في الكيمياء والطبخ ، تذوب العديد من المواد في الماء لتجعلها إما حمضية أو قاعدية / قلوية ،يحتوي المحلول الأساسي على درجة حموضة أكبر من 7 ، بينما يحتوي المحلول الحمضي على درجة حموضة أقل من 7 ، تعتبر المحاليل المائية ذات الرقم الهيدروجيني 7 محايدة ، 1 مؤشرات القاعدة الحمضية هي مواد تستخدم لتحديد مكان المحلول تقريبًا يقع على مقياس الأس الهيدروجيني.

تعريف مؤشر قاعدة الحمض

مؤشر القاعدة الحمضية هو إما حمض ضعيف أو قاعدة ضعيفة تظهر تغيرًا في اللون مع تغير تركيز أيونات الهيدروجين (H +) أو هيدروكسيد (OH-) في محلول مائي ، غالبًا ما تستخدم مؤشرات الحمض القاعدي في المعايرة لتحديد نقطة النهاية لتفاعل الحمض القاعدي ، كما أنها تستخدم لقياس قيم الأس الهيدروجيني ولإيضاحات علمية مثيرة للاهتمام لتغيير اللون.[1]

مقياس تحديد حمضية أو قاعدية المحاليل

يستخدم مقياس من صفر إلى 14 لقياس الحموضة أو القلوية كالاتي؛

الماء هو إلكتروليت ضعيف جدًا ، في

الماء

النقي يوجد توازن بين جزيئات الماء وتركيزات صغيرة جدًا من أيونات H + و OH وفقًا للمعادلة التالية : H2O (l) =====> H + (sol) + OH- (sol)

ثابت التوازن لعملية التفكك هذه هو Kw = [H +] [OH-] = 10 ^ -14 عند 25 درجة مئوية ، حيث [H +] = [OH-] = 10 ^ -7 وهكذا ، الرقم الهيدروجيني = -log [H +] = 7. أي soln المحايد

الآن ، ستؤدي إضافة حمض ، H + إلى تحويل التوازن أعلاه إلى اليسار مما يؤدي إلى تقليل تركيز أيونات OH وزيادة تركيز H + أيون ، مع الأخذ في الاعتبار أن Kw ثابت = 10 ^ -14 ، ولكن [H +] هو أكبر من 10 ^ -7 و [OH-] أقل من 10 ^ -7 ، وفي هذه الحالة يكون الصولنج حامضيًا ، وقد تؤدي إضافة المزيد من الحمض إلى خفض الرقم الهيدروجيني إلى O وليس المزيد من التخفيض. من ناحية أخرى ، فإن إضافة القاعدة ، أيونات OH سوف تقلل من تركيز H + إلى حد 10 ^ -14 ، أي أن الرقم الهيدروجيني = 14 ، بقياس الرقم الهيدروجيني للمحلول المائي ، يجب أن تكون قيم الأس الهيدروجيني المتوقعة بين 0 و 14.

محلول الأس الهيدروجيني <7 هو محلول حمض
الرقم الهيدروجيني = 7 متعادل
الرقم الهيدروجيني> 7 القلوية الصولنج

قوانين الرقم الهيدروجيني

الرقم الهيدروجيني عبارة عن اللوغاريتم السالب لتركيز أيون الهيدروجين ، لذلك ، كلما انخفض الرقم الهيدروجيني كلما زاد تركيز أيونات الهيدروجين ، كلما انخفض الرقم الهيدروجيني هو المزيد من الحموضة ، يحتوي الرقم الهيدروجيني المرتفع على تركيز منخفض من أيونات الهيدروجين وهو أكثر قاعدة ، يحتوي منظف الصرف السائل للغسول على درجة حموضة عالية جدًا ، يتراوح مقياس الأس الهيدروجيني من 0 إلى 14 ، ويتراوح تركيز أيون الهيدروجين من 10 إلى الطاقة الصفرية إلى 10 إلى الطاقة -14 ، (1 إلى .00000000000001).

ببساطة شديدة ، يُعد الرقم الهيدروجيني (الذي يُكتب دائمًا p ، كبير H) لمادة ما مؤشرًا على عدد أيونات الهيدروجين التي تشكلها في حجم معين من الماء ، لا يوجد اتفاق مطلق على ما يعنيه “الرقم الهيدروجيني” في الواقع ، ولكن معظم الناس يعرّفونه على أنه شيء مثل “قوة الهيدروجين” أو “إمكانات الهيدروجين” ، ويعتمد مبدأ العمل العام لمستشعر الأس الهيدروجيني ومقياس الأس الهيدروجيني على تبادل الأيونات من محلول العينة إلى المحلول الداخلي.

تأثير درجة الحرارة على الرقم الهيدروجيني

يتناقص الرقم الهيدروجيني مع زيادة درجة الحرارة. لكن هذا لا يعني أن الماء يصبح أكثر حمضية في درجات الحرارة المرتفعة ، بمعنى يعتبر المحلول حامضيًا إذا كان هناك فائض من أيونات الهيدروجين فوق أيونات الهيدروكسيد ، في حالة المياه النقية ، يوجد دائمًا نفس تركيز أيونات الهيدروجين وأيونات الهيدروكسيد ، وبالتالي ، لا يزال الماء محايدًا (حتى لو تغير الرقم الهيدروجيني) ، عند 100 درجة مئوية ، تكون قيمة الأس الهيدروجيني 6.14 هي النقطة المحايدة الجديدة على مقياس الأس الهيدروجيني عند درجة الحرارة المرتفعة هذه.

الأحماض

لطالما تم التعرف على الأحماض كفئة مميزة من المركبات التي تُظهر محاليلها المائية الخصائص التالية:

طعم حامض مميز.
يغير لون عباد الشمس من الأزرق إلى الأحمر.
يتفاعل مع معادن معينة لإنتاج غاز H2.
يتفاعل مع القواعد لتكوين ملح وماء.
تحتوي المحاليل الحمضية على درجة حموضة أقل من 7 ، مع انخفاض قيم الأس الهيدروجيني المقابلة لزيادة الحموضة.
تشمل الأمثلة الشائعة للأحماض حمض الأسيتيك (في الخل) وحمض الكبريتيك (المستخدم في بطاريات السيارات) وحمض الطرطريك (المستخدم في الخبز).

وهناك ثلاثة تعريفات شائعة للأحماض:

حمض أرهينيوس: أي مواد تزيد من تركيز أيونات الهيدرونيوم (H3O +) في المحلول.
حمض برونستيد – لوري: أي مادة يمكن أن تعمل كمتبرع بالبروتون.
حمض لويس: أي مادة يمكنها أن تقبل زوجًا من الإلكترونات.

حمض قوي

تشير قوة الحمض إلى مدى سهولة فقدان الحمض للبروتون أو التبرع به ، في كثير من الأحيان في المحلول ، حمض أقوى يتأين أو ينفصل بسهولة في محلول أكثر من حمض أضعف ، والأحماض الستة القوية الشائعة هي:

حمض الهيدروكلوريك (HCl)
حمض الهيدروبروميك (HBr)
حمض الهيدرويوديك (HI)
حمض الكبريتيك (H2SO4 ؛ فقط البروتون الأول يعتبر حمضيًا بقوة)
حمض النيتريك (HNO3)
حمض البيركلوريك (HClO4)

يتأين كل من هذه الأحماض أساسًا في المحلول بنسبة 100٪. بحكم التعريف ، الحمض القوي هو الذي ينفصل تمامًا في الماء ؛ بعبارة أخرى ، ينتج مول واحد من الحمض القوي العام ، HA ، مولًا واحدًا من H + ، ومول واحد من القاعدة المترافقة ، A none ، مع عدم بقاء أي من حمض HA غير المشبع في المحلول. على النقيض من ذلك ، فإن الحمض الضعيف ، أقل استعدادًا للتبرع بالبروتون ، سوف ينفصل جزئيًا فقط في المحلول ، عند التوازن ، سيكون كل من الحمض والقاعدة المقترنة موجودًا ، جنبًا إلى جنب مع كمية كبيرة من الأنواع غير المنفصلة ، HA.

العوامل المؤثرة في قوة الحمض

يساهم عاملان رئيسيان في القوة الكلية للحمض:

قطبية الجزيء
قوة رابطة HA

هذان العاملان مرتبطان بالفعل ، بمعنى كلما زاد الجزيء قطبيًا ، زادت كثافة الإلكترون داخل الجزيء بعيدًا عن البروتون ، وكلما زادت الشحنة الجزئية الموجبة على البروتون ، كلما كانت رابطة H-A أضعف ، وكلما زادت سهولة انفصال البروتون في المحلول ، وغالبًا ما تتم مناقشة نقاط القوة الحمضية من حيث استقرار القاعدة المترافقة ، حيث تحتوي الأحماض الأقوى على Ka أكبر و pKa أكثر سلبية من الأحماض الأضعف.[2]