أوكسي أسيد

الحمض الأكسجيني ، أو الحمض الثلاثي ، هو حمض يحتوي على الأكسجين . تحديداً، هو مركب يحتوي على الهيدروجين والأكسجين وعنصر واحد على الأقل آخر، حيث ترتبط ذرة هيدروجين واحدة على الأقل بالأكسجين ويمكنها التفكك لإنتاج كاتيون H ⁺ وأنيون الحمض . ^{[ 1 ]}

بحسب نظرية لافوازييه الأصلية ، احتوت جميع الأحماض على الأكسجين، الذي سُمّي بهذا الاسم نسبةً إلى اليونانية القديمة : ὀξύς + -γενής ، والتي تُكتب بالحروف اللاتينية :  oxys + -genes ، وتعني حرفيًا " حمض، حاد + خالق " . لاحقًا، اكتُشف أن بعض الأحماض، ولا سيما حمض الهيدروكلوريك ، لا تحتوي على الأكسجين، ولذلك قُسّمت الأحماض إلى أحماض أوكسو، وهذه الأحماض الهيدرو الجديدة .

تحتوي جميع الأحماض الأكسجينية على ذرة هيدروجين حمضية مرتبطة بذرة أكسجين، لذا فإن قوة الرابطة (طولها) ليست عاملاً مؤثراً، كما هو الحال في هيدريدات اللافلزات الثنائية. بل إن السالبية الكهربية للذرة المركزية وعدد ذرات الأكسجين هما ما يحددان حموضة الحمض الأكسجيني. بالنسبة للأحماض الأكسجينية التي لها نفس الذرة المركزية، تزداد قوة الحموضة بزيادة عدد ذرات الأكسجين المرتبطة بها. ومع ثبات عدد ذرات الأكسجين المرتبطة بها، تزداد قوة الحموضة بزيادة السالبية الكهربية للذرة المركزية.

بالمقارنة مع أملاح أشكالها منزوعة البروتون (وهي فئة من المركبات تُعرف بالأنيونات الأكسجينية )، فإن الأحماض الأكسجينية أقل استقرارًا بشكل عام، والعديد منها موجود نظريًا فقط كأنواع افتراضية، أو يوجد فقط في المحلول ولا يمكن عزله في صورة نقية. وهناك عدة أسباب عامة لذلك: (1) قد تتكثف لتكوين قليل _{الوحدات (} مثل ، _H₂CrO₄ إلى H₂Cr₂O₇ )، أو تفقد الماء بالكامل لتكوين الأنهيدريد (مثل، H₂CO₃ _إلى CO₂ ₎ ، (2) قد تتفكك إلى مركب ذي _حالة أكسدة أعلى وآخر ذي حالة أكسدة أقل (مثل، HClO₂ _إلى HClO _و HClO₃ _{) ، أو ( 3 ) قد توجد بشكل كامل تقريبًا في صورة} متماثلة أخرى أكثر استقرارًا (مثل، حمض الفوسفوريك P(OH) _₃ يوجد بشكل كامل تقريبًا في صورة حمض الفوسفونيك HP(=O)(OH) _₂ ). ومع ذلك، فإن حمض البيركلوريك (HClO ₄ ) وحمض الكبريتيك (H ₂ SO ₄ ) وحمض النيتريك (HNO ₃ ) هي بعض الأحماض الأكسجينية الشائعة التي يسهل تحضيرها نسبيًا كمواد نقية.

يتم تكوين الأحماض الإيميدية عن طريق استبدال =O بـ =NR في حمض الأكسجين. ^{[ 2 ]}

تحتوي جزيئات الأحماض الأكسجينية على التركيب X−O−H، حيث يمكن ربط ذرات أو مجموعات ذرية أخرى بالذرة المركزية X. في المحلول ، يمكن تفكيك مثل هذا الجزيء إلى أيونات بطريقتين متميزتين:

• X−O−H ⇌ (X−O) ⁻ + H ⁺
• X−O−H ⇌ X ⁺ + OH ^{− [ 3 ]}

إذا كانت الذرة المركزية X ذات كهرسلبية عالية ، فإنها تجذب إلكترونات ذرة الأكسجين بقوة. في هذه الحالة، تكون الرابطة بين الأكسجين والهيدروجين ضعيفة، ويتأين المركب بسهولة وفقًا للمعادلتين الكيميائيتين السابقتين . في هذه الحالة، يكون المركب XOH حمضًا، لأنه يُطلق بروتونًا ، أي أيون هيدروجين. على سبيل المثال، النيتروجين والكبريت والكلور عناصر ذات كهرسلبية عالية، ولذلك فإن حمض النيتريك وحمض الكبريتيك وحمض البيركلوريك أحماض قوية . تتأثر حموضة الأحماض الأكسجينية أيضًا باستقرار الرنين لقواعدها المرافقة. الأكسجين المرتبط برابطة ثنائية يسحب الإلكترونات بالرنين، لذا يمكن توزيع الشحنة السالبة لمجموعة الهيدروكسيل منزوعة البروتون على ذرات أكسجين أخرى. يحتوي كل من حمض الأسيتيك والميثانول على مجموعات COH التي يمكن أن تعمل كأحماض، لكن حمض الأسيتيك حمض أقوى بكثير لأن قاعدته المرافقة، الأسيتات، توزع شحنتها السالبة على ذرتي أكسجين. في المقابل، تتركز الشحنة السالبة في الحمض المرافق للميثانول على ذرة أكسجين واحدة، لذا فهو قاعدة أقوى بكثير من الأسيتات، مما يجعل حمض الأسيتيك هو الحمض الأقوى.

إذا كانت السالبية الكهربية للعنصر X منخفضة، فإن المركب يتفكك إلى أيونات وفقًا للمعادلة الكيميائية الأخيرة، ويكون XOH هيدروكسيدًا قلويًا . ومن أمثلة هذه المركبات هيدروكسيد الصوديوم NaOH وهيدروكسيد الكالسيوم Ca(OH) _₂ . ^{[ 3 ]} ونظرًا للسالبية الكهربية العالية للأكسجين، فإن معظم القواعد الأكسجينية الشائعة، مثل هيدروكسيد الصوديوم، على الرغم من كونها قاعدية قوية في الماء، إلا أنها متوسطة القاعدية مقارنةً بالقواعد الأخرى. فعلى سبيل المثال، تبلغ قيمة pKa للحمض المرافق لهيدروكسيد الصوديوم ، وهو الماء ، 14.0، بينما تقترب قيمة pKa لأميد الصوديوم ، وهو الأمونيا ، من 40، مما يجعل هيدروكسيد الصوديوم قاعدة أضعف بكثير من أميد الصوديوم. ^{[ 4 ] [ 3 ]}

إذا كانت السالبية الكهربية للمادة X تقع بين قيمتين، فإن المركب يكون مذبذبًا ، وفي هذه الحالة يمكنه أن يتفكك إلى أيونات بطريقتين: الأولى عند تفاعله مع القواعد ، والثانية عند تفاعله مع الأحماض. ومن أمثلة ذلك الماء، والكحولات الأليفاتية مثل الإيثانول ، وهيدروكسيد الألومنيوم. ^{[ 3 ]}

تتميز الأحماض الأكسجينية غير العضوية عادةً بصيغة كيميائية من النوع H _m XO _n ، حيث يمثل X ذرة تعمل كذرة مركزية ، بينما يعتمد المعاملان m و n على حالة أكسدة العنصر X. في معظم الحالات، يكون العنصر X لا فلزًا ، ولكن بعض الفلزات ، مثل الكروم والمنغنيز ^، يمكن أن تشكل أحماضًا أكسجينية عند وجودها في أعلى حالات أكسدتها . ^{[ 3} ]

عند تسخين الأحماض الأكسجينية، يتفكك العديد منها إلى ماء وأنهيدريد الحمض . في معظم الحالات، تكون هذه الأنهيدريدات أكاسيدًا لعناصر لا فلزية. على سبيل المثال، ثاني أكسيد الكربون (CO₂ ₎ هو أنهيدريد حمض الكربونيك (H₂CO₃ _{) ،} وثالث أكسيد الكبريت (SO₃ ₎ هو أنهيدريد حمض الكبريتيك ( H₂SO₄ ₎ . تتفاعل هذه الأنهيدريدات بسرعة مع الماء لتكوين تلك الأحماض الأكسجينية مرة أخرى _. ^{[ ٥ ]}

العديد من الأحماض العضوية ، مثل الأحماض الكربوكسيلية والفينولات ، هي أحماض أوكسيية. ^{[ 3 ]} ومع ذلك، فإن تركيبها الجزيئي أكثر تعقيدًا بكثير من تركيب الأحماض الأوكسيية غير العضوية.

معظم الأحماض الشائعة هي أحماض أكسجينية. ^{[ 3 ]} في الواقع، افترض لافوازييه في القرن الثامن عشر أن جميع الأحماض تحتوي على الأكسجين وأن الأكسجين هو سبب حموضتها. ولهذا السبب، أطلق على هذا العنصر اسم " أوكسيجينيوم" ، المشتق من اليونانية ويعني "صانع الأحماض" ، وهو الاسم الذي لا يزال يُستخدم، بصيغة معدلة إلى حد ما، في معظم اللغات. ^{[ 6 ]} لاحقًا، أثبت همفري ديفي أن ما يُسمى بحمض المورياتيك لا يحتوي على الأكسجين، على الرغم من كونه حمضًا قويًا ؛ بل هو محلول من كلوريد الهيدروجين ، HCl. ^{[ 7 ]} تُعرف هذه الأحماض التي لا تحتوي على الأكسجين اليوم باسم الأحماض المائية.

تُعرف العديد من الأحماض الأكسجينية غير العضوية تقليدياً بأسماء تنتهي بكلمة "حمض" ، وتحتوي أيضاً، بصيغة معدلة نوعاً ما، على اسم العنصر الذي تحتويه بالإضافة إلى الهيدروجين والأكسجين. ومن الأمثلة المعروفة على هذه الأحماض حمض الكبريتيك وحمض النيتريك وحمض الفوسفوريك .

هذه الممارسة راسخة تماماً، وقد اعتمدها الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية (IUPAC) . وفي ضوء التسمية الكيميائية الحالية ، تُعدّ هذه الممارسة استثناءً، لأن الأسماء النظامية للمركبات تُصاغ وفقاً للعناصر التي تحتويها وبنيتها الجزيئية، وليس وفقاً لخصائص أخرى (مثل الحموضة ). ^{[ 8 ]}

مع ذلك، توصي منظمة IUPAC بعدم تسمية المركبات المستقبلية التي لم تُكتشف بعد بأسماء تنتهي بكلمة "حمض" . ^{[ 8 ]} في الواقع، يمكن تسمية الأحماض بأسماء تتكون من إضافة كلمة "هيدروجين" قبل الأنيون المقابل ؛ على سبيل المثال، يمكن تسمية حمض الكبريتيك بكبريتات الهيدروجين (أو كبريتات ثنائي الهيدروجين ). ^{[ 9 ]} في الحقيقة، الاسم النظامي الكامل لحمض الكبريتيك، وفقًا لقواعد IUPAC، هو ثنائي هيدروكسي ثنائي أكسيد الكبريت ، واسم أيون الكبريتات هو رباعي أكسيد الكبريتات (2−) . ^{[ 10 ]} مع ذلك، نادرًا ما تُستخدم هذه الأسماء.

مع ذلك، يمكن للعنصر نفسه أن يُكوّن أكثر من حمض واحد عند مزجه بالهيدروجين والأكسجين. في هذه الحالات، يُستخدم في اللغة الإنجليزية اللاحقة "-ic" في اسم الحمض الذي يحتوي على عدد أكبر من ذرات الأكسجين، واللاحقة " -ous" في اسم الحمض الذي يحتوي على عدد أقل من ذرات الأكسجين. على سبيل المثال، حمض الكبريتيك هو H₂SO₄ ، _{وحمض الكبريتوز} هو H₂SO₃ _{. وبالمثل} ، حمض النيتريك هو HNO₃ _، وحمض النيتروز هو HNO₂ . إذا كان هناك أكثر من حمضين أكسجينيين لهما نفس العنصر كذرة مركزية، ففي بعض الحالات، يتم تمييز الأحماض بإضافة البادئة "per-" أو "hypo-" إلى أسمائها. مع ذلك، تُستخدم البادئة "per- _{" فقط عندما تكون الذرة المركزية من} الهالوجينات أو عناصر المجموعة 7. ^{[ 9 ]} على سبيل المثال، للكلور الأحماض الأكسجينية الأربعة التالية :

• حمض الهيبوكلوروز HClO
• حمض الكلوروز HClO ₂
• حمض الكلوريك HClO ₃
• حمض البيركلوريك HClO ₄

يمكن لبعض الذرات العنصرية أن توجد في حالة أكسدة عالية بما يكفي لتتمكن من احتواء ذرة أكسجين برابطة ثنائية إضافية مقارنةً بأحماض البيرهاليك. في هذه الحالة، تُضاف البادئة " هايبر-" إلى أي حمض مرتبط بهذا العنصر . حاليًا، الحمض الوحيد المعروف بهذه البادئة هو حمض الهايبرروتينيك ، _{H₂RuO₅ .}

تُستخدم اللاحقة -ite في أسماء الأنيونات والأملاح المشتقة من الأحماض التي تنتهي أسماؤها باللاحقة -ous . في المقابل، تُستخدم اللاحقة -ate في أسماء الأنيونات والأملاح المشتقة من الأحماض التي تنتهي ^{أسماؤها} باللاحقة -ic . وتُستخدم البادئتان hypo- و per- في أسماء الأنيونات والأملاح؛ فعلى سبيل المثال ^، يُسمى أيون ClO⁻⁴ _{بيركلورات} . ^{[ 9} ]

في بعض الحالات، تظهر البادئتان ortho- و para- في أسماء بعض الأحماض الأكسجينية وأنيوناتها المشتقة. في هذه الحالات، يُعتبر حمض para- هو ما يُمكن اعتباره الجزء المتبقي من حمض ortho- بعد فصل جزيء الماء عنه . على سبيل المثال، يُطلق أحيانًا على حمض الفوسفوريك ، H₃PO₄ _{، اسم} حمض orthophosphoric ، لتمييزه عن حمض metaphosphoric ، HPO₄ . [ ⁹ _] ^مع ذلك، ووفقًا لقواعد _{الاتحاد الدولي} ^{للكيمياء} البحتة والتطبيقية (IUPAC ) الحالية، يجب استخدام البادئة ortho- فقط في أسماء حمض orthotelluric وحمض orthoperiodic ، وأنيوناتهما وأملاحهما المقابلة. ^{[ 11 ]}

• كيفينن، أنتي؛ ماكيتي ، أوسمو (1988). كيميا (بالفنلندية). هلسنكي، فنلندا: أوتافا. رقم ISBN 951-1-10136-6.
• تسمية المركبات غير العضوية، توصيات الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية لعام 2005 (الكتاب الأحمر 2005) . الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية. 2005. ISBN 0-85404-438-8.
• موسوعة أوتافان سوري، المجلد الثاني (سيد-هارفي) (بالفنلندية). هلسنكي، فنلندا: أوتافا. 1977. ردمك 951-1-04170-3.

• حمض ضعيف
• حمض الهيبوهالوس
• حمض الكبريت الأكسجيني
• حمض الكبريتيك

• تعريف الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية (IUPAC) لمصطلح "الحمض الأكسجيني" (من الكتاب الذهبي )