كيف تختلف الأحماض والقواعد؟

سواء كنت تعرف ذلك أم لا ، فمن المحتمل أنك على دراية بالعديد من الأحماض والقواعد. هل سبق لك عصر عصير الليمون فوق تاكو؟ ثم استخدمت مادة حمضية. هل سبق لك أن اضطررت لتنظيف مصرف مسدود بمادة كيميائية؟ من المحتمل أن تكون المادة الكيميائية قاعدة قوية جدًا. ستساعد الطبيعة الكاوية لها على التخلص من جميع الأشياء التي تسد الصرف. هذه أمثلة أساسية للأحماض والقواعد.

ولكن ما الذي يجعل منظف عصير الليمون والمصرف مختلفين كيميائيًا؟ ما هي أوجه التشابه بين الأحماض والقواعد؟ ما هي الاختلافات الحمضية والقاعدية؟

هناك تعريفات متعددة للأحماض والقواعد. أضيق تعريف هو تعريف Arrhenius. قد يكون أيضًا المستوى الأكثر سهولة وأسهل في تحديد الأحماض والقواعد.

ان حمض أرهينيوس يزيد من تركيز H⁺ أو H.₃ا⁺ (أيون الهيدرونيوم) لأن البروتونات لا تطفو حقًا في المحلول من تلقاء نفسها. تزيد قاعدة Arrhenius من تركيز OH^- الأيونات.

مثال على حمض أرهينيوس هو حمض الهيدروكلوريك. عندما يتفكك حمض الهيدروكلوريك في المحلول ، يزداد تركيز أيون الهيدرونيوم. مثال على قاعدة أرهينيوس هو هيدروكسيد الصوديوم. عندما يتفكك هيدروكسيد الصوديوم في الماء فإنه يزيد من تركيز أيونات الهيدروكسيد.

• تطلق الأحماض بروتون ، أو H.⁺، في الماء. تطلق القواعد أيون هيدروكسيد ، OH^-، في الماء.

تكمن مشكلة استخدام تعريفات Arrhenius في أنه يقصرك على مناقشة الحلول المائية فقط.

لتكون قادرًا على تحديد المزيد من ردود الفعل ، فإن برونستيد لوري يركز التعريف على نقل البروتون. حمض Brønsted-Lowry هو أي نوع يتبرع ببروتون لجزيء آخر. قاعدة Brønsted-Lowry هي أي نوع يقبل بروتونًا من جزيء آخر.

من المهم ملاحظة أن تعريفات Brønsted-Lowry توسع تعريف الأحماض والقواعد ، وبالتالي فإن أحماض وقواعد أرهينيوس هي أيضًا أحماض وقواعد برونستيد-لوري.

وأخيرا، فإن لويس التعريف هو التعريف الأكثر شمولاً للأحماض والقواعد. كما أن حمض أرهينيوس هو حمض برونستيد-لوري ، فإن حمض برونستيد-لوري هو حمض لويس.

في تعريف لويس ، تعتبر الأحماض متقبلات لزوج الإلكترون. نتيجة لذلك ، يكون الحمض قادرًا على تكوين رابطة تساهمية مع كل ما يمد الإلكترونات. القواعد هي مانحة زوج الإلكترون.

• أحماض لويس هي متقبلات أزواج الإلكترون وقواعد لويس هي مانحة لزوج الإلكترون.

كيف يمكنك قياس ما إذا كان الشيء عبارة عن حمض أم قاعدة أم لا؟ يمكنك استخدام مقياس الأس الهيدروجيني الذي يخبرك بتركيز أيونات الهيدروجين. أحد أهم الاختلافات بين الأحماض والقواعد لأغراض تحديد الهوية هو تركيز أيونات الهيدروجين.

كتركيز H⁺ و OH^- غالبًا ما تكون الأيونات في المحاليل عددًا صغيرًا جدًا ، اقترح عالم في القرن العشرين طريقة أفضل لذلك بالنظر إلى تركيز أيون الهيدروجين سيكون تعريف الحموضة على أنها اللوغاريتم السالب لأيون الهيدروجين تركيز. وهذا ما يسمى قياس الأس الهيدروجيني.

أو:

الرقم الهيدروجيني هو السجل السلبي لتركيز OH- أيون.

يزداد الرقم الهيدروجيني مع انخفاض تركيز أيون الهيدروجين.

يشير الرقم الهيدروجيني فوق 7 إلى أن الحل أساسي. يشير الرقم الهيدروجيني 7 إلى أن المحلول متعادل. يشير الرقم الهيدروجيني أقل من 7 إلى أن المحلول حمضي.

إذا كنت بحاجة إلى معرفة الرقم الهيدروجيني الدقيق لمحلول ما ، يمكنك استخدام مقياس الأس الهيدروجيني. إذا كنت بحاجة فقط إلى معرفة ما إذا كان حمضيًا أم أساسيًا ، فيمكنك على الأرجح استخدام التعريفات الواردة أعلاه لتكوين تخمين مستنير حول ما إذا كان المحلول حمضيًا أم أساسيًا.