خصائص 7 من أهم الأحماض

بعض من خصائص الأحماض الأهم من ذلك هو خصائصه الفيزيائية وقوتها وقدرتها على تحييد القواعد ، من بين أمور أخرى.

الأحماض هي مواد كيميائية لها القدرة على التبرع بأيون الهيدرونيوم (H₃O⁺) ، أو كما يطلق عليه عادة البروتون (H⁺) ، في وسط مائي ، أو قادر على تكوين روابط مع أيونات الهيدروكسيد ، أو أي مادة قادرة على قبول زوج من الإلكترونات. 

غالبًا ما يكون لديهم الصيغة العامة لـ H-A حيث H هي البروتون و "A" هو المصطلح العام المرتبط بالجزء الحمضي غير البروتوني.

في الأصل ، جاءت مفاهيمنا عن الحموضة من الإغريق القدماء الذين عرفوا مواد "الذوق المر" oxein, التي تحور في الكلمة اللاتينية للخل ، والأسيتوم ، والتي أصبحت فيما بعد "حامض". 

لم يكن لهذه المواد مذاق مرير فحسب ، بل كان لها أيضًا خاصية تغيير لون ورقة عباد الشمس.

بدأت البنية النظرية للأحماض عندما حول الكيميائي الفرنسي أنطوان لوران لافوازييه (1743-1796) انتباهه إلى تصنيف الأحماض والقواعد. كانت فكرته أن جميع الأحماض تحتوي بشكل أو بآخر على "جوهر" معين كان مسؤولاً عن حموضةها ولم تكن مختلفة فقط.

لسوء الحظ ، اعتقد لافوازييه عن طريق الخطأ أن الجوهر oxein-الجينى كانت ، كما أسماها ، ذرة الأكسجين. في بداية القرن التاسع عشر ، أظهر الكيميائي الإنجليزي همفري ديفي (1778-1829) أن الأكسجين لا يمكن أن يكون مسؤولاً عن الحموضة ، لأن هناك العديد من الأحماض التي لا تحتوي على الأكسجين (LESNEY ، 2003).

بعد مرور عقود ، تم اقتراح فكرة الحموضة المرتبطة بوجود الهيدروجين بواسطة Justus von Liebig (1803-1873). تم إحضار الوضوح إلى الحقل عندما عرَّف Svante August Arrhenius (1859-1927) الأحماض في تسعينيات القرن التاسع عشر بأنها "المواد التي تقدم الكاتيونات الهيدروجينية إلى المحلول" (Encyclopædia Britannica، 1998).

الخصائص الرئيسية للأحماض

1- الخصائص الفيزيائية

الأحماض لها نكهة ، تستحق التكرار ، الحمض ورائحته غالباً ما تحرق الخياشيم.

إنها سوائل ذات نسيج لزج أو زيتي ولديها القدرة على تغيير لون ورق عباد الشمس والبرتقال من الميثيل إلى اللون الأحمر (خصائص الأحماض والقواعد ، S.F).

2- القدرة على توليد البروتونات

في عام 1923 ، قدم الكيميائي الدنماركي جوهانس نيكولاس برونستيد والكيميائي الإنجليزي توماس مارتن لوري نظرية برونستيد ولوري مؤكدًا أن أي مركب يمكنه نقل بروتون إلى أي مركب آخر هو حمض (Encyclopædia Britannica، 1998). على سبيل المثال في حالة حمض الهيدروكلوريك:

حمض الهيدروكلوريك → ح⁺ + الكلورين^-

لم تفسر نظرية برونستد ولوري السلوك الحمضي لبعض المواد. في عام 1923 ، أدخل الكيميائي الأمريكي Gilbert N. Lewis نظريته ، والتي يعتبر فيها الحمض بمثابة أي مركب قادر ، في تفاعل كيميائي ، على الانضمام إلى زوج من الإلكترونات غير مشترك في جزيء آخر (Encyclopædia Britannica ، 1998).

في هذه الطريقة ، أيونات مثل النحاس²⁺, الإيمان²⁺ والإيمان³⁺ لديهم القدرة على الانضمام إلى أزواج من الإلكترونات الحرة ، على سبيل المثال من الماء لإنتاج البروتونات بالطريقة التالية:

 النحاس²⁺ + 2H₂O → Cu (OH)₂ + 2H⁺

3- قوة الحمض

يتم تصنيف الأحماض كأحماض قوية وأحماض ضعيفة. ترتبط قوة الحمض بثبات توازنه ، وبالتالي بالنسبة لحالة الأحماض ، فإن الثوابت المذكورة تسمى ثوابت الحموضة كا.

وبالتالي ، تحتوي الأحماض القوية على ثبات كبير في الحموضة ، لذا فإنها تميل إلى الانفصال تمامًا. ومن الأمثلة على هذه الأحماض حمض الكبريتيك وحمض الهيدروكلوريك وحمض النيتريك ، الذي تكون ثوابته الحمضية كبيرة للغاية بحيث لا يمكن قياسها في الماء.

من ناحية أخرى ، الحمض الضعيف هو الذي يكون ثابت تفككه منخفضًا وبالتالي يكون في حالة توازن كيميائي. ومن الأمثلة على هذه الأحماض حمض الخليك وحمض اللبنيك وحمض النيتروز الذي تكون ثوابته الحمضية في حدود 10٪.^-4. يوضح الشكل 1 ثوابت الحموضة المختلفة للأحماض المختلفة.

4- الرقم الهيدروجيني أقل من 7

يقيس مقياس الرقم الهيدروجيني مستوى القلوية أو حموضة المحلول. يتراوح المقياس من صفر إلى 14. الحموضة أقل من 7 حمضية. الرقم الهيدروجيني أكبر من 7 أمر أساسي. تمثل نقطة المنتصف 7 درجة الحموضة المحايدة. الحل المحايد ليس حمض ولا قلوي.

يتم الحصول على مقياس الرقم الهيدروجيني وفقا لتركيز H⁺ في الحل ويتناسب عكسيا مع ذلك. الأحماض ، عن طريق زيادة تركيز البروتونات ، تقلل درجة الحموضة في المحلول.

5. القدرة على تحييد القواعد

يقترح آرنيوس ، في نظريته ، أن تتفاعل الأحماض ، التي تكون قادرة على توليد البروتونات ، مع الهيدروكسيل في القواعد لتكوين الملح والماء بالطريقة التالية:

HCl + NaOH → NaCl + H₂O.

يسمى هذا التفاعل بالتحييد وهو أساس التقنية التحليلية المسماة المعايرة (Bruce Mahan، 1990).

6. الحد من قدرة أكسيد

نظرًا لقدرتها على إنتاج الأنواع المشحونة ، تستخدم الأحماض كوسيلة لنقل الإلكترون في تفاعلات الأكسدة والاختزال.

الأحماض أيضًا تميل إلى الانكماش نظرًا لأن لديها القدرة على قبول الإلكترونات الحرة. تحتوي الأحماض على أيونات H⁺. أنها تميل إلى أخذ الإلكترونات وتشكيل غاز الهيدروجين.

2H⁺ +2E^- → ح₂

لا تملك المعادن رقابة مشددة على إلكتروناتها. إنهم يتخلون عنهم دون الكثير من الكفاح ويشكلون أيونات معدنية.

الإيمان → الإيمان²⁺+2E^-

لذلك عند وضع مسمار الحديد في حمض ، أيونات H ⁺ فهم يمتصون الإلكترونات من الحديد. يتحول الحديد إلى أيونات الحديد القابلة للذوبان^{2 +}, ويختفي المعدن الصلب تدريجيا. رد الفعل هو:

Fe + 2H⁺ الإيمان²⁺+ H₂

هذا هو المعروف باسم التآكل الحمضي. لا تتسبب الأحماض في تآكل المعادن عن طريق إذابتها فحسب ، بل إنها تتفاعل أيضًا مع المركبات العضوية مثل المركبات التي تشكل غشاء الخلية.

عادة ما يكون هذا التفاعل طارد للحرارة ، مما يسبب حروقًا شديدة عند ملامسة الجلد ، لذلك يجب التعامل مع هذا النوع من المواد بحرص. الشكل 3 هو رمز السلامة عندما تكون المادة قابلة للتآكل.

7- الحفز الحمضي

يُعرف تسارع التفاعل الكيميائي بإضافة حمض باسم الحفز الحمضي. لا يستهلك الحمض المذكور في التفاعل.

يمكن أن يكون التفاعل الحفاز محددًا للحمض كما في حالة تحلل سكر السكروز إلى الجلوكوز والفركتوز إلى حمض الكبريتيك أو يمكن أن يكون عامًا لأي حمض.

يتم شرح آلية التفاعلات المحفزة بواسطة الحمض والقاعدة من حيث مفهوم الأحماض والقواعد Brønsted-Lowry باعتبارها واحدة حيث يوجد نقل أولي للبروتونات من محفز حمض إلى الكاشف (Encyclopædia Britannica، 1998).

بشكل عام ، يتم تحفيز التفاعلات التي يشارك فيها electrophile في وسط حامض ، إما الإضافات electrophilic أو البدائل..

أمثلة على الحفز الحامضي هي نترات البنزين في وجود حمض الكبريتيك (الشكل 4 أ) ، وترطيب الإيثين لإنتاج الإيثانول (الشكل 4 ب) ، تفاعلات الأسترة (الشكل 4 ج) والتحلل المائي للإسترات (الشكل 4 د) (كلارك ، 2013). ).

مراجع

1. بروس ماهان ، ر. م. (1990). دورة كلية الكيمياء الطبعة الرابعة. ويلمنجتون: أديسون ويسلي إيبروأمريكانا إس..
2. كلارك ، ج. (2013 ، 20 ديسمبر). أمثلة على الحفز الحمضي في الكيمياء العضوية. تم الاسترجاع من chem.libretexts.org.
3. موسوعة بريتانيكا. (1998 ، 20 يوليو). الحفز الحمضي القاعدي. تعافى من britannica.com.
4. موسوعة بريتانيكا. (1998 ، 21 ديسمبر). نظرية ارهينيوس. تعافى من britannica.com.
5. موسوعة بريتانيكا. (1998 ، 20 يوليو). نظرية برونستد لوري. تعافى من britannica.com.
6. موسوعة بريتانيكا. (1998 ، 20 يوليو). نظرية لويس. تعافى من britannica.com.
7. LESNEY، M. S. (2003، March). سجلات الكيمياء: التاريخ الأساسي للحمض - من أرسطو إلى أرنولد. تم الاسترجاع من pubs.acs.org.
8. خواص الأحماض والقواعد. (وس. ف.). تم الاسترجاع من موقع sciencegeek.net.