تصنيف الأملاح: دليل شامل لأنواع الأملاح وخصائصها

الشكل: مخطط يوضح التصنيف العام للأملاح.

الأملاح هي مركبات كيميائية تنتج عن تفاعل الأحماض والقواعد. بناءً على طبيعة الحمض والقاعدة المتفاعلين، يمكن تصنيف الأملاح إلى ثلاثة أنواع رئيسية: الأملاح المتعادلة، الأملاح القاعدية، والأملاح الحمضية. لكل نوع خصائصه الكيميائية وتأثيره على درجة حموضة المحاليل [1].

الشكل: جدول يوضح تصنيف الأملاح حسب نوع التفاعل.

1. ما هي الأملاح المتعادلة؟

الأملاح المتعادلة هي مركبات أيونية تنتج عن تفاعل كامل بين حمض قوي وقاعدة قوية. في هذا التفاعل، يتحد أيون الهيدروجين (H⁺) من الحمض القوي مع أيون الهيدروكسيد (OH⁻) من القاعدة القوية لتكوين الماء (H₂O). أما الأيونات المتبقية (الأيون الموجب من القاعدة، والأيون السالب من الحمض) فتتحد لتشكل الملح المتعادل [1][2].

لماذا تكون المحاليل المائية للأملاح المتعادلة متعادلة؟

1. عدم تأين الأيونات: الأيونات المكونة للأملاح المتعادلة لا تميل إلى التأين في الماء، أي أنها لا تتفاعل مع جزيئات الماء لتكوين أيونات إضافية مثل (H₃O⁺) أو (OH⁻) [3].
2. تعادل الشحنات: تحتوي المحاليل المائية للأملاح المتعادلة على أيونات موجبة وسالبة بنسب متساوية، مما يؤدي إلى تعادل الشحنات وعدم وجود فائض من أيونات الهيدرونيوم (H₃O⁺) التي تسبب الحموضة، أو أيونات الهيدروكسيد (OH⁻) التي تسبب القلوية [4].

أمثلة على الأملاح المتعادلة:

• كلوريد الصوديوم (NaCl): ينتج من تفاعل حمض الهيدروكلوريك (HCl) مع هيدروكسيد الصوديوم (NaOH).

  $$\require{mhchem}\ce{HCl + NaOH -> NaCl + H2O}$$

• كبريتات الصوديوم (Na₂SO₄): ينتج من تفاعل حمض الكبريتيك (H₂SO₄) مع هيدروكسيد الصوديوم (NaOH) [5].

  $$\require{mhchem}\ce{H2SO4 + 2NaOH -> Na2SO4 + 2H2O}$$

• نترات البوتاسيوم (KNO₃): ينتج من تفاعل حمض النيتريك (HNO₃) مع هيدروكسيد البوتاسيوم (KOH) [6].

  $$\require{mhchem}\ce{HNO3 + KOH -> KNO3 + H2O}$$

خصائص الأملاح المتعادلة

• طعم مالح: معظم الأملاح المتعادلة لها طعم مالح، مثل كلوريد الصوديوم (NaCl)، وهو الملح الشائع المستخدم في الطعام [1].
• قابلة للذوبان في الماء: العديد من الأملاح المتعادلة، مثل نترات البوتاسيوم (KNO₃) وكبريتات الصوديوم (Na₂SO₄)، قابلة للذوبان في الماء، مما يجعلها مفيدة في العديد من التطبيقات [2].
• موصلات جيدة للتيار الكهربائي: عند الذوبان في الماء، تتفكك الأملاح المتعادلة إلى أيونات حرة قادرة على حمل الشحنة الكهربائية[3]. على سبيل المثال، عند إذابة كلوريد الصوديوم في الماء:

  $$\require{mhchem}\ce{NaCl -> Na^+ + Cl^-}$$

• محاليلها متعادلة: كما ذكرنا سابقًا، محاليل الأملاح المتعادلة تكون متعادلة، أي قيمة pH تساوي 7، نتيجة عدم وجود فائض من أيونات الهيدرونيوم (H₃O⁺) أو الهيدروكسيد (OH⁻) [4].

__________

اقرأ أيضًا: أدلة معايرات التعادل: اختيار كاشف معايرة الحمض والقاعدة المناسب

___________

2. ما هي الأملاح الحمضية؟

الأملاح الحمضية، كما يوحي الاسم، هي نوع من الأملاح التي تجعل المحلول المائي حمضيًا. ولكن ما الذي يميزها عن الأملاح الأخرى؟ وما هي خصائصها؟ [1][2].

كيف تتكون الأملاح الحمضية؟

تتكون الأملاح الحمضية نتيجة تفاعل حمض قوي مع قاعدة ضعيفة. هذا يعني أنه يبقى جزء من الحمض الأصلي (H⁺) غير متفاعل في الملح الناتج. هذا الأيون الهيدروجين الزائد هو المسؤول عن جعل المحلول حمضيًا [3].

مثال توضيحي:

عندما يتفاعل حمض الهيدروكلوريك (HCl)، وهو حمض قوي، مع الأمونيا (NH₃)، وهي قاعدة ضعيفة، نحصل على كلوريد الأمونيوم (NH₄Cl) وهو ملح حمضي:

$$\require{mhchem}\ce{HCl + NH3 -> NH4Cl}$$

في هذا التفاعل، يتحد أيون الهيدروجين من حمض الهيدروكلوريك مع الأمونيا لتكوين أيون الأمونيوم (NH₄⁺)، ولكن يبقى جزء من أيونات الهيدروجين حرة في المحلول، مما يجعله حمضيًا [4].

أمثلة على الأملاح الحمضية:

• كلوريد الأمونيوم (NH₄Cl): كما ذكرنا سابقًا، يستخدم في الأسمدة وفي بعض أنواع التنظيف:

  $$\require{mhchem}\ce{HCl + NH3 -> NH4Cl}$$

• كبريتات الهيدروجين (HSO₄⁻): يوجد في بعض الأحماض مثل حمض الكبريتيك:

  $$\require{mhchem}\ce{H2SO4 -> HSO4^- + H^+}$$

• فوسفات ثنائي الهيدروجين (H₂PO₄⁻): يوجد في بعض الأسمدة الفوسفاتية:

  $$\require{mhchem}\ce{H3PO4 -> H2PO4^- + H^+}$$

خصائص الأملاح الحمضية:

• pH أقل من 7: المحلول المائي للملح الحمضي يكون حمضيًا [5].
• وجود أيونات هيدروجين حرة: هذه الأيونات هي المسؤولة عن الحموضة [6].
• تفاعل مع القواعد: تتفاعل الأملاح الحمضية مع القواعد لتكوين ملح متعادل وماء [7].

3. ما هي الأملاح القاعدية؟

الأملاح القاعدية هي نوع من الأملاح تنتج عن تفاعل حمض ضعيف مع قاعدة قوية. على عكس الأملاح المتعادلة التي يكون محلولها المائي متعادلاً، فإن الأملاح القاعدية تجعل المحلول المائي قاعديًا، أي ذو درجة pH أكبر من 7 [1].

كيف تتكون الأملاح القاعدية؟

تتكون الأملاح القاعدية عندما يتفاعل أيون الهيدروجين (H⁺) من الحمض الضعيف مع أيون الهيدروكسيد (OH⁻) من القاعدة القوية لتكوين الماء. بينما يبقى أيون من الحمض الضعيف وأيون من القاعدة القوية في المحلول، مما يؤدي إلى زيادة تركيز أيونات الهيدروكسيد (OH⁻) وبالتالي يصبح المحلول قاعديًا [2].

مثال توضيحي:

عندما يتفاعل حمض الأسيتيك (CH₃COOH) وهو حمض ضعيف مع هيدروكسيد الصوديوم (NaOH) وهو قاعدة قوية، نحصل على أسيتات الصوديوم (CH₃COONa) وهو ملح قاعدي:

$$\require{mhchem}\ce{CH3COOH + NaOH -> CH3COONa + H2O}$$

في هذا التفاعل، يتحد أيون الهيدروجين من حمض الأسيتيك مع أيون الهيدروكسيد من هيدروكسيد الصوديوم لتكوين الماء. بينما يبقى أيون الأسيتات (CH₃COO⁻) وأيون الصوديوم (Na⁺) في المحلول. أيون الأسيتات له القدرة على استقبال أيون هيدروجين من الماء، مما يؤدي إلى زيادة تركيز أيونات الهيدروكسيد وبالتالي يصبح المحلول قاعديًا [3].

أمثلة على الأملاح القاعدية:

• أسيتات الصوديوم (CH₃COONa): يستخدم في صناعة الأغذية وفي بعض أنواع المنظفات [7].
• كربونات الصوديوم (Na₂CO₃): يعرف أيضًا باسم صودا الخبز، ويستخدم في الطهي وفي صناعة الزجاج [8].
• سيانيد الصوديوم (NaCN): يستخدم في صناعة الذهب [9].

خصائص الأملاح القاعدية:

• pH أكبر من 7: المحلول المائي للملح القاعدي يكون قاعديًا [4].
• وجود أيونات هيدروكسيد حرة: هذه الأيونات هي المسؤولة عن القاعدية [5].
• تفاعل مع الأحماض: تتفاعل الأملاح القاعدية مع الأحماض لتكوين ملح متعادل وماء [6].

الأملاح الناتجة عن أحماض وقواعد ضعيفة: حالة خاصة

عندما يتفاعل حمض ضعيف مع قاعدة ضعيفة لتكوين ملح، فإن طبيعة المحلول الناتج (حمضي أم قاعدي أم متعادل) تصبح أكثر تعقيدًا وتعتمد على قوتي الحمض والقاعدة الأصليين [1].

كيف تتحدد طبيعة المحلول؟

لتحديد ما إذا كان المحلول الناتج عن تفاعل حمض ضعيف وقاعدة ضعيفة حمضيًا أم قاعديًا أم متعادلاً، يجب مقارنة قيمتي ثابت التأين الحمضي (Ka) للحمض وثابت التأين القاعدي (Kb) للقاعدة:

• إذا كان Ka > Kb: فإن الحمض أقوى من القاعدة، وبالتالي سيكون المحلول الناتج حمضيًا.
• إذا كان Ka Kb: فإن القاعدة أقوى من الحمض، وبالتالي سيكون المحلول الناتج قاعديًا.
• إذا كان Ka ≈ Kb: فإن الحمض والقاعدة متساويان تقريبًا في القوة، وبالتالي سيكون المحلول الناتج متعادلًا تقريبًا.

مثال توضيحي:

لتوضيح ذلك، لنأخذ مثال تفاعل حمض الأسيتيك (CH₃COOH) وهو حمض ضعيف مع الأمونيا (NH₃) وهي قاعدة ضعيفة:

$$\require{mhchem}\ce{CH3COOH + NH3 -> CH3COONH4}$$

في هذه الحالة، إذا كانت قيمة Ka لحمض الأسيتيك أكبر من قيمة Kb للأمونيا، فإن المحلول الناتج (أسيتات الأمونيوم) سيكون حمضيًا. أما إذا كانت قيمة Kb للأمونيا أكبر من قيمة Ka لحمض الأسيتيك، فإن المحلول سيكون قاعديًا [2].

لماذا يحدث ذلك؟

يعود السبب في ذلك إلى أن أيونات الملح الناتج عن تفاعل حمض ضعيف وقاعدة ضعيفة يمكنها أن تتفاعل مع الماء في عملية تسمى التحلل المائي. إذا كان أيون الحمض الناتج أقوى في التبرع بأيونات الهيدروجين (H⁺)، فإن المحلول يصبح حمضيًا. والعكس صحيح، إذا كان أيون القاعدة الناتج أقوى في استقبال أيونات الهيدروجين، فإن المحلول يصبح قاعديًا [3].

الأمثلة على الأملاح الناتجة عن أحماض وقواعد ضعيفة

كما ذكرنا سابقًا، طبيعة المحلول الناتج من تفاعل حمض ضعيف وقاعدة ضعيفة تعتمد بشكل كبير على قوتي الحمض والقاعدة. لنأخذ أمثلة توضيحية لكل حالة من الحالات الثلاث:

1. المحلول الحمضي:
   • مثال: حالة أسيتات الأمونيوم الذي سبق الحديث عنه. ↑
2. المحلول القاعدي:
   • مثال: تفاعل حمض الهيدروسيانيك (HCN) مع ميثيل أمين (CH₃NH₂) حيث يكون Kb لميثيل أمين أكبر من Ka لحمض الهيدروسيانيك.

     $$\require{mhchem}\ce{HCN + CH3NH2 -> CH3NH3CN}$$

3. المحلول المتعادل تقريبًا:
   • مثال: تفاعل حمض الأسيتيك (CH₃COOH) مع ميثيل أمين (CH₃NH₂) حيث تكون قيمتي Ka و Kb متساويتين تقريبًا.

     $$\require{mhchem}\ce{CH3COOH + CH3NH2 -> CH3COONH3CH3}$$

_______________

اقرأ أيضًا: الأحماض والقواعد: دليل شامل

_________________

هنا جدول يلخص الاختلافات بين أنواع الأملاح:

النوع	التفاعل	درجة الحموضة (pH)	أمثلة	الاستخدامات
الأملاح المتعادلة	حمض قوي + قاعدة قوية	≈ 7 (متعادل)	كلوريد الصوديوم (NaCl)	يُستخدم في الطعام والصناعات الكيميائية
الأملاح الحمضية	حمض قوي + قاعدة ضعيفة	< 7 (حمضي)	كلوريد الأمونيوم (NH₄Cl)	تصنيع الأسمدة والمواد الغذائية
الأملاح القاعدية	حمض ضعيف + قاعدة قوية	> 7 (قاعدي)	أسيتات الصوديوم (CH₃COONa)	صناعة المواد الحافظة والتطبيقات الصيدلانية
أملاح أحماض وقواعد ضعيفة	حمض ضعيف + قاعدة ضعيفة	يعتمد على قوى التفاعل	أسيتات الأمونيوم (CH₃COONH₄)	تُستخدم في تطبيقات متنوعة مثل التحليل الكيميائي

أهمية تصنيف الأملاح

• في الصناعة: تُستخدم الأملاح الحمضية في تصنيع الأسمدة، بينما تُستخدم الأملاح القاعدية في الصناعات الصيدلانية.
• في الكيمياء الحيوية: تلعب الأملاح المتعادلة دورًا رئيسيًا في التفاعلات الكيميائية داخل الجسم [10].

_______________

اقرأ أيضًا: تعريف الملح في الكيمياء - خواص الأملاح

________________

خاتمة

إن فهم تصنيف الأملاح يساعدنا على تحسين استغلالها في التطبيقات اليومية والصناعية. سواء كانت أملاحًا متعادلة، حمضية، أو قاعدية، فإن معرفتها تُثري الفهم الكيميائي وتُسهم في تطوير الابتكارات.

قائمة المصادر

1. Brown, T. L., LeMay, H. E., & Bursten, B. E. (2018). Chemistry: The Central Science. Pearson.
2. Atkins, P., & Jones, L. (2016). Chemical Principles: The Quest for Insight. W. H. Freeman.
3. Petrucci, R. H., Herring, F. G., Madura, J. D., & Bissonnette, C. (2017). General Chemistry: Principles and Modern Applications. Pearson.
4. Chang, R., & Goldsby, K. (2016). Chemistry. McGraw-Hill Education.
5. Zumdahl, S. S., & Zumdahl, S. A. (2020). Chemistry: An Atoms First Approach. Cengage Learning.
6. Silberberg, M. S. (2017). Principles of General Chemistry. McGraw-Hill.
7. Masterton, W. L., & Hurley, C. N. (2016). Chemistry: Principles and Reactions. Cengage Learning.
8. Tro, N. J. (2020). Chemistry: Structure and Properties. Pearson.
9. Housecroft, C. E., & Constable, E. C. (2019). Chemistry: An Introduction to Organic, Inorganic and Physical Chemistry. Pearson.
10. Mortimer, C. E., & Müller, U. (2018). Chemistry. Springer.