تعريف الأحماض والقواعد شرح مفصل للاحماض والقواعد الكيميائية
تعريف الأحماض والقواعد، وخواصها، وتحديد بعض الأحماض والقواعد الشائعة التي سنراها في كل من التفاعلات الكيميائية والحياة اليومية
قد يجلب مصطلحا «الحمض» و«القاعدة» بعض الصور المخيفة إلى الذهن، لكن الأحماض والقواعد تحيط بنا في كل مكان. من المعروف جيدًا عن الأحماض أنها تسبب تآكل البشرة، لكن لها أيضًا مذاقًا حمضيًّا. على سبيل المثال، حمض الستريك هو ما يمنح الليمون والموالح الأخرى نكهتها الحمضية المميزة. والأحماض بوجه عام توجد عادة في الأطعمة. يحتوي التفاح على حمض الماليك. ويحتوي الحليب على حمض اللاكتيك. وتحتوي أنواع الخل على حمض الأسيتيك. كما أن العصارة المعدية الموجودة داخل معدتنا تتكون من HCl أو حمض الهيدروكلوريك.
القواعد، على الناحية الأخرى، تكون غالبًا مرة، وذات ملمس زلق صابوني، ولهذا كثيرًا ما سترى القواعد في الصابون والمنظفات ومنتجات التنظيف الأخرى. على سبيل المثال، الأمونيا أحد المنظفات المنزلية الشائعة. يستخدم هيدروكسيد الصوديوم، الذي يعرف أحيانًا باسم صودا الغسيل، في صنع الصابون. ويستخدم في تنظيف الأفران والبالوعات. كما يستخدم عادة في إعداد أنواع معينة من الطعام، مثل البسكويت المملح وخبز البيجل. وتستخدم بيكربونات الصوديوم، المعروفة أيضًا باسم صودا الخبز، في تخمير عجين الخبز. يمكن أيضًا استخدام بيكربونات الصوديوم مضادًّا للحموضة. لكن إذا اشتريت مضادات الحموضة من الصيدلية، فالأرجح أنك تشتري كربونات الكالسيوم.
في بعض الأحيان، يشار إلى القواعد باسم القلويات. لكن ثمة فرقًا بسيطًا بين المصطلحين. القلوي قاعدة يمكن إذابتها في الماء. ومن ثم، فإن كل القلويات قواعد، لكن ليس كل القواعد قلويات. لكن ما الذي يجعل الحمض حمضًا والقاعدة قاعدة؟
هذه الأمثلة، رأيناها، متنوعة إلى حد كبير في صيغها الكيميائية. ومع أن الناس والعلماء استعملوا الأحماض والقواعد مئات من السنين، لم تكن الأحماض والقواعد معرفة جيدًا حتى توصل الكيميائي السويدي سفانت أرهينيوس إلى طريقة لتعريف الأحماض والقواعد في عام 1884، ويشار إليه الآن بتعريف أرهينيوس للأحماض والقواعد.
عرف أرهينيوس الحمض بأنه مادة تحتوي على الهيدروجين في صيغتها الكيميائية، وتتأين في الماء لتكون أيونات H+. على سبيل المثال، HCl حمض أرهينيوس نموذجي. فهو يتأين في الماء وينتج أيونات H+ و Cl-. ثمة مشكلة بسيطة في كيفية كتابة هذه الصيغة الكيميائية؛ لأن أيونات H+ لا توجد بمفردها في الماء عادة. عندما تكون أيونات H+ في الماء، تتفاعل مع الماء على الفور لتكون أيون الهيدرونيوم، أو H3O+. ومن ثم، لا تنتج أيونات H+ فعلًا عند تأين الأحماض. إذن قد يكون من الأصح كتابة: HCl يتفاعل مع H2O لتكوين H3O+ زائد Cl-. لكن الطريقة الأخرى أقصر وأسهل، ومن ثم ستراها مكتوبة في أغلب الأحيان بهذه الطريقة أيضًا. لكن من الناحية العملية، تنتج الأحماض أيونات H3O+ في الماء، وليس أيونات H+.
ويعرف أرهينيوس القاعدة بأنها المادة التي تحتوي على OH في صيغتها الكيميائية، وتتأين في الماء لتكون OH-، أو أيونات الهيدروكسيد. هيدروكسيد الصوديوم مثال رائع على قاعدة أرهينيوس. في الماء، يتأين هيدروكسيد الصوديوم ليكون أيونات الصوديوم وأيونات الهيدروكسيد.
هذا التعريف ليس كلامًا مجردًا علينا تخيل حدوثه في محلول ما، ويستند إلى معادلة كيميائية نراها مكتوبة في كتاب. وإنما يمكننا في الواقع قياس تركيز أيونات H3O+ في أي محلول لتحديد إذا ما كان حمضيًّا أو قاعديًّا. عندما نقيس تركيز أيونات الهيدرونيوم في محلول، يمكننا حساب قيمة الأس الهيدروجيني لهذا المحلول. قيمة الأس الهيدروجيني الأقل من سبعة تعني أن المحلول حمضي. وقيمة الأس الهيدروجيني الأكبر من سبعة تعني أن المحلول قاعدي. وإذا كانت قيمة الأس الهيدروجيني تساوي سبعة، فإن هذا المحلول متعادل.
يمنحنا تعريف أرهينيوس للأحماض والقواعد طريقة لتصنيف المواد الكيميائية إلى أحماض وقواعد، لكن به بعض المشاكل. المشكلة الأساسية في هذا التعريف هي وجود الكثير من المواد الكيميائية التي تتصرف كقواعد؛ أي تنتج أيونات الهيدروكسيد في الماء، ولكن لا تحتوي على OH في صيغتها الكيميائية. ويعتمد هذا التعريف أيضًا على ذوبان الحمض أو القاعدة في الماء. ولكن يمكن أن تحدث تفاعلات الأحماض والقواعد بين المواد الغازية، وفي الظروف اللامائية.
لحل هذه المشكلات، توصل يوهانس نيكولاوس برونستد وتوماس مارتن لوري إلى تعريف مختلف في عام 1923. تعريف برونستد-لوري للحمض أنه نوع كيميائي يمنح بروتونًا، والقاعدة نوع كيميائي يستقبل بروتونًا. عندما نذكر البروتون هنا، فإننا نعني أيون H+؛ فبما أن عنصر الهيدروجين يحتوي على بروتون واحد وإلكترون واحد، فإن أيون H+ يحتوي على بروتون واحد فقط. لذا وفقًا لهذا التعريف، تفاعل الحمض والقاعدة عملية انتقال بروتونات؛ لأن أحد النوعين الكيميائيين يفقد بروتونًا، بينما يكتسبه النوع الآخر.
لفهم ذلك التعريف، دعونا نلق نظرة عن قرب على بعض التفاعلات. رأينا بالفعل كيف أن HCl حمض أرهينيوس. لكن دعونا نلق نظرة على كيفية كونه أيضًا حمض برونستد-لوري. عندما يتفاعل HCl مع H2O، يمنح HCl بروتونًا لـ H2O. وبما أن الماء يكتسب هذا البروتون، يتكون H3O+. وبما أن HCl يفقد بروتونًا، يتبقى لدينا Cl-.
الآن لنلق نظرة على تفاعل قاعدة. في هذا التفاعل، لدينا الأمونيا تتفاعل مع الماء. وهذا هو النوع الكيميائي الذي سبب مشكلة في تعريف أرهينيوس للقواعد. في هذا التفاعل، الأمونيا، أو NH3، بها زوج حر، وهو الموقع المثالي لاستقبال بروتون؛ حيث يستقبله جزيء الأمونيا من الماء. وبمجرد أن اكتسبت الأمونيا هذا البروتون، صارت NH4+. وبعد أن فقد الماء البروتون، أصبح OH-.
في هذا النوع من تفاعلات الأحماض والقواعد، سنحصل دائمًا على أنواع كيميائية يختلف بعضها عن بعض بفرق بروتون. ونطلق على هذه الأنواع الكيميائية: أزواج الحمض والقاعدة المرافقة. يفقد الحمض بروتونًا دائمًا ليكون القاعدة المرافقة له. إذن Cl- هو القاعدة المرافقة لـ HCl. وتستقبل القاعدة بروتونًا دائمًا لتكون الحمض المرافق لها. ومن ثم، فإن NH4+ هو الحمض المرافق لـ NH3.
ثمة أمر آخر يجب ملاحظته هنا. شارك الماء في كلا التفاعلين. في التفاعل الأول، يستقبل الماء بروتونًا من HCl، وهو ما يعني أنه وفقًا لتعريف برونستد-لوري للأحماض والقواعد، يعد الماء قاعدة في هذا التفاعل. وفي التفاعل السفلي مع الأمونيا، يفقد الماء بروتونًا. إذن وفقًا لتعريف برونستد-لوري للأحماض والقواعد، يعد الماء هنا حمضًا.
هناك العديد من الأنواع الكيميائية التي يمكن أن تؤدي دور الحمض والقاعدة. عندما تتصرف المادة بوصفها حمضًا وقاعدة، فإنها تسمى مادة متذبذبة. ولكن من بين الأنواع الكيميائية المتذبذبة، الماء فريد من نوعه. وبما أنه حمض وقاعدة في نفس الوقت، فإنه يتفاعل مع نفسه باستمرار في عملية تعرف باسم التأين الذاتي. عندما يحدث ذلك، يمنح أحد جزيئات الماء بروتونه إلى جزيء الماء الآخر. جزيء الماء الذي يكتسب البروتون، وهو ما يجعله قاعدة برونستد-لوري، يكون H3O+. أما جزيء الماء الآخر هنا فيتصرف بوصفه حمضًا؛ إذ يمنح بروتونه إلى جزيء الماء الآخر، فيفقد بروتونًا واحدًا، مكونًا OH-. ولهذا السبب فإن الماء النقي ليس حمضيًّا أو قاعديًّا، بما أنه يتكون من مقادير متساوية من أيونات H3O+ و OH-. لكنه يفعل ذلك بكميات صغيرة جدًّا. وتركيز كل من OH- و H3O+ سيساوي 10 أس سالب سبعة مولار فقط.
والآن بعد أن علمنا كيف نعرف الأحماض والقواعد، دعونا نستكشف بعض الأنواع المختلفة من الأحماض والقواعد التي سنقابلها. هناك فئتان أساسيتان من الأحماض والقواعد: الأحماض أو القواعد القوية، والأحماض أو القواعد الضعيفة. يتعلق هذا الاختلاف في الأساس بعدد وحدات الحمض أو القاعدة التي تتأين لتكون أيونات H3O+، أو أيونات OH-.
فلنلق نظرة على اثنين من الأحماض المتشابهة، وهما HI و HF. كلاهما يحتوي على الهيدروجين والهالوجين، وهو أحد العناصر الموجودة في المجموعة 17. بما أن كلًّا من HI و HF حمضان، فعند وضعهما في الماء، يمنحان بروتوناتهما للماء لتكوين H3O+ وأنيون، وهو I- في حالة HI و F- في حالة HF. ولكن إذا قارنا بين الأنيونات الناتجة من تفاعل هذه الأحماض، فسنجد أن F- أصغر من أيون I-. لكن لهما نفس مقدار الشحنة السالبة، وهو ما يعني أن كثافة الشحنة السالبة لأيون F- أكبر بكثير من I-. ونظرًا لأن F- ذو كثافة عالية للشحنة السالبة، فمن المرجح للغاية أن تأخذ أيونات F- بروتونًا من أيونات H3O+، وتكون HF مرة أخرى.
عندما يحدث التفاعل في الاتجاه العكسي هكذا، يمكننا الإشارة إلى ذلك باستخدام نصفين من الأسهم. عندما يحدث ذلك، سيكون هذان التفاعلان في النهاية اتزانًا بين التفاعلين الأمامي والانعكاسي. تجدر الإشارة إلى أن التفاعل العكسي يعرف أيضًا بالتفاعل الخلفي.
والنتيجة الكلية لذلك هي أننا إذا وضعنا الكميتين أنفسهما من جزيئات HI و HF في محلول، فإن المحلول الذي يحتوي على HI ستصبح به أيونات H3O+ أكثر من المحلول الذي يحتوي على HF؛ لأن محلول HI تأين تأينًا تامًّا، وما يزال محلول HF به بعض جزيئات HF عالقة. ولذا نطلق على HI حمضًا قويًّا، وعلى HF حمضًا ضعيفًا. إذن فإن الأحماض والقواعد القوية تتأين في الماء تأينًا تامًّا، بينما لا تفعل ذلك الأحماض والقواعد الضعيفة.
[١٠/٣, ٤:٣٢ م] محمد عزمي: تجدر الإشارة هنا إلى أن كون الحمض أو القاعدة قويين لا يعني بالضرورة أننا سنحصل على أيونات H3O+، أو OH- في المحلول أكثر مما سنحصل عليه من الحمض الضعيف أو القاعدة الضعيفة. يلعب التركيز دورًا مهمًّا هنا أيضًا. رأينا الآن أنه إذا كان لدينا الكميات نفسها من جزيئات HI و HF؛ أي نفس التركيز منهما بافتراض أنهما في كميتين متساويتين من الماء، فسنحصل على أيونات H3O+ في محلول HI أكثر منها في محلول HF؛ لأن HI حمض قوي. لكن ماذا إذا كانت تركيزات المحاليل مختلفة؟ على وجه التحديد، ماذا لو كان محلول الحمض القوي أقل تركيزًا بكثير من محلول الحمض الضعيف؟
في هذه الحالة، مع أن الحمض القوي يتأين تأينًا تامًّا، لن يوجد الكثير من جزيئات الحمض لتتأين. إذن لن يكون هناك الكثير من أيونات H3O+ في المحلول. في هذه الحالة، يكون تركيز أيونات H3O+ في الحمض الضعيف أعلى نسبيًّا، رغم أنه حمض ضعيف.
بعد وضع كل ذلك في الاعتبار، دعونا نلق نظرة على بعض القواعد والأحماض القوية والضعيفة الشائعة. لنبدأ بالأحماض. سنبدأ بالأحماض القوية لأنه يوجد عدد قليل منها. لسوء الحظ، يجب أن نحفظ هذه القائمة. أول ثلاثة أحماض قوية هي الأحماض التي تحتوي على الهالوجينات: HCl أو حمض الهيدروكلوريك، و HBr أو حمض الهيدروبروميك، و HI أو حمض الهيدروأيوديك. بعد ذلك لدينا أربعة أحماض أكسجينية؛ أي الأحماض التي تحتوي على الأكسجين، وهي HNO3 حمض النيتريك، و H2SO4 حمض الكبريتيك، و HClO4 حمض البيركلوريك، و HClO3 حمض الكلوريك. في بعض الأحيان، لا يعتبر حمض الكلوريك ضمن قائمة الأحماض القوية؛ فيختلف ذلك من شخص إلى آخر. وهذا أمر علينا الانتباه إليه.
يتبع
