفها كما يلي:

قدرة التنظيم = ${\displaystyle \mathrm {\frac {dn}{d(pH)}} }$

حيث dn هي التغير في كمية القاعدة المضافة، و (d(pH هو التغير المتناهي في الصغر للباهاء. باستخدام هذا التعريف يمكن التعبير عن قدرة التنظيم كالتالي:[1]

${\displaystyle \mathrm {{\frac {dn}{d(pH)}}=2.303\left({\frac {{\mathit {K}}_{w}}{[H^{+}]}}+[H^{+}]+{\frac {C_{A}{\mathit {K}}_{a}[H^{+}]}{\left({\mathit {K}}_{a}+[H^{+}]\right)^{2}}}\right)} ,}$

حيث K_w هو ثابت التأين الذاتي للماء و C_A هو التركيز التحليلي للحمض، ويساوي [HA]+[A^-].

العبارة [ K_w/[H⁺ تصبح معتبرة عند باهاء أكبر من 11,5 والعبارة الثانية تصبح معتبرة عندما يكون الباهاء أقل من 2. كلتا هاتين العبارتين هي من خصائص الماء ومستقلة عن الحمض الضعيف. بالنسبة للعبارة الثالثة نستنتج أن:

1. تصل قدرة التنظيم للحمض الضعيف قيمتها العظمى عندما pH = pK_a
2. عند pH == pK_a ± 1 تهبط قدرة التنظيم إلى 33% من القيمة العظمى. وهذا هو المجال التقريبي الذي يعمل ضمنه التنظيم بالحمض الضعيف بفعالية. ملاحظة: عند pH == pK_a - 1 تبين معادلة هندرسون-هاسلبالخ أن النسبة [HA]:[A^-] هي 10:1.
3. تتناسب قدرة التنظيم مباشرة مع التركيز التحليلي للحمض.

ينظم محلول منظم من الكربونات (مخلوط حمض الكربونيك وبيكربونات) تركيز ثاني أكسيد الكربون CO₂-في الجو وفي المحيطات وفي الغلاف الحيوي للأرض. وهو يشكل أيضا الجزء الرئيسي في محلول منظم الدم. وهو يحافظ على أن يكون الأس الهيدروجيني (باهاء pH) بين 35 و7 و45 و7 ، ويعادل تغيراته بسبب عملية التمثيل الغذائي.

عندما تكون قيمة pH في الدم أقل من 35 و7 تسمى ذلك «حماض (طب)» وعندما تكون قيمته أعلى من 45 و7 فتسمى تلك الحالة «قلاء». ويتسبب في الموت عند قيمة pH تحت 8 و6 أو أعلى من 0 و8.

تصنف المحاليل المنظمة إلى قسمين: محلول منظم مغلق، ومحلول منظم مفتوح. (مثل محلول منظم مغلق من حمض الخليك/ أسيتات) تمتص البروتونات (H⁺) أو أيونات هيدروكسيد (OH⁻) الناشئة من تفاعل كيميائي في المحلول المنظم. وتتفاعل لتكوين حمض مقترن أو قاعدة المنظم وتبقى في المحلول. أما في حالة المحلول المنظم المفتوح (مثل محلول منظم من بيكربونات/ثاني أكسيد الكربون في الرئة) فيكون النظام في حالة تبادل مع الهواء. فيكون قادرا على أعظاء مركبات إلى الهواء بحيث ينضبط pH ، مثل خروج ثاني أكسيد الكربون CO₂ أثناء التنفس مع الزفير.

وللمحاليل المنظِّمة عدد كبير من التطبيقات الكيميائية. فمثلًا تزدهر العديد من الكائنات الحية فقط إذًا كانت ضمن مجال محدد صغير من درجة الحموضة، ولذا فالدم مثلًا محلول منظم.

وجود المحاليل المنظمة ضروري لضمان الانتظام الفيزيائي لعمل أجهزة الأجسام الحية وسير العمليات الحيوية فيها. فمثلا في جسم الإنسان تحتوي العصارة المعدية على محاليل منظمة ذات حمضية قوية فيها تساوي 1.4 وهي تقارن بحمضية محلول من حمض الهيدروكلوريك، هذه الحمضية العالية مهمة جدًا في عملية حلمهة البروتينات لأن جزيئاتها كبيرة ولا يمكن لجدران الأمعاء امتصاصها، أما جزيئات الأحماض الأمينية الناتجة فتستطيع أن تنفذ عبر جدران الأمعاء ويمكن امتصاصها بواسطة التيارات الدموية. كما أنها ضرورية في تحضير أطعمة أمينية وأنواع الشراب وفي تحضير التربة الملائمة لنمو المحاصيل إضافة إلى أهميتها في الأغراض الكيميائية والصناعية المختلفة وفي البحث الطبي.

ومن الأمثلة على المحاليل المنظمة، مزيج من محلول حمض الخل وخلات الصوديوم، فعند إضافة كمية من حمض قوي لهذا المحلول تتحد أيونات الأوكسونيوم مع أيونات الخلات لتكون حمض الخليك، أما عند إضافة كمية من محلول قاعدي فتتحد أيونات الهيدروكسيد مع حمض الخليك لتكون أيونات الخلات)أسيتات).

• الحفاظ على قيمة الأس الهيدروجيني للدم لكي تبقى في الحيز السليم.
• ترسيب بعض المواد
• جلفنة
• دباغة الجلود

• نظام حمض الكربونيك والبيكربونات (pH 6,2 - 8,6; متعادل)
• نظام حمض الكربونيك والسيليكات (pH 5,0 - 6,2; حمضي ضعيف)
• محلول حمض الخليك/أسيتات (pH 3,7 - 5,7)
• محلول منظم الفوسفات (فوسفات أحادية الصوديوم NaH₂PO₄ + فوسفات ثنائية الصوديوم) (pH 5,4 إلى 8,0)
• محلول منظم الأمونيا: NH₃ + H₂O + NH₄Cl (pH 8,2 - 10,2)

• محلول منظم الدم
• قطب الباهاء
• محلول حمض الخليك/أسيتات
• أس هيدروجيني
• مؤشر الأس الهيدروجيني
• تفاعل حمض-قاعدة
• محلول حمض الخليك/أسيتات
• جلفنة
• أيون الهيدروجين
• معيار أولي

• ملاحظة 1 يقابلها (بالإنجليزية: Buffer solution)‏

• بوابة كيمياء فيزيائية
• بوابة الفيزياء
• بوابة الكيمياء