لقد عُرفت واستُخدمت مواد ذات خصائص مميزة ذات أهمية عملية كبيرة لفترة طويلة، وهي تُعرف الآن باسم حامض y أساسهذه كواشف كيميائية شائعة جدًا، قادرة على تطوير جزء كبير من مركباتها في الأوساط المائيةوالتي رافقت البشرية منذ المحاولات الأولى لتصنيف المواد حسب مذاقها ومظهرها وسلوكها.
هناك بعض ردود الفعل التي تنطوي على الأحماض والقواعدتُسمى هذه التفاعلات بتفاعلات الحمض والقاعدة، والتي تُدرس بتطبيق مبادئ التوازن الكيميائي للوصول إلى الحلول. في هذا النوع من العمليات، هناك مادة واحدة تلعب دورًا محوريًا: مذيبفي المحاليل المائية، تتبادل الأحماض والقواعد البروتونات مع الماء، ولذلك تُعرف هذه التفاعلات أيضًا باسم تفاعلات تبادل البروتونات o بروتوليثيك.
قبل وقت طويل من وجود الكيمياء الحديثة، كان معروفًا بالفعل تجريبيًا أن بعض الأطعمة مثل الخل والليمون وبعض الفواكه لها خصائص مميزة. طعم حامض مميز للغايةلكن استغرق الأمر قرونًا لفهم سبب هذا الطعم. كلمة "حمض" مشتقة من الكلمة اللاتينية "حمض"، ماذا يعني حامِضويعكس ذلك كيف كانت المعايير الحسية - وخاصة الذوق - هي الدليل الأول لتصنيف هذه المواد.
ما هي الأحماض؟
من منظور الكيمياء المائية الحديثة، يُعرَّف الحمض بأنه أي مركب كيميائي والذي عند إذابته في الماء، ينتج محلولاً يحتوي على نشاط كاتيون الهيدرونيوم (H3O+) أعلى من درجة حموضة الماء النقي. من حيث مقياس الرقم الهيدروجيني، هذا يعني أن المحلول الحمضي له درجة حموضة أعلى. درجة الحموضة أقل من 7.
أي مادة كيميائية تُظهر الخصائص المميزة للحمض (القدرة على منح البروتونات، والتفاعل مع القواعد، وتعديل الكواشف، وما إلى ذلك) تسمى مادة حمضيةلقد تم تحسين الفهم الحالي للأحماض بمرور الوقت من خلال نماذج نظرية مختلفة، لكن الفكرة الأساسية التي مفادها أنها مواد تولد أو تساهم في "الحموضة" في الوسط لا تزال قائمة.
خصائص الأحماض
من بين أهم خصائص ومميزات الأحماض ما يلي، والتي تشمل الجوانب الحسية والكيميائية والتكنولوجية:
- إنهم يمتلكون صفة تتفاعل مع مواد تسمى القواعدمما يؤدي إلى عمليات تحييد يتم فيها تشكيلها الأملاح والماءهذه واحدة من أقدم العلاقات التي لوحظت في الكيمياء.
- العديد من الأحماض هي مادة شديدة التآكلوخاصة الأحماض المعدنية المركزة (مثل حمض الهيدروكلوريك، وحمض النيتريك، وحمض الكبريتيك). وتعود هذه الخاصية التآكلية إلى قدرتها العالية على التفاعل مع المعادن والأنسجة العضوية والعديد من المواد الأخرى.
- إنهم يعملون بشكل ممتاز الموصلات الكهربائية في الأوساط المائية، لأنها في المحلول تتفكك إلى أيونات تسمح بنقل الشحنة الكهربائية عبر السائل.
- في كثير من الحالات، أ طعم غريب أو حامضومن الأمثلة الكلاسيكية على ذلك الأطعمة التي تحتوي على حمض الستريكمثل البرتقال والليمون الحامض والجريب فروت والليمون، بالإضافة إلى حمض الأسيتيك الموجود في الخل. وكان هذا المعيار الحسي من أوائل الطرق لتحديد المواد الحمضية.
- قد يتفاعلون مع أكاسيد المعادن لتكوين الملح والماء، وهو سلوك مشابه لما يظهرونه تجاه القواعد، مما يدل على قدرتهم على تحويل المركبات الأيونية والتساهمية الصلبة إلى أنواع قابلة للذوبان.
- في بعض الحالات قد يكونون ضار بالصحة وتنتج حروق الجلد وتسبب تلفاً خطيراً في الأنسجة. ويتطلب التلامس المطول أو التعرض لتركيزات عالية معدات وقائية مناسبة.
- إنهم يمتلكون القدرة على ينتج الملح والهيدروجين الجزيئي (H2) عند التفاعل مع بعض المعادن النشطة (مثل الزنك أو المغنيسيوم أو الحديد)، وهي عملية مصحوبة بفوران وانبعاث غاز.
- لديهم صفات تؤثر بشكل كبير على مؤشرات الحموضة والقلويةمثل الفينول فثالين أو ورق عباد الشمس. يمكن للحمض أن يزيل لون الفينول فثالين (يجعله عديم اللون) وهو قادر على جعل ورق عباد الشمس تغيير من من الأزرق إلى الأحمر أو درجات اللون البرتقالي إلى الأحمر، حسب المؤشر المستخدم.
تُستكمل هذه الخصائص بخصائص أخرى باتت مفهومة بشكل أفضل اليوم بفضل النظرية الكيميائية: فبعض الأحماض تُعتبر أحماض قوية لأنها تتفكك بشكل شبه كامل في الماء (مثل حمض الهيدروكلوريك)، بينما البعض الآخر الأحماض الضعيفةلأنها تتأين جزئياً فقط (مثل حمض الخليك). وتحدد درجة التفكك هذه شدة سلوكها الحمضي، وهي مفتاح التنبؤ بنتيجة تفاعلاتها.
تاريخياً، مواد مثل روح الخل (حمض الأسيتيك)، الـ روح الملح (حمض الهيدروكلوريك)، روح النيترو (حمض النيتريك) و روح الحقد أصبح حمض الكبريتيك أداة أساسية للكيميائيين القدماء والكيميائيين الأوائل. وقدرة هائلة على إذابة المواد، بما في ذلك المعادن النفيسة، من خلال مخاليط مثل الماء الملكيمما جعلها مواد قيّمة ورمزية للغاية في الممارسة الكيميائية للعصور الماضية.
ما هي الأسس؟
تُعرف القواعد أيضًا باسم القلوياتوهو مصطلح مشتق من اللغة العربية "القالي"متعلق بـ رماد النبات تلك التي كانت تُستخدم في صناعة الصابون والزجاج. تُسمى جميعها قواعد. المواد التي تمتلك خصائص قلويةأي أنها قادرة على التفاعل مع الأحماض لتكوين الأملاح، وفي المحلول المائي تنتج أو تزيد من تركيز أيونات الهيدروكسيل (OH)-) أو من الأنواع التي تتصرف على هذا النحو.
من بين القواعد الأكثر شيوعًا ما يلي: هيدروكسيدات (على سبيل المثال، NaOH وKOH)، والتي كانت ولا تزال تُستخدم على نطاق واسع في المختبرات والصناعة. في المصطلحات الكيميائية الحديثة، يمكن تعريف القاعدة بعدة طرق متكاملة اعتمادًا على النموذج النظري: كمادة يستقبل البروتونات (نموذج برونستد-لوري) أو كنوع من الأنواع التي يتبرع بأزواج الإلكترونات (نموذج لويس). ومع ذلك، في مجال المحاليل المائية، يبقى من المفيد وصفها بأنها مركبات تولد درجة الحموضة أكبر من 7 عند ذوبانه في الماء.
خصائص القواعد
حدد روبرت بويل وغيره من الكيميائيين الرواد العديد من الخصائص الأساسية التي تسمح بالتعرف على القواعد وتصنيفها. ومن أهمها:
- وعادة ما يقدمون شخصية صابونية أو زلقةخاصة عند التعامل مع القواعد القوية في المحلول، مثل هيدروكسيد الصوديوم أو هيدروكسيد البوتاسيوم.
- تتميز بها طعم مريرارتبطت هذه الخاصية تاريخياً بالقلويات المستخرجة من الرماد، على الرغم من أنه لأسباب تتعلق بالسلامة، لا يُنصح باختبار المواد القاعدية المركزة.
- لديهم القدرة على التفاعل مع الأحماض، المنتجة الأملاح والماء في تفاعلات التعادل، والتي تعد إحدى ركائز دراسة كيمياء الأحماض والقواعد.
- بإمكانهم صنع ورق عباد الشمس تغيير من من الأحمر إلى الأزرقوتؤثر على العديد من المؤشرات مثل الفينول فثالين، الذي يكتسب لونًا ورديًا كثيفًا في الوسط القاعدي.
- العديد من الهيدروكسيدات هي قابل للذوبان في الماءوخاصة تلك الخاصة بالفلزات القلوية والقلوية الترابية، مما يسهل استخدامها في العمليات الصناعية والمخبرية. هذه المحاليل المائية جيدة بشكل عام موصلات الكهرباء بسبب وجود الأيونات.
- الغالبية العظمى من هذه المواد هي ضار ببشرة الإنسانلأنها تُلحق الضرر بالأنسجة عن طريق تحويل الدهون إلى صباغ وتدمير البروتينات. ويمكن أن تُسبب القواعد القوية مثل الصودا الكاوية أو البوتاس الكاوي حروقًا بالغة الخطورة.
من بين أقدم القواعد المعروفة ما يلي: سوسا (كربونات الصوديوم) و البوتاس (كربونات البوتاسيوم)، المستخلصة من مستخلصات مائية للرماد. وتُستكمل هذه المستخلصات بأشكال طبيعية من التربة القلويةمثل الحجر الجيري أو الطباشير (كربونات الكالسيوم). ومع تطور الكيمياء، أُضيفت مركبات أخرى أيضًا، مثل الأمونيا، والتي كانت تعتبر في البداية قلويًا متطايرًا، والذي تم الحصول عليه عن طريق تحلل المواد العضوية مثل اليوريا.
على الرغم من محاولات بويل وغيره من الكيميائيين البارزين المتكررة لتفسير سلوك الأحماض والقواعد، إلا أن أولى التعريفات النظرية المقبولة تمامًا استغرقت وقتًا طويلًا لتتبلور. فعلى مرّ التاريخ، عُرّفت الأحماض والقواعد بطريقة... دائريأي بناءً على كيفية تفاعلهم مع بعضهم البعض: تكون المادة حمضية إذا تفاعلت مع قاعدة معروفة، وقاعدية إذا تفاعلت بقوة مع حمض معروف.
التفاعلات الحمضية القاعدية
تفاعلات الحمض والقاعدة، والمعروفة أيضًا باسم تفاعلات التعادلهذه عمليات كيميائية يتفاعل فيها حمض وقاعدة لإنتاج، كمنتجات رئيسية، الملح والماءيُستخدم مصطلح "الملح" لوصف أي مركب يحتوي على الطابع الأيوني الذي يأتي كاتيونه من قاعدة، ويأتي أنيونه من حمض.
في سياق الكيمياء المائية، تُفهم هذه التفاعلات على أنها تركيبات من أيونات الهيدروجين+ (أو H)3O+) من الحمض مع أيونات الهيدروكسيل- قادمًا من القاعدة لتشكيل جزيئات الماءوبشكل أوسع، في نماذج مثل نموذج برونستد-لوري، يتم وصفها بأنها عمليات من انتقال البروتون بين مانح (حمض) ومتلقي (قاعدة).
ال تفاعلات التعادل في معظم الحالات، هم كذلك طارد للحرارةأي أنها تُطلق الطاقة على شكل حرارة. لذلك، عند مزج محاليل مركزة من الأحماض والقواعد، تُلاحظ زيادة ملحوظة في درجة الحرارة. يُطلق على هذه العملية اسم "التعادل"، لأنه عندما يتحد الحمض والقاعدة بنسب مناسبة، يتفاعلان. يلغي كل منهما الآخر، مما يؤدي إلى إلغاء خصائصهما المميزة.إنتاج محلول تكون فيه درجة الحموضة قريبة من التعادل، وذلك اعتمادًا على القوة النسبية للمواد المتفاعلة.
تاريخياً، فُسِّر "التضاد" بين الأحماض والقواعد على أنه صراع بين مادتين متضادتين. لاحظ علماء الكيمياء الأولية أنه عند ملامسة "الروح الحمضية" لمادة قلوية، يحدث تفاعل. رد فعل مضطربكان التفاعل غالباً عنيفاً، مُولِّداً حرارةً وحتى غازاتٍ مثل ثاني أكسيد الكربون عندما يكون القلوي كربونات. وقد ساهمت هذه الظواهر اللافتة في ترسيخ فكرة أن الأحماض والقواعد تنتمي إلى فئتين متميزتين ومتضادتين بوضوح.
تدريب على تفاعلات الحمض والقاعدة
لتوضيح تفاعل التعادل، يمكن إجراء تجربة معملية كلاسيكية باستخدام معايرة الحمض والقاعدةتتضمن العملية النموذجية استخدام دورق إرلنماير مع محلول حمض الهيدروكلوريك (HCl) بتركيز معروف أو سيتم تحديده، والذي تُضاف إليه بضع قطرات من مؤشر الحموضة والقلوية، مثل الفينول فثالين.
La فينول فثالين يكون عديم اللون في وسط حمضي أو متعادل قليلاً، ولكنه يكتسب لونًا. لون وردي فاقع في درجة متوسطة أساسيةوبالتالي، فإن تغير لونه بمثابة إشارة بصرية للكشف عن النقطة التي تحول عندها المحلول من وجود فائض من الحمض إلى وجود فائض طفيف من القاعدة.
بالتوازي مع ذلك، يتم تحضير سحاحة بمحلول من هيدروكسيد الصوديوم (هيدروكسيد الصوديوم)والذي يعمل كمعاير. يتم فتح صنبور السحاحة بحذر وببطء، مما يسمح لمحلول هيدروكسيد الصوديوم بالتقطير قطرة قطرة على الحمض الموجود في دورق إرلنماير.
عندما تسقط القاعدة ويتم رج القارورة برفق، فإن أيونات الهيدروكسيد- تتفاعل القاعدة مع أيونات الهيدروجين+ (أو H)3O+) من حمض الهيدروكلوريك، مكوناً الماء وكلوريد الصوديوم (NaCl)تتسبب هذه العملية في تنخفض الحموضة بشكل تدريجي وأن زيادة الرقم الهيدروجينيقد ترتفع درجة حرارة المحلول قليلاً بسبب الطبيعة الطاردة للحرارة للتفاعل.
يأتي وقت تكون فيه كمية القاعدة المضافة هي بالضبط الكمية المطلوبة لـ معادلة جميع الأحماض الموجودةفي تلك المرحلة، المعروفة باسم نقطة التكافؤتؤدي إضافة القطرة التالية من القاعدة إلى توليد فائض طفيف من أيونات الهيدروكسيل (OH).- في المحلول، مما يؤدي إلى تغير لون المؤشر إلى اللون الوردي. يُعد هذا التغير اللوني علامة تجريبية على الوصول إلى حالة التوازن الحمضي القاعدي المطلوبة.
من وجهة نظر كمية، يتم إنتاج معادلات الأحماض والقواعد بنسب محددة. مكافئ-مكافئ. وهذا يعني أن ما يعادل الحمض سيتم تحييدها تمامًا بواسطة المكافئ الأساسي، بغض النظر عن الطبيعة المحددة لكل مادة، شريطة أن تكون قدرتها على منح أو استقبال البروتونات معروفة.
La كتلة تعادل غرام واحد يُحدد ذلك بناءً على نوع المادة والتفاعل المعني. فحساب المكافئ الغرامي للملح يختلف عن حساب المكافئ الغرامي للحمض، كما أنه يختلف باختلاف التفاعلات الممكنة، إذ قد يختلف عدد البروتونات المنقولة أو المجموعات الوظيفية المشاركة. لذلك، حسابات مكافئة يجب تعديلها لتناسب السياق المحدد للتفاعل.
في حالة الأحماض، الكتلة المولية مقسمة بين عدد ذرات الهيدروجين القابلة للتفكك ينتج عن ذلك كتلة مكافئ غرامي واحد من ذلك الحمض. بالنسبة للقواعد من نوع الهيدروكسيد، عادةً ما يتم الحصول على المكافئ الغرامي بقسمة الكتلة المولية على عدد المولات. مجموعات الهيدروكسيل- موجود في الصيغة.
يرتبط حجم المحاليل المستخدمة في عملية المعايرة بالصيغة التالية: Na الخامسa = نb الخامسb, حيث Na ذ الخامسa هي السواء وحجم الحمض، و Nb ذ الخامسb هذه هي عيارية وحجم القاعدة. يسمح لنا هذا التعبير بحساب كمية محلول ذي تركيز معلوم اللازمة لمعادلة محلول آخر تمامًا نريد تحديد تركيزه.
لحساب السواء بالنسبة للمحاليل الحمضية في حالة الأحماض أحادية البروتون (التي تمنح بروتونًا واحدًا)، يمكن استخدام العلاقة المبسطة التالية: العيارية = المولاريةفي الأحماض متعددة البروتونات أو القواعد متعددة الوظائف، من الضروري مراعاة عدد البروتونات أو مجموعات الهيدروكسيل (OH).- متوفر لكل جزيء.
أهمية تفاعل الحمض القاعدي
تُعد تفاعلات الحمض والقاعدة ذات أهمية بالغة في الكيمياء وفي الحياة اليومية، لا سيما بسبب فائدتها كـ تقنيات التحليل الكمي من خلال المعايرات الحجمية. تسمح هذه العمليات بالتحديد الدقيق لتركيز المواد في المحاليل، وهو أمر أساسي في مختبرات التحليل السريري، ومراقبة الجودة الصناعية، ومعالجة المياه، وصناعة الأغذية، والعديد من المجالات التكنولوجية الأخرى.
في الممارسة التجريبية، تستخدم معايرات الحمض والقاعدة عادةً حل المؤشر لتحديد نقطة الاقتراب من التعادل بصريًا. تتغير ألوان هذه المؤشرات ضمن نطاق محدد لدرجة الحموضة. يتطلب اختيار المؤشر المناسب معرفة درجة حموضة نقطة التكافؤ لكل رد فعل، حدد المؤشر الذي يتطابق نطاق دورانه مع تلك القيمة.
بالإضافة إلى الأساليب البصرية، تُستخدم حاليًا الأساليب التالية الطرق الكهروكيميائية لمراقبة تفاعلات الحمض والقاعدة، مثل استخدام أجهزة قياس الرقم الهيدروجيني وأقطاب كهربائية محددة. تسمح هذه الطرق بالكشف بدقة عالية عن النقطة التي يحدث عندها التعادل، وتمثيل تغير الرقم الهيدروجيني بيانيًا مقابل حجم المعاير المضاف.
تُعدّ توازنات الحموضة والقلوية ضرورية أيضًا لفهم العمليات البيولوجية والبيئية: من الحفاظ على درجة حموضة الدم من خلال أنظمة التخزين المؤقت إلى سلوك العناصر الغذائية والملوثات في الأرض والماءتُطبَّق كيمياء الأحماض والقواعد بشكل مباشر في تصميم اسمدة، تحت سيطرة حموضة المحيطوفي تركيب المنتجات المنزلية مثل المنظفات، ومزيلات الترسبات الكلسية، ومزيلات الترسبات الجيرية، ومضادات الحموضة.
تاريخياً، ساعدت دراسة تفاعلات التعادل الكيميائيين على فهم أن التفاعلات تحدث في نسب الكتلة الثابتةوالتي ساهمت في تطوير القوانين الأساسية مثل قانون النسب الثابتةاستخدام مؤشرات نباتية مثل شراب البنفسج وقد سمح ذلك بكسر الحلقة المفرغة في تعريف الأحماض والقواعد، حيث وفر مرجعًا مستقلاً لتصنيف المواد وفقًا لسلوكها.
أنواع تفاعلات الحمض والقاعدة حسب قوة المواد المتفاعلة
يمكن تصنيف تفاعلات التعادل وفقًا لـ القوة النسبية للحمض والقاعدة التي تشارك في التفاعل. يُعد هذا التصنيف مفيدًا للتنبؤ بدرجة حموضة المحلول الناتج واختيار المؤشر الأنسب في عملية المعايرة.
تفاعل حمض ضعيف وقاعدة
في تفاعل بين حمض الضعف وعلى قاعدة ضعيفةلا يتفكك الحمض تمامًا ليمنح جميع بروتوناته، ولا تتأين القاعدة تمامًا لتستقبل البروتونات. في هذا النوع من الأنظمة، كاتيون قاعدي و أنيون الحمض يمكن أن يتألموا التحلل المائيأي أن يتفاعل جزئياً مع الماء، مما يؤدي إلى تعديل توازن أيونات الهيدروجين.+ و OH-.
ونتيجة لذلك، ستعتمد درجة حموضة المحلول النهائي على ثابت الحموضة (Ka) من الحمض و ثابت القاعدية (Kb) من القاعدة. إذا كان الحمض أضعف من القاعدة، فإن التأثير الكلي للتحلل المائي ينتج عادةً درجة الحموضة أكبر من 7وعلى العكس من ذلك، إذا كانت القاعدة أضعف من الحمض، فإن الرقم الهيدروجيني يميل نحو قيم أقل. أقل من 7تتطلب هذه الحالات الوسيطة تحليلاً مفصلاً للأرصدة المعنية.
تفاعل بين قاعدة قوية وحمض ضعيف
عندما أسس قوية يتفاعل مع حمض الضعفتتفكك القاعدة بشكل شبه كامل وتسيطر على سلوك التوازن. في ظل هذه الظروف، فإن القاعدة هي في المقام الأول أنيون حمض ضعيف يخضع للتحلل المائي، مما ينتج عنه أنواع تستهلك البروتونات من الوسط وترفع درجة الحموضة.
في هذا النوع من التفاعلات، درجة حموضة المحلول الناتج يتم ضبطها عادة على القيم أكبر من 7يعود ذلك إلى غلبة الخاصية القاعدية نتيجةً لزيادة أو تأثير القاعدة القوية. لذا، يجب أن يتغير لون المؤشر المُختار لمعايرة حمض ضعيف بقاعدة قوية في نطاق الرقم الهيدروجيني القاعدي.
تفاعل بين قاعدة ضعيفة وحمض قوي
في التفاعل بين أ حمض قوي وعلى قاعدة ضعيفةالوضع معكوس. يتفكك الحمض بشكل شبه كامل ويطلق عددًا كبيرًا من البروتونات في الوسط، بينما تتأين القاعدة جزئيًا فقط. في هذا الوسط، الكاتيون من القاعدة الضعيفة يمكن أن يخضع للتحلل المائي، مما يؤدي إلى إطلاق البروتونات أو تثبيت الأنواع التي تحافظ على بيئة أكثر حمضية.
ونتيجة لذلك، فإن درجة حموضة المحلول النهائي عادة ما يكون ذلك حول القيم أقل من 7مع غلبة واضحة للطابع الحمضي. في عمليات المعايرة من هذا النوع، يتم اختيار مؤشرات يكون نطاق انتقالها في المنطقة الحمضية من مقياس الرقم الهيدروجيني.
لاختيار المؤشر الأمثل في كل حالة، من الضروري تقدير درجة حموضة نقطة التكافؤ وقارن ذلك بمنطقة الانتقال الخاصة بالمؤشر. هذا يضمن أن يتزامن تغير اللون مع عملية التحييد الفعلية، مما ينتج عنه قراءات تحليلية أكثر دقة.
التعاريف التاريخية للتفاعل الحمضي القاعدي
على مر تاريخ الكيمياء، اقترح العديد من العلماء تعريفات الأحماض والقواعد لشرح سلوكها. نشأ كل تعريف في سياق معين من التطور العلمي والتقني والمفاهيمي، ويتم قياس أهميته من خلال قدرته على وصف وتوقع التفاعلات، وخاصة تفاعلات التعادل، في كل من الأنظمة السائلة والغازية.
في المراحل المبكرة من علم الكيمياء، كانت التفسيرات تستند إلى الجواهر أو "مبادئ" غير ملموسة للحموضة والقاعدية والملوحة، مستوحاة من أفكار أرسطو. كان يُعتقد أن المادة لا تمتلك خصائص جوهرية، بل إن هذه الخصائص ناتجة عن مبادئ مجردة تتحد مع المواد أو تفصلها. لم يكن من الممكن عزل هذه المبادئ، مما أدى إلى تعريف الأحماض والقلويات. شبه دائريتكون المادة حمضية إذا تفاعلت مع قاعدة والعكس صحيح، دون وجود مرجع مستقل لكسر تلك الدورة.
مع تقدم التجارب، تم إدخال مؤشرات النبات أتاح عمل بويل وآخرين استخدام تغيرات اللون كمعيار خارجي، بغض النظر عن المواد المصنفة. وقد مثّل هذا التحول المنهجي خطوة حاسمة نحو تعريفات أكثر عملية للحموضة والقاعدية، ممهداً الطريق للنماذج الكمية والبنيوية التي ستُصاغ لاحقاً.
تعريف أنطوان لافوازييه
عمل أنطوان لافوازييه في حقبة كانت فيها المعرفة بالأحماض تركز بشكل أساسي على الأحماض غير العضوية القويةوخاصة في الأحماض الأكسجينيةوالتي تحتوي على ذرة مركزية في حالة أكسدة عالية محاطة بذرات الأكسجين. اعتمدت تجربته على أحماض مثل الكبريتيك والنيتريك والفوسفوريك، أكثر بكثير من اعتمادها على... الأحماض الهيدروسيديةوالتي لا تحتوي على الأكسجين.
بناءً على ملاحظاته، اقترح لافوازييه أن أكسجين لقد كان هو "مكون للأحماض"بامتياز". ولذلك، استلهم من اللغة اليونانية الكلاسيكية، وأدرج هذه الفكرة في أصل الكلمة الكيميائية للأكسجين. ووفقًا لنظريته، فإن حموضة وقد تم تفسير ذلك بوجود الأكسجين في الجزيء، وارتبطت قوة الحمض بنسبة هذا العنصر في تركيبه.
كان لهذا المفهوم تأثير هائل لعقود لأنه سمح بتوحيد سلوك العديد من الأحماض الأكسجينية المعروفة تحت معيار واحد. ومع ذلك، فإن وجود الأحماض الخالية من الأكسجين، مثل حامض الهيدروكلوريككشفت نظرية المركبات الأكسجينية غير الحمضية عن تناقضات أصبحت تدريجياً عصية على الحل. وظلت هذه النظرية مؤثرة لما يقارب [فترة زمنية]. سنوات 30إلى أن نُشرت الأعمال والمقالات في جميع أنحاء 1810 لقد أظهروا تناقضات أدت إلى إعادة تفكيرهم.
تعريف Liebig
وفي وقت لاحق، انخرط الكيميائي جوستوس فون ليبيغ بعمق في دراسة الكيمياء العضوية وفيما يتعلق بتركيب الأحماض العضوية، اقترح تعريفًا تغلب على بعض قيود النموذج الذي يتمحور حول الأكسجين. اعتبر ليبيغ أن حامض كانت مادة يحتوي على الهيدروجين وأن هذا الهيدروجين يمكن أن يكون تم استبدالها بمعدن من خلال رد الفعل المناسب.
تستند هذه الصيغة إلى معايير تجريبي وفي التحليل المقارن للعديد من المواد، ركز على القدرة على تكوين الأملاحكان يُنظر إلى الهيدروجين الذي استُبدل بمعدن على أنه عنصر أساسي في تحديد الحموضة. وعلى الرغم من بساطة تعريف ليبيغ من الناحية المفاهيمية، إلا أنه كان مفيدًا للغاية وظل صالحًا لفترة طويلة، مما وفر حلقة وصل بين السلوك الحمضي و... بنية المركبات.
أثبتت هذه الرؤية قوتها بشكل خاص في وقت كانت فيه النظريات حول تكافؤ و التركيب الجزيئييساعد ذلك في ربط الحموضة بمواقع الهيدروجين المحددة في الجزيء، المسؤولة عن تفاعليته وتخليق مركبات جديدة.
تعريف ارهينيوس
مع ظهور نظرية التفكك الإلكتروليتي انطلاقاً من دراساته حول التوصيل الكهربائي في المحاليل، اقترح سفانتي أرهينيوس تعريفاً للأحماض والقواعد قام بتحديث وتبسيط العديد من المفاهيم السابقة، مع التركيز على الأيونات موجود في المحاليل المائية.
وفقًا لتعريف أرهينيوس، فإن حامض هي مادة تذوب في الماء، يزيد من تركيز أيونات الهيدروجين (H+)بينما واحد قاعدة إنها مادة، في ظل نفس الظروف، يزيد من تركيز أيونات الهيدروكسيل (OH)-)ثم تم تفسير تفاعل الحمض والقاعدة على أنه اتحاد H+ و OH- لتشكيل ماء، من تفكك الأحماض والقواعد في محلول مائي.
قدّم هذا التعريف تفسيراً واضحاً لسبب توصيل محاليل الأحماض والقواعد للكهرباء: إذ يُفسّر وجود الأيونات الحرة التيارات الملحوظة تجريبياً. علاوة على ذلك، فقد سمح هذا التعريف بربط... قوة الحمض أو القاعدة مع درجة تفككها في الماء، مما يوفر أساسًا كميًا لمقارنة المركبات.
ومع ذلك، فإن إطار عمل أرهينيوس له قيود كبيرة. من بينها أنه يقتصر على الأوساط المائية ويتطلب ذلك وجود H بشكل صريح+ و OH-وهذا يجعل من الصعب تطبيق تعريفه على التفاعلات في مذيبات أخرى غير الماء أو عمليات الحمض والقاعدة التي لا تشمل هذه الأيونات بشكل مباشر، الأمر الذي حفز تطوير نماذج أكثر عمومية.
تعريف برونستد-لوري
مثّل نموذج برونستد-لوري قفزة نوعية في فهم تفاعلات الحمض والقاعدة من خلال التركيز على انتقال البروتونوفي سياق منفصل، توصل العديد من الكيميائيين إلى استنتاجات مماثلة: في هذا النهج، أ حامض إنها مادة قادرة على التبرع بالبروتونات (H+)بينما واحد قاعدة هو ما هو قادر على قبولهم.
يوصف تفاعل الحمض والقاعدة بأنه عملية يتخلى فيها الحمض عن بروتون ليصبح نظيره. القاعدة المرافقةبينما تقبل القاعدة ذلك البروتون وتتحول إلى شكلها الحمض المرافقعلى سبيل المثال، عندما يتبرع حمض الهيدروكلوريك ببروتون للماء، تتكون القاعدة المرافقة Cl₂.- وأيون الهيدرونيوم H3O+والذي بدوره يعمل كحمض مرافق للماء الأساسي.
يُقدّم هذا النهج العديد من المزايا مقارنةً بتعريف أرهينيوس. أولاً، لا يقتصر على الأوساط المائية، بل يمكن تطبيقه على مذيبات أخرى وحتى تفاعلات الطور الغازيثانيًا، يسمح لنا ذلك بوصف تفاعلات الحمض والقاعدة التي لا يتشكل فيها الماء بالضرورة، والتي تنتقل فيها البروتونات مباشرة من نوع إلى آخر.
يُدخل تعريف برونستد-لوري تغييرًا مفاهيميًا هامًا من خلال اعتبار أن الحموضة والقاعدية هما الخصائص النسبيةيعتمد ذلك على التوازن بين حمض وقاعدة محددين وأنواعهما المترافقة. وبالتالي، يمكن للمرء أن يتحدث عن سلسلة القوة من الأحماض والقواعد، ومن التوازنات التي يعتمد فيها الموضع على التقارب النسبي للبروتون.
تعريف لويس
وضع جيلبرت ن. لويس أحد أكثر التعريفات عمومية للأحماض والقواعد، استنادًا إلى سلوك الإلكترونات في التفاعلات الكيميائية. في نموذجهم، أ قاعدة لويس وهو نوع قادر على تبرع بزوج من الإلكتروناتبينما أ حمض لويس وهو نوع قادر على اقبل زوج الإلكترونات هذا.
لا تتطلب هذه التركيبة وجود بروتونات أو مذيبات محددة. أيونات المعادن مع المدارات الفارغةفعلى سبيل المثال، يمكنها أن تعمل كأحماض لويس، بينما الجزيئات ذات أزواج الإلكترونات الحرة تعمل مواد مثل الأمونيا والماء والهاليدات كقواعد لويس. عند حدوث التفاعل، الرابطة التساهمية التناسقية عن طريق مشاركة زوج الإلكترونات المتبرع به من القاعدة.
يُوسّع هذا المنظور نطاق كيمياء الأحماض والقواعد بشكل كبير، ليشمل تفاعلات التنسيقلا تتناسب العمليات في الأنظمة غير المائية والعديد من التحولات العضوية وغير العضوية بشكل جيد مع نموذجي أرهينيوس أو برونستد-لوري. من منظور لويس، يمكن فهم تكوين الماء المعروف على أنه مزيج من حمض لويس (البروتون) مع قاعدة لويس (زوج الإلكترونات للأكسجين في جزيء الماء).
تدمج نظرية لويس وتعمم العديد من جوانب نظرية برونستد-لوري ومفهوم نظام المذيبات، مما يوفر لغة مشتركة لوصف التفاعلات التي يتم فيها تبادل الإلكترونات بدلاً من البروتونات، والتي لا تتضمن بالضرورة تكوين الأملاح الكلاسيكية.
تعريف بيرسون (صلب-لين حمض-قاعدة)
نظرية الأحماض والقواعد الصلبة واللينة تم اقتراح نموذج (ABDB) لتحسين تفسير وتوقع اتجاهات التفاعلات تبادل الميثات وعمليات التنسيق، وخاصة في الكيمياء غير العضوية. اقترح رالف بيرسون تصنيف الأحماض والقواعد وفقًا لـ "صلابتها" أو "ليونتها"، وهي مفاهيم تتعلق بخصائص مثل حجم الأنواعمن حالة الأكسدة و الاستقطابية.
في هذا السياق، يُعتبر "softwoods"إلى الأنواع الكبيرة نسبياً، مع حالات الأكسدة المنخفضة y قابل للاستقطاب بدرجة عالية. نكون "قاسي"الأنواع الصغيرة، مع حالات الأكسدة العالية وانخفاض الاستقطابية. تنص القاعدة التجريبية الأساسية لهذه النظرية على أن تميل الأحماض الصلبة إلى الارتباط بشكل تفضيلي بالقواعد الصلبةفي حين الأحماض اللينة أظهر ميلاً لـ قواعد ناعمة.
يُعد هذا النهج مفيدًا للغاية في كيمياء التنسيق، في تصميم المحفزات وفي التنبؤ بالنواتج في التفاعلات التي تتضمن تركيبات متعددة محتملة. على سبيل المثال، يسمح لنا ذلك بتوقع أي الروابط سترتبط بقوة أكبر بأيون معدني معين، أو أي التركيبات ستكون الأكثر استقرارًا في سياق العمليات الصناعية أو البيئية.
على الرغم من أنها تعتمد في المقام الأول على الاعتبارات نوعيتقدم نظرية بيرسون إطارًا قيّمًا للغاية لتفسير الاتجاهات في التفاعلية, الانتقائية y استقرار المركباتوقد تم توسيع نطاقها أيضاً ليشمل تقييم سلوك المواد النشطة والمتفجرة، حيث يمكن أن تؤثر تفاعلات الأحماض والقواعد الصلبة واللينة على حساسيتها وأدائها.
تعريف Usanovich
اقترح ميخائيل أوسانوفيتش تعريفًا عامًا للغاية للأحماض والقواعد، يشمل نطاقًا واسعًا جدًا من التفاعلات الكيميائية. في تصوره، حامض هل أي مادة قادرة على قبول الأنواع السلبية (مثل الأنيونات أو الإلكترونات) أو من تبرع بالأنواع الإيجابية (على شكل كاتيونات)، بينما أ قاعدة أي مادة تفعل العكس هي: يقبل الأنواع الإيجابية o تبرع بالأنواع السلبية.
هذه الصيغة واسعة النطاق لدرجة أنها لا تشمل فقط تفاعلات الحمض والقاعدة التقليدية، بل تشمل أيضًا العديد من عمليات الأكسدة والاختزال (الأكسدة)عمليًا، يتداخل تفاعل الحمض والقاعدة بمفهوم أوسانوفيتش مع تفاعل الأكسدة والاختزال، مما يجعل الحد الفاصل بينهما غير واضح. ويُعدّ هذا الغموض أحد أسباب عدم اعتماد تعريفه على نطاق واسع في التعليم الأساسي، رغم أهميته المفاهيمية الكبيرة.
بينما تركز العديد من نظريات الأحماض والقواعد على تكوين الروابط وكسرها سواء كانت تساهمية أو تناسقية، فإن تعريف أوسانوفيتش، مثل بعض مناهج الأكسدة والاختزال، يؤكد على النقل المادي للأحمال (أيونات أو إلكترونات). هذا المنظور مفيد في مجالات معينة من الكيمياء النظرية، ولكنه أقل عملية عند البحث عن تصنيف تشغيلي بسيط للاستخدام العام.
تعريف Lux-Flood
في سياقات محددة مثل الكيمياء الجيولوجية و الكيمياء الكهربائية للأملاح المنصهرةيُستخدم تعريف لوكس-فلود لوصف سلوك الأحماض والقواعد في غياب الماء والبروتونات الحرة. وقد اقترح هيرمان لوكس هذه النظرية، ثم طورها ونشرها هاكون فلود، مما أدى إلى نموذج ذي أهمية خاصة في الأنظمة الأيونية عند درجات الحرارة العالية.
وفقًا لهذا التعريف، أ قاعدة هو مانح أنيون الأكسيد (O2-)بينما أ حامض هو مستقبل أنيون الأكسيدفي التفاعلات التي تمت دراستها في إطار هذا النهج، يعد تبادل الأنيونات الأكسيدية بين الأنواع الأيونية هو المفتاح لفهم اتجاه العمليات واستقرار الأطوار الموجودة.
يُعد تعريف لوكس-فلود مفيدًا بشكل خاص لتفسير التفاعلات في مصهورات الأكسيد، وفي تكوين معدني داخل قشرة الأرض وفي معالجة المعادن من خلال التحليل الكهربائي في الأملاح المنصهرة. على الرغم من أن ذلك قد يبدو متخصصًا للغاية، إلا أنه يسلط الضوء على كيفية تكييف مفهوم الحموضة والقاعدية مع البيئات التي يكون فيها دور الماء غير ذي صلة أو معدومًا.
تعريف نظام المذيبات
نموذج من نظام المذيبات يشكل هذا تعميماً لتعريف أرهينيوس ليشمل أوساطاً أخرى غير الماء. ويفترض هذا النهج أن العديد من المذيبات تحتوي على أنواع كيميائية. كاتيونات السولفونيوم y أنيونات السلفونيوم، في حالة توازن مع الجزيئات المتعادلة للمذيب نفسه.
في نظام المذيب، يُعرَّف على النحو التالي: حامض إلى مذاب يسبب زيادة في تركيز كاتيونات السولفونيوم أو انخفاض في أنيونات السولفونيومبالإضافة إلى ذلك، أ قاعدة هو مادة مذابة تسبب زيادة في أنيونات السولفونيوم أو انخفاض في كاتيونات السولفونيوموبالتالي، فإن السلوك الحمضي أو القاعدي للمادة لا يعتمد فقط على طبيعتها، بل يعتمد أيضاً على مذيب الخرسانة أين يقع.
يفسر هذا النموذج سبب إمكانية ظهور نفس المادة سلوكيات مختلفة بحسب الوسط، يمكن أن يعمل كحمض في مذيب ما وكقاعدة في مذيب آخر. علاوة على ذلك، فهو يسمح بدراسة تفاعلات الحمض والقاعدة في أنظمة لا يدخل فيها الماء، كما هو الحال في المذيبات العضوية القطبية أو الأوساط الأيونية المتخصصة.
أبرز تعريف نظام المذيب أهمية مراعاة البيئة الكيميائية وليس فقط البنية الجوهرية للمواد المذابة، والتي أثبتت أهميتها البالغة لتطوير منهجيات تركيبية وتحليلية جديدة في الكيمياء الحديثة.
من المثير للدهشة أن نرى كيف اقترح الكيميائيون من عصور وسياقات مختلفة للغاية على مر التاريخ تعريفات متنوعة حول الظاهرة نفسها. وبعيدًا عن كونها متناقضة، فإن هذه النظريات عادة ما تكون مكملكل منها مُكيَّف مع مجال تطبيق مُحدد. وقد مكّنت هذه الدراسات مجتمعةً من بناء رؤية أكثر شمولاً لماهية الأحماض والقواعد، وكيفية ارتباطها ببنية المادة، وكيف تُسيطر على عدد هائل من التفاعلات الأساسية في الطبيعة وفي التكنولوجيا البشرية.