هناك المئات من الأمثلة على الأحماض والقواعد التي يمكن العثور عليها في جميع فروع الكيمياء ، ولكنها ككل مقسمة إلى عائلتين كبيرتين: غير عضوية وعضوية. تُعرف الأحماض غير العضوية عادةً بالأحماض المعدنية ، وتتميز بكونها قوية بشكل خاص مقارنةً بالأحماض العضوية.
تُفهم الأحماض والقواعد على أنها مواد لها نكهات حامضة أو صابونية ، على التوالي. كلاهما مادة أكالة ، على الرغم من أن كلمة "كاوية" غالبًا ما تستخدم لقواعد قوية. باختصار: إنها تحترق وتتآكل الجلد إذا لمسته. وجهت خصائصه في الوسائط المذيبة سلسلة من التعريفات عبر التاريخ.
سلوك الأحماض والقواعد عند إذابتها في الماء. المصدر: غابرييل بوليفار.
توضح الصورة أدناه السلوك العام للأحماض والقواعد عند إضافتها أو إذابتها في كوب من الماء. تنتج الأحماض محاليل ذات قيم أس هيدروجيني أقل من 7 بسبب أيونات الهيدرونيوم ، H 3 O + ؛ بينما تنتج القواعد محاليل ذات أس هيدروجيني أعلى من 7 بسبب أيونات الهيدروكسيل (أو الهيدروكسيل) ، OH -.
إذا أضفنا حمض الهيدروكلوريك ، HCl (قطرة حمراء) ، إلى الزجاج ، سيكون هناك H 3 O + و Cl - أيونات رطبة. من ناحية أخرى ، إذا كررنا التجربة باستخدام هيدروكسيد الصوديوم ، NaOH (قطرة أرجوانية) ، سيكون لدينا OH - و Na + أيونات.
تعريفات
أسست الخصائص المدروسة والمفهومة بشكل متزايد للأحماض والقواعد أكثر من تعريف واحد لهذه المركبات الكيميائية. من بين هذه التعريفات لدينا تعريف أرينيوس وبرونستيد لوري وأخيراً تعريف لويس. قبل ذكر الأمثلة ، من الضروري أن نكون واضحين حول هذا الموضوع.
ارهينيوس
الأحماض والقواعد ، وفقًا لأرينيوس ، هي تلك التي ، عند إذابتها في الماء ، تنتج H 3 O + أو OH - أيونات ، على التوالي. أي أن الصورة تمثل هذا التعريف بالفعل. ومع ذلك ، فإنه في حد ذاته يهمل بعض الأحماض أو القواعد الضعيفة جدًا لإنتاج مثل هذه الأيونات. هذا هو المكان الذي يأتي فيه تعريف Bronsted-Lowry.
برونستيد لوري
أحماض Bronsted-Lowry هي تلك التي يمكنها التبرع بأيونات H + ، والقواعد هي تلك التي تقبل H +. إذا تبرع أحد الأحماض بسهولة بـ H + ، فهذا يعني أنه حمض قوي. يحدث الشيء نفسه مع القواعد ، مع قبول H +.
وبالتالي ، لدينا أحماض وقواعد قوية أو ضعيفة ، وتقاس قوىها بمذيبات مختلفة ؛ خاصة في الماء ، حيث يتم إنشاء وحدات الأس الهيدروجيني المعروفة (0 إلى 14).
لذلك ، فإن حمض HA القوي سيتبرع تمامًا بـ H + للماء في تفاعل مثل:
HA + H 2 O => A - + H 3 O +
حيث A - هي القاعدة المرافقة لـ HA. ومن ثم ، فإن H 3 O + الموجود في الزجاج بالمحلول الحمضي يأتي من هنا.
وفي الوقت نفسه ، فإن القاعدة الضعيفة B ستنقل الماء للحصول على H + الخاص به:
B + H 2 O <=> HB + OH -
حيث HB هو الحمض المترافق لـ B. وهذه هي حالة الأمونيا NH 3:
NH 3 + H 2 O <=> NH 4 + + OH -
يمكن لقاعدة قوية جدًا التبرع مباشرة بأيونات OH - دون الحاجة إلى التفاعل مع الماء ؛ تمامًا مثل هيدروكسيد الصوديوم.
لويس
أخيرًا ، أحماض لويس هي تلك التي تكتسب الإلكترونات أو تقبلها ، وقواعد لويس هي تلك التي تمنح الإلكترونات أو تفقدها.
على سبيل المثال ، قاعدة Bronsted-Lowry NH 3 هي أيضًا قاعدة لويس ، لأن ذرة النيتروجين تقبل H + بالتبرع بزوجها من الإلكترونات الحرة (H 3 N: H +) لها. هذا هو السبب في أن التعريفات الثلاثة لا تتعارض مع بعضها البعض ، بل تتشابك وتساعد في دراسة الحموضة والأساسيات في طيف أوسع من المركبات الكيميائية.
أمثلة على الأحماض
بعد توضيح التعاريف ، سيتم ذكر سلسلة من الأحماض مع صيغها وأسمائها أدناه:
-HF: حمض الهيدروفلوريك
-HBr: حمض الهيدروبروميك
-HI: حمض الهيدرويوديك
- H 2 S: كبريتيد الهيدروجين
- H 2 Se: حمض السلينهيدريك
- H 2 Te: حمض التيلورهيدريك
هذه أحماض ثنائية ، تسمى أيضًا هيدرازيد ، والتي ينتمي إليها حمض الهيدروكلوريك المذكور أعلاه ، حمض الهيدروكلوريك.
- HNO 3: حمض النيتريك
- HNO 2: حمض النيتروز
- HNO: حمض hyponitrous
-H 2 CO 3: حمض الكربونيك
-H 2 CO 2: حمض كربوني ، وهو معروف بالفعل باسم حمض الفورميك ، HCOOH ، أبسط حمض عضوي على الإطلاق
-H 3 PO 4: حمض الفوسفوريك
-H 3 PO 3 أو H 2: حمض الفوسفور ، برابطة HP
-H 3 PO 2 أو H: حمض الهيبوفوسفور ، مع اثنين من روابط HP
- H 2 SO 4: حامض الكبريتيك
- H 2 SO 3: حامض الكبريتيك
- H 2 S 2 O 7: حامض ثنائي الكبريتيك
-HIO 4: حمض دوري
- HIO 3: حمض اليود
- HIO 2: حمض اليود
- HIO: حمض هيبويود
-H 2 CrO 4: حمض الكروميك
- HMnO 4: حمض المنجانيك
- CH 3 COOH: حمض الخليك (الخل)
- CH 3 SO 3 H: حمض الميثان سلفونيك
تُعرف كل هذه الأحماض ، باستثناء الفورميك والحموضين الأخيرين ، بالأكسيدات أو الأحماض الثلاثية.
الآخرين:
- AlCl 3: كلوريد الألومنيوم
- فيكل 3: كلوريد الحديديك
-BF 3: البورون ثلاثي فلوريد
- الكاتيونات المعدنية المذابة في الماء
-الكربونات
-H (CHB 11 Cl 11): كاربوران فائق الحموضة
- FSO 3 H: حمض الفلوروسلفونيك
- HSbF 6: حمض الفلورانتيمونيك
- FSO 3 H SbF 5: حمض سحري
تشكل الأمثلة الأربعة الأخيرة الأحماض الفائقة المرعبة ؛ مركبات قادرة على تفكك أي مادة تقريبًا بمجرد لمسها. AlCl 3 هو مثال لحمض لويس ، حيث أن المركز المعدني للألمنيوم قادر على قبول الإلكترونات بسبب نقصها الإلكتروني (لا يكمل ثماني بتات التكافؤ).
أمثلة على القواعد
من بين القواعد غير العضوية لدينا هيدروكسيدات معدنية ، مثل هيدروكسيد الصوديوم ، وبعض الهيدريدات الجزيئية ، مثل الأمونيا التي سبق ذكرها. فيما يلي أمثلة أخرى للقواعد:
-KOH: هيدروكسيد البوتاسيوم
-ليوه: هيدروكسيد الليثيوم
-ربوهيدرات: هيدروكسيد الروبيديوم
- COH: هيدروكسيد السيزيوم
-FrOH: هيدروكسيد الفرانسيوم
- بي (OH) 2: هيدروكسيد البريليوم
-Mg (OH) 2: هيدروكسيد المغنيسيوم
-Ca (OH) 2: هيدروكسيد الكالسيوم
-Sr (OH) 2: هيدروكسيد السترونشيوم
-Ba (OH) 2: هيدروكسيد الباريوم
-Ra (OH) 2: هيدروكسيد الراديو
- Fe (OH) 2: هيدروكسيد الحديدوز
- Fe (OH) 3: هيدروكسيد الحديديك
- Al (OH) 3: هيدروكسيد الألومنيوم
-Pb (OH) 4: هيدروكسيد الرصاص
- Zn (OH) 2: هيدروكسيد الزنك
-Cd (OH) 2: هيدروكسيد الكادميوم
-Cu (OH) 2: هيدروكسيد النحاس
-Ti (OH) 4: هيدروكسيد التيتانيوم
- PH 3: الفوسفين
- AsH 3: الزرنيخ
-NaNH 2: أميد الصوديوم
- C 5 H 5 N: بيريدين
- (CH 3) N: ثلاثي ميثيل أمين
- C 6 H 5 NH 2: فينيلامين أو أنيلين
-NaH: هيدريد الصوديوم
-KH: هيدريد البوتاسيوم
-Carbaniones
-Li 3 N: نيتريد الليثيوم
- الكوكسيدات
- 2 NLi: ثنائي أيزوبروبيلاميد الليثيوم
- أنيون ثنائي إيثينيل بنزين: C 6 H 4 C 4 2- (أقوى قاعدة معروفة حتى الآن)
المراجع
- ويتن ، ديفيس ، بيك وستانلي. (2008). كيمياء (الطبعة الثامنة). سينجاج ليرنينج.
- رجفة وأتكينز. (2008). الكيمياء غير العضوية. (طبعة رابعة). ماك جراو هيل.
- نعومي حنة. (10 أكتوبر 2018). كيفية تعليم الأحماض والقواعد والأملاح. تم الاسترجاع من: edu.rsc.org
- هيلمنستين ، آن ماري ، دكتوراه. (31 أغسطس 2019). صيغ الأحماض والقواعد الشائعة. تم الاسترجاع من: thinkco.com
- ديفيد وود. (2019). مقارنة الأحماض والقواعد الشائعة. دراسة. تم الاسترجاع من: study.com
- روس بوميروي. (2013 ، 23 أغسطس). أقوى الأحماض في العالم: كالنار والجليد. تم الاسترجاع من: realclearscience.com
- ويكيبيديا. (2019). ديانيون ثنائي إيثينيل بنزين. تم الاسترجاع من: en.wikipedia.org