بحث عن حمض و القواعد صف 8

الأحماض والقواعد( Acids and Bases )

الأحماض والقواعد لها أهمية كبرى في الحياة اليومية والعملية والصناعية فحمضية المياه المستخدمة لها أثر كبير على الإنسان والحيوان والأرض الزراعية والمباني فدراسة البيئة والأمطار الحمضية أصبحت محل اهتمام الكثير من العلماء في وقتنا الحاضر، تستخدم بعض الأحماض كحمض الكبريتيك وبعض القلويات كهيدروكسيد الصوديوم والأمونيا في العديد من الصناعات الهامة والضرورية بدءًا بالمنظفات المنزلية وحتى أسمدة التربة. إن دراسة هذا النوع من المواد له فوائد عديدة.

في عام 1923م قام الكيميائي الدنماركي برونشتد ( Bronsted ) والكيميائي الإنجليزي لوري ( Lowry ) بتعريف الحمض بأنه

  المادة الفاقدة للبروتون ( proton ) وأن القاعدة هي المادة المكتسبة للبروتون.

هذه المقالة عبارة عن بذرة تحتاج للنمو والتحسين؛ فساهم في إثرائها بالمشاركة في تحريرها.

القاعدة أو الأساس (بالإنجليزية: Base‏) بالكيمياء هي أي مركب كيميائي يمكنه استقبال أيونات الهيدروجين، بمعنى اخر هي مانحة الكترونات. تقوم القواعد بمعادلة الأحماض. المحلول القاعدي يكتسب أيون هيدروجين في تحول كيميائي حسب تعريف برونشتد لوري. وتتفاعل القواعد مع الأحماض فتكون ملحاً وماء ويحتوي محلول القاعدة المائي على أيونات الهيدروكسيد، من صفاة القواعد أنها صابونية الملمس وتنقسم القواعد إلى ثلاث أقسام وهم:- -أكاسيد أو هيدروكسيدات فلزات لا تذوب في الماء مثل أكسيد النحاس (CuO) وأكسيد الحديدوز (FeO) وكلوريد الحديديك (FeCl3). -أكاسيد وهيدروكسيدات فلزات تذوب في الماء مثل هيدروكسيد الصوديوم(NaOH)وهيدروكسيد البوتاسيوم(KOH)و أكسيد الصوديوم (Na2O)و أكسيد البوتاسيوم(K2O) ويسمى هذا القسم أو النوع باسم القلويات. -مواد ليست بأكاسيد ولا هيدروكسيدات ولكن لها نفس الخواص التي تميز القواعد مثل كربونات الصوديوم وكربونات البوتاسيوم وبيكربونات الصوديوم وبيكربونات البوتاسيوم.

تعد الصودا الكاوية أو هيدروكسيد الصوديوم(NaOH) أحد أهم القلويات وأقواها فهي تدخل في كثير من الصناعات مثل صناعة الصابون وصناعة النسيج وتحضير مركب كربونات الصوديوم (Na2CO3) المستخدم في إزالة عسر الماء كما يمكن استخدامها في التميز بين الشقوق القاعدية في الأملاح مثل أملاح كلوريد الحديديك وكبريتات النحاس وأملاح الأمونيوم حيث إما أن يترسب راسب لونه مميز من هيدروكسيد الفلز الذي لا يذوب في الماء أو يتصاعد غاز مميز برائحته كما في حال أملاح الأمونيوم حيث يتصاعد غاز الأمونيا أو النشادر ذو الرائحة النفاذة كما أنها كسائر القواعد تتفاعل مع الأحماض حيث يتحد أيون الهيدروكسيد السالب منها مع أيون الهيدروجين الموجب من الحمض ويتكون الماء وهو ما يعرف بتفاعل التعادل وبذلك تختفى خواص الحمض والقاعدة H(aq)+OH(aq)==> H2O. ومن القواعد الأخرى هيدروكسيد الكالسيوم Ca(OH)2 الذي يستخدم في تكليس الجدران كما يستخدم في صناعة الأسمنت ؛ ومحلول النشادر (هيدروكسيد الأمونيوم) الذي يستخدم في صناعة الأسمدة الكيماوية.

صيغة الحمض (HX) :

HX + ماء --> أيون الهايدرونيوم الموجب + X

صيغة القاعدة (Y) :

يمكن تفسير التفاعل بين غاز HCL وغاز الأمونيا كما يلي : HCL + الأمونيا --> النشادر القاعدية الموجبة + Cl

مفهوم التعادل وفق مفهوم (برونستد - لوري):- هو عملية انتقال بروتون من حمض إلى قاعدة

HX + Y --> HY + X

حمض

من ويكيبيديا، الموسوعة الحرة

اذهب إلى: تصفح, البحث

الحمض (إنجليزية : Acid) (يمثل عادة بالصيغة HA) هو أي مركب كيميائي، يكون عند انحلاله في الماء قادرا على تحرير شاردة الهيدروجين (البروتونات)(التي يرمز لها بذرات هيدروجين ذات شحنة إيجابية واحدة أو +1).

محتويات [أخف] 1 التعريف 2 مفاهيم 3 خصائص الحموض 4 اقرأ أيضا 5 المراجع

[عدل] التعريف

عرفت الحموض في البداية بحسب خواصها العامة. فقد كانت موادا ذات طعم لاذع، تحل العديد من المعادن، وتتفاعل من القلويات (أو القواعد) لتكون الأملاح. لقد اعتقد لبعض الوقت، وبعد أعمال لافوازييه، أن المكون العام في جميع الحموض هو عنصر الأكسيجين، ولكن أصبح من الواضح تدريجيا أنه إذا كان هناك عنصرا أساسيا، فهو الهيدروجين وليس الأوكسجين. إن تعريف الحمض حقيقة صاغه ليبيغ في عام 1840 م، فقال "الحمض هو المادة الحاوية على الهيدروجين والتي من شأنها أن تولد غاز الهيدروجين عند تفاعلها مع المعادن". وقد بقي هذا التعريف مرضٍ نحو 50 عاما.^[1] هذا التعريف يقارب التعريف الحديث لبرونستد ومارتن لوري، اللذان عرفا على وجه منفصل الحمض كمركب يعطي شاردة الهيدروجين (H⁺) لمركب آخر (يسمى قاعدة أو أساس). وكمثال معروف عن الحموض، حمض الخل (الموجود في الخل) وحمض الكبريت (الموجود في بطارية السيارة). تختلف أنظمة حمض/قاعدة عن تفاعلات أكسدة-اختزال حيث لا تتغير حالة الأكسدة.

وتعرف المركبات أو المواد الكيميائية أنها حمضية إذا كان لها صفات الحمض.

[عدل] مفاهيم

مقال تفصيلي :تفاعل حمض-قلوي

إن الكيميائي السويدي سفانت أرينيوس هو أول من قرن خاصية الحموضة بالهيدروجين 1884^{[بحاجة لمصدر]}. حمض أرينوس هو مادة تزيد من تركيو شاردة الهيدرونيوم H₃O⁺ عندما تنحل في الماء. أتى هذا التعريف من الانحلال المتوازن للماء إلى شوارد الهيدرونيوم والهيدوركسيد (OH^-):

H₂O(l) + H₂O (l) → H₃O⁺(aq) + OH^-(aq)

في الماء النقي توجد معظم الجزيئات كـ H₂O، ولكن عددا صغيرا من الجزيئات تنحل على وجه ثابت وتعود فتتحد. فالماء النقى معتدل مقارنة مع الحموضة أو القلوية لأن تركيز شوارد الهيدروكسيد متساوية دائما مع تركيز شوارد الهيدرونيوم. فالمادة القاعدية في نظر أرينوس هي أي جزيء يزيد من تركيز شاردة الهيدروكسيد عند انحلاله في الماء. لاحظ أن الكيميائيين يكتبون غالبا H⁺(aq) ويشيرون إلى شاردة الهيدروجين عندما يصفون تفاعل حمض-قاعدة لكن نواة الهيدورجين الحرة، البروتون، غير موجودة وحيدة في الماء، فهي توجد كشاردة الهيدرونيوم H₃O⁺.

ومع أن مفهوم أرينوس كان مفيدا في توصيف العديد من التفاعلات، إلا أنه محدود الرؤية. ففي عام 1923، قام الكيميائيان يوهانس برونستد وتوماس مارتن لوري على وجه متفرق بتمييز تفاعلات حمض-قاعدة متضمنة مفهوم انتقال البروتون. وحمض برونستد-لوري (أو ببساطة حمض برونستد) هو صنف يعطي البروتون لأساس برونستد-لوري. إن لنظرية برونستد لوري حمض-قاعدة مزايا عديدة مقارنة بنظرية أرينوس. لنفرض المثال التالي لتفاعلات حمض الخل (CH₃COOH)، أحد الحموض العضوية، الذي يعطي الخل طعمه المميز.

تصف كلتا النظريتان ببساطة التفاعل الأول: يتصرف CH₃COOH كحمض أرينوس لأنه يتصرف كمصدر H₃O⁺ عندما ينحل في الماء، ويتصرف كحمض برونستد بإعطائه بروتون إلى الماء. في المثال الثاني يتعرض CH₃COOH للتحول نفسه، فهو يعطي بروتونا إلى الأمونيا (NH₃)، ولكن لا يمكن وصفه باستخدام تعريف أرينوس للحمض لأن التفاعل لا يعطي الهيدرونيوم. يمكن أن تصف نظرية برونستد-لوري أيضا جزيءالمركبات الجريئية، بينما توجب نظرية أرينوس على المركب أن يكون أيونيا. يرتبط حمض كلور الماء والأمونياك تحت شروط متعددة ليشكلا النشادر NH₄Cl. يتصرف المحلول المائي لحمض كلور الماء كالحمض ذاته، ويكون كشوارد الهيدرونيوم والكلور. التفاعل التالي يوضح محدودية تعريف أرينوس

1.) H₃O⁺(aq) + Cl^-(aq) + NH₃ → Cl^-(aq) + NH₄⁺(aq)

2.) HCl(benzene) + NH₃(benzene) → NH₄Cl(s)

3.) HCl(g) + NH₃(g) → NH₄Cl(s)

وكما كانت الحالة في تفاعلات حمض الخل، فإن كلا التعريفين صالحان للمثال الأول، حيث يكون الماء هو المذيب وتتشكل شاردة الهيدرونيوم. التفاعلان التاليان لا يشملان تشكل شوارد ولكنهما يبقيان تفاعلان لانتقال البروتون. في التفاعل الثاني يتفاعل حمض كلور الماء مع الأمونياك ليشكلا النشادر الصلب في البنزين كمذيب وفي الثالثة يتفاعل حمض كلور الماء والأمونياك NH₃ ليشكلا النشادر الصلب.

اقترح جيلبرت نيوتن لويس مفهوما ثالثا يتضمن تفاعلات ذات خصائص حمض-قاعدة والتي لا تتضمن انتقالا للبروتون. حمض لويس هو صنف يقبل زوج من الإلكترونات من صنف آخر لتشكل رابطة تساهمية، وبكلمة أخرى، قابل لزوج إلكتروني.

ومع أنها لم تكن أكثر النظريات عمومية، فإن تعريف برونستد لوري هو أكثر التعاريف استخداما. يمكن فهم قوة الحمض باستخدام هذا التعريف على أنها استقرار الهيدرونيوم والقاعدة المشتقة المنحلة خلال التفكك. ازدياد أن نقصان استقرار القاعدة المشتقة سيزيد أو ينقص حموضة المركب. يستخدم مفهوم الحموضة هذا في الحموض العضوية مثل الحموض الكربوكسيلية. ففي وصف الجزيء المداري (molecular orbital description)، حيث يتداخل مدار البروتون الفارغ مع زوج منعزل، يرتبط بتعريف لويس.

هنالك أنواع عديدة من الحوامض, منها ما هو طبيعي كالموجود في الليمون مثلا ومنها ما يصنع في المصانع أو المختبرات كحمض كلور الماء (HCl) أو كحمض الكبريت (H₂SO₄).

وأما الرقم الهيدروجيني (بالإنكليزية: "pH" ) فهو بين 0 و 14.

بالنسبة لوسائل قياس الحموضة فهي متعددة, منها ما هو غير دقيق كالمشعرات (عباد الشمس) ويتغير لونها ودرجة اللون فيها حسب نسبة الحموضة الموجودة بالمحلول. حيث يدل اللون الأخضر على قاعدية خفيفة واللون الأزرق على قاعدية عالية نتيجة لتصاعد تركيز الانيونات OH- وتكون قيمة ال pH أعلى من 7. في حين يدل اللون البرتقالي على حموضة خفيفة واللون الاحمر على حموضة عالية نتيجة تصاعد تركيز الكاتيونات H+ وتكون قيمة ال pH أدنى من 7. وهنالك مقاييس الباهاء التي تمتلك جهاز رصد إلكتروني يعطينا نسبة الحموضة مباشرة بعد وضعه بالمحلول الكيميائي، وتحتاج هذه المقاييس إلى معايرة باستعمال محلول ذو باهاء معياري مثل 4 و 7 و 10. وهذه السوائل المعيارية هي محاليل منظمة يمكن شرائها أو تصنيعها.

[عدل] خصائص الحموض

• ذو طعم حامض.
• تعطي الحموض المركزة أو القوية شعور لاذع في الغشاء المخاطي.
• تغير ألوان مشعر الباهاء كالآتي: تصبح ورقة عباد الشمس حمراء، والمتيل البرتقالي يصبح أحمراً، ويصبح الفينول فتالئين عديم اللون.
• يتفاعل مع المعادن ليعطي أملاح المعادن والهيدروجين.
• يتفاعل مع كربونات المعادن ليعطي الماء، وثاني أكسيد الكربون، وملح.
• يتفاعل مع الأسس ليعطي ماء وملح.
• يتفاعل مع أكاسيد المعادن ليعطي ماء وملح.
• ناقل للكهرباء بحسب درجة انحلاله.
• يعطي شوارد الهيدرونيوم في الماء [H3O+].

الحموض القوية والعديد من الحموض المركزة هي مواد آكلة، وقد تكون خطيرة، وتسبب حروقاً خطيرة حتى ولو كان التماس بسيطا. تعالج الحروق الناتجة عن الحموض عادة بغسلها بالماء الجاري بغزارة، يتبعها معالجة طبية مباشرة. وفي حالة الحموض المعدنية المركزة جدا كحمض الكبريت أو حمض الآزوت، فيجب أولا تنظيف الإصابة قبل الغسل بالماء، لأن مزج الحموض بالماء هو تفاعل ناشر للحرارة مما يسبب حرق حراري أيضا.

قاعدة (كيمياء)

من ويكيبيديا، الموسوعة الحرة

غير مفحوصة

اذهب إلى: تصفح, البحث

القاعدة أو الأساس (بالإنجليزية: Base‏) بالكيمياء هي أي مركب كيميائي يمكنه استقبال أيونات الهيدروجين، بمعنى اخر هي مانحة الكترونات. تقوم القواعد بمعادلة الأحماض. المحلول القاعدي يكتسب أيون هيدروجين في تحول كيميائي حسب تعريف برونشتد لوري. وتتفاعل القواعد مع الأحماض فتكون ملحاً وماء ويحتوي محلول القاعدة المائي على أيونات الهيدروكسيد. من صفاة القواعد أنها صابونية الملمس وتنقسم القواعد إلى ثلاث أقسام وهم:- -أكاسيد أو هيدروكسيدات فلزات لا تذوب في الماء مثل أكسيد النحاس (CuO) وأكسيد الحديدوز (FeO) وكلوريد الحديديك (FeCl₃). -أكاسيد وهيدروكسيدات فلزات تذوب في الماء مثل هيدروكسيد الصوديوم(NaOH)وهيدروكسيد البوتاسيوم(KOH)و أكسيد الصوديوم (Na₂O)و أكسيد البوتاسيوم(K₂O) ويسمى هذا القسم أو النوع باسم القلويات. -مواد ليست بأكاسيد ولا هيدروكسيدات ولكن لها نفس الخواص التي تميز القواعد مثل كربونات الصوديوم وكربونات البوتاسيوم وبيكربونات الصوديوم وبيكربونات البوتاسيوم.

تعد الصودا الكاوية أو هيدروكسيد الصوديوم(NaOH) أحد أهم القلويات وأقواها فهي تدخل في كثير من الصناعات مثل صناعة الصابون وصناعة النسيج وتحضير مركب كربونات الصوديوم (Na₂CO₃) المستخدم في إزالة عسر الماء كما يمكن استخدامها في التميز بين الشقوق القاعدية في الأملاح مثل أملاح كلوريد الحديديك وكبريتات النحاس وأملاح الأمونيوم حيث إما أن يترسب راسب لونه مميز من هيدروكسيد الفلز الذي لا يذوب في الماء أو يتصاعد غاز مميز برائحته كما في حال أملاح الأمونيوم حيث يتصاعد غاز الأمونيا أو النشادر ذو الرائحة النفاذة كما أنها كسائر القواعد تتفاعل مع الأحماض حيث يتحد أيون الهيدروكسيد السالب منها مع أيون الهيدروجين الموجب من الحمض ويتكون الماء وهو ما يعرف بتفاعل التعادل وبذلك تختفى خواص الحمض والقاعدة H(aq)+OH(aq)==> H₂O. ومن القواعد الأخرى هيدروكسيد الكالسيوم Ca(OH)2 الذي يستخدم في تكليس الجدران كما يستخدم في صناعة الأسمنت ؛ ومحلول النشادر (هيدروكسيد الأمونيوم) الذي يستخدم في صناعة الأسمدة الكيماوية.

[عدل] الخواص

• صابونية الملمس بفعل المادة الدهنية الموجودة على الجلد
• تصبح مادة حارقة أو كاوية للجسم إذا زاد تركيزها
• تصبح موصلة للكهرباء عند انحلالها في الماء (بفعل الايونات)

تتفكك القلويات أو القواعد القابلة للذوبان في الماء وتطلق أيون الهيدروكسيل السالب بالإضافة إلى الأيون القلوي الموجب.ومن هذه القلويات ما هو قوي مثل محلول هيدروكسيد الصوديوم ؛ لأن نسبة تأينُه عالية، وبعضها ضعيف مثل هيدروكسيد الأمونيوم ؛ لأن نسبة تأينه منخفضة، ولأن ناقلية القواعد للتيار الكهربائي تعتمد على درجة تأينها في الماء فمحاليل القواعد القوية مثل هيدروكسيد الصوديوم ناقلة جيدة للكهرباء بينما محاليل القواعد الضعيفة مثل هيدروكسيد الأمونيوم ناقلة ضعيفة للكهرباء.

• تتلون المحاليل القاعدية بألوان مميزة مع الكواشف مثل تباع الشمس الذي يتحول للأزرق
• قوتها الهيدروجينية أكبر من 7 وتصبح في اوج تركيزها عند 14
• تتفاعل مع الاحماض لتكون أملاحا

[عدل] امثلة

ينحل الماء النقي (واحد في كل عشرة مليون جزيء)إلى ايون هيدروني وأيون هيدروكسيد بالمعادلة الكيميائية:

2H₂O(l) → H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq)

حيث aq تعني في الحالة المميهة.

عند ذوبان القاعدة في الماء, تنحل القاعدة القوية هيدروكسيد الصوديوم إلى ايونات هيدروكسيد وصوديوم:

NaOH → Na⁺ + OH⁻

وبالمثل, يكون كلوريد الهيدروجين ايونات هيدرونيم وايونات كلوريد في الماء:

HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻

و عند خلط المحلولين, تتجمع ايونات H₃O⁺ مع ايونات OH⁻ لتشكل جزيئات الماء:

H₃O⁺ + OH⁻ → 2 H₂O

اذا تم اذابة كميات متساوية من NaOH و HCl, يتعادل الحمض مع القاعدي, تاركا ملح كلوريد الصوديوم في المحلول.