الفرق بين الأحماض والقواعد

أ حامض هي مادة قادرة على إطلاق أيونات من هيدروجين (ح⁺) في حل. ومع ذلك ، يعتبر الحمض أيضًا مادة يمكنها استقبال زوج من الإلكترونات.

استنادا إلى يتمركز، يعتبر هذا بمثابة مادة قادرة على فصل أيونات من هيدروكسيد (أوه^-) في حل. بالإضافة إلى ذلك ، يتم أيضًا النظر في المواد القادرة على التبرع بزوج إلكترون.

يمكن تحديد كل من الأحماض والقواعد وفقًا لموقعها على مقياس الأس الهيدروجيني. في حالة الأحماض ، لها قيمة أقل من 7 ، بينما القواعد (القلوية) لها قيمة أعلى من 7.

حامض	يتمركز
تعريف	الحمض مادة قادرة على إطلاق أيونات الهيدروجين H+ في الحل.	القاعدة هي مادة قادرة على تفكيك أيونات هيدروكسيد OH- في حل.
نظرية أرهينيوس	إنها مادة تطلق أيونات الهيدروجين H+ في محلول مائي.	إنها مادة تفكك أنيون هيدروكسيد OH- في وسط مائي.
نظرية برونستيد لوري	إنها مواد لها القدرة على التبرع أو التخلي عن البروتونات (ذرات الهيدروجين بدون إلكترونها السالب: H+).	إنها مادة قادرة على قبول البروتونات (H+) في الحل.
نظرية لويس	إنها مادة قادرة على قبول زوج من الإلكترونات.	إنها مادة لها القدرة على التبرع أو التخلي عن الإلكترونات.
الخصائص	يتفاعلون مع بعض المعادن. instagram story viewer هم موصلات للتيار الكهربائي. لديهم طعم حامض (الليمون ، على سبيل المثال). يغيرون لون ورق عباد الشمس من الأزرق إلى الأحمر. يمكنهم تدمير الأنسجة العضوية. تتفاعل مع القواعد التي تنتج الماء والملح.	لا تتفاعل مع المعادن. في المحلول ، يقومون بإجراء التيار الكهربائي. لها طعم مرير (صابون مثل الكلور أو مادة التبييض). يغيرون لون ورق عباد الشمس من الأحمر إلى الأزرق. في الحل ، فهي زلقة الملمس. تتفاعل مع الأحماض وتنتج الماء والملح.
مستوى PH	أقل من 7.	أكبر من 7.
أمثلة	ليمون وبرتقال وطماطم. الخل والنبيذ.	حليب المغنيسيا. معجون الأسنان. التبييض والصابون والمنظفات الأخرى. بيكربونات الصوديوم.

ما هو حمض؟

الحمض مادة قادرة على إطلاق أيونات الهيدروجين في محلول. بالإضافة إلى ذلك ، فإن المركب الذي يمكنه استقبال زوج من الإلكترونات يعتبر أيضًا حمضًا.

كلمة "حمض" تأتي من اللاتينية اسيدوس، والتي تعني "حامض" أو "حاد" ، وتشير إلى طعم كريه لبعض المواد (على سبيل المثال ، الخل).

الأحماض القوية والضعيفة

يمكن اعتبار الأحماض قوية أو ضعيفة اعتمادًا على كيفية تفككها في وسط مائي ، أي وفقًا لكمية أيونات الهيدروجين التي تطلقها في المحلول.

حمض قوي عندما يتأين بسهولة ، أي يتم التخلي عن الغالبية العظمى من أيونات الهيدروجين أو البروتونات في المحلول. هذه الأحماض عالية التآكل وموصلات كهربائية جيدة.

من أمثلة الأحماض القوية حامض الكبريتيك H₂جنوب غرب₄وحمض الهيدروبروميك (HBr) وحمض الهيدروكلوريك (HCl).

في المقابل ، الأحماض ضعيف وهي تلك التي لا تطلق كمية كبيرة من أيونات الهيدروجين وتكون أقل تآكلًا من الأحماض القوية. من أمثلة الأحماض الضعيفة حمض الكربونيك (H₂كو₃) وحمض أسيتيل الساليسيليك (C₉ح₈أو₄).

خصائص الأحماض

• وهي شديدة الذوبان في الماء.
• يتفاعلون مع بعض المعادن.
• تعمل كموصلات للتيار الكهربائي.
• لديهم طعم حامض (الليمون ، على سبيل المثال).
• يغيرون لون ورق عباد الشمس من الأزرق إلى الأحمر.
• يمكنهم تدمير الأنسجة العضوية.
• تتفاعل مع القواعد وتنتج الماء والملح.
• التفاعلات الحمضية القاعدية طاردة للحرارة (تطلق الحرارة).

أمثلة على الأحماض في الحياة اليومية

• حمض الأسكوربيك (فيتامين ج).
• حامض الستريك ، يقدم بعض الفاكهة.
• حمض الخليك (الخل والنبيذ).
• حمض اللاكتيك ، ينتج أثناء التمارين اللاهوائية.
• حمض أسيتيل الساليسيليك (الأسبرين).
• حمض الهيدروكلوريك (عصير المعدة).
• حامض الكبريتيك.

اكتشف أخرى خصائص الأحماض والقواعد.

ما هي القاعدة؟

القاعدة هي مادة قادرة على تفكيك أيونات الهيدروكسيد في محلول له درجة حموضة أكبر من 7. تعتبر المادة القادرة على التبرع بزوج من الإلكترونات قاعدة أيضًا ، وتشمل جميع المحاليل القلوية.

كلمة "قاعدة" تأتي من اليونانية أساس وتعني "go" أو "walk" ، بينما تأتي كلمة "alkaline" من اللاتينية قلويوالتي بدورها تأتي من اللغة العربية القلي، وتعني "الرماد" ، لا سيما من الخشب المحروق.

قواعد قوية وضعيفة

تتأين القواعد القوية تمامًا ، مما يؤدي إلى تحويل أيونات الهيدروكسيد إلى المحلول. من أمثلة القواعد القوية هيدروكسيد الليثيوم (LiOH) وهيدروكسيد البوتاسيوم (KOH) وهيدروكسيد الصوديوم (NaOH).

أما القواعد الضعيفة فتلك التي تنفصل جزئياً. أمثلة على القواعد الضعيفة هي الأمونيا (NH₃) وبيكربونات الصوديوم (NaHCO₃).

خصائص القواعد

• لا تتفاعل مع المعادن.
• في المحلول ، يقومون بإجراء التيار الكهربائي.
• لها طعم مرير (الصابون ، مثل الكلور / التبييض).
• يغيرون لون ورق عباد الشمس من الأحمر إلى الأزرق.
• في الحل ، فهي زلقة الملمس.
• تتفاعل مع الأحماض وتنتج الماء والملح.
• التفاعلات الحمضية القاعدية طاردة للحرارة (تطلق الحرارة).
• درجة الحموضة أعلى من 7.

أمثلة على القواعد في الحياة اليومية

• هيدروكسيد المغنيسيوم (حليب المغنيسيا).
• هيبوكلوريت الصوديوم (مبيض ، كلور).
• الخبز مسحوق صودا الخبز).
• رباعي بورات الصوديوم (بوراكس).
• الأمونيا.
• هيدروكسيد الصوديوم (الصودا الكاوية).

احصل هنا على مزيد من الأمثلة الأحماض والقواعد.

نظريات الأحماض والقواعد

تاريخيًا ، تمت دراسة هذه المواد بناءً على خصائصها وتفاعلاتها مع العناصر الأخرى. هناك العديد من النظريات التي تفسر هذه الظواهر والتي لا تزال سارية المفعول.

بعض من أشهرها ، والتي سيتم تقديمها أدناه ، هي نظرية القاعدة الحمضية لأرينيوس (المشتقة من نظريته في التفكك الإلكتروليتي) لعام 1887 ، نظرية Brønsted-Lowry الحمضية القاعدية (مقدمة لمفهوم أزواج القاعدة الحمضية المترافقة) من عام 1923 ، ونظرية لويس (التي يتم فيها تلقي الإلكترون والتبرع به) أساسي).

نظرية حمض أرينيوس والقاعدة

وفقًا للكيميائي السويدي Svante August Arrhenius (1859-1927) ، فإن الحمض هو مادة تطلق أيونات الهيدروجين H⁺ في محلول مائي (ماء).

في نظرية التفكك الالكتروليتي في أرهينيوس (1887) ، الأحماض هي مركبات تحتوي على الهيدروجين وذلك عند إذابتها في أ وسط مائي، يطلق أيونات الهيدروجين (البروتونات) أو الهيدرونيوم (H₃أو⁺ البروتونات محاطة بجزيئات الماء). في هذه الحالة ، تكون الإلكتروليتات (الأنيونات أو الكاتيونات) قادرة على توصيل الشحنات الكهربائية.

من جانبها ، القاعدة عبارة عن مادة تفكك أيون سالب الشحنة (أنيون) هيدروكسيد (OH^-) في وسط مائي.

يحتوي تعريف Arrhenius على حدود أنه لا يأخذ في الاعتبار التفاعلات التي لا يوجد فيها محلول مائي ، ولا تلك المركبات الأساسية التي لا تطلق الهيدروكسيد.

مثال حمض أرهينيوس والقاعدية

الحمض: حمض الهيدروكلوريك أو HCI → CI^-(عبد القدير) + ح⁺(عبد القدير)

القاعدة: هيدروكسيد الصوديوم أو NaOH → Na⁺(عبد القدير) + أوه^-(عبد القدير)

نظرية برونستيد-لوري الحمضية القاعدية

العالم الدنماركي يوهانس نيكولاس برونستد (1879-1947) والعالم الإنجليزي توماس مارتن لوري (1874-1936) الدراسات المنشورة (1923) والتي يتم فيها تعريف الأحماض على أنها مواد لها القدرة على تبرع أو يعطىالبروتونات (أيونات الهيدروجين H⁺ بدون إلكترونهم السلبي) إلى شخص آخر يجب أن يقبلهم. أما بالنسبة للقاعدة ، فهذه مادة قادرة على تقبل البروتونات (ح⁺) في الحل.

ضمن هذه النظرية ، لا تقتصر الأحماض على الذوبان في الماء ، بل يتم تضمين المذيبات الأخرى أيضًا.

وبالتالي ، فإن هذا التعريف يوسع التعريف الذي قدمه أرهينيوس ، حيث كان الحمض مقصورًا على مادة تطلق أيونات الهيدروجين في وسط مائي. أي أن الحمض هو مادة تتبرع بالبروتونات إلى مادة أخرى ، بينما تقبلها القاعدة من مادة أخرى.

اقتران زوج القاعدة الحمضية

مع نظرية Brønsted-Lowry ، يتم تقديم مفهوم أزواج القاعدة الحمضية المترافقة ، عن طريق نقل البروتون ، حيث يتبرع بها الحمض وتقبلها القاعدة. في هذه الحالة ، يتعايش الحمض والقاعدة ، حيث لا يمكن للحمض أن يعمل إلا في وجود القاعدة والعكس صحيح.

عندما يتبرع أحد الأحماض ببروتون ، يسمى هذا الحمض القاعدة المترافقة. يحدث الشيء نفسه ، على العكس من ذلك ، عندما تتلقى القاعدة بروتونًا. تُعرف هذه القاعدة باسم حمض مترافق.

يحدث هذا لأن الحمض يصبح قاعدة مترافقة عن طريق التبرع بالبروتون ، أي مادة قادرة على قبول البروتون. في حالة القاعدة ، عندما تقبل البروتون ، فإنها تصبح مادة قادرة على التخلي عن البروتون.

تفاعل التعادل

يحدث تفاعل التعادل عندما ينتج حمض وقاعدة ماء وملح.

مثال على تفاعل قاعدة Brønsted-Lowry الحمضية

حمض الهيدروكلوريك والأمونيا:

حمض الهيدروكلوريك (هو الحمض) + NH₃ (هي القاعدة) ⇋ NH₄⁺ (إنه الحمض المترافق) + Cl^- (هي القاعدة المرافقة)

نظرية حمض القاعدة

اقترح العالم الأمريكي جيلبرت لويس (1875-1946) نظرية في نفس الارتفاع (1923) تم فيها تقديم نظرية برونستيد-لوري. بالنسبة لهذا العالم ، الحمض مادة قادرة على لقبول زوج من الإلكترونات.

يشمل هذا التعريف للحمض جميع أحماض Brønsted-Lowry ، منذ أيونات الهيدروجين (البروتونات) هي مستقبلات الإلكترون ، وتشمل العديد من المواد الأخرى التي لا تحتوي على الهيدروجين.

في نظرية لويس ، القواعد هي مواد لها القدرة على ذلك يتبرع زوج من الإلكترونات.

بتضمين أحماض وقواعد برونستيد-لوري (المتبرعين بالبروتون والمستقبلات ، على التوالي) ، فإن نظرية يدمج لويس أيضًا أحماض وقواعد أرهينيوس (أيونات الهيدروجين والهيدروكسيد التي تتفاعل في وسط مائي).

مثال على تفاعل حمض القاعدة

الأمونيا وثلاثي فلوريد البورون:

فرنك بلجيكي₃ (هو الحمض) + NH₃ (هي القاعدة) → H.₃N - فرنك بلجيكي₃

تعرف أيضًا على الفرق بين المركبات العضوية وغير العضوية.

مقياس درجة الحموضة

PH هو إمكانات الهيدروجين حل ، ابتكره العالم الدنماركي سورين بيدر لوريتز سورنسن (1868-1939) في عام 1909. يشير إلى تركيز أيونات الهيدروجين في مادة ما. لتمثيل هذا التركيز ، يتم استخدام مقياس يشير إلى مستوى القلوية أو الحموضة في المحلول.

يتم قياس هذا المقياس من 0 إلى 14. تعتبر المواد التي يقل مستوىها عن 7 مواد حمضية ، بينما تعتبر المواد التي يزيد مستوىها عن 7 مواد قاعدية (قلوية).

مقياس PH: pH = -log₁₀ [ح⁺]

كل حركة من نقطة إلى أخرى على المقياس هي لوغاريتمي ، مما يعني أن خطوة واحدة تزيد أو تنقص الحموضة / القاعدية 10 مرات فيما يتعلق بالخطوة أدناه أو أعلى مباشرة. أي ، إذا كانت حموضة الخل هي الرقم الهيدروجيني 3 ، فإن حموضة عصير الليمون تكون أعلى 10 مرات ، مع درجة حموضة 2.

تتراوح درجة حموضة الماء من 6.5 إلى 8.5 ، حيث يكون الرقم الهيدروجيني لـ ماء نقي هي 7 (والتي تعتبر محايدة). عندما يحتوي الماء على درجة حموضة أقل من 6.5 ، يمكن أن يحتوي على معادن سامة في تركيبته ، تكون مسببة للتآكل وحمضية. عندما يكون الرقم الهيدروجيني أعلى من 8.5 ، يطلق عليه الماء العسر ، أكثر أساسية أو قلوية ، مع وجود أعلى من المغنيسيوم والكربونات.

قد يثير اهتمامك الأحماض والقواعد القوية والضعيفة.