id
int32 0
61k
| text
stringlengths 4
31.7k
| text_type
stringclasses 7
values | context
stringlengths 4
31.7k
| context_type
stringclasses 6
values | source_language_name
stringclasses 1
value | source_language_code
stringclasses 1
value | source_title
stringlengths 0
80
| source_url
stringlengths 0
620
|
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
51,400 | (محبو التماثل في الكيمياء، من هواتها ومُتخصّصيها، سيرغبون -لا شك- في تأمل كتاب الدكتور محمد صبري أحمد عبد المطلب "روعة التماثل في الكيمياء"، وهو كتاب متخصص لا يمكن لمبتدئ الخوض فيه، متاح مجانا عبر مؤسسة هنداوي على الإنترنت). | sentence | يبدأ الكتاب من فصل أول قصير يتحدث عن بدايات الكون، والتي هي بدايات الكيمياء، موضحا ما تعنيه اصطلاحات مثل ذرة أو جزيء أو مركب، بعد ذلك -كعادة هذا النوع من الكتب- ينتقل إلى الجدول الدوري وخصائصه، ثم ينتقل بعد ذلك إلى طبيعة الكيمياء وتخصصاتها المدهشة، ثم إلى كيمياء الغازات والسوائل والمواد الصلبة، مع فصل ممتع جدا عن روعة التماثل في الكيمياء. (محبو التماثل في الكيمياء، من هواتها ومُتخصّصيها، سيرغبون -لا شك- في تأمل كتاب الدكتور محمد صبري أحمد عبد المطلب "روعة التماثل في الكيمياء"، وهو كتاب متخصص لا يمكن لمبتدئ الخوض فيه، متاح مجانا عبر مؤسسة هنداوي على الإنترنت). | paragraph | Arabic | ar | "أعقد العلوم".. خمسة كتب تُقدِّم لك الكيمياء ببساطة - الجزيرة نت | https://www.aljazeera.net/midan/miscellaneous/science/2019/10/22/%D8%A3%D8%B9%D9%82%D8%AF-%D8%A7%D9%84%D8%B9%D9%84%D9%88%D9%85-%D8%AE%D9%85%D8%B3%D8%A9-%D9%83%D8%AA%D8%A8-%D8%AA%D9%82%D8%AF%D9%85-%D9%84%D9%83-%D8%A7%D9%84%D9%83%D9%8A%D9%85%D9%8A%D8%A7%D8%A1 |
51,401 | بعد ذلك ينتقل الكتاب إلى أمور تطبيقية رائعة في الحقيقة، فيُعلمك عن الدور الذي تلعبه الكيمياء في الغذاء والطاقة والعقاقير الطبية والجزيئات البيولوجية، كل ذلك في فصول قصيرة سلسة لا تخلو من الأمثلة الممتعة والتطبيقات التي تراها في حياتك يوميا، حجم الكتاب وبساطة مادته يجعلانه المرشح الأمثل لمبتدئ كسول يودّ فقط أن يأخذ فكرة عامة عن نطاق ما، لكن يعيب الكتاب أنه قديم بعض الشيء، إلا أن ذلك لا يضر كثيرا بطبيعة مادته. | paragraph | أظهر القائمة الرئيسية
Navigation menu
اضغط هنا للبحثsearch
# شعار قسم ميدان
Navigation menucaret-left
caret-right
# "أعقد العلوم".. خمسة كتب تُقدِّم لك الكيمياء ببساطة
ميدان - الكيمياء تعليم علوم
22/10/2019
رغم أنها ليست الأصعب، فإن الكيمياء تنتشر في أوساط الطلاب والعامة بأنها مادة مُربكة للغاية، غدّارة بحد تعبير الممثل المصري محمد هنيدي في أحد أفلامه واسعة الشهرة، ورغم الأهمية الكبيرة لهذا النطاق العلمي البديع فإنه لا يلقى الكثير من الاهتمام في أوساط تبسيط العلوم، ونتحدث هنا بشكل خاص عن الكتب والمساقات، إذ يمكن أن تجد عشرات الكتب التي تُبسّط الكوانتم والنسبية وتُثير اندهاشك بالجديد في عالم الأكوان المتوازية والجاذبية الكمومية والثقوب السوداء، بينما في الكيمياء تجد القليل جدا منها.
ربما لأن البعض يراها للوهلة الأولى مملة، إلا أن ذلك ليس صحيحا بالمرة، فما إن تدخل قليلا إلى عوالمها الممتعة حتّى تستكشف أن فينس غيليغان، مؤلف مسلسل "بريكنغ باد"، كان ذكيا في اختياره لوظيفة السيد والتر وايت في مسلسله، ليس فقط لأنها الطريقة المُثلى لصناعة الميث الكريستالي، بل لأن الكيمياء، بحد تعبير السيد وايت، هي علم التغير، والتغير هو أقوى قوانين هذا الكون، فكل شيء يميل إلى التحوّل تدريجيا وببطء شديد إلى شيء آخر، بداية من أصغر خلية في جسمك ووصولا إلى الطبق النحاسي أو ذلك المصنوع من الحديد غير القابل للصدأ في مطبخ منزلك.
undefined
ولأن الكيمياء -على أهميتها الشديدة بين العلوم- لا تجد مكانا واضحا في المحتوى العربي، فإن القسم العلمي في "ميدان" سيعرض لمصادرها في تقريرين منفصلين، الأول -هذا التقرير- سيُقدِّم مجموعة من الكتب والمحاضرات المُبسَّطة، من نطاق العلوم الشعبية، والتي تشرح الكيمياء بصورة سهلة تصلح للجميع وتُقدِّم فكرة عامة عن مدى روعة الكيمياء وفروعها في حياتنا اليومية بدرجة قادرة على إدهاشك، أما الثاني -وهو تقرير قريب- فسيدخل بك إلى نقطة أعمق، وهي المساقات التي تشرح الكيمياء بداية من مستوى المرحلة الثانوية وصولا إلى مستوى جامعي، سيُفيدك ذلك كثيرا إذا وددت الخوض بشكل أعمق في عالم الكيمياء الواسع والممتع في آنٍ واحد.
روعة الكيمياء
حسنا، قال الطبيب والكيميائي باراسيلسوس ذات مرة: "حتى قاتِل الكلاب لا يتعلّم حرفته من الكتب، بل يستمدّها من التجربة فقط"، أما رالف والدو إيمرسون فقد قال في كتابه "مقالات: السلسلة الثانية" إن مذاق أكسيد النيتروز ونيران البركان الصناعي أفضل من مجلدات الكيمياء"، في إشارة إلى أن التجارب هي روح الكيمياء، لذلك فإن أول ترشيحاتنا سيكون لا شك كتاب "روعة الكيمياء – العلم المذهل للأشياء المألوفة" لـ "كاثي كوب" و"مونتي فيتر وولف"، واحد من أفضل الكتب التي تُرجمت إلى العربية في الكيمياء للعامة.
undefined
يحوي الكتاب عددا كبيرا من التجارب التي تستخدم أدوات منزلية عادية ومواد يمكن أن تجدها بسهولة في المتجر أو الصيدلية، وعلى بساطة معطياتك فإن مؤلفَيْ الكتاب يتمكّنان بالفعل من تحويل مطبخك أو مأربك أو سطح منزلك إلى معمل كيمياء حقيقي تمارس فيه أعقد أنواع التفاعلات لكن بصورة آمنة عليك وعلى أطفالك، في أثناء تلك الممارسات الممتعة تُقدَّم أساسات الكيمياء إليك بأسلوب سلس وبسيط، لا يخلو من المرح، كما أنه بعدد كبير من الاقتباسات الممتعة في الحقيقة.
الكتاب دسم وشامل بعض الشيء، يُمثِّل رحلة طويلة بمسافة نحو 400 صفحة، يبدأ بالعناصر والجدول الدوري ثم ينتقل لطبائع المادة وخصائصها وبعد ذلك يشرح بعض الشيء ما تعنيه الروابط والتفاعلات الكيميائية، مع جزء خاص بتطبيقات الكيمياء وبعض فروعها وصولا إلى الكيمياء العضوية، لكنه على الرغم من كل تلك الموضوعات التي تبدو باردة فإن الكتاب غير ممل على الإطلاق، خاصة أن الترجمة مقبولة ويمكن لك المُضي قُدما فيها بدرجة من السهولة.
أمور كيميائية
الآن دعنا ننتقل إلى كتاب مختلف تماما، لكنه لا يزال يحتفظ بسِمَة البساطة والمناسبة لقارئ مبتدئ بداية من فئة عمرية صغيرة، المرحلة الإعدادية والثانوية وصولا إلى المبتدئين من فئات أكبر سنا، وهو في الحقيقة ليس كتابا واحدا بل 10 مجلدات صغيرة، نحو 60-70 صفحة للواحد منها، من القطع الكبير، نتحدث هنا عن سلسلة الكيمياء الرائعة "أمور كيميائية" لـ "آلان كوب" وآخرين، وتُصدرها مؤسسة الكويت للتقدم العلمي.
undefined
السلسلة هي مقدمة في الكيمياء الدراسية، تشرح الأجزاء الأساسية لمنهج الكيمياء بداية من التعريف بالذرة والعناصر، مرورا بالجدول الدوري وخصائصه، ثم حالات المادة وطبيعة التفاعلات الكيميائية، وصولا إلى بعض الفروع المهمة للكيمياء كالكيمياء الحيوية والعضوية وبعض تطبيقات الكيمياء. بالنسبة إلى منهج مُبسَّط لتعلُّم الكيمياء، فإن هذه السلسلة شاملة إلى حدٍّ كبير، كما أنها ممتعة كذلك في طريقة تقديمها للموضوعات.
المجموعة في مجملها بسيطة، مُقدَّمة بلغة مُمتعة، تختلف لا شك في أسلوب تقديمها عن كتاب كوب وولف السابق، فهي تتخذ أسلوبا قريبا من كونه دراسيا، إلا أنها سلسة ومُقدَّمة بحيث لا تحتاج إلى مُدرِّس، وعلى الرغم من أنك ستشعر بالحيرة في البداية، فإنك ستألف مادة السلسلة مع الوقت، خاصة تلك المربعات الجانبية المثيرة للانتباه، والتي تعرض لجوانب متنوعة كـ "جربها بنفسك" و"نظرة فاحصة" و"مصطلحات أساسية" مع لمحات عن شخصية بعينها أثَّرت في تاريخ علم الكيمياء إلى جانب مجموعة من القصص التاريخية الممتعة التي تُخفِّف من وطأة المادة العلمية التي تظهر باردة بعض الشيء.
قوس قزح الحي
دعنا الآن نتأمل كتابا مختلفا قليلا عن سابقيه، فهو لا يُقدِّم للكيمياء نفسها لكنه يأخذك في رحلة مُمتعة للحديث عن أكثر شيء مألوف في حياتنا، إنه "الماء". هذه النوعية من الكتب لها طريقة مختلفة في العرض، لذلك آثرنا أن نضع واحدا منها في ترشيحاتنا، فهي لا تُقدِّم للكيمياء فقط، أو الكيمياء بشكل عام، لكنها تعرض لنقطة واحدة فقط ثم تتفرع منها إلى محيط هائل ومدهش تصبح الكيمياء جزءا منه إلى جانب عدة علوم أخرى، هذه الطريقة متعددة النطاقات تضعك في قلب الطريقة العلمية وتفتح لك الباب لفهم تعقّدها البديع والذي تتشابك فيه كل العلوم معا، على عكس ما يمكن أن يظن طالب في المرحلة الثانوية أو الجامعة لأنه يدرس كل نطاق على حدة.
undefined
كتابنا هذه المرة هو "قوس قزح الحي: الماء" لمؤلفته ماي وان-هو، عالمة الجينات المعروفة وذات الباع الواسع في الكتابة للعامة، وتُقدِّم في هذا الكتاب أشبه ما يكون بموسوعة عن الماء، هذا السائل البسيط الذي تراه في كل مكان وتظن أننا نعرف كل شيء عنه لكنه في الواقع سر كبير وإحدى أعاجيب الحياة على سطح الأرض، يبدأ الكتاب من كيمياء الماء، ثم ينتقل إلى ميكانيكا الكم الخاصة به، ثم البيولوجيا، ووصولا إلى الاحتياجات النانووية لعلم يُفسِّر طبيعة الماء الحقيقية.
الكتاب مُقسَّم إلى 23 فصلا، كلٌّ منها أشبه ما يكون بمقال طويل، لكنه ليس سهلا بالدرجة الكافية، تحتاج إلى الكثير من الجهد كي تنفذ من بين طيّاته، وربما مُقدِّمة سابقة في الكيمياء والبيولوجيا ستساعدك على اجتيازه بدرجة أكبر من السهولة، كذلك فإن الترجمة صعبة بعض الشيء لكنك ستألفها مع الوقت. في كل الأحوال فإن هذا ليس كتابا ستقف عند حدوده فقط، بل ستحتاج من حين إلى آخر إلى أن تخرج إلى عوالم غوغل ويوتيوب الواسعة لتفهم بعض النقاط التقنية به، لكن الأمر -على كل حال- يستحق أن تبذل كل ذلك الجهد.
أسرار الكيمياء
الآن لنعد من جديد إلى أحد أسهل وألذ الكتب التي تتحدث عن الكيمياء بشكل عام، مقارنة بسابقه فهو مُقدِّمة قصيرة جدا وغاية في البساطة لما يجب أن تعرفه عن هذا العلم البديع. "أسرار الكيمياء" لـ "و. جرهام ريتشاردز"، والمترجم عن عنوان مختلف قليلا وهو "Problems of chemistry" يأتي في نحو 100 صفحة فقط ليتحدّى مقدمي الفيزياء بثقوبها السوداء وكواركاتها المثيرة، فيُقدِّم للكيمياء بصورة ممتعة أيضا، تجذبك إلى استخداماتها اليومية، ودورها المهم جدا في الإجابة عن أسئلة العالم المعاصر كالتلوث أو التغير المناخي، بمعنى أوضح: كيف تُنقذنا الكيمياء؟!
undefined
يبدأ الكتاب من فصل أول قصير يتحدث عن بدايات الكون، والتي هي بدايات الكيمياء، موضحا ما تعنيه اصطلاحات مثل ذرة أو جزيء أو مركب، بعد ذلك -كعادة هذا النوع من الكتب- ينتقل إلى الجدول الدوري وخصائصه، ثم ينتقل بعد ذلك إلى طبيعة الكيمياء وتخصصاتها المدهشة، ثم إلى كيمياء الغازات والسوائل والمواد الصلبة، مع فصل ممتع جدا عن روعة التماثل في الكيمياء. (محبو التماثل في الكيمياء، من هواتها ومُتخصّصيها، سيرغبون -لا شك- في تأمل كتاب الدكتور محمد صبري أحمد عبد المطلب "روعة التماثل في الكيمياء"، وهو كتاب متخصص لا يمكن لمبتدئ الخوض فيه، متاح مجانا عبر مؤسسة هنداوي على الإنترنت).
بعد ذلك ينتقل الكتاب إلى أمور تطبيقية رائعة في الحقيقة، فيُعلمك عن الدور الذي تلعبه الكيمياء في الغذاء والطاقة والعقاقير الطبية والجزيئات البيولوجية، كل ذلك في فصول قصيرة سلسة لا تخلو من الأمثلة الممتعة والتطبيقات التي تراها في حياتك يوميا، حجم الكتاب وبساطة مادته يجعلانه المرشح الأمثل لمبتدئ كسول يودّ فقط أن يأخذ فكرة عامة عن نطاق ما، لكن يعيب الكتاب أنه قديم بعض الشيء، إلا أن ذلك لا يضر كثيرا بطبيعة مادته.
undefined
المادة كما لم ترها من قبل
في نهاية حديثنا معا دعنا نقف قليلا عند أحد أشهر العلماء المتخصصين في طبيعة المادة، إنه "مارك ميوداونك" أستاذ علم المواد من كلية لندن الجامعية، والذي اشتهر خلال السنوات القليلة الفائتة بكتبه ومحاضراته للعامة عن علوم المواد، نتحدث هنا عن كل شيء تراه في محيطك، الورق الذي تقرأ منه، والحديد في أرجل طاولتك، والخرسانة في جدران منزلك، والبلاستك في فرشاة أسنانك، إنه عالم عميق حقا ويدعو للاندهاش كلما تعرفت إليه.
undefined
قبل نحو العامين تُرجمت أهم كتب ميوداونك إلى اللغة العربية، وهو كتاب "Stuff matters: the Marvelous Materials That Shape Our Man-Made World" والذي صدر بعنوان "المادة في حياتنا: استكشاف المواد المدهشة التي تُشكِّل عالمنا الاصطناعي"، اطلع كاتب التقرير على أجزاء من النسخة الإنجليزية من الكتاب قبل عدة سنوات، وهو حقا مدهش، تخرج منه بوجهة نظر مختلفة عن طبيعة هذا العالم من حولك، يأخذك الكاتب في كل مرة إلى الدور التاريخي لمادة ما، ثم في فصل آخر إلى دورها التقني، وفي فصل آخر إلى علاقتها بثقافتنا، في النهاية تكتشف أن كل تلك الأشياء الباردة الجامدة التي ربما لا تهتم بوجودها -لأنها أصبحت أشياء يومية معتادة- ليست كذلك أبدا بحسب ميوداونك وطريقته السهلة في العرض.
undefined
محاضرات ممتعة
الكتاب رائع حقا، ويستحق أن تطلع عليه، لكن الأكثر أهمية هو أن تبحث عن مؤلف الكتاب نفسه "mark miodownik" على يوتيوب، حيث يُقدِم مجموعة رائعة من المحاضرات، لكن أفضلها لا شك هي تلك التي قدَّمها في المؤسسة الملكية الإنجليزية للعلوم، حيث قدَّم محاضرتين ممتعتين كل واحدة منهما تُلخّص مادة أحد كتبه، الأولى هي "Strange Materials"، والثانية هي "Delightful and Dangerous Liquids" ويقوم خلالهما بمجموعة رائعة حقا من التجارب.
لا مانع كذلك، ربما، من أن تترك الكتب قليلا وتتأمل محاضرات البروفيسور كريس بيشوب (Chris Bishop) الرائعة على قناة المؤسسة الملكية كذلك بمنصة يوتيوب، لا شيء يُقال عن عظمة تلك المحاضرات الأربعة -إلى الآن- في الحقيقة، وهي "Explosive Science" و"It’s Rocket Science" و"The Science of Fireworks!" و"Chemical Curiosities: Surprising Science and Dramatic Demonstrations"، مدة الواحدة منها ساعة في المتوسط، لكنها تساوي كتابا كاملا.
وطالما أننا في أرض المحاضرات فلا بد أن تبحث أيضا عن محاضرات البروفيسور الرائع أندرو زيلدو (Andrew Szydlo)، هناك الكثير من المحاضرات له على يوتيوب لكن أفضلها لا شك هي ما قدَّمه عبر المؤسسة الملكية أيضا، وهي إلى الآن ست محاضرات كاملة تجدها بسهولة في القائمة المرفقة من يوتيوب، تبدأ من عجائب الكيمياء والألعاب النارية وتمر بالمتفجرات وصولا إلى كيمياء الفحم والسوائل، تُقدَّم كل تلك المحاضرات -سواء الخاصة بـ "زيلدو" أو "بيشوب" أو "ميوداونك"- لمستوى المبتدئين، سيحبها الأطفال والمراهقون كما سيحبها الشباب والكبار، ذلك لأن تجاربها ممتعة، وطريقة الشرح سلسة جدا.
حسنا، كانت تلك هي 12 محاضرة ممتعة ودسمة للمبتدئين في الكيمياء، وكلها من القناة نفسها على يوتيوب "المؤسسة الملكية" والتي ينصح الكاتب بمتابعة جديدها أولا بأول، ستُفيد حقا في إثراء إدراكك تجاه الكيمياء الممتعة، وربما ستكتمل الصورة مع كتاب واحد بسيط في أساسيات الكيمياء، أي كتاب من تلك المجموعة بالأعلى، خاصة إذا اهتممت بالتعرف إلى الأجزاء الأساسية في الكيمياء، تلك التي تتعلق بما يعنيه اصطلاح مثل الذرة أو العنصر أو المركب أو الجزيء والفارق بين كلٍّ منها، كذلك ما يعنيه التفاعل الكيميائي وما تعنيه الروابط الكيميائية، بالإضافة إلى الجدول الدوري، سيُشكِّل ذلك -إلى جانب المحاضرات- قاعدة صلبة في الكيمياء لمبتدئ من الصفر، أو شخص يود أن يندهش بروائع الطبيعة فقط.
الكيمياء ممتعة، درسها كاتب التقرير، إلى جانب المواد الطبية والصيدلانية، لمدة خمس سنوات في الكلية ولم يجد بها أي ملل، يحتاج الأمر فقط إلى أن تتعامل معها بطريقة خاصة بعض الشيء، سنتحدث عنها باستفاضة في تقرير المساقات القادم، لكن الفكرة العامة هي أن تربط ما تتعلّمه بأرض الواقع، وأن تعرف أنك -في الكيمياء- تقف بين عدة عوالم متقاطعة لا تصح الصورة إلا بإدراكها جميعا، وأن تتعلَّم كذلك أنها مادة يمتزج فيها الحفظ والفهم بنسب متعادلة.
لكن المدهش في الكيمياء، لا شك، هو قدرتها على تغيير وجهة نظرك عن أشياء طبيعية تراها كل يوم وتتعامل معها دون أن تُدرك قدر الجمال الساكن في طياتها، في الواقع فإن ذلك يكشف الكثير عن روعة العلم، فرغم بروده الظاهر، وكأنه يُجرِّد الأشياء من طبيعتها، فإنه رومانسي في أحد جوانبه، يعرفنا إلى جمال الأشياء بصورة خاصة جدا وممتعة بطريقة لا تتصوّرها، يشرح ريتشارد فاينمان، الفيزيائي الشهير، تلك الفكرة في حديث له مع محاور الـ "BBC" ذات مرة حينما قال إن صديقا أخبره أن الزهرة جميلة، لكنكم -أيها العلماء- لا يمكن أن تروا جمالها، فهي باردة بالنسبة لكم لأنها مجرد "شيء" مكوّن من ذرات.
لكن فاينمان هنا يرد بأن جمال الزهرة، وكل شيء آخر، واضح للجميع بما في ذلك العلماء أنفسهم، لكنه جمال ذو بُعد واحد فقط، حيث يمكن لنا أيضا أن نرى ما هو أعمق من ذلك، يمكن أن نرى خلاياها التي تنتظم بشكل ساحر، وتفاعلاتها الكيميائية المذهلة، وكيف أنها تطوَّرت بهذا الشكل لتجذب نوعا محددا من الحشرات، في كل ذلك تظهر تلك الزهرة بما هو أكثر عمقا واتساعا من جمالها المعتاد، هنا يسأل فاينمان: هل أرى أكثر إذن أم أرى أقل؟
بل ترى أكثر يا سيد فاينمان، وفي الكيمياء نرى من المادة حولنا أروع جوانبها، نرى نوعا خاصا من الجمال، فقط يتطلَّب الأمر أن نهدأ قليلا، ونتأمّل.
المصدر : الجزيرة
aj-logo
aj-logo
aj-logo
إعلان
تابع الجزيرة نت على:
شعار شبكة الجزيرة الإعلامية
جميع الحقوق محفوظة © 2024 شبكة الجزيرة الاعلامية | article | Arabic | ar | "أعقد العلوم".. خمسة كتب تُقدِّم لك الكيمياء ببساطة - الجزيرة نت | https://www.aljazeera.net/midan/miscellaneous/science/2019/10/22/%D8%A3%D8%B9%D9%82%D8%AF-%D8%A7%D9%84%D8%B9%D9%84%D9%88%D9%85-%D8%AE%D9%85%D8%B3%D8%A9-%D9%83%D8%AA%D8%A8-%D8%AA%D9%82%D8%AF%D9%85-%D9%84%D9%83-%D8%A7%D9%84%D9%83%D9%8A%D9%85%D9%8A%D8%A7%D8%A1 |
51,402 | في نهاية حديثنا معا دعنا نقف قليلا عند أحد أشهر العلماء المتخصصين في طبيعة المادة، إنه "مارك ميوداونك" أستاذ علم المواد من كلية لندن الجامعية، والذي اشتهر خلال السنوات القليلة الفائتة بكتبه ومحاضراته للعامة عن علوم المواد، نتحدث هنا عن كل شيء تراه في محيطك، الورق الذي تقرأ منه، والحديد في أرجل طاولتك، والخرسانة في جدران منزلك، والبلاستك في فرشاة أسنانك، إنه عالم عميق حقا ويدعو للاندهاش كلما تعرفت إليه. | paragraph | أظهر القائمة الرئيسية
Navigation menu
اضغط هنا للبحثsearch
# شعار قسم ميدان
Navigation menucaret-left
caret-right
# "أعقد العلوم".. خمسة كتب تُقدِّم لك الكيمياء ببساطة
ميدان - الكيمياء تعليم علوم
22/10/2019
رغم أنها ليست الأصعب، فإن الكيمياء تنتشر في أوساط الطلاب والعامة بأنها مادة مُربكة للغاية، غدّارة بحد تعبير الممثل المصري محمد هنيدي في أحد أفلامه واسعة الشهرة، ورغم الأهمية الكبيرة لهذا النطاق العلمي البديع فإنه لا يلقى الكثير من الاهتمام في أوساط تبسيط العلوم، ونتحدث هنا بشكل خاص عن الكتب والمساقات، إذ يمكن أن تجد عشرات الكتب التي تُبسّط الكوانتم والنسبية وتُثير اندهاشك بالجديد في عالم الأكوان المتوازية والجاذبية الكمومية والثقوب السوداء، بينما في الكيمياء تجد القليل جدا منها.
ربما لأن البعض يراها للوهلة الأولى مملة، إلا أن ذلك ليس صحيحا بالمرة، فما إن تدخل قليلا إلى عوالمها الممتعة حتّى تستكشف أن فينس غيليغان، مؤلف مسلسل "بريكنغ باد"، كان ذكيا في اختياره لوظيفة السيد والتر وايت في مسلسله، ليس فقط لأنها الطريقة المُثلى لصناعة الميث الكريستالي، بل لأن الكيمياء، بحد تعبير السيد وايت، هي علم التغير، والتغير هو أقوى قوانين هذا الكون، فكل شيء يميل إلى التحوّل تدريجيا وببطء شديد إلى شيء آخر، بداية من أصغر خلية في جسمك ووصولا إلى الطبق النحاسي أو ذلك المصنوع من الحديد غير القابل للصدأ في مطبخ منزلك.
undefined
ولأن الكيمياء -على أهميتها الشديدة بين العلوم- لا تجد مكانا واضحا في المحتوى العربي، فإن القسم العلمي في "ميدان" سيعرض لمصادرها في تقريرين منفصلين، الأول -هذا التقرير- سيُقدِّم مجموعة من الكتب والمحاضرات المُبسَّطة، من نطاق العلوم الشعبية، والتي تشرح الكيمياء بصورة سهلة تصلح للجميع وتُقدِّم فكرة عامة عن مدى روعة الكيمياء وفروعها في حياتنا اليومية بدرجة قادرة على إدهاشك، أما الثاني -وهو تقرير قريب- فسيدخل بك إلى نقطة أعمق، وهي المساقات التي تشرح الكيمياء بداية من مستوى المرحلة الثانوية وصولا إلى مستوى جامعي، سيُفيدك ذلك كثيرا إذا وددت الخوض بشكل أعمق في عالم الكيمياء الواسع والممتع في آنٍ واحد.
روعة الكيمياء
حسنا، قال الطبيب والكيميائي باراسيلسوس ذات مرة: "حتى قاتِل الكلاب لا يتعلّم حرفته من الكتب، بل يستمدّها من التجربة فقط"، أما رالف والدو إيمرسون فقد قال في كتابه "مقالات: السلسلة الثانية" إن مذاق أكسيد النيتروز ونيران البركان الصناعي أفضل من مجلدات الكيمياء"، في إشارة إلى أن التجارب هي روح الكيمياء، لذلك فإن أول ترشيحاتنا سيكون لا شك كتاب "روعة الكيمياء – العلم المذهل للأشياء المألوفة" لـ "كاثي كوب" و"مونتي فيتر وولف"، واحد من أفضل الكتب التي تُرجمت إلى العربية في الكيمياء للعامة.
undefined
يحوي الكتاب عددا كبيرا من التجارب التي تستخدم أدوات منزلية عادية ومواد يمكن أن تجدها بسهولة في المتجر أو الصيدلية، وعلى بساطة معطياتك فإن مؤلفَيْ الكتاب يتمكّنان بالفعل من تحويل مطبخك أو مأربك أو سطح منزلك إلى معمل كيمياء حقيقي تمارس فيه أعقد أنواع التفاعلات لكن بصورة آمنة عليك وعلى أطفالك، في أثناء تلك الممارسات الممتعة تُقدَّم أساسات الكيمياء إليك بأسلوب سلس وبسيط، لا يخلو من المرح، كما أنه بعدد كبير من الاقتباسات الممتعة في الحقيقة.
الكتاب دسم وشامل بعض الشيء، يُمثِّل رحلة طويلة بمسافة نحو 400 صفحة، يبدأ بالعناصر والجدول الدوري ثم ينتقل لطبائع المادة وخصائصها وبعد ذلك يشرح بعض الشيء ما تعنيه الروابط والتفاعلات الكيميائية، مع جزء خاص بتطبيقات الكيمياء وبعض فروعها وصولا إلى الكيمياء العضوية، لكنه على الرغم من كل تلك الموضوعات التي تبدو باردة فإن الكتاب غير ممل على الإطلاق، خاصة أن الترجمة مقبولة ويمكن لك المُضي قُدما فيها بدرجة من السهولة.
أمور كيميائية
الآن دعنا ننتقل إلى كتاب مختلف تماما، لكنه لا يزال يحتفظ بسِمَة البساطة والمناسبة لقارئ مبتدئ بداية من فئة عمرية صغيرة، المرحلة الإعدادية والثانوية وصولا إلى المبتدئين من فئات أكبر سنا، وهو في الحقيقة ليس كتابا واحدا بل 10 مجلدات صغيرة، نحو 60-70 صفحة للواحد منها، من القطع الكبير، نتحدث هنا عن سلسلة الكيمياء الرائعة "أمور كيميائية" لـ "آلان كوب" وآخرين، وتُصدرها مؤسسة الكويت للتقدم العلمي.
undefined
السلسلة هي مقدمة في الكيمياء الدراسية، تشرح الأجزاء الأساسية لمنهج الكيمياء بداية من التعريف بالذرة والعناصر، مرورا بالجدول الدوري وخصائصه، ثم حالات المادة وطبيعة التفاعلات الكيميائية، وصولا إلى بعض الفروع المهمة للكيمياء كالكيمياء الحيوية والعضوية وبعض تطبيقات الكيمياء. بالنسبة إلى منهج مُبسَّط لتعلُّم الكيمياء، فإن هذه السلسلة شاملة إلى حدٍّ كبير، كما أنها ممتعة كذلك في طريقة تقديمها للموضوعات.
المجموعة في مجملها بسيطة، مُقدَّمة بلغة مُمتعة، تختلف لا شك في أسلوب تقديمها عن كتاب كوب وولف السابق، فهي تتخذ أسلوبا قريبا من كونه دراسيا، إلا أنها سلسة ومُقدَّمة بحيث لا تحتاج إلى مُدرِّس، وعلى الرغم من أنك ستشعر بالحيرة في البداية، فإنك ستألف مادة السلسلة مع الوقت، خاصة تلك المربعات الجانبية المثيرة للانتباه، والتي تعرض لجوانب متنوعة كـ "جربها بنفسك" و"نظرة فاحصة" و"مصطلحات أساسية" مع لمحات عن شخصية بعينها أثَّرت في تاريخ علم الكيمياء إلى جانب مجموعة من القصص التاريخية الممتعة التي تُخفِّف من وطأة المادة العلمية التي تظهر باردة بعض الشيء.
قوس قزح الحي
دعنا الآن نتأمل كتابا مختلفا قليلا عن سابقيه، فهو لا يُقدِّم للكيمياء نفسها لكنه يأخذك في رحلة مُمتعة للحديث عن أكثر شيء مألوف في حياتنا، إنه "الماء". هذه النوعية من الكتب لها طريقة مختلفة في العرض، لذلك آثرنا أن نضع واحدا منها في ترشيحاتنا، فهي لا تُقدِّم للكيمياء فقط، أو الكيمياء بشكل عام، لكنها تعرض لنقطة واحدة فقط ثم تتفرع منها إلى محيط هائل ومدهش تصبح الكيمياء جزءا منه إلى جانب عدة علوم أخرى، هذه الطريقة متعددة النطاقات تضعك في قلب الطريقة العلمية وتفتح لك الباب لفهم تعقّدها البديع والذي تتشابك فيه كل العلوم معا، على عكس ما يمكن أن يظن طالب في المرحلة الثانوية أو الجامعة لأنه يدرس كل نطاق على حدة.
undefined
كتابنا هذه المرة هو "قوس قزح الحي: الماء" لمؤلفته ماي وان-هو، عالمة الجينات المعروفة وذات الباع الواسع في الكتابة للعامة، وتُقدِّم في هذا الكتاب أشبه ما يكون بموسوعة عن الماء، هذا السائل البسيط الذي تراه في كل مكان وتظن أننا نعرف كل شيء عنه لكنه في الواقع سر كبير وإحدى أعاجيب الحياة على سطح الأرض، يبدأ الكتاب من كيمياء الماء، ثم ينتقل إلى ميكانيكا الكم الخاصة به، ثم البيولوجيا، ووصولا إلى الاحتياجات النانووية لعلم يُفسِّر طبيعة الماء الحقيقية.
الكتاب مُقسَّم إلى 23 فصلا، كلٌّ منها أشبه ما يكون بمقال طويل، لكنه ليس سهلا بالدرجة الكافية، تحتاج إلى الكثير من الجهد كي تنفذ من بين طيّاته، وربما مُقدِّمة سابقة في الكيمياء والبيولوجيا ستساعدك على اجتيازه بدرجة أكبر من السهولة، كذلك فإن الترجمة صعبة بعض الشيء لكنك ستألفها مع الوقت. في كل الأحوال فإن هذا ليس كتابا ستقف عند حدوده فقط، بل ستحتاج من حين إلى آخر إلى أن تخرج إلى عوالم غوغل ويوتيوب الواسعة لتفهم بعض النقاط التقنية به، لكن الأمر -على كل حال- يستحق أن تبذل كل ذلك الجهد.
أسرار الكيمياء
الآن لنعد من جديد إلى أحد أسهل وألذ الكتب التي تتحدث عن الكيمياء بشكل عام، مقارنة بسابقه فهو مُقدِّمة قصيرة جدا وغاية في البساطة لما يجب أن تعرفه عن هذا العلم البديع. "أسرار الكيمياء" لـ "و. جرهام ريتشاردز"، والمترجم عن عنوان مختلف قليلا وهو "Problems of chemistry" يأتي في نحو 100 صفحة فقط ليتحدّى مقدمي الفيزياء بثقوبها السوداء وكواركاتها المثيرة، فيُقدِّم للكيمياء بصورة ممتعة أيضا، تجذبك إلى استخداماتها اليومية، ودورها المهم جدا في الإجابة عن أسئلة العالم المعاصر كالتلوث أو التغير المناخي، بمعنى أوضح: كيف تُنقذنا الكيمياء؟!
undefined
يبدأ الكتاب من فصل أول قصير يتحدث عن بدايات الكون، والتي هي بدايات الكيمياء، موضحا ما تعنيه اصطلاحات مثل ذرة أو جزيء أو مركب، بعد ذلك -كعادة هذا النوع من الكتب- ينتقل إلى الجدول الدوري وخصائصه، ثم ينتقل بعد ذلك إلى طبيعة الكيمياء وتخصصاتها المدهشة، ثم إلى كيمياء الغازات والسوائل والمواد الصلبة، مع فصل ممتع جدا عن روعة التماثل في الكيمياء. (محبو التماثل في الكيمياء، من هواتها ومُتخصّصيها، سيرغبون -لا شك- في تأمل كتاب الدكتور محمد صبري أحمد عبد المطلب "روعة التماثل في الكيمياء"، وهو كتاب متخصص لا يمكن لمبتدئ الخوض فيه، متاح مجانا عبر مؤسسة هنداوي على الإنترنت).
بعد ذلك ينتقل الكتاب إلى أمور تطبيقية رائعة في الحقيقة، فيُعلمك عن الدور الذي تلعبه الكيمياء في الغذاء والطاقة والعقاقير الطبية والجزيئات البيولوجية، كل ذلك في فصول قصيرة سلسة لا تخلو من الأمثلة الممتعة والتطبيقات التي تراها في حياتك يوميا، حجم الكتاب وبساطة مادته يجعلانه المرشح الأمثل لمبتدئ كسول يودّ فقط أن يأخذ فكرة عامة عن نطاق ما، لكن يعيب الكتاب أنه قديم بعض الشيء، إلا أن ذلك لا يضر كثيرا بطبيعة مادته.
undefined
المادة كما لم ترها من قبل
في نهاية حديثنا معا دعنا نقف قليلا عند أحد أشهر العلماء المتخصصين في طبيعة المادة، إنه "مارك ميوداونك" أستاذ علم المواد من كلية لندن الجامعية، والذي اشتهر خلال السنوات القليلة الفائتة بكتبه ومحاضراته للعامة عن علوم المواد، نتحدث هنا عن كل شيء تراه في محيطك، الورق الذي تقرأ منه، والحديد في أرجل طاولتك، والخرسانة في جدران منزلك، والبلاستك في فرشاة أسنانك، إنه عالم عميق حقا ويدعو للاندهاش كلما تعرفت إليه.
undefined
قبل نحو العامين تُرجمت أهم كتب ميوداونك إلى اللغة العربية، وهو كتاب "Stuff matters: the Marvelous Materials That Shape Our Man-Made World" والذي صدر بعنوان "المادة في حياتنا: استكشاف المواد المدهشة التي تُشكِّل عالمنا الاصطناعي"، اطلع كاتب التقرير على أجزاء من النسخة الإنجليزية من الكتاب قبل عدة سنوات، وهو حقا مدهش، تخرج منه بوجهة نظر مختلفة عن طبيعة هذا العالم من حولك، يأخذك الكاتب في كل مرة إلى الدور التاريخي لمادة ما، ثم في فصل آخر إلى دورها التقني، وفي فصل آخر إلى علاقتها بثقافتنا، في النهاية تكتشف أن كل تلك الأشياء الباردة الجامدة التي ربما لا تهتم بوجودها -لأنها أصبحت أشياء يومية معتادة- ليست كذلك أبدا بحسب ميوداونك وطريقته السهلة في العرض.
undefined
محاضرات ممتعة
الكتاب رائع حقا، ويستحق أن تطلع عليه، لكن الأكثر أهمية هو أن تبحث عن مؤلف الكتاب نفسه "mark miodownik" على يوتيوب، حيث يُقدِم مجموعة رائعة من المحاضرات، لكن أفضلها لا شك هي تلك التي قدَّمها في المؤسسة الملكية الإنجليزية للعلوم، حيث قدَّم محاضرتين ممتعتين كل واحدة منهما تُلخّص مادة أحد كتبه، الأولى هي "Strange Materials"، والثانية هي "Delightful and Dangerous Liquids" ويقوم خلالهما بمجموعة رائعة حقا من التجارب.
لا مانع كذلك، ربما، من أن تترك الكتب قليلا وتتأمل محاضرات البروفيسور كريس بيشوب (Chris Bishop) الرائعة على قناة المؤسسة الملكية كذلك بمنصة يوتيوب، لا شيء يُقال عن عظمة تلك المحاضرات الأربعة -إلى الآن- في الحقيقة، وهي "Explosive Science" و"It’s Rocket Science" و"The Science of Fireworks!" و"Chemical Curiosities: Surprising Science and Dramatic Demonstrations"، مدة الواحدة منها ساعة في المتوسط، لكنها تساوي كتابا كاملا.
وطالما أننا في أرض المحاضرات فلا بد أن تبحث أيضا عن محاضرات البروفيسور الرائع أندرو زيلدو (Andrew Szydlo)، هناك الكثير من المحاضرات له على يوتيوب لكن أفضلها لا شك هي ما قدَّمه عبر المؤسسة الملكية أيضا، وهي إلى الآن ست محاضرات كاملة تجدها بسهولة في القائمة المرفقة من يوتيوب، تبدأ من عجائب الكيمياء والألعاب النارية وتمر بالمتفجرات وصولا إلى كيمياء الفحم والسوائل، تُقدَّم كل تلك المحاضرات -سواء الخاصة بـ "زيلدو" أو "بيشوب" أو "ميوداونك"- لمستوى المبتدئين، سيحبها الأطفال والمراهقون كما سيحبها الشباب والكبار، ذلك لأن تجاربها ممتعة، وطريقة الشرح سلسة جدا.
حسنا، كانت تلك هي 12 محاضرة ممتعة ودسمة للمبتدئين في الكيمياء، وكلها من القناة نفسها على يوتيوب "المؤسسة الملكية" والتي ينصح الكاتب بمتابعة جديدها أولا بأول، ستُفيد حقا في إثراء إدراكك تجاه الكيمياء الممتعة، وربما ستكتمل الصورة مع كتاب واحد بسيط في أساسيات الكيمياء، أي كتاب من تلك المجموعة بالأعلى، خاصة إذا اهتممت بالتعرف إلى الأجزاء الأساسية في الكيمياء، تلك التي تتعلق بما يعنيه اصطلاح مثل الذرة أو العنصر أو المركب أو الجزيء والفارق بين كلٍّ منها، كذلك ما يعنيه التفاعل الكيميائي وما تعنيه الروابط الكيميائية، بالإضافة إلى الجدول الدوري، سيُشكِّل ذلك -إلى جانب المحاضرات- قاعدة صلبة في الكيمياء لمبتدئ من الصفر، أو شخص يود أن يندهش بروائع الطبيعة فقط.
الكيمياء ممتعة، درسها كاتب التقرير، إلى جانب المواد الطبية والصيدلانية، لمدة خمس سنوات في الكلية ولم يجد بها أي ملل، يحتاج الأمر فقط إلى أن تتعامل معها بطريقة خاصة بعض الشيء، سنتحدث عنها باستفاضة في تقرير المساقات القادم، لكن الفكرة العامة هي أن تربط ما تتعلّمه بأرض الواقع، وأن تعرف أنك -في الكيمياء- تقف بين عدة عوالم متقاطعة لا تصح الصورة إلا بإدراكها جميعا، وأن تتعلَّم كذلك أنها مادة يمتزج فيها الحفظ والفهم بنسب متعادلة.
لكن المدهش في الكيمياء، لا شك، هو قدرتها على تغيير وجهة نظرك عن أشياء طبيعية تراها كل يوم وتتعامل معها دون أن تُدرك قدر الجمال الساكن في طياتها، في الواقع فإن ذلك يكشف الكثير عن روعة العلم، فرغم بروده الظاهر، وكأنه يُجرِّد الأشياء من طبيعتها، فإنه رومانسي في أحد جوانبه، يعرفنا إلى جمال الأشياء بصورة خاصة جدا وممتعة بطريقة لا تتصوّرها، يشرح ريتشارد فاينمان، الفيزيائي الشهير، تلك الفكرة في حديث له مع محاور الـ "BBC" ذات مرة حينما قال إن صديقا أخبره أن الزهرة جميلة، لكنكم -أيها العلماء- لا يمكن أن تروا جمالها، فهي باردة بالنسبة لكم لأنها مجرد "شيء" مكوّن من ذرات.
لكن فاينمان هنا يرد بأن جمال الزهرة، وكل شيء آخر، واضح للجميع بما في ذلك العلماء أنفسهم، لكنه جمال ذو بُعد واحد فقط، حيث يمكن لنا أيضا أن نرى ما هو أعمق من ذلك، يمكن أن نرى خلاياها التي تنتظم بشكل ساحر، وتفاعلاتها الكيميائية المذهلة، وكيف أنها تطوَّرت بهذا الشكل لتجذب نوعا محددا من الحشرات، في كل ذلك تظهر تلك الزهرة بما هو أكثر عمقا واتساعا من جمالها المعتاد، هنا يسأل فاينمان: هل أرى أكثر إذن أم أرى أقل؟
بل ترى أكثر يا سيد فاينمان، وفي الكيمياء نرى من المادة حولنا أروع جوانبها، نرى نوعا خاصا من الجمال، فقط يتطلَّب الأمر أن نهدأ قليلا، ونتأمّل.
المصدر : الجزيرة
aj-logo
aj-logo
aj-logo
إعلان
تابع الجزيرة نت على:
شعار شبكة الجزيرة الإعلامية
جميع الحقوق محفوظة © 2024 شبكة الجزيرة الاعلامية | article | Arabic | ar | "أعقد العلوم".. خمسة كتب تُقدِّم لك الكيمياء ببساطة - الجزيرة نت | https://www.aljazeera.net/midan/miscellaneous/science/2019/10/22/%D8%A3%D8%B9%D9%82%D8%AF-%D8%A7%D9%84%D8%B9%D9%84%D9%88%D9%85-%D8%AE%D9%85%D8%B3%D8%A9-%D9%83%D8%AA%D8%A8-%D8%AA%D9%82%D8%AF%D9%85-%D9%84%D9%83-%D8%A7%D9%84%D9%83%D9%8A%D9%85%D9%8A%D8%A7%D8%A1 |
51,403 | قبل نحو العامين تُرجمت أهم كتب ميوداونك إلى اللغة العربية، وهو كتاب "Stuff matters: the Marvelous Materials That Shape Our Man-Made World" والذي صدر بعنوان "المادة في حياتنا: استكشاف المواد المدهشة التي تُشكِّل عالمنا الاصطناعي"، اطلع كاتب التقرير على أجزاء من النسخة الإنجليزية من الكتاب قبل عدة سنوات، وهو حقا مدهش، تخرج منه بوجهة نظر مختلفة عن طبيعة هذا العالم من حولك، يأخذك الكاتب في كل مرة إلى الدور التاريخي لمادة ما، ثم في فصل آخر إلى دورها التقني، وفي فصل آخر إلى علاقتها بثقافتنا، في النهاية تكتشف أن كل تلك الأشياء الباردة الجامدة التي ربما لا تهتم بوجودها -لأنها أصبحت أشياء يومية معتادة- ليست كذلك أبدا بحسب ميوداونك وطريقته السهلة في العرض. | paragraph | أظهر القائمة الرئيسية
Navigation menu
اضغط هنا للبحثsearch
# شعار قسم ميدان
Navigation menucaret-left
caret-right
# "أعقد العلوم".. خمسة كتب تُقدِّم لك الكيمياء ببساطة
ميدان - الكيمياء تعليم علوم
22/10/2019
رغم أنها ليست الأصعب، فإن الكيمياء تنتشر في أوساط الطلاب والعامة بأنها مادة مُربكة للغاية، غدّارة بحد تعبير الممثل المصري محمد هنيدي في أحد أفلامه واسعة الشهرة، ورغم الأهمية الكبيرة لهذا النطاق العلمي البديع فإنه لا يلقى الكثير من الاهتمام في أوساط تبسيط العلوم، ونتحدث هنا بشكل خاص عن الكتب والمساقات، إذ يمكن أن تجد عشرات الكتب التي تُبسّط الكوانتم والنسبية وتُثير اندهاشك بالجديد في عالم الأكوان المتوازية والجاذبية الكمومية والثقوب السوداء، بينما في الكيمياء تجد القليل جدا منها.
ربما لأن البعض يراها للوهلة الأولى مملة، إلا أن ذلك ليس صحيحا بالمرة، فما إن تدخل قليلا إلى عوالمها الممتعة حتّى تستكشف أن فينس غيليغان، مؤلف مسلسل "بريكنغ باد"، كان ذكيا في اختياره لوظيفة السيد والتر وايت في مسلسله، ليس فقط لأنها الطريقة المُثلى لصناعة الميث الكريستالي، بل لأن الكيمياء، بحد تعبير السيد وايت، هي علم التغير، والتغير هو أقوى قوانين هذا الكون، فكل شيء يميل إلى التحوّل تدريجيا وببطء شديد إلى شيء آخر، بداية من أصغر خلية في جسمك ووصولا إلى الطبق النحاسي أو ذلك المصنوع من الحديد غير القابل للصدأ في مطبخ منزلك.
undefined
ولأن الكيمياء -على أهميتها الشديدة بين العلوم- لا تجد مكانا واضحا في المحتوى العربي، فإن القسم العلمي في "ميدان" سيعرض لمصادرها في تقريرين منفصلين، الأول -هذا التقرير- سيُقدِّم مجموعة من الكتب والمحاضرات المُبسَّطة، من نطاق العلوم الشعبية، والتي تشرح الكيمياء بصورة سهلة تصلح للجميع وتُقدِّم فكرة عامة عن مدى روعة الكيمياء وفروعها في حياتنا اليومية بدرجة قادرة على إدهاشك، أما الثاني -وهو تقرير قريب- فسيدخل بك إلى نقطة أعمق، وهي المساقات التي تشرح الكيمياء بداية من مستوى المرحلة الثانوية وصولا إلى مستوى جامعي، سيُفيدك ذلك كثيرا إذا وددت الخوض بشكل أعمق في عالم الكيمياء الواسع والممتع في آنٍ واحد.
روعة الكيمياء
حسنا، قال الطبيب والكيميائي باراسيلسوس ذات مرة: "حتى قاتِل الكلاب لا يتعلّم حرفته من الكتب، بل يستمدّها من التجربة فقط"، أما رالف والدو إيمرسون فقد قال في كتابه "مقالات: السلسلة الثانية" إن مذاق أكسيد النيتروز ونيران البركان الصناعي أفضل من مجلدات الكيمياء"، في إشارة إلى أن التجارب هي روح الكيمياء، لذلك فإن أول ترشيحاتنا سيكون لا شك كتاب "روعة الكيمياء – العلم المذهل للأشياء المألوفة" لـ "كاثي كوب" و"مونتي فيتر وولف"، واحد من أفضل الكتب التي تُرجمت إلى العربية في الكيمياء للعامة.
undefined
يحوي الكتاب عددا كبيرا من التجارب التي تستخدم أدوات منزلية عادية ومواد يمكن أن تجدها بسهولة في المتجر أو الصيدلية، وعلى بساطة معطياتك فإن مؤلفَيْ الكتاب يتمكّنان بالفعل من تحويل مطبخك أو مأربك أو سطح منزلك إلى معمل كيمياء حقيقي تمارس فيه أعقد أنواع التفاعلات لكن بصورة آمنة عليك وعلى أطفالك، في أثناء تلك الممارسات الممتعة تُقدَّم أساسات الكيمياء إليك بأسلوب سلس وبسيط، لا يخلو من المرح، كما أنه بعدد كبير من الاقتباسات الممتعة في الحقيقة.
الكتاب دسم وشامل بعض الشيء، يُمثِّل رحلة طويلة بمسافة نحو 400 صفحة، يبدأ بالعناصر والجدول الدوري ثم ينتقل لطبائع المادة وخصائصها وبعد ذلك يشرح بعض الشيء ما تعنيه الروابط والتفاعلات الكيميائية، مع جزء خاص بتطبيقات الكيمياء وبعض فروعها وصولا إلى الكيمياء العضوية، لكنه على الرغم من كل تلك الموضوعات التي تبدو باردة فإن الكتاب غير ممل على الإطلاق، خاصة أن الترجمة مقبولة ويمكن لك المُضي قُدما فيها بدرجة من السهولة.
أمور كيميائية
الآن دعنا ننتقل إلى كتاب مختلف تماما، لكنه لا يزال يحتفظ بسِمَة البساطة والمناسبة لقارئ مبتدئ بداية من فئة عمرية صغيرة، المرحلة الإعدادية والثانوية وصولا إلى المبتدئين من فئات أكبر سنا، وهو في الحقيقة ليس كتابا واحدا بل 10 مجلدات صغيرة، نحو 60-70 صفحة للواحد منها، من القطع الكبير، نتحدث هنا عن سلسلة الكيمياء الرائعة "أمور كيميائية" لـ "آلان كوب" وآخرين، وتُصدرها مؤسسة الكويت للتقدم العلمي.
undefined
السلسلة هي مقدمة في الكيمياء الدراسية، تشرح الأجزاء الأساسية لمنهج الكيمياء بداية من التعريف بالذرة والعناصر، مرورا بالجدول الدوري وخصائصه، ثم حالات المادة وطبيعة التفاعلات الكيميائية، وصولا إلى بعض الفروع المهمة للكيمياء كالكيمياء الحيوية والعضوية وبعض تطبيقات الكيمياء. بالنسبة إلى منهج مُبسَّط لتعلُّم الكيمياء، فإن هذه السلسلة شاملة إلى حدٍّ كبير، كما أنها ممتعة كذلك في طريقة تقديمها للموضوعات.
المجموعة في مجملها بسيطة، مُقدَّمة بلغة مُمتعة، تختلف لا شك في أسلوب تقديمها عن كتاب كوب وولف السابق، فهي تتخذ أسلوبا قريبا من كونه دراسيا، إلا أنها سلسة ومُقدَّمة بحيث لا تحتاج إلى مُدرِّس، وعلى الرغم من أنك ستشعر بالحيرة في البداية، فإنك ستألف مادة السلسلة مع الوقت، خاصة تلك المربعات الجانبية المثيرة للانتباه، والتي تعرض لجوانب متنوعة كـ "جربها بنفسك" و"نظرة فاحصة" و"مصطلحات أساسية" مع لمحات عن شخصية بعينها أثَّرت في تاريخ علم الكيمياء إلى جانب مجموعة من القصص التاريخية الممتعة التي تُخفِّف من وطأة المادة العلمية التي تظهر باردة بعض الشيء.
قوس قزح الحي
دعنا الآن نتأمل كتابا مختلفا قليلا عن سابقيه، فهو لا يُقدِّم للكيمياء نفسها لكنه يأخذك في رحلة مُمتعة للحديث عن أكثر شيء مألوف في حياتنا، إنه "الماء". هذه النوعية من الكتب لها طريقة مختلفة في العرض، لذلك آثرنا أن نضع واحدا منها في ترشيحاتنا، فهي لا تُقدِّم للكيمياء فقط، أو الكيمياء بشكل عام، لكنها تعرض لنقطة واحدة فقط ثم تتفرع منها إلى محيط هائل ومدهش تصبح الكيمياء جزءا منه إلى جانب عدة علوم أخرى، هذه الطريقة متعددة النطاقات تضعك في قلب الطريقة العلمية وتفتح لك الباب لفهم تعقّدها البديع والذي تتشابك فيه كل العلوم معا، على عكس ما يمكن أن يظن طالب في المرحلة الثانوية أو الجامعة لأنه يدرس كل نطاق على حدة.
undefined
كتابنا هذه المرة هو "قوس قزح الحي: الماء" لمؤلفته ماي وان-هو، عالمة الجينات المعروفة وذات الباع الواسع في الكتابة للعامة، وتُقدِّم في هذا الكتاب أشبه ما يكون بموسوعة عن الماء، هذا السائل البسيط الذي تراه في كل مكان وتظن أننا نعرف كل شيء عنه لكنه في الواقع سر كبير وإحدى أعاجيب الحياة على سطح الأرض، يبدأ الكتاب من كيمياء الماء، ثم ينتقل إلى ميكانيكا الكم الخاصة به، ثم البيولوجيا، ووصولا إلى الاحتياجات النانووية لعلم يُفسِّر طبيعة الماء الحقيقية.
الكتاب مُقسَّم إلى 23 فصلا، كلٌّ منها أشبه ما يكون بمقال طويل، لكنه ليس سهلا بالدرجة الكافية، تحتاج إلى الكثير من الجهد كي تنفذ من بين طيّاته، وربما مُقدِّمة سابقة في الكيمياء والبيولوجيا ستساعدك على اجتيازه بدرجة أكبر من السهولة، كذلك فإن الترجمة صعبة بعض الشيء لكنك ستألفها مع الوقت. في كل الأحوال فإن هذا ليس كتابا ستقف عند حدوده فقط، بل ستحتاج من حين إلى آخر إلى أن تخرج إلى عوالم غوغل ويوتيوب الواسعة لتفهم بعض النقاط التقنية به، لكن الأمر -على كل حال- يستحق أن تبذل كل ذلك الجهد.
أسرار الكيمياء
الآن لنعد من جديد إلى أحد أسهل وألذ الكتب التي تتحدث عن الكيمياء بشكل عام، مقارنة بسابقه فهو مُقدِّمة قصيرة جدا وغاية في البساطة لما يجب أن تعرفه عن هذا العلم البديع. "أسرار الكيمياء" لـ "و. جرهام ريتشاردز"، والمترجم عن عنوان مختلف قليلا وهو "Problems of chemistry" يأتي في نحو 100 صفحة فقط ليتحدّى مقدمي الفيزياء بثقوبها السوداء وكواركاتها المثيرة، فيُقدِّم للكيمياء بصورة ممتعة أيضا، تجذبك إلى استخداماتها اليومية، ودورها المهم جدا في الإجابة عن أسئلة العالم المعاصر كالتلوث أو التغير المناخي، بمعنى أوضح: كيف تُنقذنا الكيمياء؟!
undefined
يبدأ الكتاب من فصل أول قصير يتحدث عن بدايات الكون، والتي هي بدايات الكيمياء، موضحا ما تعنيه اصطلاحات مثل ذرة أو جزيء أو مركب، بعد ذلك -كعادة هذا النوع من الكتب- ينتقل إلى الجدول الدوري وخصائصه، ثم ينتقل بعد ذلك إلى طبيعة الكيمياء وتخصصاتها المدهشة، ثم إلى كيمياء الغازات والسوائل والمواد الصلبة، مع فصل ممتع جدا عن روعة التماثل في الكيمياء. (محبو التماثل في الكيمياء، من هواتها ومُتخصّصيها، سيرغبون -لا شك- في تأمل كتاب الدكتور محمد صبري أحمد عبد المطلب "روعة التماثل في الكيمياء"، وهو كتاب متخصص لا يمكن لمبتدئ الخوض فيه، متاح مجانا عبر مؤسسة هنداوي على الإنترنت).
بعد ذلك ينتقل الكتاب إلى أمور تطبيقية رائعة في الحقيقة، فيُعلمك عن الدور الذي تلعبه الكيمياء في الغذاء والطاقة والعقاقير الطبية والجزيئات البيولوجية، كل ذلك في فصول قصيرة سلسة لا تخلو من الأمثلة الممتعة والتطبيقات التي تراها في حياتك يوميا، حجم الكتاب وبساطة مادته يجعلانه المرشح الأمثل لمبتدئ كسول يودّ فقط أن يأخذ فكرة عامة عن نطاق ما، لكن يعيب الكتاب أنه قديم بعض الشيء، إلا أن ذلك لا يضر كثيرا بطبيعة مادته.
undefined
المادة كما لم ترها من قبل
في نهاية حديثنا معا دعنا نقف قليلا عند أحد أشهر العلماء المتخصصين في طبيعة المادة، إنه "مارك ميوداونك" أستاذ علم المواد من كلية لندن الجامعية، والذي اشتهر خلال السنوات القليلة الفائتة بكتبه ومحاضراته للعامة عن علوم المواد، نتحدث هنا عن كل شيء تراه في محيطك، الورق الذي تقرأ منه، والحديد في أرجل طاولتك، والخرسانة في جدران منزلك، والبلاستك في فرشاة أسنانك، إنه عالم عميق حقا ويدعو للاندهاش كلما تعرفت إليه.
undefined
قبل نحو العامين تُرجمت أهم كتب ميوداونك إلى اللغة العربية، وهو كتاب "Stuff matters: the Marvelous Materials That Shape Our Man-Made World" والذي صدر بعنوان "المادة في حياتنا: استكشاف المواد المدهشة التي تُشكِّل عالمنا الاصطناعي"، اطلع كاتب التقرير على أجزاء من النسخة الإنجليزية من الكتاب قبل عدة سنوات، وهو حقا مدهش، تخرج منه بوجهة نظر مختلفة عن طبيعة هذا العالم من حولك، يأخذك الكاتب في كل مرة إلى الدور التاريخي لمادة ما، ثم في فصل آخر إلى دورها التقني، وفي فصل آخر إلى علاقتها بثقافتنا، في النهاية تكتشف أن كل تلك الأشياء الباردة الجامدة التي ربما لا تهتم بوجودها -لأنها أصبحت أشياء يومية معتادة- ليست كذلك أبدا بحسب ميوداونك وطريقته السهلة في العرض.
undefined
محاضرات ممتعة
الكتاب رائع حقا، ويستحق أن تطلع عليه، لكن الأكثر أهمية هو أن تبحث عن مؤلف الكتاب نفسه "mark miodownik" على يوتيوب، حيث يُقدِم مجموعة رائعة من المحاضرات، لكن أفضلها لا شك هي تلك التي قدَّمها في المؤسسة الملكية الإنجليزية للعلوم، حيث قدَّم محاضرتين ممتعتين كل واحدة منهما تُلخّص مادة أحد كتبه، الأولى هي "Strange Materials"، والثانية هي "Delightful and Dangerous Liquids" ويقوم خلالهما بمجموعة رائعة حقا من التجارب.
لا مانع كذلك، ربما، من أن تترك الكتب قليلا وتتأمل محاضرات البروفيسور كريس بيشوب (Chris Bishop) الرائعة على قناة المؤسسة الملكية كذلك بمنصة يوتيوب، لا شيء يُقال عن عظمة تلك المحاضرات الأربعة -إلى الآن- في الحقيقة، وهي "Explosive Science" و"It’s Rocket Science" و"The Science of Fireworks!" و"Chemical Curiosities: Surprising Science and Dramatic Demonstrations"، مدة الواحدة منها ساعة في المتوسط، لكنها تساوي كتابا كاملا.
وطالما أننا في أرض المحاضرات فلا بد أن تبحث أيضا عن محاضرات البروفيسور الرائع أندرو زيلدو (Andrew Szydlo)، هناك الكثير من المحاضرات له على يوتيوب لكن أفضلها لا شك هي ما قدَّمه عبر المؤسسة الملكية أيضا، وهي إلى الآن ست محاضرات كاملة تجدها بسهولة في القائمة المرفقة من يوتيوب، تبدأ من عجائب الكيمياء والألعاب النارية وتمر بالمتفجرات وصولا إلى كيمياء الفحم والسوائل، تُقدَّم كل تلك المحاضرات -سواء الخاصة بـ "زيلدو" أو "بيشوب" أو "ميوداونك"- لمستوى المبتدئين، سيحبها الأطفال والمراهقون كما سيحبها الشباب والكبار، ذلك لأن تجاربها ممتعة، وطريقة الشرح سلسة جدا.
حسنا، كانت تلك هي 12 محاضرة ممتعة ودسمة للمبتدئين في الكيمياء، وكلها من القناة نفسها على يوتيوب "المؤسسة الملكية" والتي ينصح الكاتب بمتابعة جديدها أولا بأول، ستُفيد حقا في إثراء إدراكك تجاه الكيمياء الممتعة، وربما ستكتمل الصورة مع كتاب واحد بسيط في أساسيات الكيمياء، أي كتاب من تلك المجموعة بالأعلى، خاصة إذا اهتممت بالتعرف إلى الأجزاء الأساسية في الكيمياء، تلك التي تتعلق بما يعنيه اصطلاح مثل الذرة أو العنصر أو المركب أو الجزيء والفارق بين كلٍّ منها، كذلك ما يعنيه التفاعل الكيميائي وما تعنيه الروابط الكيميائية، بالإضافة إلى الجدول الدوري، سيُشكِّل ذلك -إلى جانب المحاضرات- قاعدة صلبة في الكيمياء لمبتدئ من الصفر، أو شخص يود أن يندهش بروائع الطبيعة فقط.
الكيمياء ممتعة، درسها كاتب التقرير، إلى جانب المواد الطبية والصيدلانية، لمدة خمس سنوات في الكلية ولم يجد بها أي ملل، يحتاج الأمر فقط إلى أن تتعامل معها بطريقة خاصة بعض الشيء، سنتحدث عنها باستفاضة في تقرير المساقات القادم، لكن الفكرة العامة هي أن تربط ما تتعلّمه بأرض الواقع، وأن تعرف أنك -في الكيمياء- تقف بين عدة عوالم متقاطعة لا تصح الصورة إلا بإدراكها جميعا، وأن تتعلَّم كذلك أنها مادة يمتزج فيها الحفظ والفهم بنسب متعادلة.
لكن المدهش في الكيمياء، لا شك، هو قدرتها على تغيير وجهة نظرك عن أشياء طبيعية تراها كل يوم وتتعامل معها دون أن تُدرك قدر الجمال الساكن في طياتها، في الواقع فإن ذلك يكشف الكثير عن روعة العلم، فرغم بروده الظاهر، وكأنه يُجرِّد الأشياء من طبيعتها، فإنه رومانسي في أحد جوانبه، يعرفنا إلى جمال الأشياء بصورة خاصة جدا وممتعة بطريقة لا تتصوّرها، يشرح ريتشارد فاينمان، الفيزيائي الشهير، تلك الفكرة في حديث له مع محاور الـ "BBC" ذات مرة حينما قال إن صديقا أخبره أن الزهرة جميلة، لكنكم -أيها العلماء- لا يمكن أن تروا جمالها، فهي باردة بالنسبة لكم لأنها مجرد "شيء" مكوّن من ذرات.
لكن فاينمان هنا يرد بأن جمال الزهرة، وكل شيء آخر، واضح للجميع بما في ذلك العلماء أنفسهم، لكنه جمال ذو بُعد واحد فقط، حيث يمكن لنا أيضا أن نرى ما هو أعمق من ذلك، يمكن أن نرى خلاياها التي تنتظم بشكل ساحر، وتفاعلاتها الكيميائية المذهلة، وكيف أنها تطوَّرت بهذا الشكل لتجذب نوعا محددا من الحشرات، في كل ذلك تظهر تلك الزهرة بما هو أكثر عمقا واتساعا من جمالها المعتاد، هنا يسأل فاينمان: هل أرى أكثر إذن أم أرى أقل؟
بل ترى أكثر يا سيد فاينمان، وفي الكيمياء نرى من المادة حولنا أروع جوانبها، نرى نوعا خاصا من الجمال، فقط يتطلَّب الأمر أن نهدأ قليلا، ونتأمّل.
المصدر : الجزيرة
aj-logo
aj-logo
aj-logo
إعلان
تابع الجزيرة نت على:
شعار شبكة الجزيرة الإعلامية
جميع الحقوق محفوظة © 2024 شبكة الجزيرة الاعلامية | article | Arabic | ar | "أعقد العلوم".. خمسة كتب تُقدِّم لك الكيمياء ببساطة - الجزيرة نت | https://www.aljazeera.net/midan/miscellaneous/science/2019/10/22/%D8%A3%D8%B9%D9%82%D8%AF-%D8%A7%D9%84%D8%B9%D9%84%D9%88%D9%85-%D8%AE%D9%85%D8%B3%D8%A9-%D9%83%D8%AA%D8%A8-%D8%AA%D9%82%D8%AF%D9%85-%D9%84%D9%83-%D8%A7%D9%84%D9%83%D9%8A%D9%85%D9%8A%D8%A7%D8%A1 |
51,404 | الكتاب رائع حقا، ويستحق أن تطلع عليه، لكن الأكثر أهمية هو أن تبحث عن مؤلف الكتاب نفسه "mark miodownik" على يوتيوب، حيث يُقدِم مجموعة رائعة من المحاضرات، لكن أفضلها لا شك هي تلك التي قدَّمها في المؤسسة الملكية الإنجليزية للعلوم، حيث قدَّم محاضرتين ممتعتين كل واحدة منهما تُلخّص مادة أحد كتبه، الأولى هي "Strange Materials"، والثانية هي "Delightful and Dangerous Liquids" ويقوم خلالهما بمجموعة رائعة حقا من التجارب. | paragraph | أظهر القائمة الرئيسية
Navigation menu
اضغط هنا للبحثsearch
# شعار قسم ميدان
Navigation menucaret-left
caret-right
# "أعقد العلوم".. خمسة كتب تُقدِّم لك الكيمياء ببساطة
ميدان - الكيمياء تعليم علوم
22/10/2019
رغم أنها ليست الأصعب، فإن الكيمياء تنتشر في أوساط الطلاب والعامة بأنها مادة مُربكة للغاية، غدّارة بحد تعبير الممثل المصري محمد هنيدي في أحد أفلامه واسعة الشهرة، ورغم الأهمية الكبيرة لهذا النطاق العلمي البديع فإنه لا يلقى الكثير من الاهتمام في أوساط تبسيط العلوم، ونتحدث هنا بشكل خاص عن الكتب والمساقات، إذ يمكن أن تجد عشرات الكتب التي تُبسّط الكوانتم والنسبية وتُثير اندهاشك بالجديد في عالم الأكوان المتوازية والجاذبية الكمومية والثقوب السوداء، بينما في الكيمياء تجد القليل جدا منها.
ربما لأن البعض يراها للوهلة الأولى مملة، إلا أن ذلك ليس صحيحا بالمرة، فما إن تدخل قليلا إلى عوالمها الممتعة حتّى تستكشف أن فينس غيليغان، مؤلف مسلسل "بريكنغ باد"، كان ذكيا في اختياره لوظيفة السيد والتر وايت في مسلسله، ليس فقط لأنها الطريقة المُثلى لصناعة الميث الكريستالي، بل لأن الكيمياء، بحد تعبير السيد وايت، هي علم التغير، والتغير هو أقوى قوانين هذا الكون، فكل شيء يميل إلى التحوّل تدريجيا وببطء شديد إلى شيء آخر، بداية من أصغر خلية في جسمك ووصولا إلى الطبق النحاسي أو ذلك المصنوع من الحديد غير القابل للصدأ في مطبخ منزلك.
undefined
ولأن الكيمياء -على أهميتها الشديدة بين العلوم- لا تجد مكانا واضحا في المحتوى العربي، فإن القسم العلمي في "ميدان" سيعرض لمصادرها في تقريرين منفصلين، الأول -هذا التقرير- سيُقدِّم مجموعة من الكتب والمحاضرات المُبسَّطة، من نطاق العلوم الشعبية، والتي تشرح الكيمياء بصورة سهلة تصلح للجميع وتُقدِّم فكرة عامة عن مدى روعة الكيمياء وفروعها في حياتنا اليومية بدرجة قادرة على إدهاشك، أما الثاني -وهو تقرير قريب- فسيدخل بك إلى نقطة أعمق، وهي المساقات التي تشرح الكيمياء بداية من مستوى المرحلة الثانوية وصولا إلى مستوى جامعي، سيُفيدك ذلك كثيرا إذا وددت الخوض بشكل أعمق في عالم الكيمياء الواسع والممتع في آنٍ واحد.
روعة الكيمياء
حسنا، قال الطبيب والكيميائي باراسيلسوس ذات مرة: "حتى قاتِل الكلاب لا يتعلّم حرفته من الكتب، بل يستمدّها من التجربة فقط"، أما رالف والدو إيمرسون فقد قال في كتابه "مقالات: السلسلة الثانية" إن مذاق أكسيد النيتروز ونيران البركان الصناعي أفضل من مجلدات الكيمياء"، في إشارة إلى أن التجارب هي روح الكيمياء، لذلك فإن أول ترشيحاتنا سيكون لا شك كتاب "روعة الكيمياء – العلم المذهل للأشياء المألوفة" لـ "كاثي كوب" و"مونتي فيتر وولف"، واحد من أفضل الكتب التي تُرجمت إلى العربية في الكيمياء للعامة.
undefined
يحوي الكتاب عددا كبيرا من التجارب التي تستخدم أدوات منزلية عادية ومواد يمكن أن تجدها بسهولة في المتجر أو الصيدلية، وعلى بساطة معطياتك فإن مؤلفَيْ الكتاب يتمكّنان بالفعل من تحويل مطبخك أو مأربك أو سطح منزلك إلى معمل كيمياء حقيقي تمارس فيه أعقد أنواع التفاعلات لكن بصورة آمنة عليك وعلى أطفالك، في أثناء تلك الممارسات الممتعة تُقدَّم أساسات الكيمياء إليك بأسلوب سلس وبسيط، لا يخلو من المرح، كما أنه بعدد كبير من الاقتباسات الممتعة في الحقيقة.
الكتاب دسم وشامل بعض الشيء، يُمثِّل رحلة طويلة بمسافة نحو 400 صفحة، يبدأ بالعناصر والجدول الدوري ثم ينتقل لطبائع المادة وخصائصها وبعد ذلك يشرح بعض الشيء ما تعنيه الروابط والتفاعلات الكيميائية، مع جزء خاص بتطبيقات الكيمياء وبعض فروعها وصولا إلى الكيمياء العضوية، لكنه على الرغم من كل تلك الموضوعات التي تبدو باردة فإن الكتاب غير ممل على الإطلاق، خاصة أن الترجمة مقبولة ويمكن لك المُضي قُدما فيها بدرجة من السهولة.
أمور كيميائية
الآن دعنا ننتقل إلى كتاب مختلف تماما، لكنه لا يزال يحتفظ بسِمَة البساطة والمناسبة لقارئ مبتدئ بداية من فئة عمرية صغيرة، المرحلة الإعدادية والثانوية وصولا إلى المبتدئين من فئات أكبر سنا، وهو في الحقيقة ليس كتابا واحدا بل 10 مجلدات صغيرة، نحو 60-70 صفحة للواحد منها، من القطع الكبير، نتحدث هنا عن سلسلة الكيمياء الرائعة "أمور كيميائية" لـ "آلان كوب" وآخرين، وتُصدرها مؤسسة الكويت للتقدم العلمي.
undefined
السلسلة هي مقدمة في الكيمياء الدراسية، تشرح الأجزاء الأساسية لمنهج الكيمياء بداية من التعريف بالذرة والعناصر، مرورا بالجدول الدوري وخصائصه، ثم حالات المادة وطبيعة التفاعلات الكيميائية، وصولا إلى بعض الفروع المهمة للكيمياء كالكيمياء الحيوية والعضوية وبعض تطبيقات الكيمياء. بالنسبة إلى منهج مُبسَّط لتعلُّم الكيمياء، فإن هذه السلسلة شاملة إلى حدٍّ كبير، كما أنها ممتعة كذلك في طريقة تقديمها للموضوعات.
المجموعة في مجملها بسيطة، مُقدَّمة بلغة مُمتعة، تختلف لا شك في أسلوب تقديمها عن كتاب كوب وولف السابق، فهي تتخذ أسلوبا قريبا من كونه دراسيا، إلا أنها سلسة ومُقدَّمة بحيث لا تحتاج إلى مُدرِّس، وعلى الرغم من أنك ستشعر بالحيرة في البداية، فإنك ستألف مادة السلسلة مع الوقت، خاصة تلك المربعات الجانبية المثيرة للانتباه، والتي تعرض لجوانب متنوعة كـ "جربها بنفسك" و"نظرة فاحصة" و"مصطلحات أساسية" مع لمحات عن شخصية بعينها أثَّرت في تاريخ علم الكيمياء إلى جانب مجموعة من القصص التاريخية الممتعة التي تُخفِّف من وطأة المادة العلمية التي تظهر باردة بعض الشيء.
قوس قزح الحي
دعنا الآن نتأمل كتابا مختلفا قليلا عن سابقيه، فهو لا يُقدِّم للكيمياء نفسها لكنه يأخذك في رحلة مُمتعة للحديث عن أكثر شيء مألوف في حياتنا، إنه "الماء". هذه النوعية من الكتب لها طريقة مختلفة في العرض، لذلك آثرنا أن نضع واحدا منها في ترشيحاتنا، فهي لا تُقدِّم للكيمياء فقط، أو الكيمياء بشكل عام، لكنها تعرض لنقطة واحدة فقط ثم تتفرع منها إلى محيط هائل ومدهش تصبح الكيمياء جزءا منه إلى جانب عدة علوم أخرى، هذه الطريقة متعددة النطاقات تضعك في قلب الطريقة العلمية وتفتح لك الباب لفهم تعقّدها البديع والذي تتشابك فيه كل العلوم معا، على عكس ما يمكن أن يظن طالب في المرحلة الثانوية أو الجامعة لأنه يدرس كل نطاق على حدة.
undefined
كتابنا هذه المرة هو "قوس قزح الحي: الماء" لمؤلفته ماي وان-هو، عالمة الجينات المعروفة وذات الباع الواسع في الكتابة للعامة، وتُقدِّم في هذا الكتاب أشبه ما يكون بموسوعة عن الماء، هذا السائل البسيط الذي تراه في كل مكان وتظن أننا نعرف كل شيء عنه لكنه في الواقع سر كبير وإحدى أعاجيب الحياة على سطح الأرض، يبدأ الكتاب من كيمياء الماء، ثم ينتقل إلى ميكانيكا الكم الخاصة به، ثم البيولوجيا، ووصولا إلى الاحتياجات النانووية لعلم يُفسِّر طبيعة الماء الحقيقية.
الكتاب مُقسَّم إلى 23 فصلا، كلٌّ منها أشبه ما يكون بمقال طويل، لكنه ليس سهلا بالدرجة الكافية، تحتاج إلى الكثير من الجهد كي تنفذ من بين طيّاته، وربما مُقدِّمة سابقة في الكيمياء والبيولوجيا ستساعدك على اجتيازه بدرجة أكبر من السهولة، كذلك فإن الترجمة صعبة بعض الشيء لكنك ستألفها مع الوقت. في كل الأحوال فإن هذا ليس كتابا ستقف عند حدوده فقط، بل ستحتاج من حين إلى آخر إلى أن تخرج إلى عوالم غوغل ويوتيوب الواسعة لتفهم بعض النقاط التقنية به، لكن الأمر -على كل حال- يستحق أن تبذل كل ذلك الجهد.
أسرار الكيمياء
الآن لنعد من جديد إلى أحد أسهل وألذ الكتب التي تتحدث عن الكيمياء بشكل عام، مقارنة بسابقه فهو مُقدِّمة قصيرة جدا وغاية في البساطة لما يجب أن تعرفه عن هذا العلم البديع. "أسرار الكيمياء" لـ "و. جرهام ريتشاردز"، والمترجم عن عنوان مختلف قليلا وهو "Problems of chemistry" يأتي في نحو 100 صفحة فقط ليتحدّى مقدمي الفيزياء بثقوبها السوداء وكواركاتها المثيرة، فيُقدِّم للكيمياء بصورة ممتعة أيضا، تجذبك إلى استخداماتها اليومية، ودورها المهم جدا في الإجابة عن أسئلة العالم المعاصر كالتلوث أو التغير المناخي، بمعنى أوضح: كيف تُنقذنا الكيمياء؟!
undefined
يبدأ الكتاب من فصل أول قصير يتحدث عن بدايات الكون، والتي هي بدايات الكيمياء، موضحا ما تعنيه اصطلاحات مثل ذرة أو جزيء أو مركب، بعد ذلك -كعادة هذا النوع من الكتب- ينتقل إلى الجدول الدوري وخصائصه، ثم ينتقل بعد ذلك إلى طبيعة الكيمياء وتخصصاتها المدهشة، ثم إلى كيمياء الغازات والسوائل والمواد الصلبة، مع فصل ممتع جدا عن روعة التماثل في الكيمياء. (محبو التماثل في الكيمياء، من هواتها ومُتخصّصيها، سيرغبون -لا شك- في تأمل كتاب الدكتور محمد صبري أحمد عبد المطلب "روعة التماثل في الكيمياء"، وهو كتاب متخصص لا يمكن لمبتدئ الخوض فيه، متاح مجانا عبر مؤسسة هنداوي على الإنترنت).
بعد ذلك ينتقل الكتاب إلى أمور تطبيقية رائعة في الحقيقة، فيُعلمك عن الدور الذي تلعبه الكيمياء في الغذاء والطاقة والعقاقير الطبية والجزيئات البيولوجية، كل ذلك في فصول قصيرة سلسة لا تخلو من الأمثلة الممتعة والتطبيقات التي تراها في حياتك يوميا، حجم الكتاب وبساطة مادته يجعلانه المرشح الأمثل لمبتدئ كسول يودّ فقط أن يأخذ فكرة عامة عن نطاق ما، لكن يعيب الكتاب أنه قديم بعض الشيء، إلا أن ذلك لا يضر كثيرا بطبيعة مادته.
undefined
المادة كما لم ترها من قبل
في نهاية حديثنا معا دعنا نقف قليلا عند أحد أشهر العلماء المتخصصين في طبيعة المادة، إنه "مارك ميوداونك" أستاذ علم المواد من كلية لندن الجامعية، والذي اشتهر خلال السنوات القليلة الفائتة بكتبه ومحاضراته للعامة عن علوم المواد، نتحدث هنا عن كل شيء تراه في محيطك، الورق الذي تقرأ منه، والحديد في أرجل طاولتك، والخرسانة في جدران منزلك، والبلاستك في فرشاة أسنانك، إنه عالم عميق حقا ويدعو للاندهاش كلما تعرفت إليه.
undefined
قبل نحو العامين تُرجمت أهم كتب ميوداونك إلى اللغة العربية، وهو كتاب "Stuff matters: the Marvelous Materials That Shape Our Man-Made World" والذي صدر بعنوان "المادة في حياتنا: استكشاف المواد المدهشة التي تُشكِّل عالمنا الاصطناعي"، اطلع كاتب التقرير على أجزاء من النسخة الإنجليزية من الكتاب قبل عدة سنوات، وهو حقا مدهش، تخرج منه بوجهة نظر مختلفة عن طبيعة هذا العالم من حولك، يأخذك الكاتب في كل مرة إلى الدور التاريخي لمادة ما، ثم في فصل آخر إلى دورها التقني، وفي فصل آخر إلى علاقتها بثقافتنا، في النهاية تكتشف أن كل تلك الأشياء الباردة الجامدة التي ربما لا تهتم بوجودها -لأنها أصبحت أشياء يومية معتادة- ليست كذلك أبدا بحسب ميوداونك وطريقته السهلة في العرض.
undefined
محاضرات ممتعة
الكتاب رائع حقا، ويستحق أن تطلع عليه، لكن الأكثر أهمية هو أن تبحث عن مؤلف الكتاب نفسه "mark miodownik" على يوتيوب، حيث يُقدِم مجموعة رائعة من المحاضرات، لكن أفضلها لا شك هي تلك التي قدَّمها في المؤسسة الملكية الإنجليزية للعلوم، حيث قدَّم محاضرتين ممتعتين كل واحدة منهما تُلخّص مادة أحد كتبه، الأولى هي "Strange Materials"، والثانية هي "Delightful and Dangerous Liquids" ويقوم خلالهما بمجموعة رائعة حقا من التجارب.
لا مانع كذلك، ربما، من أن تترك الكتب قليلا وتتأمل محاضرات البروفيسور كريس بيشوب (Chris Bishop) الرائعة على قناة المؤسسة الملكية كذلك بمنصة يوتيوب، لا شيء يُقال عن عظمة تلك المحاضرات الأربعة -إلى الآن- في الحقيقة، وهي "Explosive Science" و"It’s Rocket Science" و"The Science of Fireworks!" و"Chemical Curiosities: Surprising Science and Dramatic Demonstrations"، مدة الواحدة منها ساعة في المتوسط، لكنها تساوي كتابا كاملا.
وطالما أننا في أرض المحاضرات فلا بد أن تبحث أيضا عن محاضرات البروفيسور الرائع أندرو زيلدو (Andrew Szydlo)، هناك الكثير من المحاضرات له على يوتيوب لكن أفضلها لا شك هي ما قدَّمه عبر المؤسسة الملكية أيضا، وهي إلى الآن ست محاضرات كاملة تجدها بسهولة في القائمة المرفقة من يوتيوب، تبدأ من عجائب الكيمياء والألعاب النارية وتمر بالمتفجرات وصولا إلى كيمياء الفحم والسوائل، تُقدَّم كل تلك المحاضرات -سواء الخاصة بـ "زيلدو" أو "بيشوب" أو "ميوداونك"- لمستوى المبتدئين، سيحبها الأطفال والمراهقون كما سيحبها الشباب والكبار، ذلك لأن تجاربها ممتعة، وطريقة الشرح سلسة جدا.
حسنا، كانت تلك هي 12 محاضرة ممتعة ودسمة للمبتدئين في الكيمياء، وكلها من القناة نفسها على يوتيوب "المؤسسة الملكية" والتي ينصح الكاتب بمتابعة جديدها أولا بأول، ستُفيد حقا في إثراء إدراكك تجاه الكيمياء الممتعة، وربما ستكتمل الصورة مع كتاب واحد بسيط في أساسيات الكيمياء، أي كتاب من تلك المجموعة بالأعلى، خاصة إذا اهتممت بالتعرف إلى الأجزاء الأساسية في الكيمياء، تلك التي تتعلق بما يعنيه اصطلاح مثل الذرة أو العنصر أو المركب أو الجزيء والفارق بين كلٍّ منها، كذلك ما يعنيه التفاعل الكيميائي وما تعنيه الروابط الكيميائية، بالإضافة إلى الجدول الدوري، سيُشكِّل ذلك -إلى جانب المحاضرات- قاعدة صلبة في الكيمياء لمبتدئ من الصفر، أو شخص يود أن يندهش بروائع الطبيعة فقط.
الكيمياء ممتعة، درسها كاتب التقرير، إلى جانب المواد الطبية والصيدلانية، لمدة خمس سنوات في الكلية ولم يجد بها أي ملل، يحتاج الأمر فقط إلى أن تتعامل معها بطريقة خاصة بعض الشيء، سنتحدث عنها باستفاضة في تقرير المساقات القادم، لكن الفكرة العامة هي أن تربط ما تتعلّمه بأرض الواقع، وأن تعرف أنك -في الكيمياء- تقف بين عدة عوالم متقاطعة لا تصح الصورة إلا بإدراكها جميعا، وأن تتعلَّم كذلك أنها مادة يمتزج فيها الحفظ والفهم بنسب متعادلة.
لكن المدهش في الكيمياء، لا شك، هو قدرتها على تغيير وجهة نظرك عن أشياء طبيعية تراها كل يوم وتتعامل معها دون أن تُدرك قدر الجمال الساكن في طياتها، في الواقع فإن ذلك يكشف الكثير عن روعة العلم، فرغم بروده الظاهر، وكأنه يُجرِّد الأشياء من طبيعتها، فإنه رومانسي في أحد جوانبه، يعرفنا إلى جمال الأشياء بصورة خاصة جدا وممتعة بطريقة لا تتصوّرها، يشرح ريتشارد فاينمان، الفيزيائي الشهير، تلك الفكرة في حديث له مع محاور الـ "BBC" ذات مرة حينما قال إن صديقا أخبره أن الزهرة جميلة، لكنكم -أيها العلماء- لا يمكن أن تروا جمالها، فهي باردة بالنسبة لكم لأنها مجرد "شيء" مكوّن من ذرات.
لكن فاينمان هنا يرد بأن جمال الزهرة، وكل شيء آخر، واضح للجميع بما في ذلك العلماء أنفسهم، لكنه جمال ذو بُعد واحد فقط، حيث يمكن لنا أيضا أن نرى ما هو أعمق من ذلك، يمكن أن نرى خلاياها التي تنتظم بشكل ساحر، وتفاعلاتها الكيميائية المذهلة، وكيف أنها تطوَّرت بهذا الشكل لتجذب نوعا محددا من الحشرات، في كل ذلك تظهر تلك الزهرة بما هو أكثر عمقا واتساعا من جمالها المعتاد، هنا يسأل فاينمان: هل أرى أكثر إذن أم أرى أقل؟
بل ترى أكثر يا سيد فاينمان، وفي الكيمياء نرى من المادة حولنا أروع جوانبها، نرى نوعا خاصا من الجمال، فقط يتطلَّب الأمر أن نهدأ قليلا، ونتأمّل.
المصدر : الجزيرة
aj-logo
aj-logo
aj-logo
إعلان
تابع الجزيرة نت على:
شعار شبكة الجزيرة الإعلامية
جميع الحقوق محفوظة © 2024 شبكة الجزيرة الاعلامية | article | Arabic | ar | "أعقد العلوم".. خمسة كتب تُقدِّم لك الكيمياء ببساطة - الجزيرة نت | https://www.aljazeera.net/midan/miscellaneous/science/2019/10/22/%D8%A3%D8%B9%D9%82%D8%AF-%D8%A7%D9%84%D8%B9%D9%84%D9%88%D9%85-%D8%AE%D9%85%D8%B3%D8%A9-%D9%83%D8%AA%D8%A8-%D8%AA%D9%82%D8%AF%D9%85-%D9%84%D9%83-%D8%A7%D9%84%D9%83%D9%8A%D9%85%D9%8A%D8%A7%D8%A1 |
51,405 | لا مانع كذلك، ربما، من أن تترك الكتب قليلا وتتأمل محاضرات البروفيسور كريس بيشوب (Chris Bishop) الرائعة على قناة المؤسسة الملكية كذلك بمنصة يوتيوب، لا شيء يُقال عن عظمة تلك المحاضرات الأربعة -إلى الآن- في الحقيقة، وهي "Explosive Science" و"It’s Rocket Science" و"The Science of Fireworks!" و"Chemical Curiosities: Surprising Science and Dramatic Demonstrations"، مدة الواحدة منها ساعة في المتوسط، لكنها تساوي كتابا كاملا. | paragraph | أظهر القائمة الرئيسية
Navigation menu
اضغط هنا للبحثsearch
# شعار قسم ميدان
Navigation menucaret-left
caret-right
# "أعقد العلوم".. خمسة كتب تُقدِّم لك الكيمياء ببساطة
ميدان - الكيمياء تعليم علوم
22/10/2019
رغم أنها ليست الأصعب، فإن الكيمياء تنتشر في أوساط الطلاب والعامة بأنها مادة مُربكة للغاية، غدّارة بحد تعبير الممثل المصري محمد هنيدي في أحد أفلامه واسعة الشهرة، ورغم الأهمية الكبيرة لهذا النطاق العلمي البديع فإنه لا يلقى الكثير من الاهتمام في أوساط تبسيط العلوم، ونتحدث هنا بشكل خاص عن الكتب والمساقات، إذ يمكن أن تجد عشرات الكتب التي تُبسّط الكوانتم والنسبية وتُثير اندهاشك بالجديد في عالم الأكوان المتوازية والجاذبية الكمومية والثقوب السوداء، بينما في الكيمياء تجد القليل جدا منها.
ربما لأن البعض يراها للوهلة الأولى مملة، إلا أن ذلك ليس صحيحا بالمرة، فما إن تدخل قليلا إلى عوالمها الممتعة حتّى تستكشف أن فينس غيليغان، مؤلف مسلسل "بريكنغ باد"، كان ذكيا في اختياره لوظيفة السيد والتر وايت في مسلسله، ليس فقط لأنها الطريقة المُثلى لصناعة الميث الكريستالي، بل لأن الكيمياء، بحد تعبير السيد وايت، هي علم التغير، والتغير هو أقوى قوانين هذا الكون، فكل شيء يميل إلى التحوّل تدريجيا وببطء شديد إلى شيء آخر، بداية من أصغر خلية في جسمك ووصولا إلى الطبق النحاسي أو ذلك المصنوع من الحديد غير القابل للصدأ في مطبخ منزلك.
undefined
ولأن الكيمياء -على أهميتها الشديدة بين العلوم- لا تجد مكانا واضحا في المحتوى العربي، فإن القسم العلمي في "ميدان" سيعرض لمصادرها في تقريرين منفصلين، الأول -هذا التقرير- سيُقدِّم مجموعة من الكتب والمحاضرات المُبسَّطة، من نطاق العلوم الشعبية، والتي تشرح الكيمياء بصورة سهلة تصلح للجميع وتُقدِّم فكرة عامة عن مدى روعة الكيمياء وفروعها في حياتنا اليومية بدرجة قادرة على إدهاشك، أما الثاني -وهو تقرير قريب- فسيدخل بك إلى نقطة أعمق، وهي المساقات التي تشرح الكيمياء بداية من مستوى المرحلة الثانوية وصولا إلى مستوى جامعي، سيُفيدك ذلك كثيرا إذا وددت الخوض بشكل أعمق في عالم الكيمياء الواسع والممتع في آنٍ واحد.
روعة الكيمياء
حسنا، قال الطبيب والكيميائي باراسيلسوس ذات مرة: "حتى قاتِل الكلاب لا يتعلّم حرفته من الكتب، بل يستمدّها من التجربة فقط"، أما رالف والدو إيمرسون فقد قال في كتابه "مقالات: السلسلة الثانية" إن مذاق أكسيد النيتروز ونيران البركان الصناعي أفضل من مجلدات الكيمياء"، في إشارة إلى أن التجارب هي روح الكيمياء، لذلك فإن أول ترشيحاتنا سيكون لا شك كتاب "روعة الكيمياء – العلم المذهل للأشياء المألوفة" لـ "كاثي كوب" و"مونتي فيتر وولف"، واحد من أفضل الكتب التي تُرجمت إلى العربية في الكيمياء للعامة.
undefined
يحوي الكتاب عددا كبيرا من التجارب التي تستخدم أدوات منزلية عادية ومواد يمكن أن تجدها بسهولة في المتجر أو الصيدلية، وعلى بساطة معطياتك فإن مؤلفَيْ الكتاب يتمكّنان بالفعل من تحويل مطبخك أو مأربك أو سطح منزلك إلى معمل كيمياء حقيقي تمارس فيه أعقد أنواع التفاعلات لكن بصورة آمنة عليك وعلى أطفالك، في أثناء تلك الممارسات الممتعة تُقدَّم أساسات الكيمياء إليك بأسلوب سلس وبسيط، لا يخلو من المرح، كما أنه بعدد كبير من الاقتباسات الممتعة في الحقيقة.
الكتاب دسم وشامل بعض الشيء، يُمثِّل رحلة طويلة بمسافة نحو 400 صفحة، يبدأ بالعناصر والجدول الدوري ثم ينتقل لطبائع المادة وخصائصها وبعد ذلك يشرح بعض الشيء ما تعنيه الروابط والتفاعلات الكيميائية، مع جزء خاص بتطبيقات الكيمياء وبعض فروعها وصولا إلى الكيمياء العضوية، لكنه على الرغم من كل تلك الموضوعات التي تبدو باردة فإن الكتاب غير ممل على الإطلاق، خاصة أن الترجمة مقبولة ويمكن لك المُضي قُدما فيها بدرجة من السهولة.
أمور كيميائية
الآن دعنا ننتقل إلى كتاب مختلف تماما، لكنه لا يزال يحتفظ بسِمَة البساطة والمناسبة لقارئ مبتدئ بداية من فئة عمرية صغيرة، المرحلة الإعدادية والثانوية وصولا إلى المبتدئين من فئات أكبر سنا، وهو في الحقيقة ليس كتابا واحدا بل 10 مجلدات صغيرة، نحو 60-70 صفحة للواحد منها، من القطع الكبير، نتحدث هنا عن سلسلة الكيمياء الرائعة "أمور كيميائية" لـ "آلان كوب" وآخرين، وتُصدرها مؤسسة الكويت للتقدم العلمي.
undefined
السلسلة هي مقدمة في الكيمياء الدراسية، تشرح الأجزاء الأساسية لمنهج الكيمياء بداية من التعريف بالذرة والعناصر، مرورا بالجدول الدوري وخصائصه، ثم حالات المادة وطبيعة التفاعلات الكيميائية، وصولا إلى بعض الفروع المهمة للكيمياء كالكيمياء الحيوية والعضوية وبعض تطبيقات الكيمياء. بالنسبة إلى منهج مُبسَّط لتعلُّم الكيمياء، فإن هذه السلسلة شاملة إلى حدٍّ كبير، كما أنها ممتعة كذلك في طريقة تقديمها للموضوعات.
المجموعة في مجملها بسيطة، مُقدَّمة بلغة مُمتعة، تختلف لا شك في أسلوب تقديمها عن كتاب كوب وولف السابق، فهي تتخذ أسلوبا قريبا من كونه دراسيا، إلا أنها سلسة ومُقدَّمة بحيث لا تحتاج إلى مُدرِّس، وعلى الرغم من أنك ستشعر بالحيرة في البداية، فإنك ستألف مادة السلسلة مع الوقت، خاصة تلك المربعات الجانبية المثيرة للانتباه، والتي تعرض لجوانب متنوعة كـ "جربها بنفسك" و"نظرة فاحصة" و"مصطلحات أساسية" مع لمحات عن شخصية بعينها أثَّرت في تاريخ علم الكيمياء إلى جانب مجموعة من القصص التاريخية الممتعة التي تُخفِّف من وطأة المادة العلمية التي تظهر باردة بعض الشيء.
قوس قزح الحي
دعنا الآن نتأمل كتابا مختلفا قليلا عن سابقيه، فهو لا يُقدِّم للكيمياء نفسها لكنه يأخذك في رحلة مُمتعة للحديث عن أكثر شيء مألوف في حياتنا، إنه "الماء". هذه النوعية من الكتب لها طريقة مختلفة في العرض، لذلك آثرنا أن نضع واحدا منها في ترشيحاتنا، فهي لا تُقدِّم للكيمياء فقط، أو الكيمياء بشكل عام، لكنها تعرض لنقطة واحدة فقط ثم تتفرع منها إلى محيط هائل ومدهش تصبح الكيمياء جزءا منه إلى جانب عدة علوم أخرى، هذه الطريقة متعددة النطاقات تضعك في قلب الطريقة العلمية وتفتح لك الباب لفهم تعقّدها البديع والذي تتشابك فيه كل العلوم معا، على عكس ما يمكن أن يظن طالب في المرحلة الثانوية أو الجامعة لأنه يدرس كل نطاق على حدة.
undefined
كتابنا هذه المرة هو "قوس قزح الحي: الماء" لمؤلفته ماي وان-هو، عالمة الجينات المعروفة وذات الباع الواسع في الكتابة للعامة، وتُقدِّم في هذا الكتاب أشبه ما يكون بموسوعة عن الماء، هذا السائل البسيط الذي تراه في كل مكان وتظن أننا نعرف كل شيء عنه لكنه في الواقع سر كبير وإحدى أعاجيب الحياة على سطح الأرض، يبدأ الكتاب من كيمياء الماء، ثم ينتقل إلى ميكانيكا الكم الخاصة به، ثم البيولوجيا، ووصولا إلى الاحتياجات النانووية لعلم يُفسِّر طبيعة الماء الحقيقية.
الكتاب مُقسَّم إلى 23 فصلا، كلٌّ منها أشبه ما يكون بمقال طويل، لكنه ليس سهلا بالدرجة الكافية، تحتاج إلى الكثير من الجهد كي تنفذ من بين طيّاته، وربما مُقدِّمة سابقة في الكيمياء والبيولوجيا ستساعدك على اجتيازه بدرجة أكبر من السهولة، كذلك فإن الترجمة صعبة بعض الشيء لكنك ستألفها مع الوقت. في كل الأحوال فإن هذا ليس كتابا ستقف عند حدوده فقط، بل ستحتاج من حين إلى آخر إلى أن تخرج إلى عوالم غوغل ويوتيوب الواسعة لتفهم بعض النقاط التقنية به، لكن الأمر -على كل حال- يستحق أن تبذل كل ذلك الجهد.
أسرار الكيمياء
الآن لنعد من جديد إلى أحد أسهل وألذ الكتب التي تتحدث عن الكيمياء بشكل عام، مقارنة بسابقه فهو مُقدِّمة قصيرة جدا وغاية في البساطة لما يجب أن تعرفه عن هذا العلم البديع. "أسرار الكيمياء" لـ "و. جرهام ريتشاردز"، والمترجم عن عنوان مختلف قليلا وهو "Problems of chemistry" يأتي في نحو 100 صفحة فقط ليتحدّى مقدمي الفيزياء بثقوبها السوداء وكواركاتها المثيرة، فيُقدِّم للكيمياء بصورة ممتعة أيضا، تجذبك إلى استخداماتها اليومية، ودورها المهم جدا في الإجابة عن أسئلة العالم المعاصر كالتلوث أو التغير المناخي، بمعنى أوضح: كيف تُنقذنا الكيمياء؟!
undefined
يبدأ الكتاب من فصل أول قصير يتحدث عن بدايات الكون، والتي هي بدايات الكيمياء، موضحا ما تعنيه اصطلاحات مثل ذرة أو جزيء أو مركب، بعد ذلك -كعادة هذا النوع من الكتب- ينتقل إلى الجدول الدوري وخصائصه، ثم ينتقل بعد ذلك إلى طبيعة الكيمياء وتخصصاتها المدهشة، ثم إلى كيمياء الغازات والسوائل والمواد الصلبة، مع فصل ممتع جدا عن روعة التماثل في الكيمياء. (محبو التماثل في الكيمياء، من هواتها ومُتخصّصيها، سيرغبون -لا شك- في تأمل كتاب الدكتور محمد صبري أحمد عبد المطلب "روعة التماثل في الكيمياء"، وهو كتاب متخصص لا يمكن لمبتدئ الخوض فيه، متاح مجانا عبر مؤسسة هنداوي على الإنترنت).
بعد ذلك ينتقل الكتاب إلى أمور تطبيقية رائعة في الحقيقة، فيُعلمك عن الدور الذي تلعبه الكيمياء في الغذاء والطاقة والعقاقير الطبية والجزيئات البيولوجية، كل ذلك في فصول قصيرة سلسة لا تخلو من الأمثلة الممتعة والتطبيقات التي تراها في حياتك يوميا، حجم الكتاب وبساطة مادته يجعلانه المرشح الأمثل لمبتدئ كسول يودّ فقط أن يأخذ فكرة عامة عن نطاق ما، لكن يعيب الكتاب أنه قديم بعض الشيء، إلا أن ذلك لا يضر كثيرا بطبيعة مادته.
undefined
المادة كما لم ترها من قبل
في نهاية حديثنا معا دعنا نقف قليلا عند أحد أشهر العلماء المتخصصين في طبيعة المادة، إنه "مارك ميوداونك" أستاذ علم المواد من كلية لندن الجامعية، والذي اشتهر خلال السنوات القليلة الفائتة بكتبه ومحاضراته للعامة عن علوم المواد، نتحدث هنا عن كل شيء تراه في محيطك، الورق الذي تقرأ منه، والحديد في أرجل طاولتك، والخرسانة في جدران منزلك، والبلاستك في فرشاة أسنانك، إنه عالم عميق حقا ويدعو للاندهاش كلما تعرفت إليه.
undefined
قبل نحو العامين تُرجمت أهم كتب ميوداونك إلى اللغة العربية، وهو كتاب "Stuff matters: the Marvelous Materials That Shape Our Man-Made World" والذي صدر بعنوان "المادة في حياتنا: استكشاف المواد المدهشة التي تُشكِّل عالمنا الاصطناعي"، اطلع كاتب التقرير على أجزاء من النسخة الإنجليزية من الكتاب قبل عدة سنوات، وهو حقا مدهش، تخرج منه بوجهة نظر مختلفة عن طبيعة هذا العالم من حولك، يأخذك الكاتب في كل مرة إلى الدور التاريخي لمادة ما، ثم في فصل آخر إلى دورها التقني، وفي فصل آخر إلى علاقتها بثقافتنا، في النهاية تكتشف أن كل تلك الأشياء الباردة الجامدة التي ربما لا تهتم بوجودها -لأنها أصبحت أشياء يومية معتادة- ليست كذلك أبدا بحسب ميوداونك وطريقته السهلة في العرض.
undefined
محاضرات ممتعة
الكتاب رائع حقا، ويستحق أن تطلع عليه، لكن الأكثر أهمية هو أن تبحث عن مؤلف الكتاب نفسه "mark miodownik" على يوتيوب، حيث يُقدِم مجموعة رائعة من المحاضرات، لكن أفضلها لا شك هي تلك التي قدَّمها في المؤسسة الملكية الإنجليزية للعلوم، حيث قدَّم محاضرتين ممتعتين كل واحدة منهما تُلخّص مادة أحد كتبه، الأولى هي "Strange Materials"، والثانية هي "Delightful and Dangerous Liquids" ويقوم خلالهما بمجموعة رائعة حقا من التجارب.
لا مانع كذلك، ربما، من أن تترك الكتب قليلا وتتأمل محاضرات البروفيسور كريس بيشوب (Chris Bishop) الرائعة على قناة المؤسسة الملكية كذلك بمنصة يوتيوب، لا شيء يُقال عن عظمة تلك المحاضرات الأربعة -إلى الآن- في الحقيقة، وهي "Explosive Science" و"It’s Rocket Science" و"The Science of Fireworks!" و"Chemical Curiosities: Surprising Science and Dramatic Demonstrations"، مدة الواحدة منها ساعة في المتوسط، لكنها تساوي كتابا كاملا.
وطالما أننا في أرض المحاضرات فلا بد أن تبحث أيضا عن محاضرات البروفيسور الرائع أندرو زيلدو (Andrew Szydlo)، هناك الكثير من المحاضرات له على يوتيوب لكن أفضلها لا شك هي ما قدَّمه عبر المؤسسة الملكية أيضا، وهي إلى الآن ست محاضرات كاملة تجدها بسهولة في القائمة المرفقة من يوتيوب، تبدأ من عجائب الكيمياء والألعاب النارية وتمر بالمتفجرات وصولا إلى كيمياء الفحم والسوائل، تُقدَّم كل تلك المحاضرات -سواء الخاصة بـ "زيلدو" أو "بيشوب" أو "ميوداونك"- لمستوى المبتدئين، سيحبها الأطفال والمراهقون كما سيحبها الشباب والكبار، ذلك لأن تجاربها ممتعة، وطريقة الشرح سلسة جدا.
حسنا، كانت تلك هي 12 محاضرة ممتعة ودسمة للمبتدئين في الكيمياء، وكلها من القناة نفسها على يوتيوب "المؤسسة الملكية" والتي ينصح الكاتب بمتابعة جديدها أولا بأول، ستُفيد حقا في إثراء إدراكك تجاه الكيمياء الممتعة، وربما ستكتمل الصورة مع كتاب واحد بسيط في أساسيات الكيمياء، أي كتاب من تلك المجموعة بالأعلى، خاصة إذا اهتممت بالتعرف إلى الأجزاء الأساسية في الكيمياء، تلك التي تتعلق بما يعنيه اصطلاح مثل الذرة أو العنصر أو المركب أو الجزيء والفارق بين كلٍّ منها، كذلك ما يعنيه التفاعل الكيميائي وما تعنيه الروابط الكيميائية، بالإضافة إلى الجدول الدوري، سيُشكِّل ذلك -إلى جانب المحاضرات- قاعدة صلبة في الكيمياء لمبتدئ من الصفر، أو شخص يود أن يندهش بروائع الطبيعة فقط.
الكيمياء ممتعة، درسها كاتب التقرير، إلى جانب المواد الطبية والصيدلانية، لمدة خمس سنوات في الكلية ولم يجد بها أي ملل، يحتاج الأمر فقط إلى أن تتعامل معها بطريقة خاصة بعض الشيء، سنتحدث عنها باستفاضة في تقرير المساقات القادم، لكن الفكرة العامة هي أن تربط ما تتعلّمه بأرض الواقع، وأن تعرف أنك -في الكيمياء- تقف بين عدة عوالم متقاطعة لا تصح الصورة إلا بإدراكها جميعا، وأن تتعلَّم كذلك أنها مادة يمتزج فيها الحفظ والفهم بنسب متعادلة.
لكن المدهش في الكيمياء، لا شك، هو قدرتها على تغيير وجهة نظرك عن أشياء طبيعية تراها كل يوم وتتعامل معها دون أن تُدرك قدر الجمال الساكن في طياتها، في الواقع فإن ذلك يكشف الكثير عن روعة العلم، فرغم بروده الظاهر، وكأنه يُجرِّد الأشياء من طبيعتها، فإنه رومانسي في أحد جوانبه، يعرفنا إلى جمال الأشياء بصورة خاصة جدا وممتعة بطريقة لا تتصوّرها، يشرح ريتشارد فاينمان، الفيزيائي الشهير، تلك الفكرة في حديث له مع محاور الـ "BBC" ذات مرة حينما قال إن صديقا أخبره أن الزهرة جميلة، لكنكم -أيها العلماء- لا يمكن أن تروا جمالها، فهي باردة بالنسبة لكم لأنها مجرد "شيء" مكوّن من ذرات.
لكن فاينمان هنا يرد بأن جمال الزهرة، وكل شيء آخر، واضح للجميع بما في ذلك العلماء أنفسهم، لكنه جمال ذو بُعد واحد فقط، حيث يمكن لنا أيضا أن نرى ما هو أعمق من ذلك، يمكن أن نرى خلاياها التي تنتظم بشكل ساحر، وتفاعلاتها الكيميائية المذهلة، وكيف أنها تطوَّرت بهذا الشكل لتجذب نوعا محددا من الحشرات، في كل ذلك تظهر تلك الزهرة بما هو أكثر عمقا واتساعا من جمالها المعتاد، هنا يسأل فاينمان: هل أرى أكثر إذن أم أرى أقل؟
بل ترى أكثر يا سيد فاينمان، وفي الكيمياء نرى من المادة حولنا أروع جوانبها، نرى نوعا خاصا من الجمال، فقط يتطلَّب الأمر أن نهدأ قليلا، ونتأمّل.
المصدر : الجزيرة
aj-logo
aj-logo
aj-logo
إعلان
تابع الجزيرة نت على:
شعار شبكة الجزيرة الإعلامية
جميع الحقوق محفوظة © 2024 شبكة الجزيرة الاعلامية | article | Arabic | ar | "أعقد العلوم".. خمسة كتب تُقدِّم لك الكيمياء ببساطة - الجزيرة نت | https://www.aljazeera.net/midan/miscellaneous/science/2019/10/22/%D8%A3%D8%B9%D9%82%D8%AF-%D8%A7%D9%84%D8%B9%D9%84%D9%88%D9%85-%D8%AE%D9%85%D8%B3%D8%A9-%D9%83%D8%AA%D8%A8-%D8%AA%D9%82%D8%AF%D9%85-%D9%84%D9%83-%D8%A7%D9%84%D9%83%D9%8A%D9%85%D9%8A%D8%A7%D8%A1 |
51,406 | لا مانع كذلك، ربما، من أن تترك الكتب قليلا وتتأمل محاضرات البروفيسور كريس بيشوب (Chris Bishop) الرائعة على قناة المؤسسة الملكية كذلك بمنصة يوتيوب، لا شيء يُقال عن عظمة تلك المحاضرات الأربعة -إلى الآن- في الحقيقة، وهي "Explosive Science" و"It’s Rocket Science" و"The Science of Fireworks!" | sentence | لا مانع كذلك، ربما، من أن تترك الكتب قليلا وتتأمل محاضرات البروفيسور كريس بيشوب (Chris Bishop) الرائعة على قناة المؤسسة الملكية كذلك بمنصة يوتيوب، لا شيء يُقال عن عظمة تلك المحاضرات الأربعة -إلى الآن- في الحقيقة، وهي "Explosive Science" و"It’s Rocket Science" و"The Science of Fireworks!" و"Chemical Curiosities: Surprising Science and Dramatic Demonstrations"، مدة الواحدة منها ساعة في المتوسط، لكنها تساوي كتابا كاملا. | paragraph | Arabic | ar | "أعقد العلوم".. خمسة كتب تُقدِّم لك الكيمياء ببساطة - الجزيرة نت | https://www.aljazeera.net/midan/miscellaneous/science/2019/10/22/%D8%A3%D8%B9%D9%82%D8%AF-%D8%A7%D9%84%D8%B9%D9%84%D9%88%D9%85-%D8%AE%D9%85%D8%B3%D8%A9-%D9%83%D8%AA%D8%A8-%D8%AA%D9%82%D8%AF%D9%85-%D9%84%D9%83-%D8%A7%D9%84%D9%83%D9%8A%D9%85%D9%8A%D8%A7%D8%A1 |
51,407 | و"Chemical Curiosities: Surprising Science and Dramatic Demonstrations"، مدة الواحدة منها ساعة في المتوسط، لكنها تساوي كتابا كاملا. | sentence | لا مانع كذلك، ربما، من أن تترك الكتب قليلا وتتأمل محاضرات البروفيسور كريس بيشوب (Chris Bishop) الرائعة على قناة المؤسسة الملكية كذلك بمنصة يوتيوب، لا شيء يُقال عن عظمة تلك المحاضرات الأربعة -إلى الآن- في الحقيقة، وهي "Explosive Science" و"It’s Rocket Science" و"The Science of Fireworks!" و"Chemical Curiosities: Surprising Science and Dramatic Demonstrations"، مدة الواحدة منها ساعة في المتوسط، لكنها تساوي كتابا كاملا. | paragraph | Arabic | ar | "أعقد العلوم".. خمسة كتب تُقدِّم لك الكيمياء ببساطة - الجزيرة نت | https://www.aljazeera.net/midan/miscellaneous/science/2019/10/22/%D8%A3%D8%B9%D9%82%D8%AF-%D8%A7%D9%84%D8%B9%D9%84%D9%88%D9%85-%D8%AE%D9%85%D8%B3%D8%A9-%D9%83%D8%AA%D8%A8-%D8%AA%D9%82%D8%AF%D9%85-%D9%84%D9%83-%D8%A7%D9%84%D9%83%D9%8A%D9%85%D9%8A%D8%A7%D8%A1 |
51,408 | وطالما أننا في أرض المحاضرات فلا بد أن تبحث أيضا عن محاضرات البروفيسور الرائع أندرو زيلدو (Andrew Szydlo)، هناك الكثير من المحاضرات له على يوتيوب لكن أفضلها لا شك هي ما قدَّمه عبر المؤسسة الملكية أيضا، وهي إلى الآن ست محاضرات كاملة تجدها بسهولة في القائمة المرفقة من يوتيوب، تبدأ من عجائب الكيمياء والألعاب النارية وتمر بالمتفجرات وصولا إلى كيمياء الفحم والسوائل، تُقدَّم كل تلك المحاضرات -سواء الخاصة بـ "زيلدو" أو "بيشوب" أو "ميوداونك"- لمستوى المبتدئين، سيحبها الأطفال والمراهقون كما سيحبها الشباب والكبار، ذلك لأن تجاربها ممتعة، وطريقة الشرح سلسة جدا. | paragraph | أظهر القائمة الرئيسية
Navigation menu
اضغط هنا للبحثsearch
# شعار قسم ميدان
Navigation menucaret-left
caret-right
# "أعقد العلوم".. خمسة كتب تُقدِّم لك الكيمياء ببساطة
ميدان - الكيمياء تعليم علوم
22/10/2019
رغم أنها ليست الأصعب، فإن الكيمياء تنتشر في أوساط الطلاب والعامة بأنها مادة مُربكة للغاية، غدّارة بحد تعبير الممثل المصري محمد هنيدي في أحد أفلامه واسعة الشهرة، ورغم الأهمية الكبيرة لهذا النطاق العلمي البديع فإنه لا يلقى الكثير من الاهتمام في أوساط تبسيط العلوم، ونتحدث هنا بشكل خاص عن الكتب والمساقات، إذ يمكن أن تجد عشرات الكتب التي تُبسّط الكوانتم والنسبية وتُثير اندهاشك بالجديد في عالم الأكوان المتوازية والجاذبية الكمومية والثقوب السوداء، بينما في الكيمياء تجد القليل جدا منها.
ربما لأن البعض يراها للوهلة الأولى مملة، إلا أن ذلك ليس صحيحا بالمرة، فما إن تدخل قليلا إلى عوالمها الممتعة حتّى تستكشف أن فينس غيليغان، مؤلف مسلسل "بريكنغ باد"، كان ذكيا في اختياره لوظيفة السيد والتر وايت في مسلسله، ليس فقط لأنها الطريقة المُثلى لصناعة الميث الكريستالي، بل لأن الكيمياء، بحد تعبير السيد وايت، هي علم التغير، والتغير هو أقوى قوانين هذا الكون، فكل شيء يميل إلى التحوّل تدريجيا وببطء شديد إلى شيء آخر، بداية من أصغر خلية في جسمك ووصولا إلى الطبق النحاسي أو ذلك المصنوع من الحديد غير القابل للصدأ في مطبخ منزلك.
undefined
ولأن الكيمياء -على أهميتها الشديدة بين العلوم- لا تجد مكانا واضحا في المحتوى العربي، فإن القسم العلمي في "ميدان" سيعرض لمصادرها في تقريرين منفصلين، الأول -هذا التقرير- سيُقدِّم مجموعة من الكتب والمحاضرات المُبسَّطة، من نطاق العلوم الشعبية، والتي تشرح الكيمياء بصورة سهلة تصلح للجميع وتُقدِّم فكرة عامة عن مدى روعة الكيمياء وفروعها في حياتنا اليومية بدرجة قادرة على إدهاشك، أما الثاني -وهو تقرير قريب- فسيدخل بك إلى نقطة أعمق، وهي المساقات التي تشرح الكيمياء بداية من مستوى المرحلة الثانوية وصولا إلى مستوى جامعي، سيُفيدك ذلك كثيرا إذا وددت الخوض بشكل أعمق في عالم الكيمياء الواسع والممتع في آنٍ واحد.
روعة الكيمياء
حسنا، قال الطبيب والكيميائي باراسيلسوس ذات مرة: "حتى قاتِل الكلاب لا يتعلّم حرفته من الكتب، بل يستمدّها من التجربة فقط"، أما رالف والدو إيمرسون فقد قال في كتابه "مقالات: السلسلة الثانية" إن مذاق أكسيد النيتروز ونيران البركان الصناعي أفضل من مجلدات الكيمياء"، في إشارة إلى أن التجارب هي روح الكيمياء، لذلك فإن أول ترشيحاتنا سيكون لا شك كتاب "روعة الكيمياء – العلم المذهل للأشياء المألوفة" لـ "كاثي كوب" و"مونتي فيتر وولف"، واحد من أفضل الكتب التي تُرجمت إلى العربية في الكيمياء للعامة.
undefined
يحوي الكتاب عددا كبيرا من التجارب التي تستخدم أدوات منزلية عادية ومواد يمكن أن تجدها بسهولة في المتجر أو الصيدلية، وعلى بساطة معطياتك فإن مؤلفَيْ الكتاب يتمكّنان بالفعل من تحويل مطبخك أو مأربك أو سطح منزلك إلى معمل كيمياء حقيقي تمارس فيه أعقد أنواع التفاعلات لكن بصورة آمنة عليك وعلى أطفالك، في أثناء تلك الممارسات الممتعة تُقدَّم أساسات الكيمياء إليك بأسلوب سلس وبسيط، لا يخلو من المرح، كما أنه بعدد كبير من الاقتباسات الممتعة في الحقيقة.
الكتاب دسم وشامل بعض الشيء، يُمثِّل رحلة طويلة بمسافة نحو 400 صفحة، يبدأ بالعناصر والجدول الدوري ثم ينتقل لطبائع المادة وخصائصها وبعد ذلك يشرح بعض الشيء ما تعنيه الروابط والتفاعلات الكيميائية، مع جزء خاص بتطبيقات الكيمياء وبعض فروعها وصولا إلى الكيمياء العضوية، لكنه على الرغم من كل تلك الموضوعات التي تبدو باردة فإن الكتاب غير ممل على الإطلاق، خاصة أن الترجمة مقبولة ويمكن لك المُضي قُدما فيها بدرجة من السهولة.
أمور كيميائية
الآن دعنا ننتقل إلى كتاب مختلف تماما، لكنه لا يزال يحتفظ بسِمَة البساطة والمناسبة لقارئ مبتدئ بداية من فئة عمرية صغيرة، المرحلة الإعدادية والثانوية وصولا إلى المبتدئين من فئات أكبر سنا، وهو في الحقيقة ليس كتابا واحدا بل 10 مجلدات صغيرة، نحو 60-70 صفحة للواحد منها، من القطع الكبير، نتحدث هنا عن سلسلة الكيمياء الرائعة "أمور كيميائية" لـ "آلان كوب" وآخرين، وتُصدرها مؤسسة الكويت للتقدم العلمي.
undefined
السلسلة هي مقدمة في الكيمياء الدراسية، تشرح الأجزاء الأساسية لمنهج الكيمياء بداية من التعريف بالذرة والعناصر، مرورا بالجدول الدوري وخصائصه، ثم حالات المادة وطبيعة التفاعلات الكيميائية، وصولا إلى بعض الفروع المهمة للكيمياء كالكيمياء الحيوية والعضوية وبعض تطبيقات الكيمياء. بالنسبة إلى منهج مُبسَّط لتعلُّم الكيمياء، فإن هذه السلسلة شاملة إلى حدٍّ كبير، كما أنها ممتعة كذلك في طريقة تقديمها للموضوعات.
المجموعة في مجملها بسيطة، مُقدَّمة بلغة مُمتعة، تختلف لا شك في أسلوب تقديمها عن كتاب كوب وولف السابق، فهي تتخذ أسلوبا قريبا من كونه دراسيا، إلا أنها سلسة ومُقدَّمة بحيث لا تحتاج إلى مُدرِّس، وعلى الرغم من أنك ستشعر بالحيرة في البداية، فإنك ستألف مادة السلسلة مع الوقت، خاصة تلك المربعات الجانبية المثيرة للانتباه، والتي تعرض لجوانب متنوعة كـ "جربها بنفسك" و"نظرة فاحصة" و"مصطلحات أساسية" مع لمحات عن شخصية بعينها أثَّرت في تاريخ علم الكيمياء إلى جانب مجموعة من القصص التاريخية الممتعة التي تُخفِّف من وطأة المادة العلمية التي تظهر باردة بعض الشيء.
قوس قزح الحي
دعنا الآن نتأمل كتابا مختلفا قليلا عن سابقيه، فهو لا يُقدِّم للكيمياء نفسها لكنه يأخذك في رحلة مُمتعة للحديث عن أكثر شيء مألوف في حياتنا، إنه "الماء". هذه النوعية من الكتب لها طريقة مختلفة في العرض، لذلك آثرنا أن نضع واحدا منها في ترشيحاتنا، فهي لا تُقدِّم للكيمياء فقط، أو الكيمياء بشكل عام، لكنها تعرض لنقطة واحدة فقط ثم تتفرع منها إلى محيط هائل ومدهش تصبح الكيمياء جزءا منه إلى جانب عدة علوم أخرى، هذه الطريقة متعددة النطاقات تضعك في قلب الطريقة العلمية وتفتح لك الباب لفهم تعقّدها البديع والذي تتشابك فيه كل العلوم معا، على عكس ما يمكن أن يظن طالب في المرحلة الثانوية أو الجامعة لأنه يدرس كل نطاق على حدة.
undefined
كتابنا هذه المرة هو "قوس قزح الحي: الماء" لمؤلفته ماي وان-هو، عالمة الجينات المعروفة وذات الباع الواسع في الكتابة للعامة، وتُقدِّم في هذا الكتاب أشبه ما يكون بموسوعة عن الماء، هذا السائل البسيط الذي تراه في كل مكان وتظن أننا نعرف كل شيء عنه لكنه في الواقع سر كبير وإحدى أعاجيب الحياة على سطح الأرض، يبدأ الكتاب من كيمياء الماء، ثم ينتقل إلى ميكانيكا الكم الخاصة به، ثم البيولوجيا، ووصولا إلى الاحتياجات النانووية لعلم يُفسِّر طبيعة الماء الحقيقية.
الكتاب مُقسَّم إلى 23 فصلا، كلٌّ منها أشبه ما يكون بمقال طويل، لكنه ليس سهلا بالدرجة الكافية، تحتاج إلى الكثير من الجهد كي تنفذ من بين طيّاته، وربما مُقدِّمة سابقة في الكيمياء والبيولوجيا ستساعدك على اجتيازه بدرجة أكبر من السهولة، كذلك فإن الترجمة صعبة بعض الشيء لكنك ستألفها مع الوقت. في كل الأحوال فإن هذا ليس كتابا ستقف عند حدوده فقط، بل ستحتاج من حين إلى آخر إلى أن تخرج إلى عوالم غوغل ويوتيوب الواسعة لتفهم بعض النقاط التقنية به، لكن الأمر -على كل حال- يستحق أن تبذل كل ذلك الجهد.
أسرار الكيمياء
الآن لنعد من جديد إلى أحد أسهل وألذ الكتب التي تتحدث عن الكيمياء بشكل عام، مقارنة بسابقه فهو مُقدِّمة قصيرة جدا وغاية في البساطة لما يجب أن تعرفه عن هذا العلم البديع. "أسرار الكيمياء" لـ "و. جرهام ريتشاردز"، والمترجم عن عنوان مختلف قليلا وهو "Problems of chemistry" يأتي في نحو 100 صفحة فقط ليتحدّى مقدمي الفيزياء بثقوبها السوداء وكواركاتها المثيرة، فيُقدِّم للكيمياء بصورة ممتعة أيضا، تجذبك إلى استخداماتها اليومية، ودورها المهم جدا في الإجابة عن أسئلة العالم المعاصر كالتلوث أو التغير المناخي، بمعنى أوضح: كيف تُنقذنا الكيمياء؟!
undefined
يبدأ الكتاب من فصل أول قصير يتحدث عن بدايات الكون، والتي هي بدايات الكيمياء، موضحا ما تعنيه اصطلاحات مثل ذرة أو جزيء أو مركب، بعد ذلك -كعادة هذا النوع من الكتب- ينتقل إلى الجدول الدوري وخصائصه، ثم ينتقل بعد ذلك إلى طبيعة الكيمياء وتخصصاتها المدهشة، ثم إلى كيمياء الغازات والسوائل والمواد الصلبة، مع فصل ممتع جدا عن روعة التماثل في الكيمياء. (محبو التماثل في الكيمياء، من هواتها ومُتخصّصيها، سيرغبون -لا شك- في تأمل كتاب الدكتور محمد صبري أحمد عبد المطلب "روعة التماثل في الكيمياء"، وهو كتاب متخصص لا يمكن لمبتدئ الخوض فيه، متاح مجانا عبر مؤسسة هنداوي على الإنترنت).
بعد ذلك ينتقل الكتاب إلى أمور تطبيقية رائعة في الحقيقة، فيُعلمك عن الدور الذي تلعبه الكيمياء في الغذاء والطاقة والعقاقير الطبية والجزيئات البيولوجية، كل ذلك في فصول قصيرة سلسة لا تخلو من الأمثلة الممتعة والتطبيقات التي تراها في حياتك يوميا، حجم الكتاب وبساطة مادته يجعلانه المرشح الأمثل لمبتدئ كسول يودّ فقط أن يأخذ فكرة عامة عن نطاق ما، لكن يعيب الكتاب أنه قديم بعض الشيء، إلا أن ذلك لا يضر كثيرا بطبيعة مادته.
undefined
المادة كما لم ترها من قبل
في نهاية حديثنا معا دعنا نقف قليلا عند أحد أشهر العلماء المتخصصين في طبيعة المادة، إنه "مارك ميوداونك" أستاذ علم المواد من كلية لندن الجامعية، والذي اشتهر خلال السنوات القليلة الفائتة بكتبه ومحاضراته للعامة عن علوم المواد، نتحدث هنا عن كل شيء تراه في محيطك، الورق الذي تقرأ منه، والحديد في أرجل طاولتك، والخرسانة في جدران منزلك، والبلاستك في فرشاة أسنانك، إنه عالم عميق حقا ويدعو للاندهاش كلما تعرفت إليه.
undefined
قبل نحو العامين تُرجمت أهم كتب ميوداونك إلى اللغة العربية، وهو كتاب "Stuff matters: the Marvelous Materials That Shape Our Man-Made World" والذي صدر بعنوان "المادة في حياتنا: استكشاف المواد المدهشة التي تُشكِّل عالمنا الاصطناعي"، اطلع كاتب التقرير على أجزاء من النسخة الإنجليزية من الكتاب قبل عدة سنوات، وهو حقا مدهش، تخرج منه بوجهة نظر مختلفة عن طبيعة هذا العالم من حولك، يأخذك الكاتب في كل مرة إلى الدور التاريخي لمادة ما، ثم في فصل آخر إلى دورها التقني، وفي فصل آخر إلى علاقتها بثقافتنا، في النهاية تكتشف أن كل تلك الأشياء الباردة الجامدة التي ربما لا تهتم بوجودها -لأنها أصبحت أشياء يومية معتادة- ليست كذلك أبدا بحسب ميوداونك وطريقته السهلة في العرض.
undefined
محاضرات ممتعة
الكتاب رائع حقا، ويستحق أن تطلع عليه، لكن الأكثر أهمية هو أن تبحث عن مؤلف الكتاب نفسه "mark miodownik" على يوتيوب، حيث يُقدِم مجموعة رائعة من المحاضرات، لكن أفضلها لا شك هي تلك التي قدَّمها في المؤسسة الملكية الإنجليزية للعلوم، حيث قدَّم محاضرتين ممتعتين كل واحدة منهما تُلخّص مادة أحد كتبه، الأولى هي "Strange Materials"، والثانية هي "Delightful and Dangerous Liquids" ويقوم خلالهما بمجموعة رائعة حقا من التجارب.
لا مانع كذلك، ربما، من أن تترك الكتب قليلا وتتأمل محاضرات البروفيسور كريس بيشوب (Chris Bishop) الرائعة على قناة المؤسسة الملكية كذلك بمنصة يوتيوب، لا شيء يُقال عن عظمة تلك المحاضرات الأربعة -إلى الآن- في الحقيقة، وهي "Explosive Science" و"It’s Rocket Science" و"The Science of Fireworks!" و"Chemical Curiosities: Surprising Science and Dramatic Demonstrations"، مدة الواحدة منها ساعة في المتوسط، لكنها تساوي كتابا كاملا.
وطالما أننا في أرض المحاضرات فلا بد أن تبحث أيضا عن محاضرات البروفيسور الرائع أندرو زيلدو (Andrew Szydlo)، هناك الكثير من المحاضرات له على يوتيوب لكن أفضلها لا شك هي ما قدَّمه عبر المؤسسة الملكية أيضا، وهي إلى الآن ست محاضرات كاملة تجدها بسهولة في القائمة المرفقة من يوتيوب، تبدأ من عجائب الكيمياء والألعاب النارية وتمر بالمتفجرات وصولا إلى كيمياء الفحم والسوائل، تُقدَّم كل تلك المحاضرات -سواء الخاصة بـ "زيلدو" أو "بيشوب" أو "ميوداونك"- لمستوى المبتدئين، سيحبها الأطفال والمراهقون كما سيحبها الشباب والكبار، ذلك لأن تجاربها ممتعة، وطريقة الشرح سلسة جدا.
حسنا، كانت تلك هي 12 محاضرة ممتعة ودسمة للمبتدئين في الكيمياء، وكلها من القناة نفسها على يوتيوب "المؤسسة الملكية" والتي ينصح الكاتب بمتابعة جديدها أولا بأول، ستُفيد حقا في إثراء إدراكك تجاه الكيمياء الممتعة، وربما ستكتمل الصورة مع كتاب واحد بسيط في أساسيات الكيمياء، أي كتاب من تلك المجموعة بالأعلى، خاصة إذا اهتممت بالتعرف إلى الأجزاء الأساسية في الكيمياء، تلك التي تتعلق بما يعنيه اصطلاح مثل الذرة أو العنصر أو المركب أو الجزيء والفارق بين كلٍّ منها، كذلك ما يعنيه التفاعل الكيميائي وما تعنيه الروابط الكيميائية، بالإضافة إلى الجدول الدوري، سيُشكِّل ذلك -إلى جانب المحاضرات- قاعدة صلبة في الكيمياء لمبتدئ من الصفر، أو شخص يود أن يندهش بروائع الطبيعة فقط.
الكيمياء ممتعة، درسها كاتب التقرير، إلى جانب المواد الطبية والصيدلانية، لمدة خمس سنوات في الكلية ولم يجد بها أي ملل، يحتاج الأمر فقط إلى أن تتعامل معها بطريقة خاصة بعض الشيء، سنتحدث عنها باستفاضة في تقرير المساقات القادم، لكن الفكرة العامة هي أن تربط ما تتعلّمه بأرض الواقع، وأن تعرف أنك -في الكيمياء- تقف بين عدة عوالم متقاطعة لا تصح الصورة إلا بإدراكها جميعا، وأن تتعلَّم كذلك أنها مادة يمتزج فيها الحفظ والفهم بنسب متعادلة.
لكن المدهش في الكيمياء، لا شك، هو قدرتها على تغيير وجهة نظرك عن أشياء طبيعية تراها كل يوم وتتعامل معها دون أن تُدرك قدر الجمال الساكن في طياتها، في الواقع فإن ذلك يكشف الكثير عن روعة العلم، فرغم بروده الظاهر، وكأنه يُجرِّد الأشياء من طبيعتها، فإنه رومانسي في أحد جوانبه، يعرفنا إلى جمال الأشياء بصورة خاصة جدا وممتعة بطريقة لا تتصوّرها، يشرح ريتشارد فاينمان، الفيزيائي الشهير، تلك الفكرة في حديث له مع محاور الـ "BBC" ذات مرة حينما قال إن صديقا أخبره أن الزهرة جميلة، لكنكم -أيها العلماء- لا يمكن أن تروا جمالها، فهي باردة بالنسبة لكم لأنها مجرد "شيء" مكوّن من ذرات.
لكن فاينمان هنا يرد بأن جمال الزهرة، وكل شيء آخر، واضح للجميع بما في ذلك العلماء أنفسهم، لكنه جمال ذو بُعد واحد فقط، حيث يمكن لنا أيضا أن نرى ما هو أعمق من ذلك، يمكن أن نرى خلاياها التي تنتظم بشكل ساحر، وتفاعلاتها الكيميائية المذهلة، وكيف أنها تطوَّرت بهذا الشكل لتجذب نوعا محددا من الحشرات، في كل ذلك تظهر تلك الزهرة بما هو أكثر عمقا واتساعا من جمالها المعتاد، هنا يسأل فاينمان: هل أرى أكثر إذن أم أرى أقل؟
بل ترى أكثر يا سيد فاينمان، وفي الكيمياء نرى من المادة حولنا أروع جوانبها، نرى نوعا خاصا من الجمال، فقط يتطلَّب الأمر أن نهدأ قليلا، ونتأمّل.
المصدر : الجزيرة
aj-logo
aj-logo
aj-logo
إعلان
تابع الجزيرة نت على:
شعار شبكة الجزيرة الإعلامية
جميع الحقوق محفوظة © 2024 شبكة الجزيرة الاعلامية | article | Arabic | ar | "أعقد العلوم".. خمسة كتب تُقدِّم لك الكيمياء ببساطة - الجزيرة نت | https://www.aljazeera.net/midan/miscellaneous/science/2019/10/22/%D8%A3%D8%B9%D9%82%D8%AF-%D8%A7%D9%84%D8%B9%D9%84%D9%88%D9%85-%D8%AE%D9%85%D8%B3%D8%A9-%D9%83%D8%AA%D8%A8-%D8%AA%D9%82%D8%AF%D9%85-%D9%84%D9%83-%D8%A7%D9%84%D9%83%D9%8A%D9%85%D9%8A%D8%A7%D8%A1 |
51,409 | حسنا، كانت تلك هي 12 محاضرة ممتعة ودسمة للمبتدئين في الكيمياء، وكلها من القناة نفسها على يوتيوب "المؤسسة الملكية" والتي ينصح الكاتب بمتابعة جديدها أولا بأول، ستُفيد حقا في إثراء إدراكك تجاه الكيمياء الممتعة، وربما ستكتمل الصورة مع كتاب واحد بسيط في أساسيات الكيمياء، أي كتاب من تلك المجموعة بالأعلى، خاصة إذا اهتممت بالتعرف إلى الأجزاء الأساسية في الكيمياء، تلك التي تتعلق بما يعنيه اصطلاح مثل الذرة أو العنصر أو المركب أو الجزيء والفارق بين كلٍّ منها، كذلك ما يعنيه التفاعل الكيميائي وما تعنيه الروابط الكيميائية، بالإضافة إلى الجدول الدوري، سيُشكِّل ذلك -إلى جانب المحاضرات- قاعدة صلبة في الكيمياء لمبتدئ من الصفر، أو شخص يود أن يندهش بروائع الطبيعة فقط. | paragraph | أظهر القائمة الرئيسية
Navigation menu
اضغط هنا للبحثsearch
# شعار قسم ميدان
Navigation menucaret-left
caret-right
# "أعقد العلوم".. خمسة كتب تُقدِّم لك الكيمياء ببساطة
ميدان - الكيمياء تعليم علوم
22/10/2019
رغم أنها ليست الأصعب، فإن الكيمياء تنتشر في أوساط الطلاب والعامة بأنها مادة مُربكة للغاية، غدّارة بحد تعبير الممثل المصري محمد هنيدي في أحد أفلامه واسعة الشهرة، ورغم الأهمية الكبيرة لهذا النطاق العلمي البديع فإنه لا يلقى الكثير من الاهتمام في أوساط تبسيط العلوم، ونتحدث هنا بشكل خاص عن الكتب والمساقات، إذ يمكن أن تجد عشرات الكتب التي تُبسّط الكوانتم والنسبية وتُثير اندهاشك بالجديد في عالم الأكوان المتوازية والجاذبية الكمومية والثقوب السوداء، بينما في الكيمياء تجد القليل جدا منها.
ربما لأن البعض يراها للوهلة الأولى مملة، إلا أن ذلك ليس صحيحا بالمرة، فما إن تدخل قليلا إلى عوالمها الممتعة حتّى تستكشف أن فينس غيليغان، مؤلف مسلسل "بريكنغ باد"، كان ذكيا في اختياره لوظيفة السيد والتر وايت في مسلسله، ليس فقط لأنها الطريقة المُثلى لصناعة الميث الكريستالي، بل لأن الكيمياء، بحد تعبير السيد وايت، هي علم التغير، والتغير هو أقوى قوانين هذا الكون، فكل شيء يميل إلى التحوّل تدريجيا وببطء شديد إلى شيء آخر، بداية من أصغر خلية في جسمك ووصولا إلى الطبق النحاسي أو ذلك المصنوع من الحديد غير القابل للصدأ في مطبخ منزلك.
undefined
ولأن الكيمياء -على أهميتها الشديدة بين العلوم- لا تجد مكانا واضحا في المحتوى العربي، فإن القسم العلمي في "ميدان" سيعرض لمصادرها في تقريرين منفصلين، الأول -هذا التقرير- سيُقدِّم مجموعة من الكتب والمحاضرات المُبسَّطة، من نطاق العلوم الشعبية، والتي تشرح الكيمياء بصورة سهلة تصلح للجميع وتُقدِّم فكرة عامة عن مدى روعة الكيمياء وفروعها في حياتنا اليومية بدرجة قادرة على إدهاشك، أما الثاني -وهو تقرير قريب- فسيدخل بك إلى نقطة أعمق، وهي المساقات التي تشرح الكيمياء بداية من مستوى المرحلة الثانوية وصولا إلى مستوى جامعي، سيُفيدك ذلك كثيرا إذا وددت الخوض بشكل أعمق في عالم الكيمياء الواسع والممتع في آنٍ واحد.
روعة الكيمياء
حسنا، قال الطبيب والكيميائي باراسيلسوس ذات مرة: "حتى قاتِل الكلاب لا يتعلّم حرفته من الكتب، بل يستمدّها من التجربة فقط"، أما رالف والدو إيمرسون فقد قال في كتابه "مقالات: السلسلة الثانية" إن مذاق أكسيد النيتروز ونيران البركان الصناعي أفضل من مجلدات الكيمياء"، في إشارة إلى أن التجارب هي روح الكيمياء، لذلك فإن أول ترشيحاتنا سيكون لا شك كتاب "روعة الكيمياء – العلم المذهل للأشياء المألوفة" لـ "كاثي كوب" و"مونتي فيتر وولف"، واحد من أفضل الكتب التي تُرجمت إلى العربية في الكيمياء للعامة.
undefined
يحوي الكتاب عددا كبيرا من التجارب التي تستخدم أدوات منزلية عادية ومواد يمكن أن تجدها بسهولة في المتجر أو الصيدلية، وعلى بساطة معطياتك فإن مؤلفَيْ الكتاب يتمكّنان بالفعل من تحويل مطبخك أو مأربك أو سطح منزلك إلى معمل كيمياء حقيقي تمارس فيه أعقد أنواع التفاعلات لكن بصورة آمنة عليك وعلى أطفالك، في أثناء تلك الممارسات الممتعة تُقدَّم أساسات الكيمياء إليك بأسلوب سلس وبسيط، لا يخلو من المرح، كما أنه بعدد كبير من الاقتباسات الممتعة في الحقيقة.
الكتاب دسم وشامل بعض الشيء، يُمثِّل رحلة طويلة بمسافة نحو 400 صفحة، يبدأ بالعناصر والجدول الدوري ثم ينتقل لطبائع المادة وخصائصها وبعد ذلك يشرح بعض الشيء ما تعنيه الروابط والتفاعلات الكيميائية، مع جزء خاص بتطبيقات الكيمياء وبعض فروعها وصولا إلى الكيمياء العضوية، لكنه على الرغم من كل تلك الموضوعات التي تبدو باردة فإن الكتاب غير ممل على الإطلاق، خاصة أن الترجمة مقبولة ويمكن لك المُضي قُدما فيها بدرجة من السهولة.
أمور كيميائية
الآن دعنا ننتقل إلى كتاب مختلف تماما، لكنه لا يزال يحتفظ بسِمَة البساطة والمناسبة لقارئ مبتدئ بداية من فئة عمرية صغيرة، المرحلة الإعدادية والثانوية وصولا إلى المبتدئين من فئات أكبر سنا، وهو في الحقيقة ليس كتابا واحدا بل 10 مجلدات صغيرة، نحو 60-70 صفحة للواحد منها، من القطع الكبير، نتحدث هنا عن سلسلة الكيمياء الرائعة "أمور كيميائية" لـ "آلان كوب" وآخرين، وتُصدرها مؤسسة الكويت للتقدم العلمي.
undefined
السلسلة هي مقدمة في الكيمياء الدراسية، تشرح الأجزاء الأساسية لمنهج الكيمياء بداية من التعريف بالذرة والعناصر، مرورا بالجدول الدوري وخصائصه، ثم حالات المادة وطبيعة التفاعلات الكيميائية، وصولا إلى بعض الفروع المهمة للكيمياء كالكيمياء الحيوية والعضوية وبعض تطبيقات الكيمياء. بالنسبة إلى منهج مُبسَّط لتعلُّم الكيمياء، فإن هذه السلسلة شاملة إلى حدٍّ كبير، كما أنها ممتعة كذلك في طريقة تقديمها للموضوعات.
المجموعة في مجملها بسيطة، مُقدَّمة بلغة مُمتعة، تختلف لا شك في أسلوب تقديمها عن كتاب كوب وولف السابق، فهي تتخذ أسلوبا قريبا من كونه دراسيا، إلا أنها سلسة ومُقدَّمة بحيث لا تحتاج إلى مُدرِّس، وعلى الرغم من أنك ستشعر بالحيرة في البداية، فإنك ستألف مادة السلسلة مع الوقت، خاصة تلك المربعات الجانبية المثيرة للانتباه، والتي تعرض لجوانب متنوعة كـ "جربها بنفسك" و"نظرة فاحصة" و"مصطلحات أساسية" مع لمحات عن شخصية بعينها أثَّرت في تاريخ علم الكيمياء إلى جانب مجموعة من القصص التاريخية الممتعة التي تُخفِّف من وطأة المادة العلمية التي تظهر باردة بعض الشيء.
قوس قزح الحي
دعنا الآن نتأمل كتابا مختلفا قليلا عن سابقيه، فهو لا يُقدِّم للكيمياء نفسها لكنه يأخذك في رحلة مُمتعة للحديث عن أكثر شيء مألوف في حياتنا، إنه "الماء". هذه النوعية من الكتب لها طريقة مختلفة في العرض، لذلك آثرنا أن نضع واحدا منها في ترشيحاتنا، فهي لا تُقدِّم للكيمياء فقط، أو الكيمياء بشكل عام، لكنها تعرض لنقطة واحدة فقط ثم تتفرع منها إلى محيط هائل ومدهش تصبح الكيمياء جزءا منه إلى جانب عدة علوم أخرى، هذه الطريقة متعددة النطاقات تضعك في قلب الطريقة العلمية وتفتح لك الباب لفهم تعقّدها البديع والذي تتشابك فيه كل العلوم معا، على عكس ما يمكن أن يظن طالب في المرحلة الثانوية أو الجامعة لأنه يدرس كل نطاق على حدة.
undefined
كتابنا هذه المرة هو "قوس قزح الحي: الماء" لمؤلفته ماي وان-هو، عالمة الجينات المعروفة وذات الباع الواسع في الكتابة للعامة، وتُقدِّم في هذا الكتاب أشبه ما يكون بموسوعة عن الماء، هذا السائل البسيط الذي تراه في كل مكان وتظن أننا نعرف كل شيء عنه لكنه في الواقع سر كبير وإحدى أعاجيب الحياة على سطح الأرض، يبدأ الكتاب من كيمياء الماء، ثم ينتقل إلى ميكانيكا الكم الخاصة به، ثم البيولوجيا، ووصولا إلى الاحتياجات النانووية لعلم يُفسِّر طبيعة الماء الحقيقية.
الكتاب مُقسَّم إلى 23 فصلا، كلٌّ منها أشبه ما يكون بمقال طويل، لكنه ليس سهلا بالدرجة الكافية، تحتاج إلى الكثير من الجهد كي تنفذ من بين طيّاته، وربما مُقدِّمة سابقة في الكيمياء والبيولوجيا ستساعدك على اجتيازه بدرجة أكبر من السهولة، كذلك فإن الترجمة صعبة بعض الشيء لكنك ستألفها مع الوقت. في كل الأحوال فإن هذا ليس كتابا ستقف عند حدوده فقط، بل ستحتاج من حين إلى آخر إلى أن تخرج إلى عوالم غوغل ويوتيوب الواسعة لتفهم بعض النقاط التقنية به، لكن الأمر -على كل حال- يستحق أن تبذل كل ذلك الجهد.
أسرار الكيمياء
الآن لنعد من جديد إلى أحد أسهل وألذ الكتب التي تتحدث عن الكيمياء بشكل عام، مقارنة بسابقه فهو مُقدِّمة قصيرة جدا وغاية في البساطة لما يجب أن تعرفه عن هذا العلم البديع. "أسرار الكيمياء" لـ "و. جرهام ريتشاردز"، والمترجم عن عنوان مختلف قليلا وهو "Problems of chemistry" يأتي في نحو 100 صفحة فقط ليتحدّى مقدمي الفيزياء بثقوبها السوداء وكواركاتها المثيرة، فيُقدِّم للكيمياء بصورة ممتعة أيضا، تجذبك إلى استخداماتها اليومية، ودورها المهم جدا في الإجابة عن أسئلة العالم المعاصر كالتلوث أو التغير المناخي، بمعنى أوضح: كيف تُنقذنا الكيمياء؟!
undefined
يبدأ الكتاب من فصل أول قصير يتحدث عن بدايات الكون، والتي هي بدايات الكيمياء، موضحا ما تعنيه اصطلاحات مثل ذرة أو جزيء أو مركب، بعد ذلك -كعادة هذا النوع من الكتب- ينتقل إلى الجدول الدوري وخصائصه، ثم ينتقل بعد ذلك إلى طبيعة الكيمياء وتخصصاتها المدهشة، ثم إلى كيمياء الغازات والسوائل والمواد الصلبة، مع فصل ممتع جدا عن روعة التماثل في الكيمياء. (محبو التماثل في الكيمياء، من هواتها ومُتخصّصيها، سيرغبون -لا شك- في تأمل كتاب الدكتور محمد صبري أحمد عبد المطلب "روعة التماثل في الكيمياء"، وهو كتاب متخصص لا يمكن لمبتدئ الخوض فيه، متاح مجانا عبر مؤسسة هنداوي على الإنترنت).
بعد ذلك ينتقل الكتاب إلى أمور تطبيقية رائعة في الحقيقة، فيُعلمك عن الدور الذي تلعبه الكيمياء في الغذاء والطاقة والعقاقير الطبية والجزيئات البيولوجية، كل ذلك في فصول قصيرة سلسة لا تخلو من الأمثلة الممتعة والتطبيقات التي تراها في حياتك يوميا، حجم الكتاب وبساطة مادته يجعلانه المرشح الأمثل لمبتدئ كسول يودّ فقط أن يأخذ فكرة عامة عن نطاق ما، لكن يعيب الكتاب أنه قديم بعض الشيء، إلا أن ذلك لا يضر كثيرا بطبيعة مادته.
undefined
المادة كما لم ترها من قبل
في نهاية حديثنا معا دعنا نقف قليلا عند أحد أشهر العلماء المتخصصين في طبيعة المادة، إنه "مارك ميوداونك" أستاذ علم المواد من كلية لندن الجامعية، والذي اشتهر خلال السنوات القليلة الفائتة بكتبه ومحاضراته للعامة عن علوم المواد، نتحدث هنا عن كل شيء تراه في محيطك، الورق الذي تقرأ منه، والحديد في أرجل طاولتك، والخرسانة في جدران منزلك، والبلاستك في فرشاة أسنانك، إنه عالم عميق حقا ويدعو للاندهاش كلما تعرفت إليه.
undefined
قبل نحو العامين تُرجمت أهم كتب ميوداونك إلى اللغة العربية، وهو كتاب "Stuff matters: the Marvelous Materials That Shape Our Man-Made World" والذي صدر بعنوان "المادة في حياتنا: استكشاف المواد المدهشة التي تُشكِّل عالمنا الاصطناعي"، اطلع كاتب التقرير على أجزاء من النسخة الإنجليزية من الكتاب قبل عدة سنوات، وهو حقا مدهش، تخرج منه بوجهة نظر مختلفة عن طبيعة هذا العالم من حولك، يأخذك الكاتب في كل مرة إلى الدور التاريخي لمادة ما، ثم في فصل آخر إلى دورها التقني، وفي فصل آخر إلى علاقتها بثقافتنا، في النهاية تكتشف أن كل تلك الأشياء الباردة الجامدة التي ربما لا تهتم بوجودها -لأنها أصبحت أشياء يومية معتادة- ليست كذلك أبدا بحسب ميوداونك وطريقته السهلة في العرض.
undefined
محاضرات ممتعة
الكتاب رائع حقا، ويستحق أن تطلع عليه، لكن الأكثر أهمية هو أن تبحث عن مؤلف الكتاب نفسه "mark miodownik" على يوتيوب، حيث يُقدِم مجموعة رائعة من المحاضرات، لكن أفضلها لا شك هي تلك التي قدَّمها في المؤسسة الملكية الإنجليزية للعلوم، حيث قدَّم محاضرتين ممتعتين كل واحدة منهما تُلخّص مادة أحد كتبه، الأولى هي "Strange Materials"، والثانية هي "Delightful and Dangerous Liquids" ويقوم خلالهما بمجموعة رائعة حقا من التجارب.
لا مانع كذلك، ربما، من أن تترك الكتب قليلا وتتأمل محاضرات البروفيسور كريس بيشوب (Chris Bishop) الرائعة على قناة المؤسسة الملكية كذلك بمنصة يوتيوب، لا شيء يُقال عن عظمة تلك المحاضرات الأربعة -إلى الآن- في الحقيقة، وهي "Explosive Science" و"It’s Rocket Science" و"The Science of Fireworks!" و"Chemical Curiosities: Surprising Science and Dramatic Demonstrations"، مدة الواحدة منها ساعة في المتوسط، لكنها تساوي كتابا كاملا.
وطالما أننا في أرض المحاضرات فلا بد أن تبحث أيضا عن محاضرات البروفيسور الرائع أندرو زيلدو (Andrew Szydlo)، هناك الكثير من المحاضرات له على يوتيوب لكن أفضلها لا شك هي ما قدَّمه عبر المؤسسة الملكية أيضا، وهي إلى الآن ست محاضرات كاملة تجدها بسهولة في القائمة المرفقة من يوتيوب، تبدأ من عجائب الكيمياء والألعاب النارية وتمر بالمتفجرات وصولا إلى كيمياء الفحم والسوائل، تُقدَّم كل تلك المحاضرات -سواء الخاصة بـ "زيلدو" أو "بيشوب" أو "ميوداونك"- لمستوى المبتدئين، سيحبها الأطفال والمراهقون كما سيحبها الشباب والكبار، ذلك لأن تجاربها ممتعة، وطريقة الشرح سلسة جدا.
حسنا، كانت تلك هي 12 محاضرة ممتعة ودسمة للمبتدئين في الكيمياء، وكلها من القناة نفسها على يوتيوب "المؤسسة الملكية" والتي ينصح الكاتب بمتابعة جديدها أولا بأول، ستُفيد حقا في إثراء إدراكك تجاه الكيمياء الممتعة، وربما ستكتمل الصورة مع كتاب واحد بسيط في أساسيات الكيمياء، أي كتاب من تلك المجموعة بالأعلى، خاصة إذا اهتممت بالتعرف إلى الأجزاء الأساسية في الكيمياء، تلك التي تتعلق بما يعنيه اصطلاح مثل الذرة أو العنصر أو المركب أو الجزيء والفارق بين كلٍّ منها، كذلك ما يعنيه التفاعل الكيميائي وما تعنيه الروابط الكيميائية، بالإضافة إلى الجدول الدوري، سيُشكِّل ذلك -إلى جانب المحاضرات- قاعدة صلبة في الكيمياء لمبتدئ من الصفر، أو شخص يود أن يندهش بروائع الطبيعة فقط.
الكيمياء ممتعة، درسها كاتب التقرير، إلى جانب المواد الطبية والصيدلانية، لمدة خمس سنوات في الكلية ولم يجد بها أي ملل، يحتاج الأمر فقط إلى أن تتعامل معها بطريقة خاصة بعض الشيء، سنتحدث عنها باستفاضة في تقرير المساقات القادم، لكن الفكرة العامة هي أن تربط ما تتعلّمه بأرض الواقع، وأن تعرف أنك -في الكيمياء- تقف بين عدة عوالم متقاطعة لا تصح الصورة إلا بإدراكها جميعا، وأن تتعلَّم كذلك أنها مادة يمتزج فيها الحفظ والفهم بنسب متعادلة.
لكن المدهش في الكيمياء، لا شك، هو قدرتها على تغيير وجهة نظرك عن أشياء طبيعية تراها كل يوم وتتعامل معها دون أن تُدرك قدر الجمال الساكن في طياتها، في الواقع فإن ذلك يكشف الكثير عن روعة العلم، فرغم بروده الظاهر، وكأنه يُجرِّد الأشياء من طبيعتها، فإنه رومانسي في أحد جوانبه، يعرفنا إلى جمال الأشياء بصورة خاصة جدا وممتعة بطريقة لا تتصوّرها، يشرح ريتشارد فاينمان، الفيزيائي الشهير، تلك الفكرة في حديث له مع محاور الـ "BBC" ذات مرة حينما قال إن صديقا أخبره أن الزهرة جميلة، لكنكم -أيها العلماء- لا يمكن أن تروا جمالها، فهي باردة بالنسبة لكم لأنها مجرد "شيء" مكوّن من ذرات.
لكن فاينمان هنا يرد بأن جمال الزهرة، وكل شيء آخر، واضح للجميع بما في ذلك العلماء أنفسهم، لكنه جمال ذو بُعد واحد فقط، حيث يمكن لنا أيضا أن نرى ما هو أعمق من ذلك، يمكن أن نرى خلاياها التي تنتظم بشكل ساحر، وتفاعلاتها الكيميائية المذهلة، وكيف أنها تطوَّرت بهذا الشكل لتجذب نوعا محددا من الحشرات، في كل ذلك تظهر تلك الزهرة بما هو أكثر عمقا واتساعا من جمالها المعتاد، هنا يسأل فاينمان: هل أرى أكثر إذن أم أرى أقل؟
بل ترى أكثر يا سيد فاينمان، وفي الكيمياء نرى من المادة حولنا أروع جوانبها، نرى نوعا خاصا من الجمال، فقط يتطلَّب الأمر أن نهدأ قليلا، ونتأمّل.
المصدر : الجزيرة
aj-logo
aj-logo
aj-logo
إعلان
تابع الجزيرة نت على:
شعار شبكة الجزيرة الإعلامية
جميع الحقوق محفوظة © 2024 شبكة الجزيرة الاعلامية | article | Arabic | ar | "أعقد العلوم".. خمسة كتب تُقدِّم لك الكيمياء ببساطة - الجزيرة نت | https://www.aljazeera.net/midan/miscellaneous/science/2019/10/22/%D8%A3%D8%B9%D9%82%D8%AF-%D8%A7%D9%84%D8%B9%D9%84%D9%88%D9%85-%D8%AE%D9%85%D8%B3%D8%A9-%D9%83%D8%AA%D8%A8-%D8%AA%D9%82%D8%AF%D9%85-%D9%84%D9%83-%D8%A7%D9%84%D9%83%D9%8A%D9%85%D9%8A%D8%A7%D8%A1 |
51,410 | الكيمياء ممتعة، درسها كاتب التقرير، إلى جانب المواد الطبية والصيدلانية، لمدة خمس سنوات في الكلية ولم يجد بها أي ملل، يحتاج الأمر فقط إلى أن تتعامل معها بطريقة خاصة بعض الشيء، سنتحدث عنها باستفاضة في تقرير المساقات القادم، لكن الفكرة العامة هي أن تربط ما تتعلّمه بأرض الواقع، وأن تعرف أنك -في الكيمياء- تقف بين عدة عوالم متقاطعة لا تصح الصورة إلا بإدراكها جميعا، وأن تتعلَّم كذلك أنها مادة يمتزج فيها الحفظ والفهم بنسب متعادلة. | paragraph | أظهر القائمة الرئيسية
Navigation menu
اضغط هنا للبحثsearch
# شعار قسم ميدان
Navigation menucaret-left
caret-right
# "أعقد العلوم".. خمسة كتب تُقدِّم لك الكيمياء ببساطة
ميدان - الكيمياء تعليم علوم
22/10/2019
رغم أنها ليست الأصعب، فإن الكيمياء تنتشر في أوساط الطلاب والعامة بأنها مادة مُربكة للغاية، غدّارة بحد تعبير الممثل المصري محمد هنيدي في أحد أفلامه واسعة الشهرة، ورغم الأهمية الكبيرة لهذا النطاق العلمي البديع فإنه لا يلقى الكثير من الاهتمام في أوساط تبسيط العلوم، ونتحدث هنا بشكل خاص عن الكتب والمساقات، إذ يمكن أن تجد عشرات الكتب التي تُبسّط الكوانتم والنسبية وتُثير اندهاشك بالجديد في عالم الأكوان المتوازية والجاذبية الكمومية والثقوب السوداء، بينما في الكيمياء تجد القليل جدا منها.
ربما لأن البعض يراها للوهلة الأولى مملة، إلا أن ذلك ليس صحيحا بالمرة، فما إن تدخل قليلا إلى عوالمها الممتعة حتّى تستكشف أن فينس غيليغان، مؤلف مسلسل "بريكنغ باد"، كان ذكيا في اختياره لوظيفة السيد والتر وايت في مسلسله، ليس فقط لأنها الطريقة المُثلى لصناعة الميث الكريستالي، بل لأن الكيمياء، بحد تعبير السيد وايت، هي علم التغير، والتغير هو أقوى قوانين هذا الكون، فكل شيء يميل إلى التحوّل تدريجيا وببطء شديد إلى شيء آخر، بداية من أصغر خلية في جسمك ووصولا إلى الطبق النحاسي أو ذلك المصنوع من الحديد غير القابل للصدأ في مطبخ منزلك.
undefined
ولأن الكيمياء -على أهميتها الشديدة بين العلوم- لا تجد مكانا واضحا في المحتوى العربي، فإن القسم العلمي في "ميدان" سيعرض لمصادرها في تقريرين منفصلين، الأول -هذا التقرير- سيُقدِّم مجموعة من الكتب والمحاضرات المُبسَّطة، من نطاق العلوم الشعبية، والتي تشرح الكيمياء بصورة سهلة تصلح للجميع وتُقدِّم فكرة عامة عن مدى روعة الكيمياء وفروعها في حياتنا اليومية بدرجة قادرة على إدهاشك، أما الثاني -وهو تقرير قريب- فسيدخل بك إلى نقطة أعمق، وهي المساقات التي تشرح الكيمياء بداية من مستوى المرحلة الثانوية وصولا إلى مستوى جامعي، سيُفيدك ذلك كثيرا إذا وددت الخوض بشكل أعمق في عالم الكيمياء الواسع والممتع في آنٍ واحد.
روعة الكيمياء
حسنا، قال الطبيب والكيميائي باراسيلسوس ذات مرة: "حتى قاتِل الكلاب لا يتعلّم حرفته من الكتب، بل يستمدّها من التجربة فقط"، أما رالف والدو إيمرسون فقد قال في كتابه "مقالات: السلسلة الثانية" إن مذاق أكسيد النيتروز ونيران البركان الصناعي أفضل من مجلدات الكيمياء"، في إشارة إلى أن التجارب هي روح الكيمياء، لذلك فإن أول ترشيحاتنا سيكون لا شك كتاب "روعة الكيمياء – العلم المذهل للأشياء المألوفة" لـ "كاثي كوب" و"مونتي فيتر وولف"، واحد من أفضل الكتب التي تُرجمت إلى العربية في الكيمياء للعامة.
undefined
يحوي الكتاب عددا كبيرا من التجارب التي تستخدم أدوات منزلية عادية ومواد يمكن أن تجدها بسهولة في المتجر أو الصيدلية، وعلى بساطة معطياتك فإن مؤلفَيْ الكتاب يتمكّنان بالفعل من تحويل مطبخك أو مأربك أو سطح منزلك إلى معمل كيمياء حقيقي تمارس فيه أعقد أنواع التفاعلات لكن بصورة آمنة عليك وعلى أطفالك، في أثناء تلك الممارسات الممتعة تُقدَّم أساسات الكيمياء إليك بأسلوب سلس وبسيط، لا يخلو من المرح، كما أنه بعدد كبير من الاقتباسات الممتعة في الحقيقة.
الكتاب دسم وشامل بعض الشيء، يُمثِّل رحلة طويلة بمسافة نحو 400 صفحة، يبدأ بالعناصر والجدول الدوري ثم ينتقل لطبائع المادة وخصائصها وبعد ذلك يشرح بعض الشيء ما تعنيه الروابط والتفاعلات الكيميائية، مع جزء خاص بتطبيقات الكيمياء وبعض فروعها وصولا إلى الكيمياء العضوية، لكنه على الرغم من كل تلك الموضوعات التي تبدو باردة فإن الكتاب غير ممل على الإطلاق، خاصة أن الترجمة مقبولة ويمكن لك المُضي قُدما فيها بدرجة من السهولة.
أمور كيميائية
الآن دعنا ننتقل إلى كتاب مختلف تماما، لكنه لا يزال يحتفظ بسِمَة البساطة والمناسبة لقارئ مبتدئ بداية من فئة عمرية صغيرة، المرحلة الإعدادية والثانوية وصولا إلى المبتدئين من فئات أكبر سنا، وهو في الحقيقة ليس كتابا واحدا بل 10 مجلدات صغيرة، نحو 60-70 صفحة للواحد منها، من القطع الكبير، نتحدث هنا عن سلسلة الكيمياء الرائعة "أمور كيميائية" لـ "آلان كوب" وآخرين، وتُصدرها مؤسسة الكويت للتقدم العلمي.
undefined
السلسلة هي مقدمة في الكيمياء الدراسية، تشرح الأجزاء الأساسية لمنهج الكيمياء بداية من التعريف بالذرة والعناصر، مرورا بالجدول الدوري وخصائصه، ثم حالات المادة وطبيعة التفاعلات الكيميائية، وصولا إلى بعض الفروع المهمة للكيمياء كالكيمياء الحيوية والعضوية وبعض تطبيقات الكيمياء. بالنسبة إلى منهج مُبسَّط لتعلُّم الكيمياء، فإن هذه السلسلة شاملة إلى حدٍّ كبير، كما أنها ممتعة كذلك في طريقة تقديمها للموضوعات.
المجموعة في مجملها بسيطة، مُقدَّمة بلغة مُمتعة، تختلف لا شك في أسلوب تقديمها عن كتاب كوب وولف السابق، فهي تتخذ أسلوبا قريبا من كونه دراسيا، إلا أنها سلسة ومُقدَّمة بحيث لا تحتاج إلى مُدرِّس، وعلى الرغم من أنك ستشعر بالحيرة في البداية، فإنك ستألف مادة السلسلة مع الوقت، خاصة تلك المربعات الجانبية المثيرة للانتباه، والتي تعرض لجوانب متنوعة كـ "جربها بنفسك" و"نظرة فاحصة" و"مصطلحات أساسية" مع لمحات عن شخصية بعينها أثَّرت في تاريخ علم الكيمياء إلى جانب مجموعة من القصص التاريخية الممتعة التي تُخفِّف من وطأة المادة العلمية التي تظهر باردة بعض الشيء.
قوس قزح الحي
دعنا الآن نتأمل كتابا مختلفا قليلا عن سابقيه، فهو لا يُقدِّم للكيمياء نفسها لكنه يأخذك في رحلة مُمتعة للحديث عن أكثر شيء مألوف في حياتنا، إنه "الماء". هذه النوعية من الكتب لها طريقة مختلفة في العرض، لذلك آثرنا أن نضع واحدا منها في ترشيحاتنا، فهي لا تُقدِّم للكيمياء فقط، أو الكيمياء بشكل عام، لكنها تعرض لنقطة واحدة فقط ثم تتفرع منها إلى محيط هائل ومدهش تصبح الكيمياء جزءا منه إلى جانب عدة علوم أخرى، هذه الطريقة متعددة النطاقات تضعك في قلب الطريقة العلمية وتفتح لك الباب لفهم تعقّدها البديع والذي تتشابك فيه كل العلوم معا، على عكس ما يمكن أن يظن طالب في المرحلة الثانوية أو الجامعة لأنه يدرس كل نطاق على حدة.
undefined
كتابنا هذه المرة هو "قوس قزح الحي: الماء" لمؤلفته ماي وان-هو، عالمة الجينات المعروفة وذات الباع الواسع في الكتابة للعامة، وتُقدِّم في هذا الكتاب أشبه ما يكون بموسوعة عن الماء، هذا السائل البسيط الذي تراه في كل مكان وتظن أننا نعرف كل شيء عنه لكنه في الواقع سر كبير وإحدى أعاجيب الحياة على سطح الأرض، يبدأ الكتاب من كيمياء الماء، ثم ينتقل إلى ميكانيكا الكم الخاصة به، ثم البيولوجيا، ووصولا إلى الاحتياجات النانووية لعلم يُفسِّر طبيعة الماء الحقيقية.
الكتاب مُقسَّم إلى 23 فصلا، كلٌّ منها أشبه ما يكون بمقال طويل، لكنه ليس سهلا بالدرجة الكافية، تحتاج إلى الكثير من الجهد كي تنفذ من بين طيّاته، وربما مُقدِّمة سابقة في الكيمياء والبيولوجيا ستساعدك على اجتيازه بدرجة أكبر من السهولة، كذلك فإن الترجمة صعبة بعض الشيء لكنك ستألفها مع الوقت. في كل الأحوال فإن هذا ليس كتابا ستقف عند حدوده فقط، بل ستحتاج من حين إلى آخر إلى أن تخرج إلى عوالم غوغل ويوتيوب الواسعة لتفهم بعض النقاط التقنية به، لكن الأمر -على كل حال- يستحق أن تبذل كل ذلك الجهد.
أسرار الكيمياء
الآن لنعد من جديد إلى أحد أسهل وألذ الكتب التي تتحدث عن الكيمياء بشكل عام، مقارنة بسابقه فهو مُقدِّمة قصيرة جدا وغاية في البساطة لما يجب أن تعرفه عن هذا العلم البديع. "أسرار الكيمياء" لـ "و. جرهام ريتشاردز"، والمترجم عن عنوان مختلف قليلا وهو "Problems of chemistry" يأتي في نحو 100 صفحة فقط ليتحدّى مقدمي الفيزياء بثقوبها السوداء وكواركاتها المثيرة، فيُقدِّم للكيمياء بصورة ممتعة أيضا، تجذبك إلى استخداماتها اليومية، ودورها المهم جدا في الإجابة عن أسئلة العالم المعاصر كالتلوث أو التغير المناخي، بمعنى أوضح: كيف تُنقذنا الكيمياء؟!
undefined
يبدأ الكتاب من فصل أول قصير يتحدث عن بدايات الكون، والتي هي بدايات الكيمياء، موضحا ما تعنيه اصطلاحات مثل ذرة أو جزيء أو مركب، بعد ذلك -كعادة هذا النوع من الكتب- ينتقل إلى الجدول الدوري وخصائصه، ثم ينتقل بعد ذلك إلى طبيعة الكيمياء وتخصصاتها المدهشة، ثم إلى كيمياء الغازات والسوائل والمواد الصلبة، مع فصل ممتع جدا عن روعة التماثل في الكيمياء. (محبو التماثل في الكيمياء، من هواتها ومُتخصّصيها، سيرغبون -لا شك- في تأمل كتاب الدكتور محمد صبري أحمد عبد المطلب "روعة التماثل في الكيمياء"، وهو كتاب متخصص لا يمكن لمبتدئ الخوض فيه، متاح مجانا عبر مؤسسة هنداوي على الإنترنت).
بعد ذلك ينتقل الكتاب إلى أمور تطبيقية رائعة في الحقيقة، فيُعلمك عن الدور الذي تلعبه الكيمياء في الغذاء والطاقة والعقاقير الطبية والجزيئات البيولوجية، كل ذلك في فصول قصيرة سلسة لا تخلو من الأمثلة الممتعة والتطبيقات التي تراها في حياتك يوميا، حجم الكتاب وبساطة مادته يجعلانه المرشح الأمثل لمبتدئ كسول يودّ فقط أن يأخذ فكرة عامة عن نطاق ما، لكن يعيب الكتاب أنه قديم بعض الشيء، إلا أن ذلك لا يضر كثيرا بطبيعة مادته.
undefined
المادة كما لم ترها من قبل
في نهاية حديثنا معا دعنا نقف قليلا عند أحد أشهر العلماء المتخصصين في طبيعة المادة، إنه "مارك ميوداونك" أستاذ علم المواد من كلية لندن الجامعية، والذي اشتهر خلال السنوات القليلة الفائتة بكتبه ومحاضراته للعامة عن علوم المواد، نتحدث هنا عن كل شيء تراه في محيطك، الورق الذي تقرأ منه، والحديد في أرجل طاولتك، والخرسانة في جدران منزلك، والبلاستك في فرشاة أسنانك، إنه عالم عميق حقا ويدعو للاندهاش كلما تعرفت إليه.
undefined
قبل نحو العامين تُرجمت أهم كتب ميوداونك إلى اللغة العربية، وهو كتاب "Stuff matters: the Marvelous Materials That Shape Our Man-Made World" والذي صدر بعنوان "المادة في حياتنا: استكشاف المواد المدهشة التي تُشكِّل عالمنا الاصطناعي"، اطلع كاتب التقرير على أجزاء من النسخة الإنجليزية من الكتاب قبل عدة سنوات، وهو حقا مدهش، تخرج منه بوجهة نظر مختلفة عن طبيعة هذا العالم من حولك، يأخذك الكاتب في كل مرة إلى الدور التاريخي لمادة ما، ثم في فصل آخر إلى دورها التقني، وفي فصل آخر إلى علاقتها بثقافتنا، في النهاية تكتشف أن كل تلك الأشياء الباردة الجامدة التي ربما لا تهتم بوجودها -لأنها أصبحت أشياء يومية معتادة- ليست كذلك أبدا بحسب ميوداونك وطريقته السهلة في العرض.
undefined
محاضرات ممتعة
الكتاب رائع حقا، ويستحق أن تطلع عليه، لكن الأكثر أهمية هو أن تبحث عن مؤلف الكتاب نفسه "mark miodownik" على يوتيوب، حيث يُقدِم مجموعة رائعة من المحاضرات، لكن أفضلها لا شك هي تلك التي قدَّمها في المؤسسة الملكية الإنجليزية للعلوم، حيث قدَّم محاضرتين ممتعتين كل واحدة منهما تُلخّص مادة أحد كتبه، الأولى هي "Strange Materials"، والثانية هي "Delightful and Dangerous Liquids" ويقوم خلالهما بمجموعة رائعة حقا من التجارب.
لا مانع كذلك، ربما، من أن تترك الكتب قليلا وتتأمل محاضرات البروفيسور كريس بيشوب (Chris Bishop) الرائعة على قناة المؤسسة الملكية كذلك بمنصة يوتيوب، لا شيء يُقال عن عظمة تلك المحاضرات الأربعة -إلى الآن- في الحقيقة، وهي "Explosive Science" و"It’s Rocket Science" و"The Science of Fireworks!" و"Chemical Curiosities: Surprising Science and Dramatic Demonstrations"، مدة الواحدة منها ساعة في المتوسط، لكنها تساوي كتابا كاملا.
وطالما أننا في أرض المحاضرات فلا بد أن تبحث أيضا عن محاضرات البروفيسور الرائع أندرو زيلدو (Andrew Szydlo)، هناك الكثير من المحاضرات له على يوتيوب لكن أفضلها لا شك هي ما قدَّمه عبر المؤسسة الملكية أيضا، وهي إلى الآن ست محاضرات كاملة تجدها بسهولة في القائمة المرفقة من يوتيوب، تبدأ من عجائب الكيمياء والألعاب النارية وتمر بالمتفجرات وصولا إلى كيمياء الفحم والسوائل، تُقدَّم كل تلك المحاضرات -سواء الخاصة بـ "زيلدو" أو "بيشوب" أو "ميوداونك"- لمستوى المبتدئين، سيحبها الأطفال والمراهقون كما سيحبها الشباب والكبار، ذلك لأن تجاربها ممتعة، وطريقة الشرح سلسة جدا.
حسنا، كانت تلك هي 12 محاضرة ممتعة ودسمة للمبتدئين في الكيمياء، وكلها من القناة نفسها على يوتيوب "المؤسسة الملكية" والتي ينصح الكاتب بمتابعة جديدها أولا بأول، ستُفيد حقا في إثراء إدراكك تجاه الكيمياء الممتعة، وربما ستكتمل الصورة مع كتاب واحد بسيط في أساسيات الكيمياء، أي كتاب من تلك المجموعة بالأعلى، خاصة إذا اهتممت بالتعرف إلى الأجزاء الأساسية في الكيمياء، تلك التي تتعلق بما يعنيه اصطلاح مثل الذرة أو العنصر أو المركب أو الجزيء والفارق بين كلٍّ منها، كذلك ما يعنيه التفاعل الكيميائي وما تعنيه الروابط الكيميائية، بالإضافة إلى الجدول الدوري، سيُشكِّل ذلك -إلى جانب المحاضرات- قاعدة صلبة في الكيمياء لمبتدئ من الصفر، أو شخص يود أن يندهش بروائع الطبيعة فقط.
الكيمياء ممتعة، درسها كاتب التقرير، إلى جانب المواد الطبية والصيدلانية، لمدة خمس سنوات في الكلية ولم يجد بها أي ملل، يحتاج الأمر فقط إلى أن تتعامل معها بطريقة خاصة بعض الشيء، سنتحدث عنها باستفاضة في تقرير المساقات القادم، لكن الفكرة العامة هي أن تربط ما تتعلّمه بأرض الواقع، وأن تعرف أنك -في الكيمياء- تقف بين عدة عوالم متقاطعة لا تصح الصورة إلا بإدراكها جميعا، وأن تتعلَّم كذلك أنها مادة يمتزج فيها الحفظ والفهم بنسب متعادلة.
لكن المدهش في الكيمياء، لا شك، هو قدرتها على تغيير وجهة نظرك عن أشياء طبيعية تراها كل يوم وتتعامل معها دون أن تُدرك قدر الجمال الساكن في طياتها، في الواقع فإن ذلك يكشف الكثير عن روعة العلم، فرغم بروده الظاهر، وكأنه يُجرِّد الأشياء من طبيعتها، فإنه رومانسي في أحد جوانبه، يعرفنا إلى جمال الأشياء بصورة خاصة جدا وممتعة بطريقة لا تتصوّرها، يشرح ريتشارد فاينمان، الفيزيائي الشهير، تلك الفكرة في حديث له مع محاور الـ "BBC" ذات مرة حينما قال إن صديقا أخبره أن الزهرة جميلة، لكنكم -أيها العلماء- لا يمكن أن تروا جمالها، فهي باردة بالنسبة لكم لأنها مجرد "شيء" مكوّن من ذرات.
لكن فاينمان هنا يرد بأن جمال الزهرة، وكل شيء آخر، واضح للجميع بما في ذلك العلماء أنفسهم، لكنه جمال ذو بُعد واحد فقط، حيث يمكن لنا أيضا أن نرى ما هو أعمق من ذلك، يمكن أن نرى خلاياها التي تنتظم بشكل ساحر، وتفاعلاتها الكيميائية المذهلة، وكيف أنها تطوَّرت بهذا الشكل لتجذب نوعا محددا من الحشرات، في كل ذلك تظهر تلك الزهرة بما هو أكثر عمقا واتساعا من جمالها المعتاد، هنا يسأل فاينمان: هل أرى أكثر إذن أم أرى أقل؟
بل ترى أكثر يا سيد فاينمان، وفي الكيمياء نرى من المادة حولنا أروع جوانبها، نرى نوعا خاصا من الجمال، فقط يتطلَّب الأمر أن نهدأ قليلا، ونتأمّل.
المصدر : الجزيرة
aj-logo
aj-logo
aj-logo
إعلان
تابع الجزيرة نت على:
شعار شبكة الجزيرة الإعلامية
جميع الحقوق محفوظة © 2024 شبكة الجزيرة الاعلامية | article | Arabic | ar | "أعقد العلوم".. خمسة كتب تُقدِّم لك الكيمياء ببساطة - الجزيرة نت | https://www.aljazeera.net/midan/miscellaneous/science/2019/10/22/%D8%A3%D8%B9%D9%82%D8%AF-%D8%A7%D9%84%D8%B9%D9%84%D9%88%D9%85-%D8%AE%D9%85%D8%B3%D8%A9-%D9%83%D8%AA%D8%A8-%D8%AA%D9%82%D8%AF%D9%85-%D9%84%D9%83-%D8%A7%D9%84%D9%83%D9%8A%D9%85%D9%8A%D8%A7%D8%A1 |
51,411 | لكن المدهش في الكيمياء، لا شك، هو قدرتها على تغيير وجهة نظرك عن أشياء طبيعية تراها كل يوم وتتعامل معها دون أن تُدرك قدر الجمال الساكن في طياتها، في الواقع فإن ذلك يكشف الكثير عن روعة العلم، فرغم بروده الظاهر، وكأنه يُجرِّد الأشياء من طبيعتها، فإنه رومانسي في أحد جوانبه، يعرفنا إلى جمال الأشياء بصورة خاصة جدا وممتعة بطريقة لا تتصوّرها، يشرح ريتشارد فاينمان، الفيزيائي الشهير، تلك الفكرة في حديث له مع محاور الـ "BBC" ذات مرة حينما قال إن صديقا أخبره أن الزهرة جميلة، لكنكم -أيها العلماء- لا يمكن أن تروا جمالها، فهي باردة بالنسبة لكم لأنها مجرد "شيء" مكوّن من ذرات. | paragraph | أظهر القائمة الرئيسية
Navigation menu
اضغط هنا للبحثsearch
# شعار قسم ميدان
Navigation menucaret-left
caret-right
# "أعقد العلوم".. خمسة كتب تُقدِّم لك الكيمياء ببساطة
ميدان - الكيمياء تعليم علوم
22/10/2019
رغم أنها ليست الأصعب، فإن الكيمياء تنتشر في أوساط الطلاب والعامة بأنها مادة مُربكة للغاية، غدّارة بحد تعبير الممثل المصري محمد هنيدي في أحد أفلامه واسعة الشهرة، ورغم الأهمية الكبيرة لهذا النطاق العلمي البديع فإنه لا يلقى الكثير من الاهتمام في أوساط تبسيط العلوم، ونتحدث هنا بشكل خاص عن الكتب والمساقات، إذ يمكن أن تجد عشرات الكتب التي تُبسّط الكوانتم والنسبية وتُثير اندهاشك بالجديد في عالم الأكوان المتوازية والجاذبية الكمومية والثقوب السوداء، بينما في الكيمياء تجد القليل جدا منها.
ربما لأن البعض يراها للوهلة الأولى مملة، إلا أن ذلك ليس صحيحا بالمرة، فما إن تدخل قليلا إلى عوالمها الممتعة حتّى تستكشف أن فينس غيليغان، مؤلف مسلسل "بريكنغ باد"، كان ذكيا في اختياره لوظيفة السيد والتر وايت في مسلسله، ليس فقط لأنها الطريقة المُثلى لصناعة الميث الكريستالي، بل لأن الكيمياء، بحد تعبير السيد وايت، هي علم التغير، والتغير هو أقوى قوانين هذا الكون، فكل شيء يميل إلى التحوّل تدريجيا وببطء شديد إلى شيء آخر، بداية من أصغر خلية في جسمك ووصولا إلى الطبق النحاسي أو ذلك المصنوع من الحديد غير القابل للصدأ في مطبخ منزلك.
undefined
ولأن الكيمياء -على أهميتها الشديدة بين العلوم- لا تجد مكانا واضحا في المحتوى العربي، فإن القسم العلمي في "ميدان" سيعرض لمصادرها في تقريرين منفصلين، الأول -هذا التقرير- سيُقدِّم مجموعة من الكتب والمحاضرات المُبسَّطة، من نطاق العلوم الشعبية، والتي تشرح الكيمياء بصورة سهلة تصلح للجميع وتُقدِّم فكرة عامة عن مدى روعة الكيمياء وفروعها في حياتنا اليومية بدرجة قادرة على إدهاشك، أما الثاني -وهو تقرير قريب- فسيدخل بك إلى نقطة أعمق، وهي المساقات التي تشرح الكيمياء بداية من مستوى المرحلة الثانوية وصولا إلى مستوى جامعي، سيُفيدك ذلك كثيرا إذا وددت الخوض بشكل أعمق في عالم الكيمياء الواسع والممتع في آنٍ واحد.
روعة الكيمياء
حسنا، قال الطبيب والكيميائي باراسيلسوس ذات مرة: "حتى قاتِل الكلاب لا يتعلّم حرفته من الكتب، بل يستمدّها من التجربة فقط"، أما رالف والدو إيمرسون فقد قال في كتابه "مقالات: السلسلة الثانية" إن مذاق أكسيد النيتروز ونيران البركان الصناعي أفضل من مجلدات الكيمياء"، في إشارة إلى أن التجارب هي روح الكيمياء، لذلك فإن أول ترشيحاتنا سيكون لا شك كتاب "روعة الكيمياء – العلم المذهل للأشياء المألوفة" لـ "كاثي كوب" و"مونتي فيتر وولف"، واحد من أفضل الكتب التي تُرجمت إلى العربية في الكيمياء للعامة.
undefined
يحوي الكتاب عددا كبيرا من التجارب التي تستخدم أدوات منزلية عادية ومواد يمكن أن تجدها بسهولة في المتجر أو الصيدلية، وعلى بساطة معطياتك فإن مؤلفَيْ الكتاب يتمكّنان بالفعل من تحويل مطبخك أو مأربك أو سطح منزلك إلى معمل كيمياء حقيقي تمارس فيه أعقد أنواع التفاعلات لكن بصورة آمنة عليك وعلى أطفالك، في أثناء تلك الممارسات الممتعة تُقدَّم أساسات الكيمياء إليك بأسلوب سلس وبسيط، لا يخلو من المرح، كما أنه بعدد كبير من الاقتباسات الممتعة في الحقيقة.
الكتاب دسم وشامل بعض الشيء، يُمثِّل رحلة طويلة بمسافة نحو 400 صفحة، يبدأ بالعناصر والجدول الدوري ثم ينتقل لطبائع المادة وخصائصها وبعد ذلك يشرح بعض الشيء ما تعنيه الروابط والتفاعلات الكيميائية، مع جزء خاص بتطبيقات الكيمياء وبعض فروعها وصولا إلى الكيمياء العضوية، لكنه على الرغم من كل تلك الموضوعات التي تبدو باردة فإن الكتاب غير ممل على الإطلاق، خاصة أن الترجمة مقبولة ويمكن لك المُضي قُدما فيها بدرجة من السهولة.
أمور كيميائية
الآن دعنا ننتقل إلى كتاب مختلف تماما، لكنه لا يزال يحتفظ بسِمَة البساطة والمناسبة لقارئ مبتدئ بداية من فئة عمرية صغيرة، المرحلة الإعدادية والثانوية وصولا إلى المبتدئين من فئات أكبر سنا، وهو في الحقيقة ليس كتابا واحدا بل 10 مجلدات صغيرة، نحو 60-70 صفحة للواحد منها، من القطع الكبير، نتحدث هنا عن سلسلة الكيمياء الرائعة "أمور كيميائية" لـ "آلان كوب" وآخرين، وتُصدرها مؤسسة الكويت للتقدم العلمي.
undefined
السلسلة هي مقدمة في الكيمياء الدراسية، تشرح الأجزاء الأساسية لمنهج الكيمياء بداية من التعريف بالذرة والعناصر، مرورا بالجدول الدوري وخصائصه، ثم حالات المادة وطبيعة التفاعلات الكيميائية، وصولا إلى بعض الفروع المهمة للكيمياء كالكيمياء الحيوية والعضوية وبعض تطبيقات الكيمياء. بالنسبة إلى منهج مُبسَّط لتعلُّم الكيمياء، فإن هذه السلسلة شاملة إلى حدٍّ كبير، كما أنها ممتعة كذلك في طريقة تقديمها للموضوعات.
المجموعة في مجملها بسيطة، مُقدَّمة بلغة مُمتعة، تختلف لا شك في أسلوب تقديمها عن كتاب كوب وولف السابق، فهي تتخذ أسلوبا قريبا من كونه دراسيا، إلا أنها سلسة ومُقدَّمة بحيث لا تحتاج إلى مُدرِّس، وعلى الرغم من أنك ستشعر بالحيرة في البداية، فإنك ستألف مادة السلسلة مع الوقت، خاصة تلك المربعات الجانبية المثيرة للانتباه، والتي تعرض لجوانب متنوعة كـ "جربها بنفسك" و"نظرة فاحصة" و"مصطلحات أساسية" مع لمحات عن شخصية بعينها أثَّرت في تاريخ علم الكيمياء إلى جانب مجموعة من القصص التاريخية الممتعة التي تُخفِّف من وطأة المادة العلمية التي تظهر باردة بعض الشيء.
قوس قزح الحي
دعنا الآن نتأمل كتابا مختلفا قليلا عن سابقيه، فهو لا يُقدِّم للكيمياء نفسها لكنه يأخذك في رحلة مُمتعة للحديث عن أكثر شيء مألوف في حياتنا، إنه "الماء". هذه النوعية من الكتب لها طريقة مختلفة في العرض، لذلك آثرنا أن نضع واحدا منها في ترشيحاتنا، فهي لا تُقدِّم للكيمياء فقط، أو الكيمياء بشكل عام، لكنها تعرض لنقطة واحدة فقط ثم تتفرع منها إلى محيط هائل ومدهش تصبح الكيمياء جزءا منه إلى جانب عدة علوم أخرى، هذه الطريقة متعددة النطاقات تضعك في قلب الطريقة العلمية وتفتح لك الباب لفهم تعقّدها البديع والذي تتشابك فيه كل العلوم معا، على عكس ما يمكن أن يظن طالب في المرحلة الثانوية أو الجامعة لأنه يدرس كل نطاق على حدة.
undefined
كتابنا هذه المرة هو "قوس قزح الحي: الماء" لمؤلفته ماي وان-هو، عالمة الجينات المعروفة وذات الباع الواسع في الكتابة للعامة، وتُقدِّم في هذا الكتاب أشبه ما يكون بموسوعة عن الماء، هذا السائل البسيط الذي تراه في كل مكان وتظن أننا نعرف كل شيء عنه لكنه في الواقع سر كبير وإحدى أعاجيب الحياة على سطح الأرض، يبدأ الكتاب من كيمياء الماء، ثم ينتقل إلى ميكانيكا الكم الخاصة به، ثم البيولوجيا، ووصولا إلى الاحتياجات النانووية لعلم يُفسِّر طبيعة الماء الحقيقية.
الكتاب مُقسَّم إلى 23 فصلا، كلٌّ منها أشبه ما يكون بمقال طويل، لكنه ليس سهلا بالدرجة الكافية، تحتاج إلى الكثير من الجهد كي تنفذ من بين طيّاته، وربما مُقدِّمة سابقة في الكيمياء والبيولوجيا ستساعدك على اجتيازه بدرجة أكبر من السهولة، كذلك فإن الترجمة صعبة بعض الشيء لكنك ستألفها مع الوقت. في كل الأحوال فإن هذا ليس كتابا ستقف عند حدوده فقط، بل ستحتاج من حين إلى آخر إلى أن تخرج إلى عوالم غوغل ويوتيوب الواسعة لتفهم بعض النقاط التقنية به، لكن الأمر -على كل حال- يستحق أن تبذل كل ذلك الجهد.
أسرار الكيمياء
الآن لنعد من جديد إلى أحد أسهل وألذ الكتب التي تتحدث عن الكيمياء بشكل عام، مقارنة بسابقه فهو مُقدِّمة قصيرة جدا وغاية في البساطة لما يجب أن تعرفه عن هذا العلم البديع. "أسرار الكيمياء" لـ "و. جرهام ريتشاردز"، والمترجم عن عنوان مختلف قليلا وهو "Problems of chemistry" يأتي في نحو 100 صفحة فقط ليتحدّى مقدمي الفيزياء بثقوبها السوداء وكواركاتها المثيرة، فيُقدِّم للكيمياء بصورة ممتعة أيضا، تجذبك إلى استخداماتها اليومية، ودورها المهم جدا في الإجابة عن أسئلة العالم المعاصر كالتلوث أو التغير المناخي، بمعنى أوضح: كيف تُنقذنا الكيمياء؟!
undefined
يبدأ الكتاب من فصل أول قصير يتحدث عن بدايات الكون، والتي هي بدايات الكيمياء، موضحا ما تعنيه اصطلاحات مثل ذرة أو جزيء أو مركب، بعد ذلك -كعادة هذا النوع من الكتب- ينتقل إلى الجدول الدوري وخصائصه، ثم ينتقل بعد ذلك إلى طبيعة الكيمياء وتخصصاتها المدهشة، ثم إلى كيمياء الغازات والسوائل والمواد الصلبة، مع فصل ممتع جدا عن روعة التماثل في الكيمياء. (محبو التماثل في الكيمياء، من هواتها ومُتخصّصيها، سيرغبون -لا شك- في تأمل كتاب الدكتور محمد صبري أحمد عبد المطلب "روعة التماثل في الكيمياء"، وهو كتاب متخصص لا يمكن لمبتدئ الخوض فيه، متاح مجانا عبر مؤسسة هنداوي على الإنترنت).
بعد ذلك ينتقل الكتاب إلى أمور تطبيقية رائعة في الحقيقة، فيُعلمك عن الدور الذي تلعبه الكيمياء في الغذاء والطاقة والعقاقير الطبية والجزيئات البيولوجية، كل ذلك في فصول قصيرة سلسة لا تخلو من الأمثلة الممتعة والتطبيقات التي تراها في حياتك يوميا، حجم الكتاب وبساطة مادته يجعلانه المرشح الأمثل لمبتدئ كسول يودّ فقط أن يأخذ فكرة عامة عن نطاق ما، لكن يعيب الكتاب أنه قديم بعض الشيء، إلا أن ذلك لا يضر كثيرا بطبيعة مادته.
undefined
المادة كما لم ترها من قبل
في نهاية حديثنا معا دعنا نقف قليلا عند أحد أشهر العلماء المتخصصين في طبيعة المادة، إنه "مارك ميوداونك" أستاذ علم المواد من كلية لندن الجامعية، والذي اشتهر خلال السنوات القليلة الفائتة بكتبه ومحاضراته للعامة عن علوم المواد، نتحدث هنا عن كل شيء تراه في محيطك، الورق الذي تقرأ منه، والحديد في أرجل طاولتك، والخرسانة في جدران منزلك، والبلاستك في فرشاة أسنانك، إنه عالم عميق حقا ويدعو للاندهاش كلما تعرفت إليه.
undefined
قبل نحو العامين تُرجمت أهم كتب ميوداونك إلى اللغة العربية، وهو كتاب "Stuff matters: the Marvelous Materials That Shape Our Man-Made World" والذي صدر بعنوان "المادة في حياتنا: استكشاف المواد المدهشة التي تُشكِّل عالمنا الاصطناعي"، اطلع كاتب التقرير على أجزاء من النسخة الإنجليزية من الكتاب قبل عدة سنوات، وهو حقا مدهش، تخرج منه بوجهة نظر مختلفة عن طبيعة هذا العالم من حولك، يأخذك الكاتب في كل مرة إلى الدور التاريخي لمادة ما، ثم في فصل آخر إلى دورها التقني، وفي فصل آخر إلى علاقتها بثقافتنا، في النهاية تكتشف أن كل تلك الأشياء الباردة الجامدة التي ربما لا تهتم بوجودها -لأنها أصبحت أشياء يومية معتادة- ليست كذلك أبدا بحسب ميوداونك وطريقته السهلة في العرض.
undefined
محاضرات ممتعة
الكتاب رائع حقا، ويستحق أن تطلع عليه، لكن الأكثر أهمية هو أن تبحث عن مؤلف الكتاب نفسه "mark miodownik" على يوتيوب، حيث يُقدِم مجموعة رائعة من المحاضرات، لكن أفضلها لا شك هي تلك التي قدَّمها في المؤسسة الملكية الإنجليزية للعلوم، حيث قدَّم محاضرتين ممتعتين كل واحدة منهما تُلخّص مادة أحد كتبه، الأولى هي "Strange Materials"، والثانية هي "Delightful and Dangerous Liquids" ويقوم خلالهما بمجموعة رائعة حقا من التجارب.
لا مانع كذلك، ربما، من أن تترك الكتب قليلا وتتأمل محاضرات البروفيسور كريس بيشوب (Chris Bishop) الرائعة على قناة المؤسسة الملكية كذلك بمنصة يوتيوب، لا شيء يُقال عن عظمة تلك المحاضرات الأربعة -إلى الآن- في الحقيقة، وهي "Explosive Science" و"It’s Rocket Science" و"The Science of Fireworks!" و"Chemical Curiosities: Surprising Science and Dramatic Demonstrations"، مدة الواحدة منها ساعة في المتوسط، لكنها تساوي كتابا كاملا.
وطالما أننا في أرض المحاضرات فلا بد أن تبحث أيضا عن محاضرات البروفيسور الرائع أندرو زيلدو (Andrew Szydlo)، هناك الكثير من المحاضرات له على يوتيوب لكن أفضلها لا شك هي ما قدَّمه عبر المؤسسة الملكية أيضا، وهي إلى الآن ست محاضرات كاملة تجدها بسهولة في القائمة المرفقة من يوتيوب، تبدأ من عجائب الكيمياء والألعاب النارية وتمر بالمتفجرات وصولا إلى كيمياء الفحم والسوائل، تُقدَّم كل تلك المحاضرات -سواء الخاصة بـ "زيلدو" أو "بيشوب" أو "ميوداونك"- لمستوى المبتدئين، سيحبها الأطفال والمراهقون كما سيحبها الشباب والكبار، ذلك لأن تجاربها ممتعة، وطريقة الشرح سلسة جدا.
حسنا، كانت تلك هي 12 محاضرة ممتعة ودسمة للمبتدئين في الكيمياء، وكلها من القناة نفسها على يوتيوب "المؤسسة الملكية" والتي ينصح الكاتب بمتابعة جديدها أولا بأول، ستُفيد حقا في إثراء إدراكك تجاه الكيمياء الممتعة، وربما ستكتمل الصورة مع كتاب واحد بسيط في أساسيات الكيمياء، أي كتاب من تلك المجموعة بالأعلى، خاصة إذا اهتممت بالتعرف إلى الأجزاء الأساسية في الكيمياء، تلك التي تتعلق بما يعنيه اصطلاح مثل الذرة أو العنصر أو المركب أو الجزيء والفارق بين كلٍّ منها، كذلك ما يعنيه التفاعل الكيميائي وما تعنيه الروابط الكيميائية، بالإضافة إلى الجدول الدوري، سيُشكِّل ذلك -إلى جانب المحاضرات- قاعدة صلبة في الكيمياء لمبتدئ من الصفر، أو شخص يود أن يندهش بروائع الطبيعة فقط.
الكيمياء ممتعة، درسها كاتب التقرير، إلى جانب المواد الطبية والصيدلانية، لمدة خمس سنوات في الكلية ولم يجد بها أي ملل، يحتاج الأمر فقط إلى أن تتعامل معها بطريقة خاصة بعض الشيء، سنتحدث عنها باستفاضة في تقرير المساقات القادم، لكن الفكرة العامة هي أن تربط ما تتعلّمه بأرض الواقع، وأن تعرف أنك -في الكيمياء- تقف بين عدة عوالم متقاطعة لا تصح الصورة إلا بإدراكها جميعا، وأن تتعلَّم كذلك أنها مادة يمتزج فيها الحفظ والفهم بنسب متعادلة.
لكن المدهش في الكيمياء، لا شك، هو قدرتها على تغيير وجهة نظرك عن أشياء طبيعية تراها كل يوم وتتعامل معها دون أن تُدرك قدر الجمال الساكن في طياتها، في الواقع فإن ذلك يكشف الكثير عن روعة العلم، فرغم بروده الظاهر، وكأنه يُجرِّد الأشياء من طبيعتها، فإنه رومانسي في أحد جوانبه، يعرفنا إلى جمال الأشياء بصورة خاصة جدا وممتعة بطريقة لا تتصوّرها، يشرح ريتشارد فاينمان، الفيزيائي الشهير، تلك الفكرة في حديث له مع محاور الـ "BBC" ذات مرة حينما قال إن صديقا أخبره أن الزهرة جميلة، لكنكم -أيها العلماء- لا يمكن أن تروا جمالها، فهي باردة بالنسبة لكم لأنها مجرد "شيء" مكوّن من ذرات.
لكن فاينمان هنا يرد بأن جمال الزهرة، وكل شيء آخر، واضح للجميع بما في ذلك العلماء أنفسهم، لكنه جمال ذو بُعد واحد فقط، حيث يمكن لنا أيضا أن نرى ما هو أعمق من ذلك، يمكن أن نرى خلاياها التي تنتظم بشكل ساحر، وتفاعلاتها الكيميائية المذهلة، وكيف أنها تطوَّرت بهذا الشكل لتجذب نوعا محددا من الحشرات، في كل ذلك تظهر تلك الزهرة بما هو أكثر عمقا واتساعا من جمالها المعتاد، هنا يسأل فاينمان: هل أرى أكثر إذن أم أرى أقل؟
بل ترى أكثر يا سيد فاينمان، وفي الكيمياء نرى من المادة حولنا أروع جوانبها، نرى نوعا خاصا من الجمال، فقط يتطلَّب الأمر أن نهدأ قليلا، ونتأمّل.
المصدر : الجزيرة
aj-logo
aj-logo
aj-logo
إعلان
تابع الجزيرة نت على:
شعار شبكة الجزيرة الإعلامية
جميع الحقوق محفوظة © 2024 شبكة الجزيرة الاعلامية | article | Arabic | ar | "أعقد العلوم".. خمسة كتب تُقدِّم لك الكيمياء ببساطة - الجزيرة نت | https://www.aljazeera.net/midan/miscellaneous/science/2019/10/22/%D8%A3%D8%B9%D9%82%D8%AF-%D8%A7%D9%84%D8%B9%D9%84%D9%88%D9%85-%D8%AE%D9%85%D8%B3%D8%A9-%D9%83%D8%AA%D8%A8-%D8%AA%D9%82%D8%AF%D9%85-%D9%84%D9%83-%D8%A7%D9%84%D9%83%D9%8A%D9%85%D9%8A%D8%A7%D8%A1 |
51,412 | لكن فاينمان هنا يرد بأن جمال الزهرة، وكل شيء آخر، واضح للجميع بما في ذلك العلماء أنفسهم، لكنه جمال ذو بُعد واحد فقط، حيث يمكن لنا أيضا أن نرى ما هو أعمق من ذلك، يمكن أن نرى خلاياها التي تنتظم بشكل ساحر، وتفاعلاتها الكيميائية المذهلة، وكيف أنها تطوَّرت بهذا الشكل لتجذب نوعا محددا من الحشرات، في كل ذلك تظهر تلك الزهرة بما هو أكثر عمقا واتساعا من جمالها المعتاد، هنا يسأل فاينمان: هل أرى أكثر إذن أم أرى أقل؟ | paragraph | أظهر القائمة الرئيسية
Navigation menu
اضغط هنا للبحثsearch
# شعار قسم ميدان
Navigation menucaret-left
caret-right
# "أعقد العلوم".. خمسة كتب تُقدِّم لك الكيمياء ببساطة
ميدان - الكيمياء تعليم علوم
22/10/2019
رغم أنها ليست الأصعب، فإن الكيمياء تنتشر في أوساط الطلاب والعامة بأنها مادة مُربكة للغاية، غدّارة بحد تعبير الممثل المصري محمد هنيدي في أحد أفلامه واسعة الشهرة، ورغم الأهمية الكبيرة لهذا النطاق العلمي البديع فإنه لا يلقى الكثير من الاهتمام في أوساط تبسيط العلوم، ونتحدث هنا بشكل خاص عن الكتب والمساقات، إذ يمكن أن تجد عشرات الكتب التي تُبسّط الكوانتم والنسبية وتُثير اندهاشك بالجديد في عالم الأكوان المتوازية والجاذبية الكمومية والثقوب السوداء، بينما في الكيمياء تجد القليل جدا منها.
ربما لأن البعض يراها للوهلة الأولى مملة، إلا أن ذلك ليس صحيحا بالمرة، فما إن تدخل قليلا إلى عوالمها الممتعة حتّى تستكشف أن فينس غيليغان، مؤلف مسلسل "بريكنغ باد"، كان ذكيا في اختياره لوظيفة السيد والتر وايت في مسلسله، ليس فقط لأنها الطريقة المُثلى لصناعة الميث الكريستالي، بل لأن الكيمياء، بحد تعبير السيد وايت، هي علم التغير، والتغير هو أقوى قوانين هذا الكون، فكل شيء يميل إلى التحوّل تدريجيا وببطء شديد إلى شيء آخر، بداية من أصغر خلية في جسمك ووصولا إلى الطبق النحاسي أو ذلك المصنوع من الحديد غير القابل للصدأ في مطبخ منزلك.
undefined
ولأن الكيمياء -على أهميتها الشديدة بين العلوم- لا تجد مكانا واضحا في المحتوى العربي، فإن القسم العلمي في "ميدان" سيعرض لمصادرها في تقريرين منفصلين، الأول -هذا التقرير- سيُقدِّم مجموعة من الكتب والمحاضرات المُبسَّطة، من نطاق العلوم الشعبية، والتي تشرح الكيمياء بصورة سهلة تصلح للجميع وتُقدِّم فكرة عامة عن مدى روعة الكيمياء وفروعها في حياتنا اليومية بدرجة قادرة على إدهاشك، أما الثاني -وهو تقرير قريب- فسيدخل بك إلى نقطة أعمق، وهي المساقات التي تشرح الكيمياء بداية من مستوى المرحلة الثانوية وصولا إلى مستوى جامعي، سيُفيدك ذلك كثيرا إذا وددت الخوض بشكل أعمق في عالم الكيمياء الواسع والممتع في آنٍ واحد.
روعة الكيمياء
حسنا، قال الطبيب والكيميائي باراسيلسوس ذات مرة: "حتى قاتِل الكلاب لا يتعلّم حرفته من الكتب، بل يستمدّها من التجربة فقط"، أما رالف والدو إيمرسون فقد قال في كتابه "مقالات: السلسلة الثانية" إن مذاق أكسيد النيتروز ونيران البركان الصناعي أفضل من مجلدات الكيمياء"، في إشارة إلى أن التجارب هي روح الكيمياء، لذلك فإن أول ترشيحاتنا سيكون لا شك كتاب "روعة الكيمياء – العلم المذهل للأشياء المألوفة" لـ "كاثي كوب" و"مونتي فيتر وولف"، واحد من أفضل الكتب التي تُرجمت إلى العربية في الكيمياء للعامة.
undefined
يحوي الكتاب عددا كبيرا من التجارب التي تستخدم أدوات منزلية عادية ومواد يمكن أن تجدها بسهولة في المتجر أو الصيدلية، وعلى بساطة معطياتك فإن مؤلفَيْ الكتاب يتمكّنان بالفعل من تحويل مطبخك أو مأربك أو سطح منزلك إلى معمل كيمياء حقيقي تمارس فيه أعقد أنواع التفاعلات لكن بصورة آمنة عليك وعلى أطفالك، في أثناء تلك الممارسات الممتعة تُقدَّم أساسات الكيمياء إليك بأسلوب سلس وبسيط، لا يخلو من المرح، كما أنه بعدد كبير من الاقتباسات الممتعة في الحقيقة.
الكتاب دسم وشامل بعض الشيء، يُمثِّل رحلة طويلة بمسافة نحو 400 صفحة، يبدأ بالعناصر والجدول الدوري ثم ينتقل لطبائع المادة وخصائصها وبعد ذلك يشرح بعض الشيء ما تعنيه الروابط والتفاعلات الكيميائية، مع جزء خاص بتطبيقات الكيمياء وبعض فروعها وصولا إلى الكيمياء العضوية، لكنه على الرغم من كل تلك الموضوعات التي تبدو باردة فإن الكتاب غير ممل على الإطلاق، خاصة أن الترجمة مقبولة ويمكن لك المُضي قُدما فيها بدرجة من السهولة.
أمور كيميائية
الآن دعنا ننتقل إلى كتاب مختلف تماما، لكنه لا يزال يحتفظ بسِمَة البساطة والمناسبة لقارئ مبتدئ بداية من فئة عمرية صغيرة، المرحلة الإعدادية والثانوية وصولا إلى المبتدئين من فئات أكبر سنا، وهو في الحقيقة ليس كتابا واحدا بل 10 مجلدات صغيرة، نحو 60-70 صفحة للواحد منها، من القطع الكبير، نتحدث هنا عن سلسلة الكيمياء الرائعة "أمور كيميائية" لـ "آلان كوب" وآخرين، وتُصدرها مؤسسة الكويت للتقدم العلمي.
undefined
السلسلة هي مقدمة في الكيمياء الدراسية، تشرح الأجزاء الأساسية لمنهج الكيمياء بداية من التعريف بالذرة والعناصر، مرورا بالجدول الدوري وخصائصه، ثم حالات المادة وطبيعة التفاعلات الكيميائية، وصولا إلى بعض الفروع المهمة للكيمياء كالكيمياء الحيوية والعضوية وبعض تطبيقات الكيمياء. بالنسبة إلى منهج مُبسَّط لتعلُّم الكيمياء، فإن هذه السلسلة شاملة إلى حدٍّ كبير، كما أنها ممتعة كذلك في طريقة تقديمها للموضوعات.
المجموعة في مجملها بسيطة، مُقدَّمة بلغة مُمتعة، تختلف لا شك في أسلوب تقديمها عن كتاب كوب وولف السابق، فهي تتخذ أسلوبا قريبا من كونه دراسيا، إلا أنها سلسة ومُقدَّمة بحيث لا تحتاج إلى مُدرِّس، وعلى الرغم من أنك ستشعر بالحيرة في البداية، فإنك ستألف مادة السلسلة مع الوقت، خاصة تلك المربعات الجانبية المثيرة للانتباه، والتي تعرض لجوانب متنوعة كـ "جربها بنفسك" و"نظرة فاحصة" و"مصطلحات أساسية" مع لمحات عن شخصية بعينها أثَّرت في تاريخ علم الكيمياء إلى جانب مجموعة من القصص التاريخية الممتعة التي تُخفِّف من وطأة المادة العلمية التي تظهر باردة بعض الشيء.
قوس قزح الحي
دعنا الآن نتأمل كتابا مختلفا قليلا عن سابقيه، فهو لا يُقدِّم للكيمياء نفسها لكنه يأخذك في رحلة مُمتعة للحديث عن أكثر شيء مألوف في حياتنا، إنه "الماء". هذه النوعية من الكتب لها طريقة مختلفة في العرض، لذلك آثرنا أن نضع واحدا منها في ترشيحاتنا، فهي لا تُقدِّم للكيمياء فقط، أو الكيمياء بشكل عام، لكنها تعرض لنقطة واحدة فقط ثم تتفرع منها إلى محيط هائل ومدهش تصبح الكيمياء جزءا منه إلى جانب عدة علوم أخرى، هذه الطريقة متعددة النطاقات تضعك في قلب الطريقة العلمية وتفتح لك الباب لفهم تعقّدها البديع والذي تتشابك فيه كل العلوم معا، على عكس ما يمكن أن يظن طالب في المرحلة الثانوية أو الجامعة لأنه يدرس كل نطاق على حدة.
undefined
كتابنا هذه المرة هو "قوس قزح الحي: الماء" لمؤلفته ماي وان-هو، عالمة الجينات المعروفة وذات الباع الواسع في الكتابة للعامة، وتُقدِّم في هذا الكتاب أشبه ما يكون بموسوعة عن الماء، هذا السائل البسيط الذي تراه في كل مكان وتظن أننا نعرف كل شيء عنه لكنه في الواقع سر كبير وإحدى أعاجيب الحياة على سطح الأرض، يبدأ الكتاب من كيمياء الماء، ثم ينتقل إلى ميكانيكا الكم الخاصة به، ثم البيولوجيا، ووصولا إلى الاحتياجات النانووية لعلم يُفسِّر طبيعة الماء الحقيقية.
الكتاب مُقسَّم إلى 23 فصلا، كلٌّ منها أشبه ما يكون بمقال طويل، لكنه ليس سهلا بالدرجة الكافية، تحتاج إلى الكثير من الجهد كي تنفذ من بين طيّاته، وربما مُقدِّمة سابقة في الكيمياء والبيولوجيا ستساعدك على اجتيازه بدرجة أكبر من السهولة، كذلك فإن الترجمة صعبة بعض الشيء لكنك ستألفها مع الوقت. في كل الأحوال فإن هذا ليس كتابا ستقف عند حدوده فقط، بل ستحتاج من حين إلى آخر إلى أن تخرج إلى عوالم غوغل ويوتيوب الواسعة لتفهم بعض النقاط التقنية به، لكن الأمر -على كل حال- يستحق أن تبذل كل ذلك الجهد.
أسرار الكيمياء
الآن لنعد من جديد إلى أحد أسهل وألذ الكتب التي تتحدث عن الكيمياء بشكل عام، مقارنة بسابقه فهو مُقدِّمة قصيرة جدا وغاية في البساطة لما يجب أن تعرفه عن هذا العلم البديع. "أسرار الكيمياء" لـ "و. جرهام ريتشاردز"، والمترجم عن عنوان مختلف قليلا وهو "Problems of chemistry" يأتي في نحو 100 صفحة فقط ليتحدّى مقدمي الفيزياء بثقوبها السوداء وكواركاتها المثيرة، فيُقدِّم للكيمياء بصورة ممتعة أيضا، تجذبك إلى استخداماتها اليومية، ودورها المهم جدا في الإجابة عن أسئلة العالم المعاصر كالتلوث أو التغير المناخي، بمعنى أوضح: كيف تُنقذنا الكيمياء؟!
undefined
يبدأ الكتاب من فصل أول قصير يتحدث عن بدايات الكون، والتي هي بدايات الكيمياء، موضحا ما تعنيه اصطلاحات مثل ذرة أو جزيء أو مركب، بعد ذلك -كعادة هذا النوع من الكتب- ينتقل إلى الجدول الدوري وخصائصه، ثم ينتقل بعد ذلك إلى طبيعة الكيمياء وتخصصاتها المدهشة، ثم إلى كيمياء الغازات والسوائل والمواد الصلبة، مع فصل ممتع جدا عن روعة التماثل في الكيمياء. (محبو التماثل في الكيمياء، من هواتها ومُتخصّصيها، سيرغبون -لا شك- في تأمل كتاب الدكتور محمد صبري أحمد عبد المطلب "روعة التماثل في الكيمياء"، وهو كتاب متخصص لا يمكن لمبتدئ الخوض فيه، متاح مجانا عبر مؤسسة هنداوي على الإنترنت).
بعد ذلك ينتقل الكتاب إلى أمور تطبيقية رائعة في الحقيقة، فيُعلمك عن الدور الذي تلعبه الكيمياء في الغذاء والطاقة والعقاقير الطبية والجزيئات البيولوجية، كل ذلك في فصول قصيرة سلسة لا تخلو من الأمثلة الممتعة والتطبيقات التي تراها في حياتك يوميا، حجم الكتاب وبساطة مادته يجعلانه المرشح الأمثل لمبتدئ كسول يودّ فقط أن يأخذ فكرة عامة عن نطاق ما، لكن يعيب الكتاب أنه قديم بعض الشيء، إلا أن ذلك لا يضر كثيرا بطبيعة مادته.
undefined
المادة كما لم ترها من قبل
في نهاية حديثنا معا دعنا نقف قليلا عند أحد أشهر العلماء المتخصصين في طبيعة المادة، إنه "مارك ميوداونك" أستاذ علم المواد من كلية لندن الجامعية، والذي اشتهر خلال السنوات القليلة الفائتة بكتبه ومحاضراته للعامة عن علوم المواد، نتحدث هنا عن كل شيء تراه في محيطك، الورق الذي تقرأ منه، والحديد في أرجل طاولتك، والخرسانة في جدران منزلك، والبلاستك في فرشاة أسنانك، إنه عالم عميق حقا ويدعو للاندهاش كلما تعرفت إليه.
undefined
قبل نحو العامين تُرجمت أهم كتب ميوداونك إلى اللغة العربية، وهو كتاب "Stuff matters: the Marvelous Materials That Shape Our Man-Made World" والذي صدر بعنوان "المادة في حياتنا: استكشاف المواد المدهشة التي تُشكِّل عالمنا الاصطناعي"، اطلع كاتب التقرير على أجزاء من النسخة الإنجليزية من الكتاب قبل عدة سنوات، وهو حقا مدهش، تخرج منه بوجهة نظر مختلفة عن طبيعة هذا العالم من حولك، يأخذك الكاتب في كل مرة إلى الدور التاريخي لمادة ما، ثم في فصل آخر إلى دورها التقني، وفي فصل آخر إلى علاقتها بثقافتنا، في النهاية تكتشف أن كل تلك الأشياء الباردة الجامدة التي ربما لا تهتم بوجودها -لأنها أصبحت أشياء يومية معتادة- ليست كذلك أبدا بحسب ميوداونك وطريقته السهلة في العرض.
undefined
محاضرات ممتعة
الكتاب رائع حقا، ويستحق أن تطلع عليه، لكن الأكثر أهمية هو أن تبحث عن مؤلف الكتاب نفسه "mark miodownik" على يوتيوب، حيث يُقدِم مجموعة رائعة من المحاضرات، لكن أفضلها لا شك هي تلك التي قدَّمها في المؤسسة الملكية الإنجليزية للعلوم، حيث قدَّم محاضرتين ممتعتين كل واحدة منهما تُلخّص مادة أحد كتبه، الأولى هي "Strange Materials"، والثانية هي "Delightful and Dangerous Liquids" ويقوم خلالهما بمجموعة رائعة حقا من التجارب.
لا مانع كذلك، ربما، من أن تترك الكتب قليلا وتتأمل محاضرات البروفيسور كريس بيشوب (Chris Bishop) الرائعة على قناة المؤسسة الملكية كذلك بمنصة يوتيوب، لا شيء يُقال عن عظمة تلك المحاضرات الأربعة -إلى الآن- في الحقيقة، وهي "Explosive Science" و"It’s Rocket Science" و"The Science of Fireworks!" و"Chemical Curiosities: Surprising Science and Dramatic Demonstrations"، مدة الواحدة منها ساعة في المتوسط، لكنها تساوي كتابا كاملا.
وطالما أننا في أرض المحاضرات فلا بد أن تبحث أيضا عن محاضرات البروفيسور الرائع أندرو زيلدو (Andrew Szydlo)، هناك الكثير من المحاضرات له على يوتيوب لكن أفضلها لا شك هي ما قدَّمه عبر المؤسسة الملكية أيضا، وهي إلى الآن ست محاضرات كاملة تجدها بسهولة في القائمة المرفقة من يوتيوب، تبدأ من عجائب الكيمياء والألعاب النارية وتمر بالمتفجرات وصولا إلى كيمياء الفحم والسوائل، تُقدَّم كل تلك المحاضرات -سواء الخاصة بـ "زيلدو" أو "بيشوب" أو "ميوداونك"- لمستوى المبتدئين، سيحبها الأطفال والمراهقون كما سيحبها الشباب والكبار، ذلك لأن تجاربها ممتعة، وطريقة الشرح سلسة جدا.
حسنا، كانت تلك هي 12 محاضرة ممتعة ودسمة للمبتدئين في الكيمياء، وكلها من القناة نفسها على يوتيوب "المؤسسة الملكية" والتي ينصح الكاتب بمتابعة جديدها أولا بأول، ستُفيد حقا في إثراء إدراكك تجاه الكيمياء الممتعة، وربما ستكتمل الصورة مع كتاب واحد بسيط في أساسيات الكيمياء، أي كتاب من تلك المجموعة بالأعلى، خاصة إذا اهتممت بالتعرف إلى الأجزاء الأساسية في الكيمياء، تلك التي تتعلق بما يعنيه اصطلاح مثل الذرة أو العنصر أو المركب أو الجزيء والفارق بين كلٍّ منها، كذلك ما يعنيه التفاعل الكيميائي وما تعنيه الروابط الكيميائية، بالإضافة إلى الجدول الدوري، سيُشكِّل ذلك -إلى جانب المحاضرات- قاعدة صلبة في الكيمياء لمبتدئ من الصفر، أو شخص يود أن يندهش بروائع الطبيعة فقط.
الكيمياء ممتعة، درسها كاتب التقرير، إلى جانب المواد الطبية والصيدلانية، لمدة خمس سنوات في الكلية ولم يجد بها أي ملل، يحتاج الأمر فقط إلى أن تتعامل معها بطريقة خاصة بعض الشيء، سنتحدث عنها باستفاضة في تقرير المساقات القادم، لكن الفكرة العامة هي أن تربط ما تتعلّمه بأرض الواقع، وأن تعرف أنك -في الكيمياء- تقف بين عدة عوالم متقاطعة لا تصح الصورة إلا بإدراكها جميعا، وأن تتعلَّم كذلك أنها مادة يمتزج فيها الحفظ والفهم بنسب متعادلة.
لكن المدهش في الكيمياء، لا شك، هو قدرتها على تغيير وجهة نظرك عن أشياء طبيعية تراها كل يوم وتتعامل معها دون أن تُدرك قدر الجمال الساكن في طياتها، في الواقع فإن ذلك يكشف الكثير عن روعة العلم، فرغم بروده الظاهر، وكأنه يُجرِّد الأشياء من طبيعتها، فإنه رومانسي في أحد جوانبه، يعرفنا إلى جمال الأشياء بصورة خاصة جدا وممتعة بطريقة لا تتصوّرها، يشرح ريتشارد فاينمان، الفيزيائي الشهير، تلك الفكرة في حديث له مع محاور الـ "BBC" ذات مرة حينما قال إن صديقا أخبره أن الزهرة جميلة، لكنكم -أيها العلماء- لا يمكن أن تروا جمالها، فهي باردة بالنسبة لكم لأنها مجرد "شيء" مكوّن من ذرات.
لكن فاينمان هنا يرد بأن جمال الزهرة، وكل شيء آخر، واضح للجميع بما في ذلك العلماء أنفسهم، لكنه جمال ذو بُعد واحد فقط، حيث يمكن لنا أيضا أن نرى ما هو أعمق من ذلك، يمكن أن نرى خلاياها التي تنتظم بشكل ساحر، وتفاعلاتها الكيميائية المذهلة، وكيف أنها تطوَّرت بهذا الشكل لتجذب نوعا محددا من الحشرات، في كل ذلك تظهر تلك الزهرة بما هو أكثر عمقا واتساعا من جمالها المعتاد، هنا يسأل فاينمان: هل أرى أكثر إذن أم أرى أقل؟
بل ترى أكثر يا سيد فاينمان، وفي الكيمياء نرى من المادة حولنا أروع جوانبها، نرى نوعا خاصا من الجمال، فقط يتطلَّب الأمر أن نهدأ قليلا، ونتأمّل.
المصدر : الجزيرة
aj-logo
aj-logo
aj-logo
إعلان
تابع الجزيرة نت على:
شعار شبكة الجزيرة الإعلامية
جميع الحقوق محفوظة © 2024 شبكة الجزيرة الاعلامية | article | Arabic | ar | "أعقد العلوم".. خمسة كتب تُقدِّم لك الكيمياء ببساطة - الجزيرة نت | https://www.aljazeera.net/midan/miscellaneous/science/2019/10/22/%D8%A3%D8%B9%D9%82%D8%AF-%D8%A7%D9%84%D8%B9%D9%84%D9%88%D9%85-%D8%AE%D9%85%D8%B3%D8%A9-%D9%83%D8%AA%D8%A8-%D8%AA%D9%82%D8%AF%D9%85-%D9%84%D9%83-%D8%A7%D9%84%D9%83%D9%8A%D9%85%D9%8A%D8%A7%D8%A1 |
51,413 | ما هي تفاعلات الأحماض والقواعد؟ | query | أساسيات علم الكيمياء | subject | Arabic | ar | ||
51,414 | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | title | ما هي تفاعلات الأحماض والقواعد؟ | query | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,415 | القائمة الرئيسية
القائمة الرئيسية
انقل للشريط الجانبيأخف
الموسوعة
تصفح
مشاركة
بحث
المظهر
أدوات شخصية
## المحتويات
انقل للشريط الجانبيأخف
تبديل عرض جدول المحتويات
# تفاعل حمض-قاعدة
49 لغة
العربية
أدوات
أدوات
انقل للشريط الجانبيأخف
إجراءات
عام
طباعة/تصدير
في مشاريع أخرى
المظهر
انقل للشريط الجانبيأخف
من ويكيبيديا، الموسوعة الحرة
أحماض وقواعد
أنماط الحموض
أنماط القواعد
التفاعل الحمضي-القاعدي[1] هو تفاعل كيميائي يحدث بين الحمض والقاعدة "قاعدة (كيمياء)"). عدة مصطلحات تستخدم هنا لوصف آليات التفاعل وشرح هذه التفاعلات وتطبيقاتها. بالرغم من تشابه تعريفات الحمض والأساس فإن كل تعريف له أهميته واستخداماته في تفاعلات حمض-قاعدة بالنسبة إلى تفاعلات السوائل والغازات.
## تعريفات الحمض والقاعدة
### التطور التاريخي
أول من اقترح مفهوم تفاعل الحمض مع القاعدة كان الكيميائي الفرنسي كواليوم فرانسوا راؤول سنة 1754 وهو من أضاف مصطلح «قاعدة» إلى الكيمياء وهي المادة التي تتفاعل مع الحمض لتحوله إلى الحالة الصلبة (على هيئة ملح).
#### نظرية الأكسجين للافوازييه
أول من وضع تعريفًا علميًا للحمض والقاعدة هو أنطوان لافوازييه سنة 1776. كانت معرفة لافوازييه بالأحماض القوية مقصورة على الأحماض الأكسجينية مثل حمض النتريك HNO3 وحمض الكبريتيك H2SO4 والتي تحتوي على ذرات مركزية تكون في حالة تاكسدية "أكسدة (كيمياء)") عالية ومحاطة بذرات الأكسجين، ولم يكن لافوازييه مدركًا لتركيب الأحماض الهالوجينية ( حمض الهيدروفلوريك HF، حمض الهيدروكلوريك HCl، حمض الهيدروبروميك HBR، حمض الهيدرويوديك HI)؛ لذا فقد عرّف الأحماض بالاعتماد على ما تحتويه من ذرات الأكسجين وكلمة أكسجين تعني باليونانية مولِّد الحمض (من الكلمتين اليونانيتين οξυς (oxys) وتعني حمض و γεινομαι (geinomai) وتعني مولد). بقي تعريف لافوازييه سائدًا مدة 30 عامًا إلى نشر همفري ديفي سنة 1810 مقالة وألقى عدة محاضرات لاحقة أثبت فيها غياب الأكسجين عن حمض كبريتيد الهيدروجين H2S وتولوريد الهيدروجين H2Te والأحماض الهالوجينية. ولكن لم يفلح ديفي في وضع نظرية جديدة، ووصل إلى نتيجة مفادها أنّ «الحامضية لا تعتمد على مادة معيّنة، ولكن على طريقة ترتيب فريدة لعدد من المواد».[3] عدّل يون ياكوب بيرسيليوس نظرية الأكسجين لتنصّ على أنّ الأحماض هي أكاسيد اللافلزات أم القواعد فهي أكاسيد الفلزات.
#### نظرية الهيدروجين لليبيغ
اقترح يوستوس فون ليبيغ سنة 1838 أن الحمض هو مركب يحتوي على ذرة هيدروجين يمكن للفلز أن يحل محلها.[4][5][6] استند ليبيغ في إعادة تعريف الأحماض على تجاربه المكثفة في تحليل التركيب الكيميائي للأحماض العضوية، ومع أنّ تعريف ليبيغ كان تعريفًا عمليًا خالصًا، إلاّ أنه بقي سائدًا ما يقارب نصف قرن إلى أن جرى اعتماد تعريف أرينيوس.[7]
### نظرية أرينيوس
قام أرينيوس عام 1887 بصياغة مفهوم حمض-قاعدة معتمدا على نظرية التأين , وظاهرة التوصيل الكهربائي المعين عمليا على محاليل الأملاح "ملح (كيمياء)") في الماء وكذلك محاليل أحماض أو قواعد.[10] وكان ارينيوس يجري تجاربه على محاليل الأملاح باعتبارها كهارل، كما استخدم الأحماض أيكا في التحليل الكهربائي. وتبين له أن 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.
وفقًا لأرينيوس فإن:
- حمض أرينيوس هو المركب الذي يؤدي تحلله في الماء إلى تكوين أيونات الهيدروجين (H+)[11]، وهذا يعني أن الحمض يزيد تركيز أيونات H+ في المحلول المائي.
يؤدي هذا إلى برتنة الماء أو إنتاج أيون الهيدرونيوم (H3O+)، وفي أدبيات الكيمياء المعاصرة يستخدم الرمز H+ كاختصار للأيون H3O+ لأنّ من المعروف الآن أنّ البروتون غير موجود كفصيل حر في المحلول المائي.[12]
- قاعدة أرينيوس هي المركب الذي يؤدي تحلله في الماء إلى تكوين أيونات الهيدروكسيد (OH−)، وهذا يعني أن القاعدة تزيد تركيز أيون OH− في المحلول المائي.
إن تعريفي أرينيوس للحمض والقاعدة مقيدان بالمحاليل المائية، ويشير إلى تركيز أيونات المذيب، ووفقًا لهذين التعريفين فإن H2SO4 و HCl النقيين الذائبين في التولوين لا يعدّان حمضين، وكذلك الأمر بالنسبة إلى منصهر NaOH ومحاليل أميد الكالسيوم في الأمونيا السائلة إذ لا يعدّان قواعد أيضًا. هذا القصور في تعريف الحامضية والقلوية (القاعدية) في المحاليل غير المائية أدى لاحقًا إلى تطوير نظرية برونشتد ولوري وتلتها نظرية لويس.[13]
يسمى تفاعل الحمض مع القاعدة بتفاعل التعادل "تعادل (كيمياء)")، وينتج عن هذا التفاعل الملح "ملح (كيمياء)") والماء:
acid+base⟶salt+water{\displaystyle {\ce {acid + base -> salt + water}}}{\displaystyle {\ce {acid + base -> salt + water}}}
HCl(aq)+NaOH(aq)⟶NaCl(aq)+H2O{\displaystyle {\ce {{HCl_{(aq)}}+NaOH_{(aq)}->{NaCl_{(aq)}}+H_{2}O}}}{\displaystyle {\ce {{HCl_{(aq)}}+NaOH_{(aq)}->{NaCl_{(aq)}}+H_{2}O}}}
لم تحتوِ المعادلات التي كتبها أرينيوس على المعدِّل (aq) بل كان يفترض وجوده ضمنيًا، إذ أنّه يشير إلى أنّ المادة ذائبة في الماء، وعلى الرغم من أن المواد الثلاثة أعلاه HCl و NaOH و NaCl موجودة بصورة نقية إلّا أنّها تتحلل بالكامل في المحاليل المائية لتكون أيونات H+ و Cl− و Na+ و OH− المائية.
### تعريف برونستد-لوري
وضع تعريف برونستد-لوري سنة 1923 من قبل العالمين يوهانس نيكولاوس برونستد في الدنمارك وتوماس لوري في انكلترا[14][15]، استنادًا إلى فكرة إضافة بروتون إلى القواعد عن طريق نزع بروتون من الأحماض، بمعنى أنّ الأحماض هي المركبات التي تمنح أيون الهيدروجين (H+) - والتي تعرف بالبروتونات - إلى القواعد التي تستقبل هذه الأيونات.[16]
ووفقأ لهذا التعريف فإنّ تفاعل الحمض مع القاعدة هو تفاعل إزالة أيون الهيدروجين من الحمض وإضافته إلى القاعدة[17]، وتؤدي إزالة أيون الهيدروجين من الحمض إلى إنتاج القاعدة القرينة conjugate base والتي لا تعدو كونها حمضًا نُزع منه أيون الهيدروجين. وبالمثل، فإن استقبال أيون الهيدروجين من طرف القاعدة ينتج حمضًأ قرينًا conjugate acid، والذي لا يعدو كونه قاعدة أضيف إليها أيون الهيدروجين.
على خلاف التعريفات السابقة للأحماض والقواعد، فإن تعريف برونستد-لوري لا يشير إلى تكون الملح والمذيب، وإنما إلى تكون الأحماض القرينة والقواعد القرينة، والتي تنتج من انتقال البروتون من الحمض إلى القاعدة[11][16]، ووفقًا لهذا التعريف فإنّ الأحماض والقواعد تسلك سلوكًا يختلف جوهريًأ عن الأملاح، والتي يُنظر إليها على أنّها الكتروليتات تخضع لنظريات ديباي وأونساكر وغيرهما. لا يتفاعل الحمض مع القاعدة لإنتاج الملح والمذيب، وإنما لإنتاج حمض جديد وقاعدة جديدة، وهذا يعني غيابًا تامًا لمفهوم التعادل.[3] يستقل سلوك الأحماض والقواعد بصورة تامة عن أي مذيب، وبهذا تدخل المزيد من المركبات ضمن هذا التعريف مقارنة بتعريف أرينيوس. يعتمد حساب قيمة pH (الأس الهيدروجيني) في نظرية أرينيوس على ذوبان القواعد في الماء (المحلول المائي) أما نظرية برونستد ولوري فقد توسعت في مجال قياس الأس الهيدروجيني ليشمل المحاليل الذائبة وغير الذائبة (الغاز، السائل، الصلب).
الصيغة العامة لتفاعل الحمض مع القاعدة وفقًا لتعريف برونستد-لوري هي:
HA−+B⟶BH++A{\displaystyle {\ce {{HA^{-}}+B->{BH+}+A}}}{\displaystyle {\ce {{HA^{-}}+B->{BH+}+A}}}
تمثل HA الحمض، وB القاعدة، و BH+ الحمض القرين، وA− القاعدة القرينة للحمض HA.
HCl+H2O↽−−⇀H3O++Cl−{\displaystyle {\ce {HCl + H2O <=> H3O+ + Cl-}}}{\displaystyle {\ce {HCl + H2O <=> H3O+ + Cl-}}}
تؤدي إزالة أيون الهيدروجين H+ من HCl إلى إنتاج أيون الكلوريد Cl- والذي يمثّل القاعدة القرينة للحمض. وتؤدي إضافة أيون الهيدروجين H+ إلى جزيئة الماء (التي تسلك سلوك القاعدة في هذا المثال) إلى تكوين أيون الهيدرونيوم H3O+ والذي يمثل الحمض القرين للقاعدة.
يعد الماء مركبًا أموفتيريًا "تذبذب (كيمياء)") أي أنّ بمقدوره أن يسلوك سلوك الأحماض والقواعد، وتفسر نظرية بروسنتد ولوري هذا السلوك بتحلل الماء إلى تراكيز منخفضة من أيونات الهيدرونيوم والهيدروكسيد:
H2O+H2O↽−−⇀H3O++OH−{\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}{\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}
توضح الصورة أدناه ما يحدث في هذا التفاعل:
### تعريف لويس
وضع جيلبرت لويس سنة 1923[18] -وهو نفس العام الذي وضع فيه تعريف بورنستد ولوري - تعريفًا لا يحتاج إلى وجود الهيدروجين كما هو الحال في تعريف برونستد ولوري ولكنه لم يعتمد هذا التعريف حتى سنة 1938.[3] فعوضًا عن تعريف تفاعلات حمض-قاعدة بالاعتماد على البروتونات أو أي عناصر أخرى، عرّف لويس القاعدة (ويشار إليها بقاعدة لويس) بأنّها المركب الذي يمكنه منح مزدوج إلكتروني، وعرّف الحمض (حمض لويس) بأنّه المركب الذي يمكنه استقبال هذا المزدوج الإلكتروني.[19] فعلى سبيل المثال يعدّ BF3 ثلاثي فلوريد البورون حمض لويس، إذ بمقدوره استقبال مزدوج إلكتروني لأنّه يمتلك مكانًا شاغرًا وفقًا لقاعدة الثمانيات التي وضعها لويس نفسه. أما أيون الفلوريد فيمتلك غلافًا خارجيًأ ممتلئًا بالإلكترونات؛ لذا فإنّه قادر على منح مزدوج إلكتروني، ويعدّ التفاعل:
BF3+F−⟶BF4−{\displaystyle {\ce {BF3 + F- -> BF4-}}}{\displaystyle {\ce {BF3 + F- -> BF4-}}}
تفاعل حمض لويس مع قاعدة لويس.
تستطيع مركبات عناصر المجموعة 13 ذات الصيغة AX3 أن تسلك سلوك حوامض لويس، ويمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 15 ذات الصيغة DY3 مثل الأمينات "أمين (كيمياء)") NR3 والفوسفينات PR3 أن تسلك سلوك قواعد لويس، وتكون نواتج الإضافة بين هذين النوعين من المركبات بالصيغة X3A←DY3 التي تحتوي على آصرة تناسقية يُعبَّر عنها بالرمز ← بين الذرة A (المستقبلة للزوج الإلكتروني) و D (المانحة للزو[ الإلكتروني). يمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 16 ذات الصيغة DX2 أن تسلك سلوك قواعد لويس، ووفقًا لهذا فإنّ مركبات مثل الإيثرات R2O والثيوإيثرات R2S يمكن أن تسلك سلوك قواعد لويس. يمكن كذلك لأحادي أكسيد الكربون CO أن يسلك سلوك قاعدة لويس عند تفاعله مع ثلاثي فلوريد البورون لتكوين ناتج الإضافة F3B←CO.
تسمى المركبات التي تنتج من هذه التفاعلات والتي تحتوي على ذرات الفلزات بالمركبات التساهمية، إذ تساهم كل ربيطة Ligand بمنح زوج من الإلكترونات إلى أيون الفلز[19]، ويمكن أن نعدّ التفاعل:
[Ag(H2O)4]+2NH3⟶[Ag(NH3)2]++4H2O{\displaystyle {\ce {[Ag(H2O)4]+ 2NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4H2O}}}{\displaystyle {\ce {[Ag(H2O)4]+ 2NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4H2O}}}
تفاعل حمض-قاعدة تحلّ فيه القاعدة الأقوى ( الأمونيا) محلّ القاعدة الأضعف ( الماء).
يجدر التنويه هنا إلى أنّ تعريف لويس متناغم مع تعريف برونستد ولوري لأنّ التفاعل:
H++OH−↽−−⇀H2O{\displaystyle {\ce {H+ + OH- <=> H2O}}}{\displaystyle {\ce {H+ + OH- <=> H2O}}}
هو تفاعل حمض-قاعدة في كلا التعريفين.
## اقرأ أيضا
## ملاحظات
تصنيفات مخفية: | article | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | title | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,416 | التفاعل الحمضي-القاعدي[1] هو تفاعل كيميائي يحدث بين الحمض والقاعدة "قاعدة (كيمياء)"). عدة مصطلحات تستخدم هنا لوصف آليات التفاعل وشرح هذه التفاعلات وتطبيقاتها. بالرغم من تشابه تعريفات الحمض والأساس فإن كل تعريف له أهميته واستخداماته في تفاعلات حمض-قاعدة بالنسبة إلى تفاعلات السوائل والغازات. | paragraph | القائمة الرئيسية
القائمة الرئيسية
انقل للشريط الجانبيأخف
الموسوعة
تصفح
مشاركة
بحث
المظهر
أدوات شخصية
## المحتويات
انقل للشريط الجانبيأخف
تبديل عرض جدول المحتويات
# تفاعل حمض-قاعدة
49 لغة
العربية
أدوات
أدوات
انقل للشريط الجانبيأخف
إجراءات
عام
طباعة/تصدير
في مشاريع أخرى
المظهر
انقل للشريط الجانبيأخف
من ويكيبيديا، الموسوعة الحرة
أحماض وقواعد
أنماط الحموض
أنماط القواعد
التفاعل الحمضي-القاعدي[1] هو تفاعل كيميائي يحدث بين الحمض والقاعدة "قاعدة (كيمياء)"). عدة مصطلحات تستخدم هنا لوصف آليات التفاعل وشرح هذه التفاعلات وتطبيقاتها. بالرغم من تشابه تعريفات الحمض والأساس فإن كل تعريف له أهميته واستخداماته في تفاعلات حمض-قاعدة بالنسبة إلى تفاعلات السوائل والغازات.
## تعريفات الحمض والقاعدة
### التطور التاريخي
أول من اقترح مفهوم تفاعل الحمض مع القاعدة كان الكيميائي الفرنسي كواليوم فرانسوا راؤول سنة 1754 وهو من أضاف مصطلح «قاعدة» إلى الكيمياء وهي المادة التي تتفاعل مع الحمض لتحوله إلى الحالة الصلبة (على هيئة ملح).
#### نظرية الأكسجين للافوازييه
أول من وضع تعريفًا علميًا للحمض والقاعدة هو أنطوان لافوازييه سنة 1776. كانت معرفة لافوازييه بالأحماض القوية مقصورة على الأحماض الأكسجينية مثل حمض النتريك HNO3 وحمض الكبريتيك H2SO4 والتي تحتوي على ذرات مركزية تكون في حالة تاكسدية "أكسدة (كيمياء)") عالية ومحاطة بذرات الأكسجين، ولم يكن لافوازييه مدركًا لتركيب الأحماض الهالوجينية ( حمض الهيدروفلوريك HF، حمض الهيدروكلوريك HCl، حمض الهيدروبروميك HBR، حمض الهيدرويوديك HI)؛ لذا فقد عرّف الأحماض بالاعتماد على ما تحتويه من ذرات الأكسجين وكلمة أكسجين تعني باليونانية مولِّد الحمض (من الكلمتين اليونانيتين οξυς (oxys) وتعني حمض و γεινομαι (geinomai) وتعني مولد). بقي تعريف لافوازييه سائدًا مدة 30 عامًا إلى نشر همفري ديفي سنة 1810 مقالة وألقى عدة محاضرات لاحقة أثبت فيها غياب الأكسجين عن حمض كبريتيد الهيدروجين H2S وتولوريد الهيدروجين H2Te والأحماض الهالوجينية. ولكن لم يفلح ديفي في وضع نظرية جديدة، ووصل إلى نتيجة مفادها أنّ «الحامضية لا تعتمد على مادة معيّنة، ولكن على طريقة ترتيب فريدة لعدد من المواد».[3] عدّل يون ياكوب بيرسيليوس نظرية الأكسجين لتنصّ على أنّ الأحماض هي أكاسيد اللافلزات أم القواعد فهي أكاسيد الفلزات.
#### نظرية الهيدروجين لليبيغ
اقترح يوستوس فون ليبيغ سنة 1838 أن الحمض هو مركب يحتوي على ذرة هيدروجين يمكن للفلز أن يحل محلها.[4][5][6] استند ليبيغ في إعادة تعريف الأحماض على تجاربه المكثفة في تحليل التركيب الكيميائي للأحماض العضوية، ومع أنّ تعريف ليبيغ كان تعريفًا عمليًا خالصًا، إلاّ أنه بقي سائدًا ما يقارب نصف قرن إلى أن جرى اعتماد تعريف أرينيوس.[7]
### نظرية أرينيوس
قام أرينيوس عام 1887 بصياغة مفهوم حمض-قاعدة معتمدا على نظرية التأين , وظاهرة التوصيل الكهربائي المعين عمليا على محاليل الأملاح "ملح (كيمياء)") في الماء وكذلك محاليل أحماض أو قواعد.[10] وكان ارينيوس يجري تجاربه على محاليل الأملاح باعتبارها كهارل، كما استخدم الأحماض أيكا في التحليل الكهربائي. وتبين له أن 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.
وفقًا لأرينيوس فإن:
- حمض أرينيوس هو المركب الذي يؤدي تحلله في الماء إلى تكوين أيونات الهيدروجين (H+)[11]، وهذا يعني أن الحمض يزيد تركيز أيونات H+ في المحلول المائي.
يؤدي هذا إلى برتنة الماء أو إنتاج أيون الهيدرونيوم (H3O+)، وفي أدبيات الكيمياء المعاصرة يستخدم الرمز H+ كاختصار للأيون H3O+ لأنّ من المعروف الآن أنّ البروتون غير موجود كفصيل حر في المحلول المائي.[12]
- قاعدة أرينيوس هي المركب الذي يؤدي تحلله في الماء إلى تكوين أيونات الهيدروكسيد (OH−)، وهذا يعني أن القاعدة تزيد تركيز أيون OH− في المحلول المائي.
إن تعريفي أرينيوس للحمض والقاعدة مقيدان بالمحاليل المائية، ويشير إلى تركيز أيونات المذيب، ووفقًا لهذين التعريفين فإن H2SO4 و HCl النقيين الذائبين في التولوين لا يعدّان حمضين، وكذلك الأمر بالنسبة إلى منصهر NaOH ومحاليل أميد الكالسيوم في الأمونيا السائلة إذ لا يعدّان قواعد أيضًا. هذا القصور في تعريف الحامضية والقلوية (القاعدية) في المحاليل غير المائية أدى لاحقًا إلى تطوير نظرية برونشتد ولوري وتلتها نظرية لويس.[13]
يسمى تفاعل الحمض مع القاعدة بتفاعل التعادل "تعادل (كيمياء)")، وينتج عن هذا التفاعل الملح "ملح (كيمياء)") والماء:
acid+base⟶salt+water{\displaystyle {\ce {acid + base -> salt + water}}}{\displaystyle {\ce {acid + base -> salt + water}}}
HCl(aq)+NaOH(aq)⟶NaCl(aq)+H2O{\displaystyle {\ce {{HCl_{(aq)}}+NaOH_{(aq)}->{NaCl_{(aq)}}+H_{2}O}}}{\displaystyle {\ce {{HCl_{(aq)}}+NaOH_{(aq)}->{NaCl_{(aq)}}+H_{2}O}}}
لم تحتوِ المعادلات التي كتبها أرينيوس على المعدِّل (aq) بل كان يفترض وجوده ضمنيًا، إذ أنّه يشير إلى أنّ المادة ذائبة في الماء، وعلى الرغم من أن المواد الثلاثة أعلاه HCl و NaOH و NaCl موجودة بصورة نقية إلّا أنّها تتحلل بالكامل في المحاليل المائية لتكون أيونات H+ و Cl− و Na+ و OH− المائية.
### تعريف برونستد-لوري
وضع تعريف برونستد-لوري سنة 1923 من قبل العالمين يوهانس نيكولاوس برونستد في الدنمارك وتوماس لوري في انكلترا[14][15]، استنادًا إلى فكرة إضافة بروتون إلى القواعد عن طريق نزع بروتون من الأحماض، بمعنى أنّ الأحماض هي المركبات التي تمنح أيون الهيدروجين (H+) - والتي تعرف بالبروتونات - إلى القواعد التي تستقبل هذه الأيونات.[16]
ووفقأ لهذا التعريف فإنّ تفاعل الحمض مع القاعدة هو تفاعل إزالة أيون الهيدروجين من الحمض وإضافته إلى القاعدة[17]، وتؤدي إزالة أيون الهيدروجين من الحمض إلى إنتاج القاعدة القرينة conjugate base والتي لا تعدو كونها حمضًا نُزع منه أيون الهيدروجين. وبالمثل، فإن استقبال أيون الهيدروجين من طرف القاعدة ينتج حمضًأ قرينًا conjugate acid، والذي لا يعدو كونه قاعدة أضيف إليها أيون الهيدروجين.
على خلاف التعريفات السابقة للأحماض والقواعد، فإن تعريف برونستد-لوري لا يشير إلى تكون الملح والمذيب، وإنما إلى تكون الأحماض القرينة والقواعد القرينة، والتي تنتج من انتقال البروتون من الحمض إلى القاعدة[11][16]، ووفقًا لهذا التعريف فإنّ الأحماض والقواعد تسلك سلوكًا يختلف جوهريًأ عن الأملاح، والتي يُنظر إليها على أنّها الكتروليتات تخضع لنظريات ديباي وأونساكر وغيرهما. لا يتفاعل الحمض مع القاعدة لإنتاج الملح والمذيب، وإنما لإنتاج حمض جديد وقاعدة جديدة، وهذا يعني غيابًا تامًا لمفهوم التعادل.[3] يستقل سلوك الأحماض والقواعد بصورة تامة عن أي مذيب، وبهذا تدخل المزيد من المركبات ضمن هذا التعريف مقارنة بتعريف أرينيوس. يعتمد حساب قيمة pH (الأس الهيدروجيني) في نظرية أرينيوس على ذوبان القواعد في الماء (المحلول المائي) أما نظرية برونستد ولوري فقد توسعت في مجال قياس الأس الهيدروجيني ليشمل المحاليل الذائبة وغير الذائبة (الغاز، السائل، الصلب).
الصيغة العامة لتفاعل الحمض مع القاعدة وفقًا لتعريف برونستد-لوري هي:
HA−+B⟶BH++A{\displaystyle {\ce {{HA^{-}}+B->{BH+}+A}}}{\displaystyle {\ce {{HA^{-}}+B->{BH+}+A}}}
تمثل HA الحمض، وB القاعدة، و BH+ الحمض القرين، وA− القاعدة القرينة للحمض HA.
HCl+H2O↽−−⇀H3O++Cl−{\displaystyle {\ce {HCl + H2O <=> H3O+ + Cl-}}}{\displaystyle {\ce {HCl + H2O <=> H3O+ + Cl-}}}
تؤدي إزالة أيون الهيدروجين H+ من HCl إلى إنتاج أيون الكلوريد Cl- والذي يمثّل القاعدة القرينة للحمض. وتؤدي إضافة أيون الهيدروجين H+ إلى جزيئة الماء (التي تسلك سلوك القاعدة في هذا المثال) إلى تكوين أيون الهيدرونيوم H3O+ والذي يمثل الحمض القرين للقاعدة.
يعد الماء مركبًا أموفتيريًا "تذبذب (كيمياء)") أي أنّ بمقدوره أن يسلوك سلوك الأحماض والقواعد، وتفسر نظرية بروسنتد ولوري هذا السلوك بتحلل الماء إلى تراكيز منخفضة من أيونات الهيدرونيوم والهيدروكسيد:
H2O+H2O↽−−⇀H3O++OH−{\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}{\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}
توضح الصورة أدناه ما يحدث في هذا التفاعل:
### تعريف لويس
وضع جيلبرت لويس سنة 1923[18] -وهو نفس العام الذي وضع فيه تعريف بورنستد ولوري - تعريفًا لا يحتاج إلى وجود الهيدروجين كما هو الحال في تعريف برونستد ولوري ولكنه لم يعتمد هذا التعريف حتى سنة 1938.[3] فعوضًا عن تعريف تفاعلات حمض-قاعدة بالاعتماد على البروتونات أو أي عناصر أخرى، عرّف لويس القاعدة (ويشار إليها بقاعدة لويس) بأنّها المركب الذي يمكنه منح مزدوج إلكتروني، وعرّف الحمض (حمض لويس) بأنّه المركب الذي يمكنه استقبال هذا المزدوج الإلكتروني.[19] فعلى سبيل المثال يعدّ BF3 ثلاثي فلوريد البورون حمض لويس، إذ بمقدوره استقبال مزدوج إلكتروني لأنّه يمتلك مكانًا شاغرًا وفقًا لقاعدة الثمانيات التي وضعها لويس نفسه. أما أيون الفلوريد فيمتلك غلافًا خارجيًأ ممتلئًا بالإلكترونات؛ لذا فإنّه قادر على منح مزدوج إلكتروني، ويعدّ التفاعل:
BF3+F−⟶BF4−{\displaystyle {\ce {BF3 + F- -> BF4-}}}{\displaystyle {\ce {BF3 + F- -> BF4-}}}
تفاعل حمض لويس مع قاعدة لويس.
تستطيع مركبات عناصر المجموعة 13 ذات الصيغة AX3 أن تسلك سلوك حوامض لويس، ويمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 15 ذات الصيغة DY3 مثل الأمينات "أمين (كيمياء)") NR3 والفوسفينات PR3 أن تسلك سلوك قواعد لويس، وتكون نواتج الإضافة بين هذين النوعين من المركبات بالصيغة X3A←DY3 التي تحتوي على آصرة تناسقية يُعبَّر عنها بالرمز ← بين الذرة A (المستقبلة للزوج الإلكتروني) و D (المانحة للزو[ الإلكتروني). يمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 16 ذات الصيغة DX2 أن تسلك سلوك قواعد لويس، ووفقًا لهذا فإنّ مركبات مثل الإيثرات R2O والثيوإيثرات R2S يمكن أن تسلك سلوك قواعد لويس. يمكن كذلك لأحادي أكسيد الكربون CO أن يسلك سلوك قاعدة لويس عند تفاعله مع ثلاثي فلوريد البورون لتكوين ناتج الإضافة F3B←CO.
تسمى المركبات التي تنتج من هذه التفاعلات والتي تحتوي على ذرات الفلزات بالمركبات التساهمية، إذ تساهم كل ربيطة Ligand بمنح زوج من الإلكترونات إلى أيون الفلز[19]، ويمكن أن نعدّ التفاعل:
[Ag(H2O)4]+2NH3⟶[Ag(NH3)2]++4H2O{\displaystyle {\ce {[Ag(H2O)4]+ 2NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4H2O}}}{\displaystyle {\ce {[Ag(H2O)4]+ 2NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4H2O}}}
تفاعل حمض-قاعدة تحلّ فيه القاعدة الأقوى ( الأمونيا) محلّ القاعدة الأضعف ( الماء).
يجدر التنويه هنا إلى أنّ تعريف لويس متناغم مع تعريف برونستد ولوري لأنّ التفاعل:
H++OH−↽−−⇀H2O{\displaystyle {\ce {H+ + OH- <=> H2O}}}{\displaystyle {\ce {H+ + OH- <=> H2O}}}
هو تفاعل حمض-قاعدة في كلا التعريفين.
## اقرأ أيضا
## ملاحظات
تصنيفات مخفية: | article | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,417 | التفاعل الحمضي-القاعدي[1] هو تفاعل كيميائي يحدث بين الحمض والقاعدة "قاعدة (كيمياء)"). | sentence | التفاعل الحمضي-القاعدي[1] هو تفاعل كيميائي يحدث بين الحمض والقاعدة "قاعدة (كيمياء)"). عدة مصطلحات تستخدم هنا لوصف آليات التفاعل وشرح هذه التفاعلات وتطبيقاتها. بالرغم من تشابه تعريفات الحمض والأساس فإن كل تعريف له أهميته واستخداماته في تفاعلات حمض-قاعدة بالنسبة إلى تفاعلات السوائل والغازات. | paragraph | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,418 | عدة مصطلحات تستخدم هنا لوصف آليات التفاعل وشرح هذه التفاعلات وتطبيقاتها. | sentence | التفاعل الحمضي-القاعدي[1] هو تفاعل كيميائي يحدث بين الحمض والقاعدة "قاعدة (كيمياء)"). عدة مصطلحات تستخدم هنا لوصف آليات التفاعل وشرح هذه التفاعلات وتطبيقاتها. بالرغم من تشابه تعريفات الحمض والأساس فإن كل تعريف له أهميته واستخداماته في تفاعلات حمض-قاعدة بالنسبة إلى تفاعلات السوائل والغازات. | paragraph | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,419 | بالرغم من تشابه تعريفات الحمض والأساس فإن كل تعريف له أهميته واستخداماته في تفاعلات حمض-قاعدة بالنسبة إلى تفاعلات السوائل والغازات. | sentence | التفاعل الحمضي-القاعدي[1] هو تفاعل كيميائي يحدث بين الحمض والقاعدة "قاعدة (كيمياء)"). عدة مصطلحات تستخدم هنا لوصف آليات التفاعل وشرح هذه التفاعلات وتطبيقاتها. بالرغم من تشابه تعريفات الحمض والأساس فإن كل تعريف له أهميته واستخداماته في تفاعلات حمض-قاعدة بالنسبة إلى تفاعلات السوائل والغازات. | paragraph | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,420 | أول من اقترح مفهوم تفاعل الحمض مع القاعدة كان الكيميائي الفرنسي كواليوم فرانسوا راؤول سنة 1754 وهو من أضاف مصطلح «قاعدة» إلى الكيمياء وهي المادة التي تتفاعل مع الحمض لتحوله إلى الحالة الصلبة (على هيئة ملح). | paragraph | القائمة الرئيسية
القائمة الرئيسية
انقل للشريط الجانبيأخف
الموسوعة
تصفح
مشاركة
بحث
المظهر
أدوات شخصية
## المحتويات
انقل للشريط الجانبيأخف
تبديل عرض جدول المحتويات
# تفاعل حمض-قاعدة
49 لغة
العربية
أدوات
أدوات
انقل للشريط الجانبيأخف
إجراءات
عام
طباعة/تصدير
في مشاريع أخرى
المظهر
انقل للشريط الجانبيأخف
من ويكيبيديا، الموسوعة الحرة
أحماض وقواعد
أنماط الحموض
أنماط القواعد
التفاعل الحمضي-القاعدي[1] هو تفاعل كيميائي يحدث بين الحمض والقاعدة "قاعدة (كيمياء)"). عدة مصطلحات تستخدم هنا لوصف آليات التفاعل وشرح هذه التفاعلات وتطبيقاتها. بالرغم من تشابه تعريفات الحمض والأساس فإن كل تعريف له أهميته واستخداماته في تفاعلات حمض-قاعدة بالنسبة إلى تفاعلات السوائل والغازات.
## تعريفات الحمض والقاعدة
### التطور التاريخي
أول من اقترح مفهوم تفاعل الحمض مع القاعدة كان الكيميائي الفرنسي كواليوم فرانسوا راؤول سنة 1754 وهو من أضاف مصطلح «قاعدة» إلى الكيمياء وهي المادة التي تتفاعل مع الحمض لتحوله إلى الحالة الصلبة (على هيئة ملح).
#### نظرية الأكسجين للافوازييه
أول من وضع تعريفًا علميًا للحمض والقاعدة هو أنطوان لافوازييه سنة 1776. كانت معرفة لافوازييه بالأحماض القوية مقصورة على الأحماض الأكسجينية مثل حمض النتريك HNO3 وحمض الكبريتيك H2SO4 والتي تحتوي على ذرات مركزية تكون في حالة تاكسدية "أكسدة (كيمياء)") عالية ومحاطة بذرات الأكسجين، ولم يكن لافوازييه مدركًا لتركيب الأحماض الهالوجينية ( حمض الهيدروفلوريك HF، حمض الهيدروكلوريك HCl، حمض الهيدروبروميك HBR، حمض الهيدرويوديك HI)؛ لذا فقد عرّف الأحماض بالاعتماد على ما تحتويه من ذرات الأكسجين وكلمة أكسجين تعني باليونانية مولِّد الحمض (من الكلمتين اليونانيتين οξυς (oxys) وتعني حمض و γεινομαι (geinomai) وتعني مولد). بقي تعريف لافوازييه سائدًا مدة 30 عامًا إلى نشر همفري ديفي سنة 1810 مقالة وألقى عدة محاضرات لاحقة أثبت فيها غياب الأكسجين عن حمض كبريتيد الهيدروجين H2S وتولوريد الهيدروجين H2Te والأحماض الهالوجينية. ولكن لم يفلح ديفي في وضع نظرية جديدة، ووصل إلى نتيجة مفادها أنّ «الحامضية لا تعتمد على مادة معيّنة، ولكن على طريقة ترتيب فريدة لعدد من المواد».[3] عدّل يون ياكوب بيرسيليوس نظرية الأكسجين لتنصّ على أنّ الأحماض هي أكاسيد اللافلزات أم القواعد فهي أكاسيد الفلزات.
#### نظرية الهيدروجين لليبيغ
اقترح يوستوس فون ليبيغ سنة 1838 أن الحمض هو مركب يحتوي على ذرة هيدروجين يمكن للفلز أن يحل محلها.[4][5][6] استند ليبيغ في إعادة تعريف الأحماض على تجاربه المكثفة في تحليل التركيب الكيميائي للأحماض العضوية، ومع أنّ تعريف ليبيغ كان تعريفًا عمليًا خالصًا، إلاّ أنه بقي سائدًا ما يقارب نصف قرن إلى أن جرى اعتماد تعريف أرينيوس.[7]
### نظرية أرينيوس
قام أرينيوس عام 1887 بصياغة مفهوم حمض-قاعدة معتمدا على نظرية التأين , وظاهرة التوصيل الكهربائي المعين عمليا على محاليل الأملاح "ملح (كيمياء)") في الماء وكذلك محاليل أحماض أو قواعد.[10] وكان ارينيوس يجري تجاربه على محاليل الأملاح باعتبارها كهارل، كما استخدم الأحماض أيكا في التحليل الكهربائي. وتبين له أن 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.
وفقًا لأرينيوس فإن:
- حمض أرينيوس هو المركب الذي يؤدي تحلله في الماء إلى تكوين أيونات الهيدروجين (H+)[11]، وهذا يعني أن الحمض يزيد تركيز أيونات H+ في المحلول المائي.
يؤدي هذا إلى برتنة الماء أو إنتاج أيون الهيدرونيوم (H3O+)، وفي أدبيات الكيمياء المعاصرة يستخدم الرمز H+ كاختصار للأيون H3O+ لأنّ من المعروف الآن أنّ البروتون غير موجود كفصيل حر في المحلول المائي.[12]
- قاعدة أرينيوس هي المركب الذي يؤدي تحلله في الماء إلى تكوين أيونات الهيدروكسيد (OH−)، وهذا يعني أن القاعدة تزيد تركيز أيون OH− في المحلول المائي.
إن تعريفي أرينيوس للحمض والقاعدة مقيدان بالمحاليل المائية، ويشير إلى تركيز أيونات المذيب، ووفقًا لهذين التعريفين فإن H2SO4 و HCl النقيين الذائبين في التولوين لا يعدّان حمضين، وكذلك الأمر بالنسبة إلى منصهر NaOH ومحاليل أميد الكالسيوم في الأمونيا السائلة إذ لا يعدّان قواعد أيضًا. هذا القصور في تعريف الحامضية والقلوية (القاعدية) في المحاليل غير المائية أدى لاحقًا إلى تطوير نظرية برونشتد ولوري وتلتها نظرية لويس.[13]
يسمى تفاعل الحمض مع القاعدة بتفاعل التعادل "تعادل (كيمياء)")، وينتج عن هذا التفاعل الملح "ملح (كيمياء)") والماء:
acid+base⟶salt+water{\displaystyle {\ce {acid + base -> salt + water}}}{\displaystyle {\ce {acid + base -> salt + water}}}
HCl(aq)+NaOH(aq)⟶NaCl(aq)+H2O{\displaystyle {\ce {{HCl_{(aq)}}+NaOH_{(aq)}->{NaCl_{(aq)}}+H_{2}O}}}{\displaystyle {\ce {{HCl_{(aq)}}+NaOH_{(aq)}->{NaCl_{(aq)}}+H_{2}O}}}
لم تحتوِ المعادلات التي كتبها أرينيوس على المعدِّل (aq) بل كان يفترض وجوده ضمنيًا، إذ أنّه يشير إلى أنّ المادة ذائبة في الماء، وعلى الرغم من أن المواد الثلاثة أعلاه HCl و NaOH و NaCl موجودة بصورة نقية إلّا أنّها تتحلل بالكامل في المحاليل المائية لتكون أيونات H+ و Cl− و Na+ و OH− المائية.
### تعريف برونستد-لوري
وضع تعريف برونستد-لوري سنة 1923 من قبل العالمين يوهانس نيكولاوس برونستد في الدنمارك وتوماس لوري في انكلترا[14][15]، استنادًا إلى فكرة إضافة بروتون إلى القواعد عن طريق نزع بروتون من الأحماض، بمعنى أنّ الأحماض هي المركبات التي تمنح أيون الهيدروجين (H+) - والتي تعرف بالبروتونات - إلى القواعد التي تستقبل هذه الأيونات.[16]
ووفقأ لهذا التعريف فإنّ تفاعل الحمض مع القاعدة هو تفاعل إزالة أيون الهيدروجين من الحمض وإضافته إلى القاعدة[17]، وتؤدي إزالة أيون الهيدروجين من الحمض إلى إنتاج القاعدة القرينة conjugate base والتي لا تعدو كونها حمضًا نُزع منه أيون الهيدروجين. وبالمثل، فإن استقبال أيون الهيدروجين من طرف القاعدة ينتج حمضًأ قرينًا conjugate acid، والذي لا يعدو كونه قاعدة أضيف إليها أيون الهيدروجين.
على خلاف التعريفات السابقة للأحماض والقواعد، فإن تعريف برونستد-لوري لا يشير إلى تكون الملح والمذيب، وإنما إلى تكون الأحماض القرينة والقواعد القرينة، والتي تنتج من انتقال البروتون من الحمض إلى القاعدة[11][16]، ووفقًا لهذا التعريف فإنّ الأحماض والقواعد تسلك سلوكًا يختلف جوهريًأ عن الأملاح، والتي يُنظر إليها على أنّها الكتروليتات تخضع لنظريات ديباي وأونساكر وغيرهما. لا يتفاعل الحمض مع القاعدة لإنتاج الملح والمذيب، وإنما لإنتاج حمض جديد وقاعدة جديدة، وهذا يعني غيابًا تامًا لمفهوم التعادل.[3] يستقل سلوك الأحماض والقواعد بصورة تامة عن أي مذيب، وبهذا تدخل المزيد من المركبات ضمن هذا التعريف مقارنة بتعريف أرينيوس. يعتمد حساب قيمة pH (الأس الهيدروجيني) في نظرية أرينيوس على ذوبان القواعد في الماء (المحلول المائي) أما نظرية برونستد ولوري فقد توسعت في مجال قياس الأس الهيدروجيني ليشمل المحاليل الذائبة وغير الذائبة (الغاز، السائل، الصلب).
الصيغة العامة لتفاعل الحمض مع القاعدة وفقًا لتعريف برونستد-لوري هي:
HA−+B⟶BH++A{\displaystyle {\ce {{HA^{-}}+B->{BH+}+A}}}{\displaystyle {\ce {{HA^{-}}+B->{BH+}+A}}}
تمثل HA الحمض، وB القاعدة، و BH+ الحمض القرين، وA− القاعدة القرينة للحمض HA.
HCl+H2O↽−−⇀H3O++Cl−{\displaystyle {\ce {HCl + H2O <=> H3O+ + Cl-}}}{\displaystyle {\ce {HCl + H2O <=> H3O+ + Cl-}}}
تؤدي إزالة أيون الهيدروجين H+ من HCl إلى إنتاج أيون الكلوريد Cl- والذي يمثّل القاعدة القرينة للحمض. وتؤدي إضافة أيون الهيدروجين H+ إلى جزيئة الماء (التي تسلك سلوك القاعدة في هذا المثال) إلى تكوين أيون الهيدرونيوم H3O+ والذي يمثل الحمض القرين للقاعدة.
يعد الماء مركبًا أموفتيريًا "تذبذب (كيمياء)") أي أنّ بمقدوره أن يسلوك سلوك الأحماض والقواعد، وتفسر نظرية بروسنتد ولوري هذا السلوك بتحلل الماء إلى تراكيز منخفضة من أيونات الهيدرونيوم والهيدروكسيد:
H2O+H2O↽−−⇀H3O++OH−{\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}{\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}
توضح الصورة أدناه ما يحدث في هذا التفاعل:
### تعريف لويس
وضع جيلبرت لويس سنة 1923[18] -وهو نفس العام الذي وضع فيه تعريف بورنستد ولوري - تعريفًا لا يحتاج إلى وجود الهيدروجين كما هو الحال في تعريف برونستد ولوري ولكنه لم يعتمد هذا التعريف حتى سنة 1938.[3] فعوضًا عن تعريف تفاعلات حمض-قاعدة بالاعتماد على البروتونات أو أي عناصر أخرى، عرّف لويس القاعدة (ويشار إليها بقاعدة لويس) بأنّها المركب الذي يمكنه منح مزدوج إلكتروني، وعرّف الحمض (حمض لويس) بأنّه المركب الذي يمكنه استقبال هذا المزدوج الإلكتروني.[19] فعلى سبيل المثال يعدّ BF3 ثلاثي فلوريد البورون حمض لويس، إذ بمقدوره استقبال مزدوج إلكتروني لأنّه يمتلك مكانًا شاغرًا وفقًا لقاعدة الثمانيات التي وضعها لويس نفسه. أما أيون الفلوريد فيمتلك غلافًا خارجيًأ ممتلئًا بالإلكترونات؛ لذا فإنّه قادر على منح مزدوج إلكتروني، ويعدّ التفاعل:
BF3+F−⟶BF4−{\displaystyle {\ce {BF3 + F- -> BF4-}}}{\displaystyle {\ce {BF3 + F- -> BF4-}}}
تفاعل حمض لويس مع قاعدة لويس.
تستطيع مركبات عناصر المجموعة 13 ذات الصيغة AX3 أن تسلك سلوك حوامض لويس، ويمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 15 ذات الصيغة DY3 مثل الأمينات "أمين (كيمياء)") NR3 والفوسفينات PR3 أن تسلك سلوك قواعد لويس، وتكون نواتج الإضافة بين هذين النوعين من المركبات بالصيغة X3A←DY3 التي تحتوي على آصرة تناسقية يُعبَّر عنها بالرمز ← بين الذرة A (المستقبلة للزوج الإلكتروني) و D (المانحة للزو[ الإلكتروني). يمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 16 ذات الصيغة DX2 أن تسلك سلوك قواعد لويس، ووفقًا لهذا فإنّ مركبات مثل الإيثرات R2O والثيوإيثرات R2S يمكن أن تسلك سلوك قواعد لويس. يمكن كذلك لأحادي أكسيد الكربون CO أن يسلك سلوك قاعدة لويس عند تفاعله مع ثلاثي فلوريد البورون لتكوين ناتج الإضافة F3B←CO.
تسمى المركبات التي تنتج من هذه التفاعلات والتي تحتوي على ذرات الفلزات بالمركبات التساهمية، إذ تساهم كل ربيطة Ligand بمنح زوج من الإلكترونات إلى أيون الفلز[19]، ويمكن أن نعدّ التفاعل:
[Ag(H2O)4]+2NH3⟶[Ag(NH3)2]++4H2O{\displaystyle {\ce {[Ag(H2O)4]+ 2NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4H2O}}}{\displaystyle {\ce {[Ag(H2O)4]+ 2NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4H2O}}}
تفاعل حمض-قاعدة تحلّ فيه القاعدة الأقوى ( الأمونيا) محلّ القاعدة الأضعف ( الماء).
يجدر التنويه هنا إلى أنّ تعريف لويس متناغم مع تعريف برونستد ولوري لأنّ التفاعل:
H++OH−↽−−⇀H2O{\displaystyle {\ce {H+ + OH- <=> H2O}}}{\displaystyle {\ce {H+ + OH- <=> H2O}}}
هو تفاعل حمض-قاعدة في كلا التعريفين.
## اقرأ أيضا
## ملاحظات
تصنيفات مخفية: | article | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,421 | أول من وضع تعريفًا علميًا للحمض والقاعدة هو أنطوان لافوازييه سنة 1776. كانت معرفة لافوازييه بالأحماض القوية مقصورة على الأحماض الأكسجينية مثل حمض النتريك HNO3 وحمض الكبريتيك H2SO4 والتي تحتوي على ذرات مركزية تكون في حالة تاكسدية "أكسدة (كيمياء)") عالية ومحاطة بذرات الأكسجين، ولم يكن لافوازييه مدركًا لتركيب الأحماض الهالوجينية ( حمض الهيدروفلوريك HF، حمض الهيدروكلوريك HCl، حمض الهيدروبروميك HBR، حمض الهيدرويوديك HI)؛ لذا فقد عرّف الأحماض بالاعتماد على ما تحتويه من ذرات الأكسجين وكلمة أكسجين تعني باليونانية مولِّد الحمض (من الكلمتين اليونانيتين οξυς (oxys) وتعني حمض و γεινομαι (geinomai) وتعني مولد). بقي تعريف لافوازييه سائدًا مدة 30 عامًا إلى نشر همفري ديفي سنة 1810 مقالة وألقى عدة محاضرات لاحقة أثبت فيها غياب الأكسجين عن حمض كبريتيد الهيدروجين H2S وتولوريد الهيدروجين H2Te والأحماض الهالوجينية. ولكن لم يفلح ديفي في وضع نظرية جديدة، ووصل إلى نتيجة مفادها أنّ «الحامضية لا تعتمد على مادة معيّنة، ولكن على طريقة ترتيب فريدة لعدد من المواد».[3] عدّل يون ياكوب بيرسيليوس نظرية الأكسجين لتنصّ على أنّ الأحماض هي أكاسيد اللافلزات أم القواعد فهي أكاسيد الفلزات. | paragraph | القائمة الرئيسية
القائمة الرئيسية
انقل للشريط الجانبيأخف
الموسوعة
تصفح
مشاركة
بحث
المظهر
أدوات شخصية
## المحتويات
انقل للشريط الجانبيأخف
تبديل عرض جدول المحتويات
# تفاعل حمض-قاعدة
49 لغة
العربية
أدوات
أدوات
انقل للشريط الجانبيأخف
إجراءات
عام
طباعة/تصدير
في مشاريع أخرى
المظهر
انقل للشريط الجانبيأخف
من ويكيبيديا، الموسوعة الحرة
أحماض وقواعد
أنماط الحموض
أنماط القواعد
التفاعل الحمضي-القاعدي[1] هو تفاعل كيميائي يحدث بين الحمض والقاعدة "قاعدة (كيمياء)"). عدة مصطلحات تستخدم هنا لوصف آليات التفاعل وشرح هذه التفاعلات وتطبيقاتها. بالرغم من تشابه تعريفات الحمض والأساس فإن كل تعريف له أهميته واستخداماته في تفاعلات حمض-قاعدة بالنسبة إلى تفاعلات السوائل والغازات.
## تعريفات الحمض والقاعدة
### التطور التاريخي
أول من اقترح مفهوم تفاعل الحمض مع القاعدة كان الكيميائي الفرنسي كواليوم فرانسوا راؤول سنة 1754 وهو من أضاف مصطلح «قاعدة» إلى الكيمياء وهي المادة التي تتفاعل مع الحمض لتحوله إلى الحالة الصلبة (على هيئة ملح).
#### نظرية الأكسجين للافوازييه
أول من وضع تعريفًا علميًا للحمض والقاعدة هو أنطوان لافوازييه سنة 1776. كانت معرفة لافوازييه بالأحماض القوية مقصورة على الأحماض الأكسجينية مثل حمض النتريك HNO3 وحمض الكبريتيك H2SO4 والتي تحتوي على ذرات مركزية تكون في حالة تاكسدية "أكسدة (كيمياء)") عالية ومحاطة بذرات الأكسجين، ولم يكن لافوازييه مدركًا لتركيب الأحماض الهالوجينية ( حمض الهيدروفلوريك HF، حمض الهيدروكلوريك HCl، حمض الهيدروبروميك HBR، حمض الهيدرويوديك HI)؛ لذا فقد عرّف الأحماض بالاعتماد على ما تحتويه من ذرات الأكسجين وكلمة أكسجين تعني باليونانية مولِّد الحمض (من الكلمتين اليونانيتين οξυς (oxys) وتعني حمض و γεινομαι (geinomai) وتعني مولد). بقي تعريف لافوازييه سائدًا مدة 30 عامًا إلى نشر همفري ديفي سنة 1810 مقالة وألقى عدة محاضرات لاحقة أثبت فيها غياب الأكسجين عن حمض كبريتيد الهيدروجين H2S وتولوريد الهيدروجين H2Te والأحماض الهالوجينية. ولكن لم يفلح ديفي في وضع نظرية جديدة، ووصل إلى نتيجة مفادها أنّ «الحامضية لا تعتمد على مادة معيّنة، ولكن على طريقة ترتيب فريدة لعدد من المواد».[3] عدّل يون ياكوب بيرسيليوس نظرية الأكسجين لتنصّ على أنّ الأحماض هي أكاسيد اللافلزات أم القواعد فهي أكاسيد الفلزات.
#### نظرية الهيدروجين لليبيغ
اقترح يوستوس فون ليبيغ سنة 1838 أن الحمض هو مركب يحتوي على ذرة هيدروجين يمكن للفلز أن يحل محلها.[4][5][6] استند ليبيغ في إعادة تعريف الأحماض على تجاربه المكثفة في تحليل التركيب الكيميائي للأحماض العضوية، ومع أنّ تعريف ليبيغ كان تعريفًا عمليًا خالصًا، إلاّ أنه بقي سائدًا ما يقارب نصف قرن إلى أن جرى اعتماد تعريف أرينيوس.[7]
### نظرية أرينيوس
قام أرينيوس عام 1887 بصياغة مفهوم حمض-قاعدة معتمدا على نظرية التأين , وظاهرة التوصيل الكهربائي المعين عمليا على محاليل الأملاح "ملح (كيمياء)") في الماء وكذلك محاليل أحماض أو قواعد.[10] وكان ارينيوس يجري تجاربه على محاليل الأملاح باعتبارها كهارل، كما استخدم الأحماض أيكا في التحليل الكهربائي. وتبين له أن 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.
وفقًا لأرينيوس فإن:
- حمض أرينيوس هو المركب الذي يؤدي تحلله في الماء إلى تكوين أيونات الهيدروجين (H+)[11]، وهذا يعني أن الحمض يزيد تركيز أيونات H+ في المحلول المائي.
يؤدي هذا إلى برتنة الماء أو إنتاج أيون الهيدرونيوم (H3O+)، وفي أدبيات الكيمياء المعاصرة يستخدم الرمز H+ كاختصار للأيون H3O+ لأنّ من المعروف الآن أنّ البروتون غير موجود كفصيل حر في المحلول المائي.[12]
- قاعدة أرينيوس هي المركب الذي يؤدي تحلله في الماء إلى تكوين أيونات الهيدروكسيد (OH−)، وهذا يعني أن القاعدة تزيد تركيز أيون OH− في المحلول المائي.
إن تعريفي أرينيوس للحمض والقاعدة مقيدان بالمحاليل المائية، ويشير إلى تركيز أيونات المذيب، ووفقًا لهذين التعريفين فإن H2SO4 و HCl النقيين الذائبين في التولوين لا يعدّان حمضين، وكذلك الأمر بالنسبة إلى منصهر NaOH ومحاليل أميد الكالسيوم في الأمونيا السائلة إذ لا يعدّان قواعد أيضًا. هذا القصور في تعريف الحامضية والقلوية (القاعدية) في المحاليل غير المائية أدى لاحقًا إلى تطوير نظرية برونشتد ولوري وتلتها نظرية لويس.[13]
يسمى تفاعل الحمض مع القاعدة بتفاعل التعادل "تعادل (كيمياء)")، وينتج عن هذا التفاعل الملح "ملح (كيمياء)") والماء:
acid+base⟶salt+water{\displaystyle {\ce {acid + base -> salt + water}}}{\displaystyle {\ce {acid + base -> salt + water}}}
HCl(aq)+NaOH(aq)⟶NaCl(aq)+H2O{\displaystyle {\ce {{HCl_{(aq)}}+NaOH_{(aq)}->{NaCl_{(aq)}}+H_{2}O}}}{\displaystyle {\ce {{HCl_{(aq)}}+NaOH_{(aq)}->{NaCl_{(aq)}}+H_{2}O}}}
لم تحتوِ المعادلات التي كتبها أرينيوس على المعدِّل (aq) بل كان يفترض وجوده ضمنيًا، إذ أنّه يشير إلى أنّ المادة ذائبة في الماء، وعلى الرغم من أن المواد الثلاثة أعلاه HCl و NaOH و NaCl موجودة بصورة نقية إلّا أنّها تتحلل بالكامل في المحاليل المائية لتكون أيونات H+ و Cl− و Na+ و OH− المائية.
### تعريف برونستد-لوري
وضع تعريف برونستد-لوري سنة 1923 من قبل العالمين يوهانس نيكولاوس برونستد في الدنمارك وتوماس لوري في انكلترا[14][15]، استنادًا إلى فكرة إضافة بروتون إلى القواعد عن طريق نزع بروتون من الأحماض، بمعنى أنّ الأحماض هي المركبات التي تمنح أيون الهيدروجين (H+) - والتي تعرف بالبروتونات - إلى القواعد التي تستقبل هذه الأيونات.[16]
ووفقأ لهذا التعريف فإنّ تفاعل الحمض مع القاعدة هو تفاعل إزالة أيون الهيدروجين من الحمض وإضافته إلى القاعدة[17]، وتؤدي إزالة أيون الهيدروجين من الحمض إلى إنتاج القاعدة القرينة conjugate base والتي لا تعدو كونها حمضًا نُزع منه أيون الهيدروجين. وبالمثل، فإن استقبال أيون الهيدروجين من طرف القاعدة ينتج حمضًأ قرينًا conjugate acid، والذي لا يعدو كونه قاعدة أضيف إليها أيون الهيدروجين.
على خلاف التعريفات السابقة للأحماض والقواعد، فإن تعريف برونستد-لوري لا يشير إلى تكون الملح والمذيب، وإنما إلى تكون الأحماض القرينة والقواعد القرينة، والتي تنتج من انتقال البروتون من الحمض إلى القاعدة[11][16]، ووفقًا لهذا التعريف فإنّ الأحماض والقواعد تسلك سلوكًا يختلف جوهريًأ عن الأملاح، والتي يُنظر إليها على أنّها الكتروليتات تخضع لنظريات ديباي وأونساكر وغيرهما. لا يتفاعل الحمض مع القاعدة لإنتاج الملح والمذيب، وإنما لإنتاج حمض جديد وقاعدة جديدة، وهذا يعني غيابًا تامًا لمفهوم التعادل.[3] يستقل سلوك الأحماض والقواعد بصورة تامة عن أي مذيب، وبهذا تدخل المزيد من المركبات ضمن هذا التعريف مقارنة بتعريف أرينيوس. يعتمد حساب قيمة pH (الأس الهيدروجيني) في نظرية أرينيوس على ذوبان القواعد في الماء (المحلول المائي) أما نظرية برونستد ولوري فقد توسعت في مجال قياس الأس الهيدروجيني ليشمل المحاليل الذائبة وغير الذائبة (الغاز، السائل، الصلب).
الصيغة العامة لتفاعل الحمض مع القاعدة وفقًا لتعريف برونستد-لوري هي:
HA−+B⟶BH++A{\displaystyle {\ce {{HA^{-}}+B->{BH+}+A}}}{\displaystyle {\ce {{HA^{-}}+B->{BH+}+A}}}
تمثل HA الحمض، وB القاعدة، و BH+ الحمض القرين، وA− القاعدة القرينة للحمض HA.
HCl+H2O↽−−⇀H3O++Cl−{\displaystyle {\ce {HCl + H2O <=> H3O+ + Cl-}}}{\displaystyle {\ce {HCl + H2O <=> H3O+ + Cl-}}}
تؤدي إزالة أيون الهيدروجين H+ من HCl إلى إنتاج أيون الكلوريد Cl- والذي يمثّل القاعدة القرينة للحمض. وتؤدي إضافة أيون الهيدروجين H+ إلى جزيئة الماء (التي تسلك سلوك القاعدة في هذا المثال) إلى تكوين أيون الهيدرونيوم H3O+ والذي يمثل الحمض القرين للقاعدة.
يعد الماء مركبًا أموفتيريًا "تذبذب (كيمياء)") أي أنّ بمقدوره أن يسلوك سلوك الأحماض والقواعد، وتفسر نظرية بروسنتد ولوري هذا السلوك بتحلل الماء إلى تراكيز منخفضة من أيونات الهيدرونيوم والهيدروكسيد:
H2O+H2O↽−−⇀H3O++OH−{\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}{\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}
توضح الصورة أدناه ما يحدث في هذا التفاعل:
### تعريف لويس
وضع جيلبرت لويس سنة 1923[18] -وهو نفس العام الذي وضع فيه تعريف بورنستد ولوري - تعريفًا لا يحتاج إلى وجود الهيدروجين كما هو الحال في تعريف برونستد ولوري ولكنه لم يعتمد هذا التعريف حتى سنة 1938.[3] فعوضًا عن تعريف تفاعلات حمض-قاعدة بالاعتماد على البروتونات أو أي عناصر أخرى، عرّف لويس القاعدة (ويشار إليها بقاعدة لويس) بأنّها المركب الذي يمكنه منح مزدوج إلكتروني، وعرّف الحمض (حمض لويس) بأنّه المركب الذي يمكنه استقبال هذا المزدوج الإلكتروني.[19] فعلى سبيل المثال يعدّ BF3 ثلاثي فلوريد البورون حمض لويس، إذ بمقدوره استقبال مزدوج إلكتروني لأنّه يمتلك مكانًا شاغرًا وفقًا لقاعدة الثمانيات التي وضعها لويس نفسه. أما أيون الفلوريد فيمتلك غلافًا خارجيًأ ممتلئًا بالإلكترونات؛ لذا فإنّه قادر على منح مزدوج إلكتروني، ويعدّ التفاعل:
BF3+F−⟶BF4−{\displaystyle {\ce {BF3 + F- -> BF4-}}}{\displaystyle {\ce {BF3 + F- -> BF4-}}}
تفاعل حمض لويس مع قاعدة لويس.
تستطيع مركبات عناصر المجموعة 13 ذات الصيغة AX3 أن تسلك سلوك حوامض لويس، ويمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 15 ذات الصيغة DY3 مثل الأمينات "أمين (كيمياء)") NR3 والفوسفينات PR3 أن تسلك سلوك قواعد لويس، وتكون نواتج الإضافة بين هذين النوعين من المركبات بالصيغة X3A←DY3 التي تحتوي على آصرة تناسقية يُعبَّر عنها بالرمز ← بين الذرة A (المستقبلة للزوج الإلكتروني) و D (المانحة للزو[ الإلكتروني). يمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 16 ذات الصيغة DX2 أن تسلك سلوك قواعد لويس، ووفقًا لهذا فإنّ مركبات مثل الإيثرات R2O والثيوإيثرات R2S يمكن أن تسلك سلوك قواعد لويس. يمكن كذلك لأحادي أكسيد الكربون CO أن يسلك سلوك قاعدة لويس عند تفاعله مع ثلاثي فلوريد البورون لتكوين ناتج الإضافة F3B←CO.
تسمى المركبات التي تنتج من هذه التفاعلات والتي تحتوي على ذرات الفلزات بالمركبات التساهمية، إذ تساهم كل ربيطة Ligand بمنح زوج من الإلكترونات إلى أيون الفلز[19]، ويمكن أن نعدّ التفاعل:
[Ag(H2O)4]+2NH3⟶[Ag(NH3)2]++4H2O{\displaystyle {\ce {[Ag(H2O)4]+ 2NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4H2O}}}{\displaystyle {\ce {[Ag(H2O)4]+ 2NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4H2O}}}
تفاعل حمض-قاعدة تحلّ فيه القاعدة الأقوى ( الأمونيا) محلّ القاعدة الأضعف ( الماء).
يجدر التنويه هنا إلى أنّ تعريف لويس متناغم مع تعريف برونستد ولوري لأنّ التفاعل:
H++OH−↽−−⇀H2O{\displaystyle {\ce {H+ + OH- <=> H2O}}}{\displaystyle {\ce {H+ + OH- <=> H2O}}}
هو تفاعل حمض-قاعدة في كلا التعريفين.
## اقرأ أيضا
## ملاحظات
تصنيفات مخفية: | article | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,422 | أول من وضع تعريفًا علميًا للحمض والقاعدة هو أنطوان لافوازييه سنة 1776. | sentence | أول من وضع تعريفًا علميًا للحمض والقاعدة هو أنطوان لافوازييه سنة 1776. كانت معرفة لافوازييه بالأحماض القوية مقصورة على الأحماض الأكسجينية مثل حمض النتريك HNO3 وحمض الكبريتيك H2SO4 والتي تحتوي على ذرات مركزية تكون في حالة تاكسدية "أكسدة (كيمياء)") عالية ومحاطة بذرات الأكسجين، ولم يكن لافوازييه مدركًا لتركيب الأحماض الهالوجينية ( حمض الهيدروفلوريك HF، حمض الهيدروكلوريك HCl، حمض الهيدروبروميك HBR، حمض الهيدرويوديك HI)؛ لذا فقد عرّف الأحماض بالاعتماد على ما تحتويه من ذرات الأكسجين وكلمة أكسجين تعني باليونانية مولِّد الحمض (من الكلمتين اليونانيتين οξυς (oxys) وتعني حمض و γεινομαι (geinomai) وتعني مولد). بقي تعريف لافوازييه سائدًا مدة 30 عامًا إلى نشر همفري ديفي سنة 1810 مقالة وألقى عدة محاضرات لاحقة أثبت فيها غياب الأكسجين عن حمض كبريتيد الهيدروجين H2S وتولوريد الهيدروجين H2Te والأحماض الهالوجينية. ولكن لم يفلح ديفي في وضع نظرية جديدة، ووصل إلى نتيجة مفادها أنّ «الحامضية لا تعتمد على مادة معيّنة، ولكن على طريقة ترتيب فريدة لعدد من المواد».[3] عدّل يون ياكوب بيرسيليوس نظرية الأكسجين لتنصّ على أنّ الأحماض هي أكاسيد اللافلزات أم القواعد فهي أكاسيد الفلزات. | paragraph | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,423 | كانت معرفة لافوازييه بالأحماض القوية مقصورة على الأحماض الأكسجينية مثل حمض النتريك HNO3 وحمض الكبريتيك H2SO4 والتي تحتوي على ذرات مركزية تكون في حالة تاكسدية "أكسدة (كيمياء)") عالية ومحاطة بذرات الأكسجين، ولم يكن لافوازييه مدركًا لتركيب الأحماض الهالوجينية ( حمض الهيدروفلوريك HF، حمض الهيدروكلوريك HCl، حمض الهيدروبروميك HBR، حمض الهيدرويوديك HI)؛ لذا فقد عرّف الأحماض بالاعتماد على ما تحتويه من ذرات الأكسجين وكلمة أكسجين تعني باليونانية مولِّد الحمض (من الكلمتين اليونانيتين οξυς (oxys) وتعني حمض و γεινομαι (geinomai) وتعني مولد). | sentence | أول من وضع تعريفًا علميًا للحمض والقاعدة هو أنطوان لافوازييه سنة 1776. كانت معرفة لافوازييه بالأحماض القوية مقصورة على الأحماض الأكسجينية مثل حمض النتريك HNO3 وحمض الكبريتيك H2SO4 والتي تحتوي على ذرات مركزية تكون في حالة تاكسدية "أكسدة (كيمياء)") عالية ومحاطة بذرات الأكسجين، ولم يكن لافوازييه مدركًا لتركيب الأحماض الهالوجينية ( حمض الهيدروفلوريك HF، حمض الهيدروكلوريك HCl، حمض الهيدروبروميك HBR، حمض الهيدرويوديك HI)؛ لذا فقد عرّف الأحماض بالاعتماد على ما تحتويه من ذرات الأكسجين وكلمة أكسجين تعني باليونانية مولِّد الحمض (من الكلمتين اليونانيتين οξυς (oxys) وتعني حمض و γεινομαι (geinomai) وتعني مولد). بقي تعريف لافوازييه سائدًا مدة 30 عامًا إلى نشر همفري ديفي سنة 1810 مقالة وألقى عدة محاضرات لاحقة أثبت فيها غياب الأكسجين عن حمض كبريتيد الهيدروجين H2S وتولوريد الهيدروجين H2Te والأحماض الهالوجينية. ولكن لم يفلح ديفي في وضع نظرية جديدة، ووصل إلى نتيجة مفادها أنّ «الحامضية لا تعتمد على مادة معيّنة، ولكن على طريقة ترتيب فريدة لعدد من المواد».[3] عدّل يون ياكوب بيرسيليوس نظرية الأكسجين لتنصّ على أنّ الأحماض هي أكاسيد اللافلزات أم القواعد فهي أكاسيد الفلزات. | paragraph | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,424 | بقي تعريف لافوازييه سائدًا مدة 30 عامًا إلى نشر همفري ديفي سنة 1810 مقالة وألقى عدة محاضرات لاحقة أثبت فيها غياب الأكسجين عن حمض كبريتيد الهيدروجين H2S وتولوريد الهيدروجين H2Te والأحماض الهالوجينية. | sentence | أول من وضع تعريفًا علميًا للحمض والقاعدة هو أنطوان لافوازييه سنة 1776. كانت معرفة لافوازييه بالأحماض القوية مقصورة على الأحماض الأكسجينية مثل حمض النتريك HNO3 وحمض الكبريتيك H2SO4 والتي تحتوي على ذرات مركزية تكون في حالة تاكسدية "أكسدة (كيمياء)") عالية ومحاطة بذرات الأكسجين، ولم يكن لافوازييه مدركًا لتركيب الأحماض الهالوجينية ( حمض الهيدروفلوريك HF، حمض الهيدروكلوريك HCl، حمض الهيدروبروميك HBR، حمض الهيدرويوديك HI)؛ لذا فقد عرّف الأحماض بالاعتماد على ما تحتويه من ذرات الأكسجين وكلمة أكسجين تعني باليونانية مولِّد الحمض (من الكلمتين اليونانيتين οξυς (oxys) وتعني حمض و γεινομαι (geinomai) وتعني مولد). بقي تعريف لافوازييه سائدًا مدة 30 عامًا إلى نشر همفري ديفي سنة 1810 مقالة وألقى عدة محاضرات لاحقة أثبت فيها غياب الأكسجين عن حمض كبريتيد الهيدروجين H2S وتولوريد الهيدروجين H2Te والأحماض الهالوجينية. ولكن لم يفلح ديفي في وضع نظرية جديدة، ووصل إلى نتيجة مفادها أنّ «الحامضية لا تعتمد على مادة معيّنة، ولكن على طريقة ترتيب فريدة لعدد من المواد».[3] عدّل يون ياكوب بيرسيليوس نظرية الأكسجين لتنصّ على أنّ الأحماض هي أكاسيد اللافلزات أم القواعد فهي أكاسيد الفلزات. | paragraph | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,425 | ولكن لم يفلح ديفي في وضع نظرية جديدة، ووصل إلى نتيجة مفادها أنّ «الحامضية لا تعتمد على مادة معيّنة، ولكن على طريقة ترتيب فريدة لعدد من المواد».[ | sentence | أول من وضع تعريفًا علميًا للحمض والقاعدة هو أنطوان لافوازييه سنة 1776. كانت معرفة لافوازييه بالأحماض القوية مقصورة على الأحماض الأكسجينية مثل حمض النتريك HNO3 وحمض الكبريتيك H2SO4 والتي تحتوي على ذرات مركزية تكون في حالة تاكسدية "أكسدة (كيمياء)") عالية ومحاطة بذرات الأكسجين، ولم يكن لافوازييه مدركًا لتركيب الأحماض الهالوجينية ( حمض الهيدروفلوريك HF، حمض الهيدروكلوريك HCl، حمض الهيدروبروميك HBR، حمض الهيدرويوديك HI)؛ لذا فقد عرّف الأحماض بالاعتماد على ما تحتويه من ذرات الأكسجين وكلمة أكسجين تعني باليونانية مولِّد الحمض (من الكلمتين اليونانيتين οξυς (oxys) وتعني حمض و γεινομαι (geinomai) وتعني مولد). بقي تعريف لافوازييه سائدًا مدة 30 عامًا إلى نشر همفري ديفي سنة 1810 مقالة وألقى عدة محاضرات لاحقة أثبت فيها غياب الأكسجين عن حمض كبريتيد الهيدروجين H2S وتولوريد الهيدروجين H2Te والأحماض الهالوجينية. ولكن لم يفلح ديفي في وضع نظرية جديدة، ووصل إلى نتيجة مفادها أنّ «الحامضية لا تعتمد على مادة معيّنة، ولكن على طريقة ترتيب فريدة لعدد من المواد».[3] عدّل يون ياكوب بيرسيليوس نظرية الأكسجين لتنصّ على أنّ الأحماض هي أكاسيد اللافلزات أم القواعد فهي أكاسيد الفلزات. | paragraph | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,426 | 3] عدّل يون ياكوب بيرسيليوس نظرية الأكسجين لتنصّ على أنّ الأحماض هي أكاسيد اللافلزات أم القواعد فهي أكاسيد الفلزات. | sentence | أول من وضع تعريفًا علميًا للحمض والقاعدة هو أنطوان لافوازييه سنة 1776. كانت معرفة لافوازييه بالأحماض القوية مقصورة على الأحماض الأكسجينية مثل حمض النتريك HNO3 وحمض الكبريتيك H2SO4 والتي تحتوي على ذرات مركزية تكون في حالة تاكسدية "أكسدة (كيمياء)") عالية ومحاطة بذرات الأكسجين، ولم يكن لافوازييه مدركًا لتركيب الأحماض الهالوجينية ( حمض الهيدروفلوريك HF، حمض الهيدروكلوريك HCl، حمض الهيدروبروميك HBR، حمض الهيدرويوديك HI)؛ لذا فقد عرّف الأحماض بالاعتماد على ما تحتويه من ذرات الأكسجين وكلمة أكسجين تعني باليونانية مولِّد الحمض (من الكلمتين اليونانيتين οξυς (oxys) وتعني حمض و γεινομαι (geinomai) وتعني مولد). بقي تعريف لافوازييه سائدًا مدة 30 عامًا إلى نشر همفري ديفي سنة 1810 مقالة وألقى عدة محاضرات لاحقة أثبت فيها غياب الأكسجين عن حمض كبريتيد الهيدروجين H2S وتولوريد الهيدروجين H2Te والأحماض الهالوجينية. ولكن لم يفلح ديفي في وضع نظرية جديدة، ووصل إلى نتيجة مفادها أنّ «الحامضية لا تعتمد على مادة معيّنة، ولكن على طريقة ترتيب فريدة لعدد من المواد».[3] عدّل يون ياكوب بيرسيليوس نظرية الأكسجين لتنصّ على أنّ الأحماض هي أكاسيد اللافلزات أم القواعد فهي أكاسيد الفلزات. | paragraph | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,427 | اقترح يوستوس فون ليبيغ سنة 1838 أن الحمض هو مركب يحتوي على ذرة هيدروجين يمكن للفلز أن يحل محلها.[4][5][6] استند ليبيغ في إعادة تعريف الأحماض على تجاربه المكثفة في تحليل التركيب الكيميائي للأحماض العضوية، ومع أنّ تعريف ليبيغ كان تعريفًا عمليًا خالصًا، إلاّ أنه بقي سائدًا ما يقارب نصف قرن إلى أن جرى اعتماد تعريف أرينيوس.[7] | paragraph | القائمة الرئيسية
القائمة الرئيسية
انقل للشريط الجانبيأخف
الموسوعة
تصفح
مشاركة
بحث
المظهر
أدوات شخصية
## المحتويات
انقل للشريط الجانبيأخف
تبديل عرض جدول المحتويات
# تفاعل حمض-قاعدة
49 لغة
العربية
أدوات
أدوات
انقل للشريط الجانبيأخف
إجراءات
عام
طباعة/تصدير
في مشاريع أخرى
المظهر
انقل للشريط الجانبيأخف
من ويكيبيديا، الموسوعة الحرة
أحماض وقواعد
أنماط الحموض
أنماط القواعد
التفاعل الحمضي-القاعدي[1] هو تفاعل كيميائي يحدث بين الحمض والقاعدة "قاعدة (كيمياء)"). عدة مصطلحات تستخدم هنا لوصف آليات التفاعل وشرح هذه التفاعلات وتطبيقاتها. بالرغم من تشابه تعريفات الحمض والأساس فإن كل تعريف له أهميته واستخداماته في تفاعلات حمض-قاعدة بالنسبة إلى تفاعلات السوائل والغازات.
## تعريفات الحمض والقاعدة
### التطور التاريخي
أول من اقترح مفهوم تفاعل الحمض مع القاعدة كان الكيميائي الفرنسي كواليوم فرانسوا راؤول سنة 1754 وهو من أضاف مصطلح «قاعدة» إلى الكيمياء وهي المادة التي تتفاعل مع الحمض لتحوله إلى الحالة الصلبة (على هيئة ملح).
#### نظرية الأكسجين للافوازييه
أول من وضع تعريفًا علميًا للحمض والقاعدة هو أنطوان لافوازييه سنة 1776. كانت معرفة لافوازييه بالأحماض القوية مقصورة على الأحماض الأكسجينية مثل حمض النتريك HNO3 وحمض الكبريتيك H2SO4 والتي تحتوي على ذرات مركزية تكون في حالة تاكسدية "أكسدة (كيمياء)") عالية ومحاطة بذرات الأكسجين، ولم يكن لافوازييه مدركًا لتركيب الأحماض الهالوجينية ( حمض الهيدروفلوريك HF، حمض الهيدروكلوريك HCl، حمض الهيدروبروميك HBR، حمض الهيدرويوديك HI)؛ لذا فقد عرّف الأحماض بالاعتماد على ما تحتويه من ذرات الأكسجين وكلمة أكسجين تعني باليونانية مولِّد الحمض (من الكلمتين اليونانيتين οξυς (oxys) وتعني حمض و γεινομαι (geinomai) وتعني مولد). بقي تعريف لافوازييه سائدًا مدة 30 عامًا إلى نشر همفري ديفي سنة 1810 مقالة وألقى عدة محاضرات لاحقة أثبت فيها غياب الأكسجين عن حمض كبريتيد الهيدروجين H2S وتولوريد الهيدروجين H2Te والأحماض الهالوجينية. ولكن لم يفلح ديفي في وضع نظرية جديدة، ووصل إلى نتيجة مفادها أنّ «الحامضية لا تعتمد على مادة معيّنة، ولكن على طريقة ترتيب فريدة لعدد من المواد».[3] عدّل يون ياكوب بيرسيليوس نظرية الأكسجين لتنصّ على أنّ الأحماض هي أكاسيد اللافلزات أم القواعد فهي أكاسيد الفلزات.
#### نظرية الهيدروجين لليبيغ
اقترح يوستوس فون ليبيغ سنة 1838 أن الحمض هو مركب يحتوي على ذرة هيدروجين يمكن للفلز أن يحل محلها.[4][5][6] استند ليبيغ في إعادة تعريف الأحماض على تجاربه المكثفة في تحليل التركيب الكيميائي للأحماض العضوية، ومع أنّ تعريف ليبيغ كان تعريفًا عمليًا خالصًا، إلاّ أنه بقي سائدًا ما يقارب نصف قرن إلى أن جرى اعتماد تعريف أرينيوس.[7]
### نظرية أرينيوس
قام أرينيوس عام 1887 بصياغة مفهوم حمض-قاعدة معتمدا على نظرية التأين , وظاهرة التوصيل الكهربائي المعين عمليا على محاليل الأملاح "ملح (كيمياء)") في الماء وكذلك محاليل أحماض أو قواعد.[10] وكان ارينيوس يجري تجاربه على محاليل الأملاح باعتبارها كهارل، كما استخدم الأحماض أيكا في التحليل الكهربائي. وتبين له أن 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.
وفقًا لأرينيوس فإن:
- حمض أرينيوس هو المركب الذي يؤدي تحلله في الماء إلى تكوين أيونات الهيدروجين (H+)[11]، وهذا يعني أن الحمض يزيد تركيز أيونات H+ في المحلول المائي.
يؤدي هذا إلى برتنة الماء أو إنتاج أيون الهيدرونيوم (H3O+)، وفي أدبيات الكيمياء المعاصرة يستخدم الرمز H+ كاختصار للأيون H3O+ لأنّ من المعروف الآن أنّ البروتون غير موجود كفصيل حر في المحلول المائي.[12]
- قاعدة أرينيوس هي المركب الذي يؤدي تحلله في الماء إلى تكوين أيونات الهيدروكسيد (OH−)، وهذا يعني أن القاعدة تزيد تركيز أيون OH− في المحلول المائي.
إن تعريفي أرينيوس للحمض والقاعدة مقيدان بالمحاليل المائية، ويشير إلى تركيز أيونات المذيب، ووفقًا لهذين التعريفين فإن H2SO4 و HCl النقيين الذائبين في التولوين لا يعدّان حمضين، وكذلك الأمر بالنسبة إلى منصهر NaOH ومحاليل أميد الكالسيوم في الأمونيا السائلة إذ لا يعدّان قواعد أيضًا. هذا القصور في تعريف الحامضية والقلوية (القاعدية) في المحاليل غير المائية أدى لاحقًا إلى تطوير نظرية برونشتد ولوري وتلتها نظرية لويس.[13]
يسمى تفاعل الحمض مع القاعدة بتفاعل التعادل "تعادل (كيمياء)")، وينتج عن هذا التفاعل الملح "ملح (كيمياء)") والماء:
acid+base⟶salt+water{\displaystyle {\ce {acid + base -> salt + water}}}{\displaystyle {\ce {acid + base -> salt + water}}}
HCl(aq)+NaOH(aq)⟶NaCl(aq)+H2O{\displaystyle {\ce {{HCl_{(aq)}}+NaOH_{(aq)}->{NaCl_{(aq)}}+H_{2}O}}}{\displaystyle {\ce {{HCl_{(aq)}}+NaOH_{(aq)}->{NaCl_{(aq)}}+H_{2}O}}}
لم تحتوِ المعادلات التي كتبها أرينيوس على المعدِّل (aq) بل كان يفترض وجوده ضمنيًا، إذ أنّه يشير إلى أنّ المادة ذائبة في الماء، وعلى الرغم من أن المواد الثلاثة أعلاه HCl و NaOH و NaCl موجودة بصورة نقية إلّا أنّها تتحلل بالكامل في المحاليل المائية لتكون أيونات H+ و Cl− و Na+ و OH− المائية.
### تعريف برونستد-لوري
وضع تعريف برونستد-لوري سنة 1923 من قبل العالمين يوهانس نيكولاوس برونستد في الدنمارك وتوماس لوري في انكلترا[14][15]، استنادًا إلى فكرة إضافة بروتون إلى القواعد عن طريق نزع بروتون من الأحماض، بمعنى أنّ الأحماض هي المركبات التي تمنح أيون الهيدروجين (H+) - والتي تعرف بالبروتونات - إلى القواعد التي تستقبل هذه الأيونات.[16]
ووفقأ لهذا التعريف فإنّ تفاعل الحمض مع القاعدة هو تفاعل إزالة أيون الهيدروجين من الحمض وإضافته إلى القاعدة[17]، وتؤدي إزالة أيون الهيدروجين من الحمض إلى إنتاج القاعدة القرينة conjugate base والتي لا تعدو كونها حمضًا نُزع منه أيون الهيدروجين. وبالمثل، فإن استقبال أيون الهيدروجين من طرف القاعدة ينتج حمضًأ قرينًا conjugate acid، والذي لا يعدو كونه قاعدة أضيف إليها أيون الهيدروجين.
على خلاف التعريفات السابقة للأحماض والقواعد، فإن تعريف برونستد-لوري لا يشير إلى تكون الملح والمذيب، وإنما إلى تكون الأحماض القرينة والقواعد القرينة، والتي تنتج من انتقال البروتون من الحمض إلى القاعدة[11][16]، ووفقًا لهذا التعريف فإنّ الأحماض والقواعد تسلك سلوكًا يختلف جوهريًأ عن الأملاح، والتي يُنظر إليها على أنّها الكتروليتات تخضع لنظريات ديباي وأونساكر وغيرهما. لا يتفاعل الحمض مع القاعدة لإنتاج الملح والمذيب، وإنما لإنتاج حمض جديد وقاعدة جديدة، وهذا يعني غيابًا تامًا لمفهوم التعادل.[3] يستقل سلوك الأحماض والقواعد بصورة تامة عن أي مذيب، وبهذا تدخل المزيد من المركبات ضمن هذا التعريف مقارنة بتعريف أرينيوس. يعتمد حساب قيمة pH (الأس الهيدروجيني) في نظرية أرينيوس على ذوبان القواعد في الماء (المحلول المائي) أما نظرية برونستد ولوري فقد توسعت في مجال قياس الأس الهيدروجيني ليشمل المحاليل الذائبة وغير الذائبة (الغاز، السائل، الصلب).
الصيغة العامة لتفاعل الحمض مع القاعدة وفقًا لتعريف برونستد-لوري هي:
HA−+B⟶BH++A{\displaystyle {\ce {{HA^{-}}+B->{BH+}+A}}}{\displaystyle {\ce {{HA^{-}}+B->{BH+}+A}}}
تمثل HA الحمض، وB القاعدة، و BH+ الحمض القرين، وA− القاعدة القرينة للحمض HA.
HCl+H2O↽−−⇀H3O++Cl−{\displaystyle {\ce {HCl + H2O <=> H3O+ + Cl-}}}{\displaystyle {\ce {HCl + H2O <=> H3O+ + Cl-}}}
تؤدي إزالة أيون الهيدروجين H+ من HCl إلى إنتاج أيون الكلوريد Cl- والذي يمثّل القاعدة القرينة للحمض. وتؤدي إضافة أيون الهيدروجين H+ إلى جزيئة الماء (التي تسلك سلوك القاعدة في هذا المثال) إلى تكوين أيون الهيدرونيوم H3O+ والذي يمثل الحمض القرين للقاعدة.
يعد الماء مركبًا أموفتيريًا "تذبذب (كيمياء)") أي أنّ بمقدوره أن يسلوك سلوك الأحماض والقواعد، وتفسر نظرية بروسنتد ولوري هذا السلوك بتحلل الماء إلى تراكيز منخفضة من أيونات الهيدرونيوم والهيدروكسيد:
H2O+H2O↽−−⇀H3O++OH−{\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}{\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}
توضح الصورة أدناه ما يحدث في هذا التفاعل:
### تعريف لويس
وضع جيلبرت لويس سنة 1923[18] -وهو نفس العام الذي وضع فيه تعريف بورنستد ولوري - تعريفًا لا يحتاج إلى وجود الهيدروجين كما هو الحال في تعريف برونستد ولوري ولكنه لم يعتمد هذا التعريف حتى سنة 1938.[3] فعوضًا عن تعريف تفاعلات حمض-قاعدة بالاعتماد على البروتونات أو أي عناصر أخرى، عرّف لويس القاعدة (ويشار إليها بقاعدة لويس) بأنّها المركب الذي يمكنه منح مزدوج إلكتروني، وعرّف الحمض (حمض لويس) بأنّه المركب الذي يمكنه استقبال هذا المزدوج الإلكتروني.[19] فعلى سبيل المثال يعدّ BF3 ثلاثي فلوريد البورون حمض لويس، إذ بمقدوره استقبال مزدوج إلكتروني لأنّه يمتلك مكانًا شاغرًا وفقًا لقاعدة الثمانيات التي وضعها لويس نفسه. أما أيون الفلوريد فيمتلك غلافًا خارجيًأ ممتلئًا بالإلكترونات؛ لذا فإنّه قادر على منح مزدوج إلكتروني، ويعدّ التفاعل:
BF3+F−⟶BF4−{\displaystyle {\ce {BF3 + F- -> BF4-}}}{\displaystyle {\ce {BF3 + F- -> BF4-}}}
تفاعل حمض لويس مع قاعدة لويس.
تستطيع مركبات عناصر المجموعة 13 ذات الصيغة AX3 أن تسلك سلوك حوامض لويس، ويمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 15 ذات الصيغة DY3 مثل الأمينات "أمين (كيمياء)") NR3 والفوسفينات PR3 أن تسلك سلوك قواعد لويس، وتكون نواتج الإضافة بين هذين النوعين من المركبات بالصيغة X3A←DY3 التي تحتوي على آصرة تناسقية يُعبَّر عنها بالرمز ← بين الذرة A (المستقبلة للزوج الإلكتروني) و D (المانحة للزو[ الإلكتروني). يمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 16 ذات الصيغة DX2 أن تسلك سلوك قواعد لويس، ووفقًا لهذا فإنّ مركبات مثل الإيثرات R2O والثيوإيثرات R2S يمكن أن تسلك سلوك قواعد لويس. يمكن كذلك لأحادي أكسيد الكربون CO أن يسلك سلوك قاعدة لويس عند تفاعله مع ثلاثي فلوريد البورون لتكوين ناتج الإضافة F3B←CO.
تسمى المركبات التي تنتج من هذه التفاعلات والتي تحتوي على ذرات الفلزات بالمركبات التساهمية، إذ تساهم كل ربيطة Ligand بمنح زوج من الإلكترونات إلى أيون الفلز[19]، ويمكن أن نعدّ التفاعل:
[Ag(H2O)4]+2NH3⟶[Ag(NH3)2]++4H2O{\displaystyle {\ce {[Ag(H2O)4]+ 2NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4H2O}}}{\displaystyle {\ce {[Ag(H2O)4]+ 2NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4H2O}}}
تفاعل حمض-قاعدة تحلّ فيه القاعدة الأقوى ( الأمونيا) محلّ القاعدة الأضعف ( الماء).
يجدر التنويه هنا إلى أنّ تعريف لويس متناغم مع تعريف برونستد ولوري لأنّ التفاعل:
H++OH−↽−−⇀H2O{\displaystyle {\ce {H+ + OH- <=> H2O}}}{\displaystyle {\ce {H+ + OH- <=> H2O}}}
هو تفاعل حمض-قاعدة في كلا التعريفين.
## اقرأ أيضا
## ملاحظات
تصنيفات مخفية: | article | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,428 | اقترح يوستوس فون ليبيغ سنة 1838 أن الحمض هو مركب يحتوي على ذرة هيدروجين يمكن للفلز أن يحل محلها.[ | sentence | اقترح يوستوس فون ليبيغ سنة 1838 أن الحمض هو مركب يحتوي على ذرة هيدروجين يمكن للفلز أن يحل محلها.[4][5][6] استند ليبيغ في إعادة تعريف الأحماض على تجاربه المكثفة في تحليل التركيب الكيميائي للأحماض العضوية، ومع أنّ تعريف ليبيغ كان تعريفًا عمليًا خالصًا، إلاّ أنه بقي سائدًا ما يقارب نصف قرن إلى أن جرى اعتماد تعريف أرينيوس.[7] | paragraph | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,429 | 4][5][6] استند ليبيغ في إعادة تعريف الأحماض على تجاربه المكثفة في تحليل التركيب الكيميائي للأحماض العضوية، ومع أنّ تعريف ليبيغ كان تعريفًا عمليًا خالصًا، إلاّ أنه بقي سائدًا ما يقارب نصف قرن إلى أن جرى اعتماد تعريف أرينيوس.[ | sentence | اقترح يوستوس فون ليبيغ سنة 1838 أن الحمض هو مركب يحتوي على ذرة هيدروجين يمكن للفلز أن يحل محلها.[4][5][6] استند ليبيغ في إعادة تعريف الأحماض على تجاربه المكثفة في تحليل التركيب الكيميائي للأحماض العضوية، ومع أنّ تعريف ليبيغ كان تعريفًا عمليًا خالصًا، إلاّ أنه بقي سائدًا ما يقارب نصف قرن إلى أن جرى اعتماد تعريف أرينيوس.[7] | paragraph | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,430 | قام أرينيوس عام 1887 بصياغة مفهوم حمض-قاعدة معتمدا على نظرية التأين , وظاهرة التوصيل الكهربائي المعين عمليا على محاليل الأملاح "ملح (كيمياء)") في الماء وكذلك محاليل أحماض أو قواعد.[10] وكان ارينيوس يجري تجاربه على محاليل الأملاح باعتبارها كهارل، كما استخدم الأحماض أيكا في التحليل الكهربائي. وتبين له أن 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. | paragraph | القائمة الرئيسية
القائمة الرئيسية
انقل للشريط الجانبيأخف
الموسوعة
تصفح
مشاركة
بحث
المظهر
أدوات شخصية
## المحتويات
انقل للشريط الجانبيأخف
تبديل عرض جدول المحتويات
# تفاعل حمض-قاعدة
49 لغة
العربية
أدوات
أدوات
انقل للشريط الجانبيأخف
إجراءات
عام
طباعة/تصدير
في مشاريع أخرى
المظهر
انقل للشريط الجانبيأخف
من ويكيبيديا، الموسوعة الحرة
أحماض وقواعد
أنماط الحموض
أنماط القواعد
التفاعل الحمضي-القاعدي[1] هو تفاعل كيميائي يحدث بين الحمض والقاعدة "قاعدة (كيمياء)"). عدة مصطلحات تستخدم هنا لوصف آليات التفاعل وشرح هذه التفاعلات وتطبيقاتها. بالرغم من تشابه تعريفات الحمض والأساس فإن كل تعريف له أهميته واستخداماته في تفاعلات حمض-قاعدة بالنسبة إلى تفاعلات السوائل والغازات.
## تعريفات الحمض والقاعدة
### التطور التاريخي
أول من اقترح مفهوم تفاعل الحمض مع القاعدة كان الكيميائي الفرنسي كواليوم فرانسوا راؤول سنة 1754 وهو من أضاف مصطلح «قاعدة» إلى الكيمياء وهي المادة التي تتفاعل مع الحمض لتحوله إلى الحالة الصلبة (على هيئة ملح).
#### نظرية الأكسجين للافوازييه
أول من وضع تعريفًا علميًا للحمض والقاعدة هو أنطوان لافوازييه سنة 1776. كانت معرفة لافوازييه بالأحماض القوية مقصورة على الأحماض الأكسجينية مثل حمض النتريك HNO3 وحمض الكبريتيك H2SO4 والتي تحتوي على ذرات مركزية تكون في حالة تاكسدية "أكسدة (كيمياء)") عالية ومحاطة بذرات الأكسجين، ولم يكن لافوازييه مدركًا لتركيب الأحماض الهالوجينية ( حمض الهيدروفلوريك HF، حمض الهيدروكلوريك HCl، حمض الهيدروبروميك HBR، حمض الهيدرويوديك HI)؛ لذا فقد عرّف الأحماض بالاعتماد على ما تحتويه من ذرات الأكسجين وكلمة أكسجين تعني باليونانية مولِّد الحمض (من الكلمتين اليونانيتين οξυς (oxys) وتعني حمض و γεινομαι (geinomai) وتعني مولد). بقي تعريف لافوازييه سائدًا مدة 30 عامًا إلى نشر همفري ديفي سنة 1810 مقالة وألقى عدة محاضرات لاحقة أثبت فيها غياب الأكسجين عن حمض كبريتيد الهيدروجين H2S وتولوريد الهيدروجين H2Te والأحماض الهالوجينية. ولكن لم يفلح ديفي في وضع نظرية جديدة، ووصل إلى نتيجة مفادها أنّ «الحامضية لا تعتمد على مادة معيّنة، ولكن على طريقة ترتيب فريدة لعدد من المواد».[3] عدّل يون ياكوب بيرسيليوس نظرية الأكسجين لتنصّ على أنّ الأحماض هي أكاسيد اللافلزات أم القواعد فهي أكاسيد الفلزات.
#### نظرية الهيدروجين لليبيغ
اقترح يوستوس فون ليبيغ سنة 1838 أن الحمض هو مركب يحتوي على ذرة هيدروجين يمكن للفلز أن يحل محلها.[4][5][6] استند ليبيغ في إعادة تعريف الأحماض على تجاربه المكثفة في تحليل التركيب الكيميائي للأحماض العضوية، ومع أنّ تعريف ليبيغ كان تعريفًا عمليًا خالصًا، إلاّ أنه بقي سائدًا ما يقارب نصف قرن إلى أن جرى اعتماد تعريف أرينيوس.[7]
### نظرية أرينيوس
قام أرينيوس عام 1887 بصياغة مفهوم حمض-قاعدة معتمدا على نظرية التأين , وظاهرة التوصيل الكهربائي المعين عمليا على محاليل الأملاح "ملح (كيمياء)") في الماء وكذلك محاليل أحماض أو قواعد.[10] وكان ارينيوس يجري تجاربه على محاليل الأملاح باعتبارها كهارل، كما استخدم الأحماض أيكا في التحليل الكهربائي. وتبين له أن 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.
وفقًا لأرينيوس فإن:
- حمض أرينيوس هو المركب الذي يؤدي تحلله في الماء إلى تكوين أيونات الهيدروجين (H+)[11]، وهذا يعني أن الحمض يزيد تركيز أيونات H+ في المحلول المائي.
يؤدي هذا إلى برتنة الماء أو إنتاج أيون الهيدرونيوم (H3O+)، وفي أدبيات الكيمياء المعاصرة يستخدم الرمز H+ كاختصار للأيون H3O+ لأنّ من المعروف الآن أنّ البروتون غير موجود كفصيل حر في المحلول المائي.[12]
- قاعدة أرينيوس هي المركب الذي يؤدي تحلله في الماء إلى تكوين أيونات الهيدروكسيد (OH−)، وهذا يعني أن القاعدة تزيد تركيز أيون OH− في المحلول المائي.
إن تعريفي أرينيوس للحمض والقاعدة مقيدان بالمحاليل المائية، ويشير إلى تركيز أيونات المذيب، ووفقًا لهذين التعريفين فإن H2SO4 و HCl النقيين الذائبين في التولوين لا يعدّان حمضين، وكذلك الأمر بالنسبة إلى منصهر NaOH ومحاليل أميد الكالسيوم في الأمونيا السائلة إذ لا يعدّان قواعد أيضًا. هذا القصور في تعريف الحامضية والقلوية (القاعدية) في المحاليل غير المائية أدى لاحقًا إلى تطوير نظرية برونشتد ولوري وتلتها نظرية لويس.[13]
يسمى تفاعل الحمض مع القاعدة بتفاعل التعادل "تعادل (كيمياء)")، وينتج عن هذا التفاعل الملح "ملح (كيمياء)") والماء:
acid+base⟶salt+water{\displaystyle {\ce {acid + base -> salt + water}}}{\displaystyle {\ce {acid + base -> salt + water}}}
HCl(aq)+NaOH(aq)⟶NaCl(aq)+H2O{\displaystyle {\ce {{HCl_{(aq)}}+NaOH_{(aq)}->{NaCl_{(aq)}}+H_{2}O}}}{\displaystyle {\ce {{HCl_{(aq)}}+NaOH_{(aq)}->{NaCl_{(aq)}}+H_{2}O}}}
لم تحتوِ المعادلات التي كتبها أرينيوس على المعدِّل (aq) بل كان يفترض وجوده ضمنيًا، إذ أنّه يشير إلى أنّ المادة ذائبة في الماء، وعلى الرغم من أن المواد الثلاثة أعلاه HCl و NaOH و NaCl موجودة بصورة نقية إلّا أنّها تتحلل بالكامل في المحاليل المائية لتكون أيونات H+ و Cl− و Na+ و OH− المائية.
### تعريف برونستد-لوري
وضع تعريف برونستد-لوري سنة 1923 من قبل العالمين يوهانس نيكولاوس برونستد في الدنمارك وتوماس لوري في انكلترا[14][15]، استنادًا إلى فكرة إضافة بروتون إلى القواعد عن طريق نزع بروتون من الأحماض، بمعنى أنّ الأحماض هي المركبات التي تمنح أيون الهيدروجين (H+) - والتي تعرف بالبروتونات - إلى القواعد التي تستقبل هذه الأيونات.[16]
ووفقأ لهذا التعريف فإنّ تفاعل الحمض مع القاعدة هو تفاعل إزالة أيون الهيدروجين من الحمض وإضافته إلى القاعدة[17]، وتؤدي إزالة أيون الهيدروجين من الحمض إلى إنتاج القاعدة القرينة conjugate base والتي لا تعدو كونها حمضًا نُزع منه أيون الهيدروجين. وبالمثل، فإن استقبال أيون الهيدروجين من طرف القاعدة ينتج حمضًأ قرينًا conjugate acid، والذي لا يعدو كونه قاعدة أضيف إليها أيون الهيدروجين.
على خلاف التعريفات السابقة للأحماض والقواعد، فإن تعريف برونستد-لوري لا يشير إلى تكون الملح والمذيب، وإنما إلى تكون الأحماض القرينة والقواعد القرينة، والتي تنتج من انتقال البروتون من الحمض إلى القاعدة[11][16]، ووفقًا لهذا التعريف فإنّ الأحماض والقواعد تسلك سلوكًا يختلف جوهريًأ عن الأملاح، والتي يُنظر إليها على أنّها الكتروليتات تخضع لنظريات ديباي وأونساكر وغيرهما. لا يتفاعل الحمض مع القاعدة لإنتاج الملح والمذيب، وإنما لإنتاج حمض جديد وقاعدة جديدة، وهذا يعني غيابًا تامًا لمفهوم التعادل.[3] يستقل سلوك الأحماض والقواعد بصورة تامة عن أي مذيب، وبهذا تدخل المزيد من المركبات ضمن هذا التعريف مقارنة بتعريف أرينيوس. يعتمد حساب قيمة pH (الأس الهيدروجيني) في نظرية أرينيوس على ذوبان القواعد في الماء (المحلول المائي) أما نظرية برونستد ولوري فقد توسعت في مجال قياس الأس الهيدروجيني ليشمل المحاليل الذائبة وغير الذائبة (الغاز، السائل، الصلب).
الصيغة العامة لتفاعل الحمض مع القاعدة وفقًا لتعريف برونستد-لوري هي:
HA−+B⟶BH++A{\displaystyle {\ce {{HA^{-}}+B->{BH+}+A}}}{\displaystyle {\ce {{HA^{-}}+B->{BH+}+A}}}
تمثل HA الحمض، وB القاعدة، و BH+ الحمض القرين، وA− القاعدة القرينة للحمض HA.
HCl+H2O↽−−⇀H3O++Cl−{\displaystyle {\ce {HCl + H2O <=> H3O+ + Cl-}}}{\displaystyle {\ce {HCl + H2O <=> H3O+ + Cl-}}}
تؤدي إزالة أيون الهيدروجين H+ من HCl إلى إنتاج أيون الكلوريد Cl- والذي يمثّل القاعدة القرينة للحمض. وتؤدي إضافة أيون الهيدروجين H+ إلى جزيئة الماء (التي تسلك سلوك القاعدة في هذا المثال) إلى تكوين أيون الهيدرونيوم H3O+ والذي يمثل الحمض القرين للقاعدة.
يعد الماء مركبًا أموفتيريًا "تذبذب (كيمياء)") أي أنّ بمقدوره أن يسلوك سلوك الأحماض والقواعد، وتفسر نظرية بروسنتد ولوري هذا السلوك بتحلل الماء إلى تراكيز منخفضة من أيونات الهيدرونيوم والهيدروكسيد:
H2O+H2O↽−−⇀H3O++OH−{\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}{\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}
توضح الصورة أدناه ما يحدث في هذا التفاعل:
### تعريف لويس
وضع جيلبرت لويس سنة 1923[18] -وهو نفس العام الذي وضع فيه تعريف بورنستد ولوري - تعريفًا لا يحتاج إلى وجود الهيدروجين كما هو الحال في تعريف برونستد ولوري ولكنه لم يعتمد هذا التعريف حتى سنة 1938.[3] فعوضًا عن تعريف تفاعلات حمض-قاعدة بالاعتماد على البروتونات أو أي عناصر أخرى، عرّف لويس القاعدة (ويشار إليها بقاعدة لويس) بأنّها المركب الذي يمكنه منح مزدوج إلكتروني، وعرّف الحمض (حمض لويس) بأنّه المركب الذي يمكنه استقبال هذا المزدوج الإلكتروني.[19] فعلى سبيل المثال يعدّ BF3 ثلاثي فلوريد البورون حمض لويس، إذ بمقدوره استقبال مزدوج إلكتروني لأنّه يمتلك مكانًا شاغرًا وفقًا لقاعدة الثمانيات التي وضعها لويس نفسه. أما أيون الفلوريد فيمتلك غلافًا خارجيًأ ممتلئًا بالإلكترونات؛ لذا فإنّه قادر على منح مزدوج إلكتروني، ويعدّ التفاعل:
BF3+F−⟶BF4−{\displaystyle {\ce {BF3 + F- -> BF4-}}}{\displaystyle {\ce {BF3 + F- -> BF4-}}}
تفاعل حمض لويس مع قاعدة لويس.
تستطيع مركبات عناصر المجموعة 13 ذات الصيغة AX3 أن تسلك سلوك حوامض لويس، ويمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 15 ذات الصيغة DY3 مثل الأمينات "أمين (كيمياء)") NR3 والفوسفينات PR3 أن تسلك سلوك قواعد لويس، وتكون نواتج الإضافة بين هذين النوعين من المركبات بالصيغة X3A←DY3 التي تحتوي على آصرة تناسقية يُعبَّر عنها بالرمز ← بين الذرة A (المستقبلة للزوج الإلكتروني) و D (المانحة للزو[ الإلكتروني). يمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 16 ذات الصيغة DX2 أن تسلك سلوك قواعد لويس، ووفقًا لهذا فإنّ مركبات مثل الإيثرات R2O والثيوإيثرات R2S يمكن أن تسلك سلوك قواعد لويس. يمكن كذلك لأحادي أكسيد الكربون CO أن يسلك سلوك قاعدة لويس عند تفاعله مع ثلاثي فلوريد البورون لتكوين ناتج الإضافة F3B←CO.
تسمى المركبات التي تنتج من هذه التفاعلات والتي تحتوي على ذرات الفلزات بالمركبات التساهمية، إذ تساهم كل ربيطة Ligand بمنح زوج من الإلكترونات إلى أيون الفلز[19]، ويمكن أن نعدّ التفاعل:
[Ag(H2O)4]+2NH3⟶[Ag(NH3)2]++4H2O{\displaystyle {\ce {[Ag(H2O)4]+ 2NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4H2O}}}{\displaystyle {\ce {[Ag(H2O)4]+ 2NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4H2O}}}
تفاعل حمض-قاعدة تحلّ فيه القاعدة الأقوى ( الأمونيا) محلّ القاعدة الأضعف ( الماء).
يجدر التنويه هنا إلى أنّ تعريف لويس متناغم مع تعريف برونستد ولوري لأنّ التفاعل:
H++OH−↽−−⇀H2O{\displaystyle {\ce {H+ + OH- <=> H2O}}}{\displaystyle {\ce {H+ + OH- <=> H2O}}}
هو تفاعل حمض-قاعدة في كلا التعريفين.
## اقرأ أيضا
## ملاحظات
تصنيفات مخفية: | article | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,431 | قام أرينيوس عام 1887 بصياغة مفهوم حمض-قاعدة معتمدا على نظرية التأين , وظاهرة التوصيل الكهربائي المعين عمليا على محاليل الأملاح "ملح (كيمياء)") في الماء وكذلك محاليل أحماض أو قواعد.[ | sentence | قام أرينيوس عام 1887 بصياغة مفهوم حمض-قاعدة معتمدا على نظرية التأين , وظاهرة التوصيل الكهربائي المعين عمليا على محاليل الأملاح "ملح (كيمياء)") في الماء وكذلك محاليل أحماض أو قواعد.[10] وكان ارينيوس يجري تجاربه على محاليل الأملاح باعتبارها كهارل، كما استخدم الأحماض أيكا في التحليل الكهربائي. وتبين له أن 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. | paragraph | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,432 | 10] وكان ارينيوس يجري تجاربه على محاليل الأملاح باعتبارها كهارل، كما استخدم الأحماض أيكا في التحليل الكهربائي. | sentence | قام أرينيوس عام 1887 بصياغة مفهوم حمض-قاعدة معتمدا على نظرية التأين , وظاهرة التوصيل الكهربائي المعين عمليا على محاليل الأملاح "ملح (كيمياء)") في الماء وكذلك محاليل أحماض أو قواعد.[10] وكان ارينيوس يجري تجاربه على محاليل الأملاح باعتبارها كهارل، كما استخدم الأحماض أيكا في التحليل الكهربائي. وتبين له أن 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. | paragraph | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,433 | وتبين له أن 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. | sentence | قام أرينيوس عام 1887 بصياغة مفهوم حمض-قاعدة معتمدا على نظرية التأين , وظاهرة التوصيل الكهربائي المعين عمليا على محاليل الأملاح "ملح (كيمياء)") في الماء وكذلك محاليل أحماض أو قواعد.[10] وكان ارينيوس يجري تجاربه على محاليل الأملاح باعتبارها كهارل، كما استخدم الأحماض أيكا في التحليل الكهربائي. وتبين له أن 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. | paragraph | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,434 | يؤدي هذا إلى برتنة الماء أو إنتاج أيون الهيدرونيوم (H3O+)، وفي أدبيات الكيمياء المعاصرة يستخدم الرمز H+ كاختصار للأيون H3O+ لأنّ من المعروف الآن أنّ البروتون غير موجود كفصيل حر في المحلول المائي.[12] | paragraph | القائمة الرئيسية
القائمة الرئيسية
انقل للشريط الجانبيأخف
الموسوعة
تصفح
مشاركة
بحث
المظهر
أدوات شخصية
## المحتويات
انقل للشريط الجانبيأخف
تبديل عرض جدول المحتويات
# تفاعل حمض-قاعدة
49 لغة
العربية
أدوات
أدوات
انقل للشريط الجانبيأخف
إجراءات
عام
طباعة/تصدير
في مشاريع أخرى
المظهر
انقل للشريط الجانبيأخف
من ويكيبيديا، الموسوعة الحرة
أحماض وقواعد
أنماط الحموض
أنماط القواعد
التفاعل الحمضي-القاعدي[1] هو تفاعل كيميائي يحدث بين الحمض والقاعدة "قاعدة (كيمياء)"). عدة مصطلحات تستخدم هنا لوصف آليات التفاعل وشرح هذه التفاعلات وتطبيقاتها. بالرغم من تشابه تعريفات الحمض والأساس فإن كل تعريف له أهميته واستخداماته في تفاعلات حمض-قاعدة بالنسبة إلى تفاعلات السوائل والغازات.
## تعريفات الحمض والقاعدة
### التطور التاريخي
أول من اقترح مفهوم تفاعل الحمض مع القاعدة كان الكيميائي الفرنسي كواليوم فرانسوا راؤول سنة 1754 وهو من أضاف مصطلح «قاعدة» إلى الكيمياء وهي المادة التي تتفاعل مع الحمض لتحوله إلى الحالة الصلبة (على هيئة ملح).
#### نظرية الأكسجين للافوازييه
أول من وضع تعريفًا علميًا للحمض والقاعدة هو أنطوان لافوازييه سنة 1776. كانت معرفة لافوازييه بالأحماض القوية مقصورة على الأحماض الأكسجينية مثل حمض النتريك HNO3 وحمض الكبريتيك H2SO4 والتي تحتوي على ذرات مركزية تكون في حالة تاكسدية "أكسدة (كيمياء)") عالية ومحاطة بذرات الأكسجين، ولم يكن لافوازييه مدركًا لتركيب الأحماض الهالوجينية ( حمض الهيدروفلوريك HF، حمض الهيدروكلوريك HCl، حمض الهيدروبروميك HBR، حمض الهيدرويوديك HI)؛ لذا فقد عرّف الأحماض بالاعتماد على ما تحتويه من ذرات الأكسجين وكلمة أكسجين تعني باليونانية مولِّد الحمض (من الكلمتين اليونانيتين οξυς (oxys) وتعني حمض و γεινομαι (geinomai) وتعني مولد). بقي تعريف لافوازييه سائدًا مدة 30 عامًا إلى نشر همفري ديفي سنة 1810 مقالة وألقى عدة محاضرات لاحقة أثبت فيها غياب الأكسجين عن حمض كبريتيد الهيدروجين H2S وتولوريد الهيدروجين H2Te والأحماض الهالوجينية. ولكن لم يفلح ديفي في وضع نظرية جديدة، ووصل إلى نتيجة مفادها أنّ «الحامضية لا تعتمد على مادة معيّنة، ولكن على طريقة ترتيب فريدة لعدد من المواد».[3] عدّل يون ياكوب بيرسيليوس نظرية الأكسجين لتنصّ على أنّ الأحماض هي أكاسيد اللافلزات أم القواعد فهي أكاسيد الفلزات.
#### نظرية الهيدروجين لليبيغ
اقترح يوستوس فون ليبيغ سنة 1838 أن الحمض هو مركب يحتوي على ذرة هيدروجين يمكن للفلز أن يحل محلها.[4][5][6] استند ليبيغ في إعادة تعريف الأحماض على تجاربه المكثفة في تحليل التركيب الكيميائي للأحماض العضوية، ومع أنّ تعريف ليبيغ كان تعريفًا عمليًا خالصًا، إلاّ أنه بقي سائدًا ما يقارب نصف قرن إلى أن جرى اعتماد تعريف أرينيوس.[7]
### نظرية أرينيوس
قام أرينيوس عام 1887 بصياغة مفهوم حمض-قاعدة معتمدا على نظرية التأين , وظاهرة التوصيل الكهربائي المعين عمليا على محاليل الأملاح "ملح (كيمياء)") في الماء وكذلك محاليل أحماض أو قواعد.[10] وكان ارينيوس يجري تجاربه على محاليل الأملاح باعتبارها كهارل، كما استخدم الأحماض أيكا في التحليل الكهربائي. وتبين له أن 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.
وفقًا لأرينيوس فإن:
- حمض أرينيوس هو المركب الذي يؤدي تحلله في الماء إلى تكوين أيونات الهيدروجين (H+)[11]، وهذا يعني أن الحمض يزيد تركيز أيونات H+ في المحلول المائي.
يؤدي هذا إلى برتنة الماء أو إنتاج أيون الهيدرونيوم (H3O+)، وفي أدبيات الكيمياء المعاصرة يستخدم الرمز H+ كاختصار للأيون H3O+ لأنّ من المعروف الآن أنّ البروتون غير موجود كفصيل حر في المحلول المائي.[12]
- قاعدة أرينيوس هي المركب الذي يؤدي تحلله في الماء إلى تكوين أيونات الهيدروكسيد (OH−)، وهذا يعني أن القاعدة تزيد تركيز أيون OH− في المحلول المائي.
إن تعريفي أرينيوس للحمض والقاعدة مقيدان بالمحاليل المائية، ويشير إلى تركيز أيونات المذيب، ووفقًا لهذين التعريفين فإن H2SO4 و HCl النقيين الذائبين في التولوين لا يعدّان حمضين، وكذلك الأمر بالنسبة إلى منصهر NaOH ومحاليل أميد الكالسيوم في الأمونيا السائلة إذ لا يعدّان قواعد أيضًا. هذا القصور في تعريف الحامضية والقلوية (القاعدية) في المحاليل غير المائية أدى لاحقًا إلى تطوير نظرية برونشتد ولوري وتلتها نظرية لويس.[13]
يسمى تفاعل الحمض مع القاعدة بتفاعل التعادل "تعادل (كيمياء)")، وينتج عن هذا التفاعل الملح "ملح (كيمياء)") والماء:
acid+base⟶salt+water{\displaystyle {\ce {acid + base -> salt + water}}}{\displaystyle {\ce {acid + base -> salt + water}}}
HCl(aq)+NaOH(aq)⟶NaCl(aq)+H2O{\displaystyle {\ce {{HCl_{(aq)}}+NaOH_{(aq)}->{NaCl_{(aq)}}+H_{2}O}}}{\displaystyle {\ce {{HCl_{(aq)}}+NaOH_{(aq)}->{NaCl_{(aq)}}+H_{2}O}}}
لم تحتوِ المعادلات التي كتبها أرينيوس على المعدِّل (aq) بل كان يفترض وجوده ضمنيًا، إذ أنّه يشير إلى أنّ المادة ذائبة في الماء، وعلى الرغم من أن المواد الثلاثة أعلاه HCl و NaOH و NaCl موجودة بصورة نقية إلّا أنّها تتحلل بالكامل في المحاليل المائية لتكون أيونات H+ و Cl− و Na+ و OH− المائية.
### تعريف برونستد-لوري
وضع تعريف برونستد-لوري سنة 1923 من قبل العالمين يوهانس نيكولاوس برونستد في الدنمارك وتوماس لوري في انكلترا[14][15]، استنادًا إلى فكرة إضافة بروتون إلى القواعد عن طريق نزع بروتون من الأحماض، بمعنى أنّ الأحماض هي المركبات التي تمنح أيون الهيدروجين (H+) - والتي تعرف بالبروتونات - إلى القواعد التي تستقبل هذه الأيونات.[16]
ووفقأ لهذا التعريف فإنّ تفاعل الحمض مع القاعدة هو تفاعل إزالة أيون الهيدروجين من الحمض وإضافته إلى القاعدة[17]، وتؤدي إزالة أيون الهيدروجين من الحمض إلى إنتاج القاعدة القرينة conjugate base والتي لا تعدو كونها حمضًا نُزع منه أيون الهيدروجين. وبالمثل، فإن استقبال أيون الهيدروجين من طرف القاعدة ينتج حمضًأ قرينًا conjugate acid، والذي لا يعدو كونه قاعدة أضيف إليها أيون الهيدروجين.
على خلاف التعريفات السابقة للأحماض والقواعد، فإن تعريف برونستد-لوري لا يشير إلى تكون الملح والمذيب، وإنما إلى تكون الأحماض القرينة والقواعد القرينة، والتي تنتج من انتقال البروتون من الحمض إلى القاعدة[11][16]، ووفقًا لهذا التعريف فإنّ الأحماض والقواعد تسلك سلوكًا يختلف جوهريًأ عن الأملاح، والتي يُنظر إليها على أنّها الكتروليتات تخضع لنظريات ديباي وأونساكر وغيرهما. لا يتفاعل الحمض مع القاعدة لإنتاج الملح والمذيب، وإنما لإنتاج حمض جديد وقاعدة جديدة، وهذا يعني غيابًا تامًا لمفهوم التعادل.[3] يستقل سلوك الأحماض والقواعد بصورة تامة عن أي مذيب، وبهذا تدخل المزيد من المركبات ضمن هذا التعريف مقارنة بتعريف أرينيوس. يعتمد حساب قيمة pH (الأس الهيدروجيني) في نظرية أرينيوس على ذوبان القواعد في الماء (المحلول المائي) أما نظرية برونستد ولوري فقد توسعت في مجال قياس الأس الهيدروجيني ليشمل المحاليل الذائبة وغير الذائبة (الغاز، السائل، الصلب).
الصيغة العامة لتفاعل الحمض مع القاعدة وفقًا لتعريف برونستد-لوري هي:
HA−+B⟶BH++A{\displaystyle {\ce {{HA^{-}}+B->{BH+}+A}}}{\displaystyle {\ce {{HA^{-}}+B->{BH+}+A}}}
تمثل HA الحمض، وB القاعدة، و BH+ الحمض القرين، وA− القاعدة القرينة للحمض HA.
HCl+H2O↽−−⇀H3O++Cl−{\displaystyle {\ce {HCl + H2O <=> H3O+ + Cl-}}}{\displaystyle {\ce {HCl + H2O <=> H3O+ + Cl-}}}
تؤدي إزالة أيون الهيدروجين H+ من HCl إلى إنتاج أيون الكلوريد Cl- والذي يمثّل القاعدة القرينة للحمض. وتؤدي إضافة أيون الهيدروجين H+ إلى جزيئة الماء (التي تسلك سلوك القاعدة في هذا المثال) إلى تكوين أيون الهيدرونيوم H3O+ والذي يمثل الحمض القرين للقاعدة.
يعد الماء مركبًا أموفتيريًا "تذبذب (كيمياء)") أي أنّ بمقدوره أن يسلوك سلوك الأحماض والقواعد، وتفسر نظرية بروسنتد ولوري هذا السلوك بتحلل الماء إلى تراكيز منخفضة من أيونات الهيدرونيوم والهيدروكسيد:
H2O+H2O↽−−⇀H3O++OH−{\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}{\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}
توضح الصورة أدناه ما يحدث في هذا التفاعل:
### تعريف لويس
وضع جيلبرت لويس سنة 1923[18] -وهو نفس العام الذي وضع فيه تعريف بورنستد ولوري - تعريفًا لا يحتاج إلى وجود الهيدروجين كما هو الحال في تعريف برونستد ولوري ولكنه لم يعتمد هذا التعريف حتى سنة 1938.[3] فعوضًا عن تعريف تفاعلات حمض-قاعدة بالاعتماد على البروتونات أو أي عناصر أخرى، عرّف لويس القاعدة (ويشار إليها بقاعدة لويس) بأنّها المركب الذي يمكنه منح مزدوج إلكتروني، وعرّف الحمض (حمض لويس) بأنّه المركب الذي يمكنه استقبال هذا المزدوج الإلكتروني.[19] فعلى سبيل المثال يعدّ BF3 ثلاثي فلوريد البورون حمض لويس، إذ بمقدوره استقبال مزدوج إلكتروني لأنّه يمتلك مكانًا شاغرًا وفقًا لقاعدة الثمانيات التي وضعها لويس نفسه. أما أيون الفلوريد فيمتلك غلافًا خارجيًأ ممتلئًا بالإلكترونات؛ لذا فإنّه قادر على منح مزدوج إلكتروني، ويعدّ التفاعل:
BF3+F−⟶BF4−{\displaystyle {\ce {BF3 + F- -> BF4-}}}{\displaystyle {\ce {BF3 + F- -> BF4-}}}
تفاعل حمض لويس مع قاعدة لويس.
تستطيع مركبات عناصر المجموعة 13 ذات الصيغة AX3 أن تسلك سلوك حوامض لويس، ويمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 15 ذات الصيغة DY3 مثل الأمينات "أمين (كيمياء)") NR3 والفوسفينات PR3 أن تسلك سلوك قواعد لويس، وتكون نواتج الإضافة بين هذين النوعين من المركبات بالصيغة X3A←DY3 التي تحتوي على آصرة تناسقية يُعبَّر عنها بالرمز ← بين الذرة A (المستقبلة للزوج الإلكتروني) و D (المانحة للزو[ الإلكتروني). يمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 16 ذات الصيغة DX2 أن تسلك سلوك قواعد لويس، ووفقًا لهذا فإنّ مركبات مثل الإيثرات R2O والثيوإيثرات R2S يمكن أن تسلك سلوك قواعد لويس. يمكن كذلك لأحادي أكسيد الكربون CO أن يسلك سلوك قاعدة لويس عند تفاعله مع ثلاثي فلوريد البورون لتكوين ناتج الإضافة F3B←CO.
تسمى المركبات التي تنتج من هذه التفاعلات والتي تحتوي على ذرات الفلزات بالمركبات التساهمية، إذ تساهم كل ربيطة Ligand بمنح زوج من الإلكترونات إلى أيون الفلز[19]، ويمكن أن نعدّ التفاعل:
[Ag(H2O)4]+2NH3⟶[Ag(NH3)2]++4H2O{\displaystyle {\ce {[Ag(H2O)4]+ 2NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4H2O}}}{\displaystyle {\ce {[Ag(H2O)4]+ 2NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4H2O}}}
تفاعل حمض-قاعدة تحلّ فيه القاعدة الأقوى ( الأمونيا) محلّ القاعدة الأضعف ( الماء).
يجدر التنويه هنا إلى أنّ تعريف لويس متناغم مع تعريف برونستد ولوري لأنّ التفاعل:
H++OH−↽−−⇀H2O{\displaystyle {\ce {H+ + OH- <=> H2O}}}{\displaystyle {\ce {H+ + OH- <=> H2O}}}
هو تفاعل حمض-قاعدة في كلا التعريفين.
## اقرأ أيضا
## ملاحظات
تصنيفات مخفية: | article | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,435 | إن تعريفي أرينيوس للحمض والقاعدة مقيدان بالمحاليل المائية، ويشير إلى تركيز أيونات المذيب، ووفقًا لهذين التعريفين فإن H2SO4 و HCl النقيين الذائبين في التولوين لا يعدّان حمضين، وكذلك الأمر بالنسبة إلى منصهر NaOH ومحاليل أميد الكالسيوم في الأمونيا السائلة إذ لا يعدّان قواعد أيضًا. هذا القصور في تعريف الحامضية والقلوية (القاعدية) في المحاليل غير المائية أدى لاحقًا إلى تطوير نظرية برونشتد ولوري وتلتها نظرية لويس.[13] | paragraph | القائمة الرئيسية
القائمة الرئيسية
انقل للشريط الجانبيأخف
الموسوعة
تصفح
مشاركة
بحث
المظهر
أدوات شخصية
## المحتويات
انقل للشريط الجانبيأخف
تبديل عرض جدول المحتويات
# تفاعل حمض-قاعدة
49 لغة
العربية
أدوات
أدوات
انقل للشريط الجانبيأخف
إجراءات
عام
طباعة/تصدير
في مشاريع أخرى
المظهر
انقل للشريط الجانبيأخف
من ويكيبيديا، الموسوعة الحرة
أحماض وقواعد
أنماط الحموض
أنماط القواعد
التفاعل الحمضي-القاعدي[1] هو تفاعل كيميائي يحدث بين الحمض والقاعدة "قاعدة (كيمياء)"). عدة مصطلحات تستخدم هنا لوصف آليات التفاعل وشرح هذه التفاعلات وتطبيقاتها. بالرغم من تشابه تعريفات الحمض والأساس فإن كل تعريف له أهميته واستخداماته في تفاعلات حمض-قاعدة بالنسبة إلى تفاعلات السوائل والغازات.
## تعريفات الحمض والقاعدة
### التطور التاريخي
أول من اقترح مفهوم تفاعل الحمض مع القاعدة كان الكيميائي الفرنسي كواليوم فرانسوا راؤول سنة 1754 وهو من أضاف مصطلح «قاعدة» إلى الكيمياء وهي المادة التي تتفاعل مع الحمض لتحوله إلى الحالة الصلبة (على هيئة ملح).
#### نظرية الأكسجين للافوازييه
أول من وضع تعريفًا علميًا للحمض والقاعدة هو أنطوان لافوازييه سنة 1776. كانت معرفة لافوازييه بالأحماض القوية مقصورة على الأحماض الأكسجينية مثل حمض النتريك HNO3 وحمض الكبريتيك H2SO4 والتي تحتوي على ذرات مركزية تكون في حالة تاكسدية "أكسدة (كيمياء)") عالية ومحاطة بذرات الأكسجين، ولم يكن لافوازييه مدركًا لتركيب الأحماض الهالوجينية ( حمض الهيدروفلوريك HF، حمض الهيدروكلوريك HCl، حمض الهيدروبروميك HBR، حمض الهيدرويوديك HI)؛ لذا فقد عرّف الأحماض بالاعتماد على ما تحتويه من ذرات الأكسجين وكلمة أكسجين تعني باليونانية مولِّد الحمض (من الكلمتين اليونانيتين οξυς (oxys) وتعني حمض و γεινομαι (geinomai) وتعني مولد). بقي تعريف لافوازييه سائدًا مدة 30 عامًا إلى نشر همفري ديفي سنة 1810 مقالة وألقى عدة محاضرات لاحقة أثبت فيها غياب الأكسجين عن حمض كبريتيد الهيدروجين H2S وتولوريد الهيدروجين H2Te والأحماض الهالوجينية. ولكن لم يفلح ديفي في وضع نظرية جديدة، ووصل إلى نتيجة مفادها أنّ «الحامضية لا تعتمد على مادة معيّنة، ولكن على طريقة ترتيب فريدة لعدد من المواد».[3] عدّل يون ياكوب بيرسيليوس نظرية الأكسجين لتنصّ على أنّ الأحماض هي أكاسيد اللافلزات أم القواعد فهي أكاسيد الفلزات.
#### نظرية الهيدروجين لليبيغ
اقترح يوستوس فون ليبيغ سنة 1838 أن الحمض هو مركب يحتوي على ذرة هيدروجين يمكن للفلز أن يحل محلها.[4][5][6] استند ليبيغ في إعادة تعريف الأحماض على تجاربه المكثفة في تحليل التركيب الكيميائي للأحماض العضوية، ومع أنّ تعريف ليبيغ كان تعريفًا عمليًا خالصًا، إلاّ أنه بقي سائدًا ما يقارب نصف قرن إلى أن جرى اعتماد تعريف أرينيوس.[7]
### نظرية أرينيوس
قام أرينيوس عام 1887 بصياغة مفهوم حمض-قاعدة معتمدا على نظرية التأين , وظاهرة التوصيل الكهربائي المعين عمليا على محاليل الأملاح "ملح (كيمياء)") في الماء وكذلك محاليل أحماض أو قواعد.[10] وكان ارينيوس يجري تجاربه على محاليل الأملاح باعتبارها كهارل، كما استخدم الأحماض أيكا في التحليل الكهربائي. وتبين له أن 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.
وفقًا لأرينيوس فإن:
- حمض أرينيوس هو المركب الذي يؤدي تحلله في الماء إلى تكوين أيونات الهيدروجين (H+)[11]، وهذا يعني أن الحمض يزيد تركيز أيونات H+ في المحلول المائي.
يؤدي هذا إلى برتنة الماء أو إنتاج أيون الهيدرونيوم (H3O+)، وفي أدبيات الكيمياء المعاصرة يستخدم الرمز H+ كاختصار للأيون H3O+ لأنّ من المعروف الآن أنّ البروتون غير موجود كفصيل حر في المحلول المائي.[12]
- قاعدة أرينيوس هي المركب الذي يؤدي تحلله في الماء إلى تكوين أيونات الهيدروكسيد (OH−)، وهذا يعني أن القاعدة تزيد تركيز أيون OH− في المحلول المائي.
إن تعريفي أرينيوس للحمض والقاعدة مقيدان بالمحاليل المائية، ويشير إلى تركيز أيونات المذيب، ووفقًا لهذين التعريفين فإن H2SO4 و HCl النقيين الذائبين في التولوين لا يعدّان حمضين، وكذلك الأمر بالنسبة إلى منصهر NaOH ومحاليل أميد الكالسيوم في الأمونيا السائلة إذ لا يعدّان قواعد أيضًا. هذا القصور في تعريف الحامضية والقلوية (القاعدية) في المحاليل غير المائية أدى لاحقًا إلى تطوير نظرية برونشتد ولوري وتلتها نظرية لويس.[13]
يسمى تفاعل الحمض مع القاعدة بتفاعل التعادل "تعادل (كيمياء)")، وينتج عن هذا التفاعل الملح "ملح (كيمياء)") والماء:
acid+base⟶salt+water{\displaystyle {\ce {acid + base -> salt + water}}}{\displaystyle {\ce {acid + base -> salt + water}}}
HCl(aq)+NaOH(aq)⟶NaCl(aq)+H2O{\displaystyle {\ce {{HCl_{(aq)}}+NaOH_{(aq)}->{NaCl_{(aq)}}+H_{2}O}}}{\displaystyle {\ce {{HCl_{(aq)}}+NaOH_{(aq)}->{NaCl_{(aq)}}+H_{2}O}}}
لم تحتوِ المعادلات التي كتبها أرينيوس على المعدِّل (aq) بل كان يفترض وجوده ضمنيًا، إذ أنّه يشير إلى أنّ المادة ذائبة في الماء، وعلى الرغم من أن المواد الثلاثة أعلاه HCl و NaOH و NaCl موجودة بصورة نقية إلّا أنّها تتحلل بالكامل في المحاليل المائية لتكون أيونات H+ و Cl− و Na+ و OH− المائية.
### تعريف برونستد-لوري
وضع تعريف برونستد-لوري سنة 1923 من قبل العالمين يوهانس نيكولاوس برونستد في الدنمارك وتوماس لوري في انكلترا[14][15]، استنادًا إلى فكرة إضافة بروتون إلى القواعد عن طريق نزع بروتون من الأحماض، بمعنى أنّ الأحماض هي المركبات التي تمنح أيون الهيدروجين (H+) - والتي تعرف بالبروتونات - إلى القواعد التي تستقبل هذه الأيونات.[16]
ووفقأ لهذا التعريف فإنّ تفاعل الحمض مع القاعدة هو تفاعل إزالة أيون الهيدروجين من الحمض وإضافته إلى القاعدة[17]، وتؤدي إزالة أيون الهيدروجين من الحمض إلى إنتاج القاعدة القرينة conjugate base والتي لا تعدو كونها حمضًا نُزع منه أيون الهيدروجين. وبالمثل، فإن استقبال أيون الهيدروجين من طرف القاعدة ينتج حمضًأ قرينًا conjugate acid، والذي لا يعدو كونه قاعدة أضيف إليها أيون الهيدروجين.
على خلاف التعريفات السابقة للأحماض والقواعد، فإن تعريف برونستد-لوري لا يشير إلى تكون الملح والمذيب، وإنما إلى تكون الأحماض القرينة والقواعد القرينة، والتي تنتج من انتقال البروتون من الحمض إلى القاعدة[11][16]، ووفقًا لهذا التعريف فإنّ الأحماض والقواعد تسلك سلوكًا يختلف جوهريًأ عن الأملاح، والتي يُنظر إليها على أنّها الكتروليتات تخضع لنظريات ديباي وأونساكر وغيرهما. لا يتفاعل الحمض مع القاعدة لإنتاج الملح والمذيب، وإنما لإنتاج حمض جديد وقاعدة جديدة، وهذا يعني غيابًا تامًا لمفهوم التعادل.[3] يستقل سلوك الأحماض والقواعد بصورة تامة عن أي مذيب، وبهذا تدخل المزيد من المركبات ضمن هذا التعريف مقارنة بتعريف أرينيوس. يعتمد حساب قيمة pH (الأس الهيدروجيني) في نظرية أرينيوس على ذوبان القواعد في الماء (المحلول المائي) أما نظرية برونستد ولوري فقد توسعت في مجال قياس الأس الهيدروجيني ليشمل المحاليل الذائبة وغير الذائبة (الغاز، السائل، الصلب).
الصيغة العامة لتفاعل الحمض مع القاعدة وفقًا لتعريف برونستد-لوري هي:
HA−+B⟶BH++A{\displaystyle {\ce {{HA^{-}}+B->{BH+}+A}}}{\displaystyle {\ce {{HA^{-}}+B->{BH+}+A}}}
تمثل HA الحمض، وB القاعدة، و BH+ الحمض القرين، وA− القاعدة القرينة للحمض HA.
HCl+H2O↽−−⇀H3O++Cl−{\displaystyle {\ce {HCl + H2O <=> H3O+ + Cl-}}}{\displaystyle {\ce {HCl + H2O <=> H3O+ + Cl-}}}
تؤدي إزالة أيون الهيدروجين H+ من HCl إلى إنتاج أيون الكلوريد Cl- والذي يمثّل القاعدة القرينة للحمض. وتؤدي إضافة أيون الهيدروجين H+ إلى جزيئة الماء (التي تسلك سلوك القاعدة في هذا المثال) إلى تكوين أيون الهيدرونيوم H3O+ والذي يمثل الحمض القرين للقاعدة.
يعد الماء مركبًا أموفتيريًا "تذبذب (كيمياء)") أي أنّ بمقدوره أن يسلوك سلوك الأحماض والقواعد، وتفسر نظرية بروسنتد ولوري هذا السلوك بتحلل الماء إلى تراكيز منخفضة من أيونات الهيدرونيوم والهيدروكسيد:
H2O+H2O↽−−⇀H3O++OH−{\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}{\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}
توضح الصورة أدناه ما يحدث في هذا التفاعل:
### تعريف لويس
وضع جيلبرت لويس سنة 1923[18] -وهو نفس العام الذي وضع فيه تعريف بورنستد ولوري - تعريفًا لا يحتاج إلى وجود الهيدروجين كما هو الحال في تعريف برونستد ولوري ولكنه لم يعتمد هذا التعريف حتى سنة 1938.[3] فعوضًا عن تعريف تفاعلات حمض-قاعدة بالاعتماد على البروتونات أو أي عناصر أخرى، عرّف لويس القاعدة (ويشار إليها بقاعدة لويس) بأنّها المركب الذي يمكنه منح مزدوج إلكتروني، وعرّف الحمض (حمض لويس) بأنّه المركب الذي يمكنه استقبال هذا المزدوج الإلكتروني.[19] فعلى سبيل المثال يعدّ BF3 ثلاثي فلوريد البورون حمض لويس، إذ بمقدوره استقبال مزدوج إلكتروني لأنّه يمتلك مكانًا شاغرًا وفقًا لقاعدة الثمانيات التي وضعها لويس نفسه. أما أيون الفلوريد فيمتلك غلافًا خارجيًأ ممتلئًا بالإلكترونات؛ لذا فإنّه قادر على منح مزدوج إلكتروني، ويعدّ التفاعل:
BF3+F−⟶BF4−{\displaystyle {\ce {BF3 + F- -> BF4-}}}{\displaystyle {\ce {BF3 + F- -> BF4-}}}
تفاعل حمض لويس مع قاعدة لويس.
تستطيع مركبات عناصر المجموعة 13 ذات الصيغة AX3 أن تسلك سلوك حوامض لويس، ويمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 15 ذات الصيغة DY3 مثل الأمينات "أمين (كيمياء)") NR3 والفوسفينات PR3 أن تسلك سلوك قواعد لويس، وتكون نواتج الإضافة بين هذين النوعين من المركبات بالصيغة X3A←DY3 التي تحتوي على آصرة تناسقية يُعبَّر عنها بالرمز ← بين الذرة A (المستقبلة للزوج الإلكتروني) و D (المانحة للزو[ الإلكتروني). يمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 16 ذات الصيغة DX2 أن تسلك سلوك قواعد لويس، ووفقًا لهذا فإنّ مركبات مثل الإيثرات R2O والثيوإيثرات R2S يمكن أن تسلك سلوك قواعد لويس. يمكن كذلك لأحادي أكسيد الكربون CO أن يسلك سلوك قاعدة لويس عند تفاعله مع ثلاثي فلوريد البورون لتكوين ناتج الإضافة F3B←CO.
تسمى المركبات التي تنتج من هذه التفاعلات والتي تحتوي على ذرات الفلزات بالمركبات التساهمية، إذ تساهم كل ربيطة Ligand بمنح زوج من الإلكترونات إلى أيون الفلز[19]، ويمكن أن نعدّ التفاعل:
[Ag(H2O)4]+2NH3⟶[Ag(NH3)2]++4H2O{\displaystyle {\ce {[Ag(H2O)4]+ 2NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4H2O}}}{\displaystyle {\ce {[Ag(H2O)4]+ 2NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4H2O}}}
تفاعل حمض-قاعدة تحلّ فيه القاعدة الأقوى ( الأمونيا) محلّ القاعدة الأضعف ( الماء).
يجدر التنويه هنا إلى أنّ تعريف لويس متناغم مع تعريف برونستد ولوري لأنّ التفاعل:
H++OH−↽−−⇀H2O{\displaystyle {\ce {H+ + OH- <=> H2O}}}{\displaystyle {\ce {H+ + OH- <=> H2O}}}
هو تفاعل حمض-قاعدة في كلا التعريفين.
## اقرأ أيضا
## ملاحظات
تصنيفات مخفية: | article | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,436 | إن تعريفي أرينيوس للحمض والقاعدة مقيدان بالمحاليل المائية، ويشير إلى تركيز أيونات المذيب، ووفقًا لهذين التعريفين فإن H2SO4 و HCl النقيين الذائبين في التولوين لا يعدّان حمضين، وكذلك الأمر بالنسبة إلى منصهر NaOH ومحاليل أميد الكالسيوم في الأمونيا السائلة إذ لا يعدّان قواعد أيضًا. | sentence | إن تعريفي أرينيوس للحمض والقاعدة مقيدان بالمحاليل المائية، ويشير إلى تركيز أيونات المذيب، ووفقًا لهذين التعريفين فإن H2SO4 و HCl النقيين الذائبين في التولوين لا يعدّان حمضين، وكذلك الأمر بالنسبة إلى منصهر NaOH ومحاليل أميد الكالسيوم في الأمونيا السائلة إذ لا يعدّان قواعد أيضًا. هذا القصور في تعريف الحامضية والقلوية (القاعدية) في المحاليل غير المائية أدى لاحقًا إلى تطوير نظرية برونشتد ولوري وتلتها نظرية لويس.[13] | paragraph | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,437 | هذا القصور في تعريف الحامضية والقلوية (القاعدية) في المحاليل غير المائية أدى لاحقًا إلى تطوير نظرية برونشتد ولوري وتلتها نظرية لويس.[ | sentence | إن تعريفي أرينيوس للحمض والقاعدة مقيدان بالمحاليل المائية، ويشير إلى تركيز أيونات المذيب، ووفقًا لهذين التعريفين فإن H2SO4 و HCl النقيين الذائبين في التولوين لا يعدّان حمضين، وكذلك الأمر بالنسبة إلى منصهر NaOH ومحاليل أميد الكالسيوم في الأمونيا السائلة إذ لا يعدّان قواعد أيضًا. هذا القصور في تعريف الحامضية والقلوية (القاعدية) في المحاليل غير المائية أدى لاحقًا إلى تطوير نظرية برونشتد ولوري وتلتها نظرية لويس.[13] | paragraph | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,438 | HCl(aq)+NaOH(aq)⟶NaCl(aq)+H2O{\displaystyle {\ce {{HCl_{(aq)}}+NaOH_{(aq)}->{NaCl_{(aq)}}+H_{2}O}}}{\displaystyle {\ce {{HCl_{(aq)}}+NaOH_{(aq)}->{NaCl_{(aq)}}+H_{2}O}}} | paragraph | القائمة الرئيسية
القائمة الرئيسية
انقل للشريط الجانبيأخف
الموسوعة
تصفح
مشاركة
بحث
المظهر
أدوات شخصية
## المحتويات
انقل للشريط الجانبيأخف
تبديل عرض جدول المحتويات
# تفاعل حمض-قاعدة
49 لغة
العربية
أدوات
أدوات
انقل للشريط الجانبيأخف
إجراءات
عام
طباعة/تصدير
في مشاريع أخرى
المظهر
انقل للشريط الجانبيأخف
من ويكيبيديا، الموسوعة الحرة
أحماض وقواعد
أنماط الحموض
أنماط القواعد
التفاعل الحمضي-القاعدي[1] هو تفاعل كيميائي يحدث بين الحمض والقاعدة "قاعدة (كيمياء)"). عدة مصطلحات تستخدم هنا لوصف آليات التفاعل وشرح هذه التفاعلات وتطبيقاتها. بالرغم من تشابه تعريفات الحمض والأساس فإن كل تعريف له أهميته واستخداماته في تفاعلات حمض-قاعدة بالنسبة إلى تفاعلات السوائل والغازات.
## تعريفات الحمض والقاعدة
### التطور التاريخي
أول من اقترح مفهوم تفاعل الحمض مع القاعدة كان الكيميائي الفرنسي كواليوم فرانسوا راؤول سنة 1754 وهو من أضاف مصطلح «قاعدة» إلى الكيمياء وهي المادة التي تتفاعل مع الحمض لتحوله إلى الحالة الصلبة (على هيئة ملح).
#### نظرية الأكسجين للافوازييه
أول من وضع تعريفًا علميًا للحمض والقاعدة هو أنطوان لافوازييه سنة 1776. كانت معرفة لافوازييه بالأحماض القوية مقصورة على الأحماض الأكسجينية مثل حمض النتريك HNO3 وحمض الكبريتيك H2SO4 والتي تحتوي على ذرات مركزية تكون في حالة تاكسدية "أكسدة (كيمياء)") عالية ومحاطة بذرات الأكسجين، ولم يكن لافوازييه مدركًا لتركيب الأحماض الهالوجينية ( حمض الهيدروفلوريك HF، حمض الهيدروكلوريك HCl، حمض الهيدروبروميك HBR، حمض الهيدرويوديك HI)؛ لذا فقد عرّف الأحماض بالاعتماد على ما تحتويه من ذرات الأكسجين وكلمة أكسجين تعني باليونانية مولِّد الحمض (من الكلمتين اليونانيتين οξυς (oxys) وتعني حمض و γεινομαι (geinomai) وتعني مولد). بقي تعريف لافوازييه سائدًا مدة 30 عامًا إلى نشر همفري ديفي سنة 1810 مقالة وألقى عدة محاضرات لاحقة أثبت فيها غياب الأكسجين عن حمض كبريتيد الهيدروجين H2S وتولوريد الهيدروجين H2Te والأحماض الهالوجينية. ولكن لم يفلح ديفي في وضع نظرية جديدة، ووصل إلى نتيجة مفادها أنّ «الحامضية لا تعتمد على مادة معيّنة، ولكن على طريقة ترتيب فريدة لعدد من المواد».[3] عدّل يون ياكوب بيرسيليوس نظرية الأكسجين لتنصّ على أنّ الأحماض هي أكاسيد اللافلزات أم القواعد فهي أكاسيد الفلزات.
#### نظرية الهيدروجين لليبيغ
اقترح يوستوس فون ليبيغ سنة 1838 أن الحمض هو مركب يحتوي على ذرة هيدروجين يمكن للفلز أن يحل محلها.[4][5][6] استند ليبيغ في إعادة تعريف الأحماض على تجاربه المكثفة في تحليل التركيب الكيميائي للأحماض العضوية، ومع أنّ تعريف ليبيغ كان تعريفًا عمليًا خالصًا، إلاّ أنه بقي سائدًا ما يقارب نصف قرن إلى أن جرى اعتماد تعريف أرينيوس.[7]
### نظرية أرينيوس
قام أرينيوس عام 1887 بصياغة مفهوم حمض-قاعدة معتمدا على نظرية التأين , وظاهرة التوصيل الكهربائي المعين عمليا على محاليل الأملاح "ملح (كيمياء)") في الماء وكذلك محاليل أحماض أو قواعد.[10] وكان ارينيوس يجري تجاربه على محاليل الأملاح باعتبارها كهارل، كما استخدم الأحماض أيكا في التحليل الكهربائي. وتبين له أن 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.
وفقًا لأرينيوس فإن:
- حمض أرينيوس هو المركب الذي يؤدي تحلله في الماء إلى تكوين أيونات الهيدروجين (H+)[11]، وهذا يعني أن الحمض يزيد تركيز أيونات H+ في المحلول المائي.
يؤدي هذا إلى برتنة الماء أو إنتاج أيون الهيدرونيوم (H3O+)، وفي أدبيات الكيمياء المعاصرة يستخدم الرمز H+ كاختصار للأيون H3O+ لأنّ من المعروف الآن أنّ البروتون غير موجود كفصيل حر في المحلول المائي.[12]
- قاعدة أرينيوس هي المركب الذي يؤدي تحلله في الماء إلى تكوين أيونات الهيدروكسيد (OH−)، وهذا يعني أن القاعدة تزيد تركيز أيون OH− في المحلول المائي.
إن تعريفي أرينيوس للحمض والقاعدة مقيدان بالمحاليل المائية، ويشير إلى تركيز أيونات المذيب، ووفقًا لهذين التعريفين فإن H2SO4 و HCl النقيين الذائبين في التولوين لا يعدّان حمضين، وكذلك الأمر بالنسبة إلى منصهر NaOH ومحاليل أميد الكالسيوم في الأمونيا السائلة إذ لا يعدّان قواعد أيضًا. هذا القصور في تعريف الحامضية والقلوية (القاعدية) في المحاليل غير المائية أدى لاحقًا إلى تطوير نظرية برونشتد ولوري وتلتها نظرية لويس.[13]
يسمى تفاعل الحمض مع القاعدة بتفاعل التعادل "تعادل (كيمياء)")، وينتج عن هذا التفاعل الملح "ملح (كيمياء)") والماء:
acid+base⟶salt+water{\displaystyle {\ce {acid + base -> salt + water}}}{\displaystyle {\ce {acid + base -> salt + water}}}
HCl(aq)+NaOH(aq)⟶NaCl(aq)+H2O{\displaystyle {\ce {{HCl_{(aq)}}+NaOH_{(aq)}->{NaCl_{(aq)}}+H_{2}O}}}{\displaystyle {\ce {{HCl_{(aq)}}+NaOH_{(aq)}->{NaCl_{(aq)}}+H_{2}O}}}
لم تحتوِ المعادلات التي كتبها أرينيوس على المعدِّل (aq) بل كان يفترض وجوده ضمنيًا، إذ أنّه يشير إلى أنّ المادة ذائبة في الماء، وعلى الرغم من أن المواد الثلاثة أعلاه HCl و NaOH و NaCl موجودة بصورة نقية إلّا أنّها تتحلل بالكامل في المحاليل المائية لتكون أيونات H+ و Cl− و Na+ و OH− المائية.
### تعريف برونستد-لوري
وضع تعريف برونستد-لوري سنة 1923 من قبل العالمين يوهانس نيكولاوس برونستد في الدنمارك وتوماس لوري في انكلترا[14][15]، استنادًا إلى فكرة إضافة بروتون إلى القواعد عن طريق نزع بروتون من الأحماض، بمعنى أنّ الأحماض هي المركبات التي تمنح أيون الهيدروجين (H+) - والتي تعرف بالبروتونات - إلى القواعد التي تستقبل هذه الأيونات.[16]
ووفقأ لهذا التعريف فإنّ تفاعل الحمض مع القاعدة هو تفاعل إزالة أيون الهيدروجين من الحمض وإضافته إلى القاعدة[17]، وتؤدي إزالة أيون الهيدروجين من الحمض إلى إنتاج القاعدة القرينة conjugate base والتي لا تعدو كونها حمضًا نُزع منه أيون الهيدروجين. وبالمثل، فإن استقبال أيون الهيدروجين من طرف القاعدة ينتج حمضًأ قرينًا conjugate acid، والذي لا يعدو كونه قاعدة أضيف إليها أيون الهيدروجين.
على خلاف التعريفات السابقة للأحماض والقواعد، فإن تعريف برونستد-لوري لا يشير إلى تكون الملح والمذيب، وإنما إلى تكون الأحماض القرينة والقواعد القرينة، والتي تنتج من انتقال البروتون من الحمض إلى القاعدة[11][16]، ووفقًا لهذا التعريف فإنّ الأحماض والقواعد تسلك سلوكًا يختلف جوهريًأ عن الأملاح، والتي يُنظر إليها على أنّها الكتروليتات تخضع لنظريات ديباي وأونساكر وغيرهما. لا يتفاعل الحمض مع القاعدة لإنتاج الملح والمذيب، وإنما لإنتاج حمض جديد وقاعدة جديدة، وهذا يعني غيابًا تامًا لمفهوم التعادل.[3] يستقل سلوك الأحماض والقواعد بصورة تامة عن أي مذيب، وبهذا تدخل المزيد من المركبات ضمن هذا التعريف مقارنة بتعريف أرينيوس. يعتمد حساب قيمة pH (الأس الهيدروجيني) في نظرية أرينيوس على ذوبان القواعد في الماء (المحلول المائي) أما نظرية برونستد ولوري فقد توسعت في مجال قياس الأس الهيدروجيني ليشمل المحاليل الذائبة وغير الذائبة (الغاز، السائل، الصلب).
الصيغة العامة لتفاعل الحمض مع القاعدة وفقًا لتعريف برونستد-لوري هي:
HA−+B⟶BH++A{\displaystyle {\ce {{HA^{-}}+B->{BH+}+A}}}{\displaystyle {\ce {{HA^{-}}+B->{BH+}+A}}}
تمثل HA الحمض، وB القاعدة، و BH+ الحمض القرين، وA− القاعدة القرينة للحمض HA.
HCl+H2O↽−−⇀H3O++Cl−{\displaystyle {\ce {HCl + H2O <=> H3O+ + Cl-}}}{\displaystyle {\ce {HCl + H2O <=> H3O+ + Cl-}}}
تؤدي إزالة أيون الهيدروجين H+ من HCl إلى إنتاج أيون الكلوريد Cl- والذي يمثّل القاعدة القرينة للحمض. وتؤدي إضافة أيون الهيدروجين H+ إلى جزيئة الماء (التي تسلك سلوك القاعدة في هذا المثال) إلى تكوين أيون الهيدرونيوم H3O+ والذي يمثل الحمض القرين للقاعدة.
يعد الماء مركبًا أموفتيريًا "تذبذب (كيمياء)") أي أنّ بمقدوره أن يسلوك سلوك الأحماض والقواعد، وتفسر نظرية بروسنتد ولوري هذا السلوك بتحلل الماء إلى تراكيز منخفضة من أيونات الهيدرونيوم والهيدروكسيد:
H2O+H2O↽−−⇀H3O++OH−{\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}{\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}
توضح الصورة أدناه ما يحدث في هذا التفاعل:
### تعريف لويس
وضع جيلبرت لويس سنة 1923[18] -وهو نفس العام الذي وضع فيه تعريف بورنستد ولوري - تعريفًا لا يحتاج إلى وجود الهيدروجين كما هو الحال في تعريف برونستد ولوري ولكنه لم يعتمد هذا التعريف حتى سنة 1938.[3] فعوضًا عن تعريف تفاعلات حمض-قاعدة بالاعتماد على البروتونات أو أي عناصر أخرى، عرّف لويس القاعدة (ويشار إليها بقاعدة لويس) بأنّها المركب الذي يمكنه منح مزدوج إلكتروني، وعرّف الحمض (حمض لويس) بأنّه المركب الذي يمكنه استقبال هذا المزدوج الإلكتروني.[19] فعلى سبيل المثال يعدّ BF3 ثلاثي فلوريد البورون حمض لويس، إذ بمقدوره استقبال مزدوج إلكتروني لأنّه يمتلك مكانًا شاغرًا وفقًا لقاعدة الثمانيات التي وضعها لويس نفسه. أما أيون الفلوريد فيمتلك غلافًا خارجيًأ ممتلئًا بالإلكترونات؛ لذا فإنّه قادر على منح مزدوج إلكتروني، ويعدّ التفاعل:
BF3+F−⟶BF4−{\displaystyle {\ce {BF3 + F- -> BF4-}}}{\displaystyle {\ce {BF3 + F- -> BF4-}}}
تفاعل حمض لويس مع قاعدة لويس.
تستطيع مركبات عناصر المجموعة 13 ذات الصيغة AX3 أن تسلك سلوك حوامض لويس، ويمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 15 ذات الصيغة DY3 مثل الأمينات "أمين (كيمياء)") NR3 والفوسفينات PR3 أن تسلك سلوك قواعد لويس، وتكون نواتج الإضافة بين هذين النوعين من المركبات بالصيغة X3A←DY3 التي تحتوي على آصرة تناسقية يُعبَّر عنها بالرمز ← بين الذرة A (المستقبلة للزوج الإلكتروني) و D (المانحة للزو[ الإلكتروني). يمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 16 ذات الصيغة DX2 أن تسلك سلوك قواعد لويس، ووفقًا لهذا فإنّ مركبات مثل الإيثرات R2O والثيوإيثرات R2S يمكن أن تسلك سلوك قواعد لويس. يمكن كذلك لأحادي أكسيد الكربون CO أن يسلك سلوك قاعدة لويس عند تفاعله مع ثلاثي فلوريد البورون لتكوين ناتج الإضافة F3B←CO.
تسمى المركبات التي تنتج من هذه التفاعلات والتي تحتوي على ذرات الفلزات بالمركبات التساهمية، إذ تساهم كل ربيطة Ligand بمنح زوج من الإلكترونات إلى أيون الفلز[19]، ويمكن أن نعدّ التفاعل:
[Ag(H2O)4]+2NH3⟶[Ag(NH3)2]++4H2O{\displaystyle {\ce {[Ag(H2O)4]+ 2NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4H2O}}}{\displaystyle {\ce {[Ag(H2O)4]+ 2NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4H2O}}}
تفاعل حمض-قاعدة تحلّ فيه القاعدة الأقوى ( الأمونيا) محلّ القاعدة الأضعف ( الماء).
يجدر التنويه هنا إلى أنّ تعريف لويس متناغم مع تعريف برونستد ولوري لأنّ التفاعل:
H++OH−↽−−⇀H2O{\displaystyle {\ce {H+ + OH- <=> H2O}}}{\displaystyle {\ce {H+ + OH- <=> H2O}}}
هو تفاعل حمض-قاعدة في كلا التعريفين.
## اقرأ أيضا
## ملاحظات
تصنيفات مخفية: | article | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,439 | لم تحتوِ المعادلات التي كتبها أرينيوس على المعدِّل (aq) بل كان يفترض وجوده ضمنيًا، إذ أنّه يشير إلى أنّ المادة ذائبة في الماء، وعلى الرغم من أن المواد الثلاثة أعلاه HCl و NaOH و NaCl موجودة بصورة نقية إلّا أنّها تتحلل بالكامل في المحاليل المائية لتكون أيونات H+ و Cl− و Na+ و OH− المائية. | paragraph | القائمة الرئيسية
القائمة الرئيسية
انقل للشريط الجانبيأخف
الموسوعة
تصفح
مشاركة
بحث
المظهر
أدوات شخصية
## المحتويات
انقل للشريط الجانبيأخف
تبديل عرض جدول المحتويات
# تفاعل حمض-قاعدة
49 لغة
العربية
أدوات
أدوات
انقل للشريط الجانبيأخف
إجراءات
عام
طباعة/تصدير
في مشاريع أخرى
المظهر
انقل للشريط الجانبيأخف
من ويكيبيديا، الموسوعة الحرة
أحماض وقواعد
أنماط الحموض
أنماط القواعد
التفاعل الحمضي-القاعدي[1] هو تفاعل كيميائي يحدث بين الحمض والقاعدة "قاعدة (كيمياء)"). عدة مصطلحات تستخدم هنا لوصف آليات التفاعل وشرح هذه التفاعلات وتطبيقاتها. بالرغم من تشابه تعريفات الحمض والأساس فإن كل تعريف له أهميته واستخداماته في تفاعلات حمض-قاعدة بالنسبة إلى تفاعلات السوائل والغازات.
## تعريفات الحمض والقاعدة
### التطور التاريخي
أول من اقترح مفهوم تفاعل الحمض مع القاعدة كان الكيميائي الفرنسي كواليوم فرانسوا راؤول سنة 1754 وهو من أضاف مصطلح «قاعدة» إلى الكيمياء وهي المادة التي تتفاعل مع الحمض لتحوله إلى الحالة الصلبة (على هيئة ملح).
#### نظرية الأكسجين للافوازييه
أول من وضع تعريفًا علميًا للحمض والقاعدة هو أنطوان لافوازييه سنة 1776. كانت معرفة لافوازييه بالأحماض القوية مقصورة على الأحماض الأكسجينية مثل حمض النتريك HNO3 وحمض الكبريتيك H2SO4 والتي تحتوي على ذرات مركزية تكون في حالة تاكسدية "أكسدة (كيمياء)") عالية ومحاطة بذرات الأكسجين، ولم يكن لافوازييه مدركًا لتركيب الأحماض الهالوجينية ( حمض الهيدروفلوريك HF، حمض الهيدروكلوريك HCl، حمض الهيدروبروميك HBR، حمض الهيدرويوديك HI)؛ لذا فقد عرّف الأحماض بالاعتماد على ما تحتويه من ذرات الأكسجين وكلمة أكسجين تعني باليونانية مولِّد الحمض (من الكلمتين اليونانيتين οξυς (oxys) وتعني حمض و γεινομαι (geinomai) وتعني مولد). بقي تعريف لافوازييه سائدًا مدة 30 عامًا إلى نشر همفري ديفي سنة 1810 مقالة وألقى عدة محاضرات لاحقة أثبت فيها غياب الأكسجين عن حمض كبريتيد الهيدروجين H2S وتولوريد الهيدروجين H2Te والأحماض الهالوجينية. ولكن لم يفلح ديفي في وضع نظرية جديدة، ووصل إلى نتيجة مفادها أنّ «الحامضية لا تعتمد على مادة معيّنة، ولكن على طريقة ترتيب فريدة لعدد من المواد».[3] عدّل يون ياكوب بيرسيليوس نظرية الأكسجين لتنصّ على أنّ الأحماض هي أكاسيد اللافلزات أم القواعد فهي أكاسيد الفلزات.
#### نظرية الهيدروجين لليبيغ
اقترح يوستوس فون ليبيغ سنة 1838 أن الحمض هو مركب يحتوي على ذرة هيدروجين يمكن للفلز أن يحل محلها.[4][5][6] استند ليبيغ في إعادة تعريف الأحماض على تجاربه المكثفة في تحليل التركيب الكيميائي للأحماض العضوية، ومع أنّ تعريف ليبيغ كان تعريفًا عمليًا خالصًا، إلاّ أنه بقي سائدًا ما يقارب نصف قرن إلى أن جرى اعتماد تعريف أرينيوس.[7]
### نظرية أرينيوس
قام أرينيوس عام 1887 بصياغة مفهوم حمض-قاعدة معتمدا على نظرية التأين , وظاهرة التوصيل الكهربائي المعين عمليا على محاليل الأملاح "ملح (كيمياء)") في الماء وكذلك محاليل أحماض أو قواعد.[10] وكان ارينيوس يجري تجاربه على محاليل الأملاح باعتبارها كهارل، كما استخدم الأحماض أيكا في التحليل الكهربائي. وتبين له أن 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.
وفقًا لأرينيوس فإن:
- حمض أرينيوس هو المركب الذي يؤدي تحلله في الماء إلى تكوين أيونات الهيدروجين (H+)[11]، وهذا يعني أن الحمض يزيد تركيز أيونات H+ في المحلول المائي.
يؤدي هذا إلى برتنة الماء أو إنتاج أيون الهيدرونيوم (H3O+)، وفي أدبيات الكيمياء المعاصرة يستخدم الرمز H+ كاختصار للأيون H3O+ لأنّ من المعروف الآن أنّ البروتون غير موجود كفصيل حر في المحلول المائي.[12]
- قاعدة أرينيوس هي المركب الذي يؤدي تحلله في الماء إلى تكوين أيونات الهيدروكسيد (OH−)، وهذا يعني أن القاعدة تزيد تركيز أيون OH− في المحلول المائي.
إن تعريفي أرينيوس للحمض والقاعدة مقيدان بالمحاليل المائية، ويشير إلى تركيز أيونات المذيب، ووفقًا لهذين التعريفين فإن H2SO4 و HCl النقيين الذائبين في التولوين لا يعدّان حمضين، وكذلك الأمر بالنسبة إلى منصهر NaOH ومحاليل أميد الكالسيوم في الأمونيا السائلة إذ لا يعدّان قواعد أيضًا. هذا القصور في تعريف الحامضية والقلوية (القاعدية) في المحاليل غير المائية أدى لاحقًا إلى تطوير نظرية برونشتد ولوري وتلتها نظرية لويس.[13]
يسمى تفاعل الحمض مع القاعدة بتفاعل التعادل "تعادل (كيمياء)")، وينتج عن هذا التفاعل الملح "ملح (كيمياء)") والماء:
acid+base⟶salt+water{\displaystyle {\ce {acid + base -> salt + water}}}{\displaystyle {\ce {acid + base -> salt + water}}}
HCl(aq)+NaOH(aq)⟶NaCl(aq)+H2O{\displaystyle {\ce {{HCl_{(aq)}}+NaOH_{(aq)}->{NaCl_{(aq)}}+H_{2}O}}}{\displaystyle {\ce {{HCl_{(aq)}}+NaOH_{(aq)}->{NaCl_{(aq)}}+H_{2}O}}}
لم تحتوِ المعادلات التي كتبها أرينيوس على المعدِّل (aq) بل كان يفترض وجوده ضمنيًا، إذ أنّه يشير إلى أنّ المادة ذائبة في الماء، وعلى الرغم من أن المواد الثلاثة أعلاه HCl و NaOH و NaCl موجودة بصورة نقية إلّا أنّها تتحلل بالكامل في المحاليل المائية لتكون أيونات H+ و Cl− و Na+ و OH− المائية.
### تعريف برونستد-لوري
وضع تعريف برونستد-لوري سنة 1923 من قبل العالمين يوهانس نيكولاوس برونستد في الدنمارك وتوماس لوري في انكلترا[14][15]، استنادًا إلى فكرة إضافة بروتون إلى القواعد عن طريق نزع بروتون من الأحماض، بمعنى أنّ الأحماض هي المركبات التي تمنح أيون الهيدروجين (H+) - والتي تعرف بالبروتونات - إلى القواعد التي تستقبل هذه الأيونات.[16]
ووفقأ لهذا التعريف فإنّ تفاعل الحمض مع القاعدة هو تفاعل إزالة أيون الهيدروجين من الحمض وإضافته إلى القاعدة[17]، وتؤدي إزالة أيون الهيدروجين من الحمض إلى إنتاج القاعدة القرينة conjugate base والتي لا تعدو كونها حمضًا نُزع منه أيون الهيدروجين. وبالمثل، فإن استقبال أيون الهيدروجين من طرف القاعدة ينتج حمضًأ قرينًا conjugate acid، والذي لا يعدو كونه قاعدة أضيف إليها أيون الهيدروجين.
على خلاف التعريفات السابقة للأحماض والقواعد، فإن تعريف برونستد-لوري لا يشير إلى تكون الملح والمذيب، وإنما إلى تكون الأحماض القرينة والقواعد القرينة، والتي تنتج من انتقال البروتون من الحمض إلى القاعدة[11][16]، ووفقًا لهذا التعريف فإنّ الأحماض والقواعد تسلك سلوكًا يختلف جوهريًأ عن الأملاح، والتي يُنظر إليها على أنّها الكتروليتات تخضع لنظريات ديباي وأونساكر وغيرهما. لا يتفاعل الحمض مع القاعدة لإنتاج الملح والمذيب، وإنما لإنتاج حمض جديد وقاعدة جديدة، وهذا يعني غيابًا تامًا لمفهوم التعادل.[3] يستقل سلوك الأحماض والقواعد بصورة تامة عن أي مذيب، وبهذا تدخل المزيد من المركبات ضمن هذا التعريف مقارنة بتعريف أرينيوس. يعتمد حساب قيمة pH (الأس الهيدروجيني) في نظرية أرينيوس على ذوبان القواعد في الماء (المحلول المائي) أما نظرية برونستد ولوري فقد توسعت في مجال قياس الأس الهيدروجيني ليشمل المحاليل الذائبة وغير الذائبة (الغاز، السائل، الصلب).
الصيغة العامة لتفاعل الحمض مع القاعدة وفقًا لتعريف برونستد-لوري هي:
HA−+B⟶BH++A{\displaystyle {\ce {{HA^{-}}+B->{BH+}+A}}}{\displaystyle {\ce {{HA^{-}}+B->{BH+}+A}}}
تمثل HA الحمض، وB القاعدة، و BH+ الحمض القرين، وA− القاعدة القرينة للحمض HA.
HCl+H2O↽−−⇀H3O++Cl−{\displaystyle {\ce {HCl + H2O <=> H3O+ + Cl-}}}{\displaystyle {\ce {HCl + H2O <=> H3O+ + Cl-}}}
تؤدي إزالة أيون الهيدروجين H+ من HCl إلى إنتاج أيون الكلوريد Cl- والذي يمثّل القاعدة القرينة للحمض. وتؤدي إضافة أيون الهيدروجين H+ إلى جزيئة الماء (التي تسلك سلوك القاعدة في هذا المثال) إلى تكوين أيون الهيدرونيوم H3O+ والذي يمثل الحمض القرين للقاعدة.
يعد الماء مركبًا أموفتيريًا "تذبذب (كيمياء)") أي أنّ بمقدوره أن يسلوك سلوك الأحماض والقواعد، وتفسر نظرية بروسنتد ولوري هذا السلوك بتحلل الماء إلى تراكيز منخفضة من أيونات الهيدرونيوم والهيدروكسيد:
H2O+H2O↽−−⇀H3O++OH−{\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}{\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}
توضح الصورة أدناه ما يحدث في هذا التفاعل:
### تعريف لويس
وضع جيلبرت لويس سنة 1923[18] -وهو نفس العام الذي وضع فيه تعريف بورنستد ولوري - تعريفًا لا يحتاج إلى وجود الهيدروجين كما هو الحال في تعريف برونستد ولوري ولكنه لم يعتمد هذا التعريف حتى سنة 1938.[3] فعوضًا عن تعريف تفاعلات حمض-قاعدة بالاعتماد على البروتونات أو أي عناصر أخرى، عرّف لويس القاعدة (ويشار إليها بقاعدة لويس) بأنّها المركب الذي يمكنه منح مزدوج إلكتروني، وعرّف الحمض (حمض لويس) بأنّه المركب الذي يمكنه استقبال هذا المزدوج الإلكتروني.[19] فعلى سبيل المثال يعدّ BF3 ثلاثي فلوريد البورون حمض لويس، إذ بمقدوره استقبال مزدوج إلكتروني لأنّه يمتلك مكانًا شاغرًا وفقًا لقاعدة الثمانيات التي وضعها لويس نفسه. أما أيون الفلوريد فيمتلك غلافًا خارجيًأ ممتلئًا بالإلكترونات؛ لذا فإنّه قادر على منح مزدوج إلكتروني، ويعدّ التفاعل:
BF3+F−⟶BF4−{\displaystyle {\ce {BF3 + F- -> BF4-}}}{\displaystyle {\ce {BF3 + F- -> BF4-}}}
تفاعل حمض لويس مع قاعدة لويس.
تستطيع مركبات عناصر المجموعة 13 ذات الصيغة AX3 أن تسلك سلوك حوامض لويس، ويمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 15 ذات الصيغة DY3 مثل الأمينات "أمين (كيمياء)") NR3 والفوسفينات PR3 أن تسلك سلوك قواعد لويس، وتكون نواتج الإضافة بين هذين النوعين من المركبات بالصيغة X3A←DY3 التي تحتوي على آصرة تناسقية يُعبَّر عنها بالرمز ← بين الذرة A (المستقبلة للزوج الإلكتروني) و D (المانحة للزو[ الإلكتروني). يمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 16 ذات الصيغة DX2 أن تسلك سلوك قواعد لويس، ووفقًا لهذا فإنّ مركبات مثل الإيثرات R2O والثيوإيثرات R2S يمكن أن تسلك سلوك قواعد لويس. يمكن كذلك لأحادي أكسيد الكربون CO أن يسلك سلوك قاعدة لويس عند تفاعله مع ثلاثي فلوريد البورون لتكوين ناتج الإضافة F3B←CO.
تسمى المركبات التي تنتج من هذه التفاعلات والتي تحتوي على ذرات الفلزات بالمركبات التساهمية، إذ تساهم كل ربيطة Ligand بمنح زوج من الإلكترونات إلى أيون الفلز[19]، ويمكن أن نعدّ التفاعل:
[Ag(H2O)4]+2NH3⟶[Ag(NH3)2]++4H2O{\displaystyle {\ce {[Ag(H2O)4]+ 2NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4H2O}}}{\displaystyle {\ce {[Ag(H2O)4]+ 2NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4H2O}}}
تفاعل حمض-قاعدة تحلّ فيه القاعدة الأقوى ( الأمونيا) محلّ القاعدة الأضعف ( الماء).
يجدر التنويه هنا إلى أنّ تعريف لويس متناغم مع تعريف برونستد ولوري لأنّ التفاعل:
H++OH−↽−−⇀H2O{\displaystyle {\ce {H+ + OH- <=> H2O}}}{\displaystyle {\ce {H+ + OH- <=> H2O}}}
هو تفاعل حمض-قاعدة في كلا التعريفين.
## اقرأ أيضا
## ملاحظات
تصنيفات مخفية: | article | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,440 | وضع تعريف برونستد-لوري سنة 1923 من قبل العالمين يوهانس نيكولاوس برونستد في الدنمارك وتوماس لوري في انكلترا[14][15]، استنادًا إلى فكرة إضافة بروتون إلى القواعد عن طريق نزع بروتون من الأحماض، بمعنى أنّ الأحماض هي المركبات التي تمنح أيون الهيدروجين (H+) - والتي تعرف بالبروتونات - إلى القواعد التي تستقبل هذه الأيونات.[16] | paragraph | القائمة الرئيسية
القائمة الرئيسية
انقل للشريط الجانبيأخف
الموسوعة
تصفح
مشاركة
بحث
المظهر
أدوات شخصية
## المحتويات
انقل للشريط الجانبيأخف
تبديل عرض جدول المحتويات
# تفاعل حمض-قاعدة
49 لغة
العربية
أدوات
أدوات
انقل للشريط الجانبيأخف
إجراءات
عام
طباعة/تصدير
في مشاريع أخرى
المظهر
انقل للشريط الجانبيأخف
من ويكيبيديا، الموسوعة الحرة
أحماض وقواعد
أنماط الحموض
أنماط القواعد
التفاعل الحمضي-القاعدي[1] هو تفاعل كيميائي يحدث بين الحمض والقاعدة "قاعدة (كيمياء)"). عدة مصطلحات تستخدم هنا لوصف آليات التفاعل وشرح هذه التفاعلات وتطبيقاتها. بالرغم من تشابه تعريفات الحمض والأساس فإن كل تعريف له أهميته واستخداماته في تفاعلات حمض-قاعدة بالنسبة إلى تفاعلات السوائل والغازات.
## تعريفات الحمض والقاعدة
### التطور التاريخي
أول من اقترح مفهوم تفاعل الحمض مع القاعدة كان الكيميائي الفرنسي كواليوم فرانسوا راؤول سنة 1754 وهو من أضاف مصطلح «قاعدة» إلى الكيمياء وهي المادة التي تتفاعل مع الحمض لتحوله إلى الحالة الصلبة (على هيئة ملح).
#### نظرية الأكسجين للافوازييه
أول من وضع تعريفًا علميًا للحمض والقاعدة هو أنطوان لافوازييه سنة 1776. كانت معرفة لافوازييه بالأحماض القوية مقصورة على الأحماض الأكسجينية مثل حمض النتريك HNO3 وحمض الكبريتيك H2SO4 والتي تحتوي على ذرات مركزية تكون في حالة تاكسدية "أكسدة (كيمياء)") عالية ومحاطة بذرات الأكسجين، ولم يكن لافوازييه مدركًا لتركيب الأحماض الهالوجينية ( حمض الهيدروفلوريك HF، حمض الهيدروكلوريك HCl، حمض الهيدروبروميك HBR، حمض الهيدرويوديك HI)؛ لذا فقد عرّف الأحماض بالاعتماد على ما تحتويه من ذرات الأكسجين وكلمة أكسجين تعني باليونانية مولِّد الحمض (من الكلمتين اليونانيتين οξυς (oxys) وتعني حمض و γεινομαι (geinomai) وتعني مولد). بقي تعريف لافوازييه سائدًا مدة 30 عامًا إلى نشر همفري ديفي سنة 1810 مقالة وألقى عدة محاضرات لاحقة أثبت فيها غياب الأكسجين عن حمض كبريتيد الهيدروجين H2S وتولوريد الهيدروجين H2Te والأحماض الهالوجينية. ولكن لم يفلح ديفي في وضع نظرية جديدة، ووصل إلى نتيجة مفادها أنّ «الحامضية لا تعتمد على مادة معيّنة، ولكن على طريقة ترتيب فريدة لعدد من المواد».[3] عدّل يون ياكوب بيرسيليوس نظرية الأكسجين لتنصّ على أنّ الأحماض هي أكاسيد اللافلزات أم القواعد فهي أكاسيد الفلزات.
#### نظرية الهيدروجين لليبيغ
اقترح يوستوس فون ليبيغ سنة 1838 أن الحمض هو مركب يحتوي على ذرة هيدروجين يمكن للفلز أن يحل محلها.[4][5][6] استند ليبيغ في إعادة تعريف الأحماض على تجاربه المكثفة في تحليل التركيب الكيميائي للأحماض العضوية، ومع أنّ تعريف ليبيغ كان تعريفًا عمليًا خالصًا، إلاّ أنه بقي سائدًا ما يقارب نصف قرن إلى أن جرى اعتماد تعريف أرينيوس.[7]
### نظرية أرينيوس
قام أرينيوس عام 1887 بصياغة مفهوم حمض-قاعدة معتمدا على نظرية التأين , وظاهرة التوصيل الكهربائي المعين عمليا على محاليل الأملاح "ملح (كيمياء)") في الماء وكذلك محاليل أحماض أو قواعد.[10] وكان ارينيوس يجري تجاربه على محاليل الأملاح باعتبارها كهارل، كما استخدم الأحماض أيكا في التحليل الكهربائي. وتبين له أن 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.
وفقًا لأرينيوس فإن:
- حمض أرينيوس هو المركب الذي يؤدي تحلله في الماء إلى تكوين أيونات الهيدروجين (H+)[11]، وهذا يعني أن الحمض يزيد تركيز أيونات H+ في المحلول المائي.
يؤدي هذا إلى برتنة الماء أو إنتاج أيون الهيدرونيوم (H3O+)، وفي أدبيات الكيمياء المعاصرة يستخدم الرمز H+ كاختصار للأيون H3O+ لأنّ من المعروف الآن أنّ البروتون غير موجود كفصيل حر في المحلول المائي.[12]
- قاعدة أرينيوس هي المركب الذي يؤدي تحلله في الماء إلى تكوين أيونات الهيدروكسيد (OH−)، وهذا يعني أن القاعدة تزيد تركيز أيون OH− في المحلول المائي.
إن تعريفي أرينيوس للحمض والقاعدة مقيدان بالمحاليل المائية، ويشير إلى تركيز أيونات المذيب، ووفقًا لهذين التعريفين فإن H2SO4 و HCl النقيين الذائبين في التولوين لا يعدّان حمضين، وكذلك الأمر بالنسبة إلى منصهر NaOH ومحاليل أميد الكالسيوم في الأمونيا السائلة إذ لا يعدّان قواعد أيضًا. هذا القصور في تعريف الحامضية والقلوية (القاعدية) في المحاليل غير المائية أدى لاحقًا إلى تطوير نظرية برونشتد ولوري وتلتها نظرية لويس.[13]
يسمى تفاعل الحمض مع القاعدة بتفاعل التعادل "تعادل (كيمياء)")، وينتج عن هذا التفاعل الملح "ملح (كيمياء)") والماء:
acid+base⟶salt+water{\displaystyle {\ce {acid + base -> salt + water}}}{\displaystyle {\ce {acid + base -> salt + water}}}
HCl(aq)+NaOH(aq)⟶NaCl(aq)+H2O{\displaystyle {\ce {{HCl_{(aq)}}+NaOH_{(aq)}->{NaCl_{(aq)}}+H_{2}O}}}{\displaystyle {\ce {{HCl_{(aq)}}+NaOH_{(aq)}->{NaCl_{(aq)}}+H_{2}O}}}
لم تحتوِ المعادلات التي كتبها أرينيوس على المعدِّل (aq) بل كان يفترض وجوده ضمنيًا، إذ أنّه يشير إلى أنّ المادة ذائبة في الماء، وعلى الرغم من أن المواد الثلاثة أعلاه HCl و NaOH و NaCl موجودة بصورة نقية إلّا أنّها تتحلل بالكامل في المحاليل المائية لتكون أيونات H+ و Cl− و Na+ و OH− المائية.
### تعريف برونستد-لوري
وضع تعريف برونستد-لوري سنة 1923 من قبل العالمين يوهانس نيكولاوس برونستد في الدنمارك وتوماس لوري في انكلترا[14][15]، استنادًا إلى فكرة إضافة بروتون إلى القواعد عن طريق نزع بروتون من الأحماض، بمعنى أنّ الأحماض هي المركبات التي تمنح أيون الهيدروجين (H+) - والتي تعرف بالبروتونات - إلى القواعد التي تستقبل هذه الأيونات.[16]
ووفقأ لهذا التعريف فإنّ تفاعل الحمض مع القاعدة هو تفاعل إزالة أيون الهيدروجين من الحمض وإضافته إلى القاعدة[17]، وتؤدي إزالة أيون الهيدروجين من الحمض إلى إنتاج القاعدة القرينة conjugate base والتي لا تعدو كونها حمضًا نُزع منه أيون الهيدروجين. وبالمثل، فإن استقبال أيون الهيدروجين من طرف القاعدة ينتج حمضًأ قرينًا conjugate acid، والذي لا يعدو كونه قاعدة أضيف إليها أيون الهيدروجين.
على خلاف التعريفات السابقة للأحماض والقواعد، فإن تعريف برونستد-لوري لا يشير إلى تكون الملح والمذيب، وإنما إلى تكون الأحماض القرينة والقواعد القرينة، والتي تنتج من انتقال البروتون من الحمض إلى القاعدة[11][16]، ووفقًا لهذا التعريف فإنّ الأحماض والقواعد تسلك سلوكًا يختلف جوهريًأ عن الأملاح، والتي يُنظر إليها على أنّها الكتروليتات تخضع لنظريات ديباي وأونساكر وغيرهما. لا يتفاعل الحمض مع القاعدة لإنتاج الملح والمذيب، وإنما لإنتاج حمض جديد وقاعدة جديدة، وهذا يعني غيابًا تامًا لمفهوم التعادل.[3] يستقل سلوك الأحماض والقواعد بصورة تامة عن أي مذيب، وبهذا تدخل المزيد من المركبات ضمن هذا التعريف مقارنة بتعريف أرينيوس. يعتمد حساب قيمة pH (الأس الهيدروجيني) في نظرية أرينيوس على ذوبان القواعد في الماء (المحلول المائي) أما نظرية برونستد ولوري فقد توسعت في مجال قياس الأس الهيدروجيني ليشمل المحاليل الذائبة وغير الذائبة (الغاز، السائل، الصلب).
الصيغة العامة لتفاعل الحمض مع القاعدة وفقًا لتعريف برونستد-لوري هي:
HA−+B⟶BH++A{\displaystyle {\ce {{HA^{-}}+B->{BH+}+A}}}{\displaystyle {\ce {{HA^{-}}+B->{BH+}+A}}}
تمثل HA الحمض، وB القاعدة، و BH+ الحمض القرين، وA− القاعدة القرينة للحمض HA.
HCl+H2O↽−−⇀H3O++Cl−{\displaystyle {\ce {HCl + H2O <=> H3O+ + Cl-}}}{\displaystyle {\ce {HCl + H2O <=> H3O+ + Cl-}}}
تؤدي إزالة أيون الهيدروجين H+ من HCl إلى إنتاج أيون الكلوريد Cl- والذي يمثّل القاعدة القرينة للحمض. وتؤدي إضافة أيون الهيدروجين H+ إلى جزيئة الماء (التي تسلك سلوك القاعدة في هذا المثال) إلى تكوين أيون الهيدرونيوم H3O+ والذي يمثل الحمض القرين للقاعدة.
يعد الماء مركبًا أموفتيريًا "تذبذب (كيمياء)") أي أنّ بمقدوره أن يسلوك سلوك الأحماض والقواعد، وتفسر نظرية بروسنتد ولوري هذا السلوك بتحلل الماء إلى تراكيز منخفضة من أيونات الهيدرونيوم والهيدروكسيد:
H2O+H2O↽−−⇀H3O++OH−{\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}{\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}
توضح الصورة أدناه ما يحدث في هذا التفاعل:
### تعريف لويس
وضع جيلبرت لويس سنة 1923[18] -وهو نفس العام الذي وضع فيه تعريف بورنستد ولوري - تعريفًا لا يحتاج إلى وجود الهيدروجين كما هو الحال في تعريف برونستد ولوري ولكنه لم يعتمد هذا التعريف حتى سنة 1938.[3] فعوضًا عن تعريف تفاعلات حمض-قاعدة بالاعتماد على البروتونات أو أي عناصر أخرى، عرّف لويس القاعدة (ويشار إليها بقاعدة لويس) بأنّها المركب الذي يمكنه منح مزدوج إلكتروني، وعرّف الحمض (حمض لويس) بأنّه المركب الذي يمكنه استقبال هذا المزدوج الإلكتروني.[19] فعلى سبيل المثال يعدّ BF3 ثلاثي فلوريد البورون حمض لويس، إذ بمقدوره استقبال مزدوج إلكتروني لأنّه يمتلك مكانًا شاغرًا وفقًا لقاعدة الثمانيات التي وضعها لويس نفسه. أما أيون الفلوريد فيمتلك غلافًا خارجيًأ ممتلئًا بالإلكترونات؛ لذا فإنّه قادر على منح مزدوج إلكتروني، ويعدّ التفاعل:
BF3+F−⟶BF4−{\displaystyle {\ce {BF3 + F- -> BF4-}}}{\displaystyle {\ce {BF3 + F- -> BF4-}}}
تفاعل حمض لويس مع قاعدة لويس.
تستطيع مركبات عناصر المجموعة 13 ذات الصيغة AX3 أن تسلك سلوك حوامض لويس، ويمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 15 ذات الصيغة DY3 مثل الأمينات "أمين (كيمياء)") NR3 والفوسفينات PR3 أن تسلك سلوك قواعد لويس، وتكون نواتج الإضافة بين هذين النوعين من المركبات بالصيغة X3A←DY3 التي تحتوي على آصرة تناسقية يُعبَّر عنها بالرمز ← بين الذرة A (المستقبلة للزوج الإلكتروني) و D (المانحة للزو[ الإلكتروني). يمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 16 ذات الصيغة DX2 أن تسلك سلوك قواعد لويس، ووفقًا لهذا فإنّ مركبات مثل الإيثرات R2O والثيوإيثرات R2S يمكن أن تسلك سلوك قواعد لويس. يمكن كذلك لأحادي أكسيد الكربون CO أن يسلك سلوك قاعدة لويس عند تفاعله مع ثلاثي فلوريد البورون لتكوين ناتج الإضافة F3B←CO.
تسمى المركبات التي تنتج من هذه التفاعلات والتي تحتوي على ذرات الفلزات بالمركبات التساهمية، إذ تساهم كل ربيطة Ligand بمنح زوج من الإلكترونات إلى أيون الفلز[19]، ويمكن أن نعدّ التفاعل:
[Ag(H2O)4]+2NH3⟶[Ag(NH3)2]++4H2O{\displaystyle {\ce {[Ag(H2O)4]+ 2NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4H2O}}}{\displaystyle {\ce {[Ag(H2O)4]+ 2NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4H2O}}}
تفاعل حمض-قاعدة تحلّ فيه القاعدة الأقوى ( الأمونيا) محلّ القاعدة الأضعف ( الماء).
يجدر التنويه هنا إلى أنّ تعريف لويس متناغم مع تعريف برونستد ولوري لأنّ التفاعل:
H++OH−↽−−⇀H2O{\displaystyle {\ce {H+ + OH- <=> H2O}}}{\displaystyle {\ce {H+ + OH- <=> H2O}}}
هو تفاعل حمض-قاعدة في كلا التعريفين.
## اقرأ أيضا
## ملاحظات
تصنيفات مخفية: | article | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,441 | ووفقأ لهذا التعريف فإنّ تفاعل الحمض مع القاعدة هو تفاعل إزالة أيون الهيدروجين من الحمض وإضافته إلى القاعدة[17]، وتؤدي إزالة أيون الهيدروجين من الحمض إلى إنتاج القاعدة القرينة conjugate base والتي لا تعدو كونها حمضًا نُزع منه أيون الهيدروجين. وبالمثل، فإن استقبال أيون الهيدروجين من طرف القاعدة ينتج حمضًأ قرينًا conjugate acid، والذي لا يعدو كونه قاعدة أضيف إليها أيون الهيدروجين. | paragraph | القائمة الرئيسية
القائمة الرئيسية
انقل للشريط الجانبيأخف
الموسوعة
تصفح
مشاركة
بحث
المظهر
أدوات شخصية
## المحتويات
انقل للشريط الجانبيأخف
تبديل عرض جدول المحتويات
# تفاعل حمض-قاعدة
49 لغة
العربية
أدوات
أدوات
انقل للشريط الجانبيأخف
إجراءات
عام
طباعة/تصدير
في مشاريع أخرى
المظهر
انقل للشريط الجانبيأخف
من ويكيبيديا، الموسوعة الحرة
أحماض وقواعد
أنماط الحموض
أنماط القواعد
التفاعل الحمضي-القاعدي[1] هو تفاعل كيميائي يحدث بين الحمض والقاعدة "قاعدة (كيمياء)"). عدة مصطلحات تستخدم هنا لوصف آليات التفاعل وشرح هذه التفاعلات وتطبيقاتها. بالرغم من تشابه تعريفات الحمض والأساس فإن كل تعريف له أهميته واستخداماته في تفاعلات حمض-قاعدة بالنسبة إلى تفاعلات السوائل والغازات.
## تعريفات الحمض والقاعدة
### التطور التاريخي
أول من اقترح مفهوم تفاعل الحمض مع القاعدة كان الكيميائي الفرنسي كواليوم فرانسوا راؤول سنة 1754 وهو من أضاف مصطلح «قاعدة» إلى الكيمياء وهي المادة التي تتفاعل مع الحمض لتحوله إلى الحالة الصلبة (على هيئة ملح).
#### نظرية الأكسجين للافوازييه
أول من وضع تعريفًا علميًا للحمض والقاعدة هو أنطوان لافوازييه سنة 1776. كانت معرفة لافوازييه بالأحماض القوية مقصورة على الأحماض الأكسجينية مثل حمض النتريك HNO3 وحمض الكبريتيك H2SO4 والتي تحتوي على ذرات مركزية تكون في حالة تاكسدية "أكسدة (كيمياء)") عالية ومحاطة بذرات الأكسجين، ولم يكن لافوازييه مدركًا لتركيب الأحماض الهالوجينية ( حمض الهيدروفلوريك HF، حمض الهيدروكلوريك HCl، حمض الهيدروبروميك HBR، حمض الهيدرويوديك HI)؛ لذا فقد عرّف الأحماض بالاعتماد على ما تحتويه من ذرات الأكسجين وكلمة أكسجين تعني باليونانية مولِّد الحمض (من الكلمتين اليونانيتين οξυς (oxys) وتعني حمض و γεινομαι (geinomai) وتعني مولد). بقي تعريف لافوازييه سائدًا مدة 30 عامًا إلى نشر همفري ديفي سنة 1810 مقالة وألقى عدة محاضرات لاحقة أثبت فيها غياب الأكسجين عن حمض كبريتيد الهيدروجين H2S وتولوريد الهيدروجين H2Te والأحماض الهالوجينية. ولكن لم يفلح ديفي في وضع نظرية جديدة، ووصل إلى نتيجة مفادها أنّ «الحامضية لا تعتمد على مادة معيّنة، ولكن على طريقة ترتيب فريدة لعدد من المواد».[3] عدّل يون ياكوب بيرسيليوس نظرية الأكسجين لتنصّ على أنّ الأحماض هي أكاسيد اللافلزات أم القواعد فهي أكاسيد الفلزات.
#### نظرية الهيدروجين لليبيغ
اقترح يوستوس فون ليبيغ سنة 1838 أن الحمض هو مركب يحتوي على ذرة هيدروجين يمكن للفلز أن يحل محلها.[4][5][6] استند ليبيغ في إعادة تعريف الأحماض على تجاربه المكثفة في تحليل التركيب الكيميائي للأحماض العضوية، ومع أنّ تعريف ليبيغ كان تعريفًا عمليًا خالصًا، إلاّ أنه بقي سائدًا ما يقارب نصف قرن إلى أن جرى اعتماد تعريف أرينيوس.[7]
### نظرية أرينيوس
قام أرينيوس عام 1887 بصياغة مفهوم حمض-قاعدة معتمدا على نظرية التأين , وظاهرة التوصيل الكهربائي المعين عمليا على محاليل الأملاح "ملح (كيمياء)") في الماء وكذلك محاليل أحماض أو قواعد.[10] وكان ارينيوس يجري تجاربه على محاليل الأملاح باعتبارها كهارل، كما استخدم الأحماض أيكا في التحليل الكهربائي. وتبين له أن 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.
وفقًا لأرينيوس فإن:
- حمض أرينيوس هو المركب الذي يؤدي تحلله في الماء إلى تكوين أيونات الهيدروجين (H+)[11]، وهذا يعني أن الحمض يزيد تركيز أيونات H+ في المحلول المائي.
يؤدي هذا إلى برتنة الماء أو إنتاج أيون الهيدرونيوم (H3O+)، وفي أدبيات الكيمياء المعاصرة يستخدم الرمز H+ كاختصار للأيون H3O+ لأنّ من المعروف الآن أنّ البروتون غير موجود كفصيل حر في المحلول المائي.[12]
- قاعدة أرينيوس هي المركب الذي يؤدي تحلله في الماء إلى تكوين أيونات الهيدروكسيد (OH−)، وهذا يعني أن القاعدة تزيد تركيز أيون OH− في المحلول المائي.
إن تعريفي أرينيوس للحمض والقاعدة مقيدان بالمحاليل المائية، ويشير إلى تركيز أيونات المذيب، ووفقًا لهذين التعريفين فإن H2SO4 و HCl النقيين الذائبين في التولوين لا يعدّان حمضين، وكذلك الأمر بالنسبة إلى منصهر NaOH ومحاليل أميد الكالسيوم في الأمونيا السائلة إذ لا يعدّان قواعد أيضًا. هذا القصور في تعريف الحامضية والقلوية (القاعدية) في المحاليل غير المائية أدى لاحقًا إلى تطوير نظرية برونشتد ولوري وتلتها نظرية لويس.[13]
يسمى تفاعل الحمض مع القاعدة بتفاعل التعادل "تعادل (كيمياء)")، وينتج عن هذا التفاعل الملح "ملح (كيمياء)") والماء:
acid+base⟶salt+water{\displaystyle {\ce {acid + base -> salt + water}}}{\displaystyle {\ce {acid + base -> salt + water}}}
HCl(aq)+NaOH(aq)⟶NaCl(aq)+H2O{\displaystyle {\ce {{HCl_{(aq)}}+NaOH_{(aq)}->{NaCl_{(aq)}}+H_{2}O}}}{\displaystyle {\ce {{HCl_{(aq)}}+NaOH_{(aq)}->{NaCl_{(aq)}}+H_{2}O}}}
لم تحتوِ المعادلات التي كتبها أرينيوس على المعدِّل (aq) بل كان يفترض وجوده ضمنيًا، إذ أنّه يشير إلى أنّ المادة ذائبة في الماء، وعلى الرغم من أن المواد الثلاثة أعلاه HCl و NaOH و NaCl موجودة بصورة نقية إلّا أنّها تتحلل بالكامل في المحاليل المائية لتكون أيونات H+ و Cl− و Na+ و OH− المائية.
### تعريف برونستد-لوري
وضع تعريف برونستد-لوري سنة 1923 من قبل العالمين يوهانس نيكولاوس برونستد في الدنمارك وتوماس لوري في انكلترا[14][15]، استنادًا إلى فكرة إضافة بروتون إلى القواعد عن طريق نزع بروتون من الأحماض، بمعنى أنّ الأحماض هي المركبات التي تمنح أيون الهيدروجين (H+) - والتي تعرف بالبروتونات - إلى القواعد التي تستقبل هذه الأيونات.[16]
ووفقأ لهذا التعريف فإنّ تفاعل الحمض مع القاعدة هو تفاعل إزالة أيون الهيدروجين من الحمض وإضافته إلى القاعدة[17]، وتؤدي إزالة أيون الهيدروجين من الحمض إلى إنتاج القاعدة القرينة conjugate base والتي لا تعدو كونها حمضًا نُزع منه أيون الهيدروجين. وبالمثل، فإن استقبال أيون الهيدروجين من طرف القاعدة ينتج حمضًأ قرينًا conjugate acid، والذي لا يعدو كونه قاعدة أضيف إليها أيون الهيدروجين.
على خلاف التعريفات السابقة للأحماض والقواعد، فإن تعريف برونستد-لوري لا يشير إلى تكون الملح والمذيب، وإنما إلى تكون الأحماض القرينة والقواعد القرينة، والتي تنتج من انتقال البروتون من الحمض إلى القاعدة[11][16]، ووفقًا لهذا التعريف فإنّ الأحماض والقواعد تسلك سلوكًا يختلف جوهريًأ عن الأملاح، والتي يُنظر إليها على أنّها الكتروليتات تخضع لنظريات ديباي وأونساكر وغيرهما. لا يتفاعل الحمض مع القاعدة لإنتاج الملح والمذيب، وإنما لإنتاج حمض جديد وقاعدة جديدة، وهذا يعني غيابًا تامًا لمفهوم التعادل.[3] يستقل سلوك الأحماض والقواعد بصورة تامة عن أي مذيب، وبهذا تدخل المزيد من المركبات ضمن هذا التعريف مقارنة بتعريف أرينيوس. يعتمد حساب قيمة pH (الأس الهيدروجيني) في نظرية أرينيوس على ذوبان القواعد في الماء (المحلول المائي) أما نظرية برونستد ولوري فقد توسعت في مجال قياس الأس الهيدروجيني ليشمل المحاليل الذائبة وغير الذائبة (الغاز، السائل، الصلب).
الصيغة العامة لتفاعل الحمض مع القاعدة وفقًا لتعريف برونستد-لوري هي:
HA−+B⟶BH++A{\displaystyle {\ce {{HA^{-}}+B->{BH+}+A}}}{\displaystyle {\ce {{HA^{-}}+B->{BH+}+A}}}
تمثل HA الحمض، وB القاعدة، و BH+ الحمض القرين، وA− القاعدة القرينة للحمض HA.
HCl+H2O↽−−⇀H3O++Cl−{\displaystyle {\ce {HCl + H2O <=> H3O+ + Cl-}}}{\displaystyle {\ce {HCl + H2O <=> H3O+ + Cl-}}}
تؤدي إزالة أيون الهيدروجين H+ من HCl إلى إنتاج أيون الكلوريد Cl- والذي يمثّل القاعدة القرينة للحمض. وتؤدي إضافة أيون الهيدروجين H+ إلى جزيئة الماء (التي تسلك سلوك القاعدة في هذا المثال) إلى تكوين أيون الهيدرونيوم H3O+ والذي يمثل الحمض القرين للقاعدة.
يعد الماء مركبًا أموفتيريًا "تذبذب (كيمياء)") أي أنّ بمقدوره أن يسلوك سلوك الأحماض والقواعد، وتفسر نظرية بروسنتد ولوري هذا السلوك بتحلل الماء إلى تراكيز منخفضة من أيونات الهيدرونيوم والهيدروكسيد:
H2O+H2O↽−−⇀H3O++OH−{\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}{\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}
توضح الصورة أدناه ما يحدث في هذا التفاعل:
### تعريف لويس
وضع جيلبرت لويس سنة 1923[18] -وهو نفس العام الذي وضع فيه تعريف بورنستد ولوري - تعريفًا لا يحتاج إلى وجود الهيدروجين كما هو الحال في تعريف برونستد ولوري ولكنه لم يعتمد هذا التعريف حتى سنة 1938.[3] فعوضًا عن تعريف تفاعلات حمض-قاعدة بالاعتماد على البروتونات أو أي عناصر أخرى، عرّف لويس القاعدة (ويشار إليها بقاعدة لويس) بأنّها المركب الذي يمكنه منح مزدوج إلكتروني، وعرّف الحمض (حمض لويس) بأنّه المركب الذي يمكنه استقبال هذا المزدوج الإلكتروني.[19] فعلى سبيل المثال يعدّ BF3 ثلاثي فلوريد البورون حمض لويس، إذ بمقدوره استقبال مزدوج إلكتروني لأنّه يمتلك مكانًا شاغرًا وفقًا لقاعدة الثمانيات التي وضعها لويس نفسه. أما أيون الفلوريد فيمتلك غلافًا خارجيًأ ممتلئًا بالإلكترونات؛ لذا فإنّه قادر على منح مزدوج إلكتروني، ويعدّ التفاعل:
BF3+F−⟶BF4−{\displaystyle {\ce {BF3 + F- -> BF4-}}}{\displaystyle {\ce {BF3 + F- -> BF4-}}}
تفاعل حمض لويس مع قاعدة لويس.
تستطيع مركبات عناصر المجموعة 13 ذات الصيغة AX3 أن تسلك سلوك حوامض لويس، ويمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 15 ذات الصيغة DY3 مثل الأمينات "أمين (كيمياء)") NR3 والفوسفينات PR3 أن تسلك سلوك قواعد لويس، وتكون نواتج الإضافة بين هذين النوعين من المركبات بالصيغة X3A←DY3 التي تحتوي على آصرة تناسقية يُعبَّر عنها بالرمز ← بين الذرة A (المستقبلة للزوج الإلكتروني) و D (المانحة للزو[ الإلكتروني). يمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 16 ذات الصيغة DX2 أن تسلك سلوك قواعد لويس، ووفقًا لهذا فإنّ مركبات مثل الإيثرات R2O والثيوإيثرات R2S يمكن أن تسلك سلوك قواعد لويس. يمكن كذلك لأحادي أكسيد الكربون CO أن يسلك سلوك قاعدة لويس عند تفاعله مع ثلاثي فلوريد البورون لتكوين ناتج الإضافة F3B←CO.
تسمى المركبات التي تنتج من هذه التفاعلات والتي تحتوي على ذرات الفلزات بالمركبات التساهمية، إذ تساهم كل ربيطة Ligand بمنح زوج من الإلكترونات إلى أيون الفلز[19]، ويمكن أن نعدّ التفاعل:
[Ag(H2O)4]+2NH3⟶[Ag(NH3)2]++4H2O{\displaystyle {\ce {[Ag(H2O)4]+ 2NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4H2O}}}{\displaystyle {\ce {[Ag(H2O)4]+ 2NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4H2O}}}
تفاعل حمض-قاعدة تحلّ فيه القاعدة الأقوى ( الأمونيا) محلّ القاعدة الأضعف ( الماء).
يجدر التنويه هنا إلى أنّ تعريف لويس متناغم مع تعريف برونستد ولوري لأنّ التفاعل:
H++OH−↽−−⇀H2O{\displaystyle {\ce {H+ + OH- <=> H2O}}}{\displaystyle {\ce {H+ + OH- <=> H2O}}}
هو تفاعل حمض-قاعدة في كلا التعريفين.
## اقرأ أيضا
## ملاحظات
تصنيفات مخفية: | article | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,442 | ووفقأ لهذا التعريف فإنّ تفاعل الحمض مع القاعدة هو تفاعل إزالة أيون الهيدروجين من الحمض وإضافته إلى القاعدة[17]، وتؤدي إزالة أيون الهيدروجين من الحمض إلى إنتاج القاعدة القرينة conjugate base والتي لا تعدو كونها حمضًا نُزع منه أيون الهيدروجين. | sentence | ووفقأ لهذا التعريف فإنّ تفاعل الحمض مع القاعدة هو تفاعل إزالة أيون الهيدروجين من الحمض وإضافته إلى القاعدة[17]، وتؤدي إزالة أيون الهيدروجين من الحمض إلى إنتاج القاعدة القرينة conjugate base والتي لا تعدو كونها حمضًا نُزع منه أيون الهيدروجين. وبالمثل، فإن استقبال أيون الهيدروجين من طرف القاعدة ينتج حمضًأ قرينًا conjugate acid، والذي لا يعدو كونه قاعدة أضيف إليها أيون الهيدروجين. | paragraph | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,443 | وبالمثل، فإن استقبال أيون الهيدروجين من طرف القاعدة ينتج حمضًأ قرينًا conjugate acid، والذي لا يعدو كونه قاعدة أضيف إليها أيون الهيدروجين. | sentence | ووفقأ لهذا التعريف فإنّ تفاعل الحمض مع القاعدة هو تفاعل إزالة أيون الهيدروجين من الحمض وإضافته إلى القاعدة[17]، وتؤدي إزالة أيون الهيدروجين من الحمض إلى إنتاج القاعدة القرينة conjugate base والتي لا تعدو كونها حمضًا نُزع منه أيون الهيدروجين. وبالمثل، فإن استقبال أيون الهيدروجين من طرف القاعدة ينتج حمضًأ قرينًا conjugate acid، والذي لا يعدو كونه قاعدة أضيف إليها أيون الهيدروجين. | paragraph | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,444 | على خلاف التعريفات السابقة للأحماض والقواعد، فإن تعريف برونستد-لوري لا يشير إلى تكون الملح والمذيب، وإنما إلى تكون الأحماض القرينة والقواعد القرينة، والتي تنتج من انتقال البروتون من الحمض إلى القاعدة[11][16]، ووفقًا لهذا التعريف فإنّ الأحماض والقواعد تسلك سلوكًا يختلف جوهريًأ عن الأملاح، والتي يُنظر إليها على أنّها الكتروليتات تخضع لنظريات ديباي وأونساكر وغيرهما. لا يتفاعل الحمض مع القاعدة لإنتاج الملح والمذيب، وإنما لإنتاج حمض جديد وقاعدة جديدة، وهذا يعني غيابًا تامًا لمفهوم التعادل.[3] يستقل سلوك الأحماض والقواعد بصورة تامة عن أي مذيب، وبهذا تدخل المزيد من المركبات ضمن هذا التعريف مقارنة بتعريف أرينيوس. يعتمد حساب قيمة pH (الأس الهيدروجيني) في نظرية أرينيوس على ذوبان القواعد في الماء (المحلول المائي) أما نظرية برونستد ولوري فقد توسعت في مجال قياس الأس الهيدروجيني ليشمل المحاليل الذائبة وغير الذائبة (الغاز، السائل، الصلب). | paragraph | القائمة الرئيسية
القائمة الرئيسية
انقل للشريط الجانبيأخف
الموسوعة
تصفح
مشاركة
بحث
المظهر
أدوات شخصية
## المحتويات
انقل للشريط الجانبيأخف
تبديل عرض جدول المحتويات
# تفاعل حمض-قاعدة
49 لغة
العربية
أدوات
أدوات
انقل للشريط الجانبيأخف
إجراءات
عام
طباعة/تصدير
في مشاريع أخرى
المظهر
انقل للشريط الجانبيأخف
من ويكيبيديا، الموسوعة الحرة
أحماض وقواعد
أنماط الحموض
أنماط القواعد
التفاعل الحمضي-القاعدي[1] هو تفاعل كيميائي يحدث بين الحمض والقاعدة "قاعدة (كيمياء)"). عدة مصطلحات تستخدم هنا لوصف آليات التفاعل وشرح هذه التفاعلات وتطبيقاتها. بالرغم من تشابه تعريفات الحمض والأساس فإن كل تعريف له أهميته واستخداماته في تفاعلات حمض-قاعدة بالنسبة إلى تفاعلات السوائل والغازات.
## تعريفات الحمض والقاعدة
### التطور التاريخي
أول من اقترح مفهوم تفاعل الحمض مع القاعدة كان الكيميائي الفرنسي كواليوم فرانسوا راؤول سنة 1754 وهو من أضاف مصطلح «قاعدة» إلى الكيمياء وهي المادة التي تتفاعل مع الحمض لتحوله إلى الحالة الصلبة (على هيئة ملح).
#### نظرية الأكسجين للافوازييه
أول من وضع تعريفًا علميًا للحمض والقاعدة هو أنطوان لافوازييه سنة 1776. كانت معرفة لافوازييه بالأحماض القوية مقصورة على الأحماض الأكسجينية مثل حمض النتريك HNO3 وحمض الكبريتيك H2SO4 والتي تحتوي على ذرات مركزية تكون في حالة تاكسدية "أكسدة (كيمياء)") عالية ومحاطة بذرات الأكسجين، ولم يكن لافوازييه مدركًا لتركيب الأحماض الهالوجينية ( حمض الهيدروفلوريك HF، حمض الهيدروكلوريك HCl، حمض الهيدروبروميك HBR، حمض الهيدرويوديك HI)؛ لذا فقد عرّف الأحماض بالاعتماد على ما تحتويه من ذرات الأكسجين وكلمة أكسجين تعني باليونانية مولِّد الحمض (من الكلمتين اليونانيتين οξυς (oxys) وتعني حمض و γεινομαι (geinomai) وتعني مولد). بقي تعريف لافوازييه سائدًا مدة 30 عامًا إلى نشر همفري ديفي سنة 1810 مقالة وألقى عدة محاضرات لاحقة أثبت فيها غياب الأكسجين عن حمض كبريتيد الهيدروجين H2S وتولوريد الهيدروجين H2Te والأحماض الهالوجينية. ولكن لم يفلح ديفي في وضع نظرية جديدة، ووصل إلى نتيجة مفادها أنّ «الحامضية لا تعتمد على مادة معيّنة، ولكن على طريقة ترتيب فريدة لعدد من المواد».[3] عدّل يون ياكوب بيرسيليوس نظرية الأكسجين لتنصّ على أنّ الأحماض هي أكاسيد اللافلزات أم القواعد فهي أكاسيد الفلزات.
#### نظرية الهيدروجين لليبيغ
اقترح يوستوس فون ليبيغ سنة 1838 أن الحمض هو مركب يحتوي على ذرة هيدروجين يمكن للفلز أن يحل محلها.[4][5][6] استند ليبيغ في إعادة تعريف الأحماض على تجاربه المكثفة في تحليل التركيب الكيميائي للأحماض العضوية، ومع أنّ تعريف ليبيغ كان تعريفًا عمليًا خالصًا، إلاّ أنه بقي سائدًا ما يقارب نصف قرن إلى أن جرى اعتماد تعريف أرينيوس.[7]
### نظرية أرينيوس
قام أرينيوس عام 1887 بصياغة مفهوم حمض-قاعدة معتمدا على نظرية التأين , وظاهرة التوصيل الكهربائي المعين عمليا على محاليل الأملاح "ملح (كيمياء)") في الماء وكذلك محاليل أحماض أو قواعد.[10] وكان ارينيوس يجري تجاربه على محاليل الأملاح باعتبارها كهارل، كما استخدم الأحماض أيكا في التحليل الكهربائي. وتبين له أن 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.
وفقًا لأرينيوس فإن:
- حمض أرينيوس هو المركب الذي يؤدي تحلله في الماء إلى تكوين أيونات الهيدروجين (H+)[11]، وهذا يعني أن الحمض يزيد تركيز أيونات H+ في المحلول المائي.
يؤدي هذا إلى برتنة الماء أو إنتاج أيون الهيدرونيوم (H3O+)، وفي أدبيات الكيمياء المعاصرة يستخدم الرمز H+ كاختصار للأيون H3O+ لأنّ من المعروف الآن أنّ البروتون غير موجود كفصيل حر في المحلول المائي.[12]
- قاعدة أرينيوس هي المركب الذي يؤدي تحلله في الماء إلى تكوين أيونات الهيدروكسيد (OH−)، وهذا يعني أن القاعدة تزيد تركيز أيون OH− في المحلول المائي.
إن تعريفي أرينيوس للحمض والقاعدة مقيدان بالمحاليل المائية، ويشير إلى تركيز أيونات المذيب، ووفقًا لهذين التعريفين فإن H2SO4 و HCl النقيين الذائبين في التولوين لا يعدّان حمضين، وكذلك الأمر بالنسبة إلى منصهر NaOH ومحاليل أميد الكالسيوم في الأمونيا السائلة إذ لا يعدّان قواعد أيضًا. هذا القصور في تعريف الحامضية والقلوية (القاعدية) في المحاليل غير المائية أدى لاحقًا إلى تطوير نظرية برونشتد ولوري وتلتها نظرية لويس.[13]
يسمى تفاعل الحمض مع القاعدة بتفاعل التعادل "تعادل (كيمياء)")، وينتج عن هذا التفاعل الملح "ملح (كيمياء)") والماء:
acid+base⟶salt+water{\displaystyle {\ce {acid + base -> salt + water}}}{\displaystyle {\ce {acid + base -> salt + water}}}
HCl(aq)+NaOH(aq)⟶NaCl(aq)+H2O{\displaystyle {\ce {{HCl_{(aq)}}+NaOH_{(aq)}->{NaCl_{(aq)}}+H_{2}O}}}{\displaystyle {\ce {{HCl_{(aq)}}+NaOH_{(aq)}->{NaCl_{(aq)}}+H_{2}O}}}
لم تحتوِ المعادلات التي كتبها أرينيوس على المعدِّل (aq) بل كان يفترض وجوده ضمنيًا، إذ أنّه يشير إلى أنّ المادة ذائبة في الماء، وعلى الرغم من أن المواد الثلاثة أعلاه HCl و NaOH و NaCl موجودة بصورة نقية إلّا أنّها تتحلل بالكامل في المحاليل المائية لتكون أيونات H+ و Cl− و Na+ و OH− المائية.
### تعريف برونستد-لوري
وضع تعريف برونستد-لوري سنة 1923 من قبل العالمين يوهانس نيكولاوس برونستد في الدنمارك وتوماس لوري في انكلترا[14][15]، استنادًا إلى فكرة إضافة بروتون إلى القواعد عن طريق نزع بروتون من الأحماض، بمعنى أنّ الأحماض هي المركبات التي تمنح أيون الهيدروجين (H+) - والتي تعرف بالبروتونات - إلى القواعد التي تستقبل هذه الأيونات.[16]
ووفقأ لهذا التعريف فإنّ تفاعل الحمض مع القاعدة هو تفاعل إزالة أيون الهيدروجين من الحمض وإضافته إلى القاعدة[17]، وتؤدي إزالة أيون الهيدروجين من الحمض إلى إنتاج القاعدة القرينة conjugate base والتي لا تعدو كونها حمضًا نُزع منه أيون الهيدروجين. وبالمثل، فإن استقبال أيون الهيدروجين من طرف القاعدة ينتج حمضًأ قرينًا conjugate acid، والذي لا يعدو كونه قاعدة أضيف إليها أيون الهيدروجين.
على خلاف التعريفات السابقة للأحماض والقواعد، فإن تعريف برونستد-لوري لا يشير إلى تكون الملح والمذيب، وإنما إلى تكون الأحماض القرينة والقواعد القرينة، والتي تنتج من انتقال البروتون من الحمض إلى القاعدة[11][16]، ووفقًا لهذا التعريف فإنّ الأحماض والقواعد تسلك سلوكًا يختلف جوهريًأ عن الأملاح، والتي يُنظر إليها على أنّها الكتروليتات تخضع لنظريات ديباي وأونساكر وغيرهما. لا يتفاعل الحمض مع القاعدة لإنتاج الملح والمذيب، وإنما لإنتاج حمض جديد وقاعدة جديدة، وهذا يعني غيابًا تامًا لمفهوم التعادل.[3] يستقل سلوك الأحماض والقواعد بصورة تامة عن أي مذيب، وبهذا تدخل المزيد من المركبات ضمن هذا التعريف مقارنة بتعريف أرينيوس. يعتمد حساب قيمة pH (الأس الهيدروجيني) في نظرية أرينيوس على ذوبان القواعد في الماء (المحلول المائي) أما نظرية برونستد ولوري فقد توسعت في مجال قياس الأس الهيدروجيني ليشمل المحاليل الذائبة وغير الذائبة (الغاز، السائل، الصلب).
الصيغة العامة لتفاعل الحمض مع القاعدة وفقًا لتعريف برونستد-لوري هي:
HA−+B⟶BH++A{\displaystyle {\ce {{HA^{-}}+B->{BH+}+A}}}{\displaystyle {\ce {{HA^{-}}+B->{BH+}+A}}}
تمثل HA الحمض، وB القاعدة، و BH+ الحمض القرين، وA− القاعدة القرينة للحمض HA.
HCl+H2O↽−−⇀H3O++Cl−{\displaystyle {\ce {HCl + H2O <=> H3O+ + Cl-}}}{\displaystyle {\ce {HCl + H2O <=> H3O+ + Cl-}}}
تؤدي إزالة أيون الهيدروجين H+ من HCl إلى إنتاج أيون الكلوريد Cl- والذي يمثّل القاعدة القرينة للحمض. وتؤدي إضافة أيون الهيدروجين H+ إلى جزيئة الماء (التي تسلك سلوك القاعدة في هذا المثال) إلى تكوين أيون الهيدرونيوم H3O+ والذي يمثل الحمض القرين للقاعدة.
يعد الماء مركبًا أموفتيريًا "تذبذب (كيمياء)") أي أنّ بمقدوره أن يسلوك سلوك الأحماض والقواعد، وتفسر نظرية بروسنتد ولوري هذا السلوك بتحلل الماء إلى تراكيز منخفضة من أيونات الهيدرونيوم والهيدروكسيد:
H2O+H2O↽−−⇀H3O++OH−{\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}{\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}
توضح الصورة أدناه ما يحدث في هذا التفاعل:
### تعريف لويس
وضع جيلبرت لويس سنة 1923[18] -وهو نفس العام الذي وضع فيه تعريف بورنستد ولوري - تعريفًا لا يحتاج إلى وجود الهيدروجين كما هو الحال في تعريف برونستد ولوري ولكنه لم يعتمد هذا التعريف حتى سنة 1938.[3] فعوضًا عن تعريف تفاعلات حمض-قاعدة بالاعتماد على البروتونات أو أي عناصر أخرى، عرّف لويس القاعدة (ويشار إليها بقاعدة لويس) بأنّها المركب الذي يمكنه منح مزدوج إلكتروني، وعرّف الحمض (حمض لويس) بأنّه المركب الذي يمكنه استقبال هذا المزدوج الإلكتروني.[19] فعلى سبيل المثال يعدّ BF3 ثلاثي فلوريد البورون حمض لويس، إذ بمقدوره استقبال مزدوج إلكتروني لأنّه يمتلك مكانًا شاغرًا وفقًا لقاعدة الثمانيات التي وضعها لويس نفسه. أما أيون الفلوريد فيمتلك غلافًا خارجيًأ ممتلئًا بالإلكترونات؛ لذا فإنّه قادر على منح مزدوج إلكتروني، ويعدّ التفاعل:
BF3+F−⟶BF4−{\displaystyle {\ce {BF3 + F- -> BF4-}}}{\displaystyle {\ce {BF3 + F- -> BF4-}}}
تفاعل حمض لويس مع قاعدة لويس.
تستطيع مركبات عناصر المجموعة 13 ذات الصيغة AX3 أن تسلك سلوك حوامض لويس، ويمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 15 ذات الصيغة DY3 مثل الأمينات "أمين (كيمياء)") NR3 والفوسفينات PR3 أن تسلك سلوك قواعد لويس، وتكون نواتج الإضافة بين هذين النوعين من المركبات بالصيغة X3A←DY3 التي تحتوي على آصرة تناسقية يُعبَّر عنها بالرمز ← بين الذرة A (المستقبلة للزوج الإلكتروني) و D (المانحة للزو[ الإلكتروني). يمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 16 ذات الصيغة DX2 أن تسلك سلوك قواعد لويس، ووفقًا لهذا فإنّ مركبات مثل الإيثرات R2O والثيوإيثرات R2S يمكن أن تسلك سلوك قواعد لويس. يمكن كذلك لأحادي أكسيد الكربون CO أن يسلك سلوك قاعدة لويس عند تفاعله مع ثلاثي فلوريد البورون لتكوين ناتج الإضافة F3B←CO.
تسمى المركبات التي تنتج من هذه التفاعلات والتي تحتوي على ذرات الفلزات بالمركبات التساهمية، إذ تساهم كل ربيطة Ligand بمنح زوج من الإلكترونات إلى أيون الفلز[19]، ويمكن أن نعدّ التفاعل:
[Ag(H2O)4]+2NH3⟶[Ag(NH3)2]++4H2O{\displaystyle {\ce {[Ag(H2O)4]+ 2NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4H2O}}}{\displaystyle {\ce {[Ag(H2O)4]+ 2NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4H2O}}}
تفاعل حمض-قاعدة تحلّ فيه القاعدة الأقوى ( الأمونيا) محلّ القاعدة الأضعف ( الماء).
يجدر التنويه هنا إلى أنّ تعريف لويس متناغم مع تعريف برونستد ولوري لأنّ التفاعل:
H++OH−↽−−⇀H2O{\displaystyle {\ce {H+ + OH- <=> H2O}}}{\displaystyle {\ce {H+ + OH- <=> H2O}}}
هو تفاعل حمض-قاعدة في كلا التعريفين.
## اقرأ أيضا
## ملاحظات
تصنيفات مخفية: | article | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,445 | على خلاف التعريفات السابقة للأحماض والقواعد، فإن تعريف برونستد-لوري لا يشير إلى تكون الملح والمذيب، وإنما إلى تكون الأحماض القرينة والقواعد القرينة، والتي تنتج من انتقال البروتون من الحمض إلى القاعدة[11][16]، ووفقًا لهذا التعريف فإنّ الأحماض والقواعد تسلك سلوكًا يختلف جوهريًأ عن الأملاح، والتي يُنظر إليها على أنّها الكتروليتات تخضع لنظريات ديباي وأونساكر وغيرهما. | sentence | على خلاف التعريفات السابقة للأحماض والقواعد، فإن تعريف برونستد-لوري لا يشير إلى تكون الملح والمذيب، وإنما إلى تكون الأحماض القرينة والقواعد القرينة، والتي تنتج من انتقال البروتون من الحمض إلى القاعدة[11][16]، ووفقًا لهذا التعريف فإنّ الأحماض والقواعد تسلك سلوكًا يختلف جوهريًأ عن الأملاح، والتي يُنظر إليها على أنّها الكتروليتات تخضع لنظريات ديباي وأونساكر وغيرهما. لا يتفاعل الحمض مع القاعدة لإنتاج الملح والمذيب، وإنما لإنتاج حمض جديد وقاعدة جديدة، وهذا يعني غيابًا تامًا لمفهوم التعادل.[3] يستقل سلوك الأحماض والقواعد بصورة تامة عن أي مذيب، وبهذا تدخل المزيد من المركبات ضمن هذا التعريف مقارنة بتعريف أرينيوس. يعتمد حساب قيمة pH (الأس الهيدروجيني) في نظرية أرينيوس على ذوبان القواعد في الماء (المحلول المائي) أما نظرية برونستد ولوري فقد توسعت في مجال قياس الأس الهيدروجيني ليشمل المحاليل الذائبة وغير الذائبة (الغاز، السائل، الصلب). | paragraph | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,446 | لا يتفاعل الحمض مع القاعدة لإنتاج الملح والمذيب، وإنما لإنتاج حمض جديد وقاعدة جديدة، وهذا يعني غيابًا تامًا لمفهوم التعادل.[ | sentence | على خلاف التعريفات السابقة للأحماض والقواعد، فإن تعريف برونستد-لوري لا يشير إلى تكون الملح والمذيب، وإنما إلى تكون الأحماض القرينة والقواعد القرينة، والتي تنتج من انتقال البروتون من الحمض إلى القاعدة[11][16]، ووفقًا لهذا التعريف فإنّ الأحماض والقواعد تسلك سلوكًا يختلف جوهريًأ عن الأملاح، والتي يُنظر إليها على أنّها الكتروليتات تخضع لنظريات ديباي وأونساكر وغيرهما. لا يتفاعل الحمض مع القاعدة لإنتاج الملح والمذيب، وإنما لإنتاج حمض جديد وقاعدة جديدة، وهذا يعني غيابًا تامًا لمفهوم التعادل.[3] يستقل سلوك الأحماض والقواعد بصورة تامة عن أي مذيب، وبهذا تدخل المزيد من المركبات ضمن هذا التعريف مقارنة بتعريف أرينيوس. يعتمد حساب قيمة pH (الأس الهيدروجيني) في نظرية أرينيوس على ذوبان القواعد في الماء (المحلول المائي) أما نظرية برونستد ولوري فقد توسعت في مجال قياس الأس الهيدروجيني ليشمل المحاليل الذائبة وغير الذائبة (الغاز، السائل، الصلب). | paragraph | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,447 | 3] يستقل سلوك الأحماض والقواعد بصورة تامة عن أي مذيب، وبهذا تدخل المزيد من المركبات ضمن هذا التعريف مقارنة بتعريف أرينيوس. | sentence | على خلاف التعريفات السابقة للأحماض والقواعد، فإن تعريف برونستد-لوري لا يشير إلى تكون الملح والمذيب، وإنما إلى تكون الأحماض القرينة والقواعد القرينة، والتي تنتج من انتقال البروتون من الحمض إلى القاعدة[11][16]، ووفقًا لهذا التعريف فإنّ الأحماض والقواعد تسلك سلوكًا يختلف جوهريًأ عن الأملاح، والتي يُنظر إليها على أنّها الكتروليتات تخضع لنظريات ديباي وأونساكر وغيرهما. لا يتفاعل الحمض مع القاعدة لإنتاج الملح والمذيب، وإنما لإنتاج حمض جديد وقاعدة جديدة، وهذا يعني غيابًا تامًا لمفهوم التعادل.[3] يستقل سلوك الأحماض والقواعد بصورة تامة عن أي مذيب، وبهذا تدخل المزيد من المركبات ضمن هذا التعريف مقارنة بتعريف أرينيوس. يعتمد حساب قيمة pH (الأس الهيدروجيني) في نظرية أرينيوس على ذوبان القواعد في الماء (المحلول المائي) أما نظرية برونستد ولوري فقد توسعت في مجال قياس الأس الهيدروجيني ليشمل المحاليل الذائبة وغير الذائبة (الغاز، السائل، الصلب). | paragraph | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,448 | يعتمد حساب قيمة pH (الأس الهيدروجيني) في نظرية أرينيوس على ذوبان القواعد في الماء (المحلول المائي) أما نظرية برونستد ولوري فقد توسعت في مجال قياس الأس الهيدروجيني ليشمل المحاليل الذائبة وغير الذائبة (الغاز، السائل، الصلب). | sentence | على خلاف التعريفات السابقة للأحماض والقواعد، فإن تعريف برونستد-لوري لا يشير إلى تكون الملح والمذيب، وإنما إلى تكون الأحماض القرينة والقواعد القرينة، والتي تنتج من انتقال البروتون من الحمض إلى القاعدة[11][16]، ووفقًا لهذا التعريف فإنّ الأحماض والقواعد تسلك سلوكًا يختلف جوهريًأ عن الأملاح، والتي يُنظر إليها على أنّها الكتروليتات تخضع لنظريات ديباي وأونساكر وغيرهما. لا يتفاعل الحمض مع القاعدة لإنتاج الملح والمذيب، وإنما لإنتاج حمض جديد وقاعدة جديدة، وهذا يعني غيابًا تامًا لمفهوم التعادل.[3] يستقل سلوك الأحماض والقواعد بصورة تامة عن أي مذيب، وبهذا تدخل المزيد من المركبات ضمن هذا التعريف مقارنة بتعريف أرينيوس. يعتمد حساب قيمة pH (الأس الهيدروجيني) في نظرية أرينيوس على ذوبان القواعد في الماء (المحلول المائي) أما نظرية برونستد ولوري فقد توسعت في مجال قياس الأس الهيدروجيني ليشمل المحاليل الذائبة وغير الذائبة (الغاز، السائل، الصلب). | paragraph | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,449 | تؤدي إزالة أيون الهيدروجين H+ من HCl إلى إنتاج أيون الكلوريد Cl- والذي يمثّل القاعدة القرينة للحمض. وتؤدي إضافة أيون الهيدروجين H+ إلى جزيئة الماء (التي تسلك سلوك القاعدة في هذا المثال) إلى تكوين أيون الهيدرونيوم H3O+ والذي يمثل الحمض القرين للقاعدة. | paragraph | القائمة الرئيسية
القائمة الرئيسية
انقل للشريط الجانبيأخف
الموسوعة
تصفح
مشاركة
بحث
المظهر
أدوات شخصية
## المحتويات
انقل للشريط الجانبيأخف
تبديل عرض جدول المحتويات
# تفاعل حمض-قاعدة
49 لغة
العربية
أدوات
أدوات
انقل للشريط الجانبيأخف
إجراءات
عام
طباعة/تصدير
في مشاريع أخرى
المظهر
انقل للشريط الجانبيأخف
من ويكيبيديا، الموسوعة الحرة
أحماض وقواعد
أنماط الحموض
أنماط القواعد
التفاعل الحمضي-القاعدي[1] هو تفاعل كيميائي يحدث بين الحمض والقاعدة "قاعدة (كيمياء)"). عدة مصطلحات تستخدم هنا لوصف آليات التفاعل وشرح هذه التفاعلات وتطبيقاتها. بالرغم من تشابه تعريفات الحمض والأساس فإن كل تعريف له أهميته واستخداماته في تفاعلات حمض-قاعدة بالنسبة إلى تفاعلات السوائل والغازات.
## تعريفات الحمض والقاعدة
### التطور التاريخي
أول من اقترح مفهوم تفاعل الحمض مع القاعدة كان الكيميائي الفرنسي كواليوم فرانسوا راؤول سنة 1754 وهو من أضاف مصطلح «قاعدة» إلى الكيمياء وهي المادة التي تتفاعل مع الحمض لتحوله إلى الحالة الصلبة (على هيئة ملح).
#### نظرية الأكسجين للافوازييه
أول من وضع تعريفًا علميًا للحمض والقاعدة هو أنطوان لافوازييه سنة 1776. كانت معرفة لافوازييه بالأحماض القوية مقصورة على الأحماض الأكسجينية مثل حمض النتريك HNO3 وحمض الكبريتيك H2SO4 والتي تحتوي على ذرات مركزية تكون في حالة تاكسدية "أكسدة (كيمياء)") عالية ومحاطة بذرات الأكسجين، ولم يكن لافوازييه مدركًا لتركيب الأحماض الهالوجينية ( حمض الهيدروفلوريك HF، حمض الهيدروكلوريك HCl، حمض الهيدروبروميك HBR، حمض الهيدرويوديك HI)؛ لذا فقد عرّف الأحماض بالاعتماد على ما تحتويه من ذرات الأكسجين وكلمة أكسجين تعني باليونانية مولِّد الحمض (من الكلمتين اليونانيتين οξυς (oxys) وتعني حمض و γεινομαι (geinomai) وتعني مولد). بقي تعريف لافوازييه سائدًا مدة 30 عامًا إلى نشر همفري ديفي سنة 1810 مقالة وألقى عدة محاضرات لاحقة أثبت فيها غياب الأكسجين عن حمض كبريتيد الهيدروجين H2S وتولوريد الهيدروجين H2Te والأحماض الهالوجينية. ولكن لم يفلح ديفي في وضع نظرية جديدة، ووصل إلى نتيجة مفادها أنّ «الحامضية لا تعتمد على مادة معيّنة، ولكن على طريقة ترتيب فريدة لعدد من المواد».[3] عدّل يون ياكوب بيرسيليوس نظرية الأكسجين لتنصّ على أنّ الأحماض هي أكاسيد اللافلزات أم القواعد فهي أكاسيد الفلزات.
#### نظرية الهيدروجين لليبيغ
اقترح يوستوس فون ليبيغ سنة 1838 أن الحمض هو مركب يحتوي على ذرة هيدروجين يمكن للفلز أن يحل محلها.[4][5][6] استند ليبيغ في إعادة تعريف الأحماض على تجاربه المكثفة في تحليل التركيب الكيميائي للأحماض العضوية، ومع أنّ تعريف ليبيغ كان تعريفًا عمليًا خالصًا، إلاّ أنه بقي سائدًا ما يقارب نصف قرن إلى أن جرى اعتماد تعريف أرينيوس.[7]
### نظرية أرينيوس
قام أرينيوس عام 1887 بصياغة مفهوم حمض-قاعدة معتمدا على نظرية التأين , وظاهرة التوصيل الكهربائي المعين عمليا على محاليل الأملاح "ملح (كيمياء)") في الماء وكذلك محاليل أحماض أو قواعد.[10] وكان ارينيوس يجري تجاربه على محاليل الأملاح باعتبارها كهارل، كما استخدم الأحماض أيكا في التحليل الكهربائي. وتبين له أن 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.
وفقًا لأرينيوس فإن:
- حمض أرينيوس هو المركب الذي يؤدي تحلله في الماء إلى تكوين أيونات الهيدروجين (H+)[11]، وهذا يعني أن الحمض يزيد تركيز أيونات H+ في المحلول المائي.
يؤدي هذا إلى برتنة الماء أو إنتاج أيون الهيدرونيوم (H3O+)، وفي أدبيات الكيمياء المعاصرة يستخدم الرمز H+ كاختصار للأيون H3O+ لأنّ من المعروف الآن أنّ البروتون غير موجود كفصيل حر في المحلول المائي.[12]
- قاعدة أرينيوس هي المركب الذي يؤدي تحلله في الماء إلى تكوين أيونات الهيدروكسيد (OH−)، وهذا يعني أن القاعدة تزيد تركيز أيون OH− في المحلول المائي.
إن تعريفي أرينيوس للحمض والقاعدة مقيدان بالمحاليل المائية، ويشير إلى تركيز أيونات المذيب، ووفقًا لهذين التعريفين فإن H2SO4 و HCl النقيين الذائبين في التولوين لا يعدّان حمضين، وكذلك الأمر بالنسبة إلى منصهر NaOH ومحاليل أميد الكالسيوم في الأمونيا السائلة إذ لا يعدّان قواعد أيضًا. هذا القصور في تعريف الحامضية والقلوية (القاعدية) في المحاليل غير المائية أدى لاحقًا إلى تطوير نظرية برونشتد ولوري وتلتها نظرية لويس.[13]
يسمى تفاعل الحمض مع القاعدة بتفاعل التعادل "تعادل (كيمياء)")، وينتج عن هذا التفاعل الملح "ملح (كيمياء)") والماء:
acid+base⟶salt+water{\displaystyle {\ce {acid + base -> salt + water}}}{\displaystyle {\ce {acid + base -> salt + water}}}
HCl(aq)+NaOH(aq)⟶NaCl(aq)+H2O{\displaystyle {\ce {{HCl_{(aq)}}+NaOH_{(aq)}->{NaCl_{(aq)}}+H_{2}O}}}{\displaystyle {\ce {{HCl_{(aq)}}+NaOH_{(aq)}->{NaCl_{(aq)}}+H_{2}O}}}
لم تحتوِ المعادلات التي كتبها أرينيوس على المعدِّل (aq) بل كان يفترض وجوده ضمنيًا، إذ أنّه يشير إلى أنّ المادة ذائبة في الماء، وعلى الرغم من أن المواد الثلاثة أعلاه HCl و NaOH و NaCl موجودة بصورة نقية إلّا أنّها تتحلل بالكامل في المحاليل المائية لتكون أيونات H+ و Cl− و Na+ و OH− المائية.
### تعريف برونستد-لوري
وضع تعريف برونستد-لوري سنة 1923 من قبل العالمين يوهانس نيكولاوس برونستد في الدنمارك وتوماس لوري في انكلترا[14][15]، استنادًا إلى فكرة إضافة بروتون إلى القواعد عن طريق نزع بروتون من الأحماض، بمعنى أنّ الأحماض هي المركبات التي تمنح أيون الهيدروجين (H+) - والتي تعرف بالبروتونات - إلى القواعد التي تستقبل هذه الأيونات.[16]
ووفقأ لهذا التعريف فإنّ تفاعل الحمض مع القاعدة هو تفاعل إزالة أيون الهيدروجين من الحمض وإضافته إلى القاعدة[17]، وتؤدي إزالة أيون الهيدروجين من الحمض إلى إنتاج القاعدة القرينة conjugate base والتي لا تعدو كونها حمضًا نُزع منه أيون الهيدروجين. وبالمثل، فإن استقبال أيون الهيدروجين من طرف القاعدة ينتج حمضًأ قرينًا conjugate acid، والذي لا يعدو كونه قاعدة أضيف إليها أيون الهيدروجين.
على خلاف التعريفات السابقة للأحماض والقواعد، فإن تعريف برونستد-لوري لا يشير إلى تكون الملح والمذيب، وإنما إلى تكون الأحماض القرينة والقواعد القرينة، والتي تنتج من انتقال البروتون من الحمض إلى القاعدة[11][16]، ووفقًا لهذا التعريف فإنّ الأحماض والقواعد تسلك سلوكًا يختلف جوهريًأ عن الأملاح، والتي يُنظر إليها على أنّها الكتروليتات تخضع لنظريات ديباي وأونساكر وغيرهما. لا يتفاعل الحمض مع القاعدة لإنتاج الملح والمذيب، وإنما لإنتاج حمض جديد وقاعدة جديدة، وهذا يعني غيابًا تامًا لمفهوم التعادل.[3] يستقل سلوك الأحماض والقواعد بصورة تامة عن أي مذيب، وبهذا تدخل المزيد من المركبات ضمن هذا التعريف مقارنة بتعريف أرينيوس. يعتمد حساب قيمة pH (الأس الهيدروجيني) في نظرية أرينيوس على ذوبان القواعد في الماء (المحلول المائي) أما نظرية برونستد ولوري فقد توسعت في مجال قياس الأس الهيدروجيني ليشمل المحاليل الذائبة وغير الذائبة (الغاز، السائل، الصلب).
الصيغة العامة لتفاعل الحمض مع القاعدة وفقًا لتعريف برونستد-لوري هي:
HA−+B⟶BH++A{\displaystyle {\ce {{HA^{-}}+B->{BH+}+A}}}{\displaystyle {\ce {{HA^{-}}+B->{BH+}+A}}}
تمثل HA الحمض، وB القاعدة، و BH+ الحمض القرين، وA− القاعدة القرينة للحمض HA.
HCl+H2O↽−−⇀H3O++Cl−{\displaystyle {\ce {HCl + H2O <=> H3O+ + Cl-}}}{\displaystyle {\ce {HCl + H2O <=> H3O+ + Cl-}}}
تؤدي إزالة أيون الهيدروجين H+ من HCl إلى إنتاج أيون الكلوريد Cl- والذي يمثّل القاعدة القرينة للحمض. وتؤدي إضافة أيون الهيدروجين H+ إلى جزيئة الماء (التي تسلك سلوك القاعدة في هذا المثال) إلى تكوين أيون الهيدرونيوم H3O+ والذي يمثل الحمض القرين للقاعدة.
يعد الماء مركبًا أموفتيريًا "تذبذب (كيمياء)") أي أنّ بمقدوره أن يسلوك سلوك الأحماض والقواعد، وتفسر نظرية بروسنتد ولوري هذا السلوك بتحلل الماء إلى تراكيز منخفضة من أيونات الهيدرونيوم والهيدروكسيد:
H2O+H2O↽−−⇀H3O++OH−{\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}{\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}
توضح الصورة أدناه ما يحدث في هذا التفاعل:
### تعريف لويس
وضع جيلبرت لويس سنة 1923[18] -وهو نفس العام الذي وضع فيه تعريف بورنستد ولوري - تعريفًا لا يحتاج إلى وجود الهيدروجين كما هو الحال في تعريف برونستد ولوري ولكنه لم يعتمد هذا التعريف حتى سنة 1938.[3] فعوضًا عن تعريف تفاعلات حمض-قاعدة بالاعتماد على البروتونات أو أي عناصر أخرى، عرّف لويس القاعدة (ويشار إليها بقاعدة لويس) بأنّها المركب الذي يمكنه منح مزدوج إلكتروني، وعرّف الحمض (حمض لويس) بأنّه المركب الذي يمكنه استقبال هذا المزدوج الإلكتروني.[19] فعلى سبيل المثال يعدّ BF3 ثلاثي فلوريد البورون حمض لويس، إذ بمقدوره استقبال مزدوج إلكتروني لأنّه يمتلك مكانًا شاغرًا وفقًا لقاعدة الثمانيات التي وضعها لويس نفسه. أما أيون الفلوريد فيمتلك غلافًا خارجيًأ ممتلئًا بالإلكترونات؛ لذا فإنّه قادر على منح مزدوج إلكتروني، ويعدّ التفاعل:
BF3+F−⟶BF4−{\displaystyle {\ce {BF3 + F- -> BF4-}}}{\displaystyle {\ce {BF3 + F- -> BF4-}}}
تفاعل حمض لويس مع قاعدة لويس.
تستطيع مركبات عناصر المجموعة 13 ذات الصيغة AX3 أن تسلك سلوك حوامض لويس، ويمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 15 ذات الصيغة DY3 مثل الأمينات "أمين (كيمياء)") NR3 والفوسفينات PR3 أن تسلك سلوك قواعد لويس، وتكون نواتج الإضافة بين هذين النوعين من المركبات بالصيغة X3A←DY3 التي تحتوي على آصرة تناسقية يُعبَّر عنها بالرمز ← بين الذرة A (المستقبلة للزوج الإلكتروني) و D (المانحة للزو[ الإلكتروني). يمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 16 ذات الصيغة DX2 أن تسلك سلوك قواعد لويس، ووفقًا لهذا فإنّ مركبات مثل الإيثرات R2O والثيوإيثرات R2S يمكن أن تسلك سلوك قواعد لويس. يمكن كذلك لأحادي أكسيد الكربون CO أن يسلك سلوك قاعدة لويس عند تفاعله مع ثلاثي فلوريد البورون لتكوين ناتج الإضافة F3B←CO.
تسمى المركبات التي تنتج من هذه التفاعلات والتي تحتوي على ذرات الفلزات بالمركبات التساهمية، إذ تساهم كل ربيطة Ligand بمنح زوج من الإلكترونات إلى أيون الفلز[19]، ويمكن أن نعدّ التفاعل:
[Ag(H2O)4]+2NH3⟶[Ag(NH3)2]++4H2O{\displaystyle {\ce {[Ag(H2O)4]+ 2NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4H2O}}}{\displaystyle {\ce {[Ag(H2O)4]+ 2NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4H2O}}}
تفاعل حمض-قاعدة تحلّ فيه القاعدة الأقوى ( الأمونيا) محلّ القاعدة الأضعف ( الماء).
يجدر التنويه هنا إلى أنّ تعريف لويس متناغم مع تعريف برونستد ولوري لأنّ التفاعل:
H++OH−↽−−⇀H2O{\displaystyle {\ce {H+ + OH- <=> H2O}}}{\displaystyle {\ce {H+ + OH- <=> H2O}}}
هو تفاعل حمض-قاعدة في كلا التعريفين.
## اقرأ أيضا
## ملاحظات
تصنيفات مخفية: | article | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,450 | تؤدي إزالة أيون الهيدروجين H+ من HCl إلى إنتاج أيون الكلوريد Cl- والذي يمثّل القاعدة القرينة للحمض. | sentence | تؤدي إزالة أيون الهيدروجين H+ من HCl إلى إنتاج أيون الكلوريد Cl- والذي يمثّل القاعدة القرينة للحمض. وتؤدي إضافة أيون الهيدروجين H+ إلى جزيئة الماء (التي تسلك سلوك القاعدة في هذا المثال) إلى تكوين أيون الهيدرونيوم H3O+ والذي يمثل الحمض القرين للقاعدة. | paragraph | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,451 | وتؤدي إضافة أيون الهيدروجين H+ إلى جزيئة الماء (التي تسلك سلوك القاعدة في هذا المثال) إلى تكوين أيون الهيدرونيوم H3O+ والذي يمثل الحمض القرين للقاعدة. | sentence | تؤدي إزالة أيون الهيدروجين H+ من HCl إلى إنتاج أيون الكلوريد Cl- والذي يمثّل القاعدة القرينة للحمض. وتؤدي إضافة أيون الهيدروجين H+ إلى جزيئة الماء (التي تسلك سلوك القاعدة في هذا المثال) إلى تكوين أيون الهيدرونيوم H3O+ والذي يمثل الحمض القرين للقاعدة. | paragraph | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,452 | يعد الماء مركبًا أموفتيريًا "تذبذب (كيمياء)") أي أنّ بمقدوره أن يسلوك سلوك الأحماض والقواعد، وتفسر نظرية بروسنتد ولوري هذا السلوك بتحلل الماء إلى تراكيز منخفضة من أيونات الهيدرونيوم والهيدروكسيد: | paragraph | القائمة الرئيسية
القائمة الرئيسية
انقل للشريط الجانبيأخف
الموسوعة
تصفح
مشاركة
بحث
المظهر
أدوات شخصية
## المحتويات
انقل للشريط الجانبيأخف
تبديل عرض جدول المحتويات
# تفاعل حمض-قاعدة
49 لغة
العربية
أدوات
أدوات
انقل للشريط الجانبيأخف
إجراءات
عام
طباعة/تصدير
في مشاريع أخرى
المظهر
انقل للشريط الجانبيأخف
من ويكيبيديا، الموسوعة الحرة
أحماض وقواعد
أنماط الحموض
أنماط القواعد
التفاعل الحمضي-القاعدي[1] هو تفاعل كيميائي يحدث بين الحمض والقاعدة "قاعدة (كيمياء)"). عدة مصطلحات تستخدم هنا لوصف آليات التفاعل وشرح هذه التفاعلات وتطبيقاتها. بالرغم من تشابه تعريفات الحمض والأساس فإن كل تعريف له أهميته واستخداماته في تفاعلات حمض-قاعدة بالنسبة إلى تفاعلات السوائل والغازات.
## تعريفات الحمض والقاعدة
### التطور التاريخي
أول من اقترح مفهوم تفاعل الحمض مع القاعدة كان الكيميائي الفرنسي كواليوم فرانسوا راؤول سنة 1754 وهو من أضاف مصطلح «قاعدة» إلى الكيمياء وهي المادة التي تتفاعل مع الحمض لتحوله إلى الحالة الصلبة (على هيئة ملح).
#### نظرية الأكسجين للافوازييه
أول من وضع تعريفًا علميًا للحمض والقاعدة هو أنطوان لافوازييه سنة 1776. كانت معرفة لافوازييه بالأحماض القوية مقصورة على الأحماض الأكسجينية مثل حمض النتريك HNO3 وحمض الكبريتيك H2SO4 والتي تحتوي على ذرات مركزية تكون في حالة تاكسدية "أكسدة (كيمياء)") عالية ومحاطة بذرات الأكسجين، ولم يكن لافوازييه مدركًا لتركيب الأحماض الهالوجينية ( حمض الهيدروفلوريك HF، حمض الهيدروكلوريك HCl، حمض الهيدروبروميك HBR، حمض الهيدرويوديك HI)؛ لذا فقد عرّف الأحماض بالاعتماد على ما تحتويه من ذرات الأكسجين وكلمة أكسجين تعني باليونانية مولِّد الحمض (من الكلمتين اليونانيتين οξυς (oxys) وتعني حمض و γεινομαι (geinomai) وتعني مولد). بقي تعريف لافوازييه سائدًا مدة 30 عامًا إلى نشر همفري ديفي سنة 1810 مقالة وألقى عدة محاضرات لاحقة أثبت فيها غياب الأكسجين عن حمض كبريتيد الهيدروجين H2S وتولوريد الهيدروجين H2Te والأحماض الهالوجينية. ولكن لم يفلح ديفي في وضع نظرية جديدة، ووصل إلى نتيجة مفادها أنّ «الحامضية لا تعتمد على مادة معيّنة، ولكن على طريقة ترتيب فريدة لعدد من المواد».[3] عدّل يون ياكوب بيرسيليوس نظرية الأكسجين لتنصّ على أنّ الأحماض هي أكاسيد اللافلزات أم القواعد فهي أكاسيد الفلزات.
#### نظرية الهيدروجين لليبيغ
اقترح يوستوس فون ليبيغ سنة 1838 أن الحمض هو مركب يحتوي على ذرة هيدروجين يمكن للفلز أن يحل محلها.[4][5][6] استند ليبيغ في إعادة تعريف الأحماض على تجاربه المكثفة في تحليل التركيب الكيميائي للأحماض العضوية، ومع أنّ تعريف ليبيغ كان تعريفًا عمليًا خالصًا، إلاّ أنه بقي سائدًا ما يقارب نصف قرن إلى أن جرى اعتماد تعريف أرينيوس.[7]
### نظرية أرينيوس
قام أرينيوس عام 1887 بصياغة مفهوم حمض-قاعدة معتمدا على نظرية التأين , وظاهرة التوصيل الكهربائي المعين عمليا على محاليل الأملاح "ملح (كيمياء)") في الماء وكذلك محاليل أحماض أو قواعد.[10] وكان ارينيوس يجري تجاربه على محاليل الأملاح باعتبارها كهارل، كما استخدم الأحماض أيكا في التحليل الكهربائي. وتبين له أن 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.
وفقًا لأرينيوس فإن:
- حمض أرينيوس هو المركب الذي يؤدي تحلله في الماء إلى تكوين أيونات الهيدروجين (H+)[11]، وهذا يعني أن الحمض يزيد تركيز أيونات H+ في المحلول المائي.
يؤدي هذا إلى برتنة الماء أو إنتاج أيون الهيدرونيوم (H3O+)، وفي أدبيات الكيمياء المعاصرة يستخدم الرمز H+ كاختصار للأيون H3O+ لأنّ من المعروف الآن أنّ البروتون غير موجود كفصيل حر في المحلول المائي.[12]
- قاعدة أرينيوس هي المركب الذي يؤدي تحلله في الماء إلى تكوين أيونات الهيدروكسيد (OH−)، وهذا يعني أن القاعدة تزيد تركيز أيون OH− في المحلول المائي.
إن تعريفي أرينيوس للحمض والقاعدة مقيدان بالمحاليل المائية، ويشير إلى تركيز أيونات المذيب، ووفقًا لهذين التعريفين فإن H2SO4 و HCl النقيين الذائبين في التولوين لا يعدّان حمضين، وكذلك الأمر بالنسبة إلى منصهر NaOH ومحاليل أميد الكالسيوم في الأمونيا السائلة إذ لا يعدّان قواعد أيضًا. هذا القصور في تعريف الحامضية والقلوية (القاعدية) في المحاليل غير المائية أدى لاحقًا إلى تطوير نظرية برونشتد ولوري وتلتها نظرية لويس.[13]
يسمى تفاعل الحمض مع القاعدة بتفاعل التعادل "تعادل (كيمياء)")، وينتج عن هذا التفاعل الملح "ملح (كيمياء)") والماء:
acid+base⟶salt+water{\displaystyle {\ce {acid + base -> salt + water}}}{\displaystyle {\ce {acid + base -> salt + water}}}
HCl(aq)+NaOH(aq)⟶NaCl(aq)+H2O{\displaystyle {\ce {{HCl_{(aq)}}+NaOH_{(aq)}->{NaCl_{(aq)}}+H_{2}O}}}{\displaystyle {\ce {{HCl_{(aq)}}+NaOH_{(aq)}->{NaCl_{(aq)}}+H_{2}O}}}
لم تحتوِ المعادلات التي كتبها أرينيوس على المعدِّل (aq) بل كان يفترض وجوده ضمنيًا، إذ أنّه يشير إلى أنّ المادة ذائبة في الماء، وعلى الرغم من أن المواد الثلاثة أعلاه HCl و NaOH و NaCl موجودة بصورة نقية إلّا أنّها تتحلل بالكامل في المحاليل المائية لتكون أيونات H+ و Cl− و Na+ و OH− المائية.
### تعريف برونستد-لوري
وضع تعريف برونستد-لوري سنة 1923 من قبل العالمين يوهانس نيكولاوس برونستد في الدنمارك وتوماس لوري في انكلترا[14][15]، استنادًا إلى فكرة إضافة بروتون إلى القواعد عن طريق نزع بروتون من الأحماض، بمعنى أنّ الأحماض هي المركبات التي تمنح أيون الهيدروجين (H+) - والتي تعرف بالبروتونات - إلى القواعد التي تستقبل هذه الأيونات.[16]
ووفقأ لهذا التعريف فإنّ تفاعل الحمض مع القاعدة هو تفاعل إزالة أيون الهيدروجين من الحمض وإضافته إلى القاعدة[17]، وتؤدي إزالة أيون الهيدروجين من الحمض إلى إنتاج القاعدة القرينة conjugate base والتي لا تعدو كونها حمضًا نُزع منه أيون الهيدروجين. وبالمثل، فإن استقبال أيون الهيدروجين من طرف القاعدة ينتج حمضًأ قرينًا conjugate acid، والذي لا يعدو كونه قاعدة أضيف إليها أيون الهيدروجين.
على خلاف التعريفات السابقة للأحماض والقواعد، فإن تعريف برونستد-لوري لا يشير إلى تكون الملح والمذيب، وإنما إلى تكون الأحماض القرينة والقواعد القرينة، والتي تنتج من انتقال البروتون من الحمض إلى القاعدة[11][16]، ووفقًا لهذا التعريف فإنّ الأحماض والقواعد تسلك سلوكًا يختلف جوهريًأ عن الأملاح، والتي يُنظر إليها على أنّها الكتروليتات تخضع لنظريات ديباي وأونساكر وغيرهما. لا يتفاعل الحمض مع القاعدة لإنتاج الملح والمذيب، وإنما لإنتاج حمض جديد وقاعدة جديدة، وهذا يعني غيابًا تامًا لمفهوم التعادل.[3] يستقل سلوك الأحماض والقواعد بصورة تامة عن أي مذيب، وبهذا تدخل المزيد من المركبات ضمن هذا التعريف مقارنة بتعريف أرينيوس. يعتمد حساب قيمة pH (الأس الهيدروجيني) في نظرية أرينيوس على ذوبان القواعد في الماء (المحلول المائي) أما نظرية برونستد ولوري فقد توسعت في مجال قياس الأس الهيدروجيني ليشمل المحاليل الذائبة وغير الذائبة (الغاز، السائل، الصلب).
الصيغة العامة لتفاعل الحمض مع القاعدة وفقًا لتعريف برونستد-لوري هي:
HA−+B⟶BH++A{\displaystyle {\ce {{HA^{-}}+B->{BH+}+A}}}{\displaystyle {\ce {{HA^{-}}+B->{BH+}+A}}}
تمثل HA الحمض، وB القاعدة، و BH+ الحمض القرين، وA− القاعدة القرينة للحمض HA.
HCl+H2O↽−−⇀H3O++Cl−{\displaystyle {\ce {HCl + H2O <=> H3O+ + Cl-}}}{\displaystyle {\ce {HCl + H2O <=> H3O+ + Cl-}}}
تؤدي إزالة أيون الهيدروجين H+ من HCl إلى إنتاج أيون الكلوريد Cl- والذي يمثّل القاعدة القرينة للحمض. وتؤدي إضافة أيون الهيدروجين H+ إلى جزيئة الماء (التي تسلك سلوك القاعدة في هذا المثال) إلى تكوين أيون الهيدرونيوم H3O+ والذي يمثل الحمض القرين للقاعدة.
يعد الماء مركبًا أموفتيريًا "تذبذب (كيمياء)") أي أنّ بمقدوره أن يسلوك سلوك الأحماض والقواعد، وتفسر نظرية بروسنتد ولوري هذا السلوك بتحلل الماء إلى تراكيز منخفضة من أيونات الهيدرونيوم والهيدروكسيد:
H2O+H2O↽−−⇀H3O++OH−{\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}{\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}
توضح الصورة أدناه ما يحدث في هذا التفاعل:
### تعريف لويس
وضع جيلبرت لويس سنة 1923[18] -وهو نفس العام الذي وضع فيه تعريف بورنستد ولوري - تعريفًا لا يحتاج إلى وجود الهيدروجين كما هو الحال في تعريف برونستد ولوري ولكنه لم يعتمد هذا التعريف حتى سنة 1938.[3] فعوضًا عن تعريف تفاعلات حمض-قاعدة بالاعتماد على البروتونات أو أي عناصر أخرى، عرّف لويس القاعدة (ويشار إليها بقاعدة لويس) بأنّها المركب الذي يمكنه منح مزدوج إلكتروني، وعرّف الحمض (حمض لويس) بأنّه المركب الذي يمكنه استقبال هذا المزدوج الإلكتروني.[19] فعلى سبيل المثال يعدّ BF3 ثلاثي فلوريد البورون حمض لويس، إذ بمقدوره استقبال مزدوج إلكتروني لأنّه يمتلك مكانًا شاغرًا وفقًا لقاعدة الثمانيات التي وضعها لويس نفسه. أما أيون الفلوريد فيمتلك غلافًا خارجيًأ ممتلئًا بالإلكترونات؛ لذا فإنّه قادر على منح مزدوج إلكتروني، ويعدّ التفاعل:
BF3+F−⟶BF4−{\displaystyle {\ce {BF3 + F- -> BF4-}}}{\displaystyle {\ce {BF3 + F- -> BF4-}}}
تفاعل حمض لويس مع قاعدة لويس.
تستطيع مركبات عناصر المجموعة 13 ذات الصيغة AX3 أن تسلك سلوك حوامض لويس، ويمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 15 ذات الصيغة DY3 مثل الأمينات "أمين (كيمياء)") NR3 والفوسفينات PR3 أن تسلك سلوك قواعد لويس، وتكون نواتج الإضافة بين هذين النوعين من المركبات بالصيغة X3A←DY3 التي تحتوي على آصرة تناسقية يُعبَّر عنها بالرمز ← بين الذرة A (المستقبلة للزوج الإلكتروني) و D (المانحة للزو[ الإلكتروني). يمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 16 ذات الصيغة DX2 أن تسلك سلوك قواعد لويس، ووفقًا لهذا فإنّ مركبات مثل الإيثرات R2O والثيوإيثرات R2S يمكن أن تسلك سلوك قواعد لويس. يمكن كذلك لأحادي أكسيد الكربون CO أن يسلك سلوك قاعدة لويس عند تفاعله مع ثلاثي فلوريد البورون لتكوين ناتج الإضافة F3B←CO.
تسمى المركبات التي تنتج من هذه التفاعلات والتي تحتوي على ذرات الفلزات بالمركبات التساهمية، إذ تساهم كل ربيطة Ligand بمنح زوج من الإلكترونات إلى أيون الفلز[19]، ويمكن أن نعدّ التفاعل:
[Ag(H2O)4]+2NH3⟶[Ag(NH3)2]++4H2O{\displaystyle {\ce {[Ag(H2O)4]+ 2NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4H2O}}}{\displaystyle {\ce {[Ag(H2O)4]+ 2NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4H2O}}}
تفاعل حمض-قاعدة تحلّ فيه القاعدة الأقوى ( الأمونيا) محلّ القاعدة الأضعف ( الماء).
يجدر التنويه هنا إلى أنّ تعريف لويس متناغم مع تعريف برونستد ولوري لأنّ التفاعل:
H++OH−↽−−⇀H2O{\displaystyle {\ce {H+ + OH- <=> H2O}}}{\displaystyle {\ce {H+ + OH- <=> H2O}}}
هو تفاعل حمض-قاعدة في كلا التعريفين.
## اقرأ أيضا
## ملاحظات
تصنيفات مخفية: | article | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,453 | وضع جيلبرت لويس سنة 1923[18] -وهو نفس العام الذي وضع فيه تعريف بورنستد ولوري - تعريفًا لا يحتاج إلى وجود الهيدروجين كما هو الحال في تعريف برونستد ولوري ولكنه لم يعتمد هذا التعريف حتى سنة 1938.[3] فعوضًا عن تعريف تفاعلات حمض-قاعدة بالاعتماد على البروتونات أو أي عناصر أخرى، عرّف لويس القاعدة (ويشار إليها بقاعدة لويس) بأنّها المركب الذي يمكنه منح مزدوج إلكتروني، وعرّف الحمض (حمض لويس) بأنّه المركب الذي يمكنه استقبال هذا المزدوج الإلكتروني.[19] فعلى سبيل المثال يعدّ BF3 ثلاثي فلوريد البورون حمض لويس، إذ بمقدوره استقبال مزدوج إلكتروني لأنّه يمتلك مكانًا شاغرًا وفقًا لقاعدة الثمانيات التي وضعها لويس نفسه. أما أيون الفلوريد فيمتلك غلافًا خارجيًأ ممتلئًا بالإلكترونات؛ لذا فإنّه قادر على منح مزدوج إلكتروني، ويعدّ التفاعل: | paragraph | القائمة الرئيسية
القائمة الرئيسية
انقل للشريط الجانبيأخف
الموسوعة
تصفح
مشاركة
بحث
المظهر
أدوات شخصية
## المحتويات
انقل للشريط الجانبيأخف
تبديل عرض جدول المحتويات
# تفاعل حمض-قاعدة
49 لغة
العربية
أدوات
أدوات
انقل للشريط الجانبيأخف
إجراءات
عام
طباعة/تصدير
في مشاريع أخرى
المظهر
انقل للشريط الجانبيأخف
من ويكيبيديا، الموسوعة الحرة
أحماض وقواعد
أنماط الحموض
أنماط القواعد
التفاعل الحمضي-القاعدي[1] هو تفاعل كيميائي يحدث بين الحمض والقاعدة "قاعدة (كيمياء)"). عدة مصطلحات تستخدم هنا لوصف آليات التفاعل وشرح هذه التفاعلات وتطبيقاتها. بالرغم من تشابه تعريفات الحمض والأساس فإن كل تعريف له أهميته واستخداماته في تفاعلات حمض-قاعدة بالنسبة إلى تفاعلات السوائل والغازات.
## تعريفات الحمض والقاعدة
### التطور التاريخي
أول من اقترح مفهوم تفاعل الحمض مع القاعدة كان الكيميائي الفرنسي كواليوم فرانسوا راؤول سنة 1754 وهو من أضاف مصطلح «قاعدة» إلى الكيمياء وهي المادة التي تتفاعل مع الحمض لتحوله إلى الحالة الصلبة (على هيئة ملح).
#### نظرية الأكسجين للافوازييه
أول من وضع تعريفًا علميًا للحمض والقاعدة هو أنطوان لافوازييه سنة 1776. كانت معرفة لافوازييه بالأحماض القوية مقصورة على الأحماض الأكسجينية مثل حمض النتريك HNO3 وحمض الكبريتيك H2SO4 والتي تحتوي على ذرات مركزية تكون في حالة تاكسدية "أكسدة (كيمياء)") عالية ومحاطة بذرات الأكسجين، ولم يكن لافوازييه مدركًا لتركيب الأحماض الهالوجينية ( حمض الهيدروفلوريك HF، حمض الهيدروكلوريك HCl، حمض الهيدروبروميك HBR، حمض الهيدرويوديك HI)؛ لذا فقد عرّف الأحماض بالاعتماد على ما تحتويه من ذرات الأكسجين وكلمة أكسجين تعني باليونانية مولِّد الحمض (من الكلمتين اليونانيتين οξυς (oxys) وتعني حمض و γεινομαι (geinomai) وتعني مولد). بقي تعريف لافوازييه سائدًا مدة 30 عامًا إلى نشر همفري ديفي سنة 1810 مقالة وألقى عدة محاضرات لاحقة أثبت فيها غياب الأكسجين عن حمض كبريتيد الهيدروجين H2S وتولوريد الهيدروجين H2Te والأحماض الهالوجينية. ولكن لم يفلح ديفي في وضع نظرية جديدة، ووصل إلى نتيجة مفادها أنّ «الحامضية لا تعتمد على مادة معيّنة، ولكن على طريقة ترتيب فريدة لعدد من المواد».[3] عدّل يون ياكوب بيرسيليوس نظرية الأكسجين لتنصّ على أنّ الأحماض هي أكاسيد اللافلزات أم القواعد فهي أكاسيد الفلزات.
#### نظرية الهيدروجين لليبيغ
اقترح يوستوس فون ليبيغ سنة 1838 أن الحمض هو مركب يحتوي على ذرة هيدروجين يمكن للفلز أن يحل محلها.[4][5][6] استند ليبيغ في إعادة تعريف الأحماض على تجاربه المكثفة في تحليل التركيب الكيميائي للأحماض العضوية، ومع أنّ تعريف ليبيغ كان تعريفًا عمليًا خالصًا، إلاّ أنه بقي سائدًا ما يقارب نصف قرن إلى أن جرى اعتماد تعريف أرينيوس.[7]
### نظرية أرينيوس
قام أرينيوس عام 1887 بصياغة مفهوم حمض-قاعدة معتمدا على نظرية التأين , وظاهرة التوصيل الكهربائي المعين عمليا على محاليل الأملاح "ملح (كيمياء)") في الماء وكذلك محاليل أحماض أو قواعد.[10] وكان ارينيوس يجري تجاربه على محاليل الأملاح باعتبارها كهارل، كما استخدم الأحماض أيكا في التحليل الكهربائي. وتبين له أن 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.
وفقًا لأرينيوس فإن:
- حمض أرينيوس هو المركب الذي يؤدي تحلله في الماء إلى تكوين أيونات الهيدروجين (H+)[11]، وهذا يعني أن الحمض يزيد تركيز أيونات H+ في المحلول المائي.
يؤدي هذا إلى برتنة الماء أو إنتاج أيون الهيدرونيوم (H3O+)، وفي أدبيات الكيمياء المعاصرة يستخدم الرمز H+ كاختصار للأيون H3O+ لأنّ من المعروف الآن أنّ البروتون غير موجود كفصيل حر في المحلول المائي.[12]
- قاعدة أرينيوس هي المركب الذي يؤدي تحلله في الماء إلى تكوين أيونات الهيدروكسيد (OH−)، وهذا يعني أن القاعدة تزيد تركيز أيون OH− في المحلول المائي.
إن تعريفي أرينيوس للحمض والقاعدة مقيدان بالمحاليل المائية، ويشير إلى تركيز أيونات المذيب، ووفقًا لهذين التعريفين فإن H2SO4 و HCl النقيين الذائبين في التولوين لا يعدّان حمضين، وكذلك الأمر بالنسبة إلى منصهر NaOH ومحاليل أميد الكالسيوم في الأمونيا السائلة إذ لا يعدّان قواعد أيضًا. هذا القصور في تعريف الحامضية والقلوية (القاعدية) في المحاليل غير المائية أدى لاحقًا إلى تطوير نظرية برونشتد ولوري وتلتها نظرية لويس.[13]
يسمى تفاعل الحمض مع القاعدة بتفاعل التعادل "تعادل (كيمياء)")، وينتج عن هذا التفاعل الملح "ملح (كيمياء)") والماء:
acid+base⟶salt+water{\displaystyle {\ce {acid + base -> salt + water}}}{\displaystyle {\ce {acid + base -> salt + water}}}
HCl(aq)+NaOH(aq)⟶NaCl(aq)+H2O{\displaystyle {\ce {{HCl_{(aq)}}+NaOH_{(aq)}->{NaCl_{(aq)}}+H_{2}O}}}{\displaystyle {\ce {{HCl_{(aq)}}+NaOH_{(aq)}->{NaCl_{(aq)}}+H_{2}O}}}
لم تحتوِ المعادلات التي كتبها أرينيوس على المعدِّل (aq) بل كان يفترض وجوده ضمنيًا، إذ أنّه يشير إلى أنّ المادة ذائبة في الماء، وعلى الرغم من أن المواد الثلاثة أعلاه HCl و NaOH و NaCl موجودة بصورة نقية إلّا أنّها تتحلل بالكامل في المحاليل المائية لتكون أيونات H+ و Cl− و Na+ و OH− المائية.
### تعريف برونستد-لوري
وضع تعريف برونستد-لوري سنة 1923 من قبل العالمين يوهانس نيكولاوس برونستد في الدنمارك وتوماس لوري في انكلترا[14][15]، استنادًا إلى فكرة إضافة بروتون إلى القواعد عن طريق نزع بروتون من الأحماض، بمعنى أنّ الأحماض هي المركبات التي تمنح أيون الهيدروجين (H+) - والتي تعرف بالبروتونات - إلى القواعد التي تستقبل هذه الأيونات.[16]
ووفقأ لهذا التعريف فإنّ تفاعل الحمض مع القاعدة هو تفاعل إزالة أيون الهيدروجين من الحمض وإضافته إلى القاعدة[17]، وتؤدي إزالة أيون الهيدروجين من الحمض إلى إنتاج القاعدة القرينة conjugate base والتي لا تعدو كونها حمضًا نُزع منه أيون الهيدروجين. وبالمثل، فإن استقبال أيون الهيدروجين من طرف القاعدة ينتج حمضًأ قرينًا conjugate acid، والذي لا يعدو كونه قاعدة أضيف إليها أيون الهيدروجين.
على خلاف التعريفات السابقة للأحماض والقواعد، فإن تعريف برونستد-لوري لا يشير إلى تكون الملح والمذيب، وإنما إلى تكون الأحماض القرينة والقواعد القرينة، والتي تنتج من انتقال البروتون من الحمض إلى القاعدة[11][16]، ووفقًا لهذا التعريف فإنّ الأحماض والقواعد تسلك سلوكًا يختلف جوهريًأ عن الأملاح، والتي يُنظر إليها على أنّها الكتروليتات تخضع لنظريات ديباي وأونساكر وغيرهما. لا يتفاعل الحمض مع القاعدة لإنتاج الملح والمذيب، وإنما لإنتاج حمض جديد وقاعدة جديدة، وهذا يعني غيابًا تامًا لمفهوم التعادل.[3] يستقل سلوك الأحماض والقواعد بصورة تامة عن أي مذيب، وبهذا تدخل المزيد من المركبات ضمن هذا التعريف مقارنة بتعريف أرينيوس. يعتمد حساب قيمة pH (الأس الهيدروجيني) في نظرية أرينيوس على ذوبان القواعد في الماء (المحلول المائي) أما نظرية برونستد ولوري فقد توسعت في مجال قياس الأس الهيدروجيني ليشمل المحاليل الذائبة وغير الذائبة (الغاز، السائل، الصلب).
الصيغة العامة لتفاعل الحمض مع القاعدة وفقًا لتعريف برونستد-لوري هي:
HA−+B⟶BH++A{\displaystyle {\ce {{HA^{-}}+B->{BH+}+A}}}{\displaystyle {\ce {{HA^{-}}+B->{BH+}+A}}}
تمثل HA الحمض، وB القاعدة، و BH+ الحمض القرين، وA− القاعدة القرينة للحمض HA.
HCl+H2O↽−−⇀H3O++Cl−{\displaystyle {\ce {HCl + H2O <=> H3O+ + Cl-}}}{\displaystyle {\ce {HCl + H2O <=> H3O+ + Cl-}}}
تؤدي إزالة أيون الهيدروجين H+ من HCl إلى إنتاج أيون الكلوريد Cl- والذي يمثّل القاعدة القرينة للحمض. وتؤدي إضافة أيون الهيدروجين H+ إلى جزيئة الماء (التي تسلك سلوك القاعدة في هذا المثال) إلى تكوين أيون الهيدرونيوم H3O+ والذي يمثل الحمض القرين للقاعدة.
يعد الماء مركبًا أموفتيريًا "تذبذب (كيمياء)") أي أنّ بمقدوره أن يسلوك سلوك الأحماض والقواعد، وتفسر نظرية بروسنتد ولوري هذا السلوك بتحلل الماء إلى تراكيز منخفضة من أيونات الهيدرونيوم والهيدروكسيد:
H2O+H2O↽−−⇀H3O++OH−{\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}{\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}
توضح الصورة أدناه ما يحدث في هذا التفاعل:
### تعريف لويس
وضع جيلبرت لويس سنة 1923[18] -وهو نفس العام الذي وضع فيه تعريف بورنستد ولوري - تعريفًا لا يحتاج إلى وجود الهيدروجين كما هو الحال في تعريف برونستد ولوري ولكنه لم يعتمد هذا التعريف حتى سنة 1938.[3] فعوضًا عن تعريف تفاعلات حمض-قاعدة بالاعتماد على البروتونات أو أي عناصر أخرى، عرّف لويس القاعدة (ويشار إليها بقاعدة لويس) بأنّها المركب الذي يمكنه منح مزدوج إلكتروني، وعرّف الحمض (حمض لويس) بأنّه المركب الذي يمكنه استقبال هذا المزدوج الإلكتروني.[19] فعلى سبيل المثال يعدّ BF3 ثلاثي فلوريد البورون حمض لويس، إذ بمقدوره استقبال مزدوج إلكتروني لأنّه يمتلك مكانًا شاغرًا وفقًا لقاعدة الثمانيات التي وضعها لويس نفسه. أما أيون الفلوريد فيمتلك غلافًا خارجيًأ ممتلئًا بالإلكترونات؛ لذا فإنّه قادر على منح مزدوج إلكتروني، ويعدّ التفاعل:
BF3+F−⟶BF4−{\displaystyle {\ce {BF3 + F- -> BF4-}}}{\displaystyle {\ce {BF3 + F- -> BF4-}}}
تفاعل حمض لويس مع قاعدة لويس.
تستطيع مركبات عناصر المجموعة 13 ذات الصيغة AX3 أن تسلك سلوك حوامض لويس، ويمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 15 ذات الصيغة DY3 مثل الأمينات "أمين (كيمياء)") NR3 والفوسفينات PR3 أن تسلك سلوك قواعد لويس، وتكون نواتج الإضافة بين هذين النوعين من المركبات بالصيغة X3A←DY3 التي تحتوي على آصرة تناسقية يُعبَّر عنها بالرمز ← بين الذرة A (المستقبلة للزوج الإلكتروني) و D (المانحة للزو[ الإلكتروني). يمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 16 ذات الصيغة DX2 أن تسلك سلوك قواعد لويس، ووفقًا لهذا فإنّ مركبات مثل الإيثرات R2O والثيوإيثرات R2S يمكن أن تسلك سلوك قواعد لويس. يمكن كذلك لأحادي أكسيد الكربون CO أن يسلك سلوك قاعدة لويس عند تفاعله مع ثلاثي فلوريد البورون لتكوين ناتج الإضافة F3B←CO.
تسمى المركبات التي تنتج من هذه التفاعلات والتي تحتوي على ذرات الفلزات بالمركبات التساهمية، إذ تساهم كل ربيطة Ligand بمنح زوج من الإلكترونات إلى أيون الفلز[19]، ويمكن أن نعدّ التفاعل:
[Ag(H2O)4]+2NH3⟶[Ag(NH3)2]++4H2O{\displaystyle {\ce {[Ag(H2O)4]+ 2NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4H2O}}}{\displaystyle {\ce {[Ag(H2O)4]+ 2NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4H2O}}}
تفاعل حمض-قاعدة تحلّ فيه القاعدة الأقوى ( الأمونيا) محلّ القاعدة الأضعف ( الماء).
يجدر التنويه هنا إلى أنّ تعريف لويس متناغم مع تعريف برونستد ولوري لأنّ التفاعل:
H++OH−↽−−⇀H2O{\displaystyle {\ce {H+ + OH- <=> H2O}}}{\displaystyle {\ce {H+ + OH- <=> H2O}}}
هو تفاعل حمض-قاعدة في كلا التعريفين.
## اقرأ أيضا
## ملاحظات
تصنيفات مخفية: | article | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,454 | وضع جيلبرت لويس سنة 1923[18] -وهو نفس العام الذي وضع فيه تعريف بورنستد ولوري - تعريفًا لا يحتاج إلى وجود الهيدروجين كما هو الحال في تعريف برونستد ولوري ولكنه لم يعتمد هذا التعريف حتى سنة 1938.[ | sentence | وضع جيلبرت لويس سنة 1923[18] -وهو نفس العام الذي وضع فيه تعريف بورنستد ولوري - تعريفًا لا يحتاج إلى وجود الهيدروجين كما هو الحال في تعريف برونستد ولوري ولكنه لم يعتمد هذا التعريف حتى سنة 1938.[3] فعوضًا عن تعريف تفاعلات حمض-قاعدة بالاعتماد على البروتونات أو أي عناصر أخرى، عرّف لويس القاعدة (ويشار إليها بقاعدة لويس) بأنّها المركب الذي يمكنه منح مزدوج إلكتروني، وعرّف الحمض (حمض لويس) بأنّه المركب الذي يمكنه استقبال هذا المزدوج الإلكتروني.[19] فعلى سبيل المثال يعدّ BF3 ثلاثي فلوريد البورون حمض لويس، إذ بمقدوره استقبال مزدوج إلكتروني لأنّه يمتلك مكانًا شاغرًا وفقًا لقاعدة الثمانيات التي وضعها لويس نفسه. أما أيون الفلوريد فيمتلك غلافًا خارجيًأ ممتلئًا بالإلكترونات؛ لذا فإنّه قادر على منح مزدوج إلكتروني، ويعدّ التفاعل: | paragraph | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,455 | 3] فعوضًا عن تعريف تفاعلات حمض-قاعدة بالاعتماد على البروتونات أو أي عناصر أخرى، عرّف لويس القاعدة (ويشار إليها بقاعدة لويس) بأنّها المركب الذي يمكنه منح مزدوج إلكتروني، وعرّف الحمض (حمض لويس) بأنّه المركب الذي يمكنه استقبال هذا المزدوج الإلكتروني.[ | sentence | وضع جيلبرت لويس سنة 1923[18] -وهو نفس العام الذي وضع فيه تعريف بورنستد ولوري - تعريفًا لا يحتاج إلى وجود الهيدروجين كما هو الحال في تعريف برونستد ولوري ولكنه لم يعتمد هذا التعريف حتى سنة 1938.[3] فعوضًا عن تعريف تفاعلات حمض-قاعدة بالاعتماد على البروتونات أو أي عناصر أخرى، عرّف لويس القاعدة (ويشار إليها بقاعدة لويس) بأنّها المركب الذي يمكنه منح مزدوج إلكتروني، وعرّف الحمض (حمض لويس) بأنّه المركب الذي يمكنه استقبال هذا المزدوج الإلكتروني.[19] فعلى سبيل المثال يعدّ BF3 ثلاثي فلوريد البورون حمض لويس، إذ بمقدوره استقبال مزدوج إلكتروني لأنّه يمتلك مكانًا شاغرًا وفقًا لقاعدة الثمانيات التي وضعها لويس نفسه. أما أيون الفلوريد فيمتلك غلافًا خارجيًأ ممتلئًا بالإلكترونات؛ لذا فإنّه قادر على منح مزدوج إلكتروني، ويعدّ التفاعل: | paragraph | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,456 | 19] فعلى سبيل المثال يعدّ BF3 ثلاثي فلوريد البورون حمض لويس، إذ بمقدوره استقبال مزدوج إلكتروني لأنّه يمتلك مكانًا شاغرًا وفقًا لقاعدة الثمانيات التي وضعها لويس نفسه. | sentence | وضع جيلبرت لويس سنة 1923[18] -وهو نفس العام الذي وضع فيه تعريف بورنستد ولوري - تعريفًا لا يحتاج إلى وجود الهيدروجين كما هو الحال في تعريف برونستد ولوري ولكنه لم يعتمد هذا التعريف حتى سنة 1938.[3] فعوضًا عن تعريف تفاعلات حمض-قاعدة بالاعتماد على البروتونات أو أي عناصر أخرى، عرّف لويس القاعدة (ويشار إليها بقاعدة لويس) بأنّها المركب الذي يمكنه منح مزدوج إلكتروني، وعرّف الحمض (حمض لويس) بأنّه المركب الذي يمكنه استقبال هذا المزدوج الإلكتروني.[19] فعلى سبيل المثال يعدّ BF3 ثلاثي فلوريد البورون حمض لويس، إذ بمقدوره استقبال مزدوج إلكتروني لأنّه يمتلك مكانًا شاغرًا وفقًا لقاعدة الثمانيات التي وضعها لويس نفسه. أما أيون الفلوريد فيمتلك غلافًا خارجيًأ ممتلئًا بالإلكترونات؛ لذا فإنّه قادر على منح مزدوج إلكتروني، ويعدّ التفاعل: | paragraph | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,457 | أما أيون الفلوريد فيمتلك غلافًا خارجيًأ ممتلئًا بالإلكترونات؛ لذا فإنّه قادر على منح مزدوج إلكتروني، ويعدّ التفاعل: | sentence | وضع جيلبرت لويس سنة 1923[18] -وهو نفس العام الذي وضع فيه تعريف بورنستد ولوري - تعريفًا لا يحتاج إلى وجود الهيدروجين كما هو الحال في تعريف برونستد ولوري ولكنه لم يعتمد هذا التعريف حتى سنة 1938.[3] فعوضًا عن تعريف تفاعلات حمض-قاعدة بالاعتماد على البروتونات أو أي عناصر أخرى، عرّف لويس القاعدة (ويشار إليها بقاعدة لويس) بأنّها المركب الذي يمكنه منح مزدوج إلكتروني، وعرّف الحمض (حمض لويس) بأنّه المركب الذي يمكنه استقبال هذا المزدوج الإلكتروني.[19] فعلى سبيل المثال يعدّ BF3 ثلاثي فلوريد البورون حمض لويس، إذ بمقدوره استقبال مزدوج إلكتروني لأنّه يمتلك مكانًا شاغرًا وفقًا لقاعدة الثمانيات التي وضعها لويس نفسه. أما أيون الفلوريد فيمتلك غلافًا خارجيًأ ممتلئًا بالإلكترونات؛ لذا فإنّه قادر على منح مزدوج إلكتروني، ويعدّ التفاعل: | paragraph | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,458 | تستطيع مركبات عناصر المجموعة 13 ذات الصيغة AX3 أن تسلك سلوك حوامض لويس، ويمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 15 ذات الصيغة DY3 مثل الأمينات "أمين (كيمياء)") NR3 والفوسفينات PR3 أن تسلك سلوك قواعد لويس، وتكون نواتج الإضافة بين هذين النوعين من المركبات بالصيغة X3A←DY3 التي تحتوي على آصرة تناسقية يُعبَّر عنها بالرمز ← بين الذرة A (المستقبلة للزوج الإلكتروني) و D (المانحة للزو[ الإلكتروني). يمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 16 ذات الصيغة DX2 أن تسلك سلوك قواعد لويس، ووفقًا لهذا فإنّ مركبات مثل الإيثرات R2O والثيوإيثرات R2S يمكن أن تسلك سلوك قواعد لويس. يمكن كذلك لأحادي أكسيد الكربون CO أن يسلك سلوك قاعدة لويس عند تفاعله مع ثلاثي فلوريد البورون لتكوين ناتج الإضافة F3B←CO. | paragraph | القائمة الرئيسية
القائمة الرئيسية
انقل للشريط الجانبيأخف
الموسوعة
تصفح
مشاركة
بحث
المظهر
أدوات شخصية
## المحتويات
انقل للشريط الجانبيأخف
تبديل عرض جدول المحتويات
# تفاعل حمض-قاعدة
49 لغة
العربية
أدوات
أدوات
انقل للشريط الجانبيأخف
إجراءات
عام
طباعة/تصدير
في مشاريع أخرى
المظهر
انقل للشريط الجانبيأخف
من ويكيبيديا، الموسوعة الحرة
أحماض وقواعد
أنماط الحموض
أنماط القواعد
التفاعل الحمضي-القاعدي[1] هو تفاعل كيميائي يحدث بين الحمض والقاعدة "قاعدة (كيمياء)"). عدة مصطلحات تستخدم هنا لوصف آليات التفاعل وشرح هذه التفاعلات وتطبيقاتها. بالرغم من تشابه تعريفات الحمض والأساس فإن كل تعريف له أهميته واستخداماته في تفاعلات حمض-قاعدة بالنسبة إلى تفاعلات السوائل والغازات.
## تعريفات الحمض والقاعدة
### التطور التاريخي
أول من اقترح مفهوم تفاعل الحمض مع القاعدة كان الكيميائي الفرنسي كواليوم فرانسوا راؤول سنة 1754 وهو من أضاف مصطلح «قاعدة» إلى الكيمياء وهي المادة التي تتفاعل مع الحمض لتحوله إلى الحالة الصلبة (على هيئة ملح).
#### نظرية الأكسجين للافوازييه
أول من وضع تعريفًا علميًا للحمض والقاعدة هو أنطوان لافوازييه سنة 1776. كانت معرفة لافوازييه بالأحماض القوية مقصورة على الأحماض الأكسجينية مثل حمض النتريك HNO3 وحمض الكبريتيك H2SO4 والتي تحتوي على ذرات مركزية تكون في حالة تاكسدية "أكسدة (كيمياء)") عالية ومحاطة بذرات الأكسجين، ولم يكن لافوازييه مدركًا لتركيب الأحماض الهالوجينية ( حمض الهيدروفلوريك HF، حمض الهيدروكلوريك HCl، حمض الهيدروبروميك HBR، حمض الهيدرويوديك HI)؛ لذا فقد عرّف الأحماض بالاعتماد على ما تحتويه من ذرات الأكسجين وكلمة أكسجين تعني باليونانية مولِّد الحمض (من الكلمتين اليونانيتين οξυς (oxys) وتعني حمض و γεινομαι (geinomai) وتعني مولد). بقي تعريف لافوازييه سائدًا مدة 30 عامًا إلى نشر همفري ديفي سنة 1810 مقالة وألقى عدة محاضرات لاحقة أثبت فيها غياب الأكسجين عن حمض كبريتيد الهيدروجين H2S وتولوريد الهيدروجين H2Te والأحماض الهالوجينية. ولكن لم يفلح ديفي في وضع نظرية جديدة، ووصل إلى نتيجة مفادها أنّ «الحامضية لا تعتمد على مادة معيّنة، ولكن على طريقة ترتيب فريدة لعدد من المواد».[3] عدّل يون ياكوب بيرسيليوس نظرية الأكسجين لتنصّ على أنّ الأحماض هي أكاسيد اللافلزات أم القواعد فهي أكاسيد الفلزات.
#### نظرية الهيدروجين لليبيغ
اقترح يوستوس فون ليبيغ سنة 1838 أن الحمض هو مركب يحتوي على ذرة هيدروجين يمكن للفلز أن يحل محلها.[4][5][6] استند ليبيغ في إعادة تعريف الأحماض على تجاربه المكثفة في تحليل التركيب الكيميائي للأحماض العضوية، ومع أنّ تعريف ليبيغ كان تعريفًا عمليًا خالصًا، إلاّ أنه بقي سائدًا ما يقارب نصف قرن إلى أن جرى اعتماد تعريف أرينيوس.[7]
### نظرية أرينيوس
قام أرينيوس عام 1887 بصياغة مفهوم حمض-قاعدة معتمدا على نظرية التأين , وظاهرة التوصيل الكهربائي المعين عمليا على محاليل الأملاح "ملح (كيمياء)") في الماء وكذلك محاليل أحماض أو قواعد.[10] وكان ارينيوس يجري تجاربه على محاليل الأملاح باعتبارها كهارل، كما استخدم الأحماض أيكا في التحليل الكهربائي. وتبين له أن 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.
وفقًا لأرينيوس فإن:
- حمض أرينيوس هو المركب الذي يؤدي تحلله في الماء إلى تكوين أيونات الهيدروجين (H+)[11]، وهذا يعني أن الحمض يزيد تركيز أيونات H+ في المحلول المائي.
يؤدي هذا إلى برتنة الماء أو إنتاج أيون الهيدرونيوم (H3O+)، وفي أدبيات الكيمياء المعاصرة يستخدم الرمز H+ كاختصار للأيون H3O+ لأنّ من المعروف الآن أنّ البروتون غير موجود كفصيل حر في المحلول المائي.[12]
- قاعدة أرينيوس هي المركب الذي يؤدي تحلله في الماء إلى تكوين أيونات الهيدروكسيد (OH−)، وهذا يعني أن القاعدة تزيد تركيز أيون OH− في المحلول المائي.
إن تعريفي أرينيوس للحمض والقاعدة مقيدان بالمحاليل المائية، ويشير إلى تركيز أيونات المذيب، ووفقًا لهذين التعريفين فإن H2SO4 و HCl النقيين الذائبين في التولوين لا يعدّان حمضين، وكذلك الأمر بالنسبة إلى منصهر NaOH ومحاليل أميد الكالسيوم في الأمونيا السائلة إذ لا يعدّان قواعد أيضًا. هذا القصور في تعريف الحامضية والقلوية (القاعدية) في المحاليل غير المائية أدى لاحقًا إلى تطوير نظرية برونشتد ولوري وتلتها نظرية لويس.[13]
يسمى تفاعل الحمض مع القاعدة بتفاعل التعادل "تعادل (كيمياء)")، وينتج عن هذا التفاعل الملح "ملح (كيمياء)") والماء:
acid+base⟶salt+water{\displaystyle {\ce {acid + base -> salt + water}}}{\displaystyle {\ce {acid + base -> salt + water}}}
HCl(aq)+NaOH(aq)⟶NaCl(aq)+H2O{\displaystyle {\ce {{HCl_{(aq)}}+NaOH_{(aq)}->{NaCl_{(aq)}}+H_{2}O}}}{\displaystyle {\ce {{HCl_{(aq)}}+NaOH_{(aq)}->{NaCl_{(aq)}}+H_{2}O}}}
لم تحتوِ المعادلات التي كتبها أرينيوس على المعدِّل (aq) بل كان يفترض وجوده ضمنيًا، إذ أنّه يشير إلى أنّ المادة ذائبة في الماء، وعلى الرغم من أن المواد الثلاثة أعلاه HCl و NaOH و NaCl موجودة بصورة نقية إلّا أنّها تتحلل بالكامل في المحاليل المائية لتكون أيونات H+ و Cl− و Na+ و OH− المائية.
### تعريف برونستد-لوري
وضع تعريف برونستد-لوري سنة 1923 من قبل العالمين يوهانس نيكولاوس برونستد في الدنمارك وتوماس لوري في انكلترا[14][15]، استنادًا إلى فكرة إضافة بروتون إلى القواعد عن طريق نزع بروتون من الأحماض، بمعنى أنّ الأحماض هي المركبات التي تمنح أيون الهيدروجين (H+) - والتي تعرف بالبروتونات - إلى القواعد التي تستقبل هذه الأيونات.[16]
ووفقأ لهذا التعريف فإنّ تفاعل الحمض مع القاعدة هو تفاعل إزالة أيون الهيدروجين من الحمض وإضافته إلى القاعدة[17]، وتؤدي إزالة أيون الهيدروجين من الحمض إلى إنتاج القاعدة القرينة conjugate base والتي لا تعدو كونها حمضًا نُزع منه أيون الهيدروجين. وبالمثل، فإن استقبال أيون الهيدروجين من طرف القاعدة ينتج حمضًأ قرينًا conjugate acid، والذي لا يعدو كونه قاعدة أضيف إليها أيون الهيدروجين.
على خلاف التعريفات السابقة للأحماض والقواعد، فإن تعريف برونستد-لوري لا يشير إلى تكون الملح والمذيب، وإنما إلى تكون الأحماض القرينة والقواعد القرينة، والتي تنتج من انتقال البروتون من الحمض إلى القاعدة[11][16]، ووفقًا لهذا التعريف فإنّ الأحماض والقواعد تسلك سلوكًا يختلف جوهريًأ عن الأملاح، والتي يُنظر إليها على أنّها الكتروليتات تخضع لنظريات ديباي وأونساكر وغيرهما. لا يتفاعل الحمض مع القاعدة لإنتاج الملح والمذيب، وإنما لإنتاج حمض جديد وقاعدة جديدة، وهذا يعني غيابًا تامًا لمفهوم التعادل.[3] يستقل سلوك الأحماض والقواعد بصورة تامة عن أي مذيب، وبهذا تدخل المزيد من المركبات ضمن هذا التعريف مقارنة بتعريف أرينيوس. يعتمد حساب قيمة pH (الأس الهيدروجيني) في نظرية أرينيوس على ذوبان القواعد في الماء (المحلول المائي) أما نظرية برونستد ولوري فقد توسعت في مجال قياس الأس الهيدروجيني ليشمل المحاليل الذائبة وغير الذائبة (الغاز، السائل، الصلب).
الصيغة العامة لتفاعل الحمض مع القاعدة وفقًا لتعريف برونستد-لوري هي:
HA−+B⟶BH++A{\displaystyle {\ce {{HA^{-}}+B->{BH+}+A}}}{\displaystyle {\ce {{HA^{-}}+B->{BH+}+A}}}
تمثل HA الحمض، وB القاعدة، و BH+ الحمض القرين، وA− القاعدة القرينة للحمض HA.
HCl+H2O↽−−⇀H3O++Cl−{\displaystyle {\ce {HCl + H2O <=> H3O+ + Cl-}}}{\displaystyle {\ce {HCl + H2O <=> H3O+ + Cl-}}}
تؤدي إزالة أيون الهيدروجين H+ من HCl إلى إنتاج أيون الكلوريد Cl- والذي يمثّل القاعدة القرينة للحمض. وتؤدي إضافة أيون الهيدروجين H+ إلى جزيئة الماء (التي تسلك سلوك القاعدة في هذا المثال) إلى تكوين أيون الهيدرونيوم H3O+ والذي يمثل الحمض القرين للقاعدة.
يعد الماء مركبًا أموفتيريًا "تذبذب (كيمياء)") أي أنّ بمقدوره أن يسلوك سلوك الأحماض والقواعد، وتفسر نظرية بروسنتد ولوري هذا السلوك بتحلل الماء إلى تراكيز منخفضة من أيونات الهيدرونيوم والهيدروكسيد:
H2O+H2O↽−−⇀H3O++OH−{\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}{\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}
توضح الصورة أدناه ما يحدث في هذا التفاعل:
### تعريف لويس
وضع جيلبرت لويس سنة 1923[18] -وهو نفس العام الذي وضع فيه تعريف بورنستد ولوري - تعريفًا لا يحتاج إلى وجود الهيدروجين كما هو الحال في تعريف برونستد ولوري ولكنه لم يعتمد هذا التعريف حتى سنة 1938.[3] فعوضًا عن تعريف تفاعلات حمض-قاعدة بالاعتماد على البروتونات أو أي عناصر أخرى، عرّف لويس القاعدة (ويشار إليها بقاعدة لويس) بأنّها المركب الذي يمكنه منح مزدوج إلكتروني، وعرّف الحمض (حمض لويس) بأنّه المركب الذي يمكنه استقبال هذا المزدوج الإلكتروني.[19] فعلى سبيل المثال يعدّ BF3 ثلاثي فلوريد البورون حمض لويس، إذ بمقدوره استقبال مزدوج إلكتروني لأنّه يمتلك مكانًا شاغرًا وفقًا لقاعدة الثمانيات التي وضعها لويس نفسه. أما أيون الفلوريد فيمتلك غلافًا خارجيًأ ممتلئًا بالإلكترونات؛ لذا فإنّه قادر على منح مزدوج إلكتروني، ويعدّ التفاعل:
BF3+F−⟶BF4−{\displaystyle {\ce {BF3 + F- -> BF4-}}}{\displaystyle {\ce {BF3 + F- -> BF4-}}}
تفاعل حمض لويس مع قاعدة لويس.
تستطيع مركبات عناصر المجموعة 13 ذات الصيغة AX3 أن تسلك سلوك حوامض لويس، ويمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 15 ذات الصيغة DY3 مثل الأمينات "أمين (كيمياء)") NR3 والفوسفينات PR3 أن تسلك سلوك قواعد لويس، وتكون نواتج الإضافة بين هذين النوعين من المركبات بالصيغة X3A←DY3 التي تحتوي على آصرة تناسقية يُعبَّر عنها بالرمز ← بين الذرة A (المستقبلة للزوج الإلكتروني) و D (المانحة للزو[ الإلكتروني). يمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 16 ذات الصيغة DX2 أن تسلك سلوك قواعد لويس، ووفقًا لهذا فإنّ مركبات مثل الإيثرات R2O والثيوإيثرات R2S يمكن أن تسلك سلوك قواعد لويس. يمكن كذلك لأحادي أكسيد الكربون CO أن يسلك سلوك قاعدة لويس عند تفاعله مع ثلاثي فلوريد البورون لتكوين ناتج الإضافة F3B←CO.
تسمى المركبات التي تنتج من هذه التفاعلات والتي تحتوي على ذرات الفلزات بالمركبات التساهمية، إذ تساهم كل ربيطة Ligand بمنح زوج من الإلكترونات إلى أيون الفلز[19]، ويمكن أن نعدّ التفاعل:
[Ag(H2O)4]+2NH3⟶[Ag(NH3)2]++4H2O{\displaystyle {\ce {[Ag(H2O)4]+ 2NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4H2O}}}{\displaystyle {\ce {[Ag(H2O)4]+ 2NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4H2O}}}
تفاعل حمض-قاعدة تحلّ فيه القاعدة الأقوى ( الأمونيا) محلّ القاعدة الأضعف ( الماء).
يجدر التنويه هنا إلى أنّ تعريف لويس متناغم مع تعريف برونستد ولوري لأنّ التفاعل:
H++OH−↽−−⇀H2O{\displaystyle {\ce {H+ + OH- <=> H2O}}}{\displaystyle {\ce {H+ + OH- <=> H2O}}}
هو تفاعل حمض-قاعدة في كلا التعريفين.
## اقرأ أيضا
## ملاحظات
تصنيفات مخفية: | article | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,459 | تستطيع مركبات عناصر المجموعة 13 ذات الصيغة AX3 أن تسلك سلوك حوامض لويس، ويمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 15 ذات الصيغة DY3 مثل الأمينات "أمين (كيمياء)") NR3 والفوسفينات PR3 أن تسلك سلوك قواعد لويس، وتكون نواتج الإضافة بين هذين النوعين من المركبات بالصيغة X3A←DY3 التي تحتوي على آصرة تناسقية يُعبَّر عنها بالرمز ← بين الذرة A (المستقبلة للزوج الإلكتروني) و D (المانحة للزو[ الإلكتروني). | sentence | تستطيع مركبات عناصر المجموعة 13 ذات الصيغة AX3 أن تسلك سلوك حوامض لويس، ويمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 15 ذات الصيغة DY3 مثل الأمينات "أمين (كيمياء)") NR3 والفوسفينات PR3 أن تسلك سلوك قواعد لويس، وتكون نواتج الإضافة بين هذين النوعين من المركبات بالصيغة X3A←DY3 التي تحتوي على آصرة تناسقية يُعبَّر عنها بالرمز ← بين الذرة A (المستقبلة للزوج الإلكتروني) و D (المانحة للزو[ الإلكتروني). يمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 16 ذات الصيغة DX2 أن تسلك سلوك قواعد لويس، ووفقًا لهذا فإنّ مركبات مثل الإيثرات R2O والثيوإيثرات R2S يمكن أن تسلك سلوك قواعد لويس. يمكن كذلك لأحادي أكسيد الكربون CO أن يسلك سلوك قاعدة لويس عند تفاعله مع ثلاثي فلوريد البورون لتكوين ناتج الإضافة F3B←CO. | paragraph | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,460 | يمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 16 ذات الصيغة DX2 أن تسلك سلوك قواعد لويس، ووفقًا لهذا فإنّ مركبات مثل الإيثرات R2O والثيوإيثرات R2S يمكن أن تسلك سلوك قواعد لويس. | sentence | تستطيع مركبات عناصر المجموعة 13 ذات الصيغة AX3 أن تسلك سلوك حوامض لويس، ويمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 15 ذات الصيغة DY3 مثل الأمينات "أمين (كيمياء)") NR3 والفوسفينات PR3 أن تسلك سلوك قواعد لويس، وتكون نواتج الإضافة بين هذين النوعين من المركبات بالصيغة X3A←DY3 التي تحتوي على آصرة تناسقية يُعبَّر عنها بالرمز ← بين الذرة A (المستقبلة للزوج الإلكتروني) و D (المانحة للزو[ الإلكتروني). يمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 16 ذات الصيغة DX2 أن تسلك سلوك قواعد لويس، ووفقًا لهذا فإنّ مركبات مثل الإيثرات R2O والثيوإيثرات R2S يمكن أن تسلك سلوك قواعد لويس. يمكن كذلك لأحادي أكسيد الكربون CO أن يسلك سلوك قاعدة لويس عند تفاعله مع ثلاثي فلوريد البورون لتكوين ناتج الإضافة F3B←CO. | paragraph | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,461 | يمكن كذلك لأحادي أكسيد الكربون CO أن يسلك سلوك قاعدة لويس عند تفاعله مع ثلاثي فلوريد البورون لتكوين ناتج الإضافة F3B←CO. | sentence | تستطيع مركبات عناصر المجموعة 13 ذات الصيغة AX3 أن تسلك سلوك حوامض لويس، ويمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 15 ذات الصيغة DY3 مثل الأمينات "أمين (كيمياء)") NR3 والفوسفينات PR3 أن تسلك سلوك قواعد لويس، وتكون نواتج الإضافة بين هذين النوعين من المركبات بالصيغة X3A←DY3 التي تحتوي على آصرة تناسقية يُعبَّر عنها بالرمز ← بين الذرة A (المستقبلة للزوج الإلكتروني) و D (المانحة للزو[ الإلكتروني). يمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 16 ذات الصيغة DX2 أن تسلك سلوك قواعد لويس، ووفقًا لهذا فإنّ مركبات مثل الإيثرات R2O والثيوإيثرات R2S يمكن أن تسلك سلوك قواعد لويس. يمكن كذلك لأحادي أكسيد الكربون CO أن يسلك سلوك قاعدة لويس عند تفاعله مع ثلاثي فلوريد البورون لتكوين ناتج الإضافة F3B←CO. | paragraph | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,462 | تسمى المركبات التي تنتج من هذه التفاعلات والتي تحتوي على ذرات الفلزات بالمركبات التساهمية، إذ تساهم كل ربيطة Ligand بمنح زوج من الإلكترونات إلى أيون الفلز[19]، ويمكن أن نعدّ التفاعل: | paragraph | القائمة الرئيسية
القائمة الرئيسية
انقل للشريط الجانبيأخف
الموسوعة
تصفح
مشاركة
بحث
المظهر
أدوات شخصية
## المحتويات
انقل للشريط الجانبيأخف
تبديل عرض جدول المحتويات
# تفاعل حمض-قاعدة
49 لغة
العربية
أدوات
أدوات
انقل للشريط الجانبيأخف
إجراءات
عام
طباعة/تصدير
في مشاريع أخرى
المظهر
انقل للشريط الجانبيأخف
من ويكيبيديا، الموسوعة الحرة
أحماض وقواعد
أنماط الحموض
أنماط القواعد
التفاعل الحمضي-القاعدي[1] هو تفاعل كيميائي يحدث بين الحمض والقاعدة "قاعدة (كيمياء)"). عدة مصطلحات تستخدم هنا لوصف آليات التفاعل وشرح هذه التفاعلات وتطبيقاتها. بالرغم من تشابه تعريفات الحمض والأساس فإن كل تعريف له أهميته واستخداماته في تفاعلات حمض-قاعدة بالنسبة إلى تفاعلات السوائل والغازات.
## تعريفات الحمض والقاعدة
### التطور التاريخي
أول من اقترح مفهوم تفاعل الحمض مع القاعدة كان الكيميائي الفرنسي كواليوم فرانسوا راؤول سنة 1754 وهو من أضاف مصطلح «قاعدة» إلى الكيمياء وهي المادة التي تتفاعل مع الحمض لتحوله إلى الحالة الصلبة (على هيئة ملح).
#### نظرية الأكسجين للافوازييه
أول من وضع تعريفًا علميًا للحمض والقاعدة هو أنطوان لافوازييه سنة 1776. كانت معرفة لافوازييه بالأحماض القوية مقصورة على الأحماض الأكسجينية مثل حمض النتريك HNO3 وحمض الكبريتيك H2SO4 والتي تحتوي على ذرات مركزية تكون في حالة تاكسدية "أكسدة (كيمياء)") عالية ومحاطة بذرات الأكسجين، ولم يكن لافوازييه مدركًا لتركيب الأحماض الهالوجينية ( حمض الهيدروفلوريك HF، حمض الهيدروكلوريك HCl، حمض الهيدروبروميك HBR، حمض الهيدرويوديك HI)؛ لذا فقد عرّف الأحماض بالاعتماد على ما تحتويه من ذرات الأكسجين وكلمة أكسجين تعني باليونانية مولِّد الحمض (من الكلمتين اليونانيتين οξυς (oxys) وتعني حمض و γεινομαι (geinomai) وتعني مولد). بقي تعريف لافوازييه سائدًا مدة 30 عامًا إلى نشر همفري ديفي سنة 1810 مقالة وألقى عدة محاضرات لاحقة أثبت فيها غياب الأكسجين عن حمض كبريتيد الهيدروجين H2S وتولوريد الهيدروجين H2Te والأحماض الهالوجينية. ولكن لم يفلح ديفي في وضع نظرية جديدة، ووصل إلى نتيجة مفادها أنّ «الحامضية لا تعتمد على مادة معيّنة، ولكن على طريقة ترتيب فريدة لعدد من المواد».[3] عدّل يون ياكوب بيرسيليوس نظرية الأكسجين لتنصّ على أنّ الأحماض هي أكاسيد اللافلزات أم القواعد فهي أكاسيد الفلزات.
#### نظرية الهيدروجين لليبيغ
اقترح يوستوس فون ليبيغ سنة 1838 أن الحمض هو مركب يحتوي على ذرة هيدروجين يمكن للفلز أن يحل محلها.[4][5][6] استند ليبيغ في إعادة تعريف الأحماض على تجاربه المكثفة في تحليل التركيب الكيميائي للأحماض العضوية، ومع أنّ تعريف ليبيغ كان تعريفًا عمليًا خالصًا، إلاّ أنه بقي سائدًا ما يقارب نصف قرن إلى أن جرى اعتماد تعريف أرينيوس.[7]
### نظرية أرينيوس
قام أرينيوس عام 1887 بصياغة مفهوم حمض-قاعدة معتمدا على نظرية التأين , وظاهرة التوصيل الكهربائي المعين عمليا على محاليل الأملاح "ملح (كيمياء)") في الماء وكذلك محاليل أحماض أو قواعد.[10] وكان ارينيوس يجري تجاربه على محاليل الأملاح باعتبارها كهارل، كما استخدم الأحماض أيكا في التحليل الكهربائي. وتبين له أن 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.
وفقًا لأرينيوس فإن:
- حمض أرينيوس هو المركب الذي يؤدي تحلله في الماء إلى تكوين أيونات الهيدروجين (H+)[11]، وهذا يعني أن الحمض يزيد تركيز أيونات H+ في المحلول المائي.
يؤدي هذا إلى برتنة الماء أو إنتاج أيون الهيدرونيوم (H3O+)، وفي أدبيات الكيمياء المعاصرة يستخدم الرمز H+ كاختصار للأيون H3O+ لأنّ من المعروف الآن أنّ البروتون غير موجود كفصيل حر في المحلول المائي.[12]
- قاعدة أرينيوس هي المركب الذي يؤدي تحلله في الماء إلى تكوين أيونات الهيدروكسيد (OH−)، وهذا يعني أن القاعدة تزيد تركيز أيون OH− في المحلول المائي.
إن تعريفي أرينيوس للحمض والقاعدة مقيدان بالمحاليل المائية، ويشير إلى تركيز أيونات المذيب، ووفقًا لهذين التعريفين فإن H2SO4 و HCl النقيين الذائبين في التولوين لا يعدّان حمضين، وكذلك الأمر بالنسبة إلى منصهر NaOH ومحاليل أميد الكالسيوم في الأمونيا السائلة إذ لا يعدّان قواعد أيضًا. هذا القصور في تعريف الحامضية والقلوية (القاعدية) في المحاليل غير المائية أدى لاحقًا إلى تطوير نظرية برونشتد ولوري وتلتها نظرية لويس.[13]
يسمى تفاعل الحمض مع القاعدة بتفاعل التعادل "تعادل (كيمياء)")، وينتج عن هذا التفاعل الملح "ملح (كيمياء)") والماء:
acid+base⟶salt+water{\displaystyle {\ce {acid + base -> salt + water}}}{\displaystyle {\ce {acid + base -> salt + water}}}
HCl(aq)+NaOH(aq)⟶NaCl(aq)+H2O{\displaystyle {\ce {{HCl_{(aq)}}+NaOH_{(aq)}->{NaCl_{(aq)}}+H_{2}O}}}{\displaystyle {\ce {{HCl_{(aq)}}+NaOH_{(aq)}->{NaCl_{(aq)}}+H_{2}O}}}
لم تحتوِ المعادلات التي كتبها أرينيوس على المعدِّل (aq) بل كان يفترض وجوده ضمنيًا، إذ أنّه يشير إلى أنّ المادة ذائبة في الماء، وعلى الرغم من أن المواد الثلاثة أعلاه HCl و NaOH و NaCl موجودة بصورة نقية إلّا أنّها تتحلل بالكامل في المحاليل المائية لتكون أيونات H+ و Cl− و Na+ و OH− المائية.
### تعريف برونستد-لوري
وضع تعريف برونستد-لوري سنة 1923 من قبل العالمين يوهانس نيكولاوس برونستد في الدنمارك وتوماس لوري في انكلترا[14][15]، استنادًا إلى فكرة إضافة بروتون إلى القواعد عن طريق نزع بروتون من الأحماض، بمعنى أنّ الأحماض هي المركبات التي تمنح أيون الهيدروجين (H+) - والتي تعرف بالبروتونات - إلى القواعد التي تستقبل هذه الأيونات.[16]
ووفقأ لهذا التعريف فإنّ تفاعل الحمض مع القاعدة هو تفاعل إزالة أيون الهيدروجين من الحمض وإضافته إلى القاعدة[17]، وتؤدي إزالة أيون الهيدروجين من الحمض إلى إنتاج القاعدة القرينة conjugate base والتي لا تعدو كونها حمضًا نُزع منه أيون الهيدروجين. وبالمثل، فإن استقبال أيون الهيدروجين من طرف القاعدة ينتج حمضًأ قرينًا conjugate acid، والذي لا يعدو كونه قاعدة أضيف إليها أيون الهيدروجين.
على خلاف التعريفات السابقة للأحماض والقواعد، فإن تعريف برونستد-لوري لا يشير إلى تكون الملح والمذيب، وإنما إلى تكون الأحماض القرينة والقواعد القرينة، والتي تنتج من انتقال البروتون من الحمض إلى القاعدة[11][16]، ووفقًا لهذا التعريف فإنّ الأحماض والقواعد تسلك سلوكًا يختلف جوهريًأ عن الأملاح، والتي يُنظر إليها على أنّها الكتروليتات تخضع لنظريات ديباي وأونساكر وغيرهما. لا يتفاعل الحمض مع القاعدة لإنتاج الملح والمذيب، وإنما لإنتاج حمض جديد وقاعدة جديدة، وهذا يعني غيابًا تامًا لمفهوم التعادل.[3] يستقل سلوك الأحماض والقواعد بصورة تامة عن أي مذيب، وبهذا تدخل المزيد من المركبات ضمن هذا التعريف مقارنة بتعريف أرينيوس. يعتمد حساب قيمة pH (الأس الهيدروجيني) في نظرية أرينيوس على ذوبان القواعد في الماء (المحلول المائي) أما نظرية برونستد ولوري فقد توسعت في مجال قياس الأس الهيدروجيني ليشمل المحاليل الذائبة وغير الذائبة (الغاز، السائل، الصلب).
الصيغة العامة لتفاعل الحمض مع القاعدة وفقًا لتعريف برونستد-لوري هي:
HA−+B⟶BH++A{\displaystyle {\ce {{HA^{-}}+B->{BH+}+A}}}{\displaystyle {\ce {{HA^{-}}+B->{BH+}+A}}}
تمثل HA الحمض، وB القاعدة، و BH+ الحمض القرين، وA− القاعدة القرينة للحمض HA.
HCl+H2O↽−−⇀H3O++Cl−{\displaystyle {\ce {HCl + H2O <=> H3O+ + Cl-}}}{\displaystyle {\ce {HCl + H2O <=> H3O+ + Cl-}}}
تؤدي إزالة أيون الهيدروجين H+ من HCl إلى إنتاج أيون الكلوريد Cl- والذي يمثّل القاعدة القرينة للحمض. وتؤدي إضافة أيون الهيدروجين H+ إلى جزيئة الماء (التي تسلك سلوك القاعدة في هذا المثال) إلى تكوين أيون الهيدرونيوم H3O+ والذي يمثل الحمض القرين للقاعدة.
يعد الماء مركبًا أموفتيريًا "تذبذب (كيمياء)") أي أنّ بمقدوره أن يسلوك سلوك الأحماض والقواعد، وتفسر نظرية بروسنتد ولوري هذا السلوك بتحلل الماء إلى تراكيز منخفضة من أيونات الهيدرونيوم والهيدروكسيد:
H2O+H2O↽−−⇀H3O++OH−{\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}{\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}
توضح الصورة أدناه ما يحدث في هذا التفاعل:
### تعريف لويس
وضع جيلبرت لويس سنة 1923[18] -وهو نفس العام الذي وضع فيه تعريف بورنستد ولوري - تعريفًا لا يحتاج إلى وجود الهيدروجين كما هو الحال في تعريف برونستد ولوري ولكنه لم يعتمد هذا التعريف حتى سنة 1938.[3] فعوضًا عن تعريف تفاعلات حمض-قاعدة بالاعتماد على البروتونات أو أي عناصر أخرى، عرّف لويس القاعدة (ويشار إليها بقاعدة لويس) بأنّها المركب الذي يمكنه منح مزدوج إلكتروني، وعرّف الحمض (حمض لويس) بأنّه المركب الذي يمكنه استقبال هذا المزدوج الإلكتروني.[19] فعلى سبيل المثال يعدّ BF3 ثلاثي فلوريد البورون حمض لويس، إذ بمقدوره استقبال مزدوج إلكتروني لأنّه يمتلك مكانًا شاغرًا وفقًا لقاعدة الثمانيات التي وضعها لويس نفسه. أما أيون الفلوريد فيمتلك غلافًا خارجيًأ ممتلئًا بالإلكترونات؛ لذا فإنّه قادر على منح مزدوج إلكتروني، ويعدّ التفاعل:
BF3+F−⟶BF4−{\displaystyle {\ce {BF3 + F- -> BF4-}}}{\displaystyle {\ce {BF3 + F- -> BF4-}}}
تفاعل حمض لويس مع قاعدة لويس.
تستطيع مركبات عناصر المجموعة 13 ذات الصيغة AX3 أن تسلك سلوك حوامض لويس، ويمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 15 ذات الصيغة DY3 مثل الأمينات "أمين (كيمياء)") NR3 والفوسفينات PR3 أن تسلك سلوك قواعد لويس، وتكون نواتج الإضافة بين هذين النوعين من المركبات بالصيغة X3A←DY3 التي تحتوي على آصرة تناسقية يُعبَّر عنها بالرمز ← بين الذرة A (المستقبلة للزوج الإلكتروني) و D (المانحة للزو[ الإلكتروني). يمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 16 ذات الصيغة DX2 أن تسلك سلوك قواعد لويس، ووفقًا لهذا فإنّ مركبات مثل الإيثرات R2O والثيوإيثرات R2S يمكن أن تسلك سلوك قواعد لويس. يمكن كذلك لأحادي أكسيد الكربون CO أن يسلك سلوك قاعدة لويس عند تفاعله مع ثلاثي فلوريد البورون لتكوين ناتج الإضافة F3B←CO.
تسمى المركبات التي تنتج من هذه التفاعلات والتي تحتوي على ذرات الفلزات بالمركبات التساهمية، إذ تساهم كل ربيطة Ligand بمنح زوج من الإلكترونات إلى أيون الفلز[19]، ويمكن أن نعدّ التفاعل:
[Ag(H2O)4]+2NH3⟶[Ag(NH3)2]++4H2O{\displaystyle {\ce {[Ag(H2O)4]+ 2NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4H2O}}}{\displaystyle {\ce {[Ag(H2O)4]+ 2NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4H2O}}}
تفاعل حمض-قاعدة تحلّ فيه القاعدة الأقوى ( الأمونيا) محلّ القاعدة الأضعف ( الماء).
يجدر التنويه هنا إلى أنّ تعريف لويس متناغم مع تعريف برونستد ولوري لأنّ التفاعل:
H++OH−↽−−⇀H2O{\displaystyle {\ce {H+ + OH- <=> H2O}}}{\displaystyle {\ce {H+ + OH- <=> H2O}}}
هو تفاعل حمض-قاعدة في كلا التعريفين.
## اقرأ أيضا
## ملاحظات
تصنيفات مخفية: | article | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,463 | [Ag(H2O)4]+2NH3⟶[Ag(NH3)2]++4H2O{\displaystyle {\ce {[Ag(H2O)4]+ 2NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4H2O}}}{\displaystyle {\ce {[Ag(H2O)4]+ 2NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4H2O}}} | paragraph | القائمة الرئيسية
القائمة الرئيسية
انقل للشريط الجانبيأخف
الموسوعة
تصفح
مشاركة
بحث
المظهر
أدوات شخصية
## المحتويات
انقل للشريط الجانبيأخف
تبديل عرض جدول المحتويات
# تفاعل حمض-قاعدة
49 لغة
العربية
أدوات
أدوات
انقل للشريط الجانبيأخف
إجراءات
عام
طباعة/تصدير
في مشاريع أخرى
المظهر
انقل للشريط الجانبيأخف
من ويكيبيديا، الموسوعة الحرة
أحماض وقواعد
أنماط الحموض
أنماط القواعد
التفاعل الحمضي-القاعدي[1] هو تفاعل كيميائي يحدث بين الحمض والقاعدة "قاعدة (كيمياء)"). عدة مصطلحات تستخدم هنا لوصف آليات التفاعل وشرح هذه التفاعلات وتطبيقاتها. بالرغم من تشابه تعريفات الحمض والأساس فإن كل تعريف له أهميته واستخداماته في تفاعلات حمض-قاعدة بالنسبة إلى تفاعلات السوائل والغازات.
## تعريفات الحمض والقاعدة
### التطور التاريخي
أول من اقترح مفهوم تفاعل الحمض مع القاعدة كان الكيميائي الفرنسي كواليوم فرانسوا راؤول سنة 1754 وهو من أضاف مصطلح «قاعدة» إلى الكيمياء وهي المادة التي تتفاعل مع الحمض لتحوله إلى الحالة الصلبة (على هيئة ملح).
#### نظرية الأكسجين للافوازييه
أول من وضع تعريفًا علميًا للحمض والقاعدة هو أنطوان لافوازييه سنة 1776. كانت معرفة لافوازييه بالأحماض القوية مقصورة على الأحماض الأكسجينية مثل حمض النتريك HNO3 وحمض الكبريتيك H2SO4 والتي تحتوي على ذرات مركزية تكون في حالة تاكسدية "أكسدة (كيمياء)") عالية ومحاطة بذرات الأكسجين، ولم يكن لافوازييه مدركًا لتركيب الأحماض الهالوجينية ( حمض الهيدروفلوريك HF، حمض الهيدروكلوريك HCl، حمض الهيدروبروميك HBR، حمض الهيدرويوديك HI)؛ لذا فقد عرّف الأحماض بالاعتماد على ما تحتويه من ذرات الأكسجين وكلمة أكسجين تعني باليونانية مولِّد الحمض (من الكلمتين اليونانيتين οξυς (oxys) وتعني حمض و γεινομαι (geinomai) وتعني مولد). بقي تعريف لافوازييه سائدًا مدة 30 عامًا إلى نشر همفري ديفي سنة 1810 مقالة وألقى عدة محاضرات لاحقة أثبت فيها غياب الأكسجين عن حمض كبريتيد الهيدروجين H2S وتولوريد الهيدروجين H2Te والأحماض الهالوجينية. ولكن لم يفلح ديفي في وضع نظرية جديدة، ووصل إلى نتيجة مفادها أنّ «الحامضية لا تعتمد على مادة معيّنة، ولكن على طريقة ترتيب فريدة لعدد من المواد».[3] عدّل يون ياكوب بيرسيليوس نظرية الأكسجين لتنصّ على أنّ الأحماض هي أكاسيد اللافلزات أم القواعد فهي أكاسيد الفلزات.
#### نظرية الهيدروجين لليبيغ
اقترح يوستوس فون ليبيغ سنة 1838 أن الحمض هو مركب يحتوي على ذرة هيدروجين يمكن للفلز أن يحل محلها.[4][5][6] استند ليبيغ في إعادة تعريف الأحماض على تجاربه المكثفة في تحليل التركيب الكيميائي للأحماض العضوية، ومع أنّ تعريف ليبيغ كان تعريفًا عمليًا خالصًا، إلاّ أنه بقي سائدًا ما يقارب نصف قرن إلى أن جرى اعتماد تعريف أرينيوس.[7]
### نظرية أرينيوس
قام أرينيوس عام 1887 بصياغة مفهوم حمض-قاعدة معتمدا على نظرية التأين , وظاهرة التوصيل الكهربائي المعين عمليا على محاليل الأملاح "ملح (كيمياء)") في الماء وكذلك محاليل أحماض أو قواعد.[10] وكان ارينيوس يجري تجاربه على محاليل الأملاح باعتبارها كهارل، كما استخدم الأحماض أيكا في التحليل الكهربائي. وتبين له أن 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.
وفقًا لأرينيوس فإن:
- حمض أرينيوس هو المركب الذي يؤدي تحلله في الماء إلى تكوين أيونات الهيدروجين (H+)[11]، وهذا يعني أن الحمض يزيد تركيز أيونات H+ في المحلول المائي.
يؤدي هذا إلى برتنة الماء أو إنتاج أيون الهيدرونيوم (H3O+)، وفي أدبيات الكيمياء المعاصرة يستخدم الرمز H+ كاختصار للأيون H3O+ لأنّ من المعروف الآن أنّ البروتون غير موجود كفصيل حر في المحلول المائي.[12]
- قاعدة أرينيوس هي المركب الذي يؤدي تحلله في الماء إلى تكوين أيونات الهيدروكسيد (OH−)، وهذا يعني أن القاعدة تزيد تركيز أيون OH− في المحلول المائي.
إن تعريفي أرينيوس للحمض والقاعدة مقيدان بالمحاليل المائية، ويشير إلى تركيز أيونات المذيب، ووفقًا لهذين التعريفين فإن H2SO4 و HCl النقيين الذائبين في التولوين لا يعدّان حمضين، وكذلك الأمر بالنسبة إلى منصهر NaOH ومحاليل أميد الكالسيوم في الأمونيا السائلة إذ لا يعدّان قواعد أيضًا. هذا القصور في تعريف الحامضية والقلوية (القاعدية) في المحاليل غير المائية أدى لاحقًا إلى تطوير نظرية برونشتد ولوري وتلتها نظرية لويس.[13]
يسمى تفاعل الحمض مع القاعدة بتفاعل التعادل "تعادل (كيمياء)")، وينتج عن هذا التفاعل الملح "ملح (كيمياء)") والماء:
acid+base⟶salt+water{\displaystyle {\ce {acid + base -> salt + water}}}{\displaystyle {\ce {acid + base -> salt + water}}}
HCl(aq)+NaOH(aq)⟶NaCl(aq)+H2O{\displaystyle {\ce {{HCl_{(aq)}}+NaOH_{(aq)}->{NaCl_{(aq)}}+H_{2}O}}}{\displaystyle {\ce {{HCl_{(aq)}}+NaOH_{(aq)}->{NaCl_{(aq)}}+H_{2}O}}}
لم تحتوِ المعادلات التي كتبها أرينيوس على المعدِّل (aq) بل كان يفترض وجوده ضمنيًا، إذ أنّه يشير إلى أنّ المادة ذائبة في الماء، وعلى الرغم من أن المواد الثلاثة أعلاه HCl و NaOH و NaCl موجودة بصورة نقية إلّا أنّها تتحلل بالكامل في المحاليل المائية لتكون أيونات H+ و Cl− و Na+ و OH− المائية.
### تعريف برونستد-لوري
وضع تعريف برونستد-لوري سنة 1923 من قبل العالمين يوهانس نيكولاوس برونستد في الدنمارك وتوماس لوري في انكلترا[14][15]، استنادًا إلى فكرة إضافة بروتون إلى القواعد عن طريق نزع بروتون من الأحماض، بمعنى أنّ الأحماض هي المركبات التي تمنح أيون الهيدروجين (H+) - والتي تعرف بالبروتونات - إلى القواعد التي تستقبل هذه الأيونات.[16]
ووفقأ لهذا التعريف فإنّ تفاعل الحمض مع القاعدة هو تفاعل إزالة أيون الهيدروجين من الحمض وإضافته إلى القاعدة[17]، وتؤدي إزالة أيون الهيدروجين من الحمض إلى إنتاج القاعدة القرينة conjugate base والتي لا تعدو كونها حمضًا نُزع منه أيون الهيدروجين. وبالمثل، فإن استقبال أيون الهيدروجين من طرف القاعدة ينتج حمضًأ قرينًا conjugate acid، والذي لا يعدو كونه قاعدة أضيف إليها أيون الهيدروجين.
على خلاف التعريفات السابقة للأحماض والقواعد، فإن تعريف برونستد-لوري لا يشير إلى تكون الملح والمذيب، وإنما إلى تكون الأحماض القرينة والقواعد القرينة، والتي تنتج من انتقال البروتون من الحمض إلى القاعدة[11][16]، ووفقًا لهذا التعريف فإنّ الأحماض والقواعد تسلك سلوكًا يختلف جوهريًأ عن الأملاح، والتي يُنظر إليها على أنّها الكتروليتات تخضع لنظريات ديباي وأونساكر وغيرهما. لا يتفاعل الحمض مع القاعدة لإنتاج الملح والمذيب، وإنما لإنتاج حمض جديد وقاعدة جديدة، وهذا يعني غيابًا تامًا لمفهوم التعادل.[3] يستقل سلوك الأحماض والقواعد بصورة تامة عن أي مذيب، وبهذا تدخل المزيد من المركبات ضمن هذا التعريف مقارنة بتعريف أرينيوس. يعتمد حساب قيمة pH (الأس الهيدروجيني) في نظرية أرينيوس على ذوبان القواعد في الماء (المحلول المائي) أما نظرية برونستد ولوري فقد توسعت في مجال قياس الأس الهيدروجيني ليشمل المحاليل الذائبة وغير الذائبة (الغاز، السائل، الصلب).
الصيغة العامة لتفاعل الحمض مع القاعدة وفقًا لتعريف برونستد-لوري هي:
HA−+B⟶BH++A{\displaystyle {\ce {{HA^{-}}+B->{BH+}+A}}}{\displaystyle {\ce {{HA^{-}}+B->{BH+}+A}}}
تمثل HA الحمض، وB القاعدة، و BH+ الحمض القرين، وA− القاعدة القرينة للحمض HA.
HCl+H2O↽−−⇀H3O++Cl−{\displaystyle {\ce {HCl + H2O <=> H3O+ + Cl-}}}{\displaystyle {\ce {HCl + H2O <=> H3O+ + Cl-}}}
تؤدي إزالة أيون الهيدروجين H+ من HCl إلى إنتاج أيون الكلوريد Cl- والذي يمثّل القاعدة القرينة للحمض. وتؤدي إضافة أيون الهيدروجين H+ إلى جزيئة الماء (التي تسلك سلوك القاعدة في هذا المثال) إلى تكوين أيون الهيدرونيوم H3O+ والذي يمثل الحمض القرين للقاعدة.
يعد الماء مركبًا أموفتيريًا "تذبذب (كيمياء)") أي أنّ بمقدوره أن يسلوك سلوك الأحماض والقواعد، وتفسر نظرية بروسنتد ولوري هذا السلوك بتحلل الماء إلى تراكيز منخفضة من أيونات الهيدرونيوم والهيدروكسيد:
H2O+H2O↽−−⇀H3O++OH−{\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}{\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}
توضح الصورة أدناه ما يحدث في هذا التفاعل:
### تعريف لويس
وضع جيلبرت لويس سنة 1923[18] -وهو نفس العام الذي وضع فيه تعريف بورنستد ولوري - تعريفًا لا يحتاج إلى وجود الهيدروجين كما هو الحال في تعريف برونستد ولوري ولكنه لم يعتمد هذا التعريف حتى سنة 1938.[3] فعوضًا عن تعريف تفاعلات حمض-قاعدة بالاعتماد على البروتونات أو أي عناصر أخرى، عرّف لويس القاعدة (ويشار إليها بقاعدة لويس) بأنّها المركب الذي يمكنه منح مزدوج إلكتروني، وعرّف الحمض (حمض لويس) بأنّه المركب الذي يمكنه استقبال هذا المزدوج الإلكتروني.[19] فعلى سبيل المثال يعدّ BF3 ثلاثي فلوريد البورون حمض لويس، إذ بمقدوره استقبال مزدوج إلكتروني لأنّه يمتلك مكانًا شاغرًا وفقًا لقاعدة الثمانيات التي وضعها لويس نفسه. أما أيون الفلوريد فيمتلك غلافًا خارجيًأ ممتلئًا بالإلكترونات؛ لذا فإنّه قادر على منح مزدوج إلكتروني، ويعدّ التفاعل:
BF3+F−⟶BF4−{\displaystyle {\ce {BF3 + F- -> BF4-}}}{\displaystyle {\ce {BF3 + F- -> BF4-}}}
تفاعل حمض لويس مع قاعدة لويس.
تستطيع مركبات عناصر المجموعة 13 ذات الصيغة AX3 أن تسلك سلوك حوامض لويس، ويمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 15 ذات الصيغة DY3 مثل الأمينات "أمين (كيمياء)") NR3 والفوسفينات PR3 أن تسلك سلوك قواعد لويس، وتكون نواتج الإضافة بين هذين النوعين من المركبات بالصيغة X3A←DY3 التي تحتوي على آصرة تناسقية يُعبَّر عنها بالرمز ← بين الذرة A (المستقبلة للزوج الإلكتروني) و D (المانحة للزو[ الإلكتروني). يمكن كذلك لمركبات عناصر المجموعة 16 ذات الصيغة DX2 أن تسلك سلوك قواعد لويس، ووفقًا لهذا فإنّ مركبات مثل الإيثرات R2O والثيوإيثرات R2S يمكن أن تسلك سلوك قواعد لويس. يمكن كذلك لأحادي أكسيد الكربون CO أن يسلك سلوك قاعدة لويس عند تفاعله مع ثلاثي فلوريد البورون لتكوين ناتج الإضافة F3B←CO.
تسمى المركبات التي تنتج من هذه التفاعلات والتي تحتوي على ذرات الفلزات بالمركبات التساهمية، إذ تساهم كل ربيطة Ligand بمنح زوج من الإلكترونات إلى أيون الفلز[19]، ويمكن أن نعدّ التفاعل:
[Ag(H2O)4]+2NH3⟶[Ag(NH3)2]++4H2O{\displaystyle {\ce {[Ag(H2O)4]+ 2NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4H2O}}}{\displaystyle {\ce {[Ag(H2O)4]+ 2NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4H2O}}}
تفاعل حمض-قاعدة تحلّ فيه القاعدة الأقوى ( الأمونيا) محلّ القاعدة الأضعف ( الماء).
يجدر التنويه هنا إلى أنّ تعريف لويس متناغم مع تعريف برونستد ولوري لأنّ التفاعل:
H++OH−↽−−⇀H2O{\displaystyle {\ce {H+ + OH- <=> H2O}}}{\displaystyle {\ce {H+ + OH- <=> H2O}}}
هو تفاعل حمض-قاعدة في كلا التعريفين.
## اقرأ أيضا
## ملاحظات
تصنيفات مخفية: | article | Arabic | ar | تفاعل حمض-قاعدة - ويكيبيديا | https://ar.wikipedia.org/wiki/%D8%AA%D9%81%D8%A7%D8%B9%D9%84_%D8%AD%D9%85%D8%B6-%D9%82%D8%A7%D8%B9%D8%AF%D8%A9 |
51,464 | الأحماض والقواعد في الكيمياء - موضوع | title | ما هي تفاعلات الأحماض والقواعد؟ | query | Arabic | ar | الأحماض والقواعد في الكيمياء - موضوع | https://mawdoo3.com/%D8%A7%D9%84%D8%A3%D8%AD%D9%85%D8%A7%D8%B6_%D9%88%D8%A7%D9%84%D9%82%D9%88%D8%A7%D8%B9%D8%AF_%D9%81%D9%8A_%D8%A7%D9%84%D9%83%D9%8A%D9%85%D9%8A%D8%A7%D8%A1 |
51,465 | شارح الدرس: الحمضية والقاعدية | نجوى - Nagwa | title | ما هي تفاعلات الأحماض والقواعد؟ | query | Arabic | ar | شارح الدرس: الحمضية والقاعدية | نجوى - Nagwa | https://www.nagwa.com/ar/explainers/684178078950/ |
51,466 | # شارح الدرس: الحمضية والقاعدية الكيمياء • الصف الأول الثانوي
## انضم إلى نجوى كلاسيز
شارك في حصص الكيمياء المباشرة على نجوى كلاسيز وتعلم المزيد حول هذا الدرس من أحد مدرسينا الخبراء!
الكيمياء
- الحصة التالية:
- المقاعد المتبقية: 12
في هذا الشارح، سوف نتعلَّم كيف نُعرِّف الأحماض والقواعد، ونفهم خواصها المميزة، ونحدِّد الأنواع الحمضية والقاعدية في التفاعلات الكيميائية.
الأحماض والقواعد موادُّ يمكننا إيجادها في كل مكان حولنا. يوضِّح الجدول الآتي بعض الأحماض والقواعد الشائعة التي قد نكون على دراية بها.
الاسم الكيميائيالصيغة الكيميائيةموجود فيالأحماضحمض الأسيتيكCHCOOH3الخلحمض الكربونيكHCO23المشروبات الغازيةحمض الستريكCHO687ثمرات الموالح والحلوى الحمضيةحمض الهيدروكلوريكHClالمعدةحمض اللاكتيكCHO363الحليبالقواعدهيدروكسيد الصوديومNaOHالمنظفات والملدنات في خليط الأسمنتبيكربونات الصوديومNaHCO3صودا الخبزكربونات الكالسيومCaCO3مضادات الحموضةهيدروكسيد المغنيسيومMg(OH)2حليب المغنيسيا
لعلنا نعرف أن ثمرات الليمون حمضية، وأن المنظفات، كالأمونيا والمُبيض، قاعدية، لكن ما الذي يجعلنا نصنِّف مادةً ما على أنها حمض أو قاعدة؟
عُرِف مصطلحا الحمض والقلوي (القاعدة) منذ عدة قرون. مع بداية القرن التاسع عشر كان من المعروف جيدًا أن للأحماض والقواعد خواص معيَّنة، لكن لم يكُن هناك تعريف رسمي يمكن تصنيفها من خلاله.
خواص الأحماضخواص القواعدمذاق حامض
تغيُّر لون ورقة عباد الشمس إلى الأحمرمذاق مر
تغيُّر لون ورقة عباد الشمس إلى الأزرق
ملمس زلق
عام 1887، اقترح العالم السويدي سفانت أرهينيوس أول تعريف مقبول على نطاق واسع للحمض والقاعدة. عرَّف أرهينيوس الأحماض بأنها مواد تتأيَّن عند الذوبان في الماء لتُنتج أيونات الهيدروجين (H+) أو لتزيد تركيز أيونات الهيدروجين في المحلول.
### تعريف: حمض أرهينيوس
حمض أرهينيوس مادةٌ تُنتج أيونات الهيدروجين (H+) أو تزيد تركيز أيونات الهيدروجين عندما تذوب في الماء.
حمض الهيدروكلوريك (HCl) أحد أمثلة حمض أرهينيوس. عندما يذوب HCl في الماء، يُعطي أيونات H+ وCl–: HCl()H()+Cl()gaqaqHO()2l+–
لا تبقى أيونات H+ حرة في المحلول، ولكن تكتسبها جزيئات الماء لتكوِّن أيونات الهيدرونيوم، HO3+. تُستخدم المعادلة الكيميائية المذكورة سابقًا عادةً لاختصار التفاعل. لكن المعادلة الكيميائية الآتية تمثِّل ذلك بشكل أكثر دقة: HCl()+HO()HO()+Cl()glaqaq23+–
وفقًا لتعريف أرهينيوس، تُصنَّف القواعد على أنها مواد تتأيَّن في الماء لإنتاج أيونات الهيدروكسيد (OH–) أو لزيادة تركيز أيونات الهيدروكسيد في المحلول.
### تعريف: قاعدة أرهينيوس
قاعدة أرهينيوس مادةٌ تُنتج أيونات الهيدروكسيد (OH–) أو تزيد تركيز أيونات الهيدروكسيد عندما تذوب في الماء.
هيدروكسيد الصوديوم (NaOH) أحد أمثلة قاعدة أرهينيوس. عند إذابة NaOH في الماء، يتأيَّن إلى Na+ وOH–. توضِّح المعادلة الكيميائية الآتية التفاعل الكامل: NaOH()Na()+OH()saqaqHO()2l+–
### مثال ١: تحديد تعريف حمض أرهينيوس
وفقًا لنظرية أرهينيوس، أيٌّ من الآتي يُعَد تعريفًا للحمض؟
1. مادة تُغيِّر لون المحلول المائي
2. مادة تتأيَّن في المحلول المائي لإنتاج أيونات OH–
3. مادة تتعرَّض للفوران عند وضعها في محلول مائي
4. مادة تذيب أي مادة موجودة في محلول منها
5. مادة تتأيَّن في محلول مائي لإنتاج أيونات H+
### الحل
عرَّف سفانت أرهينيوس الحمض بأنه مادة تُنتج أيونات الهيدروجين (H+) أو تزيد تركيز أيونات الهيدروجين عندما تذوب في الماء. تُنتَج أيونات الهيدروجين عندما يتأيَّن أي حمض في محلول. ومن ثَمَّ، فإن الإجابة الصحيحة هي الخيار (هـ).
على الرغم من أن تعريفَي أرهينيوس للحمض والقاعدة مفيدان، فإنهما محدودان. ينطبق التعريفان فقط على المواد التي أُذيبت في الماء. ولكن من الممكن أن تحدث تفاعلات الأحماض والقواعد عند ذوبان المركبات في مذيبات أخرى، حتى عندما تكون في الحالة الغازية.
عام 1932، اقترح العالمان يوهانس برونستد وتوماس لوري، بشكل مستقل، تعريفين جديدين للحمض والقاعدة ليشملا مزيدًا من المواد وظروف التفاعل. اعتقدا أن تفاعلات الأحماض والقواعد تتضمَّن انتقال بروتون (H+) من حمض إلى قاعدة. ومن ثَمَّ، وفقًا لتعريف برونستد-لوري، فإن الحمض هو مانح البروتون، والقاعدة هي مستقبل البروتون.
### تعريف: حمض برونستد-لوري
حمض برونستد-لوري عبارة عن مادة يمكن أن تفقد أو تمنح بروتونات (H+) في تفاعلٍ ما.
### تعريف: قاعدة برونستد-لوري
قاعدة برونستد-لوري عبارة عن مادة يمكنها أن تكتسب أو تستقبل بروتونات (H+) في تفاعلٍ ما.
لا تزال المواد التي صُنِّفت على أنها أحماض أرهينيوس تُعتبر أحماضًا وفقًا لتعريف برونستد-لوري، وينطبق الأمر نفسه على قواعد أرهينيوس. وفي بعض الأحيان، قد يُشار إلى قواعد أرهينيوس بأنها قلويات. والقلويات قواعدُ قابلةٌ للذوبان في الماء. جميع القلويات قواعد، ولكن ليس جميع المواد التي يمكننا تصنيفها على أنها قواعد وفقًا لتعريف برونستد-لوري تعتبر قلويات.
### مثال ٢: إكمال تعريف قاعدة برونستد-لوري
املأ الفراغ: في نظرية برونستد-لوري، تُعرَّف القاعدة بأنها مادة .
1. مستقبلة لأيونات H+
2. مستقبلة لأيونات OH–
3. مانحة لأيونات H+
4. مانحة لأيونات OH–
5. مانحة لجزيء HO2
### الحل
في نظرية برونستد-لوري، تحدث تفاعلات القاعدة والحمض عندما يَنقُل حمض ما بروتونًا إلى قاعدة. يُستخدَم كلٌّ من أيون وبروتون H+ عادةً بالتبادل، خاصةً عند الإشارة إلى الأحماض والقواعد؛ وذلك لأن أيون H+ يحتوي على بروتون واحد ولا يحتوي على إلكترونات أو نيوترونات. إذا كان أيون H+ يُنقَل إلى القاعدة، يمكننا الإشارة إلى القاعدة بأنها مستقبلة لأيونات H+. ومن ثَمَّ، يجب أن نملأ الفراغ بالكلمات: «مستقبلة لأيونات H+».
ذكر أرهينيوس أن ناتجَي تفاعل الحمض والقاعدة هما الملح والماء. ويعتمد تعريف التفاعل هذا على احتواء القاعدة على الهيدروكسيد. لكن هناك العديد من قواعد برونستد-لوري التي لا تحتوي على هيدروكسيد. ولذلك، عند تفاعل حمض مع قاعدة لا تحتوي على هيدروكسيد، من الأفضل التفكير في انتقال البروتونات.
توضِّح المعادلة الكيميائية الآتية التفاعل بين حمض وقاعدة برونستد-لوري:
يجب أن يحتوي حمض برونستد-لوري على ذرة هيدروجين يمكن فقدانها في صورة أيون H+، ويجب ان تكون قاعدة برونستد-لوري قادرة على استقبال ايون H+. يُسمَّى النوع الناتج عن فقدان حمضٍ ما لبروتون بالقاعدة المرافقة، ويُسمَّى النوع الناتج عن اكتساب قاعدة ما لبروتون بالحمض المرافق:
### مثال ٣: التعرُّف على المعادلة الكيميائية لتأيُّن حمض النيتريك
في أحد المحاليل، يتأيَّن حمض النيتريك (HNO3) تأيُّنًا تامًّا ليتكوَّن محلول حمضي. أيُّ المعادلات الآتية توضِّح تأيُّن HNO3؟
1. HNO()+H()HNO()3+23aqaqaq
2. HNO()H()+NO()3+3–aqaqaq
3. HNO()NO()+OH()32–aqaqaq
4. HNO()HNO()+O()32–aqaqaq
5. 2HNO()2H()+N()+3O()3+22aqaqgg
### الحل
الحمض، كما يعرِّفه برونستد ولوري، مادةٌ يمكن أن تفقد أو تمنح بروتون (H+) في تفاعلٍ ما. من الممكن أن يمنح حمض النيتريك بروتونًا ليتحوَّل إلى أيون نيترات (NO3–). وبما أن الحمض موجود في محلول، إذن يمكن أن تستقبل جزيئات الماء البروتون لتتحوَّل إلى أيونات هيدرونيوم (HO3+):
لا يتضمَّن أيٌّ من الإجابات معادلةً تكون جزيئات الماء فيها متفاعلًا ثانيًا. لذا، يمكننا اختصار المعادلة الكيميائية عن طريق إزالة HO2 من جانبَي المعادلة، وإضافة رمز الحالة ( aq)، وهو ما يوضِّح أن جميع الأنواع مذابة في الماء: HNO()H()+NO()3+–3aqaqaq
ومن ثَمَّ، فإن المعادلة التي توضِّح تأيُّن حمض النيتريك هي المعادلة الموجودة في خيار الإجابة (ب).
للأحماض المرافقة والقواعد المرافقة نفس سلوك الأحماض والقواعد. يمكن للحمض المرافق أن يمنح بروتونًا للقاعدة المرافقة لإعادة تكوين الحمض والقاعدة الأصليين:
ومن ثَمَّ، فإن تفاعلات الأحماض والقواعد لها القدرة على التحرُّك في كلا الاتجاهين الأمامي والخلفي. ويُحدَّد الاتجاه العام لتفاعل الأحماض والقواعد حسب قوة الحمض والقاعدة.
تعتمد قوة الأحماض أو القواعد على قابلية المادة للتأيُّن. الأحماض والقواعد التي يمكنها أن تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا عند الذوبان في الماء تعتبر قوية.
### تعريف: الأحماض أو القواعد القوية
الأحماض أو القواعد القوية هي الأحماض أو القواعد التي يمكنها أن تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا عند إذابتها في الماء.
يُعَد حمض الهيدروكلوريك أحد الأحماض القوية. وذلك لأنه عند الذوبان في الماء، تتأيَّن جميع جزيئات حمض الهيدروكلوريك إلى أيونات H+ وCl–. وتكتسب جزيئات الماء أيونات H+ لتكوِّن HO3+: HCl()+HO()HO()+Cl()glaqaq23+–
لا يمكن أن تتأيَّن القاعدة المرافقة لحمض قوي والحمض المرافق لقاعدة قوية لإعادة تكوين المتفاعلَيْن الأصليين في محلول ما:
ومن ثَمَّ، فإن التفاعلات التي تتضمَّن أحماضًا وقواعد قوية تتفاعل حتى النهاية. ويُستخدَم في المعادلة الكيميائية لهذه التفاعلات سهم تفاعل أمامي ().
أما بالنسبة إلى الأحماض والقواعد التي لا تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا عند الذوبان في الماء، فتعتبر ضعيفة. وكلٌّ من القاعدة المرافقة لحمض ضعيف والحمض المرافق لقاعدة ضعيفة يكون قادرًا على التأيُّن لإعادة تكوين المتفاعلَيْن الأصليين.
### تعريف: الأحماض أو القواعد الضعيفة
الأحماض أو القواعد الضعيفة عبارة عن أحماض أو قواعد تتأيَّن جزئيًّا فقط عند إذابتها في الماء.
على سبيل المثال، تُعَد الأمونيا (NH3) قاعدة ضعيفة. وذلك لأنه عند إذابتها في الماء، تتأيَّن بعض جزيئاتها إلى أيون الأمونيوم (NH4+). وفي الوقت نفسه، قد تفقد بعض أيونات الأمونيوم المكوَّنة حديثًا بروتونًا واحدًا لتتحوَّل مرةً أخرى إلى أمونيا: NH()+HO()NH()+OH()32+4–aqlaqaq
تكون التفاعلات التي تتضمَّن حمضًا وقاعدة ضعيفَيْن في حالة الاتزان. ويُستخدَم في المعادلة الكيميائية لهذه التفاعلات سهم اتزان ().
يمثِّل الشكلان الآتيان الفرق بين سلوك حمض قوي (HI) وحمض ضعيف (HF) في الماء.
لاحظ كيف أنه في محلول HI، الذي هو حمض قوي، يحدث تأيُّن تام للجزيئات إلى أيونات I– وHO3+، في حين أنه في محلول HF، الذي هو حمض ضعيف، ما زالت هناك بعض جزيئات HF التي لم تتأيَّن في المحلول.
من المهم أن نعرف الفرق بين قوة الحمض أو القاعدة وتركيزهما. تُشير القوة إلى قدرة المادة على التأيُّن. وتكون الأحماض والقواعد قوية عندما تتأيَّن جميع جزيئاتها تأيُّنًا تامًّا، وتكون ضعيفة عندما تتأيَّن بعض جزيئاتها فقط.
يُشير التركيز إلى كمية المادة المذابة في حجم معيَّن. إذا كانت كمية المادة المذابة كبيرة، يكون المحلول
مركَّزًا، وإذا كانت كمية المادة المذابة صغيرة، يمكن اعتبار المحلول مخفَّفًا. من الممكن الحصول على محاليل مخفَّفة لأحماض قوية ومحاليل مركَّزة لقواعد ضعيفة.
بجانب هذا، يمكننا وصف المحاليل بأنها أكثر حمضية أو قاعديةً من محاليل أخرى. تصبح المحاليل أكثر حمضية عندما يزداد تركيز أيونات الهيدروجين في المحلول ويقل تركيز أيونات الهيدروكسيد. وبالمثل، تصبح المحاليل أكثر قاعديةً عندما يزداد تركيز أيونات الهيدروكسيد في المحلول ويقل تركيز أيونات الهيدروجين.
### مثال ٤: معرفة الفرق بين الأحماض القوية والضعيفة
أيُّ العبارات الآتية تَصِف جيدًا الفرق بين الحمض القوي والحمض الضعيف؟
1. في المحلول المائي، يتأيَّن الحمض القوي جزئيًّا، أما الحمض الضعيف فيتأيَّن تمامًا.
2. يُعَد الحمض القوي أعلى تركيزًا من الحمض الضعيف.
3. في المحلول المائي، يحتوي الحمض القوي على أيونات أقل من الحمض الضعيف.
4. في المحلول المائي، يتأيَّن الحمض القوي تمامًا، أما الحمض الضعيف فيتأيَّن جزئيًّا فقط.
5. يُعَد الحمض الضعيف أعلى تركيزًا من الحمض القوي.
### الحل
الحمض القوي عبارة عن مادة تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا في المحلول. ويُستخدَم سهم التفاعل الأمامي () للإشارة إلى تأيُّن جميع جزيئات الحمض. أما الحمض الضعيف فهو مادة تتأيَّن جزئيًّا فقط عند وجودها في محلول. ويُستخدَم سهم الاتزان () للإشارة إلى تأيُّن بعضٍ من جزيئات الحمض فقط.
ليست هناك علاقة بين تركيز حمض ما وقوته. ومن ثَمَّ، فإن العبارة التي تَصِف جيدًا الفرق بين الحمض القوي والحمض الضعيف هي العبارة الموجودة في خيار الإجابة (د).
يوجد عدد محدود من الأحماض والقواعد القوية. يوضِّح الجدولان الآتيان الأحماض السبعة القوية والقواعد الثماني القوية:
الأحماض القويةاسم الحمض (الصيغة)تفاعل التأيُّنحمض الهيدروكلوريك (HCl)HCl()+HO()HO()+Cl()aqlaqaq23+–حمض الهيدروبروميك (HBr)HBr()+HO()HO()+Br()aqlaqaq23+–حمض الهيدرويوديك (HI)HI()+HO()HO()+I()aqlaqaq23+–حمض النيتريك (HNO3)HNO()+HO()HO()+NO()323+3–aqlaqaqحمض الكلوريك (HClO3)HClO()+HO()HO()+ClO()323+3–aqlaqaqحمض البيركلوريك (HClO4)HClO()+HO()HO()+ClO()423+4–aqlaqaqحمض الكبريتيك (HSO24)HSO()+HO()HO()+HSO()2423+4–aqlaqaq
القواعد القويةاسم القاعدة (الصيغة)تفاعل التأيُّنهيدروكسيد الليثيوم (LiOH)LiOH()Li()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد الصوديوم (NaOH)NaOH()Na()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد البوتاسيوم (KOH)KOH()K()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد الروبيديوم (RbOH)RbOH()Rb()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد السيزيوم (CsOH)CsOH()Cs()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد الكالسيوم (Ca(OH)2)Ca(OH)()Ca()+2OH()22+–saqaqHO()2lهيدروكسيد السترونشيوم (Sr(OH)2)Sr(OH)()Sr()+2OH()22+–saqaqHO()2lهيدروكسيد الباريوم (Ba(OH)2)Ba(OH)()Ba()+2OH()22+–saqaqHO()2l
يعتبر أغلب الأحماض والقواعد ضعيفًا. يوضِّح الجدولان الآتيان بعض الأحماض والقواعد الضعيفة الشائعة.
الأحماض الضعيفةاسم الحمض (الصيغة)تفاعل التأيُّنحمض الهيدروفلوريك (HF)HF()+HO()HO()+F()aqlaqaq23+–سيانيد الهيدروجين (HCN)HCN()+HO()HO()+CN()aqlaqaq23+–كبريتيد الهيدروجين (HS2)HS()+HO()HO()+HS()223+–aqlaqaq
HS()+HO()HO()+S()–23+2–aqlaqaqحمض الكربونيك (HCO23)HCO()+HO()HO()+HCO()2323+3–aqlaqaq
HCO()+HO()HO()+CO()–323+32–aqlaqaqحمض الفوسفوريك (HPO34)HPO()+HO()HO()+HPO()3423+24–aqlaqaq
HPO()+HO()HO()+HPO()2–423+42–aqlaqaq
HPO()+HO()HO()+PO()2–423+43–aqlaqaqحمض الأسيتيك (CHCOOH3)CHCOOH()+HO()HO()+CHCOO()323+3–aqlaqaqالماء (HO2)HO()+HO()HO()+OH()223+–llaqaq
القواعد الضعيفةاسم القاعدة (الصيغة)تفاعل التأيُّنالأمونيا (NH3)NH()+HO()NH()+OH()324+–aqlaqaqثلاثي ميثيل أمين ((CH)N)33(CH)N()+HO()(CH)NH()+OH()33233+–aqlaqaqالماء (HO2)HO()+HO()HO()+OH()223+–llaqaq
### مثال ٥: تحديد أيُّ المحاليل يمثِّل قاعدة ضعيفة
أيُّ المحاليل الآتية تُعَد مثالًا على القواعد الضعيفة؟
1. محلول تركيزه 2 M من NH3
2. محلول تركيزه 0.1 M من NaOH
3. محلول تركيزه 0.2 M من Ba(OH)2
4. محلول تركيزه 1 M من LiOH
5. محلول تركيزه 0.5 M من KOH
### الحل
من الممكن أن تتأيَّن هيدروكسيدات الفلزات مثل NaOH عند إذابتها في الماء إلى كاتيون فلزي وهيدروكسيد. وتعتبر المواد التي تُنتج أيونات الهيدروكسيد في المحلول قواعد وفقًا لتعريف أرهينيوس. يحتوي الأمونيا (NH3) على زوج وحيد من الإلكترونات يمكنه استقبال أيون H+. والمواد التي يمكن أن تكون مستقبلة لأيون H+ تعتبر قواعد وفقًا لتعريف برونستد-لوري. إذن جميع الإجابات تمثِّل محاليل قاعدية.
كلٌّ من المحاليل المُعطاة له تركيز مختلف. والتركيز هو قياس لكمية المادة في حجم معيَّن، لكنه لا يُشير إلى قوة قاعدة ما. تعتمد قوة القاعدة على قدرة المادة على التأيُّن في المحلول. إن المواد التي تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا في المحلول تعتبر قوية، أما المواد التي تتأيَّن تأيُّنًا جزئيًّا فقط في المحلول فتعتبر ضعيفة.
توجد ثماني قواعد قوية، وجميعها إما هيدروكسيدات فلزية قلوية وإما هيدروكسيدات فلزية أرضية قلوية. إنها LiOH، NaOH، KOH، RbOH، CsOH، Ca(OH)2، Sr(OH)2، Ba(OH)2. هذه المركبات الثمانية ستتأيَّن تمامًا عند إذابتها في ماء. وجميع القواعد الأخرى ستتأيَّن جزئيًّا فقط عند إذابتها في الماء.
بالنظر إلى الإجابات التي لدينا، نلاحظ أن خيارات الإجابات من ب إلى هـ تتضمَّن قاعدة قوية. ومن ثَمَّ، فإن الإجابة التي تُعَد مثالًا على القواعد الضعيفة هي الإجابة (أ).
الأحماض التي تتأيَّن لتُنتج أيون H+ واحدًا فقط تُسمَّى الأحماض الأحادية البروتون؛ لأنها تُنتج بروتونًا واحدًا. لكن يمكن لحمض الكربونيك وحمض الفوسفوريك، الواردين في جدول الأحماض الضعيفة السابق، إنتاج أكثر من أيون H+ واحد في المحلول. وتُسمَّى الأحماض القادرة على إنتاج بروتونين منفصلين الأحماض الثنائية البروتون، أما الأحماض التي تُنتج أكثر من اثنين من البروتونات فتُسمَّى الأحماض المتعدِّدة البروتون.
تمنح الأحماض الثنائية البروتون والمتعدِّدة البروتون بروتونًا واحدًا في كل مرة، وذلك حيث يُفقَد البروتون الأول بسرعة وسهولة أكبر من البروتون الثاني أو الثالث. بالنسبة إلى حمض الكبريتيك، الذي هو حمض قوي، يتأيَّن البروتون الأول تأيُّنًا تامًّا وسلِسًا من جزيء حمض الكبريتيك: HSO()+HO()HO()+HSO()2423+4–aqlaqaq
أما البروتون الثاني في HSO4– الناتج، فإنه يتأيَّن بحدٍّ قليل. ومن ثَمَّ، يعتبر HSO4– حمضًا ضعيفًا: HSO()+HO()HO()+SO()4–23+42–aqlaqaq
هناك العديد من الأحماض التي تحتوي على أكثر من ذرة هيدروجين واحدة، لكن ليس بإمكان كل ذرات الهيدروجين أن تتأيَّن. على سبيل المثال، يحتوي حمض الأسيتيك (CHCOOH3) على أربع ذرات هيدروجين، لكن ذرة الهيدروجين المرتبطة بالأكسجين فقط هي التي ستتأيَّن عند الذوبان في الماء:
+H2OH3O+++H2OH3O++CHHHCOOHCHCHHOO–CHCHHOOHC–HCOOHH
يُصنَّف الماء باعتباره حمضًا ضعيفًا وقاعدة ضعيفة. وإذا نظرنا إلى جزيء الماء، فسنجد أن بإمكانه فقدان بروتون والتحول إلى أيون هيدروكسيد (OH–):
يمكننا أن نلاحظ أيضًا أن ذرة الأكسجين في جزيء الماء لها زوج حر من الإلكترونات يمكنه استقبال بروتون واحد. ونتيجةً لذلك، يمكن لجزيء الماء التحول إلى أيون هيدرونيوم (HO3+):
تُسمَّى الجزيئات التي يمكن أن تتصرَّف باعتبارها أحماضًا أو قواعد، مثل الماء، بالجزيئات المتذبذبة.
### تعريف: الأنواع المتذبذبة
الأنواع المتذبذبة عبارة عن أنواع يمكن أن تتصرَّف إما باعتبارها حمضًا أو قاعدةً.
إذا كان بإمكان الماء التصرف باعتباره حمضًا أو قاعدةً، فهذا يعني أن جزيء الماء يمكن أن يخضع لتفاعل حمض وقاعدة مع جزيء ماء آخر. وفي تفاعل الحمض والقاعدة هذا، يفقد جزيء الماء الحمضي بروتونًا واحدًا، أما جزيء الماء القاعدي فيكتسب بروتونًا:
يُعرَف التفاعل السابق بالتأيُّن الذاتي للماء.
### تفاعل: التأيُّن الذاتي للماء
المعادلة الكيميائية لتفاعل اتزان الحمض والقاعدة لجزيئَي ماء هي:
HO()+HO()OH()+HO()22–3+llaqaq
هذا التفاعل يحدث في كل عيِّنة ماء، ولكن بما أن الماء يعتبر حمضًا ضعيفًا وقاعدة ضعيفة، فإن بعضًا من جزيئات الماء فقط يشارك في هذا التفاعل. وعلى الرغم من وجود تفاعل الحمض والقاعدة هذا في الماء النقي، فإن المحلول يكون متعادلًا. وهذا لأن عدد أيونات الهيدرونيوم وأيونات الهيدروكسيد الناتجة يكون متساويًا.
هيا نلخِّص ما تعلَّمناه في هذا الشارح.
### النقاط الرئيسية
- عرَّف أرهينيوس الأحماض بأنها مواد تُنتج أيونات H+ أو تزيد تركيز أيونات H+ عند الذوبان في الماء.
- عرَّف أرهينيوس القواعد بأنها مواد تنتج أيونات OH–، أو تزيد تركيز أيونات OH– عند الذوبان في الماء.
- في نظرية برونستد-لوري، يكون الحمض مانحًا لبروتون H+، وتكون القاعدة مستقبلة للبروتون.
- تتأيَّن الأحماض والقواعد القوية تأيُّنًا تامًّا في محلول ما، وتتأيَّن الأحماض والقواعد الضعيفة جزئيًّا فقط.
- يمكن أن تتصرَّف جزيئات الماء إما باعتبارها حمضًا أو قاعدةً.
- يمكن أن يشارك جزيئا ماء في تفاعل حمض وقاعدة، يُعرَف باسم التأيُّن الذاتي للماء: HO()+HO()HO()+OH()223+–llaqaq
### قائمة الدرس
## انضم إلى نجوى كلاسيز
شارك في الحصص المباشرة على نجوى كلاسيز وحقق التميز الدراسي بإرشاد وتوجيه من مدرس خبير!
- حصص تفاعلية
- دردشة ورسائل
- أسئلة امتحانات واقعية
nagwa classes qrcode
«نجوى» شركة في مجال تكنولوجيا التعليم، تهدف إلى مساعدة المدرسين على التدريس، والطلاب على التعلُّم.
### الشركة
### المحتوى
حقوق الطبع والنشر © ٢٠٢٤ نجوى
جميع الحقوق محفوظة
تستخدم «نجوى» ملفات تعريف الارتباط لضمان حصولك على أفضل تجربة على موقعنا. اعرف المزيد عن
سياسة الخصوصية
أوافق | article | شارح الدرس: الحمضية والقاعدية | نجوى - Nagwa | title | Arabic | ar | شارح الدرس: الحمضية والقاعدية | نجوى - Nagwa | https://www.nagwa.com/ar/explainers/684178078950/ |
51,467 | الاسم الكيميائيالصيغة الكيميائيةموجود فيالأحماضحمض الأسيتيكCHCOOH3الخلحمض الكربونيكHCO23المشروبات الغازيةحمض الستريكCHO687ثمرات الموالح والحلوى الحمضيةحمض الهيدروكلوريكHClالمعدةحمض اللاكتيكCHO363الحليبالقواعدهيدروكسيد الصوديومNaOHالمنظفات والملدنات في خليط الأسمنتبيكربونات الصوديومNaHCO3صودا الخبزكربونات الكالسيومCaCO3مضادات الحموضةهيدروكسيد المغنيسيومMg(OH)2حليب المغنيسيا | paragraph | # شارح الدرس: الحمضية والقاعدية الكيمياء • الصف الأول الثانوي
## انضم إلى نجوى كلاسيز
شارك في حصص الكيمياء المباشرة على نجوى كلاسيز وتعلم المزيد حول هذا الدرس من أحد مدرسينا الخبراء!
الكيمياء
- الحصة التالية:
- المقاعد المتبقية: 12
في هذا الشارح، سوف نتعلَّم كيف نُعرِّف الأحماض والقواعد، ونفهم خواصها المميزة، ونحدِّد الأنواع الحمضية والقاعدية في التفاعلات الكيميائية.
الأحماض والقواعد موادُّ يمكننا إيجادها في كل مكان حولنا. يوضِّح الجدول الآتي بعض الأحماض والقواعد الشائعة التي قد نكون على دراية بها.
الاسم الكيميائيالصيغة الكيميائيةموجود فيالأحماضحمض الأسيتيكCHCOOH3الخلحمض الكربونيكHCO23المشروبات الغازيةحمض الستريكCHO687ثمرات الموالح والحلوى الحمضيةحمض الهيدروكلوريكHClالمعدةحمض اللاكتيكCHO363الحليبالقواعدهيدروكسيد الصوديومNaOHالمنظفات والملدنات في خليط الأسمنتبيكربونات الصوديومNaHCO3صودا الخبزكربونات الكالسيومCaCO3مضادات الحموضةهيدروكسيد المغنيسيومMg(OH)2حليب المغنيسيا
لعلنا نعرف أن ثمرات الليمون حمضية، وأن المنظفات، كالأمونيا والمُبيض، قاعدية، لكن ما الذي يجعلنا نصنِّف مادةً ما على أنها حمض أو قاعدة؟
عُرِف مصطلحا الحمض والقلوي (القاعدة) منذ عدة قرون. مع بداية القرن التاسع عشر كان من المعروف جيدًا أن للأحماض والقواعد خواص معيَّنة، لكن لم يكُن هناك تعريف رسمي يمكن تصنيفها من خلاله.
خواص الأحماضخواص القواعدمذاق حامض
تغيُّر لون ورقة عباد الشمس إلى الأحمرمذاق مر
تغيُّر لون ورقة عباد الشمس إلى الأزرق
ملمس زلق
عام 1887، اقترح العالم السويدي سفانت أرهينيوس أول تعريف مقبول على نطاق واسع للحمض والقاعدة. عرَّف أرهينيوس الأحماض بأنها مواد تتأيَّن عند الذوبان في الماء لتُنتج أيونات الهيدروجين (H+) أو لتزيد تركيز أيونات الهيدروجين في المحلول.
### تعريف: حمض أرهينيوس
حمض أرهينيوس مادةٌ تُنتج أيونات الهيدروجين (H+) أو تزيد تركيز أيونات الهيدروجين عندما تذوب في الماء.
حمض الهيدروكلوريك (HCl) أحد أمثلة حمض أرهينيوس. عندما يذوب HCl في الماء، يُعطي أيونات H+ وCl–: HCl()H()+Cl()gaqaqHO()2l+–
لا تبقى أيونات H+ حرة في المحلول، ولكن تكتسبها جزيئات الماء لتكوِّن أيونات الهيدرونيوم، HO3+. تُستخدم المعادلة الكيميائية المذكورة سابقًا عادةً لاختصار التفاعل. لكن المعادلة الكيميائية الآتية تمثِّل ذلك بشكل أكثر دقة: HCl()+HO()HO()+Cl()glaqaq23+–
وفقًا لتعريف أرهينيوس، تُصنَّف القواعد على أنها مواد تتأيَّن في الماء لإنتاج أيونات الهيدروكسيد (OH–) أو لزيادة تركيز أيونات الهيدروكسيد في المحلول.
### تعريف: قاعدة أرهينيوس
قاعدة أرهينيوس مادةٌ تُنتج أيونات الهيدروكسيد (OH–) أو تزيد تركيز أيونات الهيدروكسيد عندما تذوب في الماء.
هيدروكسيد الصوديوم (NaOH) أحد أمثلة قاعدة أرهينيوس. عند إذابة NaOH في الماء، يتأيَّن إلى Na+ وOH–. توضِّح المعادلة الكيميائية الآتية التفاعل الكامل: NaOH()Na()+OH()saqaqHO()2l+–
### مثال ١: تحديد تعريف حمض أرهينيوس
وفقًا لنظرية أرهينيوس، أيٌّ من الآتي يُعَد تعريفًا للحمض؟
1. مادة تُغيِّر لون المحلول المائي
2. مادة تتأيَّن في المحلول المائي لإنتاج أيونات OH–
3. مادة تتعرَّض للفوران عند وضعها في محلول مائي
4. مادة تذيب أي مادة موجودة في محلول منها
5. مادة تتأيَّن في محلول مائي لإنتاج أيونات H+
### الحل
عرَّف سفانت أرهينيوس الحمض بأنه مادة تُنتج أيونات الهيدروجين (H+) أو تزيد تركيز أيونات الهيدروجين عندما تذوب في الماء. تُنتَج أيونات الهيدروجين عندما يتأيَّن أي حمض في محلول. ومن ثَمَّ، فإن الإجابة الصحيحة هي الخيار (هـ).
على الرغم من أن تعريفَي أرهينيوس للحمض والقاعدة مفيدان، فإنهما محدودان. ينطبق التعريفان فقط على المواد التي أُذيبت في الماء. ولكن من الممكن أن تحدث تفاعلات الأحماض والقواعد عند ذوبان المركبات في مذيبات أخرى، حتى عندما تكون في الحالة الغازية.
عام 1932، اقترح العالمان يوهانس برونستد وتوماس لوري، بشكل مستقل، تعريفين جديدين للحمض والقاعدة ليشملا مزيدًا من المواد وظروف التفاعل. اعتقدا أن تفاعلات الأحماض والقواعد تتضمَّن انتقال بروتون (H+) من حمض إلى قاعدة. ومن ثَمَّ، وفقًا لتعريف برونستد-لوري، فإن الحمض هو مانح البروتون، والقاعدة هي مستقبل البروتون.
### تعريف: حمض برونستد-لوري
حمض برونستد-لوري عبارة عن مادة يمكن أن تفقد أو تمنح بروتونات (H+) في تفاعلٍ ما.
### تعريف: قاعدة برونستد-لوري
قاعدة برونستد-لوري عبارة عن مادة يمكنها أن تكتسب أو تستقبل بروتونات (H+) في تفاعلٍ ما.
لا تزال المواد التي صُنِّفت على أنها أحماض أرهينيوس تُعتبر أحماضًا وفقًا لتعريف برونستد-لوري، وينطبق الأمر نفسه على قواعد أرهينيوس. وفي بعض الأحيان، قد يُشار إلى قواعد أرهينيوس بأنها قلويات. والقلويات قواعدُ قابلةٌ للذوبان في الماء. جميع القلويات قواعد، ولكن ليس جميع المواد التي يمكننا تصنيفها على أنها قواعد وفقًا لتعريف برونستد-لوري تعتبر قلويات.
### مثال ٢: إكمال تعريف قاعدة برونستد-لوري
املأ الفراغ: في نظرية برونستد-لوري، تُعرَّف القاعدة بأنها مادة .
1. مستقبلة لأيونات H+
2. مستقبلة لأيونات OH–
3. مانحة لأيونات H+
4. مانحة لأيونات OH–
5. مانحة لجزيء HO2
### الحل
في نظرية برونستد-لوري، تحدث تفاعلات القاعدة والحمض عندما يَنقُل حمض ما بروتونًا إلى قاعدة. يُستخدَم كلٌّ من أيون وبروتون H+ عادةً بالتبادل، خاصةً عند الإشارة إلى الأحماض والقواعد؛ وذلك لأن أيون H+ يحتوي على بروتون واحد ولا يحتوي على إلكترونات أو نيوترونات. إذا كان أيون H+ يُنقَل إلى القاعدة، يمكننا الإشارة إلى القاعدة بأنها مستقبلة لأيونات H+. ومن ثَمَّ، يجب أن نملأ الفراغ بالكلمات: «مستقبلة لأيونات H+».
ذكر أرهينيوس أن ناتجَي تفاعل الحمض والقاعدة هما الملح والماء. ويعتمد تعريف التفاعل هذا على احتواء القاعدة على الهيدروكسيد. لكن هناك العديد من قواعد برونستد-لوري التي لا تحتوي على هيدروكسيد. ولذلك، عند تفاعل حمض مع قاعدة لا تحتوي على هيدروكسيد، من الأفضل التفكير في انتقال البروتونات.
توضِّح المعادلة الكيميائية الآتية التفاعل بين حمض وقاعدة برونستد-لوري:
يجب أن يحتوي حمض برونستد-لوري على ذرة هيدروجين يمكن فقدانها في صورة أيون H+، ويجب ان تكون قاعدة برونستد-لوري قادرة على استقبال ايون H+. يُسمَّى النوع الناتج عن فقدان حمضٍ ما لبروتون بالقاعدة المرافقة، ويُسمَّى النوع الناتج عن اكتساب قاعدة ما لبروتون بالحمض المرافق:
### مثال ٣: التعرُّف على المعادلة الكيميائية لتأيُّن حمض النيتريك
في أحد المحاليل، يتأيَّن حمض النيتريك (HNO3) تأيُّنًا تامًّا ليتكوَّن محلول حمضي. أيُّ المعادلات الآتية توضِّح تأيُّن HNO3؟
1. HNO()+H()HNO()3+23aqaqaq
2. HNO()H()+NO()3+3–aqaqaq
3. HNO()NO()+OH()32–aqaqaq
4. HNO()HNO()+O()32–aqaqaq
5. 2HNO()2H()+N()+3O()3+22aqaqgg
### الحل
الحمض، كما يعرِّفه برونستد ولوري، مادةٌ يمكن أن تفقد أو تمنح بروتون (H+) في تفاعلٍ ما. من الممكن أن يمنح حمض النيتريك بروتونًا ليتحوَّل إلى أيون نيترات (NO3–). وبما أن الحمض موجود في محلول، إذن يمكن أن تستقبل جزيئات الماء البروتون لتتحوَّل إلى أيونات هيدرونيوم (HO3+):
لا يتضمَّن أيٌّ من الإجابات معادلةً تكون جزيئات الماء فيها متفاعلًا ثانيًا. لذا، يمكننا اختصار المعادلة الكيميائية عن طريق إزالة HO2 من جانبَي المعادلة، وإضافة رمز الحالة ( aq)، وهو ما يوضِّح أن جميع الأنواع مذابة في الماء: HNO()H()+NO()3+–3aqaqaq
ومن ثَمَّ، فإن المعادلة التي توضِّح تأيُّن حمض النيتريك هي المعادلة الموجودة في خيار الإجابة (ب).
للأحماض المرافقة والقواعد المرافقة نفس سلوك الأحماض والقواعد. يمكن للحمض المرافق أن يمنح بروتونًا للقاعدة المرافقة لإعادة تكوين الحمض والقاعدة الأصليين:
ومن ثَمَّ، فإن تفاعلات الأحماض والقواعد لها القدرة على التحرُّك في كلا الاتجاهين الأمامي والخلفي. ويُحدَّد الاتجاه العام لتفاعل الأحماض والقواعد حسب قوة الحمض والقاعدة.
تعتمد قوة الأحماض أو القواعد على قابلية المادة للتأيُّن. الأحماض والقواعد التي يمكنها أن تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا عند الذوبان في الماء تعتبر قوية.
### تعريف: الأحماض أو القواعد القوية
الأحماض أو القواعد القوية هي الأحماض أو القواعد التي يمكنها أن تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا عند إذابتها في الماء.
يُعَد حمض الهيدروكلوريك أحد الأحماض القوية. وذلك لأنه عند الذوبان في الماء، تتأيَّن جميع جزيئات حمض الهيدروكلوريك إلى أيونات H+ وCl–. وتكتسب جزيئات الماء أيونات H+ لتكوِّن HO3+: HCl()+HO()HO()+Cl()glaqaq23+–
لا يمكن أن تتأيَّن القاعدة المرافقة لحمض قوي والحمض المرافق لقاعدة قوية لإعادة تكوين المتفاعلَيْن الأصليين في محلول ما:
ومن ثَمَّ، فإن التفاعلات التي تتضمَّن أحماضًا وقواعد قوية تتفاعل حتى النهاية. ويُستخدَم في المعادلة الكيميائية لهذه التفاعلات سهم تفاعل أمامي ().
أما بالنسبة إلى الأحماض والقواعد التي لا تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا عند الذوبان في الماء، فتعتبر ضعيفة. وكلٌّ من القاعدة المرافقة لحمض ضعيف والحمض المرافق لقاعدة ضعيفة يكون قادرًا على التأيُّن لإعادة تكوين المتفاعلَيْن الأصليين.
### تعريف: الأحماض أو القواعد الضعيفة
الأحماض أو القواعد الضعيفة عبارة عن أحماض أو قواعد تتأيَّن جزئيًّا فقط عند إذابتها في الماء.
على سبيل المثال، تُعَد الأمونيا (NH3) قاعدة ضعيفة. وذلك لأنه عند إذابتها في الماء، تتأيَّن بعض جزيئاتها إلى أيون الأمونيوم (NH4+). وفي الوقت نفسه، قد تفقد بعض أيونات الأمونيوم المكوَّنة حديثًا بروتونًا واحدًا لتتحوَّل مرةً أخرى إلى أمونيا: NH()+HO()NH()+OH()32+4–aqlaqaq
تكون التفاعلات التي تتضمَّن حمضًا وقاعدة ضعيفَيْن في حالة الاتزان. ويُستخدَم في المعادلة الكيميائية لهذه التفاعلات سهم اتزان ().
يمثِّل الشكلان الآتيان الفرق بين سلوك حمض قوي (HI) وحمض ضعيف (HF) في الماء.
لاحظ كيف أنه في محلول HI، الذي هو حمض قوي، يحدث تأيُّن تام للجزيئات إلى أيونات I– وHO3+، في حين أنه في محلول HF، الذي هو حمض ضعيف، ما زالت هناك بعض جزيئات HF التي لم تتأيَّن في المحلول.
من المهم أن نعرف الفرق بين قوة الحمض أو القاعدة وتركيزهما. تُشير القوة إلى قدرة المادة على التأيُّن. وتكون الأحماض والقواعد قوية عندما تتأيَّن جميع جزيئاتها تأيُّنًا تامًّا، وتكون ضعيفة عندما تتأيَّن بعض جزيئاتها فقط.
يُشير التركيز إلى كمية المادة المذابة في حجم معيَّن. إذا كانت كمية المادة المذابة كبيرة، يكون المحلول
مركَّزًا، وإذا كانت كمية المادة المذابة صغيرة، يمكن اعتبار المحلول مخفَّفًا. من الممكن الحصول على محاليل مخفَّفة لأحماض قوية ومحاليل مركَّزة لقواعد ضعيفة.
بجانب هذا، يمكننا وصف المحاليل بأنها أكثر حمضية أو قاعديةً من محاليل أخرى. تصبح المحاليل أكثر حمضية عندما يزداد تركيز أيونات الهيدروجين في المحلول ويقل تركيز أيونات الهيدروكسيد. وبالمثل، تصبح المحاليل أكثر قاعديةً عندما يزداد تركيز أيونات الهيدروكسيد في المحلول ويقل تركيز أيونات الهيدروجين.
### مثال ٤: معرفة الفرق بين الأحماض القوية والضعيفة
أيُّ العبارات الآتية تَصِف جيدًا الفرق بين الحمض القوي والحمض الضعيف؟
1. في المحلول المائي، يتأيَّن الحمض القوي جزئيًّا، أما الحمض الضعيف فيتأيَّن تمامًا.
2. يُعَد الحمض القوي أعلى تركيزًا من الحمض الضعيف.
3. في المحلول المائي، يحتوي الحمض القوي على أيونات أقل من الحمض الضعيف.
4. في المحلول المائي، يتأيَّن الحمض القوي تمامًا، أما الحمض الضعيف فيتأيَّن جزئيًّا فقط.
5. يُعَد الحمض الضعيف أعلى تركيزًا من الحمض القوي.
### الحل
الحمض القوي عبارة عن مادة تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا في المحلول. ويُستخدَم سهم التفاعل الأمامي () للإشارة إلى تأيُّن جميع جزيئات الحمض. أما الحمض الضعيف فهو مادة تتأيَّن جزئيًّا فقط عند وجودها في محلول. ويُستخدَم سهم الاتزان () للإشارة إلى تأيُّن بعضٍ من جزيئات الحمض فقط.
ليست هناك علاقة بين تركيز حمض ما وقوته. ومن ثَمَّ، فإن العبارة التي تَصِف جيدًا الفرق بين الحمض القوي والحمض الضعيف هي العبارة الموجودة في خيار الإجابة (د).
يوجد عدد محدود من الأحماض والقواعد القوية. يوضِّح الجدولان الآتيان الأحماض السبعة القوية والقواعد الثماني القوية:
الأحماض القويةاسم الحمض (الصيغة)تفاعل التأيُّنحمض الهيدروكلوريك (HCl)HCl()+HO()HO()+Cl()aqlaqaq23+–حمض الهيدروبروميك (HBr)HBr()+HO()HO()+Br()aqlaqaq23+–حمض الهيدرويوديك (HI)HI()+HO()HO()+I()aqlaqaq23+–حمض النيتريك (HNO3)HNO()+HO()HO()+NO()323+3–aqlaqaqحمض الكلوريك (HClO3)HClO()+HO()HO()+ClO()323+3–aqlaqaqحمض البيركلوريك (HClO4)HClO()+HO()HO()+ClO()423+4–aqlaqaqحمض الكبريتيك (HSO24)HSO()+HO()HO()+HSO()2423+4–aqlaqaq
القواعد القويةاسم القاعدة (الصيغة)تفاعل التأيُّنهيدروكسيد الليثيوم (LiOH)LiOH()Li()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد الصوديوم (NaOH)NaOH()Na()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد البوتاسيوم (KOH)KOH()K()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد الروبيديوم (RbOH)RbOH()Rb()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد السيزيوم (CsOH)CsOH()Cs()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد الكالسيوم (Ca(OH)2)Ca(OH)()Ca()+2OH()22+–saqaqHO()2lهيدروكسيد السترونشيوم (Sr(OH)2)Sr(OH)()Sr()+2OH()22+–saqaqHO()2lهيدروكسيد الباريوم (Ba(OH)2)Ba(OH)()Ba()+2OH()22+–saqaqHO()2l
يعتبر أغلب الأحماض والقواعد ضعيفًا. يوضِّح الجدولان الآتيان بعض الأحماض والقواعد الضعيفة الشائعة.
الأحماض الضعيفةاسم الحمض (الصيغة)تفاعل التأيُّنحمض الهيدروفلوريك (HF)HF()+HO()HO()+F()aqlaqaq23+–سيانيد الهيدروجين (HCN)HCN()+HO()HO()+CN()aqlaqaq23+–كبريتيد الهيدروجين (HS2)HS()+HO()HO()+HS()223+–aqlaqaq
HS()+HO()HO()+S()–23+2–aqlaqaqحمض الكربونيك (HCO23)HCO()+HO()HO()+HCO()2323+3–aqlaqaq
HCO()+HO()HO()+CO()–323+32–aqlaqaqحمض الفوسفوريك (HPO34)HPO()+HO()HO()+HPO()3423+24–aqlaqaq
HPO()+HO()HO()+HPO()2–423+42–aqlaqaq
HPO()+HO()HO()+PO()2–423+43–aqlaqaqحمض الأسيتيك (CHCOOH3)CHCOOH()+HO()HO()+CHCOO()323+3–aqlaqaqالماء (HO2)HO()+HO()HO()+OH()223+–llaqaq
القواعد الضعيفةاسم القاعدة (الصيغة)تفاعل التأيُّنالأمونيا (NH3)NH()+HO()NH()+OH()324+–aqlaqaqثلاثي ميثيل أمين ((CH)N)33(CH)N()+HO()(CH)NH()+OH()33233+–aqlaqaqالماء (HO2)HO()+HO()HO()+OH()223+–llaqaq
### مثال ٥: تحديد أيُّ المحاليل يمثِّل قاعدة ضعيفة
أيُّ المحاليل الآتية تُعَد مثالًا على القواعد الضعيفة؟
1. محلول تركيزه 2 M من NH3
2. محلول تركيزه 0.1 M من NaOH
3. محلول تركيزه 0.2 M من Ba(OH)2
4. محلول تركيزه 1 M من LiOH
5. محلول تركيزه 0.5 M من KOH
### الحل
من الممكن أن تتأيَّن هيدروكسيدات الفلزات مثل NaOH عند إذابتها في الماء إلى كاتيون فلزي وهيدروكسيد. وتعتبر المواد التي تُنتج أيونات الهيدروكسيد في المحلول قواعد وفقًا لتعريف أرهينيوس. يحتوي الأمونيا (NH3) على زوج وحيد من الإلكترونات يمكنه استقبال أيون H+. والمواد التي يمكن أن تكون مستقبلة لأيون H+ تعتبر قواعد وفقًا لتعريف برونستد-لوري. إذن جميع الإجابات تمثِّل محاليل قاعدية.
كلٌّ من المحاليل المُعطاة له تركيز مختلف. والتركيز هو قياس لكمية المادة في حجم معيَّن، لكنه لا يُشير إلى قوة قاعدة ما. تعتمد قوة القاعدة على قدرة المادة على التأيُّن في المحلول. إن المواد التي تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا في المحلول تعتبر قوية، أما المواد التي تتأيَّن تأيُّنًا جزئيًّا فقط في المحلول فتعتبر ضعيفة.
توجد ثماني قواعد قوية، وجميعها إما هيدروكسيدات فلزية قلوية وإما هيدروكسيدات فلزية أرضية قلوية. إنها LiOH، NaOH، KOH، RbOH، CsOH، Ca(OH)2، Sr(OH)2، Ba(OH)2. هذه المركبات الثمانية ستتأيَّن تمامًا عند إذابتها في ماء. وجميع القواعد الأخرى ستتأيَّن جزئيًّا فقط عند إذابتها في الماء.
بالنظر إلى الإجابات التي لدينا، نلاحظ أن خيارات الإجابات من ب إلى هـ تتضمَّن قاعدة قوية. ومن ثَمَّ، فإن الإجابة التي تُعَد مثالًا على القواعد الضعيفة هي الإجابة (أ).
الأحماض التي تتأيَّن لتُنتج أيون H+ واحدًا فقط تُسمَّى الأحماض الأحادية البروتون؛ لأنها تُنتج بروتونًا واحدًا. لكن يمكن لحمض الكربونيك وحمض الفوسفوريك، الواردين في جدول الأحماض الضعيفة السابق، إنتاج أكثر من أيون H+ واحد في المحلول. وتُسمَّى الأحماض القادرة على إنتاج بروتونين منفصلين الأحماض الثنائية البروتون، أما الأحماض التي تُنتج أكثر من اثنين من البروتونات فتُسمَّى الأحماض المتعدِّدة البروتون.
تمنح الأحماض الثنائية البروتون والمتعدِّدة البروتون بروتونًا واحدًا في كل مرة، وذلك حيث يُفقَد البروتون الأول بسرعة وسهولة أكبر من البروتون الثاني أو الثالث. بالنسبة إلى حمض الكبريتيك، الذي هو حمض قوي، يتأيَّن البروتون الأول تأيُّنًا تامًّا وسلِسًا من جزيء حمض الكبريتيك: HSO()+HO()HO()+HSO()2423+4–aqlaqaq
أما البروتون الثاني في HSO4– الناتج، فإنه يتأيَّن بحدٍّ قليل. ومن ثَمَّ، يعتبر HSO4– حمضًا ضعيفًا: HSO()+HO()HO()+SO()4–23+42–aqlaqaq
هناك العديد من الأحماض التي تحتوي على أكثر من ذرة هيدروجين واحدة، لكن ليس بإمكان كل ذرات الهيدروجين أن تتأيَّن. على سبيل المثال، يحتوي حمض الأسيتيك (CHCOOH3) على أربع ذرات هيدروجين، لكن ذرة الهيدروجين المرتبطة بالأكسجين فقط هي التي ستتأيَّن عند الذوبان في الماء:
+H2OH3O+++H2OH3O++CHHHCOOHCHCHHOO–CHCHHOOHC–HCOOHH
يُصنَّف الماء باعتباره حمضًا ضعيفًا وقاعدة ضعيفة. وإذا نظرنا إلى جزيء الماء، فسنجد أن بإمكانه فقدان بروتون والتحول إلى أيون هيدروكسيد (OH–):
يمكننا أن نلاحظ أيضًا أن ذرة الأكسجين في جزيء الماء لها زوج حر من الإلكترونات يمكنه استقبال بروتون واحد. ونتيجةً لذلك، يمكن لجزيء الماء التحول إلى أيون هيدرونيوم (HO3+):
تُسمَّى الجزيئات التي يمكن أن تتصرَّف باعتبارها أحماضًا أو قواعد، مثل الماء، بالجزيئات المتذبذبة.
### تعريف: الأنواع المتذبذبة
الأنواع المتذبذبة عبارة عن أنواع يمكن أن تتصرَّف إما باعتبارها حمضًا أو قاعدةً.
إذا كان بإمكان الماء التصرف باعتباره حمضًا أو قاعدةً، فهذا يعني أن جزيء الماء يمكن أن يخضع لتفاعل حمض وقاعدة مع جزيء ماء آخر. وفي تفاعل الحمض والقاعدة هذا، يفقد جزيء الماء الحمضي بروتونًا واحدًا، أما جزيء الماء القاعدي فيكتسب بروتونًا:
يُعرَف التفاعل السابق بالتأيُّن الذاتي للماء.
### تفاعل: التأيُّن الذاتي للماء
المعادلة الكيميائية لتفاعل اتزان الحمض والقاعدة لجزيئَي ماء هي:
HO()+HO()OH()+HO()22–3+llaqaq
هذا التفاعل يحدث في كل عيِّنة ماء، ولكن بما أن الماء يعتبر حمضًا ضعيفًا وقاعدة ضعيفة، فإن بعضًا من جزيئات الماء فقط يشارك في هذا التفاعل. وعلى الرغم من وجود تفاعل الحمض والقاعدة هذا في الماء النقي، فإن المحلول يكون متعادلًا. وهذا لأن عدد أيونات الهيدرونيوم وأيونات الهيدروكسيد الناتجة يكون متساويًا.
هيا نلخِّص ما تعلَّمناه في هذا الشارح.
### النقاط الرئيسية
- عرَّف أرهينيوس الأحماض بأنها مواد تُنتج أيونات H+ أو تزيد تركيز أيونات H+ عند الذوبان في الماء.
- عرَّف أرهينيوس القواعد بأنها مواد تنتج أيونات OH–، أو تزيد تركيز أيونات OH– عند الذوبان في الماء.
- في نظرية برونستد-لوري، يكون الحمض مانحًا لبروتون H+، وتكون القاعدة مستقبلة للبروتون.
- تتأيَّن الأحماض والقواعد القوية تأيُّنًا تامًّا في محلول ما، وتتأيَّن الأحماض والقواعد الضعيفة جزئيًّا فقط.
- يمكن أن تتصرَّف جزيئات الماء إما باعتبارها حمضًا أو قاعدةً.
- يمكن أن يشارك جزيئا ماء في تفاعل حمض وقاعدة، يُعرَف باسم التأيُّن الذاتي للماء: HO()+HO()HO()+OH()223+–llaqaq
### قائمة الدرس
## انضم إلى نجوى كلاسيز
شارك في الحصص المباشرة على نجوى كلاسيز وحقق التميز الدراسي بإرشاد وتوجيه من مدرس خبير!
- حصص تفاعلية
- دردشة ورسائل
- أسئلة امتحانات واقعية
nagwa classes qrcode
«نجوى» شركة في مجال تكنولوجيا التعليم، تهدف إلى مساعدة المدرسين على التدريس، والطلاب على التعلُّم.
### الشركة
### المحتوى
حقوق الطبع والنشر © ٢٠٢٤ نجوى
جميع الحقوق محفوظة
تستخدم «نجوى» ملفات تعريف الارتباط لضمان حصولك على أفضل تجربة على موقعنا. اعرف المزيد عن
سياسة الخصوصية
أوافق | article | Arabic | ar | شارح الدرس: الحمضية والقاعدية | نجوى - Nagwa | https://www.nagwa.com/ar/explainers/684178078950/ |
51,468 | عُرِف مصطلحا الحمض والقلوي (القاعدة) منذ عدة قرون. مع بداية القرن التاسع عشر كان من المعروف جيدًا أن للأحماض والقواعد خواص معيَّنة، لكن لم يكُن هناك تعريف رسمي يمكن تصنيفها من خلاله. | paragraph | # شارح الدرس: الحمضية والقاعدية الكيمياء • الصف الأول الثانوي
## انضم إلى نجوى كلاسيز
شارك في حصص الكيمياء المباشرة على نجوى كلاسيز وتعلم المزيد حول هذا الدرس من أحد مدرسينا الخبراء!
الكيمياء
- الحصة التالية:
- المقاعد المتبقية: 12
في هذا الشارح، سوف نتعلَّم كيف نُعرِّف الأحماض والقواعد، ونفهم خواصها المميزة، ونحدِّد الأنواع الحمضية والقاعدية في التفاعلات الكيميائية.
الأحماض والقواعد موادُّ يمكننا إيجادها في كل مكان حولنا. يوضِّح الجدول الآتي بعض الأحماض والقواعد الشائعة التي قد نكون على دراية بها.
الاسم الكيميائيالصيغة الكيميائيةموجود فيالأحماضحمض الأسيتيكCHCOOH3الخلحمض الكربونيكHCO23المشروبات الغازيةحمض الستريكCHO687ثمرات الموالح والحلوى الحمضيةحمض الهيدروكلوريكHClالمعدةحمض اللاكتيكCHO363الحليبالقواعدهيدروكسيد الصوديومNaOHالمنظفات والملدنات في خليط الأسمنتبيكربونات الصوديومNaHCO3صودا الخبزكربونات الكالسيومCaCO3مضادات الحموضةهيدروكسيد المغنيسيومMg(OH)2حليب المغنيسيا
لعلنا نعرف أن ثمرات الليمون حمضية، وأن المنظفات، كالأمونيا والمُبيض، قاعدية، لكن ما الذي يجعلنا نصنِّف مادةً ما على أنها حمض أو قاعدة؟
عُرِف مصطلحا الحمض والقلوي (القاعدة) منذ عدة قرون. مع بداية القرن التاسع عشر كان من المعروف جيدًا أن للأحماض والقواعد خواص معيَّنة، لكن لم يكُن هناك تعريف رسمي يمكن تصنيفها من خلاله.
خواص الأحماضخواص القواعدمذاق حامض
تغيُّر لون ورقة عباد الشمس إلى الأحمرمذاق مر
تغيُّر لون ورقة عباد الشمس إلى الأزرق
ملمس زلق
عام 1887، اقترح العالم السويدي سفانت أرهينيوس أول تعريف مقبول على نطاق واسع للحمض والقاعدة. عرَّف أرهينيوس الأحماض بأنها مواد تتأيَّن عند الذوبان في الماء لتُنتج أيونات الهيدروجين (H+) أو لتزيد تركيز أيونات الهيدروجين في المحلول.
### تعريف: حمض أرهينيوس
حمض أرهينيوس مادةٌ تُنتج أيونات الهيدروجين (H+) أو تزيد تركيز أيونات الهيدروجين عندما تذوب في الماء.
حمض الهيدروكلوريك (HCl) أحد أمثلة حمض أرهينيوس. عندما يذوب HCl في الماء، يُعطي أيونات H+ وCl–: HCl()H()+Cl()gaqaqHO()2l+–
لا تبقى أيونات H+ حرة في المحلول، ولكن تكتسبها جزيئات الماء لتكوِّن أيونات الهيدرونيوم، HO3+. تُستخدم المعادلة الكيميائية المذكورة سابقًا عادةً لاختصار التفاعل. لكن المعادلة الكيميائية الآتية تمثِّل ذلك بشكل أكثر دقة: HCl()+HO()HO()+Cl()glaqaq23+–
وفقًا لتعريف أرهينيوس، تُصنَّف القواعد على أنها مواد تتأيَّن في الماء لإنتاج أيونات الهيدروكسيد (OH–) أو لزيادة تركيز أيونات الهيدروكسيد في المحلول.
### تعريف: قاعدة أرهينيوس
قاعدة أرهينيوس مادةٌ تُنتج أيونات الهيدروكسيد (OH–) أو تزيد تركيز أيونات الهيدروكسيد عندما تذوب في الماء.
هيدروكسيد الصوديوم (NaOH) أحد أمثلة قاعدة أرهينيوس. عند إذابة NaOH في الماء، يتأيَّن إلى Na+ وOH–. توضِّح المعادلة الكيميائية الآتية التفاعل الكامل: NaOH()Na()+OH()saqaqHO()2l+–
### مثال ١: تحديد تعريف حمض أرهينيوس
وفقًا لنظرية أرهينيوس، أيٌّ من الآتي يُعَد تعريفًا للحمض؟
1. مادة تُغيِّر لون المحلول المائي
2. مادة تتأيَّن في المحلول المائي لإنتاج أيونات OH–
3. مادة تتعرَّض للفوران عند وضعها في محلول مائي
4. مادة تذيب أي مادة موجودة في محلول منها
5. مادة تتأيَّن في محلول مائي لإنتاج أيونات H+
### الحل
عرَّف سفانت أرهينيوس الحمض بأنه مادة تُنتج أيونات الهيدروجين (H+) أو تزيد تركيز أيونات الهيدروجين عندما تذوب في الماء. تُنتَج أيونات الهيدروجين عندما يتأيَّن أي حمض في محلول. ومن ثَمَّ، فإن الإجابة الصحيحة هي الخيار (هـ).
على الرغم من أن تعريفَي أرهينيوس للحمض والقاعدة مفيدان، فإنهما محدودان. ينطبق التعريفان فقط على المواد التي أُذيبت في الماء. ولكن من الممكن أن تحدث تفاعلات الأحماض والقواعد عند ذوبان المركبات في مذيبات أخرى، حتى عندما تكون في الحالة الغازية.
عام 1932، اقترح العالمان يوهانس برونستد وتوماس لوري، بشكل مستقل، تعريفين جديدين للحمض والقاعدة ليشملا مزيدًا من المواد وظروف التفاعل. اعتقدا أن تفاعلات الأحماض والقواعد تتضمَّن انتقال بروتون (H+) من حمض إلى قاعدة. ومن ثَمَّ، وفقًا لتعريف برونستد-لوري، فإن الحمض هو مانح البروتون، والقاعدة هي مستقبل البروتون.
### تعريف: حمض برونستد-لوري
حمض برونستد-لوري عبارة عن مادة يمكن أن تفقد أو تمنح بروتونات (H+) في تفاعلٍ ما.
### تعريف: قاعدة برونستد-لوري
قاعدة برونستد-لوري عبارة عن مادة يمكنها أن تكتسب أو تستقبل بروتونات (H+) في تفاعلٍ ما.
لا تزال المواد التي صُنِّفت على أنها أحماض أرهينيوس تُعتبر أحماضًا وفقًا لتعريف برونستد-لوري، وينطبق الأمر نفسه على قواعد أرهينيوس. وفي بعض الأحيان، قد يُشار إلى قواعد أرهينيوس بأنها قلويات. والقلويات قواعدُ قابلةٌ للذوبان في الماء. جميع القلويات قواعد، ولكن ليس جميع المواد التي يمكننا تصنيفها على أنها قواعد وفقًا لتعريف برونستد-لوري تعتبر قلويات.
### مثال ٢: إكمال تعريف قاعدة برونستد-لوري
املأ الفراغ: في نظرية برونستد-لوري، تُعرَّف القاعدة بأنها مادة .
1. مستقبلة لأيونات H+
2. مستقبلة لأيونات OH–
3. مانحة لأيونات H+
4. مانحة لأيونات OH–
5. مانحة لجزيء HO2
### الحل
في نظرية برونستد-لوري، تحدث تفاعلات القاعدة والحمض عندما يَنقُل حمض ما بروتونًا إلى قاعدة. يُستخدَم كلٌّ من أيون وبروتون H+ عادةً بالتبادل، خاصةً عند الإشارة إلى الأحماض والقواعد؛ وذلك لأن أيون H+ يحتوي على بروتون واحد ولا يحتوي على إلكترونات أو نيوترونات. إذا كان أيون H+ يُنقَل إلى القاعدة، يمكننا الإشارة إلى القاعدة بأنها مستقبلة لأيونات H+. ومن ثَمَّ، يجب أن نملأ الفراغ بالكلمات: «مستقبلة لأيونات H+».
ذكر أرهينيوس أن ناتجَي تفاعل الحمض والقاعدة هما الملح والماء. ويعتمد تعريف التفاعل هذا على احتواء القاعدة على الهيدروكسيد. لكن هناك العديد من قواعد برونستد-لوري التي لا تحتوي على هيدروكسيد. ولذلك، عند تفاعل حمض مع قاعدة لا تحتوي على هيدروكسيد، من الأفضل التفكير في انتقال البروتونات.
توضِّح المعادلة الكيميائية الآتية التفاعل بين حمض وقاعدة برونستد-لوري:
يجب أن يحتوي حمض برونستد-لوري على ذرة هيدروجين يمكن فقدانها في صورة أيون H+، ويجب ان تكون قاعدة برونستد-لوري قادرة على استقبال ايون H+. يُسمَّى النوع الناتج عن فقدان حمضٍ ما لبروتون بالقاعدة المرافقة، ويُسمَّى النوع الناتج عن اكتساب قاعدة ما لبروتون بالحمض المرافق:
### مثال ٣: التعرُّف على المعادلة الكيميائية لتأيُّن حمض النيتريك
في أحد المحاليل، يتأيَّن حمض النيتريك (HNO3) تأيُّنًا تامًّا ليتكوَّن محلول حمضي. أيُّ المعادلات الآتية توضِّح تأيُّن HNO3؟
1. HNO()+H()HNO()3+23aqaqaq
2. HNO()H()+NO()3+3–aqaqaq
3. HNO()NO()+OH()32–aqaqaq
4. HNO()HNO()+O()32–aqaqaq
5. 2HNO()2H()+N()+3O()3+22aqaqgg
### الحل
الحمض، كما يعرِّفه برونستد ولوري، مادةٌ يمكن أن تفقد أو تمنح بروتون (H+) في تفاعلٍ ما. من الممكن أن يمنح حمض النيتريك بروتونًا ليتحوَّل إلى أيون نيترات (NO3–). وبما أن الحمض موجود في محلول، إذن يمكن أن تستقبل جزيئات الماء البروتون لتتحوَّل إلى أيونات هيدرونيوم (HO3+):
لا يتضمَّن أيٌّ من الإجابات معادلةً تكون جزيئات الماء فيها متفاعلًا ثانيًا. لذا، يمكننا اختصار المعادلة الكيميائية عن طريق إزالة HO2 من جانبَي المعادلة، وإضافة رمز الحالة ( aq)، وهو ما يوضِّح أن جميع الأنواع مذابة في الماء: HNO()H()+NO()3+–3aqaqaq
ومن ثَمَّ، فإن المعادلة التي توضِّح تأيُّن حمض النيتريك هي المعادلة الموجودة في خيار الإجابة (ب).
للأحماض المرافقة والقواعد المرافقة نفس سلوك الأحماض والقواعد. يمكن للحمض المرافق أن يمنح بروتونًا للقاعدة المرافقة لإعادة تكوين الحمض والقاعدة الأصليين:
ومن ثَمَّ، فإن تفاعلات الأحماض والقواعد لها القدرة على التحرُّك في كلا الاتجاهين الأمامي والخلفي. ويُحدَّد الاتجاه العام لتفاعل الأحماض والقواعد حسب قوة الحمض والقاعدة.
تعتمد قوة الأحماض أو القواعد على قابلية المادة للتأيُّن. الأحماض والقواعد التي يمكنها أن تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا عند الذوبان في الماء تعتبر قوية.
### تعريف: الأحماض أو القواعد القوية
الأحماض أو القواعد القوية هي الأحماض أو القواعد التي يمكنها أن تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا عند إذابتها في الماء.
يُعَد حمض الهيدروكلوريك أحد الأحماض القوية. وذلك لأنه عند الذوبان في الماء، تتأيَّن جميع جزيئات حمض الهيدروكلوريك إلى أيونات H+ وCl–. وتكتسب جزيئات الماء أيونات H+ لتكوِّن HO3+: HCl()+HO()HO()+Cl()glaqaq23+–
لا يمكن أن تتأيَّن القاعدة المرافقة لحمض قوي والحمض المرافق لقاعدة قوية لإعادة تكوين المتفاعلَيْن الأصليين في محلول ما:
ومن ثَمَّ، فإن التفاعلات التي تتضمَّن أحماضًا وقواعد قوية تتفاعل حتى النهاية. ويُستخدَم في المعادلة الكيميائية لهذه التفاعلات سهم تفاعل أمامي ().
أما بالنسبة إلى الأحماض والقواعد التي لا تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا عند الذوبان في الماء، فتعتبر ضعيفة. وكلٌّ من القاعدة المرافقة لحمض ضعيف والحمض المرافق لقاعدة ضعيفة يكون قادرًا على التأيُّن لإعادة تكوين المتفاعلَيْن الأصليين.
### تعريف: الأحماض أو القواعد الضعيفة
الأحماض أو القواعد الضعيفة عبارة عن أحماض أو قواعد تتأيَّن جزئيًّا فقط عند إذابتها في الماء.
على سبيل المثال، تُعَد الأمونيا (NH3) قاعدة ضعيفة. وذلك لأنه عند إذابتها في الماء، تتأيَّن بعض جزيئاتها إلى أيون الأمونيوم (NH4+). وفي الوقت نفسه، قد تفقد بعض أيونات الأمونيوم المكوَّنة حديثًا بروتونًا واحدًا لتتحوَّل مرةً أخرى إلى أمونيا: NH()+HO()NH()+OH()32+4–aqlaqaq
تكون التفاعلات التي تتضمَّن حمضًا وقاعدة ضعيفَيْن في حالة الاتزان. ويُستخدَم في المعادلة الكيميائية لهذه التفاعلات سهم اتزان ().
يمثِّل الشكلان الآتيان الفرق بين سلوك حمض قوي (HI) وحمض ضعيف (HF) في الماء.
لاحظ كيف أنه في محلول HI، الذي هو حمض قوي، يحدث تأيُّن تام للجزيئات إلى أيونات I– وHO3+، في حين أنه في محلول HF، الذي هو حمض ضعيف، ما زالت هناك بعض جزيئات HF التي لم تتأيَّن في المحلول.
من المهم أن نعرف الفرق بين قوة الحمض أو القاعدة وتركيزهما. تُشير القوة إلى قدرة المادة على التأيُّن. وتكون الأحماض والقواعد قوية عندما تتأيَّن جميع جزيئاتها تأيُّنًا تامًّا، وتكون ضعيفة عندما تتأيَّن بعض جزيئاتها فقط.
يُشير التركيز إلى كمية المادة المذابة في حجم معيَّن. إذا كانت كمية المادة المذابة كبيرة، يكون المحلول
مركَّزًا، وإذا كانت كمية المادة المذابة صغيرة، يمكن اعتبار المحلول مخفَّفًا. من الممكن الحصول على محاليل مخفَّفة لأحماض قوية ومحاليل مركَّزة لقواعد ضعيفة.
بجانب هذا، يمكننا وصف المحاليل بأنها أكثر حمضية أو قاعديةً من محاليل أخرى. تصبح المحاليل أكثر حمضية عندما يزداد تركيز أيونات الهيدروجين في المحلول ويقل تركيز أيونات الهيدروكسيد. وبالمثل، تصبح المحاليل أكثر قاعديةً عندما يزداد تركيز أيونات الهيدروكسيد في المحلول ويقل تركيز أيونات الهيدروجين.
### مثال ٤: معرفة الفرق بين الأحماض القوية والضعيفة
أيُّ العبارات الآتية تَصِف جيدًا الفرق بين الحمض القوي والحمض الضعيف؟
1. في المحلول المائي، يتأيَّن الحمض القوي جزئيًّا، أما الحمض الضعيف فيتأيَّن تمامًا.
2. يُعَد الحمض القوي أعلى تركيزًا من الحمض الضعيف.
3. في المحلول المائي، يحتوي الحمض القوي على أيونات أقل من الحمض الضعيف.
4. في المحلول المائي، يتأيَّن الحمض القوي تمامًا، أما الحمض الضعيف فيتأيَّن جزئيًّا فقط.
5. يُعَد الحمض الضعيف أعلى تركيزًا من الحمض القوي.
### الحل
الحمض القوي عبارة عن مادة تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا في المحلول. ويُستخدَم سهم التفاعل الأمامي () للإشارة إلى تأيُّن جميع جزيئات الحمض. أما الحمض الضعيف فهو مادة تتأيَّن جزئيًّا فقط عند وجودها في محلول. ويُستخدَم سهم الاتزان () للإشارة إلى تأيُّن بعضٍ من جزيئات الحمض فقط.
ليست هناك علاقة بين تركيز حمض ما وقوته. ومن ثَمَّ، فإن العبارة التي تَصِف جيدًا الفرق بين الحمض القوي والحمض الضعيف هي العبارة الموجودة في خيار الإجابة (د).
يوجد عدد محدود من الأحماض والقواعد القوية. يوضِّح الجدولان الآتيان الأحماض السبعة القوية والقواعد الثماني القوية:
الأحماض القويةاسم الحمض (الصيغة)تفاعل التأيُّنحمض الهيدروكلوريك (HCl)HCl()+HO()HO()+Cl()aqlaqaq23+–حمض الهيدروبروميك (HBr)HBr()+HO()HO()+Br()aqlaqaq23+–حمض الهيدرويوديك (HI)HI()+HO()HO()+I()aqlaqaq23+–حمض النيتريك (HNO3)HNO()+HO()HO()+NO()323+3–aqlaqaqحمض الكلوريك (HClO3)HClO()+HO()HO()+ClO()323+3–aqlaqaqحمض البيركلوريك (HClO4)HClO()+HO()HO()+ClO()423+4–aqlaqaqحمض الكبريتيك (HSO24)HSO()+HO()HO()+HSO()2423+4–aqlaqaq
القواعد القويةاسم القاعدة (الصيغة)تفاعل التأيُّنهيدروكسيد الليثيوم (LiOH)LiOH()Li()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد الصوديوم (NaOH)NaOH()Na()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد البوتاسيوم (KOH)KOH()K()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد الروبيديوم (RbOH)RbOH()Rb()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد السيزيوم (CsOH)CsOH()Cs()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد الكالسيوم (Ca(OH)2)Ca(OH)()Ca()+2OH()22+–saqaqHO()2lهيدروكسيد السترونشيوم (Sr(OH)2)Sr(OH)()Sr()+2OH()22+–saqaqHO()2lهيدروكسيد الباريوم (Ba(OH)2)Ba(OH)()Ba()+2OH()22+–saqaqHO()2l
يعتبر أغلب الأحماض والقواعد ضعيفًا. يوضِّح الجدولان الآتيان بعض الأحماض والقواعد الضعيفة الشائعة.
الأحماض الضعيفةاسم الحمض (الصيغة)تفاعل التأيُّنحمض الهيدروفلوريك (HF)HF()+HO()HO()+F()aqlaqaq23+–سيانيد الهيدروجين (HCN)HCN()+HO()HO()+CN()aqlaqaq23+–كبريتيد الهيدروجين (HS2)HS()+HO()HO()+HS()223+–aqlaqaq
HS()+HO()HO()+S()–23+2–aqlaqaqحمض الكربونيك (HCO23)HCO()+HO()HO()+HCO()2323+3–aqlaqaq
HCO()+HO()HO()+CO()–323+32–aqlaqaqحمض الفوسفوريك (HPO34)HPO()+HO()HO()+HPO()3423+24–aqlaqaq
HPO()+HO()HO()+HPO()2–423+42–aqlaqaq
HPO()+HO()HO()+PO()2–423+43–aqlaqaqحمض الأسيتيك (CHCOOH3)CHCOOH()+HO()HO()+CHCOO()323+3–aqlaqaqالماء (HO2)HO()+HO()HO()+OH()223+–llaqaq
القواعد الضعيفةاسم القاعدة (الصيغة)تفاعل التأيُّنالأمونيا (NH3)NH()+HO()NH()+OH()324+–aqlaqaqثلاثي ميثيل أمين ((CH)N)33(CH)N()+HO()(CH)NH()+OH()33233+–aqlaqaqالماء (HO2)HO()+HO()HO()+OH()223+–llaqaq
### مثال ٥: تحديد أيُّ المحاليل يمثِّل قاعدة ضعيفة
أيُّ المحاليل الآتية تُعَد مثالًا على القواعد الضعيفة؟
1. محلول تركيزه 2 M من NH3
2. محلول تركيزه 0.1 M من NaOH
3. محلول تركيزه 0.2 M من Ba(OH)2
4. محلول تركيزه 1 M من LiOH
5. محلول تركيزه 0.5 M من KOH
### الحل
من الممكن أن تتأيَّن هيدروكسيدات الفلزات مثل NaOH عند إذابتها في الماء إلى كاتيون فلزي وهيدروكسيد. وتعتبر المواد التي تُنتج أيونات الهيدروكسيد في المحلول قواعد وفقًا لتعريف أرهينيوس. يحتوي الأمونيا (NH3) على زوج وحيد من الإلكترونات يمكنه استقبال أيون H+. والمواد التي يمكن أن تكون مستقبلة لأيون H+ تعتبر قواعد وفقًا لتعريف برونستد-لوري. إذن جميع الإجابات تمثِّل محاليل قاعدية.
كلٌّ من المحاليل المُعطاة له تركيز مختلف. والتركيز هو قياس لكمية المادة في حجم معيَّن، لكنه لا يُشير إلى قوة قاعدة ما. تعتمد قوة القاعدة على قدرة المادة على التأيُّن في المحلول. إن المواد التي تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا في المحلول تعتبر قوية، أما المواد التي تتأيَّن تأيُّنًا جزئيًّا فقط في المحلول فتعتبر ضعيفة.
توجد ثماني قواعد قوية، وجميعها إما هيدروكسيدات فلزية قلوية وإما هيدروكسيدات فلزية أرضية قلوية. إنها LiOH، NaOH، KOH، RbOH، CsOH، Ca(OH)2، Sr(OH)2، Ba(OH)2. هذه المركبات الثمانية ستتأيَّن تمامًا عند إذابتها في ماء. وجميع القواعد الأخرى ستتأيَّن جزئيًّا فقط عند إذابتها في الماء.
بالنظر إلى الإجابات التي لدينا، نلاحظ أن خيارات الإجابات من ب إلى هـ تتضمَّن قاعدة قوية. ومن ثَمَّ، فإن الإجابة التي تُعَد مثالًا على القواعد الضعيفة هي الإجابة (أ).
الأحماض التي تتأيَّن لتُنتج أيون H+ واحدًا فقط تُسمَّى الأحماض الأحادية البروتون؛ لأنها تُنتج بروتونًا واحدًا. لكن يمكن لحمض الكربونيك وحمض الفوسفوريك، الواردين في جدول الأحماض الضعيفة السابق، إنتاج أكثر من أيون H+ واحد في المحلول. وتُسمَّى الأحماض القادرة على إنتاج بروتونين منفصلين الأحماض الثنائية البروتون، أما الأحماض التي تُنتج أكثر من اثنين من البروتونات فتُسمَّى الأحماض المتعدِّدة البروتون.
تمنح الأحماض الثنائية البروتون والمتعدِّدة البروتون بروتونًا واحدًا في كل مرة، وذلك حيث يُفقَد البروتون الأول بسرعة وسهولة أكبر من البروتون الثاني أو الثالث. بالنسبة إلى حمض الكبريتيك، الذي هو حمض قوي، يتأيَّن البروتون الأول تأيُّنًا تامًّا وسلِسًا من جزيء حمض الكبريتيك: HSO()+HO()HO()+HSO()2423+4–aqlaqaq
أما البروتون الثاني في HSO4– الناتج، فإنه يتأيَّن بحدٍّ قليل. ومن ثَمَّ، يعتبر HSO4– حمضًا ضعيفًا: HSO()+HO()HO()+SO()4–23+42–aqlaqaq
هناك العديد من الأحماض التي تحتوي على أكثر من ذرة هيدروجين واحدة، لكن ليس بإمكان كل ذرات الهيدروجين أن تتأيَّن. على سبيل المثال، يحتوي حمض الأسيتيك (CHCOOH3) على أربع ذرات هيدروجين، لكن ذرة الهيدروجين المرتبطة بالأكسجين فقط هي التي ستتأيَّن عند الذوبان في الماء:
+H2OH3O+++H2OH3O++CHHHCOOHCHCHHOO–CHCHHOOHC–HCOOHH
يُصنَّف الماء باعتباره حمضًا ضعيفًا وقاعدة ضعيفة. وإذا نظرنا إلى جزيء الماء، فسنجد أن بإمكانه فقدان بروتون والتحول إلى أيون هيدروكسيد (OH–):
يمكننا أن نلاحظ أيضًا أن ذرة الأكسجين في جزيء الماء لها زوج حر من الإلكترونات يمكنه استقبال بروتون واحد. ونتيجةً لذلك، يمكن لجزيء الماء التحول إلى أيون هيدرونيوم (HO3+):
تُسمَّى الجزيئات التي يمكن أن تتصرَّف باعتبارها أحماضًا أو قواعد، مثل الماء، بالجزيئات المتذبذبة.
### تعريف: الأنواع المتذبذبة
الأنواع المتذبذبة عبارة عن أنواع يمكن أن تتصرَّف إما باعتبارها حمضًا أو قاعدةً.
إذا كان بإمكان الماء التصرف باعتباره حمضًا أو قاعدةً، فهذا يعني أن جزيء الماء يمكن أن يخضع لتفاعل حمض وقاعدة مع جزيء ماء آخر. وفي تفاعل الحمض والقاعدة هذا، يفقد جزيء الماء الحمضي بروتونًا واحدًا، أما جزيء الماء القاعدي فيكتسب بروتونًا:
يُعرَف التفاعل السابق بالتأيُّن الذاتي للماء.
### تفاعل: التأيُّن الذاتي للماء
المعادلة الكيميائية لتفاعل اتزان الحمض والقاعدة لجزيئَي ماء هي:
HO()+HO()OH()+HO()22–3+llaqaq
هذا التفاعل يحدث في كل عيِّنة ماء، ولكن بما أن الماء يعتبر حمضًا ضعيفًا وقاعدة ضعيفة، فإن بعضًا من جزيئات الماء فقط يشارك في هذا التفاعل. وعلى الرغم من وجود تفاعل الحمض والقاعدة هذا في الماء النقي، فإن المحلول يكون متعادلًا. وهذا لأن عدد أيونات الهيدرونيوم وأيونات الهيدروكسيد الناتجة يكون متساويًا.
هيا نلخِّص ما تعلَّمناه في هذا الشارح.
### النقاط الرئيسية
- عرَّف أرهينيوس الأحماض بأنها مواد تُنتج أيونات H+ أو تزيد تركيز أيونات H+ عند الذوبان في الماء.
- عرَّف أرهينيوس القواعد بأنها مواد تنتج أيونات OH–، أو تزيد تركيز أيونات OH– عند الذوبان في الماء.
- في نظرية برونستد-لوري، يكون الحمض مانحًا لبروتون H+، وتكون القاعدة مستقبلة للبروتون.
- تتأيَّن الأحماض والقواعد القوية تأيُّنًا تامًّا في محلول ما، وتتأيَّن الأحماض والقواعد الضعيفة جزئيًّا فقط.
- يمكن أن تتصرَّف جزيئات الماء إما باعتبارها حمضًا أو قاعدةً.
- يمكن أن يشارك جزيئا ماء في تفاعل حمض وقاعدة، يُعرَف باسم التأيُّن الذاتي للماء: HO()+HO()HO()+OH()223+–llaqaq
### قائمة الدرس
## انضم إلى نجوى كلاسيز
شارك في الحصص المباشرة على نجوى كلاسيز وحقق التميز الدراسي بإرشاد وتوجيه من مدرس خبير!
- حصص تفاعلية
- دردشة ورسائل
- أسئلة امتحانات واقعية
nagwa classes qrcode
«نجوى» شركة في مجال تكنولوجيا التعليم، تهدف إلى مساعدة المدرسين على التدريس، والطلاب على التعلُّم.
### الشركة
### المحتوى
حقوق الطبع والنشر © ٢٠٢٤ نجوى
جميع الحقوق محفوظة
تستخدم «نجوى» ملفات تعريف الارتباط لضمان حصولك على أفضل تجربة على موقعنا. اعرف المزيد عن
سياسة الخصوصية
أوافق | article | Arabic | ar | شارح الدرس: الحمضية والقاعدية | نجوى - Nagwa | https://www.nagwa.com/ar/explainers/684178078950/ |
51,469 | مع بداية القرن التاسع عشر كان من المعروف جيدًا أن للأحماض والقواعد خواص معيَّنة، لكن لم يكُن هناك تعريف رسمي يمكن تصنيفها من خلاله. | sentence | عُرِف مصطلحا الحمض والقلوي (القاعدة) منذ عدة قرون. مع بداية القرن التاسع عشر كان من المعروف جيدًا أن للأحماض والقواعد خواص معيَّنة، لكن لم يكُن هناك تعريف رسمي يمكن تصنيفها من خلاله. | paragraph | Arabic | ar | شارح الدرس: الحمضية والقاعدية | نجوى - Nagwa | https://www.nagwa.com/ar/explainers/684178078950/ |
51,470 | عام 1887، اقترح العالم السويدي سفانت أرهينيوس أول تعريف مقبول على نطاق واسع للحمض والقاعدة. عرَّف أرهينيوس الأحماض بأنها مواد تتأيَّن عند الذوبان في الماء لتُنتج أيونات الهيدروجين (H+) أو لتزيد تركيز أيونات الهيدروجين في المحلول. | paragraph | # شارح الدرس: الحمضية والقاعدية الكيمياء • الصف الأول الثانوي
## انضم إلى نجوى كلاسيز
شارك في حصص الكيمياء المباشرة على نجوى كلاسيز وتعلم المزيد حول هذا الدرس من أحد مدرسينا الخبراء!
الكيمياء
- الحصة التالية:
- المقاعد المتبقية: 12
في هذا الشارح، سوف نتعلَّم كيف نُعرِّف الأحماض والقواعد، ونفهم خواصها المميزة، ونحدِّد الأنواع الحمضية والقاعدية في التفاعلات الكيميائية.
الأحماض والقواعد موادُّ يمكننا إيجادها في كل مكان حولنا. يوضِّح الجدول الآتي بعض الأحماض والقواعد الشائعة التي قد نكون على دراية بها.
الاسم الكيميائيالصيغة الكيميائيةموجود فيالأحماضحمض الأسيتيكCHCOOH3الخلحمض الكربونيكHCO23المشروبات الغازيةحمض الستريكCHO687ثمرات الموالح والحلوى الحمضيةحمض الهيدروكلوريكHClالمعدةحمض اللاكتيكCHO363الحليبالقواعدهيدروكسيد الصوديومNaOHالمنظفات والملدنات في خليط الأسمنتبيكربونات الصوديومNaHCO3صودا الخبزكربونات الكالسيومCaCO3مضادات الحموضةهيدروكسيد المغنيسيومMg(OH)2حليب المغنيسيا
لعلنا نعرف أن ثمرات الليمون حمضية، وأن المنظفات، كالأمونيا والمُبيض، قاعدية، لكن ما الذي يجعلنا نصنِّف مادةً ما على أنها حمض أو قاعدة؟
عُرِف مصطلحا الحمض والقلوي (القاعدة) منذ عدة قرون. مع بداية القرن التاسع عشر كان من المعروف جيدًا أن للأحماض والقواعد خواص معيَّنة، لكن لم يكُن هناك تعريف رسمي يمكن تصنيفها من خلاله.
خواص الأحماضخواص القواعدمذاق حامض
تغيُّر لون ورقة عباد الشمس إلى الأحمرمذاق مر
تغيُّر لون ورقة عباد الشمس إلى الأزرق
ملمس زلق
عام 1887، اقترح العالم السويدي سفانت أرهينيوس أول تعريف مقبول على نطاق واسع للحمض والقاعدة. عرَّف أرهينيوس الأحماض بأنها مواد تتأيَّن عند الذوبان في الماء لتُنتج أيونات الهيدروجين (H+) أو لتزيد تركيز أيونات الهيدروجين في المحلول.
### تعريف: حمض أرهينيوس
حمض أرهينيوس مادةٌ تُنتج أيونات الهيدروجين (H+) أو تزيد تركيز أيونات الهيدروجين عندما تذوب في الماء.
حمض الهيدروكلوريك (HCl) أحد أمثلة حمض أرهينيوس. عندما يذوب HCl في الماء، يُعطي أيونات H+ وCl–: HCl()H()+Cl()gaqaqHO()2l+–
لا تبقى أيونات H+ حرة في المحلول، ولكن تكتسبها جزيئات الماء لتكوِّن أيونات الهيدرونيوم، HO3+. تُستخدم المعادلة الكيميائية المذكورة سابقًا عادةً لاختصار التفاعل. لكن المعادلة الكيميائية الآتية تمثِّل ذلك بشكل أكثر دقة: HCl()+HO()HO()+Cl()glaqaq23+–
وفقًا لتعريف أرهينيوس، تُصنَّف القواعد على أنها مواد تتأيَّن في الماء لإنتاج أيونات الهيدروكسيد (OH–) أو لزيادة تركيز أيونات الهيدروكسيد في المحلول.
### تعريف: قاعدة أرهينيوس
قاعدة أرهينيوس مادةٌ تُنتج أيونات الهيدروكسيد (OH–) أو تزيد تركيز أيونات الهيدروكسيد عندما تذوب في الماء.
هيدروكسيد الصوديوم (NaOH) أحد أمثلة قاعدة أرهينيوس. عند إذابة NaOH في الماء، يتأيَّن إلى Na+ وOH–. توضِّح المعادلة الكيميائية الآتية التفاعل الكامل: NaOH()Na()+OH()saqaqHO()2l+–
### مثال ١: تحديد تعريف حمض أرهينيوس
وفقًا لنظرية أرهينيوس، أيٌّ من الآتي يُعَد تعريفًا للحمض؟
1. مادة تُغيِّر لون المحلول المائي
2. مادة تتأيَّن في المحلول المائي لإنتاج أيونات OH–
3. مادة تتعرَّض للفوران عند وضعها في محلول مائي
4. مادة تذيب أي مادة موجودة في محلول منها
5. مادة تتأيَّن في محلول مائي لإنتاج أيونات H+
### الحل
عرَّف سفانت أرهينيوس الحمض بأنه مادة تُنتج أيونات الهيدروجين (H+) أو تزيد تركيز أيونات الهيدروجين عندما تذوب في الماء. تُنتَج أيونات الهيدروجين عندما يتأيَّن أي حمض في محلول. ومن ثَمَّ، فإن الإجابة الصحيحة هي الخيار (هـ).
على الرغم من أن تعريفَي أرهينيوس للحمض والقاعدة مفيدان، فإنهما محدودان. ينطبق التعريفان فقط على المواد التي أُذيبت في الماء. ولكن من الممكن أن تحدث تفاعلات الأحماض والقواعد عند ذوبان المركبات في مذيبات أخرى، حتى عندما تكون في الحالة الغازية.
عام 1932، اقترح العالمان يوهانس برونستد وتوماس لوري، بشكل مستقل، تعريفين جديدين للحمض والقاعدة ليشملا مزيدًا من المواد وظروف التفاعل. اعتقدا أن تفاعلات الأحماض والقواعد تتضمَّن انتقال بروتون (H+) من حمض إلى قاعدة. ومن ثَمَّ، وفقًا لتعريف برونستد-لوري، فإن الحمض هو مانح البروتون، والقاعدة هي مستقبل البروتون.
### تعريف: حمض برونستد-لوري
حمض برونستد-لوري عبارة عن مادة يمكن أن تفقد أو تمنح بروتونات (H+) في تفاعلٍ ما.
### تعريف: قاعدة برونستد-لوري
قاعدة برونستد-لوري عبارة عن مادة يمكنها أن تكتسب أو تستقبل بروتونات (H+) في تفاعلٍ ما.
لا تزال المواد التي صُنِّفت على أنها أحماض أرهينيوس تُعتبر أحماضًا وفقًا لتعريف برونستد-لوري، وينطبق الأمر نفسه على قواعد أرهينيوس. وفي بعض الأحيان، قد يُشار إلى قواعد أرهينيوس بأنها قلويات. والقلويات قواعدُ قابلةٌ للذوبان في الماء. جميع القلويات قواعد، ولكن ليس جميع المواد التي يمكننا تصنيفها على أنها قواعد وفقًا لتعريف برونستد-لوري تعتبر قلويات.
### مثال ٢: إكمال تعريف قاعدة برونستد-لوري
املأ الفراغ: في نظرية برونستد-لوري، تُعرَّف القاعدة بأنها مادة .
1. مستقبلة لأيونات H+
2. مستقبلة لأيونات OH–
3. مانحة لأيونات H+
4. مانحة لأيونات OH–
5. مانحة لجزيء HO2
### الحل
في نظرية برونستد-لوري، تحدث تفاعلات القاعدة والحمض عندما يَنقُل حمض ما بروتونًا إلى قاعدة. يُستخدَم كلٌّ من أيون وبروتون H+ عادةً بالتبادل، خاصةً عند الإشارة إلى الأحماض والقواعد؛ وذلك لأن أيون H+ يحتوي على بروتون واحد ولا يحتوي على إلكترونات أو نيوترونات. إذا كان أيون H+ يُنقَل إلى القاعدة، يمكننا الإشارة إلى القاعدة بأنها مستقبلة لأيونات H+. ومن ثَمَّ، يجب أن نملأ الفراغ بالكلمات: «مستقبلة لأيونات H+».
ذكر أرهينيوس أن ناتجَي تفاعل الحمض والقاعدة هما الملح والماء. ويعتمد تعريف التفاعل هذا على احتواء القاعدة على الهيدروكسيد. لكن هناك العديد من قواعد برونستد-لوري التي لا تحتوي على هيدروكسيد. ولذلك، عند تفاعل حمض مع قاعدة لا تحتوي على هيدروكسيد، من الأفضل التفكير في انتقال البروتونات.
توضِّح المعادلة الكيميائية الآتية التفاعل بين حمض وقاعدة برونستد-لوري:
يجب أن يحتوي حمض برونستد-لوري على ذرة هيدروجين يمكن فقدانها في صورة أيون H+، ويجب ان تكون قاعدة برونستد-لوري قادرة على استقبال ايون H+. يُسمَّى النوع الناتج عن فقدان حمضٍ ما لبروتون بالقاعدة المرافقة، ويُسمَّى النوع الناتج عن اكتساب قاعدة ما لبروتون بالحمض المرافق:
### مثال ٣: التعرُّف على المعادلة الكيميائية لتأيُّن حمض النيتريك
في أحد المحاليل، يتأيَّن حمض النيتريك (HNO3) تأيُّنًا تامًّا ليتكوَّن محلول حمضي. أيُّ المعادلات الآتية توضِّح تأيُّن HNO3؟
1. HNO()+H()HNO()3+23aqaqaq
2. HNO()H()+NO()3+3–aqaqaq
3. HNO()NO()+OH()32–aqaqaq
4. HNO()HNO()+O()32–aqaqaq
5. 2HNO()2H()+N()+3O()3+22aqaqgg
### الحل
الحمض، كما يعرِّفه برونستد ولوري، مادةٌ يمكن أن تفقد أو تمنح بروتون (H+) في تفاعلٍ ما. من الممكن أن يمنح حمض النيتريك بروتونًا ليتحوَّل إلى أيون نيترات (NO3–). وبما أن الحمض موجود في محلول، إذن يمكن أن تستقبل جزيئات الماء البروتون لتتحوَّل إلى أيونات هيدرونيوم (HO3+):
لا يتضمَّن أيٌّ من الإجابات معادلةً تكون جزيئات الماء فيها متفاعلًا ثانيًا. لذا، يمكننا اختصار المعادلة الكيميائية عن طريق إزالة HO2 من جانبَي المعادلة، وإضافة رمز الحالة ( aq)، وهو ما يوضِّح أن جميع الأنواع مذابة في الماء: HNO()H()+NO()3+–3aqaqaq
ومن ثَمَّ، فإن المعادلة التي توضِّح تأيُّن حمض النيتريك هي المعادلة الموجودة في خيار الإجابة (ب).
للأحماض المرافقة والقواعد المرافقة نفس سلوك الأحماض والقواعد. يمكن للحمض المرافق أن يمنح بروتونًا للقاعدة المرافقة لإعادة تكوين الحمض والقاعدة الأصليين:
ومن ثَمَّ، فإن تفاعلات الأحماض والقواعد لها القدرة على التحرُّك في كلا الاتجاهين الأمامي والخلفي. ويُحدَّد الاتجاه العام لتفاعل الأحماض والقواعد حسب قوة الحمض والقاعدة.
تعتمد قوة الأحماض أو القواعد على قابلية المادة للتأيُّن. الأحماض والقواعد التي يمكنها أن تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا عند الذوبان في الماء تعتبر قوية.
### تعريف: الأحماض أو القواعد القوية
الأحماض أو القواعد القوية هي الأحماض أو القواعد التي يمكنها أن تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا عند إذابتها في الماء.
يُعَد حمض الهيدروكلوريك أحد الأحماض القوية. وذلك لأنه عند الذوبان في الماء، تتأيَّن جميع جزيئات حمض الهيدروكلوريك إلى أيونات H+ وCl–. وتكتسب جزيئات الماء أيونات H+ لتكوِّن HO3+: HCl()+HO()HO()+Cl()glaqaq23+–
لا يمكن أن تتأيَّن القاعدة المرافقة لحمض قوي والحمض المرافق لقاعدة قوية لإعادة تكوين المتفاعلَيْن الأصليين في محلول ما:
ومن ثَمَّ، فإن التفاعلات التي تتضمَّن أحماضًا وقواعد قوية تتفاعل حتى النهاية. ويُستخدَم في المعادلة الكيميائية لهذه التفاعلات سهم تفاعل أمامي ().
أما بالنسبة إلى الأحماض والقواعد التي لا تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا عند الذوبان في الماء، فتعتبر ضعيفة. وكلٌّ من القاعدة المرافقة لحمض ضعيف والحمض المرافق لقاعدة ضعيفة يكون قادرًا على التأيُّن لإعادة تكوين المتفاعلَيْن الأصليين.
### تعريف: الأحماض أو القواعد الضعيفة
الأحماض أو القواعد الضعيفة عبارة عن أحماض أو قواعد تتأيَّن جزئيًّا فقط عند إذابتها في الماء.
على سبيل المثال، تُعَد الأمونيا (NH3) قاعدة ضعيفة. وذلك لأنه عند إذابتها في الماء، تتأيَّن بعض جزيئاتها إلى أيون الأمونيوم (NH4+). وفي الوقت نفسه، قد تفقد بعض أيونات الأمونيوم المكوَّنة حديثًا بروتونًا واحدًا لتتحوَّل مرةً أخرى إلى أمونيا: NH()+HO()NH()+OH()32+4–aqlaqaq
تكون التفاعلات التي تتضمَّن حمضًا وقاعدة ضعيفَيْن في حالة الاتزان. ويُستخدَم في المعادلة الكيميائية لهذه التفاعلات سهم اتزان ().
يمثِّل الشكلان الآتيان الفرق بين سلوك حمض قوي (HI) وحمض ضعيف (HF) في الماء.
لاحظ كيف أنه في محلول HI، الذي هو حمض قوي، يحدث تأيُّن تام للجزيئات إلى أيونات I– وHO3+، في حين أنه في محلول HF، الذي هو حمض ضعيف، ما زالت هناك بعض جزيئات HF التي لم تتأيَّن في المحلول.
من المهم أن نعرف الفرق بين قوة الحمض أو القاعدة وتركيزهما. تُشير القوة إلى قدرة المادة على التأيُّن. وتكون الأحماض والقواعد قوية عندما تتأيَّن جميع جزيئاتها تأيُّنًا تامًّا، وتكون ضعيفة عندما تتأيَّن بعض جزيئاتها فقط.
يُشير التركيز إلى كمية المادة المذابة في حجم معيَّن. إذا كانت كمية المادة المذابة كبيرة، يكون المحلول
مركَّزًا، وإذا كانت كمية المادة المذابة صغيرة، يمكن اعتبار المحلول مخفَّفًا. من الممكن الحصول على محاليل مخفَّفة لأحماض قوية ومحاليل مركَّزة لقواعد ضعيفة.
بجانب هذا، يمكننا وصف المحاليل بأنها أكثر حمضية أو قاعديةً من محاليل أخرى. تصبح المحاليل أكثر حمضية عندما يزداد تركيز أيونات الهيدروجين في المحلول ويقل تركيز أيونات الهيدروكسيد. وبالمثل، تصبح المحاليل أكثر قاعديةً عندما يزداد تركيز أيونات الهيدروكسيد في المحلول ويقل تركيز أيونات الهيدروجين.
### مثال ٤: معرفة الفرق بين الأحماض القوية والضعيفة
أيُّ العبارات الآتية تَصِف جيدًا الفرق بين الحمض القوي والحمض الضعيف؟
1. في المحلول المائي، يتأيَّن الحمض القوي جزئيًّا، أما الحمض الضعيف فيتأيَّن تمامًا.
2. يُعَد الحمض القوي أعلى تركيزًا من الحمض الضعيف.
3. في المحلول المائي، يحتوي الحمض القوي على أيونات أقل من الحمض الضعيف.
4. في المحلول المائي، يتأيَّن الحمض القوي تمامًا، أما الحمض الضعيف فيتأيَّن جزئيًّا فقط.
5. يُعَد الحمض الضعيف أعلى تركيزًا من الحمض القوي.
### الحل
الحمض القوي عبارة عن مادة تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا في المحلول. ويُستخدَم سهم التفاعل الأمامي () للإشارة إلى تأيُّن جميع جزيئات الحمض. أما الحمض الضعيف فهو مادة تتأيَّن جزئيًّا فقط عند وجودها في محلول. ويُستخدَم سهم الاتزان () للإشارة إلى تأيُّن بعضٍ من جزيئات الحمض فقط.
ليست هناك علاقة بين تركيز حمض ما وقوته. ومن ثَمَّ، فإن العبارة التي تَصِف جيدًا الفرق بين الحمض القوي والحمض الضعيف هي العبارة الموجودة في خيار الإجابة (د).
يوجد عدد محدود من الأحماض والقواعد القوية. يوضِّح الجدولان الآتيان الأحماض السبعة القوية والقواعد الثماني القوية:
الأحماض القويةاسم الحمض (الصيغة)تفاعل التأيُّنحمض الهيدروكلوريك (HCl)HCl()+HO()HO()+Cl()aqlaqaq23+–حمض الهيدروبروميك (HBr)HBr()+HO()HO()+Br()aqlaqaq23+–حمض الهيدرويوديك (HI)HI()+HO()HO()+I()aqlaqaq23+–حمض النيتريك (HNO3)HNO()+HO()HO()+NO()323+3–aqlaqaqحمض الكلوريك (HClO3)HClO()+HO()HO()+ClO()323+3–aqlaqaqحمض البيركلوريك (HClO4)HClO()+HO()HO()+ClO()423+4–aqlaqaqحمض الكبريتيك (HSO24)HSO()+HO()HO()+HSO()2423+4–aqlaqaq
القواعد القويةاسم القاعدة (الصيغة)تفاعل التأيُّنهيدروكسيد الليثيوم (LiOH)LiOH()Li()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد الصوديوم (NaOH)NaOH()Na()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد البوتاسيوم (KOH)KOH()K()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد الروبيديوم (RbOH)RbOH()Rb()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد السيزيوم (CsOH)CsOH()Cs()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد الكالسيوم (Ca(OH)2)Ca(OH)()Ca()+2OH()22+–saqaqHO()2lهيدروكسيد السترونشيوم (Sr(OH)2)Sr(OH)()Sr()+2OH()22+–saqaqHO()2lهيدروكسيد الباريوم (Ba(OH)2)Ba(OH)()Ba()+2OH()22+–saqaqHO()2l
يعتبر أغلب الأحماض والقواعد ضعيفًا. يوضِّح الجدولان الآتيان بعض الأحماض والقواعد الضعيفة الشائعة.
الأحماض الضعيفةاسم الحمض (الصيغة)تفاعل التأيُّنحمض الهيدروفلوريك (HF)HF()+HO()HO()+F()aqlaqaq23+–سيانيد الهيدروجين (HCN)HCN()+HO()HO()+CN()aqlaqaq23+–كبريتيد الهيدروجين (HS2)HS()+HO()HO()+HS()223+–aqlaqaq
HS()+HO()HO()+S()–23+2–aqlaqaqحمض الكربونيك (HCO23)HCO()+HO()HO()+HCO()2323+3–aqlaqaq
HCO()+HO()HO()+CO()–323+32–aqlaqaqحمض الفوسفوريك (HPO34)HPO()+HO()HO()+HPO()3423+24–aqlaqaq
HPO()+HO()HO()+HPO()2–423+42–aqlaqaq
HPO()+HO()HO()+PO()2–423+43–aqlaqaqحمض الأسيتيك (CHCOOH3)CHCOOH()+HO()HO()+CHCOO()323+3–aqlaqaqالماء (HO2)HO()+HO()HO()+OH()223+–llaqaq
القواعد الضعيفةاسم القاعدة (الصيغة)تفاعل التأيُّنالأمونيا (NH3)NH()+HO()NH()+OH()324+–aqlaqaqثلاثي ميثيل أمين ((CH)N)33(CH)N()+HO()(CH)NH()+OH()33233+–aqlaqaqالماء (HO2)HO()+HO()HO()+OH()223+–llaqaq
### مثال ٥: تحديد أيُّ المحاليل يمثِّل قاعدة ضعيفة
أيُّ المحاليل الآتية تُعَد مثالًا على القواعد الضعيفة؟
1. محلول تركيزه 2 M من NH3
2. محلول تركيزه 0.1 M من NaOH
3. محلول تركيزه 0.2 M من Ba(OH)2
4. محلول تركيزه 1 M من LiOH
5. محلول تركيزه 0.5 M من KOH
### الحل
من الممكن أن تتأيَّن هيدروكسيدات الفلزات مثل NaOH عند إذابتها في الماء إلى كاتيون فلزي وهيدروكسيد. وتعتبر المواد التي تُنتج أيونات الهيدروكسيد في المحلول قواعد وفقًا لتعريف أرهينيوس. يحتوي الأمونيا (NH3) على زوج وحيد من الإلكترونات يمكنه استقبال أيون H+. والمواد التي يمكن أن تكون مستقبلة لأيون H+ تعتبر قواعد وفقًا لتعريف برونستد-لوري. إذن جميع الإجابات تمثِّل محاليل قاعدية.
كلٌّ من المحاليل المُعطاة له تركيز مختلف. والتركيز هو قياس لكمية المادة في حجم معيَّن، لكنه لا يُشير إلى قوة قاعدة ما. تعتمد قوة القاعدة على قدرة المادة على التأيُّن في المحلول. إن المواد التي تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا في المحلول تعتبر قوية، أما المواد التي تتأيَّن تأيُّنًا جزئيًّا فقط في المحلول فتعتبر ضعيفة.
توجد ثماني قواعد قوية، وجميعها إما هيدروكسيدات فلزية قلوية وإما هيدروكسيدات فلزية أرضية قلوية. إنها LiOH، NaOH، KOH، RbOH، CsOH، Ca(OH)2، Sr(OH)2، Ba(OH)2. هذه المركبات الثمانية ستتأيَّن تمامًا عند إذابتها في ماء. وجميع القواعد الأخرى ستتأيَّن جزئيًّا فقط عند إذابتها في الماء.
بالنظر إلى الإجابات التي لدينا، نلاحظ أن خيارات الإجابات من ب إلى هـ تتضمَّن قاعدة قوية. ومن ثَمَّ، فإن الإجابة التي تُعَد مثالًا على القواعد الضعيفة هي الإجابة (أ).
الأحماض التي تتأيَّن لتُنتج أيون H+ واحدًا فقط تُسمَّى الأحماض الأحادية البروتون؛ لأنها تُنتج بروتونًا واحدًا. لكن يمكن لحمض الكربونيك وحمض الفوسفوريك، الواردين في جدول الأحماض الضعيفة السابق، إنتاج أكثر من أيون H+ واحد في المحلول. وتُسمَّى الأحماض القادرة على إنتاج بروتونين منفصلين الأحماض الثنائية البروتون، أما الأحماض التي تُنتج أكثر من اثنين من البروتونات فتُسمَّى الأحماض المتعدِّدة البروتون.
تمنح الأحماض الثنائية البروتون والمتعدِّدة البروتون بروتونًا واحدًا في كل مرة، وذلك حيث يُفقَد البروتون الأول بسرعة وسهولة أكبر من البروتون الثاني أو الثالث. بالنسبة إلى حمض الكبريتيك، الذي هو حمض قوي، يتأيَّن البروتون الأول تأيُّنًا تامًّا وسلِسًا من جزيء حمض الكبريتيك: HSO()+HO()HO()+HSO()2423+4–aqlaqaq
أما البروتون الثاني في HSO4– الناتج، فإنه يتأيَّن بحدٍّ قليل. ومن ثَمَّ، يعتبر HSO4– حمضًا ضعيفًا: HSO()+HO()HO()+SO()4–23+42–aqlaqaq
هناك العديد من الأحماض التي تحتوي على أكثر من ذرة هيدروجين واحدة، لكن ليس بإمكان كل ذرات الهيدروجين أن تتأيَّن. على سبيل المثال، يحتوي حمض الأسيتيك (CHCOOH3) على أربع ذرات هيدروجين، لكن ذرة الهيدروجين المرتبطة بالأكسجين فقط هي التي ستتأيَّن عند الذوبان في الماء:
+H2OH3O+++H2OH3O++CHHHCOOHCHCHHOO–CHCHHOOHC–HCOOHH
يُصنَّف الماء باعتباره حمضًا ضعيفًا وقاعدة ضعيفة. وإذا نظرنا إلى جزيء الماء، فسنجد أن بإمكانه فقدان بروتون والتحول إلى أيون هيدروكسيد (OH–):
يمكننا أن نلاحظ أيضًا أن ذرة الأكسجين في جزيء الماء لها زوج حر من الإلكترونات يمكنه استقبال بروتون واحد. ونتيجةً لذلك، يمكن لجزيء الماء التحول إلى أيون هيدرونيوم (HO3+):
تُسمَّى الجزيئات التي يمكن أن تتصرَّف باعتبارها أحماضًا أو قواعد، مثل الماء، بالجزيئات المتذبذبة.
### تعريف: الأنواع المتذبذبة
الأنواع المتذبذبة عبارة عن أنواع يمكن أن تتصرَّف إما باعتبارها حمضًا أو قاعدةً.
إذا كان بإمكان الماء التصرف باعتباره حمضًا أو قاعدةً، فهذا يعني أن جزيء الماء يمكن أن يخضع لتفاعل حمض وقاعدة مع جزيء ماء آخر. وفي تفاعل الحمض والقاعدة هذا، يفقد جزيء الماء الحمضي بروتونًا واحدًا، أما جزيء الماء القاعدي فيكتسب بروتونًا:
يُعرَف التفاعل السابق بالتأيُّن الذاتي للماء.
### تفاعل: التأيُّن الذاتي للماء
المعادلة الكيميائية لتفاعل اتزان الحمض والقاعدة لجزيئَي ماء هي:
HO()+HO()OH()+HO()22–3+llaqaq
هذا التفاعل يحدث في كل عيِّنة ماء، ولكن بما أن الماء يعتبر حمضًا ضعيفًا وقاعدة ضعيفة، فإن بعضًا من جزيئات الماء فقط يشارك في هذا التفاعل. وعلى الرغم من وجود تفاعل الحمض والقاعدة هذا في الماء النقي، فإن المحلول يكون متعادلًا. وهذا لأن عدد أيونات الهيدرونيوم وأيونات الهيدروكسيد الناتجة يكون متساويًا.
هيا نلخِّص ما تعلَّمناه في هذا الشارح.
### النقاط الرئيسية
- عرَّف أرهينيوس الأحماض بأنها مواد تُنتج أيونات H+ أو تزيد تركيز أيونات H+ عند الذوبان في الماء.
- عرَّف أرهينيوس القواعد بأنها مواد تنتج أيونات OH–، أو تزيد تركيز أيونات OH– عند الذوبان في الماء.
- في نظرية برونستد-لوري، يكون الحمض مانحًا لبروتون H+، وتكون القاعدة مستقبلة للبروتون.
- تتأيَّن الأحماض والقواعد القوية تأيُّنًا تامًّا في محلول ما، وتتأيَّن الأحماض والقواعد الضعيفة جزئيًّا فقط.
- يمكن أن تتصرَّف جزيئات الماء إما باعتبارها حمضًا أو قاعدةً.
- يمكن أن يشارك جزيئا ماء في تفاعل حمض وقاعدة، يُعرَف باسم التأيُّن الذاتي للماء: HO()+HO()HO()+OH()223+–llaqaq
### قائمة الدرس
## انضم إلى نجوى كلاسيز
شارك في الحصص المباشرة على نجوى كلاسيز وحقق التميز الدراسي بإرشاد وتوجيه من مدرس خبير!
- حصص تفاعلية
- دردشة ورسائل
- أسئلة امتحانات واقعية
nagwa classes qrcode
«نجوى» شركة في مجال تكنولوجيا التعليم، تهدف إلى مساعدة المدرسين على التدريس، والطلاب على التعلُّم.
### الشركة
### المحتوى
حقوق الطبع والنشر © ٢٠٢٤ نجوى
جميع الحقوق محفوظة
تستخدم «نجوى» ملفات تعريف الارتباط لضمان حصولك على أفضل تجربة على موقعنا. اعرف المزيد عن
سياسة الخصوصية
أوافق | article | Arabic | ar | شارح الدرس: الحمضية والقاعدية | نجوى - Nagwa | https://www.nagwa.com/ar/explainers/684178078950/ |
51,471 | عام 1887، اقترح العالم السويدي سفانت أرهينيوس أول تعريف مقبول على نطاق واسع للحمض والقاعدة. | sentence | عام 1887، اقترح العالم السويدي سفانت أرهينيوس أول تعريف مقبول على نطاق واسع للحمض والقاعدة. عرَّف أرهينيوس الأحماض بأنها مواد تتأيَّن عند الذوبان في الماء لتُنتج أيونات الهيدروجين (H+) أو لتزيد تركيز أيونات الهيدروجين في المحلول. | paragraph | Arabic | ar | شارح الدرس: الحمضية والقاعدية | نجوى - Nagwa | https://www.nagwa.com/ar/explainers/684178078950/ |
51,472 | عرَّف أرهينيوس الأحماض بأنها مواد تتأيَّن عند الذوبان في الماء لتُنتج أيونات الهيدروجين (H+) أو لتزيد تركيز أيونات الهيدروجين في المحلول. | sentence | عام 1887، اقترح العالم السويدي سفانت أرهينيوس أول تعريف مقبول على نطاق واسع للحمض والقاعدة. عرَّف أرهينيوس الأحماض بأنها مواد تتأيَّن عند الذوبان في الماء لتُنتج أيونات الهيدروجين (H+) أو لتزيد تركيز أيونات الهيدروجين في المحلول. | paragraph | Arabic | ar | شارح الدرس: الحمضية والقاعدية | نجوى - Nagwa | https://www.nagwa.com/ar/explainers/684178078950/ |
51,473 | لا تبقى أيونات H+ حرة في المحلول، ولكن تكتسبها جزيئات الماء لتكوِّن أيونات الهيدرونيوم، HO3+. تُستخدم المعادلة الكيميائية المذكورة سابقًا عادةً لاختصار التفاعل. لكن المعادلة الكيميائية الآتية تمثِّل ذلك بشكل أكثر دقة: HCl()+HO()HO()+Cl()glaqaq23+– | paragraph | # شارح الدرس: الحمضية والقاعدية الكيمياء • الصف الأول الثانوي
## انضم إلى نجوى كلاسيز
شارك في حصص الكيمياء المباشرة على نجوى كلاسيز وتعلم المزيد حول هذا الدرس من أحد مدرسينا الخبراء!
الكيمياء
- الحصة التالية:
- المقاعد المتبقية: 12
في هذا الشارح، سوف نتعلَّم كيف نُعرِّف الأحماض والقواعد، ونفهم خواصها المميزة، ونحدِّد الأنواع الحمضية والقاعدية في التفاعلات الكيميائية.
الأحماض والقواعد موادُّ يمكننا إيجادها في كل مكان حولنا. يوضِّح الجدول الآتي بعض الأحماض والقواعد الشائعة التي قد نكون على دراية بها.
الاسم الكيميائيالصيغة الكيميائيةموجود فيالأحماضحمض الأسيتيكCHCOOH3الخلحمض الكربونيكHCO23المشروبات الغازيةحمض الستريكCHO687ثمرات الموالح والحلوى الحمضيةحمض الهيدروكلوريكHClالمعدةحمض اللاكتيكCHO363الحليبالقواعدهيدروكسيد الصوديومNaOHالمنظفات والملدنات في خليط الأسمنتبيكربونات الصوديومNaHCO3صودا الخبزكربونات الكالسيومCaCO3مضادات الحموضةهيدروكسيد المغنيسيومMg(OH)2حليب المغنيسيا
لعلنا نعرف أن ثمرات الليمون حمضية، وأن المنظفات، كالأمونيا والمُبيض، قاعدية، لكن ما الذي يجعلنا نصنِّف مادةً ما على أنها حمض أو قاعدة؟
عُرِف مصطلحا الحمض والقلوي (القاعدة) منذ عدة قرون. مع بداية القرن التاسع عشر كان من المعروف جيدًا أن للأحماض والقواعد خواص معيَّنة، لكن لم يكُن هناك تعريف رسمي يمكن تصنيفها من خلاله.
خواص الأحماضخواص القواعدمذاق حامض
تغيُّر لون ورقة عباد الشمس إلى الأحمرمذاق مر
تغيُّر لون ورقة عباد الشمس إلى الأزرق
ملمس زلق
عام 1887، اقترح العالم السويدي سفانت أرهينيوس أول تعريف مقبول على نطاق واسع للحمض والقاعدة. عرَّف أرهينيوس الأحماض بأنها مواد تتأيَّن عند الذوبان في الماء لتُنتج أيونات الهيدروجين (H+) أو لتزيد تركيز أيونات الهيدروجين في المحلول.
### تعريف: حمض أرهينيوس
حمض أرهينيوس مادةٌ تُنتج أيونات الهيدروجين (H+) أو تزيد تركيز أيونات الهيدروجين عندما تذوب في الماء.
حمض الهيدروكلوريك (HCl) أحد أمثلة حمض أرهينيوس. عندما يذوب HCl في الماء، يُعطي أيونات H+ وCl–: HCl()H()+Cl()gaqaqHO()2l+–
لا تبقى أيونات H+ حرة في المحلول، ولكن تكتسبها جزيئات الماء لتكوِّن أيونات الهيدرونيوم، HO3+. تُستخدم المعادلة الكيميائية المذكورة سابقًا عادةً لاختصار التفاعل. لكن المعادلة الكيميائية الآتية تمثِّل ذلك بشكل أكثر دقة: HCl()+HO()HO()+Cl()glaqaq23+–
وفقًا لتعريف أرهينيوس، تُصنَّف القواعد على أنها مواد تتأيَّن في الماء لإنتاج أيونات الهيدروكسيد (OH–) أو لزيادة تركيز أيونات الهيدروكسيد في المحلول.
### تعريف: قاعدة أرهينيوس
قاعدة أرهينيوس مادةٌ تُنتج أيونات الهيدروكسيد (OH–) أو تزيد تركيز أيونات الهيدروكسيد عندما تذوب في الماء.
هيدروكسيد الصوديوم (NaOH) أحد أمثلة قاعدة أرهينيوس. عند إذابة NaOH في الماء، يتأيَّن إلى Na+ وOH–. توضِّح المعادلة الكيميائية الآتية التفاعل الكامل: NaOH()Na()+OH()saqaqHO()2l+–
### مثال ١: تحديد تعريف حمض أرهينيوس
وفقًا لنظرية أرهينيوس، أيٌّ من الآتي يُعَد تعريفًا للحمض؟
1. مادة تُغيِّر لون المحلول المائي
2. مادة تتأيَّن في المحلول المائي لإنتاج أيونات OH–
3. مادة تتعرَّض للفوران عند وضعها في محلول مائي
4. مادة تذيب أي مادة موجودة في محلول منها
5. مادة تتأيَّن في محلول مائي لإنتاج أيونات H+
### الحل
عرَّف سفانت أرهينيوس الحمض بأنه مادة تُنتج أيونات الهيدروجين (H+) أو تزيد تركيز أيونات الهيدروجين عندما تذوب في الماء. تُنتَج أيونات الهيدروجين عندما يتأيَّن أي حمض في محلول. ومن ثَمَّ، فإن الإجابة الصحيحة هي الخيار (هـ).
على الرغم من أن تعريفَي أرهينيوس للحمض والقاعدة مفيدان، فإنهما محدودان. ينطبق التعريفان فقط على المواد التي أُذيبت في الماء. ولكن من الممكن أن تحدث تفاعلات الأحماض والقواعد عند ذوبان المركبات في مذيبات أخرى، حتى عندما تكون في الحالة الغازية.
عام 1932، اقترح العالمان يوهانس برونستد وتوماس لوري، بشكل مستقل، تعريفين جديدين للحمض والقاعدة ليشملا مزيدًا من المواد وظروف التفاعل. اعتقدا أن تفاعلات الأحماض والقواعد تتضمَّن انتقال بروتون (H+) من حمض إلى قاعدة. ومن ثَمَّ، وفقًا لتعريف برونستد-لوري، فإن الحمض هو مانح البروتون، والقاعدة هي مستقبل البروتون.
### تعريف: حمض برونستد-لوري
حمض برونستد-لوري عبارة عن مادة يمكن أن تفقد أو تمنح بروتونات (H+) في تفاعلٍ ما.
### تعريف: قاعدة برونستد-لوري
قاعدة برونستد-لوري عبارة عن مادة يمكنها أن تكتسب أو تستقبل بروتونات (H+) في تفاعلٍ ما.
لا تزال المواد التي صُنِّفت على أنها أحماض أرهينيوس تُعتبر أحماضًا وفقًا لتعريف برونستد-لوري، وينطبق الأمر نفسه على قواعد أرهينيوس. وفي بعض الأحيان، قد يُشار إلى قواعد أرهينيوس بأنها قلويات. والقلويات قواعدُ قابلةٌ للذوبان في الماء. جميع القلويات قواعد، ولكن ليس جميع المواد التي يمكننا تصنيفها على أنها قواعد وفقًا لتعريف برونستد-لوري تعتبر قلويات.
### مثال ٢: إكمال تعريف قاعدة برونستد-لوري
املأ الفراغ: في نظرية برونستد-لوري، تُعرَّف القاعدة بأنها مادة .
1. مستقبلة لأيونات H+
2. مستقبلة لأيونات OH–
3. مانحة لأيونات H+
4. مانحة لأيونات OH–
5. مانحة لجزيء HO2
### الحل
في نظرية برونستد-لوري، تحدث تفاعلات القاعدة والحمض عندما يَنقُل حمض ما بروتونًا إلى قاعدة. يُستخدَم كلٌّ من أيون وبروتون H+ عادةً بالتبادل، خاصةً عند الإشارة إلى الأحماض والقواعد؛ وذلك لأن أيون H+ يحتوي على بروتون واحد ولا يحتوي على إلكترونات أو نيوترونات. إذا كان أيون H+ يُنقَل إلى القاعدة، يمكننا الإشارة إلى القاعدة بأنها مستقبلة لأيونات H+. ومن ثَمَّ، يجب أن نملأ الفراغ بالكلمات: «مستقبلة لأيونات H+».
ذكر أرهينيوس أن ناتجَي تفاعل الحمض والقاعدة هما الملح والماء. ويعتمد تعريف التفاعل هذا على احتواء القاعدة على الهيدروكسيد. لكن هناك العديد من قواعد برونستد-لوري التي لا تحتوي على هيدروكسيد. ولذلك، عند تفاعل حمض مع قاعدة لا تحتوي على هيدروكسيد، من الأفضل التفكير في انتقال البروتونات.
توضِّح المعادلة الكيميائية الآتية التفاعل بين حمض وقاعدة برونستد-لوري:
يجب أن يحتوي حمض برونستد-لوري على ذرة هيدروجين يمكن فقدانها في صورة أيون H+، ويجب ان تكون قاعدة برونستد-لوري قادرة على استقبال ايون H+. يُسمَّى النوع الناتج عن فقدان حمضٍ ما لبروتون بالقاعدة المرافقة، ويُسمَّى النوع الناتج عن اكتساب قاعدة ما لبروتون بالحمض المرافق:
### مثال ٣: التعرُّف على المعادلة الكيميائية لتأيُّن حمض النيتريك
في أحد المحاليل، يتأيَّن حمض النيتريك (HNO3) تأيُّنًا تامًّا ليتكوَّن محلول حمضي. أيُّ المعادلات الآتية توضِّح تأيُّن HNO3؟
1. HNO()+H()HNO()3+23aqaqaq
2. HNO()H()+NO()3+3–aqaqaq
3. HNO()NO()+OH()32–aqaqaq
4. HNO()HNO()+O()32–aqaqaq
5. 2HNO()2H()+N()+3O()3+22aqaqgg
### الحل
الحمض، كما يعرِّفه برونستد ولوري، مادةٌ يمكن أن تفقد أو تمنح بروتون (H+) في تفاعلٍ ما. من الممكن أن يمنح حمض النيتريك بروتونًا ليتحوَّل إلى أيون نيترات (NO3–). وبما أن الحمض موجود في محلول، إذن يمكن أن تستقبل جزيئات الماء البروتون لتتحوَّل إلى أيونات هيدرونيوم (HO3+):
لا يتضمَّن أيٌّ من الإجابات معادلةً تكون جزيئات الماء فيها متفاعلًا ثانيًا. لذا، يمكننا اختصار المعادلة الكيميائية عن طريق إزالة HO2 من جانبَي المعادلة، وإضافة رمز الحالة ( aq)، وهو ما يوضِّح أن جميع الأنواع مذابة في الماء: HNO()H()+NO()3+–3aqaqaq
ومن ثَمَّ، فإن المعادلة التي توضِّح تأيُّن حمض النيتريك هي المعادلة الموجودة في خيار الإجابة (ب).
للأحماض المرافقة والقواعد المرافقة نفس سلوك الأحماض والقواعد. يمكن للحمض المرافق أن يمنح بروتونًا للقاعدة المرافقة لإعادة تكوين الحمض والقاعدة الأصليين:
ومن ثَمَّ، فإن تفاعلات الأحماض والقواعد لها القدرة على التحرُّك في كلا الاتجاهين الأمامي والخلفي. ويُحدَّد الاتجاه العام لتفاعل الأحماض والقواعد حسب قوة الحمض والقاعدة.
تعتمد قوة الأحماض أو القواعد على قابلية المادة للتأيُّن. الأحماض والقواعد التي يمكنها أن تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا عند الذوبان في الماء تعتبر قوية.
### تعريف: الأحماض أو القواعد القوية
الأحماض أو القواعد القوية هي الأحماض أو القواعد التي يمكنها أن تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا عند إذابتها في الماء.
يُعَد حمض الهيدروكلوريك أحد الأحماض القوية. وذلك لأنه عند الذوبان في الماء، تتأيَّن جميع جزيئات حمض الهيدروكلوريك إلى أيونات H+ وCl–. وتكتسب جزيئات الماء أيونات H+ لتكوِّن HO3+: HCl()+HO()HO()+Cl()glaqaq23+–
لا يمكن أن تتأيَّن القاعدة المرافقة لحمض قوي والحمض المرافق لقاعدة قوية لإعادة تكوين المتفاعلَيْن الأصليين في محلول ما:
ومن ثَمَّ، فإن التفاعلات التي تتضمَّن أحماضًا وقواعد قوية تتفاعل حتى النهاية. ويُستخدَم في المعادلة الكيميائية لهذه التفاعلات سهم تفاعل أمامي ().
أما بالنسبة إلى الأحماض والقواعد التي لا تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا عند الذوبان في الماء، فتعتبر ضعيفة. وكلٌّ من القاعدة المرافقة لحمض ضعيف والحمض المرافق لقاعدة ضعيفة يكون قادرًا على التأيُّن لإعادة تكوين المتفاعلَيْن الأصليين.
### تعريف: الأحماض أو القواعد الضعيفة
الأحماض أو القواعد الضعيفة عبارة عن أحماض أو قواعد تتأيَّن جزئيًّا فقط عند إذابتها في الماء.
على سبيل المثال، تُعَد الأمونيا (NH3) قاعدة ضعيفة. وذلك لأنه عند إذابتها في الماء، تتأيَّن بعض جزيئاتها إلى أيون الأمونيوم (NH4+). وفي الوقت نفسه، قد تفقد بعض أيونات الأمونيوم المكوَّنة حديثًا بروتونًا واحدًا لتتحوَّل مرةً أخرى إلى أمونيا: NH()+HO()NH()+OH()32+4–aqlaqaq
تكون التفاعلات التي تتضمَّن حمضًا وقاعدة ضعيفَيْن في حالة الاتزان. ويُستخدَم في المعادلة الكيميائية لهذه التفاعلات سهم اتزان ().
يمثِّل الشكلان الآتيان الفرق بين سلوك حمض قوي (HI) وحمض ضعيف (HF) في الماء.
لاحظ كيف أنه في محلول HI، الذي هو حمض قوي، يحدث تأيُّن تام للجزيئات إلى أيونات I– وHO3+، في حين أنه في محلول HF، الذي هو حمض ضعيف، ما زالت هناك بعض جزيئات HF التي لم تتأيَّن في المحلول.
من المهم أن نعرف الفرق بين قوة الحمض أو القاعدة وتركيزهما. تُشير القوة إلى قدرة المادة على التأيُّن. وتكون الأحماض والقواعد قوية عندما تتأيَّن جميع جزيئاتها تأيُّنًا تامًّا، وتكون ضعيفة عندما تتأيَّن بعض جزيئاتها فقط.
يُشير التركيز إلى كمية المادة المذابة في حجم معيَّن. إذا كانت كمية المادة المذابة كبيرة، يكون المحلول
مركَّزًا، وإذا كانت كمية المادة المذابة صغيرة، يمكن اعتبار المحلول مخفَّفًا. من الممكن الحصول على محاليل مخفَّفة لأحماض قوية ومحاليل مركَّزة لقواعد ضعيفة.
بجانب هذا، يمكننا وصف المحاليل بأنها أكثر حمضية أو قاعديةً من محاليل أخرى. تصبح المحاليل أكثر حمضية عندما يزداد تركيز أيونات الهيدروجين في المحلول ويقل تركيز أيونات الهيدروكسيد. وبالمثل، تصبح المحاليل أكثر قاعديةً عندما يزداد تركيز أيونات الهيدروكسيد في المحلول ويقل تركيز أيونات الهيدروجين.
### مثال ٤: معرفة الفرق بين الأحماض القوية والضعيفة
أيُّ العبارات الآتية تَصِف جيدًا الفرق بين الحمض القوي والحمض الضعيف؟
1. في المحلول المائي، يتأيَّن الحمض القوي جزئيًّا، أما الحمض الضعيف فيتأيَّن تمامًا.
2. يُعَد الحمض القوي أعلى تركيزًا من الحمض الضعيف.
3. في المحلول المائي، يحتوي الحمض القوي على أيونات أقل من الحمض الضعيف.
4. في المحلول المائي، يتأيَّن الحمض القوي تمامًا، أما الحمض الضعيف فيتأيَّن جزئيًّا فقط.
5. يُعَد الحمض الضعيف أعلى تركيزًا من الحمض القوي.
### الحل
الحمض القوي عبارة عن مادة تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا في المحلول. ويُستخدَم سهم التفاعل الأمامي () للإشارة إلى تأيُّن جميع جزيئات الحمض. أما الحمض الضعيف فهو مادة تتأيَّن جزئيًّا فقط عند وجودها في محلول. ويُستخدَم سهم الاتزان () للإشارة إلى تأيُّن بعضٍ من جزيئات الحمض فقط.
ليست هناك علاقة بين تركيز حمض ما وقوته. ومن ثَمَّ، فإن العبارة التي تَصِف جيدًا الفرق بين الحمض القوي والحمض الضعيف هي العبارة الموجودة في خيار الإجابة (د).
يوجد عدد محدود من الأحماض والقواعد القوية. يوضِّح الجدولان الآتيان الأحماض السبعة القوية والقواعد الثماني القوية:
الأحماض القويةاسم الحمض (الصيغة)تفاعل التأيُّنحمض الهيدروكلوريك (HCl)HCl()+HO()HO()+Cl()aqlaqaq23+–حمض الهيدروبروميك (HBr)HBr()+HO()HO()+Br()aqlaqaq23+–حمض الهيدرويوديك (HI)HI()+HO()HO()+I()aqlaqaq23+–حمض النيتريك (HNO3)HNO()+HO()HO()+NO()323+3–aqlaqaqحمض الكلوريك (HClO3)HClO()+HO()HO()+ClO()323+3–aqlaqaqحمض البيركلوريك (HClO4)HClO()+HO()HO()+ClO()423+4–aqlaqaqحمض الكبريتيك (HSO24)HSO()+HO()HO()+HSO()2423+4–aqlaqaq
القواعد القويةاسم القاعدة (الصيغة)تفاعل التأيُّنهيدروكسيد الليثيوم (LiOH)LiOH()Li()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد الصوديوم (NaOH)NaOH()Na()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد البوتاسيوم (KOH)KOH()K()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد الروبيديوم (RbOH)RbOH()Rb()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد السيزيوم (CsOH)CsOH()Cs()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد الكالسيوم (Ca(OH)2)Ca(OH)()Ca()+2OH()22+–saqaqHO()2lهيدروكسيد السترونشيوم (Sr(OH)2)Sr(OH)()Sr()+2OH()22+–saqaqHO()2lهيدروكسيد الباريوم (Ba(OH)2)Ba(OH)()Ba()+2OH()22+–saqaqHO()2l
يعتبر أغلب الأحماض والقواعد ضعيفًا. يوضِّح الجدولان الآتيان بعض الأحماض والقواعد الضعيفة الشائعة.
الأحماض الضعيفةاسم الحمض (الصيغة)تفاعل التأيُّنحمض الهيدروفلوريك (HF)HF()+HO()HO()+F()aqlaqaq23+–سيانيد الهيدروجين (HCN)HCN()+HO()HO()+CN()aqlaqaq23+–كبريتيد الهيدروجين (HS2)HS()+HO()HO()+HS()223+–aqlaqaq
HS()+HO()HO()+S()–23+2–aqlaqaqحمض الكربونيك (HCO23)HCO()+HO()HO()+HCO()2323+3–aqlaqaq
HCO()+HO()HO()+CO()–323+32–aqlaqaqحمض الفوسفوريك (HPO34)HPO()+HO()HO()+HPO()3423+24–aqlaqaq
HPO()+HO()HO()+HPO()2–423+42–aqlaqaq
HPO()+HO()HO()+PO()2–423+43–aqlaqaqحمض الأسيتيك (CHCOOH3)CHCOOH()+HO()HO()+CHCOO()323+3–aqlaqaqالماء (HO2)HO()+HO()HO()+OH()223+–llaqaq
القواعد الضعيفةاسم القاعدة (الصيغة)تفاعل التأيُّنالأمونيا (NH3)NH()+HO()NH()+OH()324+–aqlaqaqثلاثي ميثيل أمين ((CH)N)33(CH)N()+HO()(CH)NH()+OH()33233+–aqlaqaqالماء (HO2)HO()+HO()HO()+OH()223+–llaqaq
### مثال ٥: تحديد أيُّ المحاليل يمثِّل قاعدة ضعيفة
أيُّ المحاليل الآتية تُعَد مثالًا على القواعد الضعيفة؟
1. محلول تركيزه 2 M من NH3
2. محلول تركيزه 0.1 M من NaOH
3. محلول تركيزه 0.2 M من Ba(OH)2
4. محلول تركيزه 1 M من LiOH
5. محلول تركيزه 0.5 M من KOH
### الحل
من الممكن أن تتأيَّن هيدروكسيدات الفلزات مثل NaOH عند إذابتها في الماء إلى كاتيون فلزي وهيدروكسيد. وتعتبر المواد التي تُنتج أيونات الهيدروكسيد في المحلول قواعد وفقًا لتعريف أرهينيوس. يحتوي الأمونيا (NH3) على زوج وحيد من الإلكترونات يمكنه استقبال أيون H+. والمواد التي يمكن أن تكون مستقبلة لأيون H+ تعتبر قواعد وفقًا لتعريف برونستد-لوري. إذن جميع الإجابات تمثِّل محاليل قاعدية.
كلٌّ من المحاليل المُعطاة له تركيز مختلف. والتركيز هو قياس لكمية المادة في حجم معيَّن، لكنه لا يُشير إلى قوة قاعدة ما. تعتمد قوة القاعدة على قدرة المادة على التأيُّن في المحلول. إن المواد التي تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا في المحلول تعتبر قوية، أما المواد التي تتأيَّن تأيُّنًا جزئيًّا فقط في المحلول فتعتبر ضعيفة.
توجد ثماني قواعد قوية، وجميعها إما هيدروكسيدات فلزية قلوية وإما هيدروكسيدات فلزية أرضية قلوية. إنها LiOH، NaOH، KOH، RbOH، CsOH، Ca(OH)2، Sr(OH)2، Ba(OH)2. هذه المركبات الثمانية ستتأيَّن تمامًا عند إذابتها في ماء. وجميع القواعد الأخرى ستتأيَّن جزئيًّا فقط عند إذابتها في الماء.
بالنظر إلى الإجابات التي لدينا، نلاحظ أن خيارات الإجابات من ب إلى هـ تتضمَّن قاعدة قوية. ومن ثَمَّ، فإن الإجابة التي تُعَد مثالًا على القواعد الضعيفة هي الإجابة (أ).
الأحماض التي تتأيَّن لتُنتج أيون H+ واحدًا فقط تُسمَّى الأحماض الأحادية البروتون؛ لأنها تُنتج بروتونًا واحدًا. لكن يمكن لحمض الكربونيك وحمض الفوسفوريك، الواردين في جدول الأحماض الضعيفة السابق، إنتاج أكثر من أيون H+ واحد في المحلول. وتُسمَّى الأحماض القادرة على إنتاج بروتونين منفصلين الأحماض الثنائية البروتون، أما الأحماض التي تُنتج أكثر من اثنين من البروتونات فتُسمَّى الأحماض المتعدِّدة البروتون.
تمنح الأحماض الثنائية البروتون والمتعدِّدة البروتون بروتونًا واحدًا في كل مرة، وذلك حيث يُفقَد البروتون الأول بسرعة وسهولة أكبر من البروتون الثاني أو الثالث. بالنسبة إلى حمض الكبريتيك، الذي هو حمض قوي، يتأيَّن البروتون الأول تأيُّنًا تامًّا وسلِسًا من جزيء حمض الكبريتيك: HSO()+HO()HO()+HSO()2423+4–aqlaqaq
أما البروتون الثاني في HSO4– الناتج، فإنه يتأيَّن بحدٍّ قليل. ومن ثَمَّ، يعتبر HSO4– حمضًا ضعيفًا: HSO()+HO()HO()+SO()4–23+42–aqlaqaq
هناك العديد من الأحماض التي تحتوي على أكثر من ذرة هيدروجين واحدة، لكن ليس بإمكان كل ذرات الهيدروجين أن تتأيَّن. على سبيل المثال، يحتوي حمض الأسيتيك (CHCOOH3) على أربع ذرات هيدروجين، لكن ذرة الهيدروجين المرتبطة بالأكسجين فقط هي التي ستتأيَّن عند الذوبان في الماء:
+H2OH3O+++H2OH3O++CHHHCOOHCHCHHOO–CHCHHOOHC–HCOOHH
يُصنَّف الماء باعتباره حمضًا ضعيفًا وقاعدة ضعيفة. وإذا نظرنا إلى جزيء الماء، فسنجد أن بإمكانه فقدان بروتون والتحول إلى أيون هيدروكسيد (OH–):
يمكننا أن نلاحظ أيضًا أن ذرة الأكسجين في جزيء الماء لها زوج حر من الإلكترونات يمكنه استقبال بروتون واحد. ونتيجةً لذلك، يمكن لجزيء الماء التحول إلى أيون هيدرونيوم (HO3+):
تُسمَّى الجزيئات التي يمكن أن تتصرَّف باعتبارها أحماضًا أو قواعد، مثل الماء، بالجزيئات المتذبذبة.
### تعريف: الأنواع المتذبذبة
الأنواع المتذبذبة عبارة عن أنواع يمكن أن تتصرَّف إما باعتبارها حمضًا أو قاعدةً.
إذا كان بإمكان الماء التصرف باعتباره حمضًا أو قاعدةً، فهذا يعني أن جزيء الماء يمكن أن يخضع لتفاعل حمض وقاعدة مع جزيء ماء آخر. وفي تفاعل الحمض والقاعدة هذا، يفقد جزيء الماء الحمضي بروتونًا واحدًا، أما جزيء الماء القاعدي فيكتسب بروتونًا:
يُعرَف التفاعل السابق بالتأيُّن الذاتي للماء.
### تفاعل: التأيُّن الذاتي للماء
المعادلة الكيميائية لتفاعل اتزان الحمض والقاعدة لجزيئَي ماء هي:
HO()+HO()OH()+HO()22–3+llaqaq
هذا التفاعل يحدث في كل عيِّنة ماء، ولكن بما أن الماء يعتبر حمضًا ضعيفًا وقاعدة ضعيفة، فإن بعضًا من جزيئات الماء فقط يشارك في هذا التفاعل. وعلى الرغم من وجود تفاعل الحمض والقاعدة هذا في الماء النقي، فإن المحلول يكون متعادلًا. وهذا لأن عدد أيونات الهيدرونيوم وأيونات الهيدروكسيد الناتجة يكون متساويًا.
هيا نلخِّص ما تعلَّمناه في هذا الشارح.
### النقاط الرئيسية
- عرَّف أرهينيوس الأحماض بأنها مواد تُنتج أيونات H+ أو تزيد تركيز أيونات H+ عند الذوبان في الماء.
- عرَّف أرهينيوس القواعد بأنها مواد تنتج أيونات OH–، أو تزيد تركيز أيونات OH– عند الذوبان في الماء.
- في نظرية برونستد-لوري، يكون الحمض مانحًا لبروتون H+، وتكون القاعدة مستقبلة للبروتون.
- تتأيَّن الأحماض والقواعد القوية تأيُّنًا تامًّا في محلول ما، وتتأيَّن الأحماض والقواعد الضعيفة جزئيًّا فقط.
- يمكن أن تتصرَّف جزيئات الماء إما باعتبارها حمضًا أو قاعدةً.
- يمكن أن يشارك جزيئا ماء في تفاعل حمض وقاعدة، يُعرَف باسم التأيُّن الذاتي للماء: HO()+HO()HO()+OH()223+–llaqaq
### قائمة الدرس
## انضم إلى نجوى كلاسيز
شارك في الحصص المباشرة على نجوى كلاسيز وحقق التميز الدراسي بإرشاد وتوجيه من مدرس خبير!
- حصص تفاعلية
- دردشة ورسائل
- أسئلة امتحانات واقعية
nagwa classes qrcode
«نجوى» شركة في مجال تكنولوجيا التعليم، تهدف إلى مساعدة المدرسين على التدريس، والطلاب على التعلُّم.
### الشركة
### المحتوى
حقوق الطبع والنشر © ٢٠٢٤ نجوى
جميع الحقوق محفوظة
تستخدم «نجوى» ملفات تعريف الارتباط لضمان حصولك على أفضل تجربة على موقعنا. اعرف المزيد عن
سياسة الخصوصية
أوافق | article | Arabic | ar | شارح الدرس: الحمضية والقاعدية | نجوى - Nagwa | https://www.nagwa.com/ar/explainers/684178078950/ |
51,474 | لا تبقى أيونات H+ حرة في المحلول، ولكن تكتسبها جزيئات الماء لتكوِّن أيونات الهيدرونيوم، HO3+. | sentence | لا تبقى أيونات H+ حرة في المحلول، ولكن تكتسبها جزيئات الماء لتكوِّن أيونات الهيدرونيوم، HO3+. تُستخدم المعادلة الكيميائية المذكورة سابقًا عادةً لاختصار التفاعل. لكن المعادلة الكيميائية الآتية تمثِّل ذلك بشكل أكثر دقة: HCl()+HO()HO()+Cl()glaqaq23+– | paragraph | Arabic | ar | شارح الدرس: الحمضية والقاعدية | نجوى - Nagwa | https://www.nagwa.com/ar/explainers/684178078950/ |
51,475 | تُستخدم المعادلة الكيميائية المذكورة سابقًا عادةً لاختصار التفاعل. | sentence | لا تبقى أيونات H+ حرة في المحلول، ولكن تكتسبها جزيئات الماء لتكوِّن أيونات الهيدرونيوم، HO3+. تُستخدم المعادلة الكيميائية المذكورة سابقًا عادةً لاختصار التفاعل. لكن المعادلة الكيميائية الآتية تمثِّل ذلك بشكل أكثر دقة: HCl()+HO()HO()+Cl()glaqaq23+– | paragraph | Arabic | ar | شارح الدرس: الحمضية والقاعدية | نجوى - Nagwa | https://www.nagwa.com/ar/explainers/684178078950/ |
51,476 | لكن المعادلة الكيميائية الآتية تمثِّل ذلك بشكل أكثر دقة: HCl()+HO()HO()+Cl()glaqaq23+– | sentence | لا تبقى أيونات H+ حرة في المحلول، ولكن تكتسبها جزيئات الماء لتكوِّن أيونات الهيدرونيوم، HO3+. تُستخدم المعادلة الكيميائية المذكورة سابقًا عادةً لاختصار التفاعل. لكن المعادلة الكيميائية الآتية تمثِّل ذلك بشكل أكثر دقة: HCl()+HO()HO()+Cl()glaqaq23+– | paragraph | Arabic | ar | شارح الدرس: الحمضية والقاعدية | نجوى - Nagwa | https://www.nagwa.com/ar/explainers/684178078950/ |
51,477 | هيدروكسيد الصوديوم (NaOH) أحد أمثلة قاعدة أرهينيوس. عند إذابة NaOH في الماء، يتأيَّن إلى Na+ وOH–. توضِّح المعادلة الكيميائية الآتية التفاعل الكامل: NaOH()Na()+OH()saqaqHO()2l+– | paragraph | # شارح الدرس: الحمضية والقاعدية الكيمياء • الصف الأول الثانوي
## انضم إلى نجوى كلاسيز
شارك في حصص الكيمياء المباشرة على نجوى كلاسيز وتعلم المزيد حول هذا الدرس من أحد مدرسينا الخبراء!
الكيمياء
- الحصة التالية:
- المقاعد المتبقية: 12
في هذا الشارح، سوف نتعلَّم كيف نُعرِّف الأحماض والقواعد، ونفهم خواصها المميزة، ونحدِّد الأنواع الحمضية والقاعدية في التفاعلات الكيميائية.
الأحماض والقواعد موادُّ يمكننا إيجادها في كل مكان حولنا. يوضِّح الجدول الآتي بعض الأحماض والقواعد الشائعة التي قد نكون على دراية بها.
الاسم الكيميائيالصيغة الكيميائيةموجود فيالأحماضحمض الأسيتيكCHCOOH3الخلحمض الكربونيكHCO23المشروبات الغازيةحمض الستريكCHO687ثمرات الموالح والحلوى الحمضيةحمض الهيدروكلوريكHClالمعدةحمض اللاكتيكCHO363الحليبالقواعدهيدروكسيد الصوديومNaOHالمنظفات والملدنات في خليط الأسمنتبيكربونات الصوديومNaHCO3صودا الخبزكربونات الكالسيومCaCO3مضادات الحموضةهيدروكسيد المغنيسيومMg(OH)2حليب المغنيسيا
لعلنا نعرف أن ثمرات الليمون حمضية، وأن المنظفات، كالأمونيا والمُبيض، قاعدية، لكن ما الذي يجعلنا نصنِّف مادةً ما على أنها حمض أو قاعدة؟
عُرِف مصطلحا الحمض والقلوي (القاعدة) منذ عدة قرون. مع بداية القرن التاسع عشر كان من المعروف جيدًا أن للأحماض والقواعد خواص معيَّنة، لكن لم يكُن هناك تعريف رسمي يمكن تصنيفها من خلاله.
خواص الأحماضخواص القواعدمذاق حامض
تغيُّر لون ورقة عباد الشمس إلى الأحمرمذاق مر
تغيُّر لون ورقة عباد الشمس إلى الأزرق
ملمس زلق
عام 1887، اقترح العالم السويدي سفانت أرهينيوس أول تعريف مقبول على نطاق واسع للحمض والقاعدة. عرَّف أرهينيوس الأحماض بأنها مواد تتأيَّن عند الذوبان في الماء لتُنتج أيونات الهيدروجين (H+) أو لتزيد تركيز أيونات الهيدروجين في المحلول.
### تعريف: حمض أرهينيوس
حمض أرهينيوس مادةٌ تُنتج أيونات الهيدروجين (H+) أو تزيد تركيز أيونات الهيدروجين عندما تذوب في الماء.
حمض الهيدروكلوريك (HCl) أحد أمثلة حمض أرهينيوس. عندما يذوب HCl في الماء، يُعطي أيونات H+ وCl–: HCl()H()+Cl()gaqaqHO()2l+–
لا تبقى أيونات H+ حرة في المحلول، ولكن تكتسبها جزيئات الماء لتكوِّن أيونات الهيدرونيوم، HO3+. تُستخدم المعادلة الكيميائية المذكورة سابقًا عادةً لاختصار التفاعل. لكن المعادلة الكيميائية الآتية تمثِّل ذلك بشكل أكثر دقة: HCl()+HO()HO()+Cl()glaqaq23+–
وفقًا لتعريف أرهينيوس، تُصنَّف القواعد على أنها مواد تتأيَّن في الماء لإنتاج أيونات الهيدروكسيد (OH–) أو لزيادة تركيز أيونات الهيدروكسيد في المحلول.
### تعريف: قاعدة أرهينيوس
قاعدة أرهينيوس مادةٌ تُنتج أيونات الهيدروكسيد (OH–) أو تزيد تركيز أيونات الهيدروكسيد عندما تذوب في الماء.
هيدروكسيد الصوديوم (NaOH) أحد أمثلة قاعدة أرهينيوس. عند إذابة NaOH في الماء، يتأيَّن إلى Na+ وOH–. توضِّح المعادلة الكيميائية الآتية التفاعل الكامل: NaOH()Na()+OH()saqaqHO()2l+–
### مثال ١: تحديد تعريف حمض أرهينيوس
وفقًا لنظرية أرهينيوس، أيٌّ من الآتي يُعَد تعريفًا للحمض؟
1. مادة تُغيِّر لون المحلول المائي
2. مادة تتأيَّن في المحلول المائي لإنتاج أيونات OH–
3. مادة تتعرَّض للفوران عند وضعها في محلول مائي
4. مادة تذيب أي مادة موجودة في محلول منها
5. مادة تتأيَّن في محلول مائي لإنتاج أيونات H+
### الحل
عرَّف سفانت أرهينيوس الحمض بأنه مادة تُنتج أيونات الهيدروجين (H+) أو تزيد تركيز أيونات الهيدروجين عندما تذوب في الماء. تُنتَج أيونات الهيدروجين عندما يتأيَّن أي حمض في محلول. ومن ثَمَّ، فإن الإجابة الصحيحة هي الخيار (هـ).
على الرغم من أن تعريفَي أرهينيوس للحمض والقاعدة مفيدان، فإنهما محدودان. ينطبق التعريفان فقط على المواد التي أُذيبت في الماء. ولكن من الممكن أن تحدث تفاعلات الأحماض والقواعد عند ذوبان المركبات في مذيبات أخرى، حتى عندما تكون في الحالة الغازية.
عام 1932، اقترح العالمان يوهانس برونستد وتوماس لوري، بشكل مستقل، تعريفين جديدين للحمض والقاعدة ليشملا مزيدًا من المواد وظروف التفاعل. اعتقدا أن تفاعلات الأحماض والقواعد تتضمَّن انتقال بروتون (H+) من حمض إلى قاعدة. ومن ثَمَّ، وفقًا لتعريف برونستد-لوري، فإن الحمض هو مانح البروتون، والقاعدة هي مستقبل البروتون.
### تعريف: حمض برونستد-لوري
حمض برونستد-لوري عبارة عن مادة يمكن أن تفقد أو تمنح بروتونات (H+) في تفاعلٍ ما.
### تعريف: قاعدة برونستد-لوري
قاعدة برونستد-لوري عبارة عن مادة يمكنها أن تكتسب أو تستقبل بروتونات (H+) في تفاعلٍ ما.
لا تزال المواد التي صُنِّفت على أنها أحماض أرهينيوس تُعتبر أحماضًا وفقًا لتعريف برونستد-لوري، وينطبق الأمر نفسه على قواعد أرهينيوس. وفي بعض الأحيان، قد يُشار إلى قواعد أرهينيوس بأنها قلويات. والقلويات قواعدُ قابلةٌ للذوبان في الماء. جميع القلويات قواعد، ولكن ليس جميع المواد التي يمكننا تصنيفها على أنها قواعد وفقًا لتعريف برونستد-لوري تعتبر قلويات.
### مثال ٢: إكمال تعريف قاعدة برونستد-لوري
املأ الفراغ: في نظرية برونستد-لوري، تُعرَّف القاعدة بأنها مادة .
1. مستقبلة لأيونات H+
2. مستقبلة لأيونات OH–
3. مانحة لأيونات H+
4. مانحة لأيونات OH–
5. مانحة لجزيء HO2
### الحل
في نظرية برونستد-لوري، تحدث تفاعلات القاعدة والحمض عندما يَنقُل حمض ما بروتونًا إلى قاعدة. يُستخدَم كلٌّ من أيون وبروتون H+ عادةً بالتبادل، خاصةً عند الإشارة إلى الأحماض والقواعد؛ وذلك لأن أيون H+ يحتوي على بروتون واحد ولا يحتوي على إلكترونات أو نيوترونات. إذا كان أيون H+ يُنقَل إلى القاعدة، يمكننا الإشارة إلى القاعدة بأنها مستقبلة لأيونات H+. ومن ثَمَّ، يجب أن نملأ الفراغ بالكلمات: «مستقبلة لأيونات H+».
ذكر أرهينيوس أن ناتجَي تفاعل الحمض والقاعدة هما الملح والماء. ويعتمد تعريف التفاعل هذا على احتواء القاعدة على الهيدروكسيد. لكن هناك العديد من قواعد برونستد-لوري التي لا تحتوي على هيدروكسيد. ولذلك، عند تفاعل حمض مع قاعدة لا تحتوي على هيدروكسيد، من الأفضل التفكير في انتقال البروتونات.
توضِّح المعادلة الكيميائية الآتية التفاعل بين حمض وقاعدة برونستد-لوري:
يجب أن يحتوي حمض برونستد-لوري على ذرة هيدروجين يمكن فقدانها في صورة أيون H+، ويجب ان تكون قاعدة برونستد-لوري قادرة على استقبال ايون H+. يُسمَّى النوع الناتج عن فقدان حمضٍ ما لبروتون بالقاعدة المرافقة، ويُسمَّى النوع الناتج عن اكتساب قاعدة ما لبروتون بالحمض المرافق:
### مثال ٣: التعرُّف على المعادلة الكيميائية لتأيُّن حمض النيتريك
في أحد المحاليل، يتأيَّن حمض النيتريك (HNO3) تأيُّنًا تامًّا ليتكوَّن محلول حمضي. أيُّ المعادلات الآتية توضِّح تأيُّن HNO3؟
1. HNO()+H()HNO()3+23aqaqaq
2. HNO()H()+NO()3+3–aqaqaq
3. HNO()NO()+OH()32–aqaqaq
4. HNO()HNO()+O()32–aqaqaq
5. 2HNO()2H()+N()+3O()3+22aqaqgg
### الحل
الحمض، كما يعرِّفه برونستد ولوري، مادةٌ يمكن أن تفقد أو تمنح بروتون (H+) في تفاعلٍ ما. من الممكن أن يمنح حمض النيتريك بروتونًا ليتحوَّل إلى أيون نيترات (NO3–). وبما أن الحمض موجود في محلول، إذن يمكن أن تستقبل جزيئات الماء البروتون لتتحوَّل إلى أيونات هيدرونيوم (HO3+):
لا يتضمَّن أيٌّ من الإجابات معادلةً تكون جزيئات الماء فيها متفاعلًا ثانيًا. لذا، يمكننا اختصار المعادلة الكيميائية عن طريق إزالة HO2 من جانبَي المعادلة، وإضافة رمز الحالة ( aq)، وهو ما يوضِّح أن جميع الأنواع مذابة في الماء: HNO()H()+NO()3+–3aqaqaq
ومن ثَمَّ، فإن المعادلة التي توضِّح تأيُّن حمض النيتريك هي المعادلة الموجودة في خيار الإجابة (ب).
للأحماض المرافقة والقواعد المرافقة نفس سلوك الأحماض والقواعد. يمكن للحمض المرافق أن يمنح بروتونًا للقاعدة المرافقة لإعادة تكوين الحمض والقاعدة الأصليين:
ومن ثَمَّ، فإن تفاعلات الأحماض والقواعد لها القدرة على التحرُّك في كلا الاتجاهين الأمامي والخلفي. ويُحدَّد الاتجاه العام لتفاعل الأحماض والقواعد حسب قوة الحمض والقاعدة.
تعتمد قوة الأحماض أو القواعد على قابلية المادة للتأيُّن. الأحماض والقواعد التي يمكنها أن تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا عند الذوبان في الماء تعتبر قوية.
### تعريف: الأحماض أو القواعد القوية
الأحماض أو القواعد القوية هي الأحماض أو القواعد التي يمكنها أن تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا عند إذابتها في الماء.
يُعَد حمض الهيدروكلوريك أحد الأحماض القوية. وذلك لأنه عند الذوبان في الماء، تتأيَّن جميع جزيئات حمض الهيدروكلوريك إلى أيونات H+ وCl–. وتكتسب جزيئات الماء أيونات H+ لتكوِّن HO3+: HCl()+HO()HO()+Cl()glaqaq23+–
لا يمكن أن تتأيَّن القاعدة المرافقة لحمض قوي والحمض المرافق لقاعدة قوية لإعادة تكوين المتفاعلَيْن الأصليين في محلول ما:
ومن ثَمَّ، فإن التفاعلات التي تتضمَّن أحماضًا وقواعد قوية تتفاعل حتى النهاية. ويُستخدَم في المعادلة الكيميائية لهذه التفاعلات سهم تفاعل أمامي ().
أما بالنسبة إلى الأحماض والقواعد التي لا تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا عند الذوبان في الماء، فتعتبر ضعيفة. وكلٌّ من القاعدة المرافقة لحمض ضعيف والحمض المرافق لقاعدة ضعيفة يكون قادرًا على التأيُّن لإعادة تكوين المتفاعلَيْن الأصليين.
### تعريف: الأحماض أو القواعد الضعيفة
الأحماض أو القواعد الضعيفة عبارة عن أحماض أو قواعد تتأيَّن جزئيًّا فقط عند إذابتها في الماء.
على سبيل المثال، تُعَد الأمونيا (NH3) قاعدة ضعيفة. وذلك لأنه عند إذابتها في الماء، تتأيَّن بعض جزيئاتها إلى أيون الأمونيوم (NH4+). وفي الوقت نفسه، قد تفقد بعض أيونات الأمونيوم المكوَّنة حديثًا بروتونًا واحدًا لتتحوَّل مرةً أخرى إلى أمونيا: NH()+HO()NH()+OH()32+4–aqlaqaq
تكون التفاعلات التي تتضمَّن حمضًا وقاعدة ضعيفَيْن في حالة الاتزان. ويُستخدَم في المعادلة الكيميائية لهذه التفاعلات سهم اتزان ().
يمثِّل الشكلان الآتيان الفرق بين سلوك حمض قوي (HI) وحمض ضعيف (HF) في الماء.
لاحظ كيف أنه في محلول HI، الذي هو حمض قوي، يحدث تأيُّن تام للجزيئات إلى أيونات I– وHO3+، في حين أنه في محلول HF، الذي هو حمض ضعيف، ما زالت هناك بعض جزيئات HF التي لم تتأيَّن في المحلول.
من المهم أن نعرف الفرق بين قوة الحمض أو القاعدة وتركيزهما. تُشير القوة إلى قدرة المادة على التأيُّن. وتكون الأحماض والقواعد قوية عندما تتأيَّن جميع جزيئاتها تأيُّنًا تامًّا، وتكون ضعيفة عندما تتأيَّن بعض جزيئاتها فقط.
يُشير التركيز إلى كمية المادة المذابة في حجم معيَّن. إذا كانت كمية المادة المذابة كبيرة، يكون المحلول
مركَّزًا، وإذا كانت كمية المادة المذابة صغيرة، يمكن اعتبار المحلول مخفَّفًا. من الممكن الحصول على محاليل مخفَّفة لأحماض قوية ومحاليل مركَّزة لقواعد ضعيفة.
بجانب هذا، يمكننا وصف المحاليل بأنها أكثر حمضية أو قاعديةً من محاليل أخرى. تصبح المحاليل أكثر حمضية عندما يزداد تركيز أيونات الهيدروجين في المحلول ويقل تركيز أيونات الهيدروكسيد. وبالمثل، تصبح المحاليل أكثر قاعديةً عندما يزداد تركيز أيونات الهيدروكسيد في المحلول ويقل تركيز أيونات الهيدروجين.
### مثال ٤: معرفة الفرق بين الأحماض القوية والضعيفة
أيُّ العبارات الآتية تَصِف جيدًا الفرق بين الحمض القوي والحمض الضعيف؟
1. في المحلول المائي، يتأيَّن الحمض القوي جزئيًّا، أما الحمض الضعيف فيتأيَّن تمامًا.
2. يُعَد الحمض القوي أعلى تركيزًا من الحمض الضعيف.
3. في المحلول المائي، يحتوي الحمض القوي على أيونات أقل من الحمض الضعيف.
4. في المحلول المائي، يتأيَّن الحمض القوي تمامًا، أما الحمض الضعيف فيتأيَّن جزئيًّا فقط.
5. يُعَد الحمض الضعيف أعلى تركيزًا من الحمض القوي.
### الحل
الحمض القوي عبارة عن مادة تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا في المحلول. ويُستخدَم سهم التفاعل الأمامي () للإشارة إلى تأيُّن جميع جزيئات الحمض. أما الحمض الضعيف فهو مادة تتأيَّن جزئيًّا فقط عند وجودها في محلول. ويُستخدَم سهم الاتزان () للإشارة إلى تأيُّن بعضٍ من جزيئات الحمض فقط.
ليست هناك علاقة بين تركيز حمض ما وقوته. ومن ثَمَّ، فإن العبارة التي تَصِف جيدًا الفرق بين الحمض القوي والحمض الضعيف هي العبارة الموجودة في خيار الإجابة (د).
يوجد عدد محدود من الأحماض والقواعد القوية. يوضِّح الجدولان الآتيان الأحماض السبعة القوية والقواعد الثماني القوية:
الأحماض القويةاسم الحمض (الصيغة)تفاعل التأيُّنحمض الهيدروكلوريك (HCl)HCl()+HO()HO()+Cl()aqlaqaq23+–حمض الهيدروبروميك (HBr)HBr()+HO()HO()+Br()aqlaqaq23+–حمض الهيدرويوديك (HI)HI()+HO()HO()+I()aqlaqaq23+–حمض النيتريك (HNO3)HNO()+HO()HO()+NO()323+3–aqlaqaqحمض الكلوريك (HClO3)HClO()+HO()HO()+ClO()323+3–aqlaqaqحمض البيركلوريك (HClO4)HClO()+HO()HO()+ClO()423+4–aqlaqaqحمض الكبريتيك (HSO24)HSO()+HO()HO()+HSO()2423+4–aqlaqaq
القواعد القويةاسم القاعدة (الصيغة)تفاعل التأيُّنهيدروكسيد الليثيوم (LiOH)LiOH()Li()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد الصوديوم (NaOH)NaOH()Na()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد البوتاسيوم (KOH)KOH()K()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد الروبيديوم (RbOH)RbOH()Rb()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد السيزيوم (CsOH)CsOH()Cs()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد الكالسيوم (Ca(OH)2)Ca(OH)()Ca()+2OH()22+–saqaqHO()2lهيدروكسيد السترونشيوم (Sr(OH)2)Sr(OH)()Sr()+2OH()22+–saqaqHO()2lهيدروكسيد الباريوم (Ba(OH)2)Ba(OH)()Ba()+2OH()22+–saqaqHO()2l
يعتبر أغلب الأحماض والقواعد ضعيفًا. يوضِّح الجدولان الآتيان بعض الأحماض والقواعد الضعيفة الشائعة.
الأحماض الضعيفةاسم الحمض (الصيغة)تفاعل التأيُّنحمض الهيدروفلوريك (HF)HF()+HO()HO()+F()aqlaqaq23+–سيانيد الهيدروجين (HCN)HCN()+HO()HO()+CN()aqlaqaq23+–كبريتيد الهيدروجين (HS2)HS()+HO()HO()+HS()223+–aqlaqaq
HS()+HO()HO()+S()–23+2–aqlaqaqحمض الكربونيك (HCO23)HCO()+HO()HO()+HCO()2323+3–aqlaqaq
HCO()+HO()HO()+CO()–323+32–aqlaqaqحمض الفوسفوريك (HPO34)HPO()+HO()HO()+HPO()3423+24–aqlaqaq
HPO()+HO()HO()+HPO()2–423+42–aqlaqaq
HPO()+HO()HO()+PO()2–423+43–aqlaqaqحمض الأسيتيك (CHCOOH3)CHCOOH()+HO()HO()+CHCOO()323+3–aqlaqaqالماء (HO2)HO()+HO()HO()+OH()223+–llaqaq
القواعد الضعيفةاسم القاعدة (الصيغة)تفاعل التأيُّنالأمونيا (NH3)NH()+HO()NH()+OH()324+–aqlaqaqثلاثي ميثيل أمين ((CH)N)33(CH)N()+HO()(CH)NH()+OH()33233+–aqlaqaqالماء (HO2)HO()+HO()HO()+OH()223+–llaqaq
### مثال ٥: تحديد أيُّ المحاليل يمثِّل قاعدة ضعيفة
أيُّ المحاليل الآتية تُعَد مثالًا على القواعد الضعيفة؟
1. محلول تركيزه 2 M من NH3
2. محلول تركيزه 0.1 M من NaOH
3. محلول تركيزه 0.2 M من Ba(OH)2
4. محلول تركيزه 1 M من LiOH
5. محلول تركيزه 0.5 M من KOH
### الحل
من الممكن أن تتأيَّن هيدروكسيدات الفلزات مثل NaOH عند إذابتها في الماء إلى كاتيون فلزي وهيدروكسيد. وتعتبر المواد التي تُنتج أيونات الهيدروكسيد في المحلول قواعد وفقًا لتعريف أرهينيوس. يحتوي الأمونيا (NH3) على زوج وحيد من الإلكترونات يمكنه استقبال أيون H+. والمواد التي يمكن أن تكون مستقبلة لأيون H+ تعتبر قواعد وفقًا لتعريف برونستد-لوري. إذن جميع الإجابات تمثِّل محاليل قاعدية.
كلٌّ من المحاليل المُعطاة له تركيز مختلف. والتركيز هو قياس لكمية المادة في حجم معيَّن، لكنه لا يُشير إلى قوة قاعدة ما. تعتمد قوة القاعدة على قدرة المادة على التأيُّن في المحلول. إن المواد التي تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا في المحلول تعتبر قوية، أما المواد التي تتأيَّن تأيُّنًا جزئيًّا فقط في المحلول فتعتبر ضعيفة.
توجد ثماني قواعد قوية، وجميعها إما هيدروكسيدات فلزية قلوية وإما هيدروكسيدات فلزية أرضية قلوية. إنها LiOH، NaOH، KOH، RbOH، CsOH، Ca(OH)2، Sr(OH)2، Ba(OH)2. هذه المركبات الثمانية ستتأيَّن تمامًا عند إذابتها في ماء. وجميع القواعد الأخرى ستتأيَّن جزئيًّا فقط عند إذابتها في الماء.
بالنظر إلى الإجابات التي لدينا، نلاحظ أن خيارات الإجابات من ب إلى هـ تتضمَّن قاعدة قوية. ومن ثَمَّ، فإن الإجابة التي تُعَد مثالًا على القواعد الضعيفة هي الإجابة (أ).
الأحماض التي تتأيَّن لتُنتج أيون H+ واحدًا فقط تُسمَّى الأحماض الأحادية البروتون؛ لأنها تُنتج بروتونًا واحدًا. لكن يمكن لحمض الكربونيك وحمض الفوسفوريك، الواردين في جدول الأحماض الضعيفة السابق، إنتاج أكثر من أيون H+ واحد في المحلول. وتُسمَّى الأحماض القادرة على إنتاج بروتونين منفصلين الأحماض الثنائية البروتون، أما الأحماض التي تُنتج أكثر من اثنين من البروتونات فتُسمَّى الأحماض المتعدِّدة البروتون.
تمنح الأحماض الثنائية البروتون والمتعدِّدة البروتون بروتونًا واحدًا في كل مرة، وذلك حيث يُفقَد البروتون الأول بسرعة وسهولة أكبر من البروتون الثاني أو الثالث. بالنسبة إلى حمض الكبريتيك، الذي هو حمض قوي، يتأيَّن البروتون الأول تأيُّنًا تامًّا وسلِسًا من جزيء حمض الكبريتيك: HSO()+HO()HO()+HSO()2423+4–aqlaqaq
أما البروتون الثاني في HSO4– الناتج، فإنه يتأيَّن بحدٍّ قليل. ومن ثَمَّ، يعتبر HSO4– حمضًا ضعيفًا: HSO()+HO()HO()+SO()4–23+42–aqlaqaq
هناك العديد من الأحماض التي تحتوي على أكثر من ذرة هيدروجين واحدة، لكن ليس بإمكان كل ذرات الهيدروجين أن تتأيَّن. على سبيل المثال، يحتوي حمض الأسيتيك (CHCOOH3) على أربع ذرات هيدروجين، لكن ذرة الهيدروجين المرتبطة بالأكسجين فقط هي التي ستتأيَّن عند الذوبان في الماء:
+H2OH3O+++H2OH3O++CHHHCOOHCHCHHOO–CHCHHOOHC–HCOOHH
يُصنَّف الماء باعتباره حمضًا ضعيفًا وقاعدة ضعيفة. وإذا نظرنا إلى جزيء الماء، فسنجد أن بإمكانه فقدان بروتون والتحول إلى أيون هيدروكسيد (OH–):
يمكننا أن نلاحظ أيضًا أن ذرة الأكسجين في جزيء الماء لها زوج حر من الإلكترونات يمكنه استقبال بروتون واحد. ونتيجةً لذلك، يمكن لجزيء الماء التحول إلى أيون هيدرونيوم (HO3+):
تُسمَّى الجزيئات التي يمكن أن تتصرَّف باعتبارها أحماضًا أو قواعد، مثل الماء، بالجزيئات المتذبذبة.
### تعريف: الأنواع المتذبذبة
الأنواع المتذبذبة عبارة عن أنواع يمكن أن تتصرَّف إما باعتبارها حمضًا أو قاعدةً.
إذا كان بإمكان الماء التصرف باعتباره حمضًا أو قاعدةً، فهذا يعني أن جزيء الماء يمكن أن يخضع لتفاعل حمض وقاعدة مع جزيء ماء آخر. وفي تفاعل الحمض والقاعدة هذا، يفقد جزيء الماء الحمضي بروتونًا واحدًا، أما جزيء الماء القاعدي فيكتسب بروتونًا:
يُعرَف التفاعل السابق بالتأيُّن الذاتي للماء.
### تفاعل: التأيُّن الذاتي للماء
المعادلة الكيميائية لتفاعل اتزان الحمض والقاعدة لجزيئَي ماء هي:
HO()+HO()OH()+HO()22–3+llaqaq
هذا التفاعل يحدث في كل عيِّنة ماء، ولكن بما أن الماء يعتبر حمضًا ضعيفًا وقاعدة ضعيفة، فإن بعضًا من جزيئات الماء فقط يشارك في هذا التفاعل. وعلى الرغم من وجود تفاعل الحمض والقاعدة هذا في الماء النقي، فإن المحلول يكون متعادلًا. وهذا لأن عدد أيونات الهيدرونيوم وأيونات الهيدروكسيد الناتجة يكون متساويًا.
هيا نلخِّص ما تعلَّمناه في هذا الشارح.
### النقاط الرئيسية
- عرَّف أرهينيوس الأحماض بأنها مواد تُنتج أيونات H+ أو تزيد تركيز أيونات H+ عند الذوبان في الماء.
- عرَّف أرهينيوس القواعد بأنها مواد تنتج أيونات OH–، أو تزيد تركيز أيونات OH– عند الذوبان في الماء.
- في نظرية برونستد-لوري، يكون الحمض مانحًا لبروتون H+، وتكون القاعدة مستقبلة للبروتون.
- تتأيَّن الأحماض والقواعد القوية تأيُّنًا تامًّا في محلول ما، وتتأيَّن الأحماض والقواعد الضعيفة جزئيًّا فقط.
- يمكن أن تتصرَّف جزيئات الماء إما باعتبارها حمضًا أو قاعدةً.
- يمكن أن يشارك جزيئا ماء في تفاعل حمض وقاعدة، يُعرَف باسم التأيُّن الذاتي للماء: HO()+HO()HO()+OH()223+–llaqaq
### قائمة الدرس
## انضم إلى نجوى كلاسيز
شارك في الحصص المباشرة على نجوى كلاسيز وحقق التميز الدراسي بإرشاد وتوجيه من مدرس خبير!
- حصص تفاعلية
- دردشة ورسائل
- أسئلة امتحانات واقعية
nagwa classes qrcode
«نجوى» شركة في مجال تكنولوجيا التعليم، تهدف إلى مساعدة المدرسين على التدريس، والطلاب على التعلُّم.
### الشركة
### المحتوى
حقوق الطبع والنشر © ٢٠٢٤ نجوى
جميع الحقوق محفوظة
تستخدم «نجوى» ملفات تعريف الارتباط لضمان حصولك على أفضل تجربة على موقعنا. اعرف المزيد عن
سياسة الخصوصية
أوافق | article | Arabic | ar | شارح الدرس: الحمضية والقاعدية | نجوى - Nagwa | https://www.nagwa.com/ar/explainers/684178078950/ |
51,478 | توضِّح المعادلة الكيميائية الآتية التفاعل الكامل: NaOH()Na()+OH()saqaqHO()2l+– | sentence | هيدروكسيد الصوديوم (NaOH) أحد أمثلة قاعدة أرهينيوس. عند إذابة NaOH في الماء، يتأيَّن إلى Na+ وOH–. توضِّح المعادلة الكيميائية الآتية التفاعل الكامل: NaOH()Na()+OH()saqaqHO()2l+– | paragraph | Arabic | ar | شارح الدرس: الحمضية والقاعدية | نجوى - Nagwa | https://www.nagwa.com/ar/explainers/684178078950/ |
51,479 | عرَّف سفانت أرهينيوس الحمض بأنه مادة تُنتج أيونات الهيدروجين (H+) أو تزيد تركيز أيونات الهيدروجين عندما تذوب في الماء. تُنتَج أيونات الهيدروجين عندما يتأيَّن أي حمض في محلول. ومن ثَمَّ، فإن الإجابة الصحيحة هي الخيار (هـ). | paragraph | # شارح الدرس: الحمضية والقاعدية الكيمياء • الصف الأول الثانوي
## انضم إلى نجوى كلاسيز
شارك في حصص الكيمياء المباشرة على نجوى كلاسيز وتعلم المزيد حول هذا الدرس من أحد مدرسينا الخبراء!
الكيمياء
- الحصة التالية:
- المقاعد المتبقية: 12
في هذا الشارح، سوف نتعلَّم كيف نُعرِّف الأحماض والقواعد، ونفهم خواصها المميزة، ونحدِّد الأنواع الحمضية والقاعدية في التفاعلات الكيميائية.
الأحماض والقواعد موادُّ يمكننا إيجادها في كل مكان حولنا. يوضِّح الجدول الآتي بعض الأحماض والقواعد الشائعة التي قد نكون على دراية بها.
الاسم الكيميائيالصيغة الكيميائيةموجود فيالأحماضحمض الأسيتيكCHCOOH3الخلحمض الكربونيكHCO23المشروبات الغازيةحمض الستريكCHO687ثمرات الموالح والحلوى الحمضيةحمض الهيدروكلوريكHClالمعدةحمض اللاكتيكCHO363الحليبالقواعدهيدروكسيد الصوديومNaOHالمنظفات والملدنات في خليط الأسمنتبيكربونات الصوديومNaHCO3صودا الخبزكربونات الكالسيومCaCO3مضادات الحموضةهيدروكسيد المغنيسيومMg(OH)2حليب المغنيسيا
لعلنا نعرف أن ثمرات الليمون حمضية، وأن المنظفات، كالأمونيا والمُبيض، قاعدية، لكن ما الذي يجعلنا نصنِّف مادةً ما على أنها حمض أو قاعدة؟
عُرِف مصطلحا الحمض والقلوي (القاعدة) منذ عدة قرون. مع بداية القرن التاسع عشر كان من المعروف جيدًا أن للأحماض والقواعد خواص معيَّنة، لكن لم يكُن هناك تعريف رسمي يمكن تصنيفها من خلاله.
خواص الأحماضخواص القواعدمذاق حامض
تغيُّر لون ورقة عباد الشمس إلى الأحمرمذاق مر
تغيُّر لون ورقة عباد الشمس إلى الأزرق
ملمس زلق
عام 1887، اقترح العالم السويدي سفانت أرهينيوس أول تعريف مقبول على نطاق واسع للحمض والقاعدة. عرَّف أرهينيوس الأحماض بأنها مواد تتأيَّن عند الذوبان في الماء لتُنتج أيونات الهيدروجين (H+) أو لتزيد تركيز أيونات الهيدروجين في المحلول.
### تعريف: حمض أرهينيوس
حمض أرهينيوس مادةٌ تُنتج أيونات الهيدروجين (H+) أو تزيد تركيز أيونات الهيدروجين عندما تذوب في الماء.
حمض الهيدروكلوريك (HCl) أحد أمثلة حمض أرهينيوس. عندما يذوب HCl في الماء، يُعطي أيونات H+ وCl–: HCl()H()+Cl()gaqaqHO()2l+–
لا تبقى أيونات H+ حرة في المحلول، ولكن تكتسبها جزيئات الماء لتكوِّن أيونات الهيدرونيوم، HO3+. تُستخدم المعادلة الكيميائية المذكورة سابقًا عادةً لاختصار التفاعل. لكن المعادلة الكيميائية الآتية تمثِّل ذلك بشكل أكثر دقة: HCl()+HO()HO()+Cl()glaqaq23+–
وفقًا لتعريف أرهينيوس، تُصنَّف القواعد على أنها مواد تتأيَّن في الماء لإنتاج أيونات الهيدروكسيد (OH–) أو لزيادة تركيز أيونات الهيدروكسيد في المحلول.
### تعريف: قاعدة أرهينيوس
قاعدة أرهينيوس مادةٌ تُنتج أيونات الهيدروكسيد (OH–) أو تزيد تركيز أيونات الهيدروكسيد عندما تذوب في الماء.
هيدروكسيد الصوديوم (NaOH) أحد أمثلة قاعدة أرهينيوس. عند إذابة NaOH في الماء، يتأيَّن إلى Na+ وOH–. توضِّح المعادلة الكيميائية الآتية التفاعل الكامل: NaOH()Na()+OH()saqaqHO()2l+–
### مثال ١: تحديد تعريف حمض أرهينيوس
وفقًا لنظرية أرهينيوس، أيٌّ من الآتي يُعَد تعريفًا للحمض؟
1. مادة تُغيِّر لون المحلول المائي
2. مادة تتأيَّن في المحلول المائي لإنتاج أيونات OH–
3. مادة تتعرَّض للفوران عند وضعها في محلول مائي
4. مادة تذيب أي مادة موجودة في محلول منها
5. مادة تتأيَّن في محلول مائي لإنتاج أيونات H+
### الحل
عرَّف سفانت أرهينيوس الحمض بأنه مادة تُنتج أيونات الهيدروجين (H+) أو تزيد تركيز أيونات الهيدروجين عندما تذوب في الماء. تُنتَج أيونات الهيدروجين عندما يتأيَّن أي حمض في محلول. ومن ثَمَّ، فإن الإجابة الصحيحة هي الخيار (هـ).
على الرغم من أن تعريفَي أرهينيوس للحمض والقاعدة مفيدان، فإنهما محدودان. ينطبق التعريفان فقط على المواد التي أُذيبت في الماء. ولكن من الممكن أن تحدث تفاعلات الأحماض والقواعد عند ذوبان المركبات في مذيبات أخرى، حتى عندما تكون في الحالة الغازية.
عام 1932، اقترح العالمان يوهانس برونستد وتوماس لوري، بشكل مستقل، تعريفين جديدين للحمض والقاعدة ليشملا مزيدًا من المواد وظروف التفاعل. اعتقدا أن تفاعلات الأحماض والقواعد تتضمَّن انتقال بروتون (H+) من حمض إلى قاعدة. ومن ثَمَّ، وفقًا لتعريف برونستد-لوري، فإن الحمض هو مانح البروتون، والقاعدة هي مستقبل البروتون.
### تعريف: حمض برونستد-لوري
حمض برونستد-لوري عبارة عن مادة يمكن أن تفقد أو تمنح بروتونات (H+) في تفاعلٍ ما.
### تعريف: قاعدة برونستد-لوري
قاعدة برونستد-لوري عبارة عن مادة يمكنها أن تكتسب أو تستقبل بروتونات (H+) في تفاعلٍ ما.
لا تزال المواد التي صُنِّفت على أنها أحماض أرهينيوس تُعتبر أحماضًا وفقًا لتعريف برونستد-لوري، وينطبق الأمر نفسه على قواعد أرهينيوس. وفي بعض الأحيان، قد يُشار إلى قواعد أرهينيوس بأنها قلويات. والقلويات قواعدُ قابلةٌ للذوبان في الماء. جميع القلويات قواعد، ولكن ليس جميع المواد التي يمكننا تصنيفها على أنها قواعد وفقًا لتعريف برونستد-لوري تعتبر قلويات.
### مثال ٢: إكمال تعريف قاعدة برونستد-لوري
املأ الفراغ: في نظرية برونستد-لوري، تُعرَّف القاعدة بأنها مادة .
1. مستقبلة لأيونات H+
2. مستقبلة لأيونات OH–
3. مانحة لأيونات H+
4. مانحة لأيونات OH–
5. مانحة لجزيء HO2
### الحل
في نظرية برونستد-لوري، تحدث تفاعلات القاعدة والحمض عندما يَنقُل حمض ما بروتونًا إلى قاعدة. يُستخدَم كلٌّ من أيون وبروتون H+ عادةً بالتبادل، خاصةً عند الإشارة إلى الأحماض والقواعد؛ وذلك لأن أيون H+ يحتوي على بروتون واحد ولا يحتوي على إلكترونات أو نيوترونات. إذا كان أيون H+ يُنقَل إلى القاعدة، يمكننا الإشارة إلى القاعدة بأنها مستقبلة لأيونات H+. ومن ثَمَّ، يجب أن نملأ الفراغ بالكلمات: «مستقبلة لأيونات H+».
ذكر أرهينيوس أن ناتجَي تفاعل الحمض والقاعدة هما الملح والماء. ويعتمد تعريف التفاعل هذا على احتواء القاعدة على الهيدروكسيد. لكن هناك العديد من قواعد برونستد-لوري التي لا تحتوي على هيدروكسيد. ولذلك، عند تفاعل حمض مع قاعدة لا تحتوي على هيدروكسيد، من الأفضل التفكير في انتقال البروتونات.
توضِّح المعادلة الكيميائية الآتية التفاعل بين حمض وقاعدة برونستد-لوري:
يجب أن يحتوي حمض برونستد-لوري على ذرة هيدروجين يمكن فقدانها في صورة أيون H+، ويجب ان تكون قاعدة برونستد-لوري قادرة على استقبال ايون H+. يُسمَّى النوع الناتج عن فقدان حمضٍ ما لبروتون بالقاعدة المرافقة، ويُسمَّى النوع الناتج عن اكتساب قاعدة ما لبروتون بالحمض المرافق:
### مثال ٣: التعرُّف على المعادلة الكيميائية لتأيُّن حمض النيتريك
في أحد المحاليل، يتأيَّن حمض النيتريك (HNO3) تأيُّنًا تامًّا ليتكوَّن محلول حمضي. أيُّ المعادلات الآتية توضِّح تأيُّن HNO3؟
1. HNO()+H()HNO()3+23aqaqaq
2. HNO()H()+NO()3+3–aqaqaq
3. HNO()NO()+OH()32–aqaqaq
4. HNO()HNO()+O()32–aqaqaq
5. 2HNO()2H()+N()+3O()3+22aqaqgg
### الحل
الحمض، كما يعرِّفه برونستد ولوري، مادةٌ يمكن أن تفقد أو تمنح بروتون (H+) في تفاعلٍ ما. من الممكن أن يمنح حمض النيتريك بروتونًا ليتحوَّل إلى أيون نيترات (NO3–). وبما أن الحمض موجود في محلول، إذن يمكن أن تستقبل جزيئات الماء البروتون لتتحوَّل إلى أيونات هيدرونيوم (HO3+):
لا يتضمَّن أيٌّ من الإجابات معادلةً تكون جزيئات الماء فيها متفاعلًا ثانيًا. لذا، يمكننا اختصار المعادلة الكيميائية عن طريق إزالة HO2 من جانبَي المعادلة، وإضافة رمز الحالة ( aq)، وهو ما يوضِّح أن جميع الأنواع مذابة في الماء: HNO()H()+NO()3+–3aqaqaq
ومن ثَمَّ، فإن المعادلة التي توضِّح تأيُّن حمض النيتريك هي المعادلة الموجودة في خيار الإجابة (ب).
للأحماض المرافقة والقواعد المرافقة نفس سلوك الأحماض والقواعد. يمكن للحمض المرافق أن يمنح بروتونًا للقاعدة المرافقة لإعادة تكوين الحمض والقاعدة الأصليين:
ومن ثَمَّ، فإن تفاعلات الأحماض والقواعد لها القدرة على التحرُّك في كلا الاتجاهين الأمامي والخلفي. ويُحدَّد الاتجاه العام لتفاعل الأحماض والقواعد حسب قوة الحمض والقاعدة.
تعتمد قوة الأحماض أو القواعد على قابلية المادة للتأيُّن. الأحماض والقواعد التي يمكنها أن تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا عند الذوبان في الماء تعتبر قوية.
### تعريف: الأحماض أو القواعد القوية
الأحماض أو القواعد القوية هي الأحماض أو القواعد التي يمكنها أن تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا عند إذابتها في الماء.
يُعَد حمض الهيدروكلوريك أحد الأحماض القوية. وذلك لأنه عند الذوبان في الماء، تتأيَّن جميع جزيئات حمض الهيدروكلوريك إلى أيونات H+ وCl–. وتكتسب جزيئات الماء أيونات H+ لتكوِّن HO3+: HCl()+HO()HO()+Cl()glaqaq23+–
لا يمكن أن تتأيَّن القاعدة المرافقة لحمض قوي والحمض المرافق لقاعدة قوية لإعادة تكوين المتفاعلَيْن الأصليين في محلول ما:
ومن ثَمَّ، فإن التفاعلات التي تتضمَّن أحماضًا وقواعد قوية تتفاعل حتى النهاية. ويُستخدَم في المعادلة الكيميائية لهذه التفاعلات سهم تفاعل أمامي ().
أما بالنسبة إلى الأحماض والقواعد التي لا تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا عند الذوبان في الماء، فتعتبر ضعيفة. وكلٌّ من القاعدة المرافقة لحمض ضعيف والحمض المرافق لقاعدة ضعيفة يكون قادرًا على التأيُّن لإعادة تكوين المتفاعلَيْن الأصليين.
### تعريف: الأحماض أو القواعد الضعيفة
الأحماض أو القواعد الضعيفة عبارة عن أحماض أو قواعد تتأيَّن جزئيًّا فقط عند إذابتها في الماء.
على سبيل المثال، تُعَد الأمونيا (NH3) قاعدة ضعيفة. وذلك لأنه عند إذابتها في الماء، تتأيَّن بعض جزيئاتها إلى أيون الأمونيوم (NH4+). وفي الوقت نفسه، قد تفقد بعض أيونات الأمونيوم المكوَّنة حديثًا بروتونًا واحدًا لتتحوَّل مرةً أخرى إلى أمونيا: NH()+HO()NH()+OH()32+4–aqlaqaq
تكون التفاعلات التي تتضمَّن حمضًا وقاعدة ضعيفَيْن في حالة الاتزان. ويُستخدَم في المعادلة الكيميائية لهذه التفاعلات سهم اتزان ().
يمثِّل الشكلان الآتيان الفرق بين سلوك حمض قوي (HI) وحمض ضعيف (HF) في الماء.
لاحظ كيف أنه في محلول HI، الذي هو حمض قوي، يحدث تأيُّن تام للجزيئات إلى أيونات I– وHO3+، في حين أنه في محلول HF، الذي هو حمض ضعيف، ما زالت هناك بعض جزيئات HF التي لم تتأيَّن في المحلول.
من المهم أن نعرف الفرق بين قوة الحمض أو القاعدة وتركيزهما. تُشير القوة إلى قدرة المادة على التأيُّن. وتكون الأحماض والقواعد قوية عندما تتأيَّن جميع جزيئاتها تأيُّنًا تامًّا، وتكون ضعيفة عندما تتأيَّن بعض جزيئاتها فقط.
يُشير التركيز إلى كمية المادة المذابة في حجم معيَّن. إذا كانت كمية المادة المذابة كبيرة، يكون المحلول
مركَّزًا، وإذا كانت كمية المادة المذابة صغيرة، يمكن اعتبار المحلول مخفَّفًا. من الممكن الحصول على محاليل مخفَّفة لأحماض قوية ومحاليل مركَّزة لقواعد ضعيفة.
بجانب هذا، يمكننا وصف المحاليل بأنها أكثر حمضية أو قاعديةً من محاليل أخرى. تصبح المحاليل أكثر حمضية عندما يزداد تركيز أيونات الهيدروجين في المحلول ويقل تركيز أيونات الهيدروكسيد. وبالمثل، تصبح المحاليل أكثر قاعديةً عندما يزداد تركيز أيونات الهيدروكسيد في المحلول ويقل تركيز أيونات الهيدروجين.
### مثال ٤: معرفة الفرق بين الأحماض القوية والضعيفة
أيُّ العبارات الآتية تَصِف جيدًا الفرق بين الحمض القوي والحمض الضعيف؟
1. في المحلول المائي، يتأيَّن الحمض القوي جزئيًّا، أما الحمض الضعيف فيتأيَّن تمامًا.
2. يُعَد الحمض القوي أعلى تركيزًا من الحمض الضعيف.
3. في المحلول المائي، يحتوي الحمض القوي على أيونات أقل من الحمض الضعيف.
4. في المحلول المائي، يتأيَّن الحمض القوي تمامًا، أما الحمض الضعيف فيتأيَّن جزئيًّا فقط.
5. يُعَد الحمض الضعيف أعلى تركيزًا من الحمض القوي.
### الحل
الحمض القوي عبارة عن مادة تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا في المحلول. ويُستخدَم سهم التفاعل الأمامي () للإشارة إلى تأيُّن جميع جزيئات الحمض. أما الحمض الضعيف فهو مادة تتأيَّن جزئيًّا فقط عند وجودها في محلول. ويُستخدَم سهم الاتزان () للإشارة إلى تأيُّن بعضٍ من جزيئات الحمض فقط.
ليست هناك علاقة بين تركيز حمض ما وقوته. ومن ثَمَّ، فإن العبارة التي تَصِف جيدًا الفرق بين الحمض القوي والحمض الضعيف هي العبارة الموجودة في خيار الإجابة (د).
يوجد عدد محدود من الأحماض والقواعد القوية. يوضِّح الجدولان الآتيان الأحماض السبعة القوية والقواعد الثماني القوية:
الأحماض القويةاسم الحمض (الصيغة)تفاعل التأيُّنحمض الهيدروكلوريك (HCl)HCl()+HO()HO()+Cl()aqlaqaq23+–حمض الهيدروبروميك (HBr)HBr()+HO()HO()+Br()aqlaqaq23+–حمض الهيدرويوديك (HI)HI()+HO()HO()+I()aqlaqaq23+–حمض النيتريك (HNO3)HNO()+HO()HO()+NO()323+3–aqlaqaqحمض الكلوريك (HClO3)HClO()+HO()HO()+ClO()323+3–aqlaqaqحمض البيركلوريك (HClO4)HClO()+HO()HO()+ClO()423+4–aqlaqaqحمض الكبريتيك (HSO24)HSO()+HO()HO()+HSO()2423+4–aqlaqaq
القواعد القويةاسم القاعدة (الصيغة)تفاعل التأيُّنهيدروكسيد الليثيوم (LiOH)LiOH()Li()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد الصوديوم (NaOH)NaOH()Na()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد البوتاسيوم (KOH)KOH()K()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد الروبيديوم (RbOH)RbOH()Rb()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد السيزيوم (CsOH)CsOH()Cs()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد الكالسيوم (Ca(OH)2)Ca(OH)()Ca()+2OH()22+–saqaqHO()2lهيدروكسيد السترونشيوم (Sr(OH)2)Sr(OH)()Sr()+2OH()22+–saqaqHO()2lهيدروكسيد الباريوم (Ba(OH)2)Ba(OH)()Ba()+2OH()22+–saqaqHO()2l
يعتبر أغلب الأحماض والقواعد ضعيفًا. يوضِّح الجدولان الآتيان بعض الأحماض والقواعد الضعيفة الشائعة.
الأحماض الضعيفةاسم الحمض (الصيغة)تفاعل التأيُّنحمض الهيدروفلوريك (HF)HF()+HO()HO()+F()aqlaqaq23+–سيانيد الهيدروجين (HCN)HCN()+HO()HO()+CN()aqlaqaq23+–كبريتيد الهيدروجين (HS2)HS()+HO()HO()+HS()223+–aqlaqaq
HS()+HO()HO()+S()–23+2–aqlaqaqحمض الكربونيك (HCO23)HCO()+HO()HO()+HCO()2323+3–aqlaqaq
HCO()+HO()HO()+CO()–323+32–aqlaqaqحمض الفوسفوريك (HPO34)HPO()+HO()HO()+HPO()3423+24–aqlaqaq
HPO()+HO()HO()+HPO()2–423+42–aqlaqaq
HPO()+HO()HO()+PO()2–423+43–aqlaqaqحمض الأسيتيك (CHCOOH3)CHCOOH()+HO()HO()+CHCOO()323+3–aqlaqaqالماء (HO2)HO()+HO()HO()+OH()223+–llaqaq
القواعد الضعيفةاسم القاعدة (الصيغة)تفاعل التأيُّنالأمونيا (NH3)NH()+HO()NH()+OH()324+–aqlaqaqثلاثي ميثيل أمين ((CH)N)33(CH)N()+HO()(CH)NH()+OH()33233+–aqlaqaqالماء (HO2)HO()+HO()HO()+OH()223+–llaqaq
### مثال ٥: تحديد أيُّ المحاليل يمثِّل قاعدة ضعيفة
أيُّ المحاليل الآتية تُعَد مثالًا على القواعد الضعيفة؟
1. محلول تركيزه 2 M من NH3
2. محلول تركيزه 0.1 M من NaOH
3. محلول تركيزه 0.2 M من Ba(OH)2
4. محلول تركيزه 1 M من LiOH
5. محلول تركيزه 0.5 M من KOH
### الحل
من الممكن أن تتأيَّن هيدروكسيدات الفلزات مثل NaOH عند إذابتها في الماء إلى كاتيون فلزي وهيدروكسيد. وتعتبر المواد التي تُنتج أيونات الهيدروكسيد في المحلول قواعد وفقًا لتعريف أرهينيوس. يحتوي الأمونيا (NH3) على زوج وحيد من الإلكترونات يمكنه استقبال أيون H+. والمواد التي يمكن أن تكون مستقبلة لأيون H+ تعتبر قواعد وفقًا لتعريف برونستد-لوري. إذن جميع الإجابات تمثِّل محاليل قاعدية.
كلٌّ من المحاليل المُعطاة له تركيز مختلف. والتركيز هو قياس لكمية المادة في حجم معيَّن، لكنه لا يُشير إلى قوة قاعدة ما. تعتمد قوة القاعدة على قدرة المادة على التأيُّن في المحلول. إن المواد التي تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا في المحلول تعتبر قوية، أما المواد التي تتأيَّن تأيُّنًا جزئيًّا فقط في المحلول فتعتبر ضعيفة.
توجد ثماني قواعد قوية، وجميعها إما هيدروكسيدات فلزية قلوية وإما هيدروكسيدات فلزية أرضية قلوية. إنها LiOH، NaOH، KOH، RbOH، CsOH، Ca(OH)2، Sr(OH)2، Ba(OH)2. هذه المركبات الثمانية ستتأيَّن تمامًا عند إذابتها في ماء. وجميع القواعد الأخرى ستتأيَّن جزئيًّا فقط عند إذابتها في الماء.
بالنظر إلى الإجابات التي لدينا، نلاحظ أن خيارات الإجابات من ب إلى هـ تتضمَّن قاعدة قوية. ومن ثَمَّ، فإن الإجابة التي تُعَد مثالًا على القواعد الضعيفة هي الإجابة (أ).
الأحماض التي تتأيَّن لتُنتج أيون H+ واحدًا فقط تُسمَّى الأحماض الأحادية البروتون؛ لأنها تُنتج بروتونًا واحدًا. لكن يمكن لحمض الكربونيك وحمض الفوسفوريك، الواردين في جدول الأحماض الضعيفة السابق، إنتاج أكثر من أيون H+ واحد في المحلول. وتُسمَّى الأحماض القادرة على إنتاج بروتونين منفصلين الأحماض الثنائية البروتون، أما الأحماض التي تُنتج أكثر من اثنين من البروتونات فتُسمَّى الأحماض المتعدِّدة البروتون.
تمنح الأحماض الثنائية البروتون والمتعدِّدة البروتون بروتونًا واحدًا في كل مرة، وذلك حيث يُفقَد البروتون الأول بسرعة وسهولة أكبر من البروتون الثاني أو الثالث. بالنسبة إلى حمض الكبريتيك، الذي هو حمض قوي، يتأيَّن البروتون الأول تأيُّنًا تامًّا وسلِسًا من جزيء حمض الكبريتيك: HSO()+HO()HO()+HSO()2423+4–aqlaqaq
أما البروتون الثاني في HSO4– الناتج، فإنه يتأيَّن بحدٍّ قليل. ومن ثَمَّ، يعتبر HSO4– حمضًا ضعيفًا: HSO()+HO()HO()+SO()4–23+42–aqlaqaq
هناك العديد من الأحماض التي تحتوي على أكثر من ذرة هيدروجين واحدة، لكن ليس بإمكان كل ذرات الهيدروجين أن تتأيَّن. على سبيل المثال، يحتوي حمض الأسيتيك (CHCOOH3) على أربع ذرات هيدروجين، لكن ذرة الهيدروجين المرتبطة بالأكسجين فقط هي التي ستتأيَّن عند الذوبان في الماء:
+H2OH3O+++H2OH3O++CHHHCOOHCHCHHOO–CHCHHOOHC–HCOOHH
يُصنَّف الماء باعتباره حمضًا ضعيفًا وقاعدة ضعيفة. وإذا نظرنا إلى جزيء الماء، فسنجد أن بإمكانه فقدان بروتون والتحول إلى أيون هيدروكسيد (OH–):
يمكننا أن نلاحظ أيضًا أن ذرة الأكسجين في جزيء الماء لها زوج حر من الإلكترونات يمكنه استقبال بروتون واحد. ونتيجةً لذلك، يمكن لجزيء الماء التحول إلى أيون هيدرونيوم (HO3+):
تُسمَّى الجزيئات التي يمكن أن تتصرَّف باعتبارها أحماضًا أو قواعد، مثل الماء، بالجزيئات المتذبذبة.
### تعريف: الأنواع المتذبذبة
الأنواع المتذبذبة عبارة عن أنواع يمكن أن تتصرَّف إما باعتبارها حمضًا أو قاعدةً.
إذا كان بإمكان الماء التصرف باعتباره حمضًا أو قاعدةً، فهذا يعني أن جزيء الماء يمكن أن يخضع لتفاعل حمض وقاعدة مع جزيء ماء آخر. وفي تفاعل الحمض والقاعدة هذا، يفقد جزيء الماء الحمضي بروتونًا واحدًا، أما جزيء الماء القاعدي فيكتسب بروتونًا:
يُعرَف التفاعل السابق بالتأيُّن الذاتي للماء.
### تفاعل: التأيُّن الذاتي للماء
المعادلة الكيميائية لتفاعل اتزان الحمض والقاعدة لجزيئَي ماء هي:
HO()+HO()OH()+HO()22–3+llaqaq
هذا التفاعل يحدث في كل عيِّنة ماء، ولكن بما أن الماء يعتبر حمضًا ضعيفًا وقاعدة ضعيفة، فإن بعضًا من جزيئات الماء فقط يشارك في هذا التفاعل. وعلى الرغم من وجود تفاعل الحمض والقاعدة هذا في الماء النقي، فإن المحلول يكون متعادلًا. وهذا لأن عدد أيونات الهيدرونيوم وأيونات الهيدروكسيد الناتجة يكون متساويًا.
هيا نلخِّص ما تعلَّمناه في هذا الشارح.
### النقاط الرئيسية
- عرَّف أرهينيوس الأحماض بأنها مواد تُنتج أيونات H+ أو تزيد تركيز أيونات H+ عند الذوبان في الماء.
- عرَّف أرهينيوس القواعد بأنها مواد تنتج أيونات OH–، أو تزيد تركيز أيونات OH– عند الذوبان في الماء.
- في نظرية برونستد-لوري، يكون الحمض مانحًا لبروتون H+، وتكون القاعدة مستقبلة للبروتون.
- تتأيَّن الأحماض والقواعد القوية تأيُّنًا تامًّا في محلول ما، وتتأيَّن الأحماض والقواعد الضعيفة جزئيًّا فقط.
- يمكن أن تتصرَّف جزيئات الماء إما باعتبارها حمضًا أو قاعدةً.
- يمكن أن يشارك جزيئا ماء في تفاعل حمض وقاعدة، يُعرَف باسم التأيُّن الذاتي للماء: HO()+HO()HO()+OH()223+–llaqaq
### قائمة الدرس
## انضم إلى نجوى كلاسيز
شارك في الحصص المباشرة على نجوى كلاسيز وحقق التميز الدراسي بإرشاد وتوجيه من مدرس خبير!
- حصص تفاعلية
- دردشة ورسائل
- أسئلة امتحانات واقعية
nagwa classes qrcode
«نجوى» شركة في مجال تكنولوجيا التعليم، تهدف إلى مساعدة المدرسين على التدريس، والطلاب على التعلُّم.
### الشركة
### المحتوى
حقوق الطبع والنشر © ٢٠٢٤ نجوى
جميع الحقوق محفوظة
تستخدم «نجوى» ملفات تعريف الارتباط لضمان حصولك على أفضل تجربة على موقعنا. اعرف المزيد عن
سياسة الخصوصية
أوافق | article | Arabic | ar | شارح الدرس: الحمضية والقاعدية | نجوى - Nagwa | https://www.nagwa.com/ar/explainers/684178078950/ |
51,480 | عرَّف سفانت أرهينيوس الحمض بأنه مادة تُنتج أيونات الهيدروجين (H+) أو تزيد تركيز أيونات الهيدروجين عندما تذوب في الماء. | sentence | عرَّف سفانت أرهينيوس الحمض بأنه مادة تُنتج أيونات الهيدروجين (H+) أو تزيد تركيز أيونات الهيدروجين عندما تذوب في الماء. تُنتَج أيونات الهيدروجين عندما يتأيَّن أي حمض في محلول. ومن ثَمَّ، فإن الإجابة الصحيحة هي الخيار (هـ). | paragraph | Arabic | ar | شارح الدرس: الحمضية والقاعدية | نجوى - Nagwa | https://www.nagwa.com/ar/explainers/684178078950/ |
51,481 | تُنتَج أيونات الهيدروجين عندما يتأيَّن أي حمض في محلول. | sentence | عرَّف سفانت أرهينيوس الحمض بأنه مادة تُنتج أيونات الهيدروجين (H+) أو تزيد تركيز أيونات الهيدروجين عندما تذوب في الماء. تُنتَج أيونات الهيدروجين عندما يتأيَّن أي حمض في محلول. ومن ثَمَّ، فإن الإجابة الصحيحة هي الخيار (هـ). | paragraph | Arabic | ar | شارح الدرس: الحمضية والقاعدية | نجوى - Nagwa | https://www.nagwa.com/ar/explainers/684178078950/ |
51,482 | على الرغم من أن تعريفَي أرهينيوس للحمض والقاعدة مفيدان، فإنهما محدودان. ينطبق التعريفان فقط على المواد التي أُذيبت في الماء. ولكن من الممكن أن تحدث تفاعلات الأحماض والقواعد عند ذوبان المركبات في مذيبات أخرى، حتى عندما تكون في الحالة الغازية. | paragraph | # شارح الدرس: الحمضية والقاعدية الكيمياء • الصف الأول الثانوي
## انضم إلى نجوى كلاسيز
شارك في حصص الكيمياء المباشرة على نجوى كلاسيز وتعلم المزيد حول هذا الدرس من أحد مدرسينا الخبراء!
الكيمياء
- الحصة التالية:
- المقاعد المتبقية: 12
في هذا الشارح، سوف نتعلَّم كيف نُعرِّف الأحماض والقواعد، ونفهم خواصها المميزة، ونحدِّد الأنواع الحمضية والقاعدية في التفاعلات الكيميائية.
الأحماض والقواعد موادُّ يمكننا إيجادها في كل مكان حولنا. يوضِّح الجدول الآتي بعض الأحماض والقواعد الشائعة التي قد نكون على دراية بها.
الاسم الكيميائيالصيغة الكيميائيةموجود فيالأحماضحمض الأسيتيكCHCOOH3الخلحمض الكربونيكHCO23المشروبات الغازيةحمض الستريكCHO687ثمرات الموالح والحلوى الحمضيةحمض الهيدروكلوريكHClالمعدةحمض اللاكتيكCHO363الحليبالقواعدهيدروكسيد الصوديومNaOHالمنظفات والملدنات في خليط الأسمنتبيكربونات الصوديومNaHCO3صودا الخبزكربونات الكالسيومCaCO3مضادات الحموضةهيدروكسيد المغنيسيومMg(OH)2حليب المغنيسيا
لعلنا نعرف أن ثمرات الليمون حمضية، وأن المنظفات، كالأمونيا والمُبيض، قاعدية، لكن ما الذي يجعلنا نصنِّف مادةً ما على أنها حمض أو قاعدة؟
عُرِف مصطلحا الحمض والقلوي (القاعدة) منذ عدة قرون. مع بداية القرن التاسع عشر كان من المعروف جيدًا أن للأحماض والقواعد خواص معيَّنة، لكن لم يكُن هناك تعريف رسمي يمكن تصنيفها من خلاله.
خواص الأحماضخواص القواعدمذاق حامض
تغيُّر لون ورقة عباد الشمس إلى الأحمرمذاق مر
تغيُّر لون ورقة عباد الشمس إلى الأزرق
ملمس زلق
عام 1887، اقترح العالم السويدي سفانت أرهينيوس أول تعريف مقبول على نطاق واسع للحمض والقاعدة. عرَّف أرهينيوس الأحماض بأنها مواد تتأيَّن عند الذوبان في الماء لتُنتج أيونات الهيدروجين (H+) أو لتزيد تركيز أيونات الهيدروجين في المحلول.
### تعريف: حمض أرهينيوس
حمض أرهينيوس مادةٌ تُنتج أيونات الهيدروجين (H+) أو تزيد تركيز أيونات الهيدروجين عندما تذوب في الماء.
حمض الهيدروكلوريك (HCl) أحد أمثلة حمض أرهينيوس. عندما يذوب HCl في الماء، يُعطي أيونات H+ وCl–: HCl()H()+Cl()gaqaqHO()2l+–
لا تبقى أيونات H+ حرة في المحلول، ولكن تكتسبها جزيئات الماء لتكوِّن أيونات الهيدرونيوم، HO3+. تُستخدم المعادلة الكيميائية المذكورة سابقًا عادةً لاختصار التفاعل. لكن المعادلة الكيميائية الآتية تمثِّل ذلك بشكل أكثر دقة: HCl()+HO()HO()+Cl()glaqaq23+–
وفقًا لتعريف أرهينيوس، تُصنَّف القواعد على أنها مواد تتأيَّن في الماء لإنتاج أيونات الهيدروكسيد (OH–) أو لزيادة تركيز أيونات الهيدروكسيد في المحلول.
### تعريف: قاعدة أرهينيوس
قاعدة أرهينيوس مادةٌ تُنتج أيونات الهيدروكسيد (OH–) أو تزيد تركيز أيونات الهيدروكسيد عندما تذوب في الماء.
هيدروكسيد الصوديوم (NaOH) أحد أمثلة قاعدة أرهينيوس. عند إذابة NaOH في الماء، يتأيَّن إلى Na+ وOH–. توضِّح المعادلة الكيميائية الآتية التفاعل الكامل: NaOH()Na()+OH()saqaqHO()2l+–
### مثال ١: تحديد تعريف حمض أرهينيوس
وفقًا لنظرية أرهينيوس، أيٌّ من الآتي يُعَد تعريفًا للحمض؟
1. مادة تُغيِّر لون المحلول المائي
2. مادة تتأيَّن في المحلول المائي لإنتاج أيونات OH–
3. مادة تتعرَّض للفوران عند وضعها في محلول مائي
4. مادة تذيب أي مادة موجودة في محلول منها
5. مادة تتأيَّن في محلول مائي لإنتاج أيونات H+
### الحل
عرَّف سفانت أرهينيوس الحمض بأنه مادة تُنتج أيونات الهيدروجين (H+) أو تزيد تركيز أيونات الهيدروجين عندما تذوب في الماء. تُنتَج أيونات الهيدروجين عندما يتأيَّن أي حمض في محلول. ومن ثَمَّ، فإن الإجابة الصحيحة هي الخيار (هـ).
على الرغم من أن تعريفَي أرهينيوس للحمض والقاعدة مفيدان، فإنهما محدودان. ينطبق التعريفان فقط على المواد التي أُذيبت في الماء. ولكن من الممكن أن تحدث تفاعلات الأحماض والقواعد عند ذوبان المركبات في مذيبات أخرى، حتى عندما تكون في الحالة الغازية.
عام 1932، اقترح العالمان يوهانس برونستد وتوماس لوري، بشكل مستقل، تعريفين جديدين للحمض والقاعدة ليشملا مزيدًا من المواد وظروف التفاعل. اعتقدا أن تفاعلات الأحماض والقواعد تتضمَّن انتقال بروتون (H+) من حمض إلى قاعدة. ومن ثَمَّ، وفقًا لتعريف برونستد-لوري، فإن الحمض هو مانح البروتون، والقاعدة هي مستقبل البروتون.
### تعريف: حمض برونستد-لوري
حمض برونستد-لوري عبارة عن مادة يمكن أن تفقد أو تمنح بروتونات (H+) في تفاعلٍ ما.
### تعريف: قاعدة برونستد-لوري
قاعدة برونستد-لوري عبارة عن مادة يمكنها أن تكتسب أو تستقبل بروتونات (H+) في تفاعلٍ ما.
لا تزال المواد التي صُنِّفت على أنها أحماض أرهينيوس تُعتبر أحماضًا وفقًا لتعريف برونستد-لوري، وينطبق الأمر نفسه على قواعد أرهينيوس. وفي بعض الأحيان، قد يُشار إلى قواعد أرهينيوس بأنها قلويات. والقلويات قواعدُ قابلةٌ للذوبان في الماء. جميع القلويات قواعد، ولكن ليس جميع المواد التي يمكننا تصنيفها على أنها قواعد وفقًا لتعريف برونستد-لوري تعتبر قلويات.
### مثال ٢: إكمال تعريف قاعدة برونستد-لوري
املأ الفراغ: في نظرية برونستد-لوري، تُعرَّف القاعدة بأنها مادة .
1. مستقبلة لأيونات H+
2. مستقبلة لأيونات OH–
3. مانحة لأيونات H+
4. مانحة لأيونات OH–
5. مانحة لجزيء HO2
### الحل
في نظرية برونستد-لوري، تحدث تفاعلات القاعدة والحمض عندما يَنقُل حمض ما بروتونًا إلى قاعدة. يُستخدَم كلٌّ من أيون وبروتون H+ عادةً بالتبادل، خاصةً عند الإشارة إلى الأحماض والقواعد؛ وذلك لأن أيون H+ يحتوي على بروتون واحد ولا يحتوي على إلكترونات أو نيوترونات. إذا كان أيون H+ يُنقَل إلى القاعدة، يمكننا الإشارة إلى القاعدة بأنها مستقبلة لأيونات H+. ومن ثَمَّ، يجب أن نملأ الفراغ بالكلمات: «مستقبلة لأيونات H+».
ذكر أرهينيوس أن ناتجَي تفاعل الحمض والقاعدة هما الملح والماء. ويعتمد تعريف التفاعل هذا على احتواء القاعدة على الهيدروكسيد. لكن هناك العديد من قواعد برونستد-لوري التي لا تحتوي على هيدروكسيد. ولذلك، عند تفاعل حمض مع قاعدة لا تحتوي على هيدروكسيد، من الأفضل التفكير في انتقال البروتونات.
توضِّح المعادلة الكيميائية الآتية التفاعل بين حمض وقاعدة برونستد-لوري:
يجب أن يحتوي حمض برونستد-لوري على ذرة هيدروجين يمكن فقدانها في صورة أيون H+، ويجب ان تكون قاعدة برونستد-لوري قادرة على استقبال ايون H+. يُسمَّى النوع الناتج عن فقدان حمضٍ ما لبروتون بالقاعدة المرافقة، ويُسمَّى النوع الناتج عن اكتساب قاعدة ما لبروتون بالحمض المرافق:
### مثال ٣: التعرُّف على المعادلة الكيميائية لتأيُّن حمض النيتريك
في أحد المحاليل، يتأيَّن حمض النيتريك (HNO3) تأيُّنًا تامًّا ليتكوَّن محلول حمضي. أيُّ المعادلات الآتية توضِّح تأيُّن HNO3؟
1. HNO()+H()HNO()3+23aqaqaq
2. HNO()H()+NO()3+3–aqaqaq
3. HNO()NO()+OH()32–aqaqaq
4. HNO()HNO()+O()32–aqaqaq
5. 2HNO()2H()+N()+3O()3+22aqaqgg
### الحل
الحمض، كما يعرِّفه برونستد ولوري، مادةٌ يمكن أن تفقد أو تمنح بروتون (H+) في تفاعلٍ ما. من الممكن أن يمنح حمض النيتريك بروتونًا ليتحوَّل إلى أيون نيترات (NO3–). وبما أن الحمض موجود في محلول، إذن يمكن أن تستقبل جزيئات الماء البروتون لتتحوَّل إلى أيونات هيدرونيوم (HO3+):
لا يتضمَّن أيٌّ من الإجابات معادلةً تكون جزيئات الماء فيها متفاعلًا ثانيًا. لذا، يمكننا اختصار المعادلة الكيميائية عن طريق إزالة HO2 من جانبَي المعادلة، وإضافة رمز الحالة ( aq)، وهو ما يوضِّح أن جميع الأنواع مذابة في الماء: HNO()H()+NO()3+–3aqaqaq
ومن ثَمَّ، فإن المعادلة التي توضِّح تأيُّن حمض النيتريك هي المعادلة الموجودة في خيار الإجابة (ب).
للأحماض المرافقة والقواعد المرافقة نفس سلوك الأحماض والقواعد. يمكن للحمض المرافق أن يمنح بروتونًا للقاعدة المرافقة لإعادة تكوين الحمض والقاعدة الأصليين:
ومن ثَمَّ، فإن تفاعلات الأحماض والقواعد لها القدرة على التحرُّك في كلا الاتجاهين الأمامي والخلفي. ويُحدَّد الاتجاه العام لتفاعل الأحماض والقواعد حسب قوة الحمض والقاعدة.
تعتمد قوة الأحماض أو القواعد على قابلية المادة للتأيُّن. الأحماض والقواعد التي يمكنها أن تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا عند الذوبان في الماء تعتبر قوية.
### تعريف: الأحماض أو القواعد القوية
الأحماض أو القواعد القوية هي الأحماض أو القواعد التي يمكنها أن تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا عند إذابتها في الماء.
يُعَد حمض الهيدروكلوريك أحد الأحماض القوية. وذلك لأنه عند الذوبان في الماء، تتأيَّن جميع جزيئات حمض الهيدروكلوريك إلى أيونات H+ وCl–. وتكتسب جزيئات الماء أيونات H+ لتكوِّن HO3+: HCl()+HO()HO()+Cl()glaqaq23+–
لا يمكن أن تتأيَّن القاعدة المرافقة لحمض قوي والحمض المرافق لقاعدة قوية لإعادة تكوين المتفاعلَيْن الأصليين في محلول ما:
ومن ثَمَّ، فإن التفاعلات التي تتضمَّن أحماضًا وقواعد قوية تتفاعل حتى النهاية. ويُستخدَم في المعادلة الكيميائية لهذه التفاعلات سهم تفاعل أمامي ().
أما بالنسبة إلى الأحماض والقواعد التي لا تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا عند الذوبان في الماء، فتعتبر ضعيفة. وكلٌّ من القاعدة المرافقة لحمض ضعيف والحمض المرافق لقاعدة ضعيفة يكون قادرًا على التأيُّن لإعادة تكوين المتفاعلَيْن الأصليين.
### تعريف: الأحماض أو القواعد الضعيفة
الأحماض أو القواعد الضعيفة عبارة عن أحماض أو قواعد تتأيَّن جزئيًّا فقط عند إذابتها في الماء.
على سبيل المثال، تُعَد الأمونيا (NH3) قاعدة ضعيفة. وذلك لأنه عند إذابتها في الماء، تتأيَّن بعض جزيئاتها إلى أيون الأمونيوم (NH4+). وفي الوقت نفسه، قد تفقد بعض أيونات الأمونيوم المكوَّنة حديثًا بروتونًا واحدًا لتتحوَّل مرةً أخرى إلى أمونيا: NH()+HO()NH()+OH()32+4–aqlaqaq
تكون التفاعلات التي تتضمَّن حمضًا وقاعدة ضعيفَيْن في حالة الاتزان. ويُستخدَم في المعادلة الكيميائية لهذه التفاعلات سهم اتزان ().
يمثِّل الشكلان الآتيان الفرق بين سلوك حمض قوي (HI) وحمض ضعيف (HF) في الماء.
لاحظ كيف أنه في محلول HI، الذي هو حمض قوي، يحدث تأيُّن تام للجزيئات إلى أيونات I– وHO3+، في حين أنه في محلول HF، الذي هو حمض ضعيف، ما زالت هناك بعض جزيئات HF التي لم تتأيَّن في المحلول.
من المهم أن نعرف الفرق بين قوة الحمض أو القاعدة وتركيزهما. تُشير القوة إلى قدرة المادة على التأيُّن. وتكون الأحماض والقواعد قوية عندما تتأيَّن جميع جزيئاتها تأيُّنًا تامًّا، وتكون ضعيفة عندما تتأيَّن بعض جزيئاتها فقط.
يُشير التركيز إلى كمية المادة المذابة في حجم معيَّن. إذا كانت كمية المادة المذابة كبيرة، يكون المحلول
مركَّزًا، وإذا كانت كمية المادة المذابة صغيرة، يمكن اعتبار المحلول مخفَّفًا. من الممكن الحصول على محاليل مخفَّفة لأحماض قوية ومحاليل مركَّزة لقواعد ضعيفة.
بجانب هذا، يمكننا وصف المحاليل بأنها أكثر حمضية أو قاعديةً من محاليل أخرى. تصبح المحاليل أكثر حمضية عندما يزداد تركيز أيونات الهيدروجين في المحلول ويقل تركيز أيونات الهيدروكسيد. وبالمثل، تصبح المحاليل أكثر قاعديةً عندما يزداد تركيز أيونات الهيدروكسيد في المحلول ويقل تركيز أيونات الهيدروجين.
### مثال ٤: معرفة الفرق بين الأحماض القوية والضعيفة
أيُّ العبارات الآتية تَصِف جيدًا الفرق بين الحمض القوي والحمض الضعيف؟
1. في المحلول المائي، يتأيَّن الحمض القوي جزئيًّا، أما الحمض الضعيف فيتأيَّن تمامًا.
2. يُعَد الحمض القوي أعلى تركيزًا من الحمض الضعيف.
3. في المحلول المائي، يحتوي الحمض القوي على أيونات أقل من الحمض الضعيف.
4. في المحلول المائي، يتأيَّن الحمض القوي تمامًا، أما الحمض الضعيف فيتأيَّن جزئيًّا فقط.
5. يُعَد الحمض الضعيف أعلى تركيزًا من الحمض القوي.
### الحل
الحمض القوي عبارة عن مادة تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا في المحلول. ويُستخدَم سهم التفاعل الأمامي () للإشارة إلى تأيُّن جميع جزيئات الحمض. أما الحمض الضعيف فهو مادة تتأيَّن جزئيًّا فقط عند وجودها في محلول. ويُستخدَم سهم الاتزان () للإشارة إلى تأيُّن بعضٍ من جزيئات الحمض فقط.
ليست هناك علاقة بين تركيز حمض ما وقوته. ومن ثَمَّ، فإن العبارة التي تَصِف جيدًا الفرق بين الحمض القوي والحمض الضعيف هي العبارة الموجودة في خيار الإجابة (د).
يوجد عدد محدود من الأحماض والقواعد القوية. يوضِّح الجدولان الآتيان الأحماض السبعة القوية والقواعد الثماني القوية:
الأحماض القويةاسم الحمض (الصيغة)تفاعل التأيُّنحمض الهيدروكلوريك (HCl)HCl()+HO()HO()+Cl()aqlaqaq23+–حمض الهيدروبروميك (HBr)HBr()+HO()HO()+Br()aqlaqaq23+–حمض الهيدرويوديك (HI)HI()+HO()HO()+I()aqlaqaq23+–حمض النيتريك (HNO3)HNO()+HO()HO()+NO()323+3–aqlaqaqحمض الكلوريك (HClO3)HClO()+HO()HO()+ClO()323+3–aqlaqaqحمض البيركلوريك (HClO4)HClO()+HO()HO()+ClO()423+4–aqlaqaqحمض الكبريتيك (HSO24)HSO()+HO()HO()+HSO()2423+4–aqlaqaq
القواعد القويةاسم القاعدة (الصيغة)تفاعل التأيُّنهيدروكسيد الليثيوم (LiOH)LiOH()Li()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد الصوديوم (NaOH)NaOH()Na()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد البوتاسيوم (KOH)KOH()K()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد الروبيديوم (RbOH)RbOH()Rb()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد السيزيوم (CsOH)CsOH()Cs()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد الكالسيوم (Ca(OH)2)Ca(OH)()Ca()+2OH()22+–saqaqHO()2lهيدروكسيد السترونشيوم (Sr(OH)2)Sr(OH)()Sr()+2OH()22+–saqaqHO()2lهيدروكسيد الباريوم (Ba(OH)2)Ba(OH)()Ba()+2OH()22+–saqaqHO()2l
يعتبر أغلب الأحماض والقواعد ضعيفًا. يوضِّح الجدولان الآتيان بعض الأحماض والقواعد الضعيفة الشائعة.
الأحماض الضعيفةاسم الحمض (الصيغة)تفاعل التأيُّنحمض الهيدروفلوريك (HF)HF()+HO()HO()+F()aqlaqaq23+–سيانيد الهيدروجين (HCN)HCN()+HO()HO()+CN()aqlaqaq23+–كبريتيد الهيدروجين (HS2)HS()+HO()HO()+HS()223+–aqlaqaq
HS()+HO()HO()+S()–23+2–aqlaqaqحمض الكربونيك (HCO23)HCO()+HO()HO()+HCO()2323+3–aqlaqaq
HCO()+HO()HO()+CO()–323+32–aqlaqaqحمض الفوسفوريك (HPO34)HPO()+HO()HO()+HPO()3423+24–aqlaqaq
HPO()+HO()HO()+HPO()2–423+42–aqlaqaq
HPO()+HO()HO()+PO()2–423+43–aqlaqaqحمض الأسيتيك (CHCOOH3)CHCOOH()+HO()HO()+CHCOO()323+3–aqlaqaqالماء (HO2)HO()+HO()HO()+OH()223+–llaqaq
القواعد الضعيفةاسم القاعدة (الصيغة)تفاعل التأيُّنالأمونيا (NH3)NH()+HO()NH()+OH()324+–aqlaqaqثلاثي ميثيل أمين ((CH)N)33(CH)N()+HO()(CH)NH()+OH()33233+–aqlaqaqالماء (HO2)HO()+HO()HO()+OH()223+–llaqaq
### مثال ٥: تحديد أيُّ المحاليل يمثِّل قاعدة ضعيفة
أيُّ المحاليل الآتية تُعَد مثالًا على القواعد الضعيفة؟
1. محلول تركيزه 2 M من NH3
2. محلول تركيزه 0.1 M من NaOH
3. محلول تركيزه 0.2 M من Ba(OH)2
4. محلول تركيزه 1 M من LiOH
5. محلول تركيزه 0.5 M من KOH
### الحل
من الممكن أن تتأيَّن هيدروكسيدات الفلزات مثل NaOH عند إذابتها في الماء إلى كاتيون فلزي وهيدروكسيد. وتعتبر المواد التي تُنتج أيونات الهيدروكسيد في المحلول قواعد وفقًا لتعريف أرهينيوس. يحتوي الأمونيا (NH3) على زوج وحيد من الإلكترونات يمكنه استقبال أيون H+. والمواد التي يمكن أن تكون مستقبلة لأيون H+ تعتبر قواعد وفقًا لتعريف برونستد-لوري. إذن جميع الإجابات تمثِّل محاليل قاعدية.
كلٌّ من المحاليل المُعطاة له تركيز مختلف. والتركيز هو قياس لكمية المادة في حجم معيَّن، لكنه لا يُشير إلى قوة قاعدة ما. تعتمد قوة القاعدة على قدرة المادة على التأيُّن في المحلول. إن المواد التي تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا في المحلول تعتبر قوية، أما المواد التي تتأيَّن تأيُّنًا جزئيًّا فقط في المحلول فتعتبر ضعيفة.
توجد ثماني قواعد قوية، وجميعها إما هيدروكسيدات فلزية قلوية وإما هيدروكسيدات فلزية أرضية قلوية. إنها LiOH، NaOH، KOH، RbOH، CsOH، Ca(OH)2، Sr(OH)2، Ba(OH)2. هذه المركبات الثمانية ستتأيَّن تمامًا عند إذابتها في ماء. وجميع القواعد الأخرى ستتأيَّن جزئيًّا فقط عند إذابتها في الماء.
بالنظر إلى الإجابات التي لدينا، نلاحظ أن خيارات الإجابات من ب إلى هـ تتضمَّن قاعدة قوية. ومن ثَمَّ، فإن الإجابة التي تُعَد مثالًا على القواعد الضعيفة هي الإجابة (أ).
الأحماض التي تتأيَّن لتُنتج أيون H+ واحدًا فقط تُسمَّى الأحماض الأحادية البروتون؛ لأنها تُنتج بروتونًا واحدًا. لكن يمكن لحمض الكربونيك وحمض الفوسفوريك، الواردين في جدول الأحماض الضعيفة السابق، إنتاج أكثر من أيون H+ واحد في المحلول. وتُسمَّى الأحماض القادرة على إنتاج بروتونين منفصلين الأحماض الثنائية البروتون، أما الأحماض التي تُنتج أكثر من اثنين من البروتونات فتُسمَّى الأحماض المتعدِّدة البروتون.
تمنح الأحماض الثنائية البروتون والمتعدِّدة البروتون بروتونًا واحدًا في كل مرة، وذلك حيث يُفقَد البروتون الأول بسرعة وسهولة أكبر من البروتون الثاني أو الثالث. بالنسبة إلى حمض الكبريتيك، الذي هو حمض قوي، يتأيَّن البروتون الأول تأيُّنًا تامًّا وسلِسًا من جزيء حمض الكبريتيك: HSO()+HO()HO()+HSO()2423+4–aqlaqaq
أما البروتون الثاني في HSO4– الناتج، فإنه يتأيَّن بحدٍّ قليل. ومن ثَمَّ، يعتبر HSO4– حمضًا ضعيفًا: HSO()+HO()HO()+SO()4–23+42–aqlaqaq
هناك العديد من الأحماض التي تحتوي على أكثر من ذرة هيدروجين واحدة، لكن ليس بإمكان كل ذرات الهيدروجين أن تتأيَّن. على سبيل المثال، يحتوي حمض الأسيتيك (CHCOOH3) على أربع ذرات هيدروجين، لكن ذرة الهيدروجين المرتبطة بالأكسجين فقط هي التي ستتأيَّن عند الذوبان في الماء:
+H2OH3O+++H2OH3O++CHHHCOOHCHCHHOO–CHCHHOOHC–HCOOHH
يُصنَّف الماء باعتباره حمضًا ضعيفًا وقاعدة ضعيفة. وإذا نظرنا إلى جزيء الماء، فسنجد أن بإمكانه فقدان بروتون والتحول إلى أيون هيدروكسيد (OH–):
يمكننا أن نلاحظ أيضًا أن ذرة الأكسجين في جزيء الماء لها زوج حر من الإلكترونات يمكنه استقبال بروتون واحد. ونتيجةً لذلك، يمكن لجزيء الماء التحول إلى أيون هيدرونيوم (HO3+):
تُسمَّى الجزيئات التي يمكن أن تتصرَّف باعتبارها أحماضًا أو قواعد، مثل الماء، بالجزيئات المتذبذبة.
### تعريف: الأنواع المتذبذبة
الأنواع المتذبذبة عبارة عن أنواع يمكن أن تتصرَّف إما باعتبارها حمضًا أو قاعدةً.
إذا كان بإمكان الماء التصرف باعتباره حمضًا أو قاعدةً، فهذا يعني أن جزيء الماء يمكن أن يخضع لتفاعل حمض وقاعدة مع جزيء ماء آخر. وفي تفاعل الحمض والقاعدة هذا، يفقد جزيء الماء الحمضي بروتونًا واحدًا، أما جزيء الماء القاعدي فيكتسب بروتونًا:
يُعرَف التفاعل السابق بالتأيُّن الذاتي للماء.
### تفاعل: التأيُّن الذاتي للماء
المعادلة الكيميائية لتفاعل اتزان الحمض والقاعدة لجزيئَي ماء هي:
HO()+HO()OH()+HO()22–3+llaqaq
هذا التفاعل يحدث في كل عيِّنة ماء، ولكن بما أن الماء يعتبر حمضًا ضعيفًا وقاعدة ضعيفة، فإن بعضًا من جزيئات الماء فقط يشارك في هذا التفاعل. وعلى الرغم من وجود تفاعل الحمض والقاعدة هذا في الماء النقي، فإن المحلول يكون متعادلًا. وهذا لأن عدد أيونات الهيدرونيوم وأيونات الهيدروكسيد الناتجة يكون متساويًا.
هيا نلخِّص ما تعلَّمناه في هذا الشارح.
### النقاط الرئيسية
- عرَّف أرهينيوس الأحماض بأنها مواد تُنتج أيونات H+ أو تزيد تركيز أيونات H+ عند الذوبان في الماء.
- عرَّف أرهينيوس القواعد بأنها مواد تنتج أيونات OH–، أو تزيد تركيز أيونات OH– عند الذوبان في الماء.
- في نظرية برونستد-لوري، يكون الحمض مانحًا لبروتون H+، وتكون القاعدة مستقبلة للبروتون.
- تتأيَّن الأحماض والقواعد القوية تأيُّنًا تامًّا في محلول ما، وتتأيَّن الأحماض والقواعد الضعيفة جزئيًّا فقط.
- يمكن أن تتصرَّف جزيئات الماء إما باعتبارها حمضًا أو قاعدةً.
- يمكن أن يشارك جزيئا ماء في تفاعل حمض وقاعدة، يُعرَف باسم التأيُّن الذاتي للماء: HO()+HO()HO()+OH()223+–llaqaq
### قائمة الدرس
## انضم إلى نجوى كلاسيز
شارك في الحصص المباشرة على نجوى كلاسيز وحقق التميز الدراسي بإرشاد وتوجيه من مدرس خبير!
- حصص تفاعلية
- دردشة ورسائل
- أسئلة امتحانات واقعية
nagwa classes qrcode
«نجوى» شركة في مجال تكنولوجيا التعليم، تهدف إلى مساعدة المدرسين على التدريس، والطلاب على التعلُّم.
### الشركة
### المحتوى
حقوق الطبع والنشر © ٢٠٢٤ نجوى
جميع الحقوق محفوظة
تستخدم «نجوى» ملفات تعريف الارتباط لضمان حصولك على أفضل تجربة على موقعنا. اعرف المزيد عن
سياسة الخصوصية
أوافق | article | Arabic | ar | شارح الدرس: الحمضية والقاعدية | نجوى - Nagwa | https://www.nagwa.com/ar/explainers/684178078950/ |
51,483 | على الرغم من أن تعريفَي أرهينيوس للحمض والقاعدة مفيدان، فإنهما محدودان. | sentence | على الرغم من أن تعريفَي أرهينيوس للحمض والقاعدة مفيدان، فإنهما محدودان. ينطبق التعريفان فقط على المواد التي أُذيبت في الماء. ولكن من الممكن أن تحدث تفاعلات الأحماض والقواعد عند ذوبان المركبات في مذيبات أخرى، حتى عندما تكون في الحالة الغازية. | paragraph | Arabic | ar | شارح الدرس: الحمضية والقاعدية | نجوى - Nagwa | https://www.nagwa.com/ar/explainers/684178078950/ |
51,484 | ولكن من الممكن أن تحدث تفاعلات الأحماض والقواعد عند ذوبان المركبات في مذيبات أخرى، حتى عندما تكون في الحالة الغازية. | sentence | على الرغم من أن تعريفَي أرهينيوس للحمض والقاعدة مفيدان، فإنهما محدودان. ينطبق التعريفان فقط على المواد التي أُذيبت في الماء. ولكن من الممكن أن تحدث تفاعلات الأحماض والقواعد عند ذوبان المركبات في مذيبات أخرى، حتى عندما تكون في الحالة الغازية. | paragraph | Arabic | ar | شارح الدرس: الحمضية والقاعدية | نجوى - Nagwa | https://www.nagwa.com/ar/explainers/684178078950/ |
51,485 | عام 1932، اقترح العالمان يوهانس برونستد وتوماس لوري، بشكل مستقل، تعريفين جديدين للحمض والقاعدة ليشملا مزيدًا من المواد وظروف التفاعل. اعتقدا أن تفاعلات الأحماض والقواعد تتضمَّن انتقال بروتون (H+) من حمض إلى قاعدة. ومن ثَمَّ، وفقًا لتعريف برونستد-لوري، فإن الحمض هو مانح البروتون، والقاعدة هي مستقبل البروتون. | paragraph | # شارح الدرس: الحمضية والقاعدية الكيمياء • الصف الأول الثانوي
## انضم إلى نجوى كلاسيز
شارك في حصص الكيمياء المباشرة على نجوى كلاسيز وتعلم المزيد حول هذا الدرس من أحد مدرسينا الخبراء!
الكيمياء
- الحصة التالية:
- المقاعد المتبقية: 12
في هذا الشارح، سوف نتعلَّم كيف نُعرِّف الأحماض والقواعد، ونفهم خواصها المميزة، ونحدِّد الأنواع الحمضية والقاعدية في التفاعلات الكيميائية.
الأحماض والقواعد موادُّ يمكننا إيجادها في كل مكان حولنا. يوضِّح الجدول الآتي بعض الأحماض والقواعد الشائعة التي قد نكون على دراية بها.
الاسم الكيميائيالصيغة الكيميائيةموجود فيالأحماضحمض الأسيتيكCHCOOH3الخلحمض الكربونيكHCO23المشروبات الغازيةحمض الستريكCHO687ثمرات الموالح والحلوى الحمضيةحمض الهيدروكلوريكHClالمعدةحمض اللاكتيكCHO363الحليبالقواعدهيدروكسيد الصوديومNaOHالمنظفات والملدنات في خليط الأسمنتبيكربونات الصوديومNaHCO3صودا الخبزكربونات الكالسيومCaCO3مضادات الحموضةهيدروكسيد المغنيسيومMg(OH)2حليب المغنيسيا
لعلنا نعرف أن ثمرات الليمون حمضية، وأن المنظفات، كالأمونيا والمُبيض، قاعدية، لكن ما الذي يجعلنا نصنِّف مادةً ما على أنها حمض أو قاعدة؟
عُرِف مصطلحا الحمض والقلوي (القاعدة) منذ عدة قرون. مع بداية القرن التاسع عشر كان من المعروف جيدًا أن للأحماض والقواعد خواص معيَّنة، لكن لم يكُن هناك تعريف رسمي يمكن تصنيفها من خلاله.
خواص الأحماضخواص القواعدمذاق حامض
تغيُّر لون ورقة عباد الشمس إلى الأحمرمذاق مر
تغيُّر لون ورقة عباد الشمس إلى الأزرق
ملمس زلق
عام 1887، اقترح العالم السويدي سفانت أرهينيوس أول تعريف مقبول على نطاق واسع للحمض والقاعدة. عرَّف أرهينيوس الأحماض بأنها مواد تتأيَّن عند الذوبان في الماء لتُنتج أيونات الهيدروجين (H+) أو لتزيد تركيز أيونات الهيدروجين في المحلول.
### تعريف: حمض أرهينيوس
حمض أرهينيوس مادةٌ تُنتج أيونات الهيدروجين (H+) أو تزيد تركيز أيونات الهيدروجين عندما تذوب في الماء.
حمض الهيدروكلوريك (HCl) أحد أمثلة حمض أرهينيوس. عندما يذوب HCl في الماء، يُعطي أيونات H+ وCl–: HCl()H()+Cl()gaqaqHO()2l+–
لا تبقى أيونات H+ حرة في المحلول، ولكن تكتسبها جزيئات الماء لتكوِّن أيونات الهيدرونيوم، HO3+. تُستخدم المعادلة الكيميائية المذكورة سابقًا عادةً لاختصار التفاعل. لكن المعادلة الكيميائية الآتية تمثِّل ذلك بشكل أكثر دقة: HCl()+HO()HO()+Cl()glaqaq23+–
وفقًا لتعريف أرهينيوس، تُصنَّف القواعد على أنها مواد تتأيَّن في الماء لإنتاج أيونات الهيدروكسيد (OH–) أو لزيادة تركيز أيونات الهيدروكسيد في المحلول.
### تعريف: قاعدة أرهينيوس
قاعدة أرهينيوس مادةٌ تُنتج أيونات الهيدروكسيد (OH–) أو تزيد تركيز أيونات الهيدروكسيد عندما تذوب في الماء.
هيدروكسيد الصوديوم (NaOH) أحد أمثلة قاعدة أرهينيوس. عند إذابة NaOH في الماء، يتأيَّن إلى Na+ وOH–. توضِّح المعادلة الكيميائية الآتية التفاعل الكامل: NaOH()Na()+OH()saqaqHO()2l+–
### مثال ١: تحديد تعريف حمض أرهينيوس
وفقًا لنظرية أرهينيوس، أيٌّ من الآتي يُعَد تعريفًا للحمض؟
1. مادة تُغيِّر لون المحلول المائي
2. مادة تتأيَّن في المحلول المائي لإنتاج أيونات OH–
3. مادة تتعرَّض للفوران عند وضعها في محلول مائي
4. مادة تذيب أي مادة موجودة في محلول منها
5. مادة تتأيَّن في محلول مائي لإنتاج أيونات H+
### الحل
عرَّف سفانت أرهينيوس الحمض بأنه مادة تُنتج أيونات الهيدروجين (H+) أو تزيد تركيز أيونات الهيدروجين عندما تذوب في الماء. تُنتَج أيونات الهيدروجين عندما يتأيَّن أي حمض في محلول. ومن ثَمَّ، فإن الإجابة الصحيحة هي الخيار (هـ).
على الرغم من أن تعريفَي أرهينيوس للحمض والقاعدة مفيدان، فإنهما محدودان. ينطبق التعريفان فقط على المواد التي أُذيبت في الماء. ولكن من الممكن أن تحدث تفاعلات الأحماض والقواعد عند ذوبان المركبات في مذيبات أخرى، حتى عندما تكون في الحالة الغازية.
عام 1932، اقترح العالمان يوهانس برونستد وتوماس لوري، بشكل مستقل، تعريفين جديدين للحمض والقاعدة ليشملا مزيدًا من المواد وظروف التفاعل. اعتقدا أن تفاعلات الأحماض والقواعد تتضمَّن انتقال بروتون (H+) من حمض إلى قاعدة. ومن ثَمَّ، وفقًا لتعريف برونستد-لوري، فإن الحمض هو مانح البروتون، والقاعدة هي مستقبل البروتون.
### تعريف: حمض برونستد-لوري
حمض برونستد-لوري عبارة عن مادة يمكن أن تفقد أو تمنح بروتونات (H+) في تفاعلٍ ما.
### تعريف: قاعدة برونستد-لوري
قاعدة برونستد-لوري عبارة عن مادة يمكنها أن تكتسب أو تستقبل بروتونات (H+) في تفاعلٍ ما.
لا تزال المواد التي صُنِّفت على أنها أحماض أرهينيوس تُعتبر أحماضًا وفقًا لتعريف برونستد-لوري، وينطبق الأمر نفسه على قواعد أرهينيوس. وفي بعض الأحيان، قد يُشار إلى قواعد أرهينيوس بأنها قلويات. والقلويات قواعدُ قابلةٌ للذوبان في الماء. جميع القلويات قواعد، ولكن ليس جميع المواد التي يمكننا تصنيفها على أنها قواعد وفقًا لتعريف برونستد-لوري تعتبر قلويات.
### مثال ٢: إكمال تعريف قاعدة برونستد-لوري
املأ الفراغ: في نظرية برونستد-لوري، تُعرَّف القاعدة بأنها مادة .
1. مستقبلة لأيونات H+
2. مستقبلة لأيونات OH–
3. مانحة لأيونات H+
4. مانحة لأيونات OH–
5. مانحة لجزيء HO2
### الحل
في نظرية برونستد-لوري، تحدث تفاعلات القاعدة والحمض عندما يَنقُل حمض ما بروتونًا إلى قاعدة. يُستخدَم كلٌّ من أيون وبروتون H+ عادةً بالتبادل، خاصةً عند الإشارة إلى الأحماض والقواعد؛ وذلك لأن أيون H+ يحتوي على بروتون واحد ولا يحتوي على إلكترونات أو نيوترونات. إذا كان أيون H+ يُنقَل إلى القاعدة، يمكننا الإشارة إلى القاعدة بأنها مستقبلة لأيونات H+. ومن ثَمَّ، يجب أن نملأ الفراغ بالكلمات: «مستقبلة لأيونات H+».
ذكر أرهينيوس أن ناتجَي تفاعل الحمض والقاعدة هما الملح والماء. ويعتمد تعريف التفاعل هذا على احتواء القاعدة على الهيدروكسيد. لكن هناك العديد من قواعد برونستد-لوري التي لا تحتوي على هيدروكسيد. ولذلك، عند تفاعل حمض مع قاعدة لا تحتوي على هيدروكسيد، من الأفضل التفكير في انتقال البروتونات.
توضِّح المعادلة الكيميائية الآتية التفاعل بين حمض وقاعدة برونستد-لوري:
يجب أن يحتوي حمض برونستد-لوري على ذرة هيدروجين يمكن فقدانها في صورة أيون H+، ويجب ان تكون قاعدة برونستد-لوري قادرة على استقبال ايون H+. يُسمَّى النوع الناتج عن فقدان حمضٍ ما لبروتون بالقاعدة المرافقة، ويُسمَّى النوع الناتج عن اكتساب قاعدة ما لبروتون بالحمض المرافق:
### مثال ٣: التعرُّف على المعادلة الكيميائية لتأيُّن حمض النيتريك
في أحد المحاليل، يتأيَّن حمض النيتريك (HNO3) تأيُّنًا تامًّا ليتكوَّن محلول حمضي. أيُّ المعادلات الآتية توضِّح تأيُّن HNO3؟
1. HNO()+H()HNO()3+23aqaqaq
2. HNO()H()+NO()3+3–aqaqaq
3. HNO()NO()+OH()32–aqaqaq
4. HNO()HNO()+O()32–aqaqaq
5. 2HNO()2H()+N()+3O()3+22aqaqgg
### الحل
الحمض، كما يعرِّفه برونستد ولوري، مادةٌ يمكن أن تفقد أو تمنح بروتون (H+) في تفاعلٍ ما. من الممكن أن يمنح حمض النيتريك بروتونًا ليتحوَّل إلى أيون نيترات (NO3–). وبما أن الحمض موجود في محلول، إذن يمكن أن تستقبل جزيئات الماء البروتون لتتحوَّل إلى أيونات هيدرونيوم (HO3+):
لا يتضمَّن أيٌّ من الإجابات معادلةً تكون جزيئات الماء فيها متفاعلًا ثانيًا. لذا، يمكننا اختصار المعادلة الكيميائية عن طريق إزالة HO2 من جانبَي المعادلة، وإضافة رمز الحالة ( aq)، وهو ما يوضِّح أن جميع الأنواع مذابة في الماء: HNO()H()+NO()3+–3aqaqaq
ومن ثَمَّ، فإن المعادلة التي توضِّح تأيُّن حمض النيتريك هي المعادلة الموجودة في خيار الإجابة (ب).
للأحماض المرافقة والقواعد المرافقة نفس سلوك الأحماض والقواعد. يمكن للحمض المرافق أن يمنح بروتونًا للقاعدة المرافقة لإعادة تكوين الحمض والقاعدة الأصليين:
ومن ثَمَّ، فإن تفاعلات الأحماض والقواعد لها القدرة على التحرُّك في كلا الاتجاهين الأمامي والخلفي. ويُحدَّد الاتجاه العام لتفاعل الأحماض والقواعد حسب قوة الحمض والقاعدة.
تعتمد قوة الأحماض أو القواعد على قابلية المادة للتأيُّن. الأحماض والقواعد التي يمكنها أن تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا عند الذوبان في الماء تعتبر قوية.
### تعريف: الأحماض أو القواعد القوية
الأحماض أو القواعد القوية هي الأحماض أو القواعد التي يمكنها أن تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا عند إذابتها في الماء.
يُعَد حمض الهيدروكلوريك أحد الأحماض القوية. وذلك لأنه عند الذوبان في الماء، تتأيَّن جميع جزيئات حمض الهيدروكلوريك إلى أيونات H+ وCl–. وتكتسب جزيئات الماء أيونات H+ لتكوِّن HO3+: HCl()+HO()HO()+Cl()glaqaq23+–
لا يمكن أن تتأيَّن القاعدة المرافقة لحمض قوي والحمض المرافق لقاعدة قوية لإعادة تكوين المتفاعلَيْن الأصليين في محلول ما:
ومن ثَمَّ، فإن التفاعلات التي تتضمَّن أحماضًا وقواعد قوية تتفاعل حتى النهاية. ويُستخدَم في المعادلة الكيميائية لهذه التفاعلات سهم تفاعل أمامي ().
أما بالنسبة إلى الأحماض والقواعد التي لا تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا عند الذوبان في الماء، فتعتبر ضعيفة. وكلٌّ من القاعدة المرافقة لحمض ضعيف والحمض المرافق لقاعدة ضعيفة يكون قادرًا على التأيُّن لإعادة تكوين المتفاعلَيْن الأصليين.
### تعريف: الأحماض أو القواعد الضعيفة
الأحماض أو القواعد الضعيفة عبارة عن أحماض أو قواعد تتأيَّن جزئيًّا فقط عند إذابتها في الماء.
على سبيل المثال، تُعَد الأمونيا (NH3) قاعدة ضعيفة. وذلك لأنه عند إذابتها في الماء، تتأيَّن بعض جزيئاتها إلى أيون الأمونيوم (NH4+). وفي الوقت نفسه، قد تفقد بعض أيونات الأمونيوم المكوَّنة حديثًا بروتونًا واحدًا لتتحوَّل مرةً أخرى إلى أمونيا: NH()+HO()NH()+OH()32+4–aqlaqaq
تكون التفاعلات التي تتضمَّن حمضًا وقاعدة ضعيفَيْن في حالة الاتزان. ويُستخدَم في المعادلة الكيميائية لهذه التفاعلات سهم اتزان ().
يمثِّل الشكلان الآتيان الفرق بين سلوك حمض قوي (HI) وحمض ضعيف (HF) في الماء.
لاحظ كيف أنه في محلول HI، الذي هو حمض قوي، يحدث تأيُّن تام للجزيئات إلى أيونات I– وHO3+، في حين أنه في محلول HF، الذي هو حمض ضعيف، ما زالت هناك بعض جزيئات HF التي لم تتأيَّن في المحلول.
من المهم أن نعرف الفرق بين قوة الحمض أو القاعدة وتركيزهما. تُشير القوة إلى قدرة المادة على التأيُّن. وتكون الأحماض والقواعد قوية عندما تتأيَّن جميع جزيئاتها تأيُّنًا تامًّا، وتكون ضعيفة عندما تتأيَّن بعض جزيئاتها فقط.
يُشير التركيز إلى كمية المادة المذابة في حجم معيَّن. إذا كانت كمية المادة المذابة كبيرة، يكون المحلول
مركَّزًا، وإذا كانت كمية المادة المذابة صغيرة، يمكن اعتبار المحلول مخفَّفًا. من الممكن الحصول على محاليل مخفَّفة لأحماض قوية ومحاليل مركَّزة لقواعد ضعيفة.
بجانب هذا، يمكننا وصف المحاليل بأنها أكثر حمضية أو قاعديةً من محاليل أخرى. تصبح المحاليل أكثر حمضية عندما يزداد تركيز أيونات الهيدروجين في المحلول ويقل تركيز أيونات الهيدروكسيد. وبالمثل، تصبح المحاليل أكثر قاعديةً عندما يزداد تركيز أيونات الهيدروكسيد في المحلول ويقل تركيز أيونات الهيدروجين.
### مثال ٤: معرفة الفرق بين الأحماض القوية والضعيفة
أيُّ العبارات الآتية تَصِف جيدًا الفرق بين الحمض القوي والحمض الضعيف؟
1. في المحلول المائي، يتأيَّن الحمض القوي جزئيًّا، أما الحمض الضعيف فيتأيَّن تمامًا.
2. يُعَد الحمض القوي أعلى تركيزًا من الحمض الضعيف.
3. في المحلول المائي، يحتوي الحمض القوي على أيونات أقل من الحمض الضعيف.
4. في المحلول المائي، يتأيَّن الحمض القوي تمامًا، أما الحمض الضعيف فيتأيَّن جزئيًّا فقط.
5. يُعَد الحمض الضعيف أعلى تركيزًا من الحمض القوي.
### الحل
الحمض القوي عبارة عن مادة تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا في المحلول. ويُستخدَم سهم التفاعل الأمامي () للإشارة إلى تأيُّن جميع جزيئات الحمض. أما الحمض الضعيف فهو مادة تتأيَّن جزئيًّا فقط عند وجودها في محلول. ويُستخدَم سهم الاتزان () للإشارة إلى تأيُّن بعضٍ من جزيئات الحمض فقط.
ليست هناك علاقة بين تركيز حمض ما وقوته. ومن ثَمَّ، فإن العبارة التي تَصِف جيدًا الفرق بين الحمض القوي والحمض الضعيف هي العبارة الموجودة في خيار الإجابة (د).
يوجد عدد محدود من الأحماض والقواعد القوية. يوضِّح الجدولان الآتيان الأحماض السبعة القوية والقواعد الثماني القوية:
الأحماض القويةاسم الحمض (الصيغة)تفاعل التأيُّنحمض الهيدروكلوريك (HCl)HCl()+HO()HO()+Cl()aqlaqaq23+–حمض الهيدروبروميك (HBr)HBr()+HO()HO()+Br()aqlaqaq23+–حمض الهيدرويوديك (HI)HI()+HO()HO()+I()aqlaqaq23+–حمض النيتريك (HNO3)HNO()+HO()HO()+NO()323+3–aqlaqaqحمض الكلوريك (HClO3)HClO()+HO()HO()+ClO()323+3–aqlaqaqحمض البيركلوريك (HClO4)HClO()+HO()HO()+ClO()423+4–aqlaqaqحمض الكبريتيك (HSO24)HSO()+HO()HO()+HSO()2423+4–aqlaqaq
القواعد القويةاسم القاعدة (الصيغة)تفاعل التأيُّنهيدروكسيد الليثيوم (LiOH)LiOH()Li()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد الصوديوم (NaOH)NaOH()Na()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد البوتاسيوم (KOH)KOH()K()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد الروبيديوم (RbOH)RbOH()Rb()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد السيزيوم (CsOH)CsOH()Cs()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد الكالسيوم (Ca(OH)2)Ca(OH)()Ca()+2OH()22+–saqaqHO()2lهيدروكسيد السترونشيوم (Sr(OH)2)Sr(OH)()Sr()+2OH()22+–saqaqHO()2lهيدروكسيد الباريوم (Ba(OH)2)Ba(OH)()Ba()+2OH()22+–saqaqHO()2l
يعتبر أغلب الأحماض والقواعد ضعيفًا. يوضِّح الجدولان الآتيان بعض الأحماض والقواعد الضعيفة الشائعة.
الأحماض الضعيفةاسم الحمض (الصيغة)تفاعل التأيُّنحمض الهيدروفلوريك (HF)HF()+HO()HO()+F()aqlaqaq23+–سيانيد الهيدروجين (HCN)HCN()+HO()HO()+CN()aqlaqaq23+–كبريتيد الهيدروجين (HS2)HS()+HO()HO()+HS()223+–aqlaqaq
HS()+HO()HO()+S()–23+2–aqlaqaqحمض الكربونيك (HCO23)HCO()+HO()HO()+HCO()2323+3–aqlaqaq
HCO()+HO()HO()+CO()–323+32–aqlaqaqحمض الفوسفوريك (HPO34)HPO()+HO()HO()+HPO()3423+24–aqlaqaq
HPO()+HO()HO()+HPO()2–423+42–aqlaqaq
HPO()+HO()HO()+PO()2–423+43–aqlaqaqحمض الأسيتيك (CHCOOH3)CHCOOH()+HO()HO()+CHCOO()323+3–aqlaqaqالماء (HO2)HO()+HO()HO()+OH()223+–llaqaq
القواعد الضعيفةاسم القاعدة (الصيغة)تفاعل التأيُّنالأمونيا (NH3)NH()+HO()NH()+OH()324+–aqlaqaqثلاثي ميثيل أمين ((CH)N)33(CH)N()+HO()(CH)NH()+OH()33233+–aqlaqaqالماء (HO2)HO()+HO()HO()+OH()223+–llaqaq
### مثال ٥: تحديد أيُّ المحاليل يمثِّل قاعدة ضعيفة
أيُّ المحاليل الآتية تُعَد مثالًا على القواعد الضعيفة؟
1. محلول تركيزه 2 M من NH3
2. محلول تركيزه 0.1 M من NaOH
3. محلول تركيزه 0.2 M من Ba(OH)2
4. محلول تركيزه 1 M من LiOH
5. محلول تركيزه 0.5 M من KOH
### الحل
من الممكن أن تتأيَّن هيدروكسيدات الفلزات مثل NaOH عند إذابتها في الماء إلى كاتيون فلزي وهيدروكسيد. وتعتبر المواد التي تُنتج أيونات الهيدروكسيد في المحلول قواعد وفقًا لتعريف أرهينيوس. يحتوي الأمونيا (NH3) على زوج وحيد من الإلكترونات يمكنه استقبال أيون H+. والمواد التي يمكن أن تكون مستقبلة لأيون H+ تعتبر قواعد وفقًا لتعريف برونستد-لوري. إذن جميع الإجابات تمثِّل محاليل قاعدية.
كلٌّ من المحاليل المُعطاة له تركيز مختلف. والتركيز هو قياس لكمية المادة في حجم معيَّن، لكنه لا يُشير إلى قوة قاعدة ما. تعتمد قوة القاعدة على قدرة المادة على التأيُّن في المحلول. إن المواد التي تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا في المحلول تعتبر قوية، أما المواد التي تتأيَّن تأيُّنًا جزئيًّا فقط في المحلول فتعتبر ضعيفة.
توجد ثماني قواعد قوية، وجميعها إما هيدروكسيدات فلزية قلوية وإما هيدروكسيدات فلزية أرضية قلوية. إنها LiOH، NaOH، KOH، RbOH، CsOH، Ca(OH)2، Sr(OH)2، Ba(OH)2. هذه المركبات الثمانية ستتأيَّن تمامًا عند إذابتها في ماء. وجميع القواعد الأخرى ستتأيَّن جزئيًّا فقط عند إذابتها في الماء.
بالنظر إلى الإجابات التي لدينا، نلاحظ أن خيارات الإجابات من ب إلى هـ تتضمَّن قاعدة قوية. ومن ثَمَّ، فإن الإجابة التي تُعَد مثالًا على القواعد الضعيفة هي الإجابة (أ).
الأحماض التي تتأيَّن لتُنتج أيون H+ واحدًا فقط تُسمَّى الأحماض الأحادية البروتون؛ لأنها تُنتج بروتونًا واحدًا. لكن يمكن لحمض الكربونيك وحمض الفوسفوريك، الواردين في جدول الأحماض الضعيفة السابق، إنتاج أكثر من أيون H+ واحد في المحلول. وتُسمَّى الأحماض القادرة على إنتاج بروتونين منفصلين الأحماض الثنائية البروتون، أما الأحماض التي تُنتج أكثر من اثنين من البروتونات فتُسمَّى الأحماض المتعدِّدة البروتون.
تمنح الأحماض الثنائية البروتون والمتعدِّدة البروتون بروتونًا واحدًا في كل مرة، وذلك حيث يُفقَد البروتون الأول بسرعة وسهولة أكبر من البروتون الثاني أو الثالث. بالنسبة إلى حمض الكبريتيك، الذي هو حمض قوي، يتأيَّن البروتون الأول تأيُّنًا تامًّا وسلِسًا من جزيء حمض الكبريتيك: HSO()+HO()HO()+HSO()2423+4–aqlaqaq
أما البروتون الثاني في HSO4– الناتج، فإنه يتأيَّن بحدٍّ قليل. ومن ثَمَّ، يعتبر HSO4– حمضًا ضعيفًا: HSO()+HO()HO()+SO()4–23+42–aqlaqaq
هناك العديد من الأحماض التي تحتوي على أكثر من ذرة هيدروجين واحدة، لكن ليس بإمكان كل ذرات الهيدروجين أن تتأيَّن. على سبيل المثال، يحتوي حمض الأسيتيك (CHCOOH3) على أربع ذرات هيدروجين، لكن ذرة الهيدروجين المرتبطة بالأكسجين فقط هي التي ستتأيَّن عند الذوبان في الماء:
+H2OH3O+++H2OH3O++CHHHCOOHCHCHHOO–CHCHHOOHC–HCOOHH
يُصنَّف الماء باعتباره حمضًا ضعيفًا وقاعدة ضعيفة. وإذا نظرنا إلى جزيء الماء، فسنجد أن بإمكانه فقدان بروتون والتحول إلى أيون هيدروكسيد (OH–):
يمكننا أن نلاحظ أيضًا أن ذرة الأكسجين في جزيء الماء لها زوج حر من الإلكترونات يمكنه استقبال بروتون واحد. ونتيجةً لذلك، يمكن لجزيء الماء التحول إلى أيون هيدرونيوم (HO3+):
تُسمَّى الجزيئات التي يمكن أن تتصرَّف باعتبارها أحماضًا أو قواعد، مثل الماء، بالجزيئات المتذبذبة.
### تعريف: الأنواع المتذبذبة
الأنواع المتذبذبة عبارة عن أنواع يمكن أن تتصرَّف إما باعتبارها حمضًا أو قاعدةً.
إذا كان بإمكان الماء التصرف باعتباره حمضًا أو قاعدةً، فهذا يعني أن جزيء الماء يمكن أن يخضع لتفاعل حمض وقاعدة مع جزيء ماء آخر. وفي تفاعل الحمض والقاعدة هذا، يفقد جزيء الماء الحمضي بروتونًا واحدًا، أما جزيء الماء القاعدي فيكتسب بروتونًا:
يُعرَف التفاعل السابق بالتأيُّن الذاتي للماء.
### تفاعل: التأيُّن الذاتي للماء
المعادلة الكيميائية لتفاعل اتزان الحمض والقاعدة لجزيئَي ماء هي:
HO()+HO()OH()+HO()22–3+llaqaq
هذا التفاعل يحدث في كل عيِّنة ماء، ولكن بما أن الماء يعتبر حمضًا ضعيفًا وقاعدة ضعيفة، فإن بعضًا من جزيئات الماء فقط يشارك في هذا التفاعل. وعلى الرغم من وجود تفاعل الحمض والقاعدة هذا في الماء النقي، فإن المحلول يكون متعادلًا. وهذا لأن عدد أيونات الهيدرونيوم وأيونات الهيدروكسيد الناتجة يكون متساويًا.
هيا نلخِّص ما تعلَّمناه في هذا الشارح.
### النقاط الرئيسية
- عرَّف أرهينيوس الأحماض بأنها مواد تُنتج أيونات H+ أو تزيد تركيز أيونات H+ عند الذوبان في الماء.
- عرَّف أرهينيوس القواعد بأنها مواد تنتج أيونات OH–، أو تزيد تركيز أيونات OH– عند الذوبان في الماء.
- في نظرية برونستد-لوري، يكون الحمض مانحًا لبروتون H+، وتكون القاعدة مستقبلة للبروتون.
- تتأيَّن الأحماض والقواعد القوية تأيُّنًا تامًّا في محلول ما، وتتأيَّن الأحماض والقواعد الضعيفة جزئيًّا فقط.
- يمكن أن تتصرَّف جزيئات الماء إما باعتبارها حمضًا أو قاعدةً.
- يمكن أن يشارك جزيئا ماء في تفاعل حمض وقاعدة، يُعرَف باسم التأيُّن الذاتي للماء: HO()+HO()HO()+OH()223+–llaqaq
### قائمة الدرس
## انضم إلى نجوى كلاسيز
شارك في الحصص المباشرة على نجوى كلاسيز وحقق التميز الدراسي بإرشاد وتوجيه من مدرس خبير!
- حصص تفاعلية
- دردشة ورسائل
- أسئلة امتحانات واقعية
nagwa classes qrcode
«نجوى» شركة في مجال تكنولوجيا التعليم، تهدف إلى مساعدة المدرسين على التدريس، والطلاب على التعلُّم.
### الشركة
### المحتوى
حقوق الطبع والنشر © ٢٠٢٤ نجوى
جميع الحقوق محفوظة
تستخدم «نجوى» ملفات تعريف الارتباط لضمان حصولك على أفضل تجربة على موقعنا. اعرف المزيد عن
سياسة الخصوصية
أوافق | article | Arabic | ar | شارح الدرس: الحمضية والقاعدية | نجوى - Nagwa | https://www.nagwa.com/ar/explainers/684178078950/ |
51,486 | عام 1932، اقترح العالمان يوهانس برونستد وتوماس لوري، بشكل مستقل، تعريفين جديدين للحمض والقاعدة ليشملا مزيدًا من المواد وظروف التفاعل. | sentence | عام 1932، اقترح العالمان يوهانس برونستد وتوماس لوري، بشكل مستقل، تعريفين جديدين للحمض والقاعدة ليشملا مزيدًا من المواد وظروف التفاعل. اعتقدا أن تفاعلات الأحماض والقواعد تتضمَّن انتقال بروتون (H+) من حمض إلى قاعدة. ومن ثَمَّ، وفقًا لتعريف برونستد-لوري، فإن الحمض هو مانح البروتون، والقاعدة هي مستقبل البروتون. | paragraph | Arabic | ar | شارح الدرس: الحمضية والقاعدية | نجوى - Nagwa | https://www.nagwa.com/ar/explainers/684178078950/ |
51,487 | اعتقدا أن تفاعلات الأحماض والقواعد تتضمَّن انتقال بروتون (H+) من حمض إلى قاعدة. | sentence | عام 1932، اقترح العالمان يوهانس برونستد وتوماس لوري، بشكل مستقل، تعريفين جديدين للحمض والقاعدة ليشملا مزيدًا من المواد وظروف التفاعل. اعتقدا أن تفاعلات الأحماض والقواعد تتضمَّن انتقال بروتون (H+) من حمض إلى قاعدة. ومن ثَمَّ، وفقًا لتعريف برونستد-لوري، فإن الحمض هو مانح البروتون، والقاعدة هي مستقبل البروتون. | paragraph | Arabic | ar | شارح الدرس: الحمضية والقاعدية | نجوى - Nagwa | https://www.nagwa.com/ar/explainers/684178078950/ |
51,488 | ومن ثَمَّ، وفقًا لتعريف برونستد-لوري، فإن الحمض هو مانح البروتون، والقاعدة هي مستقبل البروتون. | sentence | عام 1932، اقترح العالمان يوهانس برونستد وتوماس لوري، بشكل مستقل، تعريفين جديدين للحمض والقاعدة ليشملا مزيدًا من المواد وظروف التفاعل. اعتقدا أن تفاعلات الأحماض والقواعد تتضمَّن انتقال بروتون (H+) من حمض إلى قاعدة. ومن ثَمَّ، وفقًا لتعريف برونستد-لوري، فإن الحمض هو مانح البروتون، والقاعدة هي مستقبل البروتون. | paragraph | Arabic | ar | شارح الدرس: الحمضية والقاعدية | نجوى - Nagwa | https://www.nagwa.com/ar/explainers/684178078950/ |
51,489 | لا تزال المواد التي صُنِّفت على أنها أحماض أرهينيوس تُعتبر أحماضًا وفقًا لتعريف برونستد-لوري، وينطبق الأمر نفسه على قواعد أرهينيوس. وفي بعض الأحيان، قد يُشار إلى قواعد أرهينيوس بأنها قلويات. والقلويات قواعدُ قابلةٌ للذوبان في الماء. جميع القلويات قواعد، ولكن ليس جميع المواد التي يمكننا تصنيفها على أنها قواعد وفقًا لتعريف برونستد-لوري تعتبر قلويات. | paragraph | # شارح الدرس: الحمضية والقاعدية الكيمياء • الصف الأول الثانوي
## انضم إلى نجوى كلاسيز
شارك في حصص الكيمياء المباشرة على نجوى كلاسيز وتعلم المزيد حول هذا الدرس من أحد مدرسينا الخبراء!
الكيمياء
- الحصة التالية:
- المقاعد المتبقية: 12
في هذا الشارح، سوف نتعلَّم كيف نُعرِّف الأحماض والقواعد، ونفهم خواصها المميزة، ونحدِّد الأنواع الحمضية والقاعدية في التفاعلات الكيميائية.
الأحماض والقواعد موادُّ يمكننا إيجادها في كل مكان حولنا. يوضِّح الجدول الآتي بعض الأحماض والقواعد الشائعة التي قد نكون على دراية بها.
الاسم الكيميائيالصيغة الكيميائيةموجود فيالأحماضحمض الأسيتيكCHCOOH3الخلحمض الكربونيكHCO23المشروبات الغازيةحمض الستريكCHO687ثمرات الموالح والحلوى الحمضيةحمض الهيدروكلوريكHClالمعدةحمض اللاكتيكCHO363الحليبالقواعدهيدروكسيد الصوديومNaOHالمنظفات والملدنات في خليط الأسمنتبيكربونات الصوديومNaHCO3صودا الخبزكربونات الكالسيومCaCO3مضادات الحموضةهيدروكسيد المغنيسيومMg(OH)2حليب المغنيسيا
لعلنا نعرف أن ثمرات الليمون حمضية، وأن المنظفات، كالأمونيا والمُبيض، قاعدية، لكن ما الذي يجعلنا نصنِّف مادةً ما على أنها حمض أو قاعدة؟
عُرِف مصطلحا الحمض والقلوي (القاعدة) منذ عدة قرون. مع بداية القرن التاسع عشر كان من المعروف جيدًا أن للأحماض والقواعد خواص معيَّنة، لكن لم يكُن هناك تعريف رسمي يمكن تصنيفها من خلاله.
خواص الأحماضخواص القواعدمذاق حامض
تغيُّر لون ورقة عباد الشمس إلى الأحمرمذاق مر
تغيُّر لون ورقة عباد الشمس إلى الأزرق
ملمس زلق
عام 1887، اقترح العالم السويدي سفانت أرهينيوس أول تعريف مقبول على نطاق واسع للحمض والقاعدة. عرَّف أرهينيوس الأحماض بأنها مواد تتأيَّن عند الذوبان في الماء لتُنتج أيونات الهيدروجين (H+) أو لتزيد تركيز أيونات الهيدروجين في المحلول.
### تعريف: حمض أرهينيوس
حمض أرهينيوس مادةٌ تُنتج أيونات الهيدروجين (H+) أو تزيد تركيز أيونات الهيدروجين عندما تذوب في الماء.
حمض الهيدروكلوريك (HCl) أحد أمثلة حمض أرهينيوس. عندما يذوب HCl في الماء، يُعطي أيونات H+ وCl–: HCl()H()+Cl()gaqaqHO()2l+–
لا تبقى أيونات H+ حرة في المحلول، ولكن تكتسبها جزيئات الماء لتكوِّن أيونات الهيدرونيوم، HO3+. تُستخدم المعادلة الكيميائية المذكورة سابقًا عادةً لاختصار التفاعل. لكن المعادلة الكيميائية الآتية تمثِّل ذلك بشكل أكثر دقة: HCl()+HO()HO()+Cl()glaqaq23+–
وفقًا لتعريف أرهينيوس، تُصنَّف القواعد على أنها مواد تتأيَّن في الماء لإنتاج أيونات الهيدروكسيد (OH–) أو لزيادة تركيز أيونات الهيدروكسيد في المحلول.
### تعريف: قاعدة أرهينيوس
قاعدة أرهينيوس مادةٌ تُنتج أيونات الهيدروكسيد (OH–) أو تزيد تركيز أيونات الهيدروكسيد عندما تذوب في الماء.
هيدروكسيد الصوديوم (NaOH) أحد أمثلة قاعدة أرهينيوس. عند إذابة NaOH في الماء، يتأيَّن إلى Na+ وOH–. توضِّح المعادلة الكيميائية الآتية التفاعل الكامل: NaOH()Na()+OH()saqaqHO()2l+–
### مثال ١: تحديد تعريف حمض أرهينيوس
وفقًا لنظرية أرهينيوس، أيٌّ من الآتي يُعَد تعريفًا للحمض؟
1. مادة تُغيِّر لون المحلول المائي
2. مادة تتأيَّن في المحلول المائي لإنتاج أيونات OH–
3. مادة تتعرَّض للفوران عند وضعها في محلول مائي
4. مادة تذيب أي مادة موجودة في محلول منها
5. مادة تتأيَّن في محلول مائي لإنتاج أيونات H+
### الحل
عرَّف سفانت أرهينيوس الحمض بأنه مادة تُنتج أيونات الهيدروجين (H+) أو تزيد تركيز أيونات الهيدروجين عندما تذوب في الماء. تُنتَج أيونات الهيدروجين عندما يتأيَّن أي حمض في محلول. ومن ثَمَّ، فإن الإجابة الصحيحة هي الخيار (هـ).
على الرغم من أن تعريفَي أرهينيوس للحمض والقاعدة مفيدان، فإنهما محدودان. ينطبق التعريفان فقط على المواد التي أُذيبت في الماء. ولكن من الممكن أن تحدث تفاعلات الأحماض والقواعد عند ذوبان المركبات في مذيبات أخرى، حتى عندما تكون في الحالة الغازية.
عام 1932، اقترح العالمان يوهانس برونستد وتوماس لوري، بشكل مستقل، تعريفين جديدين للحمض والقاعدة ليشملا مزيدًا من المواد وظروف التفاعل. اعتقدا أن تفاعلات الأحماض والقواعد تتضمَّن انتقال بروتون (H+) من حمض إلى قاعدة. ومن ثَمَّ، وفقًا لتعريف برونستد-لوري، فإن الحمض هو مانح البروتون، والقاعدة هي مستقبل البروتون.
### تعريف: حمض برونستد-لوري
حمض برونستد-لوري عبارة عن مادة يمكن أن تفقد أو تمنح بروتونات (H+) في تفاعلٍ ما.
### تعريف: قاعدة برونستد-لوري
قاعدة برونستد-لوري عبارة عن مادة يمكنها أن تكتسب أو تستقبل بروتونات (H+) في تفاعلٍ ما.
لا تزال المواد التي صُنِّفت على أنها أحماض أرهينيوس تُعتبر أحماضًا وفقًا لتعريف برونستد-لوري، وينطبق الأمر نفسه على قواعد أرهينيوس. وفي بعض الأحيان، قد يُشار إلى قواعد أرهينيوس بأنها قلويات. والقلويات قواعدُ قابلةٌ للذوبان في الماء. جميع القلويات قواعد، ولكن ليس جميع المواد التي يمكننا تصنيفها على أنها قواعد وفقًا لتعريف برونستد-لوري تعتبر قلويات.
### مثال ٢: إكمال تعريف قاعدة برونستد-لوري
املأ الفراغ: في نظرية برونستد-لوري، تُعرَّف القاعدة بأنها مادة .
1. مستقبلة لأيونات H+
2. مستقبلة لأيونات OH–
3. مانحة لأيونات H+
4. مانحة لأيونات OH–
5. مانحة لجزيء HO2
### الحل
في نظرية برونستد-لوري، تحدث تفاعلات القاعدة والحمض عندما يَنقُل حمض ما بروتونًا إلى قاعدة. يُستخدَم كلٌّ من أيون وبروتون H+ عادةً بالتبادل، خاصةً عند الإشارة إلى الأحماض والقواعد؛ وذلك لأن أيون H+ يحتوي على بروتون واحد ولا يحتوي على إلكترونات أو نيوترونات. إذا كان أيون H+ يُنقَل إلى القاعدة، يمكننا الإشارة إلى القاعدة بأنها مستقبلة لأيونات H+. ومن ثَمَّ، يجب أن نملأ الفراغ بالكلمات: «مستقبلة لأيونات H+».
ذكر أرهينيوس أن ناتجَي تفاعل الحمض والقاعدة هما الملح والماء. ويعتمد تعريف التفاعل هذا على احتواء القاعدة على الهيدروكسيد. لكن هناك العديد من قواعد برونستد-لوري التي لا تحتوي على هيدروكسيد. ولذلك، عند تفاعل حمض مع قاعدة لا تحتوي على هيدروكسيد، من الأفضل التفكير في انتقال البروتونات.
توضِّح المعادلة الكيميائية الآتية التفاعل بين حمض وقاعدة برونستد-لوري:
يجب أن يحتوي حمض برونستد-لوري على ذرة هيدروجين يمكن فقدانها في صورة أيون H+، ويجب ان تكون قاعدة برونستد-لوري قادرة على استقبال ايون H+. يُسمَّى النوع الناتج عن فقدان حمضٍ ما لبروتون بالقاعدة المرافقة، ويُسمَّى النوع الناتج عن اكتساب قاعدة ما لبروتون بالحمض المرافق:
### مثال ٣: التعرُّف على المعادلة الكيميائية لتأيُّن حمض النيتريك
في أحد المحاليل، يتأيَّن حمض النيتريك (HNO3) تأيُّنًا تامًّا ليتكوَّن محلول حمضي. أيُّ المعادلات الآتية توضِّح تأيُّن HNO3؟
1. HNO()+H()HNO()3+23aqaqaq
2. HNO()H()+NO()3+3–aqaqaq
3. HNO()NO()+OH()32–aqaqaq
4. HNO()HNO()+O()32–aqaqaq
5. 2HNO()2H()+N()+3O()3+22aqaqgg
### الحل
الحمض، كما يعرِّفه برونستد ولوري، مادةٌ يمكن أن تفقد أو تمنح بروتون (H+) في تفاعلٍ ما. من الممكن أن يمنح حمض النيتريك بروتونًا ليتحوَّل إلى أيون نيترات (NO3–). وبما أن الحمض موجود في محلول، إذن يمكن أن تستقبل جزيئات الماء البروتون لتتحوَّل إلى أيونات هيدرونيوم (HO3+):
لا يتضمَّن أيٌّ من الإجابات معادلةً تكون جزيئات الماء فيها متفاعلًا ثانيًا. لذا، يمكننا اختصار المعادلة الكيميائية عن طريق إزالة HO2 من جانبَي المعادلة، وإضافة رمز الحالة ( aq)، وهو ما يوضِّح أن جميع الأنواع مذابة في الماء: HNO()H()+NO()3+–3aqaqaq
ومن ثَمَّ، فإن المعادلة التي توضِّح تأيُّن حمض النيتريك هي المعادلة الموجودة في خيار الإجابة (ب).
للأحماض المرافقة والقواعد المرافقة نفس سلوك الأحماض والقواعد. يمكن للحمض المرافق أن يمنح بروتونًا للقاعدة المرافقة لإعادة تكوين الحمض والقاعدة الأصليين:
ومن ثَمَّ، فإن تفاعلات الأحماض والقواعد لها القدرة على التحرُّك في كلا الاتجاهين الأمامي والخلفي. ويُحدَّد الاتجاه العام لتفاعل الأحماض والقواعد حسب قوة الحمض والقاعدة.
تعتمد قوة الأحماض أو القواعد على قابلية المادة للتأيُّن. الأحماض والقواعد التي يمكنها أن تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا عند الذوبان في الماء تعتبر قوية.
### تعريف: الأحماض أو القواعد القوية
الأحماض أو القواعد القوية هي الأحماض أو القواعد التي يمكنها أن تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا عند إذابتها في الماء.
يُعَد حمض الهيدروكلوريك أحد الأحماض القوية. وذلك لأنه عند الذوبان في الماء، تتأيَّن جميع جزيئات حمض الهيدروكلوريك إلى أيونات H+ وCl–. وتكتسب جزيئات الماء أيونات H+ لتكوِّن HO3+: HCl()+HO()HO()+Cl()glaqaq23+–
لا يمكن أن تتأيَّن القاعدة المرافقة لحمض قوي والحمض المرافق لقاعدة قوية لإعادة تكوين المتفاعلَيْن الأصليين في محلول ما:
ومن ثَمَّ، فإن التفاعلات التي تتضمَّن أحماضًا وقواعد قوية تتفاعل حتى النهاية. ويُستخدَم في المعادلة الكيميائية لهذه التفاعلات سهم تفاعل أمامي ().
أما بالنسبة إلى الأحماض والقواعد التي لا تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا عند الذوبان في الماء، فتعتبر ضعيفة. وكلٌّ من القاعدة المرافقة لحمض ضعيف والحمض المرافق لقاعدة ضعيفة يكون قادرًا على التأيُّن لإعادة تكوين المتفاعلَيْن الأصليين.
### تعريف: الأحماض أو القواعد الضعيفة
الأحماض أو القواعد الضعيفة عبارة عن أحماض أو قواعد تتأيَّن جزئيًّا فقط عند إذابتها في الماء.
على سبيل المثال، تُعَد الأمونيا (NH3) قاعدة ضعيفة. وذلك لأنه عند إذابتها في الماء، تتأيَّن بعض جزيئاتها إلى أيون الأمونيوم (NH4+). وفي الوقت نفسه، قد تفقد بعض أيونات الأمونيوم المكوَّنة حديثًا بروتونًا واحدًا لتتحوَّل مرةً أخرى إلى أمونيا: NH()+HO()NH()+OH()32+4–aqlaqaq
تكون التفاعلات التي تتضمَّن حمضًا وقاعدة ضعيفَيْن في حالة الاتزان. ويُستخدَم في المعادلة الكيميائية لهذه التفاعلات سهم اتزان ().
يمثِّل الشكلان الآتيان الفرق بين سلوك حمض قوي (HI) وحمض ضعيف (HF) في الماء.
لاحظ كيف أنه في محلول HI، الذي هو حمض قوي، يحدث تأيُّن تام للجزيئات إلى أيونات I– وHO3+، في حين أنه في محلول HF، الذي هو حمض ضعيف، ما زالت هناك بعض جزيئات HF التي لم تتأيَّن في المحلول.
من المهم أن نعرف الفرق بين قوة الحمض أو القاعدة وتركيزهما. تُشير القوة إلى قدرة المادة على التأيُّن. وتكون الأحماض والقواعد قوية عندما تتأيَّن جميع جزيئاتها تأيُّنًا تامًّا، وتكون ضعيفة عندما تتأيَّن بعض جزيئاتها فقط.
يُشير التركيز إلى كمية المادة المذابة في حجم معيَّن. إذا كانت كمية المادة المذابة كبيرة، يكون المحلول
مركَّزًا، وإذا كانت كمية المادة المذابة صغيرة، يمكن اعتبار المحلول مخفَّفًا. من الممكن الحصول على محاليل مخفَّفة لأحماض قوية ومحاليل مركَّزة لقواعد ضعيفة.
بجانب هذا، يمكننا وصف المحاليل بأنها أكثر حمضية أو قاعديةً من محاليل أخرى. تصبح المحاليل أكثر حمضية عندما يزداد تركيز أيونات الهيدروجين في المحلول ويقل تركيز أيونات الهيدروكسيد. وبالمثل، تصبح المحاليل أكثر قاعديةً عندما يزداد تركيز أيونات الهيدروكسيد في المحلول ويقل تركيز أيونات الهيدروجين.
### مثال ٤: معرفة الفرق بين الأحماض القوية والضعيفة
أيُّ العبارات الآتية تَصِف جيدًا الفرق بين الحمض القوي والحمض الضعيف؟
1. في المحلول المائي، يتأيَّن الحمض القوي جزئيًّا، أما الحمض الضعيف فيتأيَّن تمامًا.
2. يُعَد الحمض القوي أعلى تركيزًا من الحمض الضعيف.
3. في المحلول المائي، يحتوي الحمض القوي على أيونات أقل من الحمض الضعيف.
4. في المحلول المائي، يتأيَّن الحمض القوي تمامًا، أما الحمض الضعيف فيتأيَّن جزئيًّا فقط.
5. يُعَد الحمض الضعيف أعلى تركيزًا من الحمض القوي.
### الحل
الحمض القوي عبارة عن مادة تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا في المحلول. ويُستخدَم سهم التفاعل الأمامي () للإشارة إلى تأيُّن جميع جزيئات الحمض. أما الحمض الضعيف فهو مادة تتأيَّن جزئيًّا فقط عند وجودها في محلول. ويُستخدَم سهم الاتزان () للإشارة إلى تأيُّن بعضٍ من جزيئات الحمض فقط.
ليست هناك علاقة بين تركيز حمض ما وقوته. ومن ثَمَّ، فإن العبارة التي تَصِف جيدًا الفرق بين الحمض القوي والحمض الضعيف هي العبارة الموجودة في خيار الإجابة (د).
يوجد عدد محدود من الأحماض والقواعد القوية. يوضِّح الجدولان الآتيان الأحماض السبعة القوية والقواعد الثماني القوية:
الأحماض القويةاسم الحمض (الصيغة)تفاعل التأيُّنحمض الهيدروكلوريك (HCl)HCl()+HO()HO()+Cl()aqlaqaq23+–حمض الهيدروبروميك (HBr)HBr()+HO()HO()+Br()aqlaqaq23+–حمض الهيدرويوديك (HI)HI()+HO()HO()+I()aqlaqaq23+–حمض النيتريك (HNO3)HNO()+HO()HO()+NO()323+3–aqlaqaqحمض الكلوريك (HClO3)HClO()+HO()HO()+ClO()323+3–aqlaqaqحمض البيركلوريك (HClO4)HClO()+HO()HO()+ClO()423+4–aqlaqaqحمض الكبريتيك (HSO24)HSO()+HO()HO()+HSO()2423+4–aqlaqaq
القواعد القويةاسم القاعدة (الصيغة)تفاعل التأيُّنهيدروكسيد الليثيوم (LiOH)LiOH()Li()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد الصوديوم (NaOH)NaOH()Na()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد البوتاسيوم (KOH)KOH()K()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد الروبيديوم (RbOH)RbOH()Rb()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد السيزيوم (CsOH)CsOH()Cs()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد الكالسيوم (Ca(OH)2)Ca(OH)()Ca()+2OH()22+–saqaqHO()2lهيدروكسيد السترونشيوم (Sr(OH)2)Sr(OH)()Sr()+2OH()22+–saqaqHO()2lهيدروكسيد الباريوم (Ba(OH)2)Ba(OH)()Ba()+2OH()22+–saqaqHO()2l
يعتبر أغلب الأحماض والقواعد ضعيفًا. يوضِّح الجدولان الآتيان بعض الأحماض والقواعد الضعيفة الشائعة.
الأحماض الضعيفةاسم الحمض (الصيغة)تفاعل التأيُّنحمض الهيدروفلوريك (HF)HF()+HO()HO()+F()aqlaqaq23+–سيانيد الهيدروجين (HCN)HCN()+HO()HO()+CN()aqlaqaq23+–كبريتيد الهيدروجين (HS2)HS()+HO()HO()+HS()223+–aqlaqaq
HS()+HO()HO()+S()–23+2–aqlaqaqحمض الكربونيك (HCO23)HCO()+HO()HO()+HCO()2323+3–aqlaqaq
HCO()+HO()HO()+CO()–323+32–aqlaqaqحمض الفوسفوريك (HPO34)HPO()+HO()HO()+HPO()3423+24–aqlaqaq
HPO()+HO()HO()+HPO()2–423+42–aqlaqaq
HPO()+HO()HO()+PO()2–423+43–aqlaqaqحمض الأسيتيك (CHCOOH3)CHCOOH()+HO()HO()+CHCOO()323+3–aqlaqaqالماء (HO2)HO()+HO()HO()+OH()223+–llaqaq
القواعد الضعيفةاسم القاعدة (الصيغة)تفاعل التأيُّنالأمونيا (NH3)NH()+HO()NH()+OH()324+–aqlaqaqثلاثي ميثيل أمين ((CH)N)33(CH)N()+HO()(CH)NH()+OH()33233+–aqlaqaqالماء (HO2)HO()+HO()HO()+OH()223+–llaqaq
### مثال ٥: تحديد أيُّ المحاليل يمثِّل قاعدة ضعيفة
أيُّ المحاليل الآتية تُعَد مثالًا على القواعد الضعيفة؟
1. محلول تركيزه 2 M من NH3
2. محلول تركيزه 0.1 M من NaOH
3. محلول تركيزه 0.2 M من Ba(OH)2
4. محلول تركيزه 1 M من LiOH
5. محلول تركيزه 0.5 M من KOH
### الحل
من الممكن أن تتأيَّن هيدروكسيدات الفلزات مثل NaOH عند إذابتها في الماء إلى كاتيون فلزي وهيدروكسيد. وتعتبر المواد التي تُنتج أيونات الهيدروكسيد في المحلول قواعد وفقًا لتعريف أرهينيوس. يحتوي الأمونيا (NH3) على زوج وحيد من الإلكترونات يمكنه استقبال أيون H+. والمواد التي يمكن أن تكون مستقبلة لأيون H+ تعتبر قواعد وفقًا لتعريف برونستد-لوري. إذن جميع الإجابات تمثِّل محاليل قاعدية.
كلٌّ من المحاليل المُعطاة له تركيز مختلف. والتركيز هو قياس لكمية المادة في حجم معيَّن، لكنه لا يُشير إلى قوة قاعدة ما. تعتمد قوة القاعدة على قدرة المادة على التأيُّن في المحلول. إن المواد التي تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا في المحلول تعتبر قوية، أما المواد التي تتأيَّن تأيُّنًا جزئيًّا فقط في المحلول فتعتبر ضعيفة.
توجد ثماني قواعد قوية، وجميعها إما هيدروكسيدات فلزية قلوية وإما هيدروكسيدات فلزية أرضية قلوية. إنها LiOH، NaOH، KOH، RbOH، CsOH، Ca(OH)2، Sr(OH)2، Ba(OH)2. هذه المركبات الثمانية ستتأيَّن تمامًا عند إذابتها في ماء. وجميع القواعد الأخرى ستتأيَّن جزئيًّا فقط عند إذابتها في الماء.
بالنظر إلى الإجابات التي لدينا، نلاحظ أن خيارات الإجابات من ب إلى هـ تتضمَّن قاعدة قوية. ومن ثَمَّ، فإن الإجابة التي تُعَد مثالًا على القواعد الضعيفة هي الإجابة (أ).
الأحماض التي تتأيَّن لتُنتج أيون H+ واحدًا فقط تُسمَّى الأحماض الأحادية البروتون؛ لأنها تُنتج بروتونًا واحدًا. لكن يمكن لحمض الكربونيك وحمض الفوسفوريك، الواردين في جدول الأحماض الضعيفة السابق، إنتاج أكثر من أيون H+ واحد في المحلول. وتُسمَّى الأحماض القادرة على إنتاج بروتونين منفصلين الأحماض الثنائية البروتون، أما الأحماض التي تُنتج أكثر من اثنين من البروتونات فتُسمَّى الأحماض المتعدِّدة البروتون.
تمنح الأحماض الثنائية البروتون والمتعدِّدة البروتون بروتونًا واحدًا في كل مرة، وذلك حيث يُفقَد البروتون الأول بسرعة وسهولة أكبر من البروتون الثاني أو الثالث. بالنسبة إلى حمض الكبريتيك، الذي هو حمض قوي، يتأيَّن البروتون الأول تأيُّنًا تامًّا وسلِسًا من جزيء حمض الكبريتيك: HSO()+HO()HO()+HSO()2423+4–aqlaqaq
أما البروتون الثاني في HSO4– الناتج، فإنه يتأيَّن بحدٍّ قليل. ومن ثَمَّ، يعتبر HSO4– حمضًا ضعيفًا: HSO()+HO()HO()+SO()4–23+42–aqlaqaq
هناك العديد من الأحماض التي تحتوي على أكثر من ذرة هيدروجين واحدة، لكن ليس بإمكان كل ذرات الهيدروجين أن تتأيَّن. على سبيل المثال، يحتوي حمض الأسيتيك (CHCOOH3) على أربع ذرات هيدروجين، لكن ذرة الهيدروجين المرتبطة بالأكسجين فقط هي التي ستتأيَّن عند الذوبان في الماء:
+H2OH3O+++H2OH3O++CHHHCOOHCHCHHOO–CHCHHOOHC–HCOOHH
يُصنَّف الماء باعتباره حمضًا ضعيفًا وقاعدة ضعيفة. وإذا نظرنا إلى جزيء الماء، فسنجد أن بإمكانه فقدان بروتون والتحول إلى أيون هيدروكسيد (OH–):
يمكننا أن نلاحظ أيضًا أن ذرة الأكسجين في جزيء الماء لها زوج حر من الإلكترونات يمكنه استقبال بروتون واحد. ونتيجةً لذلك، يمكن لجزيء الماء التحول إلى أيون هيدرونيوم (HO3+):
تُسمَّى الجزيئات التي يمكن أن تتصرَّف باعتبارها أحماضًا أو قواعد، مثل الماء، بالجزيئات المتذبذبة.
### تعريف: الأنواع المتذبذبة
الأنواع المتذبذبة عبارة عن أنواع يمكن أن تتصرَّف إما باعتبارها حمضًا أو قاعدةً.
إذا كان بإمكان الماء التصرف باعتباره حمضًا أو قاعدةً، فهذا يعني أن جزيء الماء يمكن أن يخضع لتفاعل حمض وقاعدة مع جزيء ماء آخر. وفي تفاعل الحمض والقاعدة هذا، يفقد جزيء الماء الحمضي بروتونًا واحدًا، أما جزيء الماء القاعدي فيكتسب بروتونًا:
يُعرَف التفاعل السابق بالتأيُّن الذاتي للماء.
### تفاعل: التأيُّن الذاتي للماء
المعادلة الكيميائية لتفاعل اتزان الحمض والقاعدة لجزيئَي ماء هي:
HO()+HO()OH()+HO()22–3+llaqaq
هذا التفاعل يحدث في كل عيِّنة ماء، ولكن بما أن الماء يعتبر حمضًا ضعيفًا وقاعدة ضعيفة، فإن بعضًا من جزيئات الماء فقط يشارك في هذا التفاعل. وعلى الرغم من وجود تفاعل الحمض والقاعدة هذا في الماء النقي، فإن المحلول يكون متعادلًا. وهذا لأن عدد أيونات الهيدرونيوم وأيونات الهيدروكسيد الناتجة يكون متساويًا.
هيا نلخِّص ما تعلَّمناه في هذا الشارح.
### النقاط الرئيسية
- عرَّف أرهينيوس الأحماض بأنها مواد تُنتج أيونات H+ أو تزيد تركيز أيونات H+ عند الذوبان في الماء.
- عرَّف أرهينيوس القواعد بأنها مواد تنتج أيونات OH–، أو تزيد تركيز أيونات OH– عند الذوبان في الماء.
- في نظرية برونستد-لوري، يكون الحمض مانحًا لبروتون H+، وتكون القاعدة مستقبلة للبروتون.
- تتأيَّن الأحماض والقواعد القوية تأيُّنًا تامًّا في محلول ما، وتتأيَّن الأحماض والقواعد الضعيفة جزئيًّا فقط.
- يمكن أن تتصرَّف جزيئات الماء إما باعتبارها حمضًا أو قاعدةً.
- يمكن أن يشارك جزيئا ماء في تفاعل حمض وقاعدة، يُعرَف باسم التأيُّن الذاتي للماء: HO()+HO()HO()+OH()223+–llaqaq
### قائمة الدرس
## انضم إلى نجوى كلاسيز
شارك في الحصص المباشرة على نجوى كلاسيز وحقق التميز الدراسي بإرشاد وتوجيه من مدرس خبير!
- حصص تفاعلية
- دردشة ورسائل
- أسئلة امتحانات واقعية
nagwa classes qrcode
«نجوى» شركة في مجال تكنولوجيا التعليم، تهدف إلى مساعدة المدرسين على التدريس، والطلاب على التعلُّم.
### الشركة
### المحتوى
حقوق الطبع والنشر © ٢٠٢٤ نجوى
جميع الحقوق محفوظة
تستخدم «نجوى» ملفات تعريف الارتباط لضمان حصولك على أفضل تجربة على موقعنا. اعرف المزيد عن
سياسة الخصوصية
أوافق | article | Arabic | ar | شارح الدرس: الحمضية والقاعدية | نجوى - Nagwa | https://www.nagwa.com/ar/explainers/684178078950/ |
51,490 | لا تزال المواد التي صُنِّفت على أنها أحماض أرهينيوس تُعتبر أحماضًا وفقًا لتعريف برونستد-لوري، وينطبق الأمر نفسه على قواعد أرهينيوس. | sentence | لا تزال المواد التي صُنِّفت على أنها أحماض أرهينيوس تُعتبر أحماضًا وفقًا لتعريف برونستد-لوري، وينطبق الأمر نفسه على قواعد أرهينيوس. وفي بعض الأحيان، قد يُشار إلى قواعد أرهينيوس بأنها قلويات. والقلويات قواعدُ قابلةٌ للذوبان في الماء. جميع القلويات قواعد، ولكن ليس جميع المواد التي يمكننا تصنيفها على أنها قواعد وفقًا لتعريف برونستد-لوري تعتبر قلويات. | paragraph | Arabic | ar | شارح الدرس: الحمضية والقاعدية | نجوى - Nagwa | https://www.nagwa.com/ar/explainers/684178078950/ |
51,491 | وفي بعض الأحيان، قد يُشار إلى قواعد أرهينيوس بأنها قلويات. | sentence | لا تزال المواد التي صُنِّفت على أنها أحماض أرهينيوس تُعتبر أحماضًا وفقًا لتعريف برونستد-لوري، وينطبق الأمر نفسه على قواعد أرهينيوس. وفي بعض الأحيان، قد يُشار إلى قواعد أرهينيوس بأنها قلويات. والقلويات قواعدُ قابلةٌ للذوبان في الماء. جميع القلويات قواعد، ولكن ليس جميع المواد التي يمكننا تصنيفها على أنها قواعد وفقًا لتعريف برونستد-لوري تعتبر قلويات. | paragraph | Arabic | ar | شارح الدرس: الحمضية والقاعدية | نجوى - Nagwa | https://www.nagwa.com/ar/explainers/684178078950/ |
51,492 | جميع القلويات قواعد، ولكن ليس جميع المواد التي يمكننا تصنيفها على أنها قواعد وفقًا لتعريف برونستد-لوري تعتبر قلويات. | sentence | لا تزال المواد التي صُنِّفت على أنها أحماض أرهينيوس تُعتبر أحماضًا وفقًا لتعريف برونستد-لوري، وينطبق الأمر نفسه على قواعد أرهينيوس. وفي بعض الأحيان، قد يُشار إلى قواعد أرهينيوس بأنها قلويات. والقلويات قواعدُ قابلةٌ للذوبان في الماء. جميع القلويات قواعد، ولكن ليس جميع المواد التي يمكننا تصنيفها على أنها قواعد وفقًا لتعريف برونستد-لوري تعتبر قلويات. | paragraph | Arabic | ar | شارح الدرس: الحمضية والقاعدية | نجوى - Nagwa | https://www.nagwa.com/ar/explainers/684178078950/ |
51,493 | في نظرية برونستد-لوري، تحدث تفاعلات القاعدة والحمض عندما يَنقُل حمض ما بروتونًا إلى قاعدة. يُستخدَم كلٌّ من أيون وبروتون H+ عادةً بالتبادل، خاصةً عند الإشارة إلى الأحماض والقواعد؛ وذلك لأن أيون H+ يحتوي على بروتون واحد ولا يحتوي على إلكترونات أو نيوترونات. إذا كان أيون H+ يُنقَل إلى القاعدة، يمكننا الإشارة إلى القاعدة بأنها مستقبلة لأيونات H+. ومن ثَمَّ، يجب أن نملأ الفراغ بالكلمات: «مستقبلة لأيونات H+». | paragraph | # شارح الدرس: الحمضية والقاعدية الكيمياء • الصف الأول الثانوي
## انضم إلى نجوى كلاسيز
شارك في حصص الكيمياء المباشرة على نجوى كلاسيز وتعلم المزيد حول هذا الدرس من أحد مدرسينا الخبراء!
الكيمياء
- الحصة التالية:
- المقاعد المتبقية: 12
في هذا الشارح، سوف نتعلَّم كيف نُعرِّف الأحماض والقواعد، ونفهم خواصها المميزة، ونحدِّد الأنواع الحمضية والقاعدية في التفاعلات الكيميائية.
الأحماض والقواعد موادُّ يمكننا إيجادها في كل مكان حولنا. يوضِّح الجدول الآتي بعض الأحماض والقواعد الشائعة التي قد نكون على دراية بها.
الاسم الكيميائيالصيغة الكيميائيةموجود فيالأحماضحمض الأسيتيكCHCOOH3الخلحمض الكربونيكHCO23المشروبات الغازيةحمض الستريكCHO687ثمرات الموالح والحلوى الحمضيةحمض الهيدروكلوريكHClالمعدةحمض اللاكتيكCHO363الحليبالقواعدهيدروكسيد الصوديومNaOHالمنظفات والملدنات في خليط الأسمنتبيكربونات الصوديومNaHCO3صودا الخبزكربونات الكالسيومCaCO3مضادات الحموضةهيدروكسيد المغنيسيومMg(OH)2حليب المغنيسيا
لعلنا نعرف أن ثمرات الليمون حمضية، وأن المنظفات، كالأمونيا والمُبيض، قاعدية، لكن ما الذي يجعلنا نصنِّف مادةً ما على أنها حمض أو قاعدة؟
عُرِف مصطلحا الحمض والقلوي (القاعدة) منذ عدة قرون. مع بداية القرن التاسع عشر كان من المعروف جيدًا أن للأحماض والقواعد خواص معيَّنة، لكن لم يكُن هناك تعريف رسمي يمكن تصنيفها من خلاله.
خواص الأحماضخواص القواعدمذاق حامض
تغيُّر لون ورقة عباد الشمس إلى الأحمرمذاق مر
تغيُّر لون ورقة عباد الشمس إلى الأزرق
ملمس زلق
عام 1887، اقترح العالم السويدي سفانت أرهينيوس أول تعريف مقبول على نطاق واسع للحمض والقاعدة. عرَّف أرهينيوس الأحماض بأنها مواد تتأيَّن عند الذوبان في الماء لتُنتج أيونات الهيدروجين (H+) أو لتزيد تركيز أيونات الهيدروجين في المحلول.
### تعريف: حمض أرهينيوس
حمض أرهينيوس مادةٌ تُنتج أيونات الهيدروجين (H+) أو تزيد تركيز أيونات الهيدروجين عندما تذوب في الماء.
حمض الهيدروكلوريك (HCl) أحد أمثلة حمض أرهينيوس. عندما يذوب HCl في الماء، يُعطي أيونات H+ وCl–: HCl()H()+Cl()gaqaqHO()2l+–
لا تبقى أيونات H+ حرة في المحلول، ولكن تكتسبها جزيئات الماء لتكوِّن أيونات الهيدرونيوم، HO3+. تُستخدم المعادلة الكيميائية المذكورة سابقًا عادةً لاختصار التفاعل. لكن المعادلة الكيميائية الآتية تمثِّل ذلك بشكل أكثر دقة: HCl()+HO()HO()+Cl()glaqaq23+–
وفقًا لتعريف أرهينيوس، تُصنَّف القواعد على أنها مواد تتأيَّن في الماء لإنتاج أيونات الهيدروكسيد (OH–) أو لزيادة تركيز أيونات الهيدروكسيد في المحلول.
### تعريف: قاعدة أرهينيوس
قاعدة أرهينيوس مادةٌ تُنتج أيونات الهيدروكسيد (OH–) أو تزيد تركيز أيونات الهيدروكسيد عندما تذوب في الماء.
هيدروكسيد الصوديوم (NaOH) أحد أمثلة قاعدة أرهينيوس. عند إذابة NaOH في الماء، يتأيَّن إلى Na+ وOH–. توضِّح المعادلة الكيميائية الآتية التفاعل الكامل: NaOH()Na()+OH()saqaqHO()2l+–
### مثال ١: تحديد تعريف حمض أرهينيوس
وفقًا لنظرية أرهينيوس، أيٌّ من الآتي يُعَد تعريفًا للحمض؟
1. مادة تُغيِّر لون المحلول المائي
2. مادة تتأيَّن في المحلول المائي لإنتاج أيونات OH–
3. مادة تتعرَّض للفوران عند وضعها في محلول مائي
4. مادة تذيب أي مادة موجودة في محلول منها
5. مادة تتأيَّن في محلول مائي لإنتاج أيونات H+
### الحل
عرَّف سفانت أرهينيوس الحمض بأنه مادة تُنتج أيونات الهيدروجين (H+) أو تزيد تركيز أيونات الهيدروجين عندما تذوب في الماء. تُنتَج أيونات الهيدروجين عندما يتأيَّن أي حمض في محلول. ومن ثَمَّ، فإن الإجابة الصحيحة هي الخيار (هـ).
على الرغم من أن تعريفَي أرهينيوس للحمض والقاعدة مفيدان، فإنهما محدودان. ينطبق التعريفان فقط على المواد التي أُذيبت في الماء. ولكن من الممكن أن تحدث تفاعلات الأحماض والقواعد عند ذوبان المركبات في مذيبات أخرى، حتى عندما تكون في الحالة الغازية.
عام 1932، اقترح العالمان يوهانس برونستد وتوماس لوري، بشكل مستقل، تعريفين جديدين للحمض والقاعدة ليشملا مزيدًا من المواد وظروف التفاعل. اعتقدا أن تفاعلات الأحماض والقواعد تتضمَّن انتقال بروتون (H+) من حمض إلى قاعدة. ومن ثَمَّ، وفقًا لتعريف برونستد-لوري، فإن الحمض هو مانح البروتون، والقاعدة هي مستقبل البروتون.
### تعريف: حمض برونستد-لوري
حمض برونستد-لوري عبارة عن مادة يمكن أن تفقد أو تمنح بروتونات (H+) في تفاعلٍ ما.
### تعريف: قاعدة برونستد-لوري
قاعدة برونستد-لوري عبارة عن مادة يمكنها أن تكتسب أو تستقبل بروتونات (H+) في تفاعلٍ ما.
لا تزال المواد التي صُنِّفت على أنها أحماض أرهينيوس تُعتبر أحماضًا وفقًا لتعريف برونستد-لوري، وينطبق الأمر نفسه على قواعد أرهينيوس. وفي بعض الأحيان، قد يُشار إلى قواعد أرهينيوس بأنها قلويات. والقلويات قواعدُ قابلةٌ للذوبان في الماء. جميع القلويات قواعد، ولكن ليس جميع المواد التي يمكننا تصنيفها على أنها قواعد وفقًا لتعريف برونستد-لوري تعتبر قلويات.
### مثال ٢: إكمال تعريف قاعدة برونستد-لوري
املأ الفراغ: في نظرية برونستد-لوري، تُعرَّف القاعدة بأنها مادة .
1. مستقبلة لأيونات H+
2. مستقبلة لأيونات OH–
3. مانحة لأيونات H+
4. مانحة لأيونات OH–
5. مانحة لجزيء HO2
### الحل
في نظرية برونستد-لوري، تحدث تفاعلات القاعدة والحمض عندما يَنقُل حمض ما بروتونًا إلى قاعدة. يُستخدَم كلٌّ من أيون وبروتون H+ عادةً بالتبادل، خاصةً عند الإشارة إلى الأحماض والقواعد؛ وذلك لأن أيون H+ يحتوي على بروتون واحد ولا يحتوي على إلكترونات أو نيوترونات. إذا كان أيون H+ يُنقَل إلى القاعدة، يمكننا الإشارة إلى القاعدة بأنها مستقبلة لأيونات H+. ومن ثَمَّ، يجب أن نملأ الفراغ بالكلمات: «مستقبلة لأيونات H+».
ذكر أرهينيوس أن ناتجَي تفاعل الحمض والقاعدة هما الملح والماء. ويعتمد تعريف التفاعل هذا على احتواء القاعدة على الهيدروكسيد. لكن هناك العديد من قواعد برونستد-لوري التي لا تحتوي على هيدروكسيد. ولذلك، عند تفاعل حمض مع قاعدة لا تحتوي على هيدروكسيد، من الأفضل التفكير في انتقال البروتونات.
توضِّح المعادلة الكيميائية الآتية التفاعل بين حمض وقاعدة برونستد-لوري:
يجب أن يحتوي حمض برونستد-لوري على ذرة هيدروجين يمكن فقدانها في صورة أيون H+، ويجب ان تكون قاعدة برونستد-لوري قادرة على استقبال ايون H+. يُسمَّى النوع الناتج عن فقدان حمضٍ ما لبروتون بالقاعدة المرافقة، ويُسمَّى النوع الناتج عن اكتساب قاعدة ما لبروتون بالحمض المرافق:
### مثال ٣: التعرُّف على المعادلة الكيميائية لتأيُّن حمض النيتريك
في أحد المحاليل، يتأيَّن حمض النيتريك (HNO3) تأيُّنًا تامًّا ليتكوَّن محلول حمضي. أيُّ المعادلات الآتية توضِّح تأيُّن HNO3؟
1. HNO()+H()HNO()3+23aqaqaq
2. HNO()H()+NO()3+3–aqaqaq
3. HNO()NO()+OH()32–aqaqaq
4. HNO()HNO()+O()32–aqaqaq
5. 2HNO()2H()+N()+3O()3+22aqaqgg
### الحل
الحمض، كما يعرِّفه برونستد ولوري، مادةٌ يمكن أن تفقد أو تمنح بروتون (H+) في تفاعلٍ ما. من الممكن أن يمنح حمض النيتريك بروتونًا ليتحوَّل إلى أيون نيترات (NO3–). وبما أن الحمض موجود في محلول، إذن يمكن أن تستقبل جزيئات الماء البروتون لتتحوَّل إلى أيونات هيدرونيوم (HO3+):
لا يتضمَّن أيٌّ من الإجابات معادلةً تكون جزيئات الماء فيها متفاعلًا ثانيًا. لذا، يمكننا اختصار المعادلة الكيميائية عن طريق إزالة HO2 من جانبَي المعادلة، وإضافة رمز الحالة ( aq)، وهو ما يوضِّح أن جميع الأنواع مذابة في الماء: HNO()H()+NO()3+–3aqaqaq
ومن ثَمَّ، فإن المعادلة التي توضِّح تأيُّن حمض النيتريك هي المعادلة الموجودة في خيار الإجابة (ب).
للأحماض المرافقة والقواعد المرافقة نفس سلوك الأحماض والقواعد. يمكن للحمض المرافق أن يمنح بروتونًا للقاعدة المرافقة لإعادة تكوين الحمض والقاعدة الأصليين:
ومن ثَمَّ، فإن تفاعلات الأحماض والقواعد لها القدرة على التحرُّك في كلا الاتجاهين الأمامي والخلفي. ويُحدَّد الاتجاه العام لتفاعل الأحماض والقواعد حسب قوة الحمض والقاعدة.
تعتمد قوة الأحماض أو القواعد على قابلية المادة للتأيُّن. الأحماض والقواعد التي يمكنها أن تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا عند الذوبان في الماء تعتبر قوية.
### تعريف: الأحماض أو القواعد القوية
الأحماض أو القواعد القوية هي الأحماض أو القواعد التي يمكنها أن تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا عند إذابتها في الماء.
يُعَد حمض الهيدروكلوريك أحد الأحماض القوية. وذلك لأنه عند الذوبان في الماء، تتأيَّن جميع جزيئات حمض الهيدروكلوريك إلى أيونات H+ وCl–. وتكتسب جزيئات الماء أيونات H+ لتكوِّن HO3+: HCl()+HO()HO()+Cl()glaqaq23+–
لا يمكن أن تتأيَّن القاعدة المرافقة لحمض قوي والحمض المرافق لقاعدة قوية لإعادة تكوين المتفاعلَيْن الأصليين في محلول ما:
ومن ثَمَّ، فإن التفاعلات التي تتضمَّن أحماضًا وقواعد قوية تتفاعل حتى النهاية. ويُستخدَم في المعادلة الكيميائية لهذه التفاعلات سهم تفاعل أمامي ().
أما بالنسبة إلى الأحماض والقواعد التي لا تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا عند الذوبان في الماء، فتعتبر ضعيفة. وكلٌّ من القاعدة المرافقة لحمض ضعيف والحمض المرافق لقاعدة ضعيفة يكون قادرًا على التأيُّن لإعادة تكوين المتفاعلَيْن الأصليين.
### تعريف: الأحماض أو القواعد الضعيفة
الأحماض أو القواعد الضعيفة عبارة عن أحماض أو قواعد تتأيَّن جزئيًّا فقط عند إذابتها في الماء.
على سبيل المثال، تُعَد الأمونيا (NH3) قاعدة ضعيفة. وذلك لأنه عند إذابتها في الماء، تتأيَّن بعض جزيئاتها إلى أيون الأمونيوم (NH4+). وفي الوقت نفسه، قد تفقد بعض أيونات الأمونيوم المكوَّنة حديثًا بروتونًا واحدًا لتتحوَّل مرةً أخرى إلى أمونيا: NH()+HO()NH()+OH()32+4–aqlaqaq
تكون التفاعلات التي تتضمَّن حمضًا وقاعدة ضعيفَيْن في حالة الاتزان. ويُستخدَم في المعادلة الكيميائية لهذه التفاعلات سهم اتزان ().
يمثِّل الشكلان الآتيان الفرق بين سلوك حمض قوي (HI) وحمض ضعيف (HF) في الماء.
لاحظ كيف أنه في محلول HI، الذي هو حمض قوي، يحدث تأيُّن تام للجزيئات إلى أيونات I– وHO3+، في حين أنه في محلول HF، الذي هو حمض ضعيف، ما زالت هناك بعض جزيئات HF التي لم تتأيَّن في المحلول.
من المهم أن نعرف الفرق بين قوة الحمض أو القاعدة وتركيزهما. تُشير القوة إلى قدرة المادة على التأيُّن. وتكون الأحماض والقواعد قوية عندما تتأيَّن جميع جزيئاتها تأيُّنًا تامًّا، وتكون ضعيفة عندما تتأيَّن بعض جزيئاتها فقط.
يُشير التركيز إلى كمية المادة المذابة في حجم معيَّن. إذا كانت كمية المادة المذابة كبيرة، يكون المحلول
مركَّزًا، وإذا كانت كمية المادة المذابة صغيرة، يمكن اعتبار المحلول مخفَّفًا. من الممكن الحصول على محاليل مخفَّفة لأحماض قوية ومحاليل مركَّزة لقواعد ضعيفة.
بجانب هذا، يمكننا وصف المحاليل بأنها أكثر حمضية أو قاعديةً من محاليل أخرى. تصبح المحاليل أكثر حمضية عندما يزداد تركيز أيونات الهيدروجين في المحلول ويقل تركيز أيونات الهيدروكسيد. وبالمثل، تصبح المحاليل أكثر قاعديةً عندما يزداد تركيز أيونات الهيدروكسيد في المحلول ويقل تركيز أيونات الهيدروجين.
### مثال ٤: معرفة الفرق بين الأحماض القوية والضعيفة
أيُّ العبارات الآتية تَصِف جيدًا الفرق بين الحمض القوي والحمض الضعيف؟
1. في المحلول المائي، يتأيَّن الحمض القوي جزئيًّا، أما الحمض الضعيف فيتأيَّن تمامًا.
2. يُعَد الحمض القوي أعلى تركيزًا من الحمض الضعيف.
3. في المحلول المائي، يحتوي الحمض القوي على أيونات أقل من الحمض الضعيف.
4. في المحلول المائي، يتأيَّن الحمض القوي تمامًا، أما الحمض الضعيف فيتأيَّن جزئيًّا فقط.
5. يُعَد الحمض الضعيف أعلى تركيزًا من الحمض القوي.
### الحل
الحمض القوي عبارة عن مادة تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا في المحلول. ويُستخدَم سهم التفاعل الأمامي () للإشارة إلى تأيُّن جميع جزيئات الحمض. أما الحمض الضعيف فهو مادة تتأيَّن جزئيًّا فقط عند وجودها في محلول. ويُستخدَم سهم الاتزان () للإشارة إلى تأيُّن بعضٍ من جزيئات الحمض فقط.
ليست هناك علاقة بين تركيز حمض ما وقوته. ومن ثَمَّ، فإن العبارة التي تَصِف جيدًا الفرق بين الحمض القوي والحمض الضعيف هي العبارة الموجودة في خيار الإجابة (د).
يوجد عدد محدود من الأحماض والقواعد القوية. يوضِّح الجدولان الآتيان الأحماض السبعة القوية والقواعد الثماني القوية:
الأحماض القويةاسم الحمض (الصيغة)تفاعل التأيُّنحمض الهيدروكلوريك (HCl)HCl()+HO()HO()+Cl()aqlaqaq23+–حمض الهيدروبروميك (HBr)HBr()+HO()HO()+Br()aqlaqaq23+–حمض الهيدرويوديك (HI)HI()+HO()HO()+I()aqlaqaq23+–حمض النيتريك (HNO3)HNO()+HO()HO()+NO()323+3–aqlaqaqحمض الكلوريك (HClO3)HClO()+HO()HO()+ClO()323+3–aqlaqaqحمض البيركلوريك (HClO4)HClO()+HO()HO()+ClO()423+4–aqlaqaqحمض الكبريتيك (HSO24)HSO()+HO()HO()+HSO()2423+4–aqlaqaq
القواعد القويةاسم القاعدة (الصيغة)تفاعل التأيُّنهيدروكسيد الليثيوم (LiOH)LiOH()Li()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد الصوديوم (NaOH)NaOH()Na()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد البوتاسيوم (KOH)KOH()K()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد الروبيديوم (RbOH)RbOH()Rb()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد السيزيوم (CsOH)CsOH()Cs()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد الكالسيوم (Ca(OH)2)Ca(OH)()Ca()+2OH()22+–saqaqHO()2lهيدروكسيد السترونشيوم (Sr(OH)2)Sr(OH)()Sr()+2OH()22+–saqaqHO()2lهيدروكسيد الباريوم (Ba(OH)2)Ba(OH)()Ba()+2OH()22+–saqaqHO()2l
يعتبر أغلب الأحماض والقواعد ضعيفًا. يوضِّح الجدولان الآتيان بعض الأحماض والقواعد الضعيفة الشائعة.
الأحماض الضعيفةاسم الحمض (الصيغة)تفاعل التأيُّنحمض الهيدروفلوريك (HF)HF()+HO()HO()+F()aqlaqaq23+–سيانيد الهيدروجين (HCN)HCN()+HO()HO()+CN()aqlaqaq23+–كبريتيد الهيدروجين (HS2)HS()+HO()HO()+HS()223+–aqlaqaq
HS()+HO()HO()+S()–23+2–aqlaqaqحمض الكربونيك (HCO23)HCO()+HO()HO()+HCO()2323+3–aqlaqaq
HCO()+HO()HO()+CO()–323+32–aqlaqaqحمض الفوسفوريك (HPO34)HPO()+HO()HO()+HPO()3423+24–aqlaqaq
HPO()+HO()HO()+HPO()2–423+42–aqlaqaq
HPO()+HO()HO()+PO()2–423+43–aqlaqaqحمض الأسيتيك (CHCOOH3)CHCOOH()+HO()HO()+CHCOO()323+3–aqlaqaqالماء (HO2)HO()+HO()HO()+OH()223+–llaqaq
القواعد الضعيفةاسم القاعدة (الصيغة)تفاعل التأيُّنالأمونيا (NH3)NH()+HO()NH()+OH()324+–aqlaqaqثلاثي ميثيل أمين ((CH)N)33(CH)N()+HO()(CH)NH()+OH()33233+–aqlaqaqالماء (HO2)HO()+HO()HO()+OH()223+–llaqaq
### مثال ٥: تحديد أيُّ المحاليل يمثِّل قاعدة ضعيفة
أيُّ المحاليل الآتية تُعَد مثالًا على القواعد الضعيفة؟
1. محلول تركيزه 2 M من NH3
2. محلول تركيزه 0.1 M من NaOH
3. محلول تركيزه 0.2 M من Ba(OH)2
4. محلول تركيزه 1 M من LiOH
5. محلول تركيزه 0.5 M من KOH
### الحل
من الممكن أن تتأيَّن هيدروكسيدات الفلزات مثل NaOH عند إذابتها في الماء إلى كاتيون فلزي وهيدروكسيد. وتعتبر المواد التي تُنتج أيونات الهيدروكسيد في المحلول قواعد وفقًا لتعريف أرهينيوس. يحتوي الأمونيا (NH3) على زوج وحيد من الإلكترونات يمكنه استقبال أيون H+. والمواد التي يمكن أن تكون مستقبلة لأيون H+ تعتبر قواعد وفقًا لتعريف برونستد-لوري. إذن جميع الإجابات تمثِّل محاليل قاعدية.
كلٌّ من المحاليل المُعطاة له تركيز مختلف. والتركيز هو قياس لكمية المادة في حجم معيَّن، لكنه لا يُشير إلى قوة قاعدة ما. تعتمد قوة القاعدة على قدرة المادة على التأيُّن في المحلول. إن المواد التي تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا في المحلول تعتبر قوية، أما المواد التي تتأيَّن تأيُّنًا جزئيًّا فقط في المحلول فتعتبر ضعيفة.
توجد ثماني قواعد قوية، وجميعها إما هيدروكسيدات فلزية قلوية وإما هيدروكسيدات فلزية أرضية قلوية. إنها LiOH، NaOH، KOH، RbOH، CsOH، Ca(OH)2، Sr(OH)2، Ba(OH)2. هذه المركبات الثمانية ستتأيَّن تمامًا عند إذابتها في ماء. وجميع القواعد الأخرى ستتأيَّن جزئيًّا فقط عند إذابتها في الماء.
بالنظر إلى الإجابات التي لدينا، نلاحظ أن خيارات الإجابات من ب إلى هـ تتضمَّن قاعدة قوية. ومن ثَمَّ، فإن الإجابة التي تُعَد مثالًا على القواعد الضعيفة هي الإجابة (أ).
الأحماض التي تتأيَّن لتُنتج أيون H+ واحدًا فقط تُسمَّى الأحماض الأحادية البروتون؛ لأنها تُنتج بروتونًا واحدًا. لكن يمكن لحمض الكربونيك وحمض الفوسفوريك، الواردين في جدول الأحماض الضعيفة السابق، إنتاج أكثر من أيون H+ واحد في المحلول. وتُسمَّى الأحماض القادرة على إنتاج بروتونين منفصلين الأحماض الثنائية البروتون، أما الأحماض التي تُنتج أكثر من اثنين من البروتونات فتُسمَّى الأحماض المتعدِّدة البروتون.
تمنح الأحماض الثنائية البروتون والمتعدِّدة البروتون بروتونًا واحدًا في كل مرة، وذلك حيث يُفقَد البروتون الأول بسرعة وسهولة أكبر من البروتون الثاني أو الثالث. بالنسبة إلى حمض الكبريتيك، الذي هو حمض قوي، يتأيَّن البروتون الأول تأيُّنًا تامًّا وسلِسًا من جزيء حمض الكبريتيك: HSO()+HO()HO()+HSO()2423+4–aqlaqaq
أما البروتون الثاني في HSO4– الناتج، فإنه يتأيَّن بحدٍّ قليل. ومن ثَمَّ، يعتبر HSO4– حمضًا ضعيفًا: HSO()+HO()HO()+SO()4–23+42–aqlaqaq
هناك العديد من الأحماض التي تحتوي على أكثر من ذرة هيدروجين واحدة، لكن ليس بإمكان كل ذرات الهيدروجين أن تتأيَّن. على سبيل المثال، يحتوي حمض الأسيتيك (CHCOOH3) على أربع ذرات هيدروجين، لكن ذرة الهيدروجين المرتبطة بالأكسجين فقط هي التي ستتأيَّن عند الذوبان في الماء:
+H2OH3O+++H2OH3O++CHHHCOOHCHCHHOO–CHCHHOOHC–HCOOHH
يُصنَّف الماء باعتباره حمضًا ضعيفًا وقاعدة ضعيفة. وإذا نظرنا إلى جزيء الماء، فسنجد أن بإمكانه فقدان بروتون والتحول إلى أيون هيدروكسيد (OH–):
يمكننا أن نلاحظ أيضًا أن ذرة الأكسجين في جزيء الماء لها زوج حر من الإلكترونات يمكنه استقبال بروتون واحد. ونتيجةً لذلك، يمكن لجزيء الماء التحول إلى أيون هيدرونيوم (HO3+):
تُسمَّى الجزيئات التي يمكن أن تتصرَّف باعتبارها أحماضًا أو قواعد، مثل الماء، بالجزيئات المتذبذبة.
### تعريف: الأنواع المتذبذبة
الأنواع المتذبذبة عبارة عن أنواع يمكن أن تتصرَّف إما باعتبارها حمضًا أو قاعدةً.
إذا كان بإمكان الماء التصرف باعتباره حمضًا أو قاعدةً، فهذا يعني أن جزيء الماء يمكن أن يخضع لتفاعل حمض وقاعدة مع جزيء ماء آخر. وفي تفاعل الحمض والقاعدة هذا، يفقد جزيء الماء الحمضي بروتونًا واحدًا، أما جزيء الماء القاعدي فيكتسب بروتونًا:
يُعرَف التفاعل السابق بالتأيُّن الذاتي للماء.
### تفاعل: التأيُّن الذاتي للماء
المعادلة الكيميائية لتفاعل اتزان الحمض والقاعدة لجزيئَي ماء هي:
HO()+HO()OH()+HO()22–3+llaqaq
هذا التفاعل يحدث في كل عيِّنة ماء، ولكن بما أن الماء يعتبر حمضًا ضعيفًا وقاعدة ضعيفة، فإن بعضًا من جزيئات الماء فقط يشارك في هذا التفاعل. وعلى الرغم من وجود تفاعل الحمض والقاعدة هذا في الماء النقي، فإن المحلول يكون متعادلًا. وهذا لأن عدد أيونات الهيدرونيوم وأيونات الهيدروكسيد الناتجة يكون متساويًا.
هيا نلخِّص ما تعلَّمناه في هذا الشارح.
### النقاط الرئيسية
- عرَّف أرهينيوس الأحماض بأنها مواد تُنتج أيونات H+ أو تزيد تركيز أيونات H+ عند الذوبان في الماء.
- عرَّف أرهينيوس القواعد بأنها مواد تنتج أيونات OH–، أو تزيد تركيز أيونات OH– عند الذوبان في الماء.
- في نظرية برونستد-لوري، يكون الحمض مانحًا لبروتون H+، وتكون القاعدة مستقبلة للبروتون.
- تتأيَّن الأحماض والقواعد القوية تأيُّنًا تامًّا في محلول ما، وتتأيَّن الأحماض والقواعد الضعيفة جزئيًّا فقط.
- يمكن أن تتصرَّف جزيئات الماء إما باعتبارها حمضًا أو قاعدةً.
- يمكن أن يشارك جزيئا ماء في تفاعل حمض وقاعدة، يُعرَف باسم التأيُّن الذاتي للماء: HO()+HO()HO()+OH()223+–llaqaq
### قائمة الدرس
## انضم إلى نجوى كلاسيز
شارك في الحصص المباشرة على نجوى كلاسيز وحقق التميز الدراسي بإرشاد وتوجيه من مدرس خبير!
- حصص تفاعلية
- دردشة ورسائل
- أسئلة امتحانات واقعية
nagwa classes qrcode
«نجوى» شركة في مجال تكنولوجيا التعليم، تهدف إلى مساعدة المدرسين على التدريس، والطلاب على التعلُّم.
### الشركة
### المحتوى
حقوق الطبع والنشر © ٢٠٢٤ نجوى
جميع الحقوق محفوظة
تستخدم «نجوى» ملفات تعريف الارتباط لضمان حصولك على أفضل تجربة على موقعنا. اعرف المزيد عن
سياسة الخصوصية
أوافق | article | Arabic | ar | شارح الدرس: الحمضية والقاعدية | نجوى - Nagwa | https://www.nagwa.com/ar/explainers/684178078950/ |
51,494 | في نظرية برونستد-لوري، تحدث تفاعلات القاعدة والحمض عندما يَنقُل حمض ما بروتونًا إلى قاعدة. | sentence | في نظرية برونستد-لوري، تحدث تفاعلات القاعدة والحمض عندما يَنقُل حمض ما بروتونًا إلى قاعدة. يُستخدَم كلٌّ من أيون وبروتون H+ عادةً بالتبادل، خاصةً عند الإشارة إلى الأحماض والقواعد؛ وذلك لأن أيون H+ يحتوي على بروتون واحد ولا يحتوي على إلكترونات أو نيوترونات. إذا كان أيون H+ يُنقَل إلى القاعدة، يمكننا الإشارة إلى القاعدة بأنها مستقبلة لأيونات H+. ومن ثَمَّ، يجب أن نملأ الفراغ بالكلمات: «مستقبلة لأيونات H+». | paragraph | Arabic | ar | شارح الدرس: الحمضية والقاعدية | نجوى - Nagwa | https://www.nagwa.com/ar/explainers/684178078950/ |
51,495 | يُستخدَم كلٌّ من أيون وبروتون H+ عادةً بالتبادل، خاصةً عند الإشارة إلى الأحماض والقواعد؛ وذلك لأن أيون H+ يحتوي على بروتون واحد ولا يحتوي على إلكترونات أو نيوترونات. | sentence | في نظرية برونستد-لوري، تحدث تفاعلات القاعدة والحمض عندما يَنقُل حمض ما بروتونًا إلى قاعدة. يُستخدَم كلٌّ من أيون وبروتون H+ عادةً بالتبادل، خاصةً عند الإشارة إلى الأحماض والقواعد؛ وذلك لأن أيون H+ يحتوي على بروتون واحد ولا يحتوي على إلكترونات أو نيوترونات. إذا كان أيون H+ يُنقَل إلى القاعدة، يمكننا الإشارة إلى القاعدة بأنها مستقبلة لأيونات H+. ومن ثَمَّ، يجب أن نملأ الفراغ بالكلمات: «مستقبلة لأيونات H+». | paragraph | Arabic | ar | شارح الدرس: الحمضية والقاعدية | نجوى - Nagwa | https://www.nagwa.com/ar/explainers/684178078950/ |
51,496 | إذا كان أيون H+ يُنقَل إلى القاعدة، يمكننا الإشارة إلى القاعدة بأنها مستقبلة لأيونات H+. | sentence | في نظرية برونستد-لوري، تحدث تفاعلات القاعدة والحمض عندما يَنقُل حمض ما بروتونًا إلى قاعدة. يُستخدَم كلٌّ من أيون وبروتون H+ عادةً بالتبادل، خاصةً عند الإشارة إلى الأحماض والقواعد؛ وذلك لأن أيون H+ يحتوي على بروتون واحد ولا يحتوي على إلكترونات أو نيوترونات. إذا كان أيون H+ يُنقَل إلى القاعدة، يمكننا الإشارة إلى القاعدة بأنها مستقبلة لأيونات H+. ومن ثَمَّ، يجب أن نملأ الفراغ بالكلمات: «مستقبلة لأيونات H+». | paragraph | Arabic | ar | شارح الدرس: الحمضية والقاعدية | نجوى - Nagwa | https://www.nagwa.com/ar/explainers/684178078950/ |
51,497 | ومن ثَمَّ، يجب أن نملأ الفراغ بالكلمات: «مستقبلة لأيونات H+». | sentence | في نظرية برونستد-لوري، تحدث تفاعلات القاعدة والحمض عندما يَنقُل حمض ما بروتونًا إلى قاعدة. يُستخدَم كلٌّ من أيون وبروتون H+ عادةً بالتبادل، خاصةً عند الإشارة إلى الأحماض والقواعد؛ وذلك لأن أيون H+ يحتوي على بروتون واحد ولا يحتوي على إلكترونات أو نيوترونات. إذا كان أيون H+ يُنقَل إلى القاعدة، يمكننا الإشارة إلى القاعدة بأنها مستقبلة لأيونات H+. ومن ثَمَّ، يجب أن نملأ الفراغ بالكلمات: «مستقبلة لأيونات H+». | paragraph | Arabic | ar | شارح الدرس: الحمضية والقاعدية | نجوى - Nagwa | https://www.nagwa.com/ar/explainers/684178078950/ |
51,498 | ذكر أرهينيوس أن ناتجَي تفاعل الحمض والقاعدة هما الملح والماء. ويعتمد تعريف التفاعل هذا على احتواء القاعدة على الهيدروكسيد. لكن هناك العديد من قواعد برونستد-لوري التي لا تحتوي على هيدروكسيد. ولذلك، عند تفاعل حمض مع قاعدة لا تحتوي على هيدروكسيد، من الأفضل التفكير في انتقال البروتونات. | paragraph | # شارح الدرس: الحمضية والقاعدية الكيمياء • الصف الأول الثانوي
## انضم إلى نجوى كلاسيز
شارك في حصص الكيمياء المباشرة على نجوى كلاسيز وتعلم المزيد حول هذا الدرس من أحد مدرسينا الخبراء!
الكيمياء
- الحصة التالية:
- المقاعد المتبقية: 12
في هذا الشارح، سوف نتعلَّم كيف نُعرِّف الأحماض والقواعد، ونفهم خواصها المميزة، ونحدِّد الأنواع الحمضية والقاعدية في التفاعلات الكيميائية.
الأحماض والقواعد موادُّ يمكننا إيجادها في كل مكان حولنا. يوضِّح الجدول الآتي بعض الأحماض والقواعد الشائعة التي قد نكون على دراية بها.
الاسم الكيميائيالصيغة الكيميائيةموجود فيالأحماضحمض الأسيتيكCHCOOH3الخلحمض الكربونيكHCO23المشروبات الغازيةحمض الستريكCHO687ثمرات الموالح والحلوى الحمضيةحمض الهيدروكلوريكHClالمعدةحمض اللاكتيكCHO363الحليبالقواعدهيدروكسيد الصوديومNaOHالمنظفات والملدنات في خليط الأسمنتبيكربونات الصوديومNaHCO3صودا الخبزكربونات الكالسيومCaCO3مضادات الحموضةهيدروكسيد المغنيسيومMg(OH)2حليب المغنيسيا
لعلنا نعرف أن ثمرات الليمون حمضية، وأن المنظفات، كالأمونيا والمُبيض، قاعدية، لكن ما الذي يجعلنا نصنِّف مادةً ما على أنها حمض أو قاعدة؟
عُرِف مصطلحا الحمض والقلوي (القاعدة) منذ عدة قرون. مع بداية القرن التاسع عشر كان من المعروف جيدًا أن للأحماض والقواعد خواص معيَّنة، لكن لم يكُن هناك تعريف رسمي يمكن تصنيفها من خلاله.
خواص الأحماضخواص القواعدمذاق حامض
تغيُّر لون ورقة عباد الشمس إلى الأحمرمذاق مر
تغيُّر لون ورقة عباد الشمس إلى الأزرق
ملمس زلق
عام 1887، اقترح العالم السويدي سفانت أرهينيوس أول تعريف مقبول على نطاق واسع للحمض والقاعدة. عرَّف أرهينيوس الأحماض بأنها مواد تتأيَّن عند الذوبان في الماء لتُنتج أيونات الهيدروجين (H+) أو لتزيد تركيز أيونات الهيدروجين في المحلول.
### تعريف: حمض أرهينيوس
حمض أرهينيوس مادةٌ تُنتج أيونات الهيدروجين (H+) أو تزيد تركيز أيونات الهيدروجين عندما تذوب في الماء.
حمض الهيدروكلوريك (HCl) أحد أمثلة حمض أرهينيوس. عندما يذوب HCl في الماء، يُعطي أيونات H+ وCl–: HCl()H()+Cl()gaqaqHO()2l+–
لا تبقى أيونات H+ حرة في المحلول، ولكن تكتسبها جزيئات الماء لتكوِّن أيونات الهيدرونيوم، HO3+. تُستخدم المعادلة الكيميائية المذكورة سابقًا عادةً لاختصار التفاعل. لكن المعادلة الكيميائية الآتية تمثِّل ذلك بشكل أكثر دقة: HCl()+HO()HO()+Cl()glaqaq23+–
وفقًا لتعريف أرهينيوس، تُصنَّف القواعد على أنها مواد تتأيَّن في الماء لإنتاج أيونات الهيدروكسيد (OH–) أو لزيادة تركيز أيونات الهيدروكسيد في المحلول.
### تعريف: قاعدة أرهينيوس
قاعدة أرهينيوس مادةٌ تُنتج أيونات الهيدروكسيد (OH–) أو تزيد تركيز أيونات الهيدروكسيد عندما تذوب في الماء.
هيدروكسيد الصوديوم (NaOH) أحد أمثلة قاعدة أرهينيوس. عند إذابة NaOH في الماء، يتأيَّن إلى Na+ وOH–. توضِّح المعادلة الكيميائية الآتية التفاعل الكامل: NaOH()Na()+OH()saqaqHO()2l+–
### مثال ١: تحديد تعريف حمض أرهينيوس
وفقًا لنظرية أرهينيوس، أيٌّ من الآتي يُعَد تعريفًا للحمض؟
1. مادة تُغيِّر لون المحلول المائي
2. مادة تتأيَّن في المحلول المائي لإنتاج أيونات OH–
3. مادة تتعرَّض للفوران عند وضعها في محلول مائي
4. مادة تذيب أي مادة موجودة في محلول منها
5. مادة تتأيَّن في محلول مائي لإنتاج أيونات H+
### الحل
عرَّف سفانت أرهينيوس الحمض بأنه مادة تُنتج أيونات الهيدروجين (H+) أو تزيد تركيز أيونات الهيدروجين عندما تذوب في الماء. تُنتَج أيونات الهيدروجين عندما يتأيَّن أي حمض في محلول. ومن ثَمَّ، فإن الإجابة الصحيحة هي الخيار (هـ).
على الرغم من أن تعريفَي أرهينيوس للحمض والقاعدة مفيدان، فإنهما محدودان. ينطبق التعريفان فقط على المواد التي أُذيبت في الماء. ولكن من الممكن أن تحدث تفاعلات الأحماض والقواعد عند ذوبان المركبات في مذيبات أخرى، حتى عندما تكون في الحالة الغازية.
عام 1932، اقترح العالمان يوهانس برونستد وتوماس لوري، بشكل مستقل، تعريفين جديدين للحمض والقاعدة ليشملا مزيدًا من المواد وظروف التفاعل. اعتقدا أن تفاعلات الأحماض والقواعد تتضمَّن انتقال بروتون (H+) من حمض إلى قاعدة. ومن ثَمَّ، وفقًا لتعريف برونستد-لوري، فإن الحمض هو مانح البروتون، والقاعدة هي مستقبل البروتون.
### تعريف: حمض برونستد-لوري
حمض برونستد-لوري عبارة عن مادة يمكن أن تفقد أو تمنح بروتونات (H+) في تفاعلٍ ما.
### تعريف: قاعدة برونستد-لوري
قاعدة برونستد-لوري عبارة عن مادة يمكنها أن تكتسب أو تستقبل بروتونات (H+) في تفاعلٍ ما.
لا تزال المواد التي صُنِّفت على أنها أحماض أرهينيوس تُعتبر أحماضًا وفقًا لتعريف برونستد-لوري، وينطبق الأمر نفسه على قواعد أرهينيوس. وفي بعض الأحيان، قد يُشار إلى قواعد أرهينيوس بأنها قلويات. والقلويات قواعدُ قابلةٌ للذوبان في الماء. جميع القلويات قواعد، ولكن ليس جميع المواد التي يمكننا تصنيفها على أنها قواعد وفقًا لتعريف برونستد-لوري تعتبر قلويات.
### مثال ٢: إكمال تعريف قاعدة برونستد-لوري
املأ الفراغ: في نظرية برونستد-لوري، تُعرَّف القاعدة بأنها مادة .
1. مستقبلة لأيونات H+
2. مستقبلة لأيونات OH–
3. مانحة لأيونات H+
4. مانحة لأيونات OH–
5. مانحة لجزيء HO2
### الحل
في نظرية برونستد-لوري، تحدث تفاعلات القاعدة والحمض عندما يَنقُل حمض ما بروتونًا إلى قاعدة. يُستخدَم كلٌّ من أيون وبروتون H+ عادةً بالتبادل، خاصةً عند الإشارة إلى الأحماض والقواعد؛ وذلك لأن أيون H+ يحتوي على بروتون واحد ولا يحتوي على إلكترونات أو نيوترونات. إذا كان أيون H+ يُنقَل إلى القاعدة، يمكننا الإشارة إلى القاعدة بأنها مستقبلة لأيونات H+. ومن ثَمَّ، يجب أن نملأ الفراغ بالكلمات: «مستقبلة لأيونات H+».
ذكر أرهينيوس أن ناتجَي تفاعل الحمض والقاعدة هما الملح والماء. ويعتمد تعريف التفاعل هذا على احتواء القاعدة على الهيدروكسيد. لكن هناك العديد من قواعد برونستد-لوري التي لا تحتوي على هيدروكسيد. ولذلك، عند تفاعل حمض مع قاعدة لا تحتوي على هيدروكسيد، من الأفضل التفكير في انتقال البروتونات.
توضِّح المعادلة الكيميائية الآتية التفاعل بين حمض وقاعدة برونستد-لوري:
يجب أن يحتوي حمض برونستد-لوري على ذرة هيدروجين يمكن فقدانها في صورة أيون H+، ويجب ان تكون قاعدة برونستد-لوري قادرة على استقبال ايون H+. يُسمَّى النوع الناتج عن فقدان حمضٍ ما لبروتون بالقاعدة المرافقة، ويُسمَّى النوع الناتج عن اكتساب قاعدة ما لبروتون بالحمض المرافق:
### مثال ٣: التعرُّف على المعادلة الكيميائية لتأيُّن حمض النيتريك
في أحد المحاليل، يتأيَّن حمض النيتريك (HNO3) تأيُّنًا تامًّا ليتكوَّن محلول حمضي. أيُّ المعادلات الآتية توضِّح تأيُّن HNO3؟
1. HNO()+H()HNO()3+23aqaqaq
2. HNO()H()+NO()3+3–aqaqaq
3. HNO()NO()+OH()32–aqaqaq
4. HNO()HNO()+O()32–aqaqaq
5. 2HNO()2H()+N()+3O()3+22aqaqgg
### الحل
الحمض، كما يعرِّفه برونستد ولوري، مادةٌ يمكن أن تفقد أو تمنح بروتون (H+) في تفاعلٍ ما. من الممكن أن يمنح حمض النيتريك بروتونًا ليتحوَّل إلى أيون نيترات (NO3–). وبما أن الحمض موجود في محلول، إذن يمكن أن تستقبل جزيئات الماء البروتون لتتحوَّل إلى أيونات هيدرونيوم (HO3+):
لا يتضمَّن أيٌّ من الإجابات معادلةً تكون جزيئات الماء فيها متفاعلًا ثانيًا. لذا، يمكننا اختصار المعادلة الكيميائية عن طريق إزالة HO2 من جانبَي المعادلة، وإضافة رمز الحالة ( aq)، وهو ما يوضِّح أن جميع الأنواع مذابة في الماء: HNO()H()+NO()3+–3aqaqaq
ومن ثَمَّ، فإن المعادلة التي توضِّح تأيُّن حمض النيتريك هي المعادلة الموجودة في خيار الإجابة (ب).
للأحماض المرافقة والقواعد المرافقة نفس سلوك الأحماض والقواعد. يمكن للحمض المرافق أن يمنح بروتونًا للقاعدة المرافقة لإعادة تكوين الحمض والقاعدة الأصليين:
ومن ثَمَّ، فإن تفاعلات الأحماض والقواعد لها القدرة على التحرُّك في كلا الاتجاهين الأمامي والخلفي. ويُحدَّد الاتجاه العام لتفاعل الأحماض والقواعد حسب قوة الحمض والقاعدة.
تعتمد قوة الأحماض أو القواعد على قابلية المادة للتأيُّن. الأحماض والقواعد التي يمكنها أن تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا عند الذوبان في الماء تعتبر قوية.
### تعريف: الأحماض أو القواعد القوية
الأحماض أو القواعد القوية هي الأحماض أو القواعد التي يمكنها أن تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا عند إذابتها في الماء.
يُعَد حمض الهيدروكلوريك أحد الأحماض القوية. وذلك لأنه عند الذوبان في الماء، تتأيَّن جميع جزيئات حمض الهيدروكلوريك إلى أيونات H+ وCl–. وتكتسب جزيئات الماء أيونات H+ لتكوِّن HO3+: HCl()+HO()HO()+Cl()glaqaq23+–
لا يمكن أن تتأيَّن القاعدة المرافقة لحمض قوي والحمض المرافق لقاعدة قوية لإعادة تكوين المتفاعلَيْن الأصليين في محلول ما:
ومن ثَمَّ، فإن التفاعلات التي تتضمَّن أحماضًا وقواعد قوية تتفاعل حتى النهاية. ويُستخدَم في المعادلة الكيميائية لهذه التفاعلات سهم تفاعل أمامي ().
أما بالنسبة إلى الأحماض والقواعد التي لا تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا عند الذوبان في الماء، فتعتبر ضعيفة. وكلٌّ من القاعدة المرافقة لحمض ضعيف والحمض المرافق لقاعدة ضعيفة يكون قادرًا على التأيُّن لإعادة تكوين المتفاعلَيْن الأصليين.
### تعريف: الأحماض أو القواعد الضعيفة
الأحماض أو القواعد الضعيفة عبارة عن أحماض أو قواعد تتأيَّن جزئيًّا فقط عند إذابتها في الماء.
على سبيل المثال، تُعَد الأمونيا (NH3) قاعدة ضعيفة. وذلك لأنه عند إذابتها في الماء، تتأيَّن بعض جزيئاتها إلى أيون الأمونيوم (NH4+). وفي الوقت نفسه، قد تفقد بعض أيونات الأمونيوم المكوَّنة حديثًا بروتونًا واحدًا لتتحوَّل مرةً أخرى إلى أمونيا: NH()+HO()NH()+OH()32+4–aqlaqaq
تكون التفاعلات التي تتضمَّن حمضًا وقاعدة ضعيفَيْن في حالة الاتزان. ويُستخدَم في المعادلة الكيميائية لهذه التفاعلات سهم اتزان ().
يمثِّل الشكلان الآتيان الفرق بين سلوك حمض قوي (HI) وحمض ضعيف (HF) في الماء.
لاحظ كيف أنه في محلول HI، الذي هو حمض قوي، يحدث تأيُّن تام للجزيئات إلى أيونات I– وHO3+، في حين أنه في محلول HF، الذي هو حمض ضعيف، ما زالت هناك بعض جزيئات HF التي لم تتأيَّن في المحلول.
من المهم أن نعرف الفرق بين قوة الحمض أو القاعدة وتركيزهما. تُشير القوة إلى قدرة المادة على التأيُّن. وتكون الأحماض والقواعد قوية عندما تتأيَّن جميع جزيئاتها تأيُّنًا تامًّا، وتكون ضعيفة عندما تتأيَّن بعض جزيئاتها فقط.
يُشير التركيز إلى كمية المادة المذابة في حجم معيَّن. إذا كانت كمية المادة المذابة كبيرة، يكون المحلول
مركَّزًا، وإذا كانت كمية المادة المذابة صغيرة، يمكن اعتبار المحلول مخفَّفًا. من الممكن الحصول على محاليل مخفَّفة لأحماض قوية ومحاليل مركَّزة لقواعد ضعيفة.
بجانب هذا، يمكننا وصف المحاليل بأنها أكثر حمضية أو قاعديةً من محاليل أخرى. تصبح المحاليل أكثر حمضية عندما يزداد تركيز أيونات الهيدروجين في المحلول ويقل تركيز أيونات الهيدروكسيد. وبالمثل، تصبح المحاليل أكثر قاعديةً عندما يزداد تركيز أيونات الهيدروكسيد في المحلول ويقل تركيز أيونات الهيدروجين.
### مثال ٤: معرفة الفرق بين الأحماض القوية والضعيفة
أيُّ العبارات الآتية تَصِف جيدًا الفرق بين الحمض القوي والحمض الضعيف؟
1. في المحلول المائي، يتأيَّن الحمض القوي جزئيًّا، أما الحمض الضعيف فيتأيَّن تمامًا.
2. يُعَد الحمض القوي أعلى تركيزًا من الحمض الضعيف.
3. في المحلول المائي، يحتوي الحمض القوي على أيونات أقل من الحمض الضعيف.
4. في المحلول المائي، يتأيَّن الحمض القوي تمامًا، أما الحمض الضعيف فيتأيَّن جزئيًّا فقط.
5. يُعَد الحمض الضعيف أعلى تركيزًا من الحمض القوي.
### الحل
الحمض القوي عبارة عن مادة تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا في المحلول. ويُستخدَم سهم التفاعل الأمامي () للإشارة إلى تأيُّن جميع جزيئات الحمض. أما الحمض الضعيف فهو مادة تتأيَّن جزئيًّا فقط عند وجودها في محلول. ويُستخدَم سهم الاتزان () للإشارة إلى تأيُّن بعضٍ من جزيئات الحمض فقط.
ليست هناك علاقة بين تركيز حمض ما وقوته. ومن ثَمَّ، فإن العبارة التي تَصِف جيدًا الفرق بين الحمض القوي والحمض الضعيف هي العبارة الموجودة في خيار الإجابة (د).
يوجد عدد محدود من الأحماض والقواعد القوية. يوضِّح الجدولان الآتيان الأحماض السبعة القوية والقواعد الثماني القوية:
الأحماض القويةاسم الحمض (الصيغة)تفاعل التأيُّنحمض الهيدروكلوريك (HCl)HCl()+HO()HO()+Cl()aqlaqaq23+–حمض الهيدروبروميك (HBr)HBr()+HO()HO()+Br()aqlaqaq23+–حمض الهيدرويوديك (HI)HI()+HO()HO()+I()aqlaqaq23+–حمض النيتريك (HNO3)HNO()+HO()HO()+NO()323+3–aqlaqaqحمض الكلوريك (HClO3)HClO()+HO()HO()+ClO()323+3–aqlaqaqحمض البيركلوريك (HClO4)HClO()+HO()HO()+ClO()423+4–aqlaqaqحمض الكبريتيك (HSO24)HSO()+HO()HO()+HSO()2423+4–aqlaqaq
القواعد القويةاسم القاعدة (الصيغة)تفاعل التأيُّنهيدروكسيد الليثيوم (LiOH)LiOH()Li()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد الصوديوم (NaOH)NaOH()Na()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد البوتاسيوم (KOH)KOH()K()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد الروبيديوم (RbOH)RbOH()Rb()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد السيزيوم (CsOH)CsOH()Cs()+OH()saqaqHO()2l+–هيدروكسيد الكالسيوم (Ca(OH)2)Ca(OH)()Ca()+2OH()22+–saqaqHO()2lهيدروكسيد السترونشيوم (Sr(OH)2)Sr(OH)()Sr()+2OH()22+–saqaqHO()2lهيدروكسيد الباريوم (Ba(OH)2)Ba(OH)()Ba()+2OH()22+–saqaqHO()2l
يعتبر أغلب الأحماض والقواعد ضعيفًا. يوضِّح الجدولان الآتيان بعض الأحماض والقواعد الضعيفة الشائعة.
الأحماض الضعيفةاسم الحمض (الصيغة)تفاعل التأيُّنحمض الهيدروفلوريك (HF)HF()+HO()HO()+F()aqlaqaq23+–سيانيد الهيدروجين (HCN)HCN()+HO()HO()+CN()aqlaqaq23+–كبريتيد الهيدروجين (HS2)HS()+HO()HO()+HS()223+–aqlaqaq
HS()+HO()HO()+S()–23+2–aqlaqaqحمض الكربونيك (HCO23)HCO()+HO()HO()+HCO()2323+3–aqlaqaq
HCO()+HO()HO()+CO()–323+32–aqlaqaqحمض الفوسفوريك (HPO34)HPO()+HO()HO()+HPO()3423+24–aqlaqaq
HPO()+HO()HO()+HPO()2–423+42–aqlaqaq
HPO()+HO()HO()+PO()2–423+43–aqlaqaqحمض الأسيتيك (CHCOOH3)CHCOOH()+HO()HO()+CHCOO()323+3–aqlaqaqالماء (HO2)HO()+HO()HO()+OH()223+–llaqaq
القواعد الضعيفةاسم القاعدة (الصيغة)تفاعل التأيُّنالأمونيا (NH3)NH()+HO()NH()+OH()324+–aqlaqaqثلاثي ميثيل أمين ((CH)N)33(CH)N()+HO()(CH)NH()+OH()33233+–aqlaqaqالماء (HO2)HO()+HO()HO()+OH()223+–llaqaq
### مثال ٥: تحديد أيُّ المحاليل يمثِّل قاعدة ضعيفة
أيُّ المحاليل الآتية تُعَد مثالًا على القواعد الضعيفة؟
1. محلول تركيزه 2 M من NH3
2. محلول تركيزه 0.1 M من NaOH
3. محلول تركيزه 0.2 M من Ba(OH)2
4. محلول تركيزه 1 M من LiOH
5. محلول تركيزه 0.5 M من KOH
### الحل
من الممكن أن تتأيَّن هيدروكسيدات الفلزات مثل NaOH عند إذابتها في الماء إلى كاتيون فلزي وهيدروكسيد. وتعتبر المواد التي تُنتج أيونات الهيدروكسيد في المحلول قواعد وفقًا لتعريف أرهينيوس. يحتوي الأمونيا (NH3) على زوج وحيد من الإلكترونات يمكنه استقبال أيون H+. والمواد التي يمكن أن تكون مستقبلة لأيون H+ تعتبر قواعد وفقًا لتعريف برونستد-لوري. إذن جميع الإجابات تمثِّل محاليل قاعدية.
كلٌّ من المحاليل المُعطاة له تركيز مختلف. والتركيز هو قياس لكمية المادة في حجم معيَّن، لكنه لا يُشير إلى قوة قاعدة ما. تعتمد قوة القاعدة على قدرة المادة على التأيُّن في المحلول. إن المواد التي تتأيَّن تأيُّنًا تامًّا في المحلول تعتبر قوية، أما المواد التي تتأيَّن تأيُّنًا جزئيًّا فقط في المحلول فتعتبر ضعيفة.
توجد ثماني قواعد قوية، وجميعها إما هيدروكسيدات فلزية قلوية وإما هيدروكسيدات فلزية أرضية قلوية. إنها LiOH، NaOH، KOH، RbOH، CsOH، Ca(OH)2، Sr(OH)2، Ba(OH)2. هذه المركبات الثمانية ستتأيَّن تمامًا عند إذابتها في ماء. وجميع القواعد الأخرى ستتأيَّن جزئيًّا فقط عند إذابتها في الماء.
بالنظر إلى الإجابات التي لدينا، نلاحظ أن خيارات الإجابات من ب إلى هـ تتضمَّن قاعدة قوية. ومن ثَمَّ، فإن الإجابة التي تُعَد مثالًا على القواعد الضعيفة هي الإجابة (أ).
الأحماض التي تتأيَّن لتُنتج أيون H+ واحدًا فقط تُسمَّى الأحماض الأحادية البروتون؛ لأنها تُنتج بروتونًا واحدًا. لكن يمكن لحمض الكربونيك وحمض الفوسفوريك، الواردين في جدول الأحماض الضعيفة السابق، إنتاج أكثر من أيون H+ واحد في المحلول. وتُسمَّى الأحماض القادرة على إنتاج بروتونين منفصلين الأحماض الثنائية البروتون، أما الأحماض التي تُنتج أكثر من اثنين من البروتونات فتُسمَّى الأحماض المتعدِّدة البروتون.
تمنح الأحماض الثنائية البروتون والمتعدِّدة البروتون بروتونًا واحدًا في كل مرة، وذلك حيث يُفقَد البروتون الأول بسرعة وسهولة أكبر من البروتون الثاني أو الثالث. بالنسبة إلى حمض الكبريتيك، الذي هو حمض قوي، يتأيَّن البروتون الأول تأيُّنًا تامًّا وسلِسًا من جزيء حمض الكبريتيك: HSO()+HO()HO()+HSO()2423+4–aqlaqaq
أما البروتون الثاني في HSO4– الناتج، فإنه يتأيَّن بحدٍّ قليل. ومن ثَمَّ، يعتبر HSO4– حمضًا ضعيفًا: HSO()+HO()HO()+SO()4–23+42–aqlaqaq
هناك العديد من الأحماض التي تحتوي على أكثر من ذرة هيدروجين واحدة، لكن ليس بإمكان كل ذرات الهيدروجين أن تتأيَّن. على سبيل المثال، يحتوي حمض الأسيتيك (CHCOOH3) على أربع ذرات هيدروجين، لكن ذرة الهيدروجين المرتبطة بالأكسجين فقط هي التي ستتأيَّن عند الذوبان في الماء:
+H2OH3O+++H2OH3O++CHHHCOOHCHCHHOO–CHCHHOOHC–HCOOHH
يُصنَّف الماء باعتباره حمضًا ضعيفًا وقاعدة ضعيفة. وإذا نظرنا إلى جزيء الماء، فسنجد أن بإمكانه فقدان بروتون والتحول إلى أيون هيدروكسيد (OH–):
يمكننا أن نلاحظ أيضًا أن ذرة الأكسجين في جزيء الماء لها زوج حر من الإلكترونات يمكنه استقبال بروتون واحد. ونتيجةً لذلك، يمكن لجزيء الماء التحول إلى أيون هيدرونيوم (HO3+):
تُسمَّى الجزيئات التي يمكن أن تتصرَّف باعتبارها أحماضًا أو قواعد، مثل الماء، بالجزيئات المتذبذبة.
### تعريف: الأنواع المتذبذبة
الأنواع المتذبذبة عبارة عن أنواع يمكن أن تتصرَّف إما باعتبارها حمضًا أو قاعدةً.
إذا كان بإمكان الماء التصرف باعتباره حمضًا أو قاعدةً، فهذا يعني أن جزيء الماء يمكن أن يخضع لتفاعل حمض وقاعدة مع جزيء ماء آخر. وفي تفاعل الحمض والقاعدة هذا، يفقد جزيء الماء الحمضي بروتونًا واحدًا، أما جزيء الماء القاعدي فيكتسب بروتونًا:
يُعرَف التفاعل السابق بالتأيُّن الذاتي للماء.
### تفاعل: التأيُّن الذاتي للماء
المعادلة الكيميائية لتفاعل اتزان الحمض والقاعدة لجزيئَي ماء هي:
HO()+HO()OH()+HO()22–3+llaqaq
هذا التفاعل يحدث في كل عيِّنة ماء، ولكن بما أن الماء يعتبر حمضًا ضعيفًا وقاعدة ضعيفة، فإن بعضًا من جزيئات الماء فقط يشارك في هذا التفاعل. وعلى الرغم من وجود تفاعل الحمض والقاعدة هذا في الماء النقي، فإن المحلول يكون متعادلًا. وهذا لأن عدد أيونات الهيدرونيوم وأيونات الهيدروكسيد الناتجة يكون متساويًا.
هيا نلخِّص ما تعلَّمناه في هذا الشارح.
### النقاط الرئيسية
- عرَّف أرهينيوس الأحماض بأنها مواد تُنتج أيونات H+ أو تزيد تركيز أيونات H+ عند الذوبان في الماء.
- عرَّف أرهينيوس القواعد بأنها مواد تنتج أيونات OH–، أو تزيد تركيز أيونات OH– عند الذوبان في الماء.
- في نظرية برونستد-لوري، يكون الحمض مانحًا لبروتون H+، وتكون القاعدة مستقبلة للبروتون.
- تتأيَّن الأحماض والقواعد القوية تأيُّنًا تامًّا في محلول ما، وتتأيَّن الأحماض والقواعد الضعيفة جزئيًّا فقط.
- يمكن أن تتصرَّف جزيئات الماء إما باعتبارها حمضًا أو قاعدةً.
- يمكن أن يشارك جزيئا ماء في تفاعل حمض وقاعدة، يُعرَف باسم التأيُّن الذاتي للماء: HO()+HO()HO()+OH()223+–llaqaq
### قائمة الدرس
## انضم إلى نجوى كلاسيز
شارك في الحصص المباشرة على نجوى كلاسيز وحقق التميز الدراسي بإرشاد وتوجيه من مدرس خبير!
- حصص تفاعلية
- دردشة ورسائل
- أسئلة امتحانات واقعية
nagwa classes qrcode
«نجوى» شركة في مجال تكنولوجيا التعليم، تهدف إلى مساعدة المدرسين على التدريس، والطلاب على التعلُّم.
### الشركة
### المحتوى
حقوق الطبع والنشر © ٢٠٢٤ نجوى
جميع الحقوق محفوظة
تستخدم «نجوى» ملفات تعريف الارتباط لضمان حصولك على أفضل تجربة على موقعنا. اعرف المزيد عن
سياسة الخصوصية
أوافق | article | Arabic | ar | شارح الدرس: الحمضية والقاعدية | نجوى - Nagwa | https://www.nagwa.com/ar/explainers/684178078950/ |
51,499 | ذكر أرهينيوس أن ناتجَي تفاعل الحمض والقاعدة هما الملح والماء. | sentence | ذكر أرهينيوس أن ناتجَي تفاعل الحمض والقاعدة هما الملح والماء. ويعتمد تعريف التفاعل هذا على احتواء القاعدة على الهيدروكسيد. لكن هناك العديد من قواعد برونستد-لوري التي لا تحتوي على هيدروكسيد. ولذلك، عند تفاعل حمض مع قاعدة لا تحتوي على هيدروكسيد، من الأفضل التفكير في انتقال البروتونات. | paragraph | Arabic | ar | شارح الدرس: الحمضية والقاعدية | نجوى - Nagwa | https://www.nagwa.com/ar/explainers/684178078950/ |
Subsets and Splits
No community queries yet
The top public SQL queries from the community will appear here once available.