الأحماض: الخصائص والأمثلة - كيمياء - 2026

و الأحماض هي مركبات ذات ميول عالية من بروتون فحول أو قبول الزوج الإلكترون. هناك العديد من التعريفات (برونستيد ، أرينيوس ، لويس) التي تميز خصائص الأحماض ، ويتم استكمال كل منها لبناء صورة عالمية لهذه الأنواع من المركبات.

من المنظور أعلاه ، يمكن أن تكون جميع المواد المعروفة حمضية ، ومع ذلك ، فإن تلك التي تبرز أعلى بكثير من غيرها تعتبر كذلك. بمعنى آخر: إذا كانت المادة مانحًا ضعيفًا جدًا للبروتون ، مقارنةً بالماء ، على سبيل المثال ، فيمكن القول إنها ليست حمضًا.

حمض الخليك ، حمض ضعيف ، يتبرع بالبروتون (أيون الهيدروجين ، مظلل باللون الأخضر) للماء في تفاعل توازن لإعطاء أيون الأسيتات وأيون الهيدرونيوم. الأحمر: أكسجين. أسود: كربون. الأبيض: الهيدروجين.

في هذه الحالة ، ما هي بالضبط الأحماض ومصادرها الطبيعية؟ يمكن العثور على مثال نموذجي لها داخل العديد من الفواكه: مثل الحمضيات. عصير الليمون له نكهة مميزة بسبب حامض الستريك والمكونات الأخرى.

يستطيع اللسان اكتشاف وجود الأحماض ، تمامًا كما يفعل النكهات الأخرى. اعتمادًا على مستوى حموضة هذه المركبات ، يصبح الطعم لا يطاق. بهذه الطريقة ، يعمل اللسان كمقياس حسي لتركيز الأحماض ، وتحديداً تركيز أيون الهيدرونيوم (H ₃ O ⁺).

من ناحية أخرى ، لا توجد الأحماض في الطعام فحسب ، بل توجد أيضًا داخل الكائنات الحية. وبالمثل ، فإن التربة تحتوي على مواد يمكن أن تميزها بأنها حمضية ؛ هذه هي حالة الألومنيوم وكاتيونات المعادن الأخرى.

خصائص الأحماض

ما هي الخصائص التي يجب أن يمتلكها المركب ، وفقًا للتعريفات الحالية ، حتى يتم اعتباره حمضية؟

يجب أن تكون قادرة على توليد H ⁺ وOH ^- الأيونات عن طريق إذابة في الماء (أرينيوس)، يجب أن التبرع البروتونات إلى الأنواع الأخرى بسهولة جدا (برونستيد) أو أخيرا، يجب أن يكون قادرا على قبول زوج من الإلكترونات، ويجري سالبة الشحنة (لويس).

ومع ذلك ، فإن هذه الخصائص ترتبط ارتباطًا وثيقًا بالتركيب الكيميائي. لذلك ، من خلال تعلم تحليلها ، يمكن استنتاج قوتها الحامضية أو اثنين من المركبات التي هي الأكثر حمضية.

- الخصائص الفيزيائية

الأحماض لها نكهة تستحق التكرار ، وغالبًا ما تحرق الحمض ورائحتها فتحات الأنف. إنها سوائل ذات نسيج لزج أو زيتي ولديها القدرة على تغيير لون ورق عباد الشمس وبرتقال الميثيل إلى الأحمر (خصائص الأحماض والقواعد ، SF).

- القدرة على توليد البروتونات

في عام 1923 ، قدم الكيميائي الدنماركي يوهانس نيكولاس برونستيد والكيميائي الإنجليزي توماس مارتن لوري نظرية برونستيد ولوري التي تنص على أن أي مركب يمكنه نقل بروتون إلى أي مركب آخر هو حمض (Encyclopædia Britannica ، 1998). على سبيل المثال في حالة حمض الهيدروكلوريك:

HCl → H ⁺ + Cl ^-

لم تفسر نظرية برونستيد ولوري السلوك الحمضي لبعض المواد. في عام 1923 ، قدم الكيميائي الأمريكي جيلبرت إن لويس نظريته ، حيث يعتبر الحمض أي مركب ، في تفاعل كيميائي ، يكون قادرًا على الانضمام إلى زوج من الإلكترونات غير المشتركة في جزيء آخر (Encyclopædia Britannica ، 1998).

بهذه الطريقة ، تتمتع الأيونات مثل Cu ²⁺ و Fe ²⁺ و Fe ³⁺ بالقدرة على الارتباط بأزواج من الإلكترونات الحرة ، على سبيل المثال من الماء لإنتاج البروتونات بالطريقة التالية:

Cu ²⁺ + 2H ₂ O → Cu (OH) ₂ + 2H ⁺

- لديها هيدروجين فقير في كثافة الإلكترون

بالنسبة لجزيء الميثان ، CH ₄ ، لا يوجد نقص إلكتروني في أي من مركبات الهيدروجين الخاصة به. هذا لأن الاختلاف في الكهربية بين الكربون والهيدروجين صغير جدًا. لكن في حالة استبدال واحدة من ذرات H من جانب واحد من الفلور، ثم أن هناك يكون تغير ملحوظ في لحظة ثنائي القطب: H ₂ FC- H.

يتعرض H لإزاحة سحابة الإلكترون الخاصة به نحو الذرة المجاورة المرتبطة بـ F ، وهو نفس الشيء ، يزداد δ +. مرة أخرى، إذا تم استبدال H آخر عن طريق F آخر، ثم يصبح الجزيء: HF ₂ C- H.

الآن δ + هو أكبر من ذلك، لأن اثنين من ذرات F، كثافة الإلكترونات كهربية عالية التي تزيل C، وهذا الأخير بالتالي إلى H. وإذا استمرت عملية الاستبدال التي تم الحصول عليها أخيرا: F ₃ C- H.

في هذا الجزيء الأخير ، يظهر H ، نتيجة لثلاث ذرات F المجاورة ، نقصًا إلكترونيًا ملحوظًا. لا يمر هذا not + دون أن يلاحظه أحد بالنسبة لأي نوع غني بالإلكترونات لتجريد H ، وبهذه الطريقة ، F ₃ CH لتصبح سالبة الشحنة:

F ₃ C– H +: N ^- (الأنواع السلبية) => F ₃ C: ^- + H N

يمكن أيضًا اعتبار المعادلة الكيميائية المذكورة أعلاه بهذه الطريقة: يتبرع F ₃ CH ببروتون (H ⁺ ، H بمجرد فصله عن الجزيء) إلى: N ؛ أو ، يكتسب F ₃ CH زوجًا من الإلكترونات من H عندما يتم التبرع بزوج آخر للأخير من: N ^-.

- ثابت القوة أو الحموضة

ما مقدار F ₃ C: ^- موجود في الحل؟ أو ، كم عدد جزيئات F ₃ CH التي يمكنها التبرع بالهيدروجين الحمضي لـ N؟ للإجابة على هذه الأسئلة ، من الضروري تحديد تركيز F ₃ C: ^- أو H N ، وباستخدام معادلة رياضية ، قم بإنشاء قيمة عددية تسمى ثابت الحموضة ، Ka.

كلما زاد عدد جزيئات F ₃ C: ^- أو HN المنتجة ، كلما زادت حمضية F ₃ CH وزاد حجم Ka. وبهذه الطريقة ، تساعد كا في توضيح المركبات الأكثر حمضية من غيرها من الناحية الكمية ؛ وبالمثل ، فإنه يتجاهل كأحماض أولئك الذين لديهم Ka ذات ترتيب صغير للغاية.

بعض كا يمكن أن يكون القيم التي هي حوالي 10 ^-1 و 10 ^-5 ، وغيرها، والقيم المليون أصغر مثل 10 ^-15 و 10 ^-35. يمكن بعد ذلك القول أن الأخير ، بعد ثوابت الحموضة المذكورة ، أحماض ضعيفة للغاية ويمكن التخلص منها على هذا النحو.

إذن أي من الجزيئات التالية يحتوي على أعلى Ka: CH ₄ ، CH ₃ F ، CH ₂ F _{2 ،} أو CHF ₃ ؟ تكمن الإجابة في نقص كثافة الإلكترون في هيدروجينها.

قياسات

ولكن ما هي معايير توحيد قياسات كا؟ يمكن أن تختلف قيمتها بشكل كبير اعتمادًا على الأنواع التي ستتلقى H ⁺. على سبيل المثال ، إذا كانت: N قاعدة قوية ، فستكون Ka كبيرة ؛ ولكن إذا كانت ، على العكس من ذلك ، قاعدة ضعيفة جدًا ، فستكون Ka صغيرة.

يتم إجراء قياسات Ka باستخدام أكثر القواعد (والأحماض) شيوعًا وأضعفها: الماء. اعتمادًا على درجة التبرع بـ H ⁺ لجزيئات H ₂ O ، عند 25 درجة مئوية وضغط جو واحد ، يتم وضع الشروط القياسية لتحديد ثوابت الحموضة لجميع المركبات.

من هنا نشأ ذخيرة من جداول ثوابت الحموضة للعديد من المركبات ، غير العضوية والعضوية.

- لها قواعد مترافقة مستقرة للغاية

تحتوي الأحماض على ذرات أو وحدات كهربية عالية (حلقات أروماتية) في هياكلها الكيميائية التي تجذب كثافات الإلكترون من الهيدروجين المحيط ، مما يجعلها تصبح إيجابية جزئيًا ومتفاعلة مع القاعدة.

بمجرد أن تتبرع البروتونات ، يتحول الحمض إلى قاعدة مترافقة ؛ أي ، نوع سلبي قادر على قبول H ⁺ أو التبرع بزوج من الإلكترونات. في المثال من CF ₃ H جزيء القاعدة المترافقة لها هو CF ₃ ^-:

CF ₃ ^- + HN <=> CHF ₃ +: N ^-

إذا كان CF ₃ ^- قاعدة مترافقة مستقرة جدًا ، فسيتم إزاحة التوازن إلى اليسار أكثر من اليمين. كما أنه كلما كان أكثر استقرارًا ، كان الحمض أكثر تفاعلًا وحمضية.

كيف تعرف مدى استقرارها؟ كل هذا يتوقف على كيفية تعاملهم مع الشحنة السالبة الجديدة. إذا كان بإمكانهم إلغاء تحديد أو نشر كثافة الإلكترون المتزايدة بكفاءة ، فلن يكون متاحًا للاستخدام في الترابط مع القاعدة H.

- يمكن أن يكون لديهم شحنات موجبة

لا تحتوي جميع الأحماض على هيدروجين ينقصها الإلكترون ، ولكن قد تحتوي أيضًا على ذرات أخرى قادرة على قبول الإلكترونات بشحنة موجبة أو بدونها.

كيف هذا؟ على سبيل المثال ، في البورون ثلاثي فلوريد ، BF ₃ ، تفتقر ذرة B إلى ثماني بتات من التكافؤ ، لذلك يمكنها تكوين رابطة مع أي ذرة تمنحها زوجًا من الإلكترونات. إذا حدث أنيون F ^- جولة بالقرب منه يحدث التفاعل الكيميائي التالي:

BF ₃ + F ^- => BF ₄ ^-

من ناحية أخرى ، تعتبر الكاتيونات المعدنية الحرة ، مثل Al ³⁺ ، و Zn ²⁺ ، و Na ⁺ ، وما إلى ذلك ، أحماض ، حيث يمكنها قبول روابط dative (التنسيق) للأنواع الغنية بالإلكترون من بيئتها. وبالمثل، فإنها تتفاعل مع OH ^- الأيونات إلى راسب كما هيدروكسيدات المعادن:

Zn ²⁺ (aq) + 2OH ^- (aq) => Zn (OH) ₂ (s)

تُعرف كل هذه الأحماض بأحماض لويس ، في حين أن تلك التي تتبرع بالبروتونات هي أحماض برونستيد.

- تحتوي حلولهم على قيم pH أقل من 7

الشكل: مقياس الأس الهيدروجيني.

وبشكل أكثر تحديدًا ، عندما يذوب الحمض في أي مذيب (لا يحيده بشكل ملحوظ) ، فإنه يولد محاليل ذات أس هيدروجيني أقل من 3 ، على الرغم من أنها أقل من 7 تعتبر أحماض ضعيفة جدًا.

يمكن التحقق من ذلك باستخدام مؤشر حمضي قاعدي ، مثل الفينول فثالين ، أو مؤشر عالمي ، أو عصير الملفوف الأرجواني. يتم التعامل مع تلك المركبات التي تحول الألوان إلى تلك المشار إليها للحصول على درجة حموضة منخفضة ، على أنها أحماض. هذا هو أحد أبسط الاختبارات لتحديد وجودهم.

يمكن فعل الشيء نفسه ، على سبيل المثال ، لعينات مختلفة من التربة من أجزاء مختلفة من العالم ، وبالتالي تحديد قيم الأس الهيدروجيني ، جنبًا إلى جنب مع المتغيرات الأخرى ، لتوصيفها.

وأخيرًا ، جميع الأحماض لها نكهات حامضة ، طالما أنها ليست مركزة بشكل يؤدي إلى حرق أنسجة اللسان بشكل لا رجعة فيه.

- القدرة على تحييد القواعد

يقترح أرهينيوس ، في نظريته ، أن الأحماض ، كونها قادرة على توليد البروتونات ، تتفاعل مع هيدروكسيل القواعد لتكوين الملح والماء بالطريقة التالية:

HCl + NaOH → NaCl + H ₂ O.

يسمى هذا التفاعل بالتعادل وهو أساس التقنية التحليلية المسماة بالمعايرة (Bruce Mahan ، 1990).

أحماض قوية وأحماض ضعيفة

تصنف الأحماض إلى أحماض قوية وأحماض ضعيفة. ترتبط قوة الحمض بثابت توازنه ، وبالتالي ، في حالة الأحماض ، تسمى هذه الثوابت بالثوابت الحمضية Ka.

وبالتالي ، فإن الأحماض القوية لها ثابت حمضي كبير لذا فهي تميل إلى الانفصال تمامًا. ومن الأمثلة على هذه الأحماض حمض الكبريتيك وحمض الهيدروكلوريك وحمض النيتريك ، والتي تعتبر ثوابتها الحمضية كبيرة جدًا بحيث لا يمكن قياسها في الماء.

من ناحية أخرى ، فإن الحمض الضعيف هو الذي يكون ثابت تفككه منخفضًا لذا فهو في حالة توازن كيميائي. ومن أمثلة هذه الأحماض حمض الأسيتيك وحمض اللاكتيك وحمض النيتروز التي تكون ثوابت حموضتها في حدود ^10-4. يوضح الشكل 1 ثوابت الحموضة المختلفة للأحماض المختلفة.

الشكل 1: ثوابت التفكك الحمضي.

أمثلة على الأحماض

هاليدات الهيدروجين

جميع هاليدات الهيدروجين مركبات حمضية ، خاصة عند إذابتها في الماء:

-HF (حمض الهيدروفلوريك).

- حمض الهيدروكلوريك (حمض الهيدروكلوريك).

-HBr (حمض الهيدروبروميك).

-HI (حمض اليوديك).

Oxoacids

أحماض Oxo هي الأشكال البروتونية من oxoanions:

HNO ₃ (حمض النيتريك).

H ₂ SO ₄ (حامض الكبريتيك).

H ₃ PO ₄ (حمض الفوسفوريك).

HClO ₄ (حمض البيركلوريك).

أحماض فائقة

الأحماض الفائقة عبارة عن خليط من حمض برونستيد قوي وحمض لويس قوي. بمجرد مزجها فإنها تشكل هياكل معقدة حيث ، وفقًا لدراسات معينة ، "يقفز" H ⁺ بداخلها.

قوتها على التآكل هي أقوى بمليارات المرات من تركيز H ₂ SO ₄. يتم استخدامها لتكسير الجزيئات الكبيرة الموجودة في النفط الخام ، إلى جزيئات أصغر متفرعة ، وذات قيمة اقتصادية مضافة كبيرة.

-BF ₃ / HF

-SbF ₅ / HF

-SbF ₅ / HSO ₃ F.

-CF ₃ SO ₃ H

الأحماض العضوية

تتميز الأحماض العضوية بوجود واحدة أو أكثر من المجموعات الكربوكسيلية (COOH) ، ومن بينها:

- حامض الستريك (موجود في العديد من الفواكه)

حمض الماليك (من التفاح الأخضر)

- حامض الخليك (من الخل التجاري)

- حمض البيوتريك (من زبدة فاسدة)

- حمض الطرطريك (من الخمور)

- وعائلة الأحماض الدهنية.

المراجع

1. Torrens H. الأحماض والقواعد الصلبة والناعمة.. مأخوذة من: depa.fquim.unam.mx
2. هيلمنستين ، آن ماري ، دكتوراه. (3 مايو 2018). أسماء 10 أحماض شائعة. تم الاسترجاع من: thinkco.com
3. Chempages Netorials. الأحماض والقواعد: التركيب الجزيئي والسلوك. مأخوذة من: chem.wisc.edu
4. ديزيل ، كريس. (27 أبريل 2018). الخصائص العامة للأحماض والقواعد. علم. تم الاسترجاع من: sciencing.com
5. مركز بيتسبرغ للحوسبة الفائقة (PSC). (25 أكتوبر 2000). تم الاسترجاع من: psc.edu.