كيمياء - نظريات الأحماض والقواعد

كيمياء - نظريات الأحماض والقواعد - صفحة1

أولاً: نظريات الأحماض والقواعد:
لافوازيه (1777 م): اقترح أن الأحماض تحتوي أكسجين.

ديفي (1816 م): اكتشف أن حمض الهيدروكلوريك (hcl) لا يحتوي على الأكسجين، فهذا يعني قصور نظرية لافوازيه. واقترح ديفي أن الأحماض تحتوي على هيدروجين.

ليبج (1838م): عرف الحمض بأنه المركب الكيميائي الذي يحتوي على الهيدروجين الذي يمكن أن يحل محله عنصر فلزي.

كيمياء - نظريات الأحماض والقواعد - صفحة2

1 ـ نظرية أرهينيوس:

عند إذابة غاز كلوريد الهيدروجين (hcl) في الماء، تتحرر أيونات الهيدروجين (كاتيونات +h) وأيونات الكلوريد (أنيونات -cl) كما في المعادلة:

hcl(g)
h+(aq) + cl-(aq)

(المحلول الناتج يسمى حمض الهيدروكلوريك).
عند إذابة هيدروكسيد الصوديوم الصلب في الماء، تتحرر كاتيونات (+na) وأنيونات (-oh) كما في المعادلة:

naoh(s)
na+(aq) + oh-(aq)

كيمياء - نظريات الأحماض والقواعد - صفحة3

الحمض: هو المادة التي تعطي كاتيونات هيدروجين عند إذابته في الماء.
القاعدة: هي المادة التي تعطي أنيونات الهيدروكسيد عند إذابتها في الماء.

ومن أمثلة الأحماض تبعاً لنظرية أرهينيوس أحماض: الهيدروكلوريك والكبريتيك، والنيتريك، والأسيتيك (حمض الخل)، وحمض السيتريك (حمض الموالح)، ومن أمثلة قواعد أرهينيوس: هيدروكسيد الصوديوم، وهيدروكسيد البوتاسيوم، وهيدروكسيد الكالسيوم (ماء الجير) وهيدروكسيد الأمونيوم.

مزايا النظرية:
1- لقد أسهم تعريف أرهينيوس في تفسير الخواص الحمضية أو القاعدية لكثير من الحموض والقواعد نظراً لبساطتها،ولأن الماء هو الوسط الذي تجري فيه معظم التفاعلات الكيميائية.
2- تتميز هذه النظرية بأن قوة الحمض أو القاعدة تتوقف على مدى تفككها في المحلول المائي، فإذا كان تفكك الحمض أو القاعدة كاملاً كان الحمض أو القاعدة قوياً، وإذا كان التفكك جزئياً كان الحمض أقل قوة.

كيمياء - نظريات الأحماض والقواعد - صفحة4

قصور نظرية أرهينيوس:
1 ـ يقتصر تطبيق النظرية على المحاليل المائية للأحماض والقواعد، ولم تفسر تأينها في المحاليل غير المائية.
2 ـ لم تفسر حمضية بعض المواد التي لا تحتوي على أيونات الهيدروجين كما في:
أ ـ الأكاسيد الحمضية: التي تذوب في الماء وتنتج محلولاً حمضياً مثل ثاني أكسيد الكربون الذي يذوب في الماء ليكِّون حمض الكربونيك الذي يتأين مكوناً أيون الهيدرونيوم الحمضي كما في المعادلتين:
  h2co3 co2 + h2o
h3o+ + hco-3 h2co3 + h2o
ب ـ الأملاح ذات التأثير الحمضي: التي تذوب في الماء وتنتج محلولاً حمضياً يحتوي على كاتيونات الهيدرونيوم كما في حالة كلوريد الأمونيوم:
nh+4 + cl- nh4cl 
h3o+ + nh3 nh+4 + h2o

جـ ـ لم تفسر قاعدية بعض المركبات التي لا تحتوي على مجموعة الهيدروكسيد، ولكن عند إذابتها في الماء تنتج محاليل قاعدية مثل الأمونيا.

nh3 + h2o
nh+4 + oh-

كيمياء - نظريات الأحماض والقواعد - صفحة5

د - تشترط في الحمض أن يعطي عند تفككه في المحاليل المائية البروتون (h+) وهو جسيم صغير جدّاً من الصعب أن يظل سابحاً في المحلول دون أن يتحد أو ينجذب إلى الذرات أو الجزيئات الموجودة في المحلول ومعظمها في حالة المحاليل المائية جزيئات ماء (h2o)، ولقد حاولنا حتى الآن أن نلتزم بإحاطة البروتون بجزيئات الماء ليشكل البروتون المائي h+(aq)، ونكون بذلك قد ساوينا في المعاملة بينه وبين أي ذرة أو جزيء أو حتى أيون عادي مثل الكلوريد cl-(aq)، وهذا غير مقبول تماماً، إذ أنه من الصعب أن نتصور أن جزيئات الماء الكبيرة يمكنها أن تتكدس حول هذا الجسم الصغير( h+(aq)) دون أن تتنافر مع بعضها، أضف إلى ذلك أن التجارب دلت فعلاً على أن البروتون لا يتحرك في المحلول المائي مستقلاً بل يلتصق بجزئ من الماء مكوناً أيون الهيدرونيوم (h3o+(aq)) الذي يحاط بدوره بعدد من جزيئات الماء التي تكسبه ثباتاً، ولهذا يستعمل تركيز أيون الهيدرونيوم بدلاً من البروتون في كتابة المعادلات كما في المثال التالي :

h3o+(aq) + cl-(aq) = hcl + h2o

ويبدو من التفاعل أن البروتون ينتقل من الحمض إلى جزئ المذيب هو الماء ليكون الهيدرونيوم والذي يشبه في شكله أيون الأمونيوم nh+4(aq) مع اختلاف بسيط في مقدار الزاوية بين الروابط الكيميائية ويوضح الشكل أيون الهيدرونيوم. وعلى ضوء هذا القصور فقد تم تعديلها حيث أصبح تعريف الحمض والقاعدة حديثاً على النحو التالي :

الحمض : هو المادة التي تزيد أيونات الهيدرونيومh3o+(aq) في المحاليل المائية.
القاعدة : هي المادة التي تزيد من أيونات الهيدروكسيد oh -(aq) في المحاليل المائية، أو التي تتفاعل مع
الحمض (أيون الهيدرونيوم) وتفقده خواصه.

كيمياء - نظريات الأحماض والقواعد - صفحة6

2 ـ نظرية برونشتد ـ لوري:
      الحمض: هو المادة (مركب أو أيون) التي لها القدرة على منح بروتون أو أكثر.     

مثل hcl و hno3 و +h3o و +nh4

    القاعدة: هي المادة (مركب أو أيون) التي لها القابلية على استقبال بروتون أو أكثر.   

مثل nh3 و -oh و naoh

وقد فسرت نظرية برونشتد ـ لوري سلوك المذيب كحمض أو قاعدة حسب المادة المذابة فيه، كما في المثالين التاليين:

كيمياء - نظريات الأحماض والقواعد - صفحة7

1 ـ ذوبان غاز كلوريد الهيدروجين في الماء يكون التفاعل كالتالي:
hcl(g) + h2o(l) -> h3o+(aq) + cl-(aq)

في هذا التفاعل يعتبر جزيء كلوريد الهيدروجين حمضاً، لأنه منح جزيء الماء بروتوناً وجزيء الماء قاعدة لأنه استقبل البروتون، فنتج أيون هيدرونيوم (+h3o) وأيون كلوريد.
وناتج ذوبان الغاز في الماء يسمى المحلول المائي لحمض الهيدروكلوريك، ويعد حمضاً قوياً.
أما عند إذابة غاز كلوريد الهيدروجين في مذيبات أخرى غير الماء، ينتج حمضاً ضعيفاً لأن تأينه غير تام أي يوجد جزيئات غير متأينة من الحمض بجانب الأيونات كما في المعادلة :

h + + cl - hcl

كيمياء - نظريات الأحماض والقواعد - صفحة8

2 ـ ذوبان غاز الأمونيا في الماء يحدث تفاعلاً كالتالي:
nh3(g) + h2o(l) = nh+4(aq) + oh-(aq)

ويفسر هذا التفاعل تبعاً لنظرية برونشتد ـ لوري بأن الماء يمنح بروتوناً للأمونيا، ولذلك يعتبر الماء حمضاً والأمونيا قاعدة، والمحلول الناتج يسمى هيدروكسيد الأمونيوم وهي قاعدة ضعيفة.

كيمياء - نظريات الأحماض والقواعد - صفحة9

ويلاحظ عند تفاعل حمض مع قاعدة حسب نظرية برونشتد ـ لوري أن الحمض بعد منح البروتون يصبح قاعدة يطلق عليها القاعدة المرافقة للحمض، وبالمقابل فإن القاعدة بعد استقبال البروتون تصبح حمضاً يطلق عليه الحمض المرافق للقاعدة، ويتضح ذلك في المثالين التاليين:

والشكل التالي يوضح الأزواج المترافقة بوجه عام:

كيمياء - نظريات الأحماض والقواعد - صفحة10

وهكذا, فإن أي تفاعل يشتمل على انتقال بروتون من حمض إلى قاعدة يتألف من زوجين مرافقين من حمض وقاعدة. ويبين الجدول التالي تفاعل عدد من الحموض أو القواعد مع الماء, املأ الفراغات فيه:
الاسم
hcl(aq) + h2o(l) h3o+(aq) + cl-(aq)
الهيدروكلوريك
hno3(aq) + h2o(l)
+ no-3(aq)
النتريك
hco-3(aq) + h2o(l) h3o+(aq) +
أيون الكربونات الهيدروجينية
hcn(aq) + h2o(l) h3o+(aq) +
الهيدروسيانيك
h2s(aq) + h2o(l)
+ hs-(aq)
كبريتيد الهيدروجين
h2o(l) + nh3(g) nh+4(aq) +
الأمونيا
h2o(l) + co2-3(aq) hco-3(aq) +
أيون الكربونات
h2o(l) + ch3coo-(aq)
+ oh-(aq)
أيون الإيثانوات


كيمياء - نظريات الأحماض والقواعد - صفحة11

مثال (1):
حدد القاعدة المرافقة لكل من :
h3po4 , hno3 , h2o , hno2 , nh4+

الحل:
نحصل على القاعدة المرافقة بنزع h + واحد من الجزيء المعطى، فتتكون القواعد المرافقة للأحماض وهي على التوالي :

h2po4- , no3- , oh - , no2- , nh3

مثال (2):
حدد الحمض المرافق لكل من قواعد برونشتد الآتية :

ch3coo- , so42- , oh - , nh3

الحل:
نحصل على الحمض المرافق بإضافة بروتون (h +) إلى القاعدة المعطاة، فنحصل على الأحماض المرافقة للقواعد وهي :

ch3cooh , hso4- , h 2o , nh4+

كيمياء - نظريات الأحماض والقواعد - صفحة12


لقد امتد مفهوم الحمض والقاعدة عند برونشتد - لوري فشمل تفاعلات كثيرة لا يدخل فيها الماء بالإضافة إلى
المحاليل المائية بعد أن كان مفهوم الحمض والقاعدة مرتبطاً بالمحاليل المائية فقط عند أرهينيوس كما في التفاعل التالي :

 nh4+ + f - nh3 + hf

كذلك عندما يتفاعل جزيئان من الماء فينتج أيون الهيدرونيوم الموجب (حمض مرافق) وأيون الهيدروكسيل
السالب (قاعدة مرفقة).

h3o+ + oh - h2o + h2o

كيمياء - نظريات الأحماض والقواعد - صفحة13

مزايا النظرية:
1- إن مفهوم لاوري برونشتد أكثر شمولاً من مفهوم أرهينيوس لأنه لا يقيدنا في المحاليل المائية، ففي التفاعل الآتي من الواضح أنه تفاعل حمض وقاعدة حسب نظرية لاوري برونشتد حيث كلوريد الهيدروجين هو الحمض (الفاقد للبروتون) والنشادر nh3 هو القاعدة (المتقبل للبروتون) :
nh4+ + cl - = hcl + nh3
قاعدة مرافقة   حمض مقترن          قاعدة     حمض

2- أنها تبين أن قوة الحمض لا تعتمد على قابلية الحمض منح البروتون أو فقده فحسب (كما في النظرية الأيونية)، بل وعلى قابلية القاعدة (أو المذيب) لتقبل هذا البروتون.
فقابلية كلوريد الهيدروجين مثلاً لفقد البروتون عالية، ولذلك فهو حمض قوي في الماء (حيث القابلية لتقبل البروتون عالية)، كما أنه حمض قوي في النشادر (حيث قابلية النشادر هنا لتقبل البروتون عالية) كما في المعادلة السابقة. أما حمض الخل فهو حمض ضعيف في الماء (حيث قابلية الماء هنا لتقبل البروتون معتدلة)، ولكنه حمض قوي في النشادر (حيث القابلية لتقبل البروتون عالية).

h3o+(aq) + ch3coo-(aq) = ch3cooh(l) + h2o(l)
nh4+(aq) + ch3coo-(aq) = ch3cooh(aq) + nh3(aq)

وهذه النظرية هي النظرية الشائعة الإستعمال في دراسة الحموض والقواعد في المحاليل المائية.
القصور في نظرية برونشتد ـ لوري:
لم تفسر السلوك الحمضي أو القاعدي لبعض المواد، فمثلاً لم تفسر حمضية ثاني أكسيد الكربون (ليس له القدرة علي منح بروتون)، وعلى الرغم من ذلك فإن سلوكه حمضي عند إذابته في الماء كما في المعادلة:

co2 + h2o
h2co3
 حمض كربونيك

لذلك استمر العلماء في البحث عن نظرية جديدة أكثر شمولاً.

كيمياء - نظريات الأحماض والقواعد - صفحة14

3 ـ نظرية لويس:

الحمض: بأنه المادة التي لها القدرة على استقبال زوج أو أكثر من الإلكترونات.
القاعدة: بأنها المادة التي لها القدرة على منح زوج أو أكثر من الإلكترونات.

وتعتبر تفاعلات أحماض وقواعد لويس تفاعلات إضافة بتكوين رابطة كيميائية بين الذرة المانحة والذرة المستقبلة، كما في المعادلة التالية:

كيمياء - نظريات الأحماض والقواعد - صفحة15

ذكرنا أن نظريتي أرهينيوس وبرونشتيد ـ لوري لم توضحا حمضية ثاني أكسيد الكربون.
بينما نظرية لويس تفسر ذلك عن طريق إعطاء زوج من الإلكترونات من ذرة الأكسجين في جزيء h2o إلى ذرة الكربون في جزيء co2 ثم تحدث إزالة لزوج إلكترونات (c=o) ثم انتقال البروتون إلى ذرة الأكسجين التي تحمل الشحنة السالبة لتكوين حمض الكربونيك h2co3


كيمياء - نظريات الأحماض والقواعد - صفحة16

وتبعاً لتعريف لويس فإن حمض لويس يمكن أن يكون

جزيئاً متعادلاً أيونا موجباً
أ- يحتوي على ذرة لم تصل إلى حالة الاستقرار الثمانية مثل: ثالث فلوريد البورون bf3، كلوريد الأمونيوم alcl3 حيث تستطيع كل ذرة من البورون والألومنيوم استقبال زوج من الإلكترونات. أ- الأيونات الموجبة التي ليس لها تركيب إلكتروني يشبه الغازات الخاملة ويشمل هذا النوع معظم كاتيونات العناصر الانتقالية مثل : al3+ , zn2+ , cu2+ , ag+ حيث تستطيع هذه الأيونات الموجبة استقبال أكثر من زوج من الإلكترونات.
ب- جزيئات بها رابطة تساهمية مزدوجة أو أكثر بين ذرتين مختلفتين في السالبية الكهربائية، مثل ثاني أكسيد الكربون co2 ،وثالث أكسيد الكبريت so3 ب- جميع الكاتيونات التي تحمل شحنة كهربائية ثلاثية (al+3 ) أو أكثر.
ج- جزيئات تحتوي على ذرة مركزية بها تحت مستوى (d) متاح يمكن أن يتسع لمزيد من الإلكترونات. مثال كلوريد القصدير ( sncl4(vi، ورابع فلوريد السليكون sif4 ففي ذرة القصدير sn يوجد تحت المستوى 5d متاح، أما في ذرة السليكون فهناك تحت المستوى 3d متاح، ويستطيع تحت المستوى هذا من اكتساب خمسة أزواج من الإلكترونات حتى يمتليء. ج- تزداد قوة حمض لويس كلما زادت كثافة الشحنة على الكاتيون وذلك لزيادة قدرته على استقبال أزواج الإلكترونات. وبناءً عليه تعتبر الكاتيونات (+li و be+2 و mg+2) أحماض لويس لكبر كثافة الشحنة على هذه الكاتيونات.

كيمياء - نظريات الأحماض والقواعد - صفحة17

أما قاعدة لويس فيمكن أن تكون:

جزيئاً متعادلاً أيونا سالباً
أ- الجزيئات التي تحتوي على ذرة بها زوج أو أكثر من الإلكترونات غير المشتركة مثل الأمونيا (nh3) والماء (h2o) والإيثانول (ch3ch2oh) والإيثر
(ch3_o_ch3) حيث تستطيع كل من ذرة النيتروجين والأكسجين منح زوج الإلكترونات لمادة أخرى.
أ- تعتبر جميع الأيونات السالبة قواعد لويس، وكلما زادت الشحنة السالبة على الأيون زادت قدرته على إعطاء زوج من الإلكترونات ، ويتفاعل بقوة أكبر مع أحماض لويس.
مثال: so42-, o2-, oh-, cn-, nh-2, .... إلخ.
ب- المركبات العضوية التي تحتوي على رابطة مزدوجة بين ذرتي كربون قواعد لويس: مثال غاز الإيثين ch2=ch2 ، و البنزين c6h6  

كيمياء - نظريات الأحماض والقواعد - صفحة18

تدريب :
حدد حمض وقاعدة لويس في كل من التفاعلات الآتية :

كيمياء - نظريات الأحماض والقواعد - صفحة19

ويمكن المقارنة بين النظريات الثلاث في الجدول التالي:
النظرية تعريف الحمض تعريف القاعدة
أرهينيوس مادة تذوب في الماء وتعطي أيون الهيدروجين (بروتون) مادة تذوب في الماء وتتفكك معطية أيون هيدروكسيد
برونشتد-لوري مادة تمنح بروتون أو أكثر مادة تستقبل بروتون أو أكثر
لويس مادة تستقبل زوج أو أكثر من الإلكترونات مادة تمنح زوج أو أكثر من الإلكترونات