تفاعل حمض قاعدي

تعريف أرهينيوس

قام أرهينيوس عام 1887 بصياغة مفهوم حمض-قاعدة [3] معتمدا على نظرية التأين , وظاهرة التوصيل الكهربائي المعين عمليا على محاليل الأملاح في الماء و كذلك محاليل أحماض أو قواعد . [4] وكان ارهينيوس يجري تجاربه على محاليل الأملاح باعتبارها كهارل ، كما استخدم الأحماض أيكا في التحليل الكهربائي . وتبين له لأن تلك المواد تتفكك في الماء ، ويرتبط توصيلها للكهرباء بتكوينها جزيئات موجبة الشحنة تتحرك في المحلول ويسمى الواحد منها كاتيون ، وجزيئات سالبة الشحنة الكهربية يسمى الواحد منها أنيون.
الأحماض

تتسم خاصية الأحماض أنها تتفكك في محلول إلى أيونات الهيدروجين H+ موجبة الشحنة ، و أيونات سالبة الشحنة . [4] , أي يتفكك جزيئ الحمض إلى:

\mathrm{acid\rightleftharpoons \ H^+ + Anion}

من الأمثلة على ذلك تفاعل حمض الهيدروكلوريك مع الماء، وتفاعل حمض الخليك مع الماء ، و سيانيد الهيدروجين مع الماء:

\mathrm{HCl \ \rightleftharpoons \ H^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)}}
\mathrm{H_3C{-}COOH \ \rightleftharpoons \ H^+_{(aq)} \ + \ H_3C{-}COO^-_{(aq)}}
\mathrm{HCN \ \rightleftharpoons \ H^+_{(aq)} + CN^-_{(aq)}}

تتسم تلك الكهارل بتوازن تفكك أو توازن كيميائي . ويمكن تصنيف الاحماض إلى أحماض قوية ، واحماض متوسطة القوة وأحماض ضعيفة . فمثلا ينتمي حمض سيانيد الهيدروجين إلى الأحماض الضعيفة حيث يتفكك بدرجة قليلة في الماء. أما حمض الهيدروكلوريك فهو يتفكك بدرجة عالية في الماء وينتمي إلى الاحماض القوية.
القواعد

تتفكك مركبات القواعد في الماء إلى أيونهيدروكسيد (OH−) و كاتيون . وأهم تلك الأملاح هي هيدروكسيدات المعادن ، حيث ينفصل ايون الهيدروكسيد السالب الشحنة عن كاتيون المعدن (موجب الشحنة) .

\mathrm{Metallhydroxide \rightleftharpoons Cation + Hydroxidion}

ونذكر هنا تفاعل هيدروكسيد الصوديوم و هيدروكسيد الكالسيوم عند ذوبانهما في الماء:

\mathrm{NaOH \ \rightleftharpoons \ Na^+_{(aq)} + OH^-_{(aq)}}
\mathrm{Ca(OH)_2 \ \rightleftharpoons \ Ca^{2+}_{(aq)} + 2 \ OH^-_{(aq)}}

الصوديوم ، أحادي التكافؤ ولهذا فله شحنة موجبة واحدة .

و الكالسيوم ، ثنائي التكافؤ ولهذا فله شحنتان موجبتان .
التعادل وتكوين الأملاح

نسمى تفاعل حمض قوي أو حمض متوسط القوة مع كمية مكافئة من قلوي قوي أو قلوي متوسط القوة تعادل كيميائي . ينتج عن هذا التفاعل محلول ملح (كيمياء):

\mathrm{ S \ddot a ure + Base \ \xrightarrow[ ]{ Neutralisation } \ Salz_{(aq)} + Wasser }

\mathrm{HCl + NaOH \ \rightleftharpoons \ NaCl + H_2O}

تتحد أيونات في هذا التفاعل H+- و OH− وتكون الماء ، حيث يكون الماء متعادلا وله أس هيدروجيني pH=7

\mathrm{H^{+} + OH^{-} \longrightarrow\ H_2O}

والأملاح مركبات تذوب في الماء وتتفكك وتتفكك أيضا عند الانصهار إلى أيون قاعدي وأيون حمضي . ويعادل التفاعل الموصوف أعلاه محلول من كلوريد الصوديوم في الماء ولا يختلف عنه.

\mathrm{NaCl \ \rightleftharpoons \ Na^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)}}

حلمهة بسبب ذوبان ملح

يسمى التفاعل المعكوس لتعادل حمض و قاعدة "حلمهة" أو تحلل الماء . وتحدث الحلمهة في الماء عندما يكون أيون حمض قوي في المركب و أيون قاعدة ضعيفة فنقول أن المحلول حمضي (pH<7) أو بالعكس عندما تكون القاعدة قوية والحمض ضعيف فيتكون محلول قلوي ذو (pH>7) .

كما نسمي تلك الأملاح أملاحا حمضية أو بالتالي أملاحا قاعدية.

\mathrm{ Salt + Water \ \xrightarrow[ ]{hydrolyse } \ acid + base }

عندما نذيب سيانيد الصوديوم في الماء يتكون من الجزء الحامضي الضعيف جزيئات سيانيد الهيدروجين ،و في نفس الوقت يتكون هيدروكسيد الصوديوم ويجعل المحلول قاعديا:

\mathrm{NaCN + H_2O \ \rightleftharpoons \ HCN + NaOH_{(aq)} }

بالمثل يتكون في محلول كلوريد الأمونيوم أمونيا وحمض هيدروكلوريك متفكك مما يجعل المحلول حمضيا .

\mathrm{NH_4Cl + H_2O \ \rightleftharpoons \ NH_3 + HCl_{(aq)} }

ويمكن استنباط ثابت الحلمهة KHydr. لأحد الأملاح . ففي حالة أن يكون الجزء الحامضي ضعيفا نحصل على:

K_\mathrm{Hydr.} = \frac{c_\mathrm{{HA}} \cdot c_\mathrm{{OH^-}}} {c_\mathrm{{A^-}}} \ \Bigl( = \frac{ K\mathrm{_W}}{K\mathrm{_S}} = K_\mathrm{B} \Bigl)

أما في حالة قاعدة ضعيفة ، نحصل على :

K_\mathrm{Hydr.} = \frac{c_\mathrm{{H^+}} \cdot c_\mathrm{{BOH}}} {c_\mathrm{{B^+}}} \ \Bigl( = \frac{ K\mathrm{_W}}{K\mathrm{_B}} = K_\mathrm{S} \Bigl)

وفي كلتا الحالتين يحدث توازن طبقا لتعريف برونستد و لوري حيث KB ثابت