[ كيمياء ] 8 معلومات مهمة عن القواعد والأحماض

تم النشر اليوم 13-12-2025 | [ كيمياء ] 8 معلومات مهمة عن القواعد والأحماض
تم النشر اليوم [dadate] | 8 معلومات مهمة عن القواعد والأحماض

كواشف القواعد والأحماض

الكواشف هي أحماض وقلويات ضعيفة يتم تغير لونها حسب الرقم الهيدروجيني PH وهي تعرف أيضا بالمؤشر الهيدروجيني، والبيان التالي يبين بعض من الكواشف ويت تغير لونها حسب القاعدية أو الحامضية: أسم الكاشف:برتقالي الميثيللون الكاشف في الحامض: أحمرلون الكاشف في القلوي:أصفرثابت الحموضة: 3.7مدى الرقم الهيدروجيني:3.2-4.4اسم الكاشف:أزرق الثايمول- تحول أول.لون الكاشف في الحامض:أحمر.لون الكاشف في القلوي:أصفر.ثابت الحموضة:1.5مدى الرقم الهيدروجيني:1.2-2.8اسم الكاشف:أخضر البروموكريسوللون الكاشف في الحامض:أصفرلون الكاشف في القلوي:أزرقثابت الحموضة:4.7مدى الرقم الهيدروجيني:3.8-5.4اسم الكاشف:أحمر الميثيللون الكاشف في الحامض:أصفرلون الكاشف في القلوي:أحمرثابت الحموضة:5.1مدى الرقم الهيدروجيني:4.8-6.0اسم الكاشف:أزرق البروموثيموللون الكاشف في الحامض:أصفرلون الكاشف في القلوي:أزرقثابت الحموضة:7.0مدى الرقم الهيدروجيني:6.0-7.6اسم الكاشف:أحمر الفينوللون الكاشف في الحامض:أصفرلون الكاشف في القلوي:أحمرثابت الحموضة:7.9مدى الرقم الهيدروجيني:6.8-8.4.اسم الكاشف:فينول فثالين.لون الكاشف في الحامض:عديم اللون.لون الكاشف في القلوي: أرجواني اللونثابت الحموضة:9.4مدى الرقم الهيدروجيني:8.2-10.0اسم الكاشف:أزرق الثايمول- تحول ثانيلون الكاشف في الحامض:أصفرلون الكاشف في القلوي:أزرقثابت الحموضة:8.9الرقم الهيدروجيني:8.0-9.6

تعريف الأحماض والقواعد في الكيمياء

علم الكيمياء: من العلوم التي تفيد البشرية من خلال دراسة الأحماض والقواعد والمعادلات الخاصة بهم، وهو علم يدرس العناصر الكيميائية، وعلاقاتها ببعضها وتغير المركبات والنتائج التي تظهر من التفاعلات من طاقة وماء وغازات وهو يعرف بعلم دراسة المادة وبنيتها و خواصها وتركيبها وتفاعلاتها وتداخلاتها. ومن ضمن العناصر الكيميائية التي تم البحث فيها وعمل التجارب عنها حتى وصل العلماء لكل خواصها وتفاصيلها وأدى هذا لمعرفة فوائدها وتجنب أضرارها ودخولها في مجالات عديدة القواعد والأحماض. تم تصنيف المواد في الكيمياء إلى أحماض Acids و قواعد Bases على يد العالم روبرت بويل وكان هذا التصنيف في القرن السابع عشر،وهو أول تصنيف بهذه الطريقة في علم الكيمياء وأطلق روبرت على القواعد مفهوم القلويات ونجد أن تصنيفها كان طبقا لعدة خواص هي: نجد أن الأحماض مذاقها حامض.تعمل الأحماض على تغير لون ورق عباد الشمس إلى الأحمر.تتسبب الأحماض في تآكل المعادن.عند خلط الأحماض والقلويات تقل حامضيتها. وسميت القواعد(القلويات) بذلك طبقا لخواص أخرى هي: ملمس المواد القلوية زلق.تعمل على تغير لون ورق عباد الشمس إلى اللون الأزرق.عند خلط القواعد بالأحماض تقل قاعديتها. بعد هذا التصنيف شرع العلماء الكيميائيين إلى بحث وفهم الأحماض والقلويات أكثر وتوضيح سلوكها بشكل واضح وعلمي وحتى العالم روبرت بويل حاول ذلك ولكن لم يتوصلوا لشيء إلا في القرن 19.

استخدامات القواعد والأحماض

تستخدم القلويات والأحماض في صناعات ومجالات كثيرة سنوضح عدد من الاستخدامات: حمض الستريك يستخدم في حفظ وتخزين الطعام ونجده في البرتقال والليمون.حمض الأسيتيك وهو الخل ويستخدم في أغراض منزلية متعدد في الطعام وغسل الخضروات وحفظ الطعام بالتخليل.حمض الكبريتيك وحمض النيتريك يستخدم في مجالات متعددة مثل الأصباغ والدهانات وتصنيع المتفجرات والأسمدة.صناعة البطاريات تستخدم حمض الكبريتيك بشكل كبير.حمض الفوسفوريك يستخدم كعنصر أساسي لصناعة المشروبات الغازية.حمض الهيدروكلوريك له أهمية في مجال صناعة الصلب، ويساهم في تنظيف الصفائح المعدنية. استخدامات متعددة تدخل فيها القلويات منها: استخدام هيدروكسيد المغنيسيوم في الحموضة حيث يتعارف عليه باسم حليب المغنيسيا فهو يقلل حموضة المعدة ويساعد في عملية الهضم ويلين الأمعاء.هيدروكسيد الصوديوم استخدامه في مجال صناعات القماش الصناعي كالحرير الصناعي، كما أنه يستخدم في صناعة الورق والصابون وهذا عن طريق إزالة اللغنين من لب الورق ويساعد في تقشير الفواكه من قبل صناع المنتجات الغذائية الكيميائية.هيدروكسيد الأمونيوم يستخدمه العاملون في المختبرات.هيدروكسيد الكالسيوم المتعارف عليه بالجير المطفأ يتم أستخدامه في تصنيع مساحيق التبييض والغسيل، وهو يستخدم في المجال الزراعي حيث يعمل على حموضة التربة الزائدة، وهو يدخل أيضا في المجال الهندسي حيث الدهانات والزخرفة والصناعات الجافة وصناعات الطوب والملاط وعمليات البناء.في صناعة الخبز تستخدم بيكربونات الصوديوم كمكون رئيسي الخبز والمخبوزات.

ما هي صفات وخصائص القواعد والأحماض؟

وضح العالم روبرت بويل صفات القلويات والأحماض بخصائص توضيحية لا تحتاج لاختبارات للتفريق كيميائيا بين القاعدة والأحماض وهي: طعم الأحماض وحامضيته، فمعنى كلمة Acid تعني الحامض باللغة اللاتينية، والقواعد تذوقها يعطي شعور المرارة في اللسان ولكن يجب التحذير من تذوقهم.الأحماض تعمل على تغير لون ورقة عباد الشمس إلى اللون الأحمر والقواعد تغير لون عباد الشمس باللون الأزرق.الأحماض عند تفاعلها مع معادن نشطة كالمعادن القلوية الأرضية والمعادن القلوية العادية مثل(الزنك والألومنيوم) ينتج في هذا التفاعل غاز الهيدروجين.نجد أن القواعد زلقة الملمس مثل الصابون، ولكن يجب التحذير من لمسها .القواعد والأحماض تتفاعل معا حتى ينتج الماء والملح وهنا يتضح اشتراكهم في خصائص كثيرة.لدي محاليل كلا من القلويات والأحماض القدرة على توصيل الكهرباء.تسبب القواعد القوية حروق للبشرة عند تعرض الجلد لها وتكون حروق خطرة.تسبب القواعد والأحماض تآكل المواد تسبب الصدأ .

ما هو الرقم الهيدروجيني؟

نجد أن الكيميائيون وجدوا مشكلة تتمحور في كيفية حساب تركيزات أيونات الهيدرونيوم+H3O وذلك وقت عملهم بالأحماض وجدوا أن الأرقام كانت نتائجها أسس سالبة، ولذلك انطلقت فكرة الرقم الهيدروجيني PH،وهنا نشير إلى أن العالم الدنماركي الكيميائي سورين سورينسن في عام 1909 قرر استخدام اللوغاريتم السالب لحساب تركيز أيون الهيدرونيوم وذلك لمعرفة نسبة حامضية المواد،وهنا يرمز الحرف إلى قوة الأس(العدد) والحرف H يرمز إلى الهيدروجين. والجدير بالذكر أن الرقم الهيدروجيني يشير إلى نسبة قلوية أو حمضية المحلول،ومقياس الرقم تكون من 0 حتى الرقم 14 ويكون حساب الحامضية من(0-6)،أما حساب القلوية على المؤشر متقع بين (8-14) والرقم 7 يشير إلى الأعتدال. محاليل الأحماض: تتكون محاليل الأحماض بإنتاج أيون الهيدروجين وأيون سالب أخر والمعادلة التالية توضح كيفية تكوين المحاليل الحمضية وهي معادلة عامة تكون فيها A أيون سالب. -HA → H+ + A أمثلة: محلول حمض النيتريك: -HNO3 → H+ + NO3محلول حمض الهيدروكلوريك: -HCl → H+ + Clمحلول حمض الأسيتيك: -CH3COOH → H+ + CH3COO محاليل القواعد: القواعد مركبات أيونية تحرر أيون الهيدروكسيد-OH السالب في المحلول ونجد الهيدروكسيد -OHوالبيكربوناتHCO3- والكربونات2-CO3،ولتوضيح محاليل القواعد فتمثل في المعادلة التالية: -MOH → M+ + OH المحاليل القاعدية المعقدة مثل الكربونات، الاكاسيد والبيكربونات ومع ذلك يمكن أن تتفاعل مع الماء لينتج أيون هيدروكسيد. أمثلة: محلول بيكربونات الصوديوم: -NaHCO3 + H2O → H2CO3 + Na+ + OHمحلول كربونات الصوديوم: -Na2CO3 + H2O → H2CO3 + Na+ + OHمحلول أكسيد الصوديوم: -Na2O + H2O → Na+ + OH الأحماض والقواعد وتفاعلاتها تفاعلات التعادل هي تفاعلات كيميائية بين القواعد والأحماض بنسب متساوية،وفي هذا التفاعل يكون كمية أيونات الهيدروجين وأيونات الهيدروكسيد متساوية ينتج محلول مكون من ماء والملح وأمثلة على ذلك أملاح كلوريد الصوديوم NaCl واسيتات البوتاسيوم KCH3COO وكبريتات المغنيسيوم MgSO4، وينتج ثاني أكسيد الكربون حسب القاعدة الداخلية وعند تفاعل مواد ناتجة من التفاعل مع الماء ينتج تأثير حمضي وقاعدي.

القلويات والأحماض القوية والضعيفة

الأحماض القوية تعرف على أنها مواد تتفكك في المحاليل المائية لأيونات فنجدها تطلق أيون سالب الشحنة وأيون هيدروجين، وهنا يجب أن نشير إلى أن عدد الأحماض القوية الشائعة نادر جدا. بالنسبة للأحماض الضعيفة فإنها في المحاليل لا تتأين وتخرج أيونات بشكل كامل،و لتوضيح ذلك نجد حمض الأسيتيك CH3COOH فنجد هذا الحمض نسبة تفككه قليلة جدا في الماء،التفكك نفسه يكون على أساس تركيز الحمض في المحلول و في أغلب الأمر يكون على هيئة جزيئات غير منفصلة. مثال على الأحماض القوية:، حمض الهيدرويوديك (HI)، حمض الهيدروبروميك (HBr)، وحمض النيتريك (HNO3)،حمض البيركلوريك (HClO4)،حمض الهيدروكلوريك (HCl)،حمض الكبريتيك (H2SO4). مثال على الأحماض الضعيفة: حمض الهيدروسيانيك (HCN)، وحمض كبريتيد الهيدروجين (H2S)، وحمض الميثانويك (HCOOH)، وحمض الهيدروفلوريك (HF). القواعد القوية نجدها تستطيع التأين فى المحاليل المائية وتنفصل بشكل كامل إلى أيونات،ويمكن تصنيفها على أساس تأينها،ونجد أن هناك قواعد قوية عددها قليل،وبالنسبة للقواعد الضعيفة فنجد تأينها في المحاليل المائية غير كامل. مثال على القلويات الضعيفة:الأمونيا (NH3)، وميثيل أمين (CH3NH2)، والبَيريدِين (C5H5N). مثال على القلويات القوية:الهيدروكسيدات عناصر المجموعة الأولى والمجموعة الثانية من الجدول الدوري تمثل القلويات القوية، وعلى سبيل المثال هيدروكسيد الليثيوم (LiOH)، وهيدروكسيد الصوديوم (NaOH)، وهيدروكسيد البوتاسيوم (KOH)، وهيدروكسيد السيزيوم (CsOH)، وهيدروكسيد الروبيديوم (RbOH).

هناك أربع أنواع من التفاعلات الحمضية والقلوية وتختلف أنواعها حسب القاعدة الداخلة

تفاعل الحمض وكربونات المعادن:هذا التفاعل ينتج عنه الماء والملح وغاز ثاني أكسيد الكربون،مثال حمض الهيدروكلوريك HCl مع كربونات الصوديوم Na2CO3 ينتج ملح كلوريد الصوديوم NaCl وماء وغاز ثاني أكسيد الكربون. HCl + Na2CO3 → NaCl + CO2 + H2O تفاعل الحمض وأكاسيد المعادن: ينتج الملح والماء عن هذا التفاعل، ومثال على ذلك يتفاعل حمض الهيدروكلوريك (HCl) مع أكسيد الصوديوم (Na2O) ليَنتج ملح كلوريد الصوديوم (NaCl) والماء. HCl + Na2O → NaCl + H2O تفاعل الحمض وبيكربونات المعادن: الملح والماء وثاني أكسيد الكربون ناتج عن هذا التفاعل مثال يتفاعل حمض الهيدروكلوريك وبيكربونات الصوديوم NaHCO3 وينتج ملح كلوريد الصوديوم NaCl والماء وغاز ثاني أكسيد الكربون. HCl + NaHCO3 → NaCl + CO2 + H2O

تعريفات العلماء القواعد والأحماض في القرن 19

تعريف أرهنيوس في القرن التاسع عشر أعطى العالم سفانت أرهنيوس سويدي الجنسية مقترح توضيحي يثبت فيه أن الماء تستطيع إذابة بعض المركبات وتحليلها إلى أيونات منفردة، وهنا تم تعريف الأحماض إنها مركبات بها عنصر الهيدروجين و تتحلل في الماء لتحرير أيون الهيدروجين في المحلول. وكمثال على ذلك نجد أن إذابة حمض الهيدروكلوريك HCl في المياه ينطلق منه أيون هيدروجين +H و-CL أيون واحد كلوريد. والمعادلة التالية توضح تحرر الأيونات: HCl in H2O → H+ (aq) + Cl-(aq عرفت القواعد على يد نفس العالم بأنها مركبات عند إذابتها في الماء تحرر أيونات الهيدروكسيد -OH إلى المحلول، وللتوضيح مثال عند إذابة هيدروكسيد الصوديوم في الماء ينتج أيون الهيدروكسيد وأيون الصوديوم -OH و+Na معادلة توضيحية (NaOH in H2O→+NA(aq)+OH(aq ومن خلال توضيحات أرهينوس للأحماض والقواعد، تعرفنا على عدة نقط هام وهي: أن القواعد والأحماض لهم صفات متشابهة وذلك يتضح في كون كل الأحماض تحرر أيون هيدروجين للمحلول والقواعد تحرر أيون هيروكسيد في المحلولوهنا نجد الأحماض والقلويات تؤثر على بعضها حيث نجد القواعد تضعف من الأحماض والأحماض تضعف من القواعد، وهنا يتم إطلاق على هذه التفاعلات (تفاعلات التعادل)، واستطاع أرهنيوس استنتاج ذلك من خلال ملاحظات روبرت بويل. ومع كل مجهودات أرهنيوس لم يتمكن من توضيح بعض خصائص وسلوكيات مواد معينة مثل مركب بيكربونات الصوديوم فهو يتصرف مثل القلويات رغم عدم احتوائه أيون الهيدروكسيد. تعريف برونستد – لوري هو تعريف العالم الدنماركي يوهانس برونستد والعالم توماس لوري وذلك في عام 1932 م،حيث قاما الاثنان بنشر أبحاثهم وكان كل بحث مستقل عن الأخر ولكن تتشابه في المضمون والأبحاث كان أساسها نظرية أو تعريف أرهنيوس القواعد والأحماض ولكن هذا التعريف برونستد لوري أكثر شمولية من أرهنيوس حيث نجد التعريف يقول: الحمض هو متبرع البروتون حيث أنه يمكن أن يتبرع بـ أيون هيدروجين وذلك التعريف (متبرع البروتون) بسبب طبيعة أيون الهيدروجين الذي يتصرف كالبروتون ويفقد إلكترون. وهذا التعريف يتشابه مع أرهنيوس ولكن تعريف القواعد يختلف تماما عن تعريف أرهنيوس، حيث تعرف القاعدة أنها مادة لها قدرة على أستقبال أيون الهيدروجين ولذلك نجد هيدروكسيد الصوديوم مادة قلوية ،حيث تستقبل أيون الهيدروجين من الحمض وذلك حتى ينتج الماء، وهنا نشير إلا أن هذا التعريف حقق أهم هدف وهو تفسير تصرف مواد تتفاعل مثل القواعد وهي خالية من أيون الهيروكسيد ومثال على ذلك معادلة توضيحية ل بيكربونات الصوديوم: معادلة تفاعل بيكربونات الصوديوم HCl + NaHCO3→ H2CO3 + NaCl توضيح المعادلة استقبل بيكربونات الصوديوم أيون الهيدروجين من حمض الهيدروكلوريك ونتج من خلال هذا التفاعل ملح كلوريد الصوديوم وحمض الكربونيك، وحمض الكربونيك يتحلل لينتج الماء وغاز ثاني أكسيد الكربون. وللتأكد من خروج غاز ثاني أكسيد الكربون في هذا التفاعل نلاحظ وجود فقاعات في المحلول،ورغم هذه المعادلة والتفسير ولكن نجد هذا التعريف عاجز عن توضيح سلوكيات مركبات خالية من الهيدروجين ولكنها تشبه صفات الأحماض مثل فلوريد البورون وكلوريد الألومنيوم. تعريف لويس العالم جيلبرت لويس لم يقم بأستخدام البروتون لعمل تعريف الأحماض والقلويات، ولكنه استخدم طريقة أخرى وهى التعريف عن طريق أزواج الإلكترون،وهنا عرف الحمض على أنه مركب يمكنه إستقبال زوج من الإلكترون والقواعد على العكس يمكنها إطلاق زوج من الإلكترون ولكن هذا التعريف فشل في تفسير تفاعلات كثيرة للقواعد والأحماض وخاصة التفاعلات التي لا تحتوي رابطة تساهمية.