الأحماض والقواعد في علم الكيمياء: المفاهيم الأساسية والتفاعلات

تعريف الأحماض والقواعد

كان الكيميائي روبرت بويل (بالإنجليزية: Robert Boyle) هو الرائد في تصنيف المواد إلى أحماض (بالإنجليزية: Acids) وقواعد (بالإنجليزية: Bases) في القرن السابع عشر، حيث أطلق على القواعد اسم “القلويات”. وقد قام بتصنيف الأحماض والقواعد استنادًا إلى العديد من الخصائص، عرّف الأحماض بأنها مواد ذات طعم حامض، تسبب تآكل المعادن، وتحوّل ورقة عباد الشمس إلى اللون الأحمر، وتتراجع حامضيتها عند اختلاطها مع القواعد.

في المقابل، عرّف القواعد بأنها مواد ذات ملمس زلق، تحوّل ورقة عباد الشمس إلى اللون الأزرق، وتقل قاعديتها عند دمجها مع الأحماض. رغم محاولات العلماء، بما في ذلك بويل، لتوضيح سلوك الأحماض والقواعد وآلية عملها، إلا أن التعريف المنطقي لم يتم اقتراحه إلا في القرن التاسع عشر.

تعريف أرهنيوس

في أواخر القرن التاسع عشر، قدم العالم السويدي سفانت أرهنيوس (بالإنجليزية: Svante Arrhenius) تصورًا حول قدرة الماء على إذابة بعض المركبات وتفكيكها إلى أيونات مفردة. حسب هذا التعريف، الأحماض هي مركبات تحتوي على عنصر الهيدروجين، وتتفكك في الماء لإطلاق أيون الهيدروجين إلى المحلول. على سبيل المثال، عند إذابة حمض الهيدروكلوريك (HCl) في الماء، ينتج أيون الهيدروجين (+H) وأيون الكلوريد (-Cl) كما يلي:

HCl in H2O → H+ (aq) + Cl-(aq)

أما القواعد، فقد عرّفها أرهنيوس بأنها مركبات تذوب في الماء وتتفكك لتطلق أيونات الهيدروكسيد (-OH) إلى المحلول. على سبيل المثال، عند إذابة هيدروكسيد الصوديوم في الماء، ينتج أيون الهيدروكسيد (-OH) وأيون الصوديوم (+Na) وفق المعادلة التالية:

(aq)-NaOH in H2O → Na+ (aq) + OH

تساعد تعريفات أرهنيوس في توضيح المبادئ الأساسية لكيمياء الأحماض والقواعد، حيث تبيّن أن:

• تشترك جميع الأحماض والقواعد في خصائص متشابهة، إذ جميع الأحماض تطلق أيون الهيدروجين في المحاليل، وجميع القواعد تطلق أيون الهيدروكسيد.
• تؤثر الأحماض والقواعد على بعضها عند تفاعلها، حيث تُضعف القاعدة تأثير الحمض والعكس صحيح، وتُعرف هذه التفاعلات بتفاعلات التعادل (بالإنجليزية: Neutralization)، التي استنتجها بويل من ملاحظاته.

ومع ذلك، لم تستطع نظرية أرهنيوس تفسير سلوك بعض المواد، كما هو الحال مع مركب بيكربونات الصوديوم (NaHCO3) الذي يُظهر سلوكًا يشبه القاعدة، لكنه لا يحتوي على أيونات الهيدروكسيد.

تعريف برونستد-لوري

في عام 1932، قدم العالم الدنماركي يوهانس برونستد (بالدنماركية: Johannes Brønsted) والعالم الإنجليزي توماس لوري (بالإنجليزية: Thomas Lowry) أبحاثًا تتعلق بتكييف نظرية أرهنيوس للأحماض والقواعد.

كان تعريف برونستد-لوري أكثر شمولاً، حيث ينص على أن “الحمض هو أي مادة يمكنها التبرع بأيون الهيدروجين، وغالبًا يسمى متبرع البروتون، نظرًا لتشابه تصرف أيون الهيدروجين مع تصرف البروتون عند فقدان إلكترون”. يشترك هذا التعريف في بعض جوانب تعريف أرهنيوس.

بينما يختلف تعريف القاعدة في نظرية برونستد-لوري عن تعريف أرهنيوس، إذ عُرفت القاعدة بأنها أي مادة قادرة على استقبال أيون الهيدروجين. وبالتالي، يعتبر هيدروكسيد الصوديوم مادة قاعدية لأنه يستقبل أيون الهيدروجين من الحمض، مما يؤدي إلى إنتاج الماء. كما قدم تعريف برونستد-لوري شرحًا لسلوك المواد التي تتصرف كقواعد رغم عدم احتوائها على أيونات الهيدروكسيد، مثل مركب بيكربونات الصوديوم، والذي يتفاعل وفق المعادلة التالية:

HCl + NaHCO3 → H2CO3 + NaCl

في هذا التفاعل، استقبلت القاعدة (بيكربونات الصوديوم) أيون الهيدروجين من حمض الهيدروكلوريك، مما نتج عنه ملح كلوريد الصوديوم (NaCl) وحمض الكربونيك (H2CO3)، الذي يتحلل سريعًا إلى الماء وغاز ثاني أكسيد الكربون، ويدل ظهور فقاعات في المحلول على وجود الغاز.

رغم هذه التفسيرات، لم يتمكن مفهوم برونستد-لوري من تفسير سلوك بعض المركبات التي لا تحتوي على عنصر الهيدروجين، حيث تُظهر خصائص الأحماض، مثل ثلاثي فلوريد البورون (BF3) وكلوريد الألومنيوم (AlCl3).

تعريف لويس

استخدم العالم جيلبرت لويس (بالإنجليزية: Gilbert Lewis) أزواج الإلكترونات لتحديد الأحماض والقواعد، حيث تٌعرَّف الأحماض بأنها مركبات تستقبل زوجًا من الإلكترونات، في حين تُعَرَّف القواعد بأنها مركبات قادرة على منح زوج من الإلكترونات. رغم أن هذا التعريف أقل تقييدًا، إلا أنه فشل في تفسير تفاعلات الأحماض والقواعد التي لا تتضمن تشكيل روابط تساهمية تناسقية.

خصائص الأحماض والقواعد

حدد روبرت بويل عدة خصائص تميز الأحماض والقواعد الكيميائية، مما يساعد على التعرف عليها دون الحاجة لإجراء اختبارات معقدة، ومنها:

• تمتاز الأحماض بطعم حامض، حيث تعني كلمة “Acid” باللاتينية “حادة”، بينما يتميز طعم القواعد بأنه مُرّ، لكن ينبغي تجنب تذوقهم.
• الأحماض تغير لون ورقة عباد الشمس الزرقاء إلى الأحمر، بينما لا تؤثر القواعد على اللون، لكنها تغير ورقة عباد الشمس الحمراء إلى اللون الأزرق.
• عند تفاعل الأحماض مع المعادن النشطة، مثل: المعادن القلوية والأرضية، وكذلك الزنك والألومنيوم، يُحرِّر الهيدروجين.
• القواعد لها ملمس زلق يشبه الصابون، ولكن يفضل عدم لمسها.
• تشترك الأحماض والقواعد في خصائص مشتركة، إذ تتفاعل لإنتاج الماء والأملاح.
• محاليل الأحماض والقواعد قادرة على توصيل التيار الكهربائي.
• معظم الأحماض والقواعد القوية تسبب حروقًا شديدة عند الاتصال بالجلد.
• الأحماض والقواعد القوية تميل إلى التآكل، مما يؤدي إلى تآكل المواد وتكوين الصدأ.

الأحماض والقواعد القوية والضعيفة

تُعرف الأحماض القوية بأنها مركبات تتأيّن بالكامل في المحاليل المائية، حيث تتفكك إلى أيونات الهيدروجين وأيونات سالبة الشحنة (Anion)، مع العلم أن عدد الأحماض القوية الشائعة محدود جدًا.

أما الأحماض الضعيفة، فلا تتأيّن بشكل كامل في المحاليل، مثل حمض الأسيتيك (CH3COOH) الذي يتفكك في الماء بنسب قليلة تعتمد على تركيزه في المحلول، وغالبًا ما يتواجد على شكل جزيئات غير منفصلة. وفيما يلي توضيح لأنواع الأحماض:

• الأحماض القوية: مثل حمض الهيدروكلوريك (HCl)، حمض الهيدرويوديك (HI)، حمض الهيدروبروميك (HBr)، حمض النيتريك (HNO3)، حمض الكبريتيك (H2SO4)، وحمض البيركلوريك (HClO4).
• الأحماض الضعيفة: تشمل أي حمض آخر، مثل حمض الهيدروسيانيك (HCN)، حمض كبريتيد الهيدروجين (H2S)، حمض الميثانويك (HCOOH)، وحمض الهيدروفلوريك (HF).

المثل ينطبق على القواعد، حيث تتأيّن القاعدة القوية بشكل كامل في المحاليل المائية، وتتفاعل لتنتج أيونات بشكل كامل، وتُصنف القواعد القوية حسب درجة تأيينها، مثل الأحماض القوية، وهناك عدد محدود منها. بينما القواعد الضعيفة هي مركبات جزيئية لا تتأيّن بشكل كامل. وفيما يلي توضيح لأنواع القواعد:

• القواعد القوية: تشمل هيدروكسيدات عناصر المجموعة الأولى والثانية من الجدول الدوري مثل: هيدروكسيد الليثيوم (LiOH)، هيدروكسيد الصوديوم (NaOH)، هيدروكسيد البوتاسيوم (KOH)، هيدروكسيد السيزيوم (CsOH)، وهيدروكسيد الروبيديوم (RbOH).
• القواعد الضعيفة: مثل الأمونيا (NH3)، ميثيل أمين (CH3NH2)، والبَيريدِين (C5H5N).

الرقم الهيدروجيني

واجه الكيميائيون تحديات في حساب تراكيز أيونات الهيدرونيوم (+H3O) عند التعامل مع الأحماض، حيث احتوت جميع حساباتهم على أُسس سالبة، مما أدى إلى تطوير فكرة الرقم الهيدروجيني (pH) كحل لهذه المشكلة.

في عام 1909، اقترح الكيميائي الدنماركي سورين سورينسن (بالإنجليزية: Soren Sorensen) استخدام اللوغاريتم السالب لتركيز أيون الهيدرونيوم لقياس حامضية المواد، وأطلق على هذا المقياس اسم (pH)، حيث يُرمز الحرف (p) إلى قوة العدد (الأس)، بينما يُرمز الحرف (H) إلى عنصر الهيدروجين.

الرقم الهيدروجيني هو مؤشر يعبّر عن درجة حموضة أو قاعدية المحلول، ويتراوح من 0 (أدنى قيمة) إلى 14 (أعلى قيمة). تشير القيم بين 0-6 إلى أن المادة حمضية، بينما تشير القيم بين 8-14 إلى أنها قاعدية، وتدل القيمة 7 على أن المادة متعادلة.

طرق حساب الرقم الهيدروجيني

يمكن قياس الرقم الهيدروجيني بعدة طرق، والتي يمكن تقسيمها إلى أربع فئات على النحو التالي:

• طريقة المؤشر أو الكاشف.
• طريقة القطب المعدني التي تشمل: طريقة قطب الهيدروجين، وطريقة قطب الكوينهيدرون، وطريقة الأنتيمون أو الإثمد والقطب الكهربائي.
• طريقة القطب الزجاجي.
• طريقة استشعار أشباه الموصلات.

وفيما يلي شرح تفصيلي لكل طريقة:

طريقة مؤشر الرقم الهيدروجيني

يمكن تطبيق هذه الطريقة على شكلين:

• الشكل الأول:
  مقارنة بين اللون القياسي الناجم عن درجة حموضة معينة، ولون المؤشر أو الكاشف المغموس في سائل الاختبار بواسطة محلول عازل.
• الشكل الثاني:
  تحضير ورق اختبار الرقم الهيدروجيني، وغمره في المؤشر أو الكاشف، ثم تكرار الغمر في سائل الاختبار، ومقارنة اللون الظاهر بلونه القياسي.

عيوب هذه الطريقة:

تعتبر هذه الطريقة محدودة ولا يمكن قياس الرقم الهيدروجيني للمياه النقية بدقة، بالإضافة إلى أنها معرضة للخطأ لأسباب عدة، منها:

• زيادة تركيز الملح في سائل الاختبار.
• الأخطاء الناتجة عن درجة حرارة سائل الاختبار.
• وجود مواد عضوية في سائل الاختبار.

طريقة قطب الهيدروجين

تتطلب هذه الطريقة بناء قطب هيدروجين عن طريق إضافة البلاتينيوم لصفيحة أو سلك بلاتيني، ثم وضعها في محلول الاختبار وتمرير شحنة كهربائية، مما يؤدي إلى إشباع المحلول بغاز الهيدروجين.

يتم قياس الجهد بين القطب البلاتيني الأسود وقطب كلوريد الفضة، وهو قطب مرجعي، ويتناسب الجهد هنا بشكل عكسي مع الرقم الهيدروجيني. تعتبر هذه الطريقة الأكثر دقة في قياس الرقم الهيدروجيني.

عيوب هذه الطريقة:

غير مناسبة للاستخدام اليومي، حيث تتطلب جهدًا عاليًا ومواد باهظة الثمن، بالإضافة إلى أن التعامل مع غاز الهيدروجين والمواد المختزلة والمؤكسدة في سائل الاختبار مشكلة معقدة.

طريقة قطب الكوينهيدرون

تتمحور هذه الطريقة حول إضافة عنصر الكوينهيدرون إلى المحلول الكهرلي، والذي ينفصل إلى مركبين هما الهيدروكينون والكينون. يختلف الرقم الهيدروجيني للمحلول وفقًا لذوبان الكينون، مما يسمح بقياس الرقم الهيدروجيني عن طريق قياس الجهد بين القطب البلاتيني والقطب المرجعي الآخر.

عيوب هذه الطريقة:

تعتبر نادرة الاستخدام، حيث تفشل في وجود أي مواد مختزلة أو مؤكسدة، أو إذا كانت درجة حموضة المحلول أعلى من 8 أو 9.

طريقة الإثمد والقطب الكهربي

يمكن تنفيذ هذه الطريقة عبر تحضير قطب من الإثمد المصقول، وقطب كهربائي مرجعي، ومحلول اختبار، حيث يتم غمر طرف الإثمد وطرف القطب الكهربائي المرجعي في المحلول لقياس فرق الجهد بينهما وتحديد الرقم الهيدروجيني.

رغم استخدامها كثيرًا في السابق، بسبب سهولة تطبيقها، إلا أنها حاليًا تُستخدم في نطاق ضيق.

عيوب هذه الطريقة:

تقديم نتائج تختلف باختلاف عدة عوامل مثل درجة صقل القطب، لذا فهي غير دقيقة والصحيحة في التطبيقات التي تحتاج إلى دقة كبيرة، بما في ذلك التطبيقات الصناعية.

طريقة الزجاج الكهربائي

يمكن تطبيق هذه الطريقة باستخدام قطبين؛ الأول قطب زجاجي كهربائي، والثاني قطب مرجعي، بحيث يتم غمرهما في المحلول وقياس الجهد بينهما لتحديد الرقم الهيدروجيني.

تعتبر هذه الطريقة الأكثر استخدامًا لتعيين وقياس الرقم الهيدروجيني، لسرعة توازن الجهد وسهولة إعادة استخدام المواد، ونتائج دقيقة حتى في وجود مواد مختزلة أو مؤكسدة.

كما تُستخدم هذه الطريقة على نطاق واسع في مختلف المجالات، مما يوصي العلماء باستخدام قطب زجاجي بدلًا من قطب الهيدروجين، لقلة ملاءمته.

طريقة استشعار أشباه الموصلات

تستبدل هذه الطريقة القطب الزجاجي بشريحة أشباه الموصلات أو حساس، حيث تم تطوير هذه الحساسات منذ عام 1970 وعرفت باسم ترانزستور تأثير المجال الحساس للأيونات (بالإنجليزية: ion sensitive field effect transistor) واختصارها (ISFET)، وهي مواد سهلة التعامل وتتميز بمقاومتها للتلف.

بالإضافة إلى ذلك، فإن الاستشعار صغير الحجم، مما يتيح قياس عينات صغيرة أو إجراء قياسات في مساحات صغيرة جدًا أو على أسطح صعبة، لذا يُعتبر اعتمادًا في مجالات محددة مثل الطب والبيولوجيا.

محاليل الأحماض والقواعد

محاليل الأحماض

تكون المحاليل الحمضية من إنتاج أيون الهيدروجين وأيون السالب الآخر، ويمكن توضيح تكوين المحاليل الحمضية من خلال المعادلة العامة التالية، حيث يمثل (A) الأيون السالب:

-HA → H+ + A

ومن الأمثلة على ذلك:

• محلول حمض الهيدروكلوريك: -HCl → H+ + Cl
• محلول حمض النيتريك: -HNO3 → H+ + NO3
• محلول حمض الأسيتيك: -CH3COOH → H+ + CH3COO

محاليل القواعد

تعد القواعد مركبات أيونية تُنتج أيونات الهيدروكسيد (-OH) السالبة في محاليلها من كل من: الهيدروكسيد (-OH)، الأكسيد (-O2)، الكربونات (CO3-2)، والبيكربونات (-HCO3). يمكن توضيح تكوين المحاليل القاعدية من خلال المعادلة العامة التالية، حيث يمثل (M) الأيون الموجب:

-MOH → M+ + OH

مثال على ذلك هو محلول هيدروكسيد الصوديوم: -NaOH → Na+ + OH

تأمين المحاليل القاعدية من الأكاسيد والكربونات والبيكربونات هو أكثر تعقيدًا، لكنها تتفاعل مع الماء لإنتاج أيونات الهيدروكسيد. ومن الأمثلة عليها:

• محلول أكسيد الصوديوم: -Na2O + H2O → Na+ + OH
• محلول كربونات الصوديوم: -Na2CO3 + H2O → H2CO3 + Na+ + OH
• محلول بيكربونات الصوديوم: -NaHCO3 + H2O → H2CO3 + Na+ + OH

تفاعلات الأحماض والقواعد

تُعرّف التفاعلات الكيميائية بين الأحماض والقواعد بتفاعلات التعادل (بالإنجليزية: Neutralisation Reactions)، حيث تكون كمية أيونات الهيدروجين وأيونات الهيدروكسيد الداخلة في التفاعل متساوية، مما ينتج محلولًا متعادلًا يتكون من الماء والملح مثل: ملح كلوريد الصوديوم (NaCl)، وكبريتات المغنيسيوم (MgSO4)، وأسيتات البوتاسيوم (KCH3COO).

حسب نوع القاعدة الداخلة في التفاعل، قد ينتج ثاني أكسيد الكربون، وفي حال تفاعلت المواد الناتجة (نواتج التفاعل) مع الماء، تتكون محاليل لها تأثير حمضي أو قاعدي.

هناك أربعة أنواع رئيسية لتفاعلات الأحماض والقواعد تختلف بحسب نوع القاعدة الداخلة في التفاعل، وهي:

• تفاعل بين الحمض وهيدروكسيدات المعادن: ينتج الماء والأملاح. مثال: يتفاعل حمض الهيدروكلوريك (HCl) مع هيدروكسيد الصوديوم (NaOH) ليُنتج ملح كلوريد الصوديوم (NaCl) والماء كما يلي:

HCl + NaOH → NaCl + H2O

• تفاعل الحمض وأكاسيد المعادن: ينتج الملح والماء. مثال: يتفاعل حمض الهيدروكلوريك (HCl) مع أكسيد الصوديوم (Na2O) ليُنتج ملح كلوريد الصوديوم (NaCl) والماء، كما يلي:

HCl + Na2O → NaCl + H2O

• تفاعل الحمض وكربونات المعادن: ينتج الملح والماء بالإضافة إلى غاز ثاني أكسيد الكربون. مثال: يتفاعل حمض الهيدروكلوريك (HCl) مع كربونات الصوديوم (Na2CO3) ليُنتج ملح كلوريد الصوديوم (NaCl)، الماء، وغاز ثاني أكسيد الكربون كما يلي:

HCl + Na2CO3 → NaCl + CO2 + H2O

• تفاعل الحمض وبيكربونات المعادن: ينتج الملح والماء بالإضافة إلى غاز ثاني أكسيد الكربون. مثال: يتفاعل حمض الهيدروكلوريك (HCl) مع بيكربونات الصوديوم (NaHCO3) ليُنتج ملح كلوريد الصوديوم (NaCl)، الماء، وغاز ثاني أكسيد الكربون كما يلي:

HCl + NaHCO3 → NaCl + CO2 + H2O

كواشف الأحماض والقواعد

تُعرف كواشف الأحماض والقواعد بأنها أحماض أو قواعد ضعيفة، يتغير لونها وفقًا للرقم الهيدروجيني (pH). وفيما يلي جدول يوضح بعض أنواع الكواشف الكيميائية وتغير ألوانها بناءً على كون المادة حمضية أم قاعدية:

بعض استخدامات الأحماض والقواعد

تستخدم العديد من الأحماض والقواعد على نطاق واسع في مجالات متعددة، ومن استخدامات بعض الأنواع:

• يُستخدم حمض الأسيتيك المعروف بالخل كمحلول مخفف في العديد من الاستخدامات المنزلية، وخاصة في حفظ الأغذية.
• حمض الستريك هو عنصر رئيسي في عصير الليمون والبرتقال، ويمكن استخدامه أيضًا في حفظ الطعام.
• حمض الكبريتيك يُستخدم بشكل كبير في صناعة البطاريات.
• يستخدم كل من حمض الكبريتيك وحمض النيتريك في تصنيع المتفجرات، الأصباغ، الدهانات، والأسمدة.
• حمض الفوسفوريك هو عنصر رئيسي في المشروبات الغازية.
• يستخدم حمض الهيدروكلوريك في صناعات الصلب لتنظيف الصفائح المعدنية قبل المعالجة.

أيضًا تستخدم العديد من القواعد في عدة مجالات، ومنها:

• هيدروكسيد المغنيسيوم، المعروف باسم حليب المغنيسيا، يُستخدم كمضاد للحموضة، حيث يقلل من الحموضة الزائدة في المعدة، ويستخدم أيضًا كمليّن للأمعاء.
• يُعد هيدروكسيد الأمونيوم أحد الكواشف المهمة في المختبرات.
• هيدروكسيد الصوديوم يستخدم في تصنيع الحرير الصناعي، الصابون، والورق لإزالة اللجنين من لب الورق، كما يُستخدم كعامل كيميائي مساعد لتقشير الفواكه。
• هيدروكسيد الكالسيوم المعروف باسم الجير المطفأ يُستخدم في تصنيع مسحوق التبييض، ومعالجة حموضة التربة الزائدة، وكذلك في إنتاج الخلطات لتطبيقات الطلاء والزخرفة، ويستخدم كملاط بين الطوب في البناء。
• بيكربونات الصوديوم المعروفة بصودا الخبز تُعد مكونًا أساسيًا في وصفات الخبز.

• ثابت الحموضة أو ثابت تفكك الحمض: هو مقياس كمي لقوة الحمض في المحلول.