الأحماض والقواعد هي مواد كيميائية شائعة، تتفاعل مع بعضها البعض لتكوين ملح وماء.
مفهوم الحمض والقاعدة
تعريف أرهينيوس
عرّف العالم السويدي سفانت أرهينيوس (Svante Arrhenius) الحمض عام 1884 على أنه مادة تتأيّن في الماء لتنتج أيونات الهيدروجين (H+)، بينما عرّف القاعدة على أنها مادة تتأيّن في الماء لتنتج أيونات الهيدروكسيد (OH-).
مميزات تعريف أرهينيوس:
- بسيط وسهل الفهم.
- يعتمد على سلوك المواد في الماء.
- يُفسّر بعض خصائص الأحماض والقواعد، مثل:
- طعمها الحامض أو القلوي.
- تأثيرها على مؤشر الأس الهيدروجيني (pH).
- تفاعلها مع بعضها البعض.
عيوب تعريف أرهينيوس:
- لا يُفسّر سلوك المواد في غير الماء، مثل:
- الأحماض العضوية.
- القواعد الضعيفة.
- لا يُفسّر تفاعلات التعادل الحمضي القاعدي التي لا تتضمن أيونات الهيدروجين أو الهيدروكسيد.
نظرية برونستيد-لوري
قدّم العالمين الدنماركيين يوهانس نيكولاس برونستيد (Johannes Nicolaus Brønsted) وتوماس مارتن لوري (Thomas Martin Lowry) عام 1923 نظرية أكثر شمولاً لتفسير سلوك الأحماض والقواعد، تُعرف باسم نظرية برونستيد-لوري:
حمض برونستيد-لوري: هو أية مادة لها القدرة على التبرع بالبروتون (H+) لمادة أخرى. أي مانحة لأيون الهيدروجين.
قاعدة برونستيد-لوري: هي أية مادة يمكنها استقبال بروتون (H+) من مادة أخرى. أي مستقبلة لأيون الهيدروجين.
الحمض المرافق والقاعدة المرافقة:
في تفاعل حمض-قاعدة وفقًا لبرونستيد-لوري، يتحول الحمض إلى القاعدة المرافقة له بعد التبرع بالبروتون، وتتحول القاعدة إلى الحمض المرافق لها بعد قبولها البروتون. وهي في الأساس أنواع ذات صلة تختلف ببروتون واحد.
\[\text{الحمض + القاعدة} \ \unicode{x21CB} \ \text {القاعدة المرافقة + الحمض المرافق}\]
دعونا نلقي نظرة على مثال بالماء::
\[\text{H$_2$O (l) + HCl (aq)} \leftrightarrows \text{H$_3$O$^{+}$ (aq) + Cl$^{-}$ (aq)}\]
في هذا التفاعل، يتبرع حمض الهيدروكلوريك (الحمض) ببروتون (\(\text{H$^+$}\)) إلى \(\text{H$_2$O}\) (القاعدة).
يتحول \(\text{H$_2$O}\) إلى \(\text{H$_3$O$^+$}\) (أيون الهيدرونيوم)، وهو الحمض المرافق للماء.
يفقد حمض الهيدروكلوريك بروتونه ويصبح \(\text{Cl$^-$}\) (أيون الكلوريد)، القاعدة المرافقة لحمض الهيدروكلوريك.
وإليك مثال آخر لتوضيح هذه النقطة:
\[\text{NH$_3$ (aq) + CH$_3$COOH (aq)} \leftrightarrows \\ \text{NH$_4^+$ (aq) + CH$_3$COO$^-$ (aq)}\]
هنا، يعمل حمض الأسيتيك (CH3COOH) بمثابة حمض برونستد-لوري ويتبرع بالبروتون إلى الأمونيا (NH3)، قاعدة برونستد-لوري.
تتحول الأمونيا إلى NH4+ (أيون الأمونيوم)، وهو الحمض المرافق لـ NH3.
يفقد حمض الأسيتيك بروتونه ويصبح CH3COO- (أيون الأسيتات)، وهو القاعدة المرافقة لـ CH3COOH.
النقاط الرئيسية:
- يتضمن كل تفاعل حمض-قاعدة برونستد-لوري تكوين زوجين مترافقين من حمض-قاعدة.
- كلما كان الحمض أقوى، كانت قاعدته المرافقة أضعف (والعكس صحيح).
- يمكن أن تعمل المادة كحمض أو قاعدة اعتمادًا على ظروف التفاعل والمواد المتفاعلة الأخرى.
مميزات نظرية برونستيد-لوري:
- يقدم شرحا لقاعدية بعض المواد التي لا تحتوي على أيونات الهيدروكسيد.
- تعطي دور أكبر للماء في تفاعلات التعادل؛ لأنه يعتبره مجرد مذيب.
- تُفسّر سلوك المواد في مختلف الأوساط، بما في ذلك المائية وغيرها.
- تفسر السلوك الحمضي والقاعدي للأملاح، وذلك اعتمادا على الحمض المرافق والقاعدة المرافقة.
- تعطي معلومات حول قوة الأحماض والقواعد اعتمادا على مرافقاتها.
- تشرح الصفة الحمضية والقاعدية للمواد المتذبذبة.
عيوب نظرية برونستيد-لوري:
- تفشل في الأنظمة التي لا يحدث فيها تبادل للبروتونات (أيونات الهيدروجين).
- لا تُفسّر حموضة وقاعدية بعض الأكاسيد الحمضية والقاعدية.
ملاحظات هامة: يمكن أن تكون المادة حمضًا في تفاعل معين وقاعدة في تفاعل آخر.
تعريف لويس
قدّم العالم الأمريكي جي. ن. لويس (G. N. Lewis) عام 1923 تعريفًا أوسع للحمض والقاعدة يعتمد على سلوكها في تبادل الإلكترونات:
حمض-لويس: هو أي مادة يمكنها استقبال زوج أو أكثر من الإلكترونات.
قاعدة-لويس: هي أية مادة يمكنها التبرع بزوج أو أكثر من الإلكترونات.
مميزات تعريف لويس:
- يعتمد تعريف لويس على انتقال الإلكترونات، لذلك يمكن تطبيقه على نطاق واسع.
- يعطي تفسيرا للأنظمة التي لا تحتوي على أيونات الهيدروجين؛ والتي يفشل فيها مفهوم أرهينيوس وبرونستيد-لوري
تصنيف الأحماض والقواعد إلى قوية وضعيفة:
الحمض القوي: هو حمض يتأيّن بشكل كامل في الماء، مثل حمض الهيدروكلوريك (HCl) وحمض الكبريتيك (H2SO4). بينما الحمض الضعيف: هو حمض يتأيّن بشكل جزئي في الماء، مثل حمض الخليك (CH3COOH).
القاعدة القوية: هي قاعدة تتأيّن بشكل كامل في الماء، مثل هيدروكسيد الصوديوم (NaOH) وهيدروكسيد البوتاسيوم (KOH). في حين أن القاعدة الضعيفة: هي قاعدة تتأيّن بشكل جزئي في الماء، مثل بيكربونات الصوديوم (NaHCO3).
تحديد الحموضة والقاعدية
مقياس الرقم الهيدروجيني (pH): هو مقياس يُستخدم في تحديد حموضة أو قاعدية المحلول. ويطى هذا المقياس قيم من 0 إلى 14، وعندما يكون:
- pH < 7: يدل على حموضة المحلول.
- pH = 7: يدل على حيادية المحلول.
- pH > 7: يدل على قاعدية المحلول.
- الأحماض تحول لون عباد الشمس الزرقاء إلى حمراء.
- القواعد تحول ورقة عباد الشمس الحمراء إلى زرقاء.
علاقة الرقم الهيدروجيني بقوة الحموضة والقاعدية:
- كلما قلّ الرقم الهيدروجيني، زادت قوة الحموضة.
- كلما زاد الرقم الهيدروجيني، زادت قوة القاعدية.
| نوع المادة | اسم المادة | التركيب الكيميائي |
|---|---|---|
| أحماض قوية | حمض الهيدروكلوريك | HCl |
| حمض الكبريتيك | H2SO4 | |
| حمض النيتريك | HNO3 | |
| أحماض ضعيفة | حمض الخليك | CH3COOH |
| حمض الكربونيك | H2CO3 | |
| حمض الفوسفوريك | H3PO4 | |
| حمض الهيدروبوريك | H3BO3 | |
| حمض الكبريتوز | H2SO3 | |
| قواعد قوية | هيدروكسيد الصوديوم | NaOH |
| هيدروكسيد البوتاسيوم | KOH | |
| هيدروكسيد الكالسيوم | Ca(OH)2 | |
| قواعد ضعيفة | هيدروكسيد الأمونيوم | NH4OH |
| بيكربونات الصوديوم | NaHCO3 | |
| بيكربونات البوتاسيوم | KHCO3 | |
| بوريك أسيد | H3BO3 | |
| كربونات الصوديوم | Na2CO3 | |
| فوسفات الصوديوم ثنائي الهيدروجين | NaH2PO4 |
- البنية الكيميائية:
- تؤثر بنية جزيء الحمض أو القاعدة على قدرته على التبرع بأيونات الهيدروجين أو الهيدروكسيد.
- التركيز:
- كلما زاد تركيز الحمض أو القاعدة، زادت قوته.
- درجة الحرارة:
- تؤثر درجة حرارة المحلول على قدرة الحمض أو القاعدة على التأين.
عوامل تؤثر على قوة الحموضة والقاعدية:
محاليل الأحماض والقواعد
هنا يجب الإشارة إلى أن الكثير من الطلاب تختلط عليهم بعض المفاهيم المتعلقة بالأحماض والقواعد. وغالبا ما يخلطون بين القوي والمركز، وبين الضعيف والمخفف، وهذا خطأ.
تتعلق كلمتي المركز والمخفف بتركيز المحلول، ويؤثر تركيز المحلول على قوة الأحماض والقواعد وذلك عن طريق التأثير على قيمة ال pH.
ومع ذلك؛ فإن مصطلحي "المركز" و "المخفف" تستخدم في وصف المحاليل الحمضية والقاعدية. حيث تشير كلمة المركَّز إلى وجود عدد كبير من أيونات الحمض أو القاعدة في كمية محدودة من الماء. في حين تشير كلمة المخفف إلى وجود كمية محدودة من أيونات الحمض أو القاعدة في كمية كبيرة من الماء.
بناء على ما سبق عند إذابة كمية كبيرة من الحمض القوي في كمية قليلة من الماء يتكون محلول حمضي مركز (مثال على ذلك حمض الكبريتيك المركز). وعند إذا كمية قليلة من نفس الحمض في كمية كبيرة من الماء يتكون محلول حمضي مخفف (مثال على ذلك حمض الكبريتيك المخفف). وتنطبق هذه الأمثلة على القواعد أيضا؛ كما في هيدروكسيد الصوديوم المركز والمخفف.
| الخاصية | الحمض | القاعدة |
|---|---|---|
| المذاق | حامض | مر |
| الملمس | ليس صابوني | زلق/صابوني |
| ورقة عباد الشمس (دليل) | يحول ورقة عباد الشمس الزرقاء إلى حمراء | يحول ورقة عباد الشمس الحمراء إلى زرقاء |
| قيمة pH | أقل من 7 (0-6) | أكبر من 7 (8-14) |
| في المحلول المائي | ينتج أيونات الهيدروجين (H+) | ينتج أيونات الهيدروكسيد (OH-) |
| الذوبانية | تذوب في الماء | يطلق على القواعد التي تذوب في الماء إسم "القلويات" |
بشكل عام، يرجع سبب ذوبانية هذه المركبات في الماء إلى إمكانية تشكل رابطة قطبية بين ذرات الهيدروجين في الحمض والأكسجين في الماء. ويحدث نفس الشيء بين ذرات الأكسجين في مجموعة الهيدروكسيد والهيدروجين في جزيء الماء.
بعض التفاعلات الكيميائية الشائعة
يمكن أن تخضع هذه المركبات لبعض التفاعلات الكيميائية وخاصة الأحماض لقدرتها على التبرع ببروتون. وأشهر هذه التفاعلات تفاعلات التعادل والتي تحدث بين الأحماض والقواعد فيما بينها.
تفاعلات التعادل (التفاعل بين الحمض والقاعدة)
يطلق إسم تفاعلات التعادل على التفاعلات الكيميائية التي تحدث بين الأحماض والقواعد. وهذا التفاعل ينتج عنه ملح وماء. على سبيل المثال، عندما يتفاعل حمض الهيدروكلوريك مع قاعدة هيدروكسيد الصوديوم ينتج عنه ملح كلوريد الصوديوم وماء. كما في المعادلة التالية:
\[\text{HCl + NaOH} \rightarrow \text{NaCl +H$_2$O}\]
تفاعلات الأحماض مع الفلزات
عند تفاعل الحمض مع الفلز عادة نحصل على ملح وهيدروجين. كما في المعادلة التالية:
\[\text{2Na + 2HCl} \rightarrow \text{2NaCl + H$_2$}\]
تفاعلات القواعد القوية مع الأحماض العضوية:
الأحماض العضوية هي عبارة عن أحماض ضعيفة يمكن أن تتفاعل مع القواعد القوية لتشكيل صابون وماء. مثال عند التفاعل مع حمض الخليك:
\[\text{CH$_3$COOH + NaOH} \rightarrow \text{CH$_3$COONa + H$_2$O}\]