خواص الاحماض والقواعد في الكيمياء

منذ آلاف السنين، عرف الناس أن الخل وعصير الليمون والعديد من الأطعمة الأخرى لها طعم حامضي، ومع ذلك لم يستطيعوا اكتشاف سبب طعم هذه الأشياء، إلا بعد اكتشاف الأحماض والقواعد في الكيمياء، يأتي مصطلح الحمض في الواقع من المصطلح اللاتيني acere، والذي يعني حامض، في حين أن هناك العديد من التعريفات المختلفة قليلاً للأحماض والقواعد.

بدأ اكتشاف الأحماض والقواعد في الكيمياء مع بداية القرن السابع عشر، وتم تصنيفهم والتفرقة بينهم بشكل أكثر قربًا للطرق البدائية، عنه في الطرق والمعادلات الكيميائية المعروفة حديثًا.

وصف بويل للأحماض والقواعد
في القرن السابع عشر، وصف الكاتب الأيرلندي والكيميائي روبرت بويل Robert Boyle لأول مرة المواد بأنها إما أحماض أو قواعد وأطلق على القواعد اسم القلويات، وفقًا للخصائص التالية

خواص الأحماض
الأحماض لها طعم حامضي، وهي تتسبب في تآكل المعادن، وتغير لون عباد الشمس (صبغة مستخرجة من الأشنات lichens ) إلى اللون الأحمر، وتصبح أقل حمضية عند خلطها مع القواعد.

خواص القواعد
تبدو القواعد زلقة وتغير لون عباد الشمس إلى اللون الأزرق، وتصبح أقل قاعدية عند خلطها مع الأحماض.

بينما حاول بويل وآخرون شرح سبب تصرف الأحماض والقواعد بالطريقة التي يتصرفون بها، لكن تم اقتراح أول تعريف معقول للأحماض والقواعد بعد 200 عام.

وصف Arrhenius للأحماض والقواعد
في أواخر القرن التاسع عشر، اقترح العالم السويدي Svante Arrhenius أن الماء يمكنه إذابة العديد من المركبات، عن طريق فصلها إلى أيوناتها الفردية.

خواص الأحماض
اقترح Arrhenius أن الأحماض هي المركبات التي تحتوي على الهيدروجين، ويمكن أن تذوب في الماء لإطلاق أيونات الهيدروجين في محلول.

فعلى سبيل المثال يذوب حمض الهيدروكلوريك (HCl) في الماء على النحو التالي

HCl H2O → H + (aq) + Cl- (aq)

خواص القواعد
عرف Arrhenius القواعد كمواد تذوب في الماء، لإطلاق أيونات الهيدروكسيد (OH-) في محلول.

على سبيل المثال القاعدة النموذجية وفقًا لتعريف Arrhenius هي هيدروكسيد الصوديوم (NaOH):

NaOH H2O → Na + (aq) + OH- (aq)

مميزات نظرية Arrhenius
يشرح تعريف Arrhenius للأحماض والقواعد عددًا من الأشياء، كما أنها تشرح سبب امتلاك جميع الأحماض لخصائص متشابهة مع بعضها البعض وبالمثل لماذا تتشابه جميع القواعد، وذلك للأسباب التالية

لأن جميع الأحماض تطلق H + في المحلول (وجميع القواعد تطلق OH-).
كما تمكن تعريف Arrhenius أيضًا من شرح ملاحظة بويل بأن الأحماض والقواعد في الكمياء تتعارض مع بعضها البعض.
بالإضافة للفكرة القائلة، بأن القاعدة يمكن أن تجعل الحمض أضعف، والعكس بالعكس التي تسمى التعادل Neutralization .
التعادل Neutralization
كما ترى من المعادلات، تطلق الأحماض H + في المحلول وتطلق القواعد OH-، وإذا قمنا بخلط حمض وقاعدة معًا، فسوف يتحد أيون H + مع -OH لتصنيع الجزيء H2O أو الماء العادي.

H + (aq) + OH- (aq) → H2O

دائمًا ما ينتج تفاعل تحييد (التعادل) الحمض مع القاعدة ماء وملحًا، كما هو موضح أدناه

HCl + NaOH → H2O + NaCl

HBr + KOH → H2O + KBr

عيوب نظرية Arrhenius
على الرغم من أن Arrhenius ساعد في شرح أساسيات الأحماض والقواعد في الكيمياء، إلا أن نظرياته للأسف لها عيوب.

على سبيل المثال، لا يوضح تعريف Arrhenius لماذا يمكن لبعض المواد، مثل صودا الخبز الشائعة (NaHCO3)، أن تعمل كقاعدة على الرغم من أنها لا تحتوي على أيونات الهيدروكسيد.

تعريف Brønsted-Lowry للأحماض والقواعد
في عام 1923، نشر كلاً من العالم الدنماركي يوهانس برونستيد والإنجليزي توماس لوري أوراقًا مستقلة متماثلة ومتشابهة، صقلت نظرية أرينيوس، وشرحت تعريف الأحماض والقواعد في الكيمياء بشكل أفضل.

فقد عرف برونستيد الأحماض والقواعد بأنها مواد قادرة على الانقسام أو امتصاص أيونات الهيدروجين، وقد وسع تعريف برونستيد ولوري، مفهوم Arrhenius للأحماض والقواعد، فهو مشابه جدًا لتعريف Arrhenius، وهو كما يلي

تعريف الأحماض
أي مادة يمكنها التبرع بأيون الهيدروجين تكون حمض، ووفقًا لتعريف برونستيد، غالبًا ما يشار إلى الأحماض باسم مانحي البروتونات لأن أيون H +، هو الهيدروجين الذي فقد إلكترونه، فهو ببساطة بروتون.

تعريف القواعد
ومع ذلك، فإن تعريف برونستيد للقواعد يختلف تمامًا عن تعريف Arrhenius، حيث يتم تعريف قاعدة برونستيد على أنها أي مادة يمكن أن تقبل أيون الهيدروجين، حيث اعتبر القاعدة هي عكس الحمض.

NaOH و KOH ، سيظلان دائما من القواعد، لقدرتهم على قبول أيون الهيدروجين H + من الحمض لتكوين الماء.

مميزات تعريف برونستيد ولوري Brønsted-Lowry
بالإضافة إلى شرح تعريف الأحماض والقواعد في الكمياء، استطاع تعريف برونستيد ولوري Brønsted-Lowry أن يشرح أيضًا لماذا يمكن أن تعمل المواد التي لا تحتوي على OH- عمل القواعد، حيث أن صودا الخبز (NaHCO3)، تعمل كقاعدة عن طريق قبول أيون الهيدروجين من حمض كما هو موضح أدناه

HCl + NaHCO3 → H2CO3 + NaCl

في هذا المثال يخضع حمض الكربونيك المتكون (H2CO3) للتحلل السريع، إلى الماء وثاني أكسيد الكربون الغازي، وبالتالي يتم تحرير فقاعات من المحلول من غاز ثاني أكسيد الكربون.

الرقم الهيدروجيني pH
بموجب تعريف الأحماض والقواعد لبرونستيد ولوري Brønsted-Lowry، ترتبط كل من الأحماض والقواعد بتركيز أيونات الهيدروجين الموجودة، تعمل الأحماض على زيادة تركيز أيونات الهيدروجين الموجب.

بينما تقلل القواعد من تركيز أيونات الهيدروجين بقبولها، وبالتالي يمكن قياس حموضة أو قاعدية شيء ما، عن طريق قياس تركيز أيون الهيدروجين.

معادلة الأس الهيدروجيني pH
في عام 1909 ابتكر عالم الكيمياء الحيوية الدنماركي Sören Sörensen مقياس الأس الهيدروجيني لقياس درجة الحموضة، والذي يزيد من دقة تعريف الأحماض والقواعد في الكمياء، تم وصف مقياس الرقم الهيدروجيني بواسطة الصيغة:

pH الرقم الهيدروجيني = – log [H +]

يتم اختصار التركيز بشكل شائع باستخدام الأقواس مربعة، وبالتالي [H +] = تركيز أيون الهيدروجين، وعند 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 من 0 إلى 14، وتقسم المواد ذات الرقم الهيدروجيني بين 0 وأقل من 7 على أنها أحماض.

مكان القلويات على مقياس pH
المواد التي تحتوي على درجة حموضة أكبر من 7 وما يصل إلى 14 تكون قاعدية.

المواد المتعادلة على مقياس pH
في الوسط مباشرة، عند الرقم الهيدروجيني = 7، هي مواد المحايدة، على سبيل المثال الماء النقي. [1]

عبر التاريخ حاول الكيميائيون وضع تعريفات مختلفة لكلاً من الأحماض والقواعد في الكيمياء وقد مكنتهم الأبحاث المستمرة من الوصول إلى تعريفات أفضل، للإجابة على الأسئلة المطروحة في هذا المجال