تفاعل حمض-قاعدة

التفاعل الحمضي-القاعدي^[1] هو تفاعل كيميائي يحدث بين الحمض والقاعدة. عدة مصطلحات تستخدم هنا لوصف آليات التفاعل وشرح هذه التفاعلات وتطبيقاتها. بالرغم من تشابه تعريفات الحمض والأساس فإن كل تعريف له أهميته واستخداماته في تفاعلات حمض-قاعدة بالنسبة إلى تفاعلات السوائل والغازات.

أول هذه التعريفات كان عن طريق الكيميائي الفرنسي أنطوان لافوازييه وذلك عام 1776.^[2]

تستند دراسة تفاعل حمض-قاعدة إلى مفهوم يوهانس نيكولاوس برونستد و توماس لوري. ورغم أنهما اعتمدا في صياغتهما تعريف سفانت أرينيوس عن تفاعلات وضع بروتون مع الماء فقد قاما بتعميم ذلك التفاعل على غير الماء. وفي وقتنا الحاضر نعتمد كثيرا على تعريف جيلبرت لويس.

تعريف أرينيوس

نظرية أرينيوس هي نظريةٌ طرحها العالم السويدي سفانت أرينيوس عام 1887 في مُحاولةٍ للوصول إلى مفهوم الحموض والقواعد. عرّف أرينيوس الحموض على أنها مواد تتفكك في الماء فتزيد من تركيز أيونات الهيدروجين فيه، أمّا القواعد فهي مواد تتفكك في الماء فتزيد من تركيز أيونات الهيدروكسيد فيه. نجحت هذه النظرية في تفسير حمضية وقاعدية العديد من المواد، لكنها فشلت في تفسير حمضية وقاعدية المواد التي لا تحتوي على ذرات الهيدروجين أو مجموعات الهيدروكسيد؛ كما أنّ اقتصارها على المحاليل المائية شكّل معوّقاً آخر لهذه النظرية. وللوصول إلى مفهوم أشمل وأعم للحموض والقواعد اقتُرحت نظرية برونستد-لوري ونظرية لويس.

قام أرينيوس عام 1887 بصياغة مفهوم حمض-قاعدة معتمدا على نظرية التأين , وظاهرة التوصيل الكهربائي المعين عمليا على محاليل الأملاح في الماء وكذلك محاليل أحماض أو قواعد.^[3] وكان ارينيوس يجري تجاربه على محاليل الأملاح باعتبارها كهارل، كما استخدم الأحماض أيكا في التحليل الكهربائي. وتبين له أن تلك المواد تتفكك في الماء، ويرتبط توصيلها للكهرباء بتكوينها جزيئات موجبة الشحنة تتحرك في المحلول ويسمى الواحد منها كاتيون، وجزيئات سالبة الشحنة الكهربية يسمى الواحد منها أنيون.

الأحماض

تتسم خاصية الأحماض أنها تتفكك في محلول إلى أيونات الهيدروجين H⁺ موجبة الشحنة، و أيونات سالبة الشحنة. ^[3]، أي تفكيك جزيئ الحمض إلى:

${\displaystyle \mathrm {acid\rightleftharpoons \ H^{+}+Anion} }$

ومن الأمثلة على ذلك تفاعل حمض الهيدروكلوريك مع الماء، وتفاعل حمض الخليك مع الماء، و سيانيد الهيدروجين مع الماء:

${\displaystyle \mathrm {HCl\ \rightleftharpoons \ H_{(aq)}^{+}+Cl_{(aq)}^{-}} }$

${\displaystyle \mathrm {H_{3}C{-}COOH\ \rightleftharpoons \ H_{(aq)}^{+}\ +\ H_{3}C{-}COO_{(aq)}^{-}} }$

${\displaystyle \mathrm {HCN\ \rightleftharpoons \ H_{(aq)}^{+}+CN_{(aq)}^{-}} }$

تتسم تلك الكهارل بتوازن تفكك أو توازن كيميائي. ويمكن تصنيف الأحماض إلى أحماض قوية، ومتوسطة القوة، وضعيفة. فمثلا ينتمي حمض سيانيد الهيدروجين إلى الأحماض الضعيفة حيث يتفكك بدرجة قليلة في الماء. أما حمض الهيدروكلوريك فهو يتفكك بدرجة عالية في الماء وينتمي إلى الاحماض القوية.

القواعد

تتفكك مركبات القواعد في الماء إلى أيون الهيدروكسيد (OH⁻) وكاتيون. وأهم تلك الأملاح هي هيدروكسيدات المعادن، حيث ينفصل أيون الهيدروكسيد ذو الشحنة السالبة عن كاتيون المعدن ذو الشحنة الموجبة.

${\displaystyle \mathrm {Metallhydroxide\rightleftharpoons Cation+Hydroxidion} }$

ونذكر هنا تفاعل هيدروكسيد الصوديوم و هيدروكسيد الكالسيوم عند ذوبانهما في الماء:

${\displaystyle \mathrm {NaOH\ \rightleftharpoons \ Na_{(aq)}^{+}+OH_{(aq)}^{-}} }$

${\displaystyle \mathrm {Ca(OH)_{2}\ \rightleftharpoons \ Ca_{(aq)}^{2+}+2\ OH_{(aq)}^{-}} }$

الصوديوم، أحادي التكافؤ ولهذا فله شحنة موجبة واحدة.

و الكالسيوم، ثنائي التكافؤ ولهذا فله شحنتان موجبتان.

التعادل وتكوين الأملاح

نسمى تفاعل حمض قوي أو حمض متوسط القوة مع كمية مكافئة من قلوي قوي أو قلوي متوسط القوة تعادل كيميائي. ينتج عن هذا التفاعل محلول الملح:

${\displaystyle \mathrm {S{\ddot {a}}ure+Base\ {\xrightarrow[{}]{Neutralisation}}\ Salz_{(aq)}+Wasser} }$

${\displaystyle \mathrm {HCl+NaOH\ \rightleftharpoons \ NaCl+H_{2}O} }$

تتحد الأيونات في هذا التفاعل H⁺- و OH⁻ وتكون الماء، حيث يكون الماء متعادل كهربائيا وله أس هيدروجيني pH=7

${\displaystyle \mathrm {H^{+}+OH^{-}\longrightarrow \ H_{2}O} }$

ومركبات الأملاح تذوب في الماء وتتفكك أيضا عند الانصهار إلى أيون قاعدي وأيون حمضي. ويعادل التفاعل الموصوف أعلاه محلول من كلوريد الصوديوم في الماء ولا يختلف عنه.

${\displaystyle \mathrm {NaCl\ \rightleftharpoons \ Na_{(aq)}^{+}+Cl_{(aq)}^{-}} }$

حلمهة بسبب ذوبان ملح

يسمى التفاعل المعكوس لتعادل حمض وقاعدة "حلمهة" أو تحلل الماء. وتحدث الحلمهة في الماء عندما يكون أيون حمض قوي في المركب وأيون قاعدة ضعيفة فنقول أن المحلول حمضي (pH<7) أو بالعكس عندما تكون القاعدة قوية والحمض ضعيف فيتكون محلول قلوي ذو (pH>7) .

وبالتالي نسمي تلك الأملاح أملاحا حمضية أو أملاحا قاعدية.

${\displaystyle \mathrm {Salt+Water\ {\xrightarrow[{}]{hydrolyse}}\ acid+base} }$

عندما نذيب سيانيد الصوديوم في الماء يتكون من الجزء الحامضي الضعيف جزيئات سيانيد الهيدروجين، وفي نفس الوقت يتكون هيدروكسيد الصوديوم ويجعل المحلول قاعديا:

${\displaystyle \mathrm {NaCN+H_{2}O\ \rightleftharpoons \ HCN+NaOH_{(aq)}} }$

بالمثل يتكون في محلول كلوريد الأمونيوم أمونيا وحمض هيدروكلوريك متفكك مما يجعل المحلول حمضيا .

${\displaystyle \mathrm {NH_{4}Cl+H_{2}O\ \rightleftharpoons \ NH_{3}+HCl_{(aq)}} }$

ويمكن استنباط ثابت الحلمة K_Hydr. لأحد الأملاح . ففي حالة الحمض ضعيفا نحصل على:

${\displaystyle K_{\mathrm {Hydr.} }={\frac {c_{\mathrm {HA} }\cdot c_{\mathrm {OH^{-}} }}{c_{\mathrm {A^{-}} }}}\ {\Bigl (}={\frac {K\mathrm {_{W}} }{K\mathrm {_{S}} }}=K_{\mathrm {B} }{\Bigl )}}$

أما في حالة القاعدة ضعيفة، نحصل على :

خطأ رياضيات (خطأ في الصياغة): {\displaystyle K_\mathrm{Hydr.} = \frac{c_\mathrm{{H^+}} \cdot c_\mathrm{{بوهيميا}}} {c_\mathrm{{B^+}}} \ \Bigl( = \frac{ K\mathrm{_W}}{K\mathrm{_B}} = K_\mathrm{S} \Bigl) }

وفي كلتا الحالتين يحدث توازن طبقا لتعريف برونشتد ولوري حيث K_B ثابت القاعدة، وثابت الحمض K_a وحاصل ضرب تركيز الأيونات السالبة والموجبة ${\displaystyle K_{\text{W}}=c_{\mathrm {{H_{3}O}^{+}} }\cdot c_{\mathrm {OH^{-}} }}$.

ملحوظة: يعبر في المعادلة عن تركيز كما هو مصطلح عليه بوضعه بين معقوفتين.^[4]

اقرأ أيضا

• توزيع إلكتروني
• أحماض وقلويات لويس
• تركيب لويس
• بنية الطنين
• إضافة بروتون - نزع بروتون
• استبدال شغوف بالنواة وأكسدة-اختزال
• أس هيدروجيني

ملاحظات

موسوعات ذات صلة :

• موسوعة كيمياء فيزيائية
• موسوعة الفيزياء
• موسوعة الكيمياء