- التركيب الكيميائي
- تسمية الأملاح الحمضية
- أملاح مائية حمضية
- أملاح حمض تيرناري
- مثال آخر
- تدريب
- الفوسفات
- السترات
- أمثلة
- الأملاح الحمضية للمعادن الانتقالية
- الطابع الحمضي
- التطبيقات
- المراجع
و أملاح حمضية أو أملاح أوكسي هي تلك المستمدة من تحييد جزئي للالهيدرولية وoxoacids. لذلك ، يمكن العثور على الأملاح الثنائية والثلاثية في الطبيعة ، سواء كانت غير عضوية أو عضوية. تتميز بوجود بروتونات حمضية متوفرة (H +).
نتيجة لذلك ، تؤدي حلولهم عمومًا إلى الحصول على وسائط حمضية (درجة الحموضة <7). ومع ذلك ، لا تظهر جميع الأملاح الحمضية هذه الخاصية ؛ بعضها في الواقع تنشأ عنه محاليل قلوية (أساسية ، برقم هيدروجيني> 7).
بيكربونات الصوديوم
الأكثر تمثيلا لجميع الأملاح الحمضية هو ما يعرف باسم بيكربونات الصوديوم. يُعرف أيضًا باسم مسحوق الخبز (الصورة العلوية) ، أو بأسمائها الخاصة المحكومة بالتسميات التقليدية أو المنهجية أو التركيبية.
ما هي الصيغة الكيميائية لبيكربونات الصودا؟ ناكو 3. كما يمكن رؤيته ، فهو يحتوي على بروتون واحد فقط. وكيف يرتبط هذا البروتون؟ إلى إحدى ذرات الأكسجين ، مكونة مجموعة الهيدروكسيد (OH).
لذلك تعتبر ذرتا الأكسجين المتبقيتان أكاسيد (O 2–). تسمح وجهة النظر هذه للتركيب الكيميائي للأنيون بتسميتها بشكل أكثر انتقائية.
التركيب الكيميائي
تشترك الأملاح الحمضية في وجود واحد أو أكثر من البروتونات الحمضية ، بالإضافة إلى وجود معدن ولون معدني. الفرق بين تلك التي تأتي من hydracids (HA) و oxoacids (HAO) ، منطقيا ، ذرة الأكسجين.
ومع ذلك ، فإن العامل الرئيسي الذي يحدد مدى حمضية الملح المعني (الأس الهيدروجيني الذي ينتجه بمجرد إذابته في مذيب) ، يعتمد على قوة الرابطة بين البروتون والأنيون ؛ كما أنه يعتمد على طبيعة الكاتيون ، كما في حالة أيون الأمونيوم (NH 4 +).
القوة HX ، كونها X الأنيون ، تختلف باختلاف المذيب الذي يذيب الملح ؛ وهو بشكل عام الماء أو الكحول. وبالتالي ، بعد اعتبارات توازن معينة في المحلول ، يمكن استنتاج مستوى حموضة الأملاح المذكورة.
كلما زاد عدد البروتونات التي يحتوي عليها الحمض ، زاد العدد المحتمل للأملاح التي يمكن أن تخرج منه. لهذا السبب يوجد في الطبيعة العديد من الأملاح الحمضية ، يتواجد معظمها مذاب في المحيطات والبحار الشاسعة ، وكذلك المكونات الغذائية للتربة بالإضافة إلى الأكاسيد.
تسمية الأملاح الحمضية
كيف يتم تسمية الأملاح الحمضية؟ أخذت الثقافة الشعبية على عاتقها تعيين أسماء عميقة الجذور للأملاح الأكثر شيوعًا ؛ ومع ذلك ، بالنسبة لبقيتهم ، غير المعروفة جيدًا ، ابتكر الكيميائيون سلسلة من الخطوات لمنحهم أسماء عالمية.
لهذا الغرض ، أوصت IUPAC بسلسلة من التسميات ، والتي ، على الرغم من أنها تطبق نفس الشيء على hydracids و oxacids ، فإنها تظهر اختلافات طفيفة عند استخدامها مع أملاحها.
من الضروري إتقان تسمية الأحماض قبل الانتقال إلى تسميات الأملاح.
أملاح مائية حمضية
الهيدراكيدات هي في الأساس الرابطة بين الهيدروجين والذرة غير المعدنية (من المجموعتين 17 و 16 ، باستثناء الأكسجين). ومع ذلك ، فقط أولئك الذين لديهم بروتونين (H 2 X) هم القادرون على تكوين أملاح حمضية.
وهكذا ، في حالة كبريتيد الهيدروجين (H 2 S) ، عندما يتم استبدال أحد بروتوناته بمعدن ، الصوديوم ، على سبيل المثال ، لدينا NaHS.
ماذا يسمى ملح NaHS؟ هناك طريقتان: التسمية التقليدية والتكوين.
مع العلم أنه كبريتيد ، وأن الصوديوم له تكافؤ +1 فقط (لأنه من المجموعة 1) ، نواصل أدناه:
الملح: NaHS
التسميات
التركيب: كبريتيد هيدروجين الصوديوم.
تقليدي: كبريتيد الصوديوم.
مثال آخر يمكن أن يكون Ca (HS) 2:
الملح: Ca (HS) 2
التسميات
التركيب: الكالسيوم مكرر (كبريتيد الهيدروجين).
تقليدي: حمض كبريتيد الكالسيوم.
كما يتضح ، تمت إضافة البادئات bis- و tris و tetrakis وما إلى ذلك ، وفقًا لعدد الأنيونات (HX) n ، حيث n هي تكافؤ ذرة المعدن. لذلك ، بتطبيق نفس المنطق على Fe (HSe) 3:
الملح: Fe (HSe) 3
التسميات
التركيب: تريس (هيدروجينوسلينيد) الحديد (III).
تقليدي: كبريتيد الحديد (III).
نظرًا لأن الحديد له أساسًا تكافؤان (+2 و +3) ، فإنه يشار إليه بين قوسين بأرقام رومانية.
أملاح حمض تيرناري
يُطلق عليها أيضًا oxysalts ، ولها تركيب كيميائي أكثر تعقيدًا من أملاح الهيدراكيد الحمضية. في هذه ، تشكل الذرة غير المعدنية روابط مزدوجة مع الأكسجين (X = O) ، مصنفة على أنها أكاسيد ، وروابط مفردة (X-OH) ؛ هذا الأخير هو المسؤول عن حموضة البروتون.
تحافظ التسميات التقليدية والتركيبية على نفس معايير أحماض أوكسو وأملاحها الثلاثية ، مع التمييز الوحيد المتمثل في إبراز وجود البروتون.
من ناحية أخرى ، تأخذ التسمية المنهجية في الاعتبار أنواع روابط XO (إضافة) أو عدد الأكسجين والبروتونات (تلك الخاصة بهيدروجين الأنيونات).
بالعودة بصودا الخبز ، سميت على النحو التالي:
الملح: NaHCO 3
التسميات
التقليدية: كربونات الصوديوم.
التركيب: كربونات هيدروجين الصوديوم.
النظاميات وإضافة الهيدروجين للأنيونات: Hidroxidodioxidocarbonato (-1) الصوديوم ، الهيدروجين (trioxidocarbonato) الصوديوم.
غير رسمي: صودا الخبز ، صودا الخبز.
من أين تأتي المصطلحات "هيدروكسي" و "ثاني أكسيد"؟ يشير مصطلح "هيدروكسي" إلى مجموعة -OH المتبقية في الأنيون HCO 3 - (O 2 C-OH) ، و "ثاني أكسيد" إلى الأكسجين الآخرين اللذين يتردد عليهما صدى الرابطة المزدوجة C = O (الرنين).
لهذا السبب ، فإن التسميات المنهجية ، على الرغم من أنها أكثر دقة ، معقدة بعض الشيء لأولئك الذين بدأوا في عالم الكيمياء. الرقم (-1) يساوي الشحنة السالبة للأنيون.
مثال آخر
ملح: Mg (H 2 PO 4) 2
التسميات
تقليدي: فوسفات ثنائي المغنيسيوم.
التركيب: فوسفات هيدروجين المغنيسيوم (لاحظ البروتونات).
النظاميات وإضافة الهيدروجين للأنيونات: ثنائي هيدروكسي دوكسيدوفوسفاتو (-1) مغنيسيوم ، مكرر مغنيسيوم.
عند إعادة تفسير التسمية المنهجية ، لدينا أنيون H 2 PO 4 - يحتوي على مجموعتين OH ، وبالتالي فإن ذرتي الأكسجين المتبقيتين تشكلان أكاسيد (P = O).
تدريب
كيف تتشكل الأملاح الحمضية؟ إنها نتاج معادلة ، أي تفاعل حمض مع قاعدة. نظرًا لأن هذه الأملاح تحتوي على بروتونات حمضية ، لا يمكن أن يكون التعادل كاملًا ، ولكن جزئيًا ؛ وإلا يتم الحصول على الملح المحايد ، كما يتضح من المعادلات الكيميائية:
H 2 A + 2NaOH => Na 2 A + 2H 2 O (مكتمل)
H 2 A + NaOH => NaHA + H 2 O (جزئي)
أيضًا ، الأحماض متعددة البروزات فقط يمكن أن يكون لها معادلات جزئية ، لأن الأحماض HNO 3 ، HF ، HCl ، وما إلى ذلك ، لها فقط بروتون واحد. الملح الحمضي هنا هو NaHA (وهمي).
إذا بدلاً من تحييد حمض ثنائي البروتيك H 2 A (بتعبير أدق ، hydracid) ، باستخدام Ca (OH) 2 ، فإن ملح الكالسيوم المقابل Ca (HA) 2 قد تم تكوينه. إذا تم استخدام Mg (OH) 2 ، فسيتم الحصول على Mg (HA) 2 ؛ إذا تم استخدام LiOH ، LiHA ؛ CsOH و CsHA وما إلى ذلك.
من هذا يستنتج فيما يتعلق بالتكوين ، أن الملح يتكون من الأنيون A الذي يأتي من الحمض ، ومعدن القاعدة المستخدمة في التعادل.
الفوسفات
حمض الفوسفوريك (H 3 PO 4) هو حمض أوكسو متعدد البروتينات ، وهذا هو سبب اشتقاق كمية كبيرة من الأملاح منه. باستخدام KOH لتحييده وبالتالي الحصول على أملاحه ، لدينا:
H 3 PO 4 + KOH => KH 2 PO 4 + H 2 O
KH 2 PO 4 + KOH => K 2 HPO 4 + H 2 O
K 2 HPO 4 + KOH => K 3 PO 4 + H 2 O
KOH يحيد احدة من البروتونات الحمضية من H 3 PO 4 ، وحلت محلها لK + الموجبة في البوتاسيوم حمض ثنائي القاعدة ملح الفوسفات (وفقا لتسمية التقليدية). يستمر هذا التفاعل في الحدوث حتى تتم إضافة نفس مكافئات KOH لتحييد جميع البروتونات.
يمكن بعد ذلك ملاحظة أنه يتم تكوين ما يصل إلى ثلاثة أملاح بوتاسيوم مختلفة ، لكل منها خصائصه واستخداماته الممكنة. يمكن الحصول على نفس النتيجة باستخدام LiOH ، مع إعطاء فوسفات الليثيوم ؛ أو Sr (OH) 2 ، لتكوين فوسفات السترونشيوم ، وهكذا مع القواعد الأخرى.
السترات
حمض الستريك هو حمض ثلاثي الكربوكسيل موجود في العديد من الفواكه. لذلك ، لديها ثلاث مجموعات - COOH ، والتي تساوي ثلاثة بروتونات حمضية. مرة أخرى ، مثل حمض الفوسفوريك ، فهو قادر على توليد ثلاثة أنواع من السترات اعتمادًا على درجة التعادل.
بهذه الطريقة ، يتم الحصول على هيدروكسيد الصوديوم وسيترات أحادية وثنائية وثلاثي الصوديوم:
OHC 3 H 4 (COOH) 3 + NaOH => OHC 3 H 4 (COONa) (COOH) 2 + H 2 O
OHC 3 H 4 (COONa) (COOH) 2 + NaOH => OHC 3 H 4 (COONa) 2 (COOH) + H 2 O
OHC 3 H 4 (COONa) 2 (COOH) + NaOH => OHC 3 H 4 (COONa) 3 + H 2 O
تبدو المعادلات الكيميائية معقدة بالنظر إلى بنية حامض الستريك ، ولكن إذا تم تمثيلها ، فستكون التفاعلات بسيطة مثل تلك الخاصة بحمض الفوسفوريك.
الملح الأخير هو سترات الصوديوم المحايدة ، صيغتها الكيميائية Na 3 C 6 H 5 O 7. وسيترات الصوديوم الأخرى هي: Na 2 C 6 H 6 O 7 ، سيترات حمض الصوديوم (أو سترات الصوديوم) ؛ و NaC 6 H 7 O 7 ، وسيترات ثنائي الصوديوم (أو سترات أحادية الصوديوم).
هذه مثال واضح على الأملاح العضوية الحمضية.
أمثلة
تم العثور على العديد من الأملاح الحمضية في الزهور والعديد من الركائز البيولوجية الأخرى ، وكذلك في المعادن. ومع ذلك ، تم حذف أملاح الأمونيوم ، والتي ، على عكس الآخرين ، لا تُشتق من حمض ولكن من قاعدة: الأمونيا.
كيف يكون ذلك ممكنا؟ ويرجع ذلك إلى تفاعل معادلة الأمونيا (NH 3) ، وهي قاعدة تنفصل وتنتج كاتيون الأمونيوم (NH 4 +). يمكن لـ NH 4 + ، بالإضافة إلى الكاتيونات المعدنية الأخرى ، أن تحل محل أي من البروتونات الحمضية من نوع hydracid أو oxacid.
في حالة الفوسفات الامونيوم وسترات، وهو ما يكفي لتحل محل NH 4 لK والصوديوم ، وسيتم الحصول عليها ستة أملاح جديدة. وينطبق الشيء نفسه على حمض الكربونيك: NH 4 HCO 3 (كربونات الأمونيوم الحمضية) و (NH 4) 2 CO 3 (كربونات الأمونيوم).
الأملاح الحمضية للمعادن الانتقالية
يمكن أن تكون المعادن الانتقالية أيضًا جزءًا من أملاح مختلفة. ومع ذلك ، فهي أقل شهرة كما أن التوليفات التي تقف وراءها تقدم درجة أعلى من التعقيد بسبب اختلاف أعداد الأكسدة. من أمثلة هذه الأملاح ما يلي:
الملح: AgHSO 4
التسميات
تقليدي: كبريتات الفضة الحمضية.
التركيب: الفضة كبريتات الهيدروجين.
النظاميات: الفضة الهيدروجين (تتراوكسيدوسلفات).
الملح: Fe (H 2 BO 3) 3
التسميات
تقليدي: بورات الحديد (III) diacid.
التركيب: حديد (III) ثنائي هيدروجين.
النظاميات: الحديد تريس (III).
الملح: Cu (HS) 2
التسميات
تقليدي: كبريتيد النحاس الحمضي (II).
التركيب: النحاس (II) كبريتيد الهيدروجين.
منهجي: مكرر (كبريتيد الهيدروجين) من النحاس (II).
الملح: Au (HCO 3) 3
التسميات
التقليدية: كربونات الذهب الحمضية (III).
التركيب: الذهب كربونات الهيدروجين (III).
النظاميات: Golden Tris (III).
وكذلك مع المعادن الأخرى. يكمن الثراء الهيكلي الكبير للأملاح الحمضية في طبيعة المعدن أكثر من طبيعة الأنيون ؛ لأنه لا يوجد الكثير من الهيدرايدات أو الأكاسيد الموجودة.
الطابع الحمضي
تنتج الأملاح الحمضية عمومًا عند إذابتها في الماء محلول مائي بدرجة حموضة أقل من 7. ومع ذلك ، فإن هذا لا ينطبق تمامًا على جميع الأملاح.
لما لا؟ لأن القوى التي تربط البروتون الحمضي بالأنيون ليست هي نفسها دائمًا. كلما كانت أقوى ، قل الميل إلى إعطائها إلى الوسط ؛ وبالمثل ، هناك تفاعل معاكس يجعل هذه الحقيقة تتراجع: تفاعل التحلل المائي.
هذا ما يفسر لماذا NH 4 HCO 3 ، على الرغم من كونه ملحًا حمضيًا ، فإنه يولد محاليل قلوية:
NH 4 + + H 2 O <=> NH 3 + H 3 O +
HCO 3 - + H 2 O <=> H 2 CO 3 + OH -
HCO 3 - + H 2 O <=> CO 3 2– + H 3 O +
NH 3 + H 2 O <=> NH 4 + + OH -
بالنظر إلى معادلات التوازن السابقة ، يشير الرقم الهيدروجيني الأساسي إلى أن التفاعلات التي تنتج OH - تحدث بشكل تفضيلي لتلك التي تنتج H 3 O + ، وهو نوع مؤشر لمحلول حمضي.
ومع ذلك ، لا يمكن تحلل كل الأنيونات (F - ، Cl - ، NO 3 - ، إلخ) ؛ هذه هي تلك التي تأتي من الأحماض والقواعد القوية.
التطبيقات
كل ملح حامض له استخداماته الخاصة في مجالات مختلفة. ومع ذلك ، يمكنهم تلخيص عدد من الاستخدامات الشائعة لمعظمهم:
- في صناعة المواد الغذائية ، يتم استخدامها كخمائر أو مواد حافظة ، وكذلك في صناعة الحلويات ومنتجات العناية بالفم وصناعة الأدوية.
وتهدف -Those التي هي استرطابي لامتصاص الرطوبة وCO 2 في الأماكن أو الظروف التي تتطلب ذلك.
- تستخدم أملاح البوتاسيوم والكالسيوم بشكل عام كأسمدة أو مكونات غذائية أو كواشف معملية.
- كمضافات للزجاج والسيراميك والاسمنت.
- عند إعداد المحاليل العازلة ، ضرورية لجميع ردود الفعل الحساسة للتغيرات المفاجئة في درجة الحموضة على سبيل المثال ، مخازن الفوسفات أو الأسيتات.
-وأخيرًا ، توفر العديد من هذه الأملاح أشكالًا صلبة ويمكن التحكم فيها بسهولة من الكاتيونات (خاصة المعادن الانتقالية) مع طلب كبير في عالم التخليق غير العضوي أو العضوي.
المراجع
- ويتن ، ديفيس ، بيك وستانلي. كيمياء. (الطبعة الثامنة). تعلم CENGAGE ، ص 138 ، 361.
- بريان م. (2000). حمض ضعيف متقدم وتوازن قاعدي ضعيف. مأخوذة من: tissuegroup.chem.vt.edu
- سي سبيكمان ونيفيل سميث. (1945). الأملاح الحمضية للأحماض العضوية كمعايير الأس الهيدروجيني. حجم الطبيعة 155 ، صفحة 698.
- ويكيبيديا. (2018). الأملاح الحمضية. مأخوذة من: en.wikipedia.org
- تحديد الأحماض والقواعد والأملاح. (2013). مأخوذة من: ch302.cm.utexas.edu
- محاليل الملح الحمضية والأساسية. مأخوذة من: chem.purdue.edu
- خواكين نافارو غوميز. أملاح مائية حمضية. مأخوذة من: formulacionquimica.weebly.com
- موسوعة الأمثلة (2017). الأملاح الحمضية. تم الاسترجاع من: example.co