الاحماض والقواعد في الكيمياء
منذ آلاف السنين، عرف الناس أن الخل وعصير الليمون والعديد من الأطعمة الأخرى لها طعم حامض، ولكن لم يستطيعوا اكتشاف سبب طعم هذه الأشياء إلا بعد اكتشاف الأحماض والقواعد في الكيمياء. مصطلح الحمض يأتي من الكلمة اللاتينية acere التي تعني حامض. هناك العديد من التعريفات المختلفة قليلا للأحماض والقواعد.
– بدأ اكتشاف الأحماض والقواعد في الكيمياء في بداية القرن السابع عشر، وتم تصنيفهم والتفرقة بينهم باستخدام الطرق البدائية، وتم تطوير ذلك في الطرق والمعادلات الكيميائية الحديثة.
وصف بويل للأحماض والقواعد
في القرن السابع عشر، وصف الكيميائي والكاتب الأيرلندي روبرت بويل لأول مرة المواد بأنها إما أحماض أو قواعد ، وأطلق على القواعد اسم القلويات ، وفقًا للخصائص التالية
خواص الأحماض
تتميز الأحماض بطعمها الحامضي وقدرتها على تآكل المعادن، كما تؤدي إلى تغيير لون عباد الشمس (صبغة مستخرجة من الأشنات lichens) إلى اللون الأحمر، وتصبح أقل حموضة عند مزجها مع القواعد.
خواص القواعد
تتميز القواعد بالزلقة ويتحول لون أوراق عباد الشمس إلى اللون الأزرق وتصبح أقل قاعديةً عند مزجها مع الأحماض.
على الرغم من محاولات بويل وغيره لتفسير سلوك الأحماض والقواعد، تم اقتراح التعريف الأول المنطقي للأحماض والقواعد بعد مرور 200 عام.
وصف Arrhenius للأحماض والقواعد
في أواخر القرن التاسع عشر، اقترح العالم السويدي Svante Arrhenius أن الماء يمكنه إذابة العديد من المركبات، من خلال تقسيمها إلى أيوناتها الفردية.
خواص الأحماض
اقترح Arrhenius أن الأحماض هي المركبات التي تحتوي على الهيدروجين،والتي يمكن لها أن تذوب في الماء لإطلاق أيونات الهيدروجين في المحلول.
على سبيل المثال، يتم حل حمض الهيدروكلوريك (HCl) في الماء على النحو التالي
HCl H2O → H + (aq) + Cl- (aq)
خواص القواعد
اكتشف Arrhenius أن القواعد تتحلل في الماء لتحرر أيونات الهيدروكسيد (OH-) في المحلول.
وفقًا لتعريف Arrhenius، فإن القاعدة النموذجية هي هيدروكسيد الصوديوم (NaOH) على سبيل المثال
NaOH H2O → Na + (aq) + OH- (aq)
مميزات نظرية Arrhenius
يوضح تعريف Arrhenius للأحماض والقواعد العديد من الأشياء، ويشرح سبب امتلاك جميع الأحماض لخصائص متشابهة مع بعضها البعض وكذلك لماذا تتشابه جميع القواعد، وذلك لأسباب محددة
- جميع الأحماض تطلق H+ في المحلول، بينما تطلق جميع القواعد OH-.
- قدم تعريف Arrhenius شرحًا لملاحظة بويل بأن الأحماض والقواعد في الكيمياء تتعارض مع بعضها البعض.
- بالإضافة إلى الفكرة التي تقول أن القاعدة يمكن أن تجعل الحمض أضعف، والعكس صحيح أيضًا ويُسمى هذا التفاعل التعادل .
التعادل Neutralization
كما يظهر في المعادلات، تطلق الأحماض أيونات H+ في المحلول وتطلق القواعد أيونات OH-، وعند خلط الحمض والقاعدة معًا، يتحد أيون H+ مع -OH لتكوين جزيء الماء H2O العادي.
H + (aq) + OH- (aq) → H2O
عادةً، ينتج تفاعل التحييد (التعادل) للحمض مع القاعدة ماءً وملحًا، كما هو موضح أدناه
HCl + NaOH → H2O + NaCl
HBr + KOH → H2O + KBr
عيوب نظرية Arrhenius
على الرغم من أن Arrhenius ساعد في توضيح الأسس الكيميائية للأحماض والقواعد، إلا أن لديه نظريات تحتوي على عيوب.
على سبيل المثال، لا يوضح تعريف Arrhenius سبب قدرة بعض المواد، مثل صودا الخبز الشائعة (NaHCO3)، على العمل كقاعدة على الرغم من عدم احتوائها على أيونات هيدروكسيد.
تعريف Brønsted-Lowry للأحماض والقواعد
في عام 1923، نشر كل من العالم الدنماركي يوهانس برونستيد والإنجليزي توماس لوري أوراقًا مستقلة ومتشابهة، والتي صقلت نظرية أرينيوس وشرحت تعريف الأحماض والقواعد في الكيمياء بشكل أفضل.
تم تعريف الأحماض والقواعد من قبل برونستيد بأنها قادرة على الانقسام أو امتصاص أيونات الهيدروجين، وتم توسيع تعريف برونستيد ولوري لمفهوم Arrhenius للأحماض والقواعد، وهو مشابه جدًا لتعريف Arrhenius
تعريف الأحماض
أي مادة يمكنها التبرع بأيون الهيدروجين تعتبر حمضًا، ووفقًا لتعريف برونستيد، يشار بشكل عام إلى الأحماض باسم مانحي البروتونات لأن أيون H+ هو الهيدروجين الذي فقد إلكترونه، وببساطة هو بروتون.
تعريف القواعد
تتضمن تعريف قاعدة برونستيد أي مادة يمكن لها استقبال أيون الهيدروجين، وهذا يختلف تماما عن تعريف Arrhenius الذي يعتبر القاعدة عكس الحمض.
سيبقى NaOH و KOH دائما قواعد نظرا لقدرتهما على استقبال أيون الهيدروجين H+ من الحمض لتكوين الماء.
مميزات تعريف برونستيد ولوري Brønsted-Lowry
بالإضافة إلى شرح تعريف الأحماض والقواعد في الكيمياء، استطاع تعريف برونستيد ولوري Brønsted-Lowry أن يشرح أيضًا لماذا يمكن للمواد التي لا تحتوي على OH- أن تعمل كقواعد، حيث تقوم صودا الخبز (NaHCO3) بأداء دور القاعدة عن طريق قبول أيون الهيدروجين من الحمض كما هو موضح في النموذج أدناه
HCl + NaHCO3 → H2CO3 + NaCl
في هذا المثال، يتحلل حمض الكربونيك H2CO3 بسرعة لتكوين الماء وغاز ثاني أكسيد الكربون، مما يؤدي إلى تكون فقاعات من غاز ثاني أكسيد الكربون في المحلول.
الرقم الهيدروجيني pH
يعتمد تعريف الأحماض والقواعد لبرونستيد ولوري (Brønsted-Lowry) على تركيز أيونات الهيدروجين الموجودة، حيث تزيد الأحماض من تركيز الأيونات الموجبة للهيدروجين.
بينما تقلل القواعد من تركيز أيونات الهيدروجين بقبولها، ويمكن قياس حموضة أو قاعدية شيء ما عن طريق قياس تركيز أيونات الهيدروجين.
معادلة الأس الهيدروجيني pH
ابتكر العالم الدنماركي في مجال الكيمياء الحيوية Sören Sörensen مقياس الأس الهيدروجيني عام 1909 لقياس درجة الحموضة، والذي يزيد من دقة تعريف الأحماض والقواعد في الكيمياء. ويتم وصف مقياس الرقم الهيدروجيني عادة باستخدام الصيغة:
pH الرقم الهيدروجيني = – log [H +]
تُستخدم الأقواس المربعة شائعًا لاختصار التركيز، ويتم تمثيل [H +] بتركيز أيون الهيدروجين. وعندما يتم قياس الأس الهيدروجيني، يتم قياس [H +] باستخدام وحدات المول H + لكل لتر من المحلول.
الفرق بين الأحماض والقلويات
يمكن التفريق بين الأحماض والقواعد في الكمياء بواسطة مقياس Sören Sörensen للاس الهيدروجيني، فعلى سبيل المثال الحل مع [H+] = 1 x 10-7 مولات / لتر، له درجة حموضة تساوي 7 (طريقة أبسط للتفكير في الرقم الهيدروجيني هي أنه يساوي الأس على تركيز H +، متجاهلاً العلامة السالبة).
مكان الأحماض على مقياس pH
يتراوح مقياس الرقم الهيدروجيني بين 0 و14، وتصنف المواد ذات الرقم الهيدروجيني بين 0 وأقل من 7 كأحماض.
مكان القلويات على مقياس pH
المواد التي تحتوي على درجة حموضة أكبر من 7 وتصل إلى 14 تعتبر قواعد.
المواد المتعادلة على مقياس pH
في الوسط المباشر، عندما يكون الرقم الهيدروجيني = 7، تكون المواد محايدة، مثل الماء النقي.
حاول الكيميائيون عبر التاريخ وضع تعريفات مختلفة للأحماض والقواعد في مجال الكيمياء، ولقد مكنتهم الأبحاث المستمرة من تحديد تعريفات أفضل للإجابة عن الأسئلة المطروحة في هذا المجال.