الحلول الحمضية القاعدية: التعريف ، نظرية القاعدة الحمضية ، الخصائص والأنواع

الحلول الحمضية القاعدية: التعريف ، نظرية القاعدة الحمضية ، الخصائص والأنواع - المحاليل الحمضية والقلوية عبارة عن مجموعتين من المركبات الكيميائية التي توجد على نطاق واسع وتستخدم في الحياة اليومية. لذلك ، هذا موضوع مهم في تعلم الكيمياء ، خاصة لأولئك الذين لا يفهمونها. تحقق من مزيد من المناقشة أدناه.

الحلول الحمضية القاعدية: التعريف ، نظرية القاعدة الحمضية ، الخصائص والأنواع

---

المحاليل الحمضية والقاعدية هي محاليل بدرجة من الحموضة أو القلوية لمادة تعتمد على عدد أيونات H + (حمض) و OH- (قاعدة) الموجودة في المادة وكذلك درجة تأين المادة. يتم التعبير عن مستوى الحموضة والقلوية بواسطة الرقم الهيدروجيني. وهذا الفهم لمحلول الحمض والقاعدة ضروري للغاية حيث أساس المعرفة لفهم مادة الكيمياء التالية ، أي حساب مستوى الحموضة أو القلوية لشيء ما مادة.

نظرية القاعدة الحمضية

الأحماض والقواعد (القلويات) معروفة منذ فترة طويلة وقد واجهناها كثيرًا في الحياة اليومية. على سبيل المثال ، حمض الطرطريك في العنب ، وحمض الستريك في البرتقال ، وحمض الخليك في الخل ، وحمض الكبريتيك في مياه البطارية ومواد أخرى مختلفة. في غضون ذلك ، نجد المواد القلوية في ماء الليمون ، والصابون ، وأدوية القرحة ، ومواد أخرى مختلفة. هناك العديد من النظريات الحمضية القاعدية التي يمكن تمييزها ، ومنها ما يلي:

نظرية القاعدة الحمضية لستيفانتي أرينيوس

طرح Stevante Arrhenius نظرية القاعدة الحمضية التي:

الحمض عبارة عن مادة تنتج أيونات H + عندما تذوب في الماء حيث تكون أيونات H + هي الأيونات الموجبة الوحيدة في المحلول. وفي الوقت نفسه ، القاعدة هي مادة ، عندما تذوب في الماء ، ستتأين لإنتاج أيونات OH ، وستكون أيونات OH هي الأيونات السالبة الوحيدة في المحلول.

نظرية برونستيد لوري الحمضية

جيه إن برونستيد وت. طرح لوري نظرية أخرى حول الأحماض والقواعد. وفقًا لهذه النظرية ، فإن الأحماض عبارة عن مانحين للبروتون والقواعد تقبل البروتون. من هذا التعريف ، سيشكل الحمض اتحادًا بعد إطلاق البروتون ، وستشكل القاعدة أيضًا اتحادًا بعد قبول البروتون. لذلك في هذه النظرية الحمضية المترافقة ، يُعرف المصطلح "زوج حمض-قاعدي" أو "قاعدة حمض متقارن".

بعد معرفة نظرية Bronstead Lowry Acid-Base ، يمكننا تحديد أن مادة تحتوي على الهيدروجين مدرجة في مجموعة المواد الحمضية أو الأساسية. ماذا عن المركبات / المواد غير البروتينية (التي لا تحتوي على H) ، كيف تحدد خصائصها الحمضية أو القاعدية؟

نظرية قاعدة حمض لويس

طرح الكيميائي جي إن لويس أيضًا نظرية الأحماض والقواعد. وفقًا لهذه النظرية ، القاعدة هي مادة تحتوي على زوج واحد أو أكثر من الإلكترونات التي يمكن التبرع بها إلى مادة أخرى وبالتالي تشكيل رابطة تساهمية تنسيق ، في حين أن الحمض هو مادة يمكنها قبول أزواج وحيدة من الإلكترونات ال.

المادة التي تعتبر أساسًا وفقًا لنظرية لويس الحمضية القاعدية هي أيضًا قاعدة وفقًا لنظرية برونستيد لوري.

خصائص وأنواع المحاليل الحمضية والقاعدة

خصائص المحاليل الحمضية

في عالم الكيمياء ، يعتبر الحمض مركبًا كيميائيًا ينتج عنه عند إذابته في الماء محلول بدرجة حموضة أقل من 7. يمكن أيضًا تفسير الأحماض على أنها مواد يمكن أن تعطي البروتونات (H + أيونات) لمواد أخرى (تسمى القواعد) ، أو يمكن أن تقبل أزواجًا وحيدة من الإلكترونات من القاعدة.

تشمل أمثلة الأحماض في الحياة اليومية الخل الذي يحتوي على حمض الأسيتيك والبرتقال الذي يحتوي على حامض الستريك والنبيذ يحتوي التفاح على حمض الطرطريك ، ويحتوي التفاح على حمض الماليك ، وفيتامين ج يحتوي على حمض الأسكوربيك ، وقطرات العين تحتوي على حمض بورات.

خواص المحاليل الحمضية ومنها:

• له طعم حامض
• يمكن أن يتحول إلى اللون الأزرق عباد الشمس الأحمر
• يمكنه توصيل الكهرباء (حمض قوي)
• عندما يذوب في الماء ، فإنه يطلق أيونات الهيدروجين (H +)
• تآكل المعدن
• يمكن أن تحيد القلوية

نوع محلول الحمض

هناك نوعان من المحاليل الحمضية ، وهما الأحماض القوية والأحماض الضعيفة. يعد وجود الصدأ على الحديد أحد الخصائص التي تدل على أن الحمض يؤدي إلى تآكل المعدن.

إذا تم إذابة حمض بطريقة يتم فيها إطلاق جميع أيونات H + تقريبًا ، يطلق عليه اسم حمض قوي. إذا تم إطلاق جزء صغير فقط من أيونات H + ، فإن الحمض يسمى حمض ضعيف. يمكن للأحماض القوية توصيل الكهرباء ، بينما بالكاد تستطيع الأحماض الضعيفة توصيل الكهرباء.

تتضمن أمثلة المواد المصنفة على أنها أحماض قوية: حمض المعدة (حمض الهيدروكلوريك = حمض الهيدروكلوريك) وحمض الكبريتيك (H2SO4) وحمض الكبريتيت (H2SO3) وحمض البروميد (HBr) وحمض النيتريك (HNO3) وحمض النيتريك (HNO2).

تتضمن أمثلة المواد التي تحتوي على الأحماض الضعيفة: حمض الكربونيك (H2CO3) وحمض الخليك (CH3COOH) وحمض الكبريتيك (H2S) وحمض السيانيد (HCN) وحمض الفوسفوريك (H3PO4).

خصائص المحاليل القلوية

القواعد عبارة عن مركبات كيميائية تمتص أيونات الهيدرونيوم عند إذابتها في الماء. القواعد لها درجة حموضة أكبر من 7. عندما يذوب في الماء يتحلل إلى أيونات هيدروكسيل (OH-) وأيونات معدنية موجبة (ولكن ليس دائمًا). لذلك ، يمكن للقاعدة إجراء تيار كهربائي.

تتضمن أمثلة القواعد التي غالبًا ما توجد في الحياة اليومية أدوية القرحة التي تحتوي على هيدروكسيد المغنيسيوم (Mg (OH) 2) وهيدروكسيد الألومنيوم (Al (OH) 3) ؛ غسول للجسم يحتوي على هيدروكسيد الصوديوم (هيدروكسيد الصوديوم) ؛ صابون استحمام للأطفال يحتوي على هيدروكسيد البوتاسيوم (KOH) ؛ تحتوي مزيلات العرق على هيدروكسيد الألومنيوم (Al (OH) 3) وتحتوي منظفات الأرضيات على هيدروكسيد الأمونيوم (NH4OH).

تشمل خصائص القواعد ما يلي:

• يشعر بالزلق عند ملامسته للجلد (لا يجب تجربته على الجلد ، خطير)
• يمكن أن يتحول عباد الشمس الأحمر إلى اللون الأزرق
• يمكنه توصيل الكهرباء (قاعدة قوية)
• عندما يذوب في الماء ، فإنه يطلق أيونات الهيدروكسيل (OH-)
• يمكن أن تحيد الأحماض

أنواع المحاليل القلوية

إذا تم إذابة القاعدة وتم إطلاق جميع الأيونات تقريبًا (OH-) ، فإن القاعدة تسمى قاعدة قوية. أمثلة على القواعد القوية ، مثل هيدروكسيد الصوديوم (NaOH) وهيدروكسيد الكالسيوم (KOH) وهيدروكسيد الباريوم (Ba (OH) 2).

ومع ذلك ، إذا تم إطلاق جزء صغير فقط من OH- فإن القاعدة تسمى قاعدة ضعيفة. تتضمن أمثلة القواعد الضعيفة هيدروكسيد الأمونيوم (NH4 (OH) وهيدروكسيد الألومنيوم (Al (OH) 3).

---

قوة الأحماض والقواعد

يتم تحديد قوة الأحماض والقواعد من خلال درجة التأين (α) ، ومقدار إطلاق أيونات H + و OH. ستواجه الأحماض والقواعد الموجودة في الماء تفاعلات تحلل إلى أيونات وهي تفاعلات توازن. لذلك ، يمكن التعبير عن قوة الأحماض والقواعد من خلال ثوابت توازنها ، أي ثابت التأين الحمضي (Ka) وثابت التأين الأساسي (Kb).

على سبيل المثال ، يتفكك حمض الهيدروكلوريك في الماء تمامًا تقريبًا إلى أيونات H + وأيونات Cl ، بينما يتحلل HF جزئيًا فقط إلى أيونات H + وأيونات F−. لذلك ، يشار إلى حمض الهيدروكلوريك على أنه حمض قوي ويشار إلى حمض الهيدروكلوريك على أنه حمض ضعيف. وبالمثل ، يتحلل NaOH في الماء بشكل شبه كامل إلى أيونات Na + وأيونات OH ، بينما يتحلل NH3 جزئيًا فقط إلى NH4 + أيونات وأيونات OH. يشار إلى NaOH بقاعدة قوية ويشار إلى NH3 بقاعدة ضعيفة.

ثابت التأين الحمضي (كا)

بشكل عام ، يمكن كتابة تفاعل التوازن لمحلول حمض HA في الماء على النحو التالي.

HA (عبد القدير) ⇌ H + (عبد القدير) + A− (عبد القدير)

يمكن صياغة ثابت التأين الحمضي Ka على النحو التالي.

K_a = \ frac {[H ^ +] [A ^ -]} {[HA]}
أحماض قوية (مثال: HCl ، HBr ، HI ، HNO3 ، HClO4 ، H2SO4)
في الماء ، تتحلل جميع الأحماض القوية تقريبًا إلى أيوناتها ، وبالتالي فإن درجة التأين α ≈ 1. وبالتالي ، فإن قيمة Ka للحمض القوي كبيرة جدًا. بالنسبة لقيم Ka الكبيرة جدًا ، يمكن افتراض أن الحمض يتفكك تمامًا في أيوناته و يمكن حساب تركيز أيون H + من تركيز الحمض ([HA] التوازن ≈ [HA] الأولي = Ma) والتكافؤ الحامض. تكافؤ الحمض هو عدد أيونات H + المنتجة لكل جزيء من الحمض.

[H ^ +] = التكافؤ \ مرات M_a
الأحماض الضعيفة (مثال: HF ، HCN ، HNO2 ، CH3COOH ، H2CO3)
في الماء ، فقط بعض الأحماض الضعيفة تتحلل إلى أيوناتها ، وبالتالي فإن درجة التأين هي 0

HA (عبد القدير) ⇌ H + (عبد القدير) + A− (عبد القدير)

في البداية: أمي
رد الفعل: −αMa + αMa + αMa
التوازن: (1 - α) Ma αMa αMa

K_a = \ frac {(\ alpha M_a) (\ alpha M_a)} {((1 - \ alpha) M_a)}
K_a = \ frac {\ alpha ^ 2} {1 - \ alpha} M_a
إذا كانت قيمة α صغيرة جدًا (α ≪ 1) ، فيمكن افتراض أن القيمة هي (1 - α) ≈ 1 ، لذلك يمكن كتابة معادلة Ka للحمض الضعيف على النحو التالي:

K_a = \ alpha ^ 2 M_a
\ alpha = \ sqrt {\ frac {K_a} {M_a}}
لذلك ، لحساب تركيز أيونات H + ، يمكنك استخدام قيمة Ka أو قيمة α.

[H ^ +] = \ sqrt {K_a \ times M_a} أو [H ^ +] = \ alpha \ times M_a

ثابت التأين الأساسي (Kb)

بشكل عام ، يمكن كتابة تفاعل التوازن لمحلول LOH الأساسي في الماء على النحو التالي.

LOH (aq) ⇌ L + (aq) + OH− (aq)

يمكن صياغة ثابت التأين الأساسي Kb على النحو التالي.

K_b = \ frac {[L ^ +] [OH ^ -]} {[LOH]}
قواعد قوية (مثال: NaOH ، KOH ، Ca (OH) 2 ، Sr (OH) 2 ، Ba (OH) 2)
في الماء ، تتحلل جميع القواعد القوية تقريبًا إلى أيوناتها ، وبالتالي درجة التأين α ≈ 1. وبالتالي ، فإن قيمة Kb لقاعدة قوية كبيرة جدًا. بالنسبة لقيم Kb الكبيرة جدًا ، يمكن افتراض أن القاعدة تنفصل تمامًا في أيوناتها و يمكن حساب تركيز أيون OH من التركيز الأساسي ([LOH] التوازن ≈ [LOH] الأولي = ميجا بايت) والتكافؤ القاعدة. التكافؤ الأساسي هو عدد أيونات OH المنتجة لكل وحدة صيغة أساسية.

[OH ^ -] = valence_b \ times M_b
قاعدة ضعيفة (مثال: NH3 ، CH3NH2 ، C6H5NH2)
في الماء ، فقط بعض القواعد الضعيفة تتحلل إلى أيوناتها ، وبالتالي فإن درجة التأين هي 0

LOH (aq) ⇌ L + (aq) + OH− (aq)

في البداية: ميغابايت
رد الفعل: −αMb + αMb + αMb
التوازن: (1 - α) ميجا بايت αMb αMb

K_a = \ frac {(\ alpha M_b) (\ alpha M_b)} {((1 - \ alpha) M_b)}
K_a = \ frac {\ alpha ^ 2} {1 - \ alpha} M_b
إذا كانت قيمة α صغيرة جدًا (α ≪ 1) ، فيمكن افتراض أن القيمة هي (1 - α) ≈ 1 ، لذلك يمكن كتابة معادلة Kb لقاعدة ضعيفة على النحو التالي:

K_b = \ alpha ^ 2 M_b
\ alpha = \ sqrt {\ frac {K_b} {M_b}}
لذلك ، لحساب تركيز أيونات OH ، يمكنك استخدام قيمة Kb أو قيمة α.

[OH ^ -] = \ sqrt {K_b \ times M_b} أو [OH ^ -] = \ alpha \ times M_b

---

درجة الحموضة (درجات الحموضة)

تعتمد درجة أو درجة حموضة المحلول على تركيز أيونات H + في المحلول. كلما زاد تركيز أيونات H + ، كلما كان المحلول أكثر حمضية. في عام 1909 ، تولى سورين ب. ل. اقترح Sørensen مفهوم الأس الهيدروجيني الذي يعبر عن درجة حموضة المحلول كدالة لتركيز أيونات H + في المحلول. يتم التعبير عن دالة الأس الهيدروجيني على أنها اللوغاريتم السالب لتركيز أيونات H + في محلول.

الرقم الهيدروجيني = –log [H ^ +]
يجعل مفهوم الأس الهيدروجيني من السهل التعبير عن تركيز أيونات H + وتكون تغييراتها أحيانًا صغيرة جدًا. على سبيل المثال ، تركيز أيونات H + في محلول حمض أسيتيك 0.1 مولار حوالي 0.001 م وتركيز أيونات H + في الماء المقطر حوالي 1 × 10−7 م. إذا تم التعبير عنه في الرقم الهيدروجيني ، فإن الرقم الهيدروجيني لمحلول الخل 0.1 M يكون 3 ودرجة الحموضة في الماء المقطر هي 7.

من المثالين ، يمكن ملاحظة من تركيز أيونات H + أن محلول خل 0.1 مولار ([H +] = 0.001 M = 1 × 10−3 M) أكثر حمضية من الماء المقطر ([H +] = 1 × 10 −7 م). ومع ذلك ، فإن الرقم الهيدروجيني لمحلول حمض الخليك 0.1 مولار (الرقم الهيدروجيني = 3) أقل من الماء المقطر (الرقم الهيدروجيني = 7). لذلك ، كلما زادت حمضية المحلول ، انخفضت قيمة الرقم الهيدروجيني. وبالعكس ، كلما زادت قلوية المحلول ، زادت قيمة الأس الهيدروجيني.

مؤشر القاعدة الحمضية

كما وصفت المقدمة في بداية المناقشة ، في العصور القديمة قبل تقديم نظرية القاعدة الحمضية ، كان الناس يميزون الأحماض والقواعد عن طريق تذوقها.

ولكن في الوقت الحاضر ، من المعروف أن العديد من المؤشرات تميز الأحماض والقواعد. بصرف النظر عن كونها طريقة آمنة وعملية ، فإن المؤشرات قادرة أيضًا على تقديم نتائج أكثر صلة.

ورقة عباد الشمس

أحد المؤشرات التي تُستخدم غالبًا هو ورق عباد الشمس. هناك نوعان من ورق عباد الشمس هما ورق عباد الشمس الأزرق وورق عباد الشمس الأحمر.

يتحول لون ورق عباد الشمس الأحمر إلى اللون الأزرق عند تعرضه لقاعدة ، ولكن إذا تعرض لحمض أو مادة محايدة ، فلن يتغير لونه.

يتحول لون ورق عباد الشمس الأزرق إلى اللون الأحمر عند تعرضه للأحماض ، ولكن إذا تعرض للقواعد أو المواد المحايدة ، فلن يتغير لونه.

مؤشر عالمي

يمكن أن يقارن ورق عباد الشمس فقط مادة بما في ذلك الحمض أو القاعدة ، ثم يتم تطوير ورقة المؤشر مرة أخرى.

ورقة المؤشر العالمية قادرة على إظهار مستوى الحموضة والقلوية للمادة.

من خلال مقارنة الألوان التي تم الحصول عليها لكل مادة تم اختبارها بالورق القياسي على المؤشرات العالمية ، يمكننا تحديد مستوى حموضة مادة ما.

مؤشر الحل

من أمثلة المؤشرات لهذا المحلول أحمر الميثيل وبرتقال الميثيل وأزرق البروموثيمول والعديد من الحلول الأخرى. يعمل هذا المؤشر تمامًا مثل ورق عباد الشمس ، وسيتغير هذا الحل إذا تعرض للأحماض أو القواعد.

وبالتالي فإن المراجعة من حول Knowledge.co.id عن محلول القاعدة الحمضية، آمل أن يكون مفيدًا.