الرقم الهيدروجيني

الأحماض والقواعد
رقم المقبول حامض تفاعل الحمض والقاعدة التوازن الحمضي القاعدي قوة الحمض دالة الحموضة أمفوتيرزم قاعدة حلول العازلة ثابت التفكك رقم المتبرع كيمياء التوازن اِستِخلاص دالة هاميت للحموضة الرقم الهيدروجيني تقارب البروتون التأين الذاتي للماء المعايرة تحفيز حمض لويس ثنائي لويس المحبط حمض لويس الكيرالي نموذج ECW
أنواع الأحماض
برونستد-لوري لويس معدن عضوي أكسيد قوي الأحماض الفائقة ضعيف صلب
أنواع القاعدة
برونستد-لوري لويس عضوي أكسيد قوي قواعد عظمى غير محب للنواة ضعيف
ف ت هـ

في الكيمياء ، يشير الرقم الهيدروجيني (pH) ( / p iː ˈ eɪ tʃ / pee- AYCH )، والذي يُشار إليه أيضًا باسم الحموضة أو القاعدية ، تاريخيًا إلى " إمكانية الهيدروجين " (أو "قوة الهيدروجين"). ^[1] وهو مقياس لوغاريتمي يستخدم لتحديد حموضة أو قاعدية المحاليل المائية . يتم قياس المحاليل الحمضية (المحاليل ذات التركيزات الأعلى من أيونات الهيدروجين ( H + ) ⁾ بحيث يكون لها قيم pH أقل من المحاليل القاعدية أو القلوية .

مقياس الرقم الهيدروجيني هو مقياس لوغاريتمي ويشير عكسيا إلى نشاط أيونات الهيدروجين في المحلول

${\displaystyle {\ce {pH}}=-\log _{10}(a_{{\ce {H+}}})\thickapprox -\log _{10}([{\ce {H+}}])}$

حيث [H ⁺ ] هو التركيز المولي المتوازن لـ H ⁺ (M = mol/L) في المحلول. عند 25  درجة مئوية (77 درجة فهرنهايت )، تكون المحاليل ذات الرقم الهيدروجيني الأقل من 7 حمضية، والمحاليل ذات الرقم الهيدروجيني الأكبر من 7 تكون قاعدية. المحاليل ذات الرقم الهيدروجيني 7 عند 25 درجة مئوية تكون محايدة (أي لها نفس تركيز أيونات H ⁺ مثل أيونات OH ⁻ ، أي نفس الماء النقي ). تعتمد القيمة المحايدة للرقم الهيدروجيني على درجة الحرارة وتكون أقل من 7 إذا ارتفعت درجة الحرارة فوق 25 درجة مئوية. يُعطى نطاق الرقم الهيدروجيني عادةً من صفر إلى 14، ولكن يمكن أن تكون قيمة الرقم الهيدروجيني أقل من 0 للأحماض القوية المركزة للغاية أو أكبر من 14 للقواعد القوية المركزة للغاية . ^[2]

يمكن تتبع مقياس الرقم الهيدروجيني إلى مجموعة من المحاليل القياسية التي تم تحديد الرقم الهيدروجيني لها بموجب اتفاقية دولية. ^[3] يتم تحديد قيم معيار الرقم الهيدروجيني الأولية باستخدام خلية تركيز مع نقل عن طريق قياس فرق الجهد بين قطب الهيدروجين والقطب القياسي مثل قطب كلوريد الفضة . يمكن قياس الرقم الهيدروجيني للمحاليل المائية باستخدام قطب زجاجي ومقياس الرقم الهيدروجيني أو مؤشر متغير اللون . تعتبر قياسات الرقم الهيدروجيني مهمة في الكيمياء والزراعة والطب ومعالجة المياه والعديد من التطبيقات الأخرى.

في عام 1909، قدم الكيميائي الدنماركي سورين بيتر لوريتز سورينسن مفهوم الرقم الهيدروجيني في مختبر كارلسبيرج ، ^[4] باستخدام الترميز "p _H• "، مع H• كرمز أسفل الحرف الصغير p. تم تعديل المفهوم لاحقًا في عام 1924 إلى الرقم الهيدروجيني الحديث لاستيعاب التعريفات والقياسات من حيث الخلايا الكهروكيميائية.

بالنسبة للإشارة p ، أقترح اسم "أس أيون الهيدروجين" والرمز p _H• . ثم بالنسبة لأس أيون الهيدروجين (p _H• ) للحل، يجب فهم القيمة السالبة للوغاريتم البريجسي لعامل تطبيع أيون الهيدروجين ذي الصلة . ^[4]

لم يشرح سورينسن سبب استخدامه للحرف p، ولا يزال المعنى الدقيق للحرف محل نزاع. ^{[5] [6]} وصف سورينسن طريقة لقياس الرقم الهيدروجيني باستخدام فروق الجهد ، وهي تمثل القوة السالبة لـ 10 في تركيز أيونات الهيدروجين. يمكن أن يرمز الحرف p إلى الكلمة الفرنسية puissance، أو الألمانية Potenz، أو الدنماركية potens ، وكلها تعني "قوة"، أو يمكن أن تعني "إمكانات". تبدأ كل هذه الكلمات بالحرف p في الفرنسية والألمانية والدنماركية ، وهي اللغات التي نشر بها سورينسن: كان مختبر كارلسبرغ يتحدث الفرنسية؛ كانت الألمانية هي اللغة السائدة في النشر العلمي؛ كان سورينسن دانمركيًا . كما استخدم الحرف q بنفس الطريقة تقريبًا في مكان آخر من الورقة، وربما كان قد أطلق على محلول الاختبار اسم "p" والحل المرجعي "q" بشكل تعسفي؛ غالبًا ما يتم إقران هذين الحرفين. ^[7] تشير بعض المصادر الأدبية إلى أن "pH" يرمز إلى المصطلح اللاتيني pondushydrogenii (كمية الهيدروجين) أو potentiahydrogenii (قوة الهيدروجين)، على الرغم من أن هذا لا تدعمه كتابات سورينسن. ^{[8] [9] [10]}

في الكيمياء الحديثة ، يشير الحرف p إلى " اللوغاريتم العشري السالب لـ "، ويُستخدم في المصطلح pKa لثوابت _تفكك الأحماض ، [ ^11] لذا فإن الرقم الهيدروجيني هو " اللوغاريتم العشري السالب لتركيز أيونات H ⁺ "، بينما pOH هو "اللوغاريتم العشري السالب لتركيز أيونات OH-".

أرجعت عالمة البكتيريا أليس كاثرين إيفانز ، التي أثرت على صناعة الألبان وسلامة الأغذية ، الفضل إلى ويليام مانسفيلد كلارك وزملائه، بما في ذلك نفسها، في تطوير أساليب قياس الرقم الهيدروجيني في عشرينيات القرن العشرين، والتي كان لها تأثير واسع على الاستخدام المختبري والصناعي بعد ذلك. في مذكراتها، لم تذكر كم أو كم كان كلارك وزملاؤه يعرفون عن عمل سورينسن قبل بضع سنوات. ^[12] قالت:

في هذه الدراسات [التي تناولت عملية التمثيل الغذائي للبكتيريا] انصب اهتمام الدكتور كلارك على تأثير الحمض على نمو البكتيريا. ووجد أن شدة الحمض من حيث تركيز أيونات الهيدروجين هي التي تؤثر على نموها. ولكن الطرق الحالية لقياس الحموضة كانت تحدد كمية الحمض وليس شدته. وبعد ذلك، طور الدكتور كلارك مع زملائه طرقًا دقيقة لقياس تركيز أيونات الهيدروجين. وقد حلت هذه الطرق محل طريقة المعايرة غير الدقيقة لتحديد محتوى الحمض المستخدمة في المختبرات البيولوجية في جميع أنحاء العالم. كما وجد أنها قابلة للتطبيق في العديد من العمليات الصناعية وغيرها التي دخلت فيها على نطاق واسع. ^[12]

تم اختراع أول طريقة إلكترونية لقياس درجة الحموضة بواسطة أرنولد أورفيل بيكمان ، أستاذ في معهد كاليفورنيا للتكنولوجيا في عام 1934. ^[13] وكان ذلك استجابة لطلب من مزارع الحمضيات المحلي سانكيست ، الذي أراد طريقة أفضل لاختبار درجة حموضة الليمون التي كانوا يقطفونها من بساتينهم القريبة بسرعة. ^[14]

يتم تعريف الرقم الهيدروجيني للمحلول على أنه اللوغاريتم العشري لمقلوب نشاط أيون الهيدروجين ، وهو _H +. ^[3] رياضيًا، يتم التعبير عن الرقم الهيدروجيني على النحو التالي:

${\displaystyle {\ce {pH}}=-\log _{10}(a_{{\ce {H+}}})=\log _{10}\left({\frac {1}{a_{{\ce {H+}}}}\right)}$

على سبيل المثال، بالنسبة لمحلول له نشاط أيون الهيدروجين 5×10 ⁻⁶ (أي تركيز أيونات الهيدروجين بالمول لكل لتر)، يمكن حساب الرقم الهيدروجيني للمحلول على النحو التالي:

${\displaystyle {\ce {pH}}=-\log _{10}(5\times 10^{-6})=5.3}$

تم تطوير مفهوم الرقم الهيدروجيني لأن الأقطاب الكهربائية الانتقائية للأيونات ، والتي تستخدم لقياس الرقم الهيدروجيني، تستجيب للنشاط. تتبع إمكانات القطب، E ، معادلة نيرنست لأيون الهيدروجين، والتي يمكن التعبير عنها على النحو التالي:

${\displaystyle E=E^{0}+{\frac {RT}{F}}\ln(a_{{\ce {H+}}})=E^{0}-{\frac {RT\ln {10}}{F}}{\ce {pH}}\approx E^{0}-{\frac {2.303RT}{F}}{\ce {pH}}}$

حيث E هي جهد محسوب، و E ⁰ هي جهد القطب القياسي، وR هو ثابت الغاز ، وT هي درجة الحرارة بالكلفن ، وF هو ثابت فاراداي . بالنسبة لـ H ⁺ ، فإن عدد الإلكترونات المنقولة هو واحد. جهد القطب يتناسب مع الرقم الهيدروجيني عندما يتم تعريف الرقم الهيدروجيني من حيث النشاط.

يتم تقديم القياس الدقيق لدرجة الحموضة في المعيار الدولي ISO 31-8 على النحو التالي: ^[15] يتم إعداد خلية جلفانية لقياس القوة الدافعة الكهربائية (emf) بين قطب مرجعي وقطب حساس لنشاط أيون الهيدروجين عندما يتم غمرهما في نفس المحلول المائي. قد يكون القطب المرجعي قطب كلوريد الفضة أو قطب الكالوميل ، والقطب الانتقائي لأيون الهيدروجين هو قطب هيدروجين قياسي .

القطب المرجعي | محلول مركّز من كلوريد البوتاسيوم || محلول اختبار | H ₂ | Pt

أولاً، تُملأ الخلية بمحلول معروف نشاط أيون الهيدروجين ويتم قياس القوة الدافعة الكهربائية، E _{S . ثم يتم قياس القوة الدافعة الكهربائية،} E _X ، لنفس الخلية التي تحتوي على محلول غير معروف الرقم الهيدروجيني.

${\displaystyle {\ce {pH(X)}}={\ce {pH(S)}}+{\frac {E_{{\ce {S}}}-E_{{\ce {X}}} {ض}}}$

الفرق بين قيمتي القوة الدافعة الكهربائية المقاستين يتناسب طرديًا مع الرقم الهيدروجيني. تتجنب طريقة المعايرة هذه الحاجة إلى معرفة جهد القطب القياسي . ثابت التناسب، 1/ z ، يساوي بشكل مثالي ، "ميل نيرنستي". ${\displaystyle {\frac {F}{RT\ln {10}}}\ }$

في الممارسة العملية، يتم استخدام قطب زجاجي بدلاً من قطب الهيدروجين المرهق. يحتوي القطب الزجاجي المركب على قطب مرجعي مدمج. يتم معايرته مقابل محاليل العازلة ذات نشاط أيون الهيدروجين المعروف ( H ⁺ ) المقترحة من قبل الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية ( IUPAC ). ^[3] يتم استخدام محلولين أو أكثر من المحاليل العازلة من أجل استيعاب حقيقة أن "الميل" قد يختلف قليلاً عن المثالي. لمعايرة القطب، يتم غمره أولاً في محلول قياسي، ويتم ضبط القراءة على مقياس الأس الهيدروجيني لتكون مساوية لقيمة المحلول العازل القياسي. ثم يتم ضبط القراءة من محلول عازل قياسي ثانٍ باستخدام عنصر التحكم "الميل" لتكون مساوية لقيمة الأس الهيدروجيني لهذا المحلول. يتم تقديم مزيد من التفاصيل في توصيات الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية . ^[16] عند استخدام أكثر من محلولين عازلين، يتم معايرة القطب عن طريق ملاءمة قيم الأس الهيدروجيني المرصودة إلى خط مستقيم فيما يتعلق بقيم العازل القياسية. تأتي المحاليل العازلة القياسية التجارية عادةً مع معلومات عن القيمة عند 25 درجة مئوية وعامل تصحيح يتم تطبيقه على درجات حرارة أخرى.

مقياس الرقم الهيدروجيني هو مقياس لوغاريتمي وبالتالي فإن الرقم الهيدروجيني هو كمية بلا أبعاد . ^[17]

كان هذا هو التعريف الأصلي لسورنسن في عام 1909، ^[18] والذي تم استبداله لصالح الرقم الهيدروجيني في عام 1924. [H] هو تركيز أيونات الهيدروجين، ويشار إليه بـ [ H ⁺ ] في الكيمياء الحديثة. وبشكل أكثر دقة، يجب استبدال النشاط الديناميكي الحراري لـ H ⁺ في المحلول المخفف بـ [ H ⁺ ]/c ₀ ، حيث يكون تركيز الحالة القياسية c ₀ = 1 مول/لتر. هذه النسبة هي رقم نقي يمكن تعريف لوغاريتمه.

من الممكن قياس تركيز أيونات الهيدروجين مباشرة باستخدام قطب كهربائي مُعاير من حيث تركيزات أيونات الهيدروجين. إحدى الطرق الشائعة هي معايرة محلول ذي تركيز معروف لحمض قوي بمحلول ذي تركيز معروف لقاعدة قوية في وجود تركيز مرتفع نسبيًا من إلكتروليت الخلفية. من خلال معرفة تركيزات الحمض والقاعدة، يمكن حساب تركيز أيونات الهيدروجين ويمكن ربط الجهد المقاس بالتركيزات. عادةً ما يتم إجراء المعايرة باستخدام مخطط جران . ^[19] يجعل هذا الإجراء نشاط أيونات الهيدروجين مساويًا للقيمة العددية للتركيز.

يجب معايرة القطب الزجاجي ( والأقطاب الانتقائية للأيونات الأخرى ) في وسط مشابه للوسط الذي يتم التحقيق فيه. على سبيل المثال، إذا رغب المرء في قياس درجة حموضة عينة من مياه البحر، فيجب معايرة القطب في محلول يشبه مياه البحر في تركيبته الكيميائية.

الفرق بين p[H] وpH صغير جدًا، وقد ثبت أن pH = p[H] + 0.04. ^[20] ومع ذلك، فمن الشائع استخدام مصطلح "pH" لكلا النوعين من القياسات.

يُستخدم pOH أحيانًا كمقياس لتركيز أيونات الهيدروكسيد، OH ⁻ . بحكم التعريف، pOH هو اللوغاريتم السالب (للأساس 10) لتركيز أيونات الهيدروكسيد (مول/لتر). يمكن اشتقاق قيم pOH من قياسات الرقم الهيدروجيني والعكس صحيح. يرتبط تركيز أيونات الهيدروكسيد في الماء بتركيز أيونات الهيدروجين من خلال

${\displaystyle [{\ce {OH^-}}]={\frac {K_{{\ce {W}}}}{[{\ce {H^+}}]}}}$

حيث KW هو ثابت التأين الذاتي للماء. _بأخذ اللوغاريتمات ،

${\displaystyle {\ce {pOH}}={\ce {p}}K_{{\ce {W}}}-{\ce {pH}}.}$

لذا، عند درجة حرارة الغرفة، pOH ≈ 14 − pH. ومع ذلك، فإن هذه العلاقة ليست صالحة تمامًا في ظروف أخرى، مثل قياسات قلوية التربة .

متوسط ​​الرقم الهيدروجيني للمحاليل الشائعة
مادة	مدى الرقم الهيدروجيني	يكتب
حمض البطارية	< 1	حامض
حمض المعدة	1.0 – 1.5
عصير البرتقال	3.3 – 4.2
خل	4-5
قهوة سوداء	5 – 5.03
لبن	6.5 – 6.8
ماء نقي عند 25 درجة مئوية	7	حيادي
مياه البحر	7.5 – 8.4	قاعدة
الأمونيا	11.0 – 11.5
مبيض	12.5
الغسول	14

يمكن قياس الرقم الهيدروجيني باستخدام مؤشرات تتغير ألوانها حسب الرقم الهيدروجيني للمحلول الذي توجد فيه. ومن خلال مقارنة لون محلول الاختبار بمخطط الألوان القياسي، يمكن تقدير الرقم الهيدروجيني لأقرب عدد صحيح. ولإجراء قياسات أكثر دقة، يمكن قياس اللون باستخدام مقياس الألوان أو مطياف ضوئي . المؤشر العالمي هو مزيج من عدة مؤشرات يمكنها توفير تغيير مستمر في اللون على مدى مجموعة من قيم الرقم الهيدروجيني، عادةً من حوالي الرقم الهيدروجيني 2 إلى الرقم الهيدروجيني 10. يُصنع ورق المؤشر العالمي من ورق ماص مشبع بمؤشر عالمي. وهناك طريقة بديلة لقياس الرقم الهيدروجيني وهي استخدام مقياس الرقم الهيدروجيني الإلكتروني ، والذي يقيس بشكل مباشر فرق الجهد بين قطب حساس للرقم الهيدروجيني وقطب مرجعي.

يمكن قياس قيم الأس الهيدروجيني في المحاليل غير المائية، ولكنها تعتمد على مقياس مختلف عن قيم الأس الهيدروجيني المائية، لأن الحالات القياسية المستخدمة لحساب تركيزات أيونات الهيدروجين ( الأنشطة ) مختلفة. يتم تعريف نشاط أيون الهيدروجين، وهو H + ، [21] [22] على النحو التالي:

${\displaystyle a_{{\ce {H+}}}=\exp \left({\frac {\mu _{{\ce {H+}}}-\mu _{{\ce {H+}}}^{ \أومينوس }}{RT}}\يمين)}$

حيث μ _{H ⁺} هي الإمكانات الكيميائية لأيون الهيدروجين، و هي إمكاناته الكيميائية في الحالة القياسية المختارة، و R هو ثابت الغاز و T هي درجة الحرارة الديناميكية الحرارية . لذلك، لا يمكن مقارنة قيم الرقم الهيدروجيني على المقاييس المختلفة بشكل مباشر بسبب الاختلافات في أيونات البروتون المذابة، مثل أيونات الليونيوم، والتي تتطلب مقياسًا بين المذيبات يتضمن معامل نشاط نقل أيون الهيدرونيوم/الليونيوم . ${\displaystyle \mu _{{\ce {H+}}}^{\ominus }}$

الرقم الهيدروجيني هو مثال على دالة الحموضة ، ولكن هناك دالة أخرى يمكن تعريفها. على سبيل المثال، تم تطوير دالة هاميت للحموضة ، H _{0 ، فيما يتعلق بالأحماض} الفائقة .

في عام 2010، تم اقتراح نهج جديد لقياس الرقم الهيدروجيني، يُسمى "مقياس الرقم الهيدروجيني المطلق الموحد". يسمح هذا النهج باستخدام معيار مرجعي مشترك عبر حلول مختلفة، بغض النظر عن نطاق الرقم الهيدروجيني الخاص بها. يعتمد مقياس الرقم الهيدروجيني المطلق الموحد على الإمكانات الكيميائية المطلقة للبروتون، كما هو محدد بواسطة نظرية لويس للحمض والقاعدة . هذا المقياس قابل للتطبيق على السوائل والغازات وحتى المواد الصلبة. ^[23] تشمل مزايا مقياس الرقم الهيدروجيني المطلق الموحد الاتساق والدقة والتطبيق على مجموعة واسعة من أنواع العينات. إنه دقيق ومتعدد الاستخدامات لأنه يعمل كمعيار مرجعي مشترك لقياسات الرقم الهيدروجيني. ومع ذلك، فإن جهود التنفيذ والتوافق مع البيانات الموجودة والتعقيد والتكاليف المحتملة تشكل بعض التحديات.

قد يصبح قياس الرقم الهيدروجيني صعبًا في الظروف الحمضية أو القلوية للغاية، مثل أقل من الرقم الهيدروجيني 2.5 (حوالي 0.003  مول / ديسيمتر ^مكعب حمض) أو أعلى من الرقم الهيدروجيني 10.5 (أعلى من حوالي 0.0003 مول / ديسيمتر ^مكعب قلوي). ويرجع هذا إلى انهيار معادلة نيرنست في مثل هذه الظروف عند استخدام قطب كهربائي زجاجي. هناك العديد من العوامل التي تساهم في هذه المشكلة. أولاً، قد لا تكون إمكانات الوصلة السائلة مستقلة عن الرقم الهيدروجيني. ^{[24] ثانيًا، يمكن أن تؤثر} القوة الأيونية العالية للمحاليل المركزة على إمكانات القطب الكهربائي. عند الرقم الهيدروجيني العالي، قد يتأثر القطب الكهربائي الزجاجي بـ "الخطأ القلوي"، لأن القطب الكهربائي يصبح حساسًا لتركيز الكاتيونات مثل Na ⁺ و K ⁺ في المحلول. ^[25] للتغلب على هذه المشاكل، تتوفر أقطاب كهربائية مصممة خصيصًا.

يمكن أن يؤدي الجريان السطحي من المناجم أو مخلفات المناجم إلى إنتاج بعض قيم الرقم الهيدروجيني المنخفضة للغاية، والتي تصل إلى -3.6. ^[26]

الماء النقي له درجة حموضة 7 عند 25 درجة مئوية، مما يعني أنه محايد. عندما يذوب حمض في الماء، سيكون الرقم الهيدروجيني أقل من 7، بينما سيكون للقاعدة أو القلوية درجة حموضة أكبر من 7. الحمض القوي، مثل حمض الهيدروكلوريك ، عند تركيز 1 مول ديسيمتر ^-3 له درجة حموضة 0، بينما القلوي القوي مثل هيدروكسيد الصوديوم ، عند نفس التركيز، له درجة حموضة 14. نظرًا لأن الرقم الهيدروجيني هو مقياس لوغاريتمي، فإن الفرق بمقدار واحد في الرقم الهيدروجيني يعادل فرقًا بمقدار عشرة أضعاف في تركيز أيون الهيدروجين.

الحياد ليس بالضبط 7 عند 25 درجة مئوية، ولكن 7 يعمل كتقريب جيد في معظم الحالات. يحدث الحياد عندما يكون تركيز أيونات الهيدروجين ([ H ⁺ ]) مساويًا لتركيز أيونات الهيدروكسيد ([ OH ⁻ ])، أو عندما تكون أنشطتهما متساوية. نظرًا لأن التأين الذاتي للماء يحمل حاصل هذه التركيزات [ H ⁺ ] × [ OH ⁻ ] = K _w ، فيمكن ملاحظة أنه عند الحياد [ H ⁺ ] = [ OH ⁻ ] = √ K _w ، أو الرقم الهيدروجيني = pK _w /2. pK _w يساوي تقريبًا 14 ولكنه يعتمد على القوة الأيونية ودرجة الحرارة، وبالتالي فإن الرقم الهيدروجيني للحياد كذلك. الماء النقي ومحلول كلوريد الصوديوم في الماء النقي كلاهما متعادلان، لأن تفكك الماء ينتج أعدادًا متساوية من كلا الأيونين. ومع ذلك فإن درجة الحموضة لمحلول كلوريد الصوديوم المحايد ستكون مختلفة قليلاً عن درجة الحموضة في الماء النقي المحايد لأن نشاط أيونات الهيدروجين والهيدروكسيد يعتمد على القوة الأيونية ، وبالتالي فإن Kw _يتغير مع القوة الأيونية.

عندما يتعرض الماء النقي للهواء، فإنه يصبح حمضيًا بشكل معتدل. وذلك لأن الماء يمتص ثاني أكسيد الكربون من الهواء، والذي يتحول بعد ذلك ببطء إلى أيونات البيكربونات والهيدروجين (مما يؤدي في الأساس إلى تكوين حمض الكربونيك ).

أول أكسيد الكربون
₂+ح
₂O ⇌ HCO^-
₃+ح⁺

تقوم دائرة الحفاظ على الموارد الطبيعية التابعة لوزارة الزراعة الأمريكية ، والمعروفة سابقًا باسم دائرة الحفاظ على التربة، بتصنيف نطاقات درجة حموضة التربة على النحو التالي: ^[27]

فئة	مدى الرقم الهيدروجيني
حمضية للغاية	< 3.5
حمضي للغاية	3.5–4.4
حمضي للغاية	4.5–5.0
حمضي بشدة	5.1–5.5
حمضي بشكل معتدل	5.6–6.0
حمضي قليلا	6.1–6.5
حيادي	6.6–7.3
قلوي قليلا	7.4–7.8
قلوي بشكل معتدل	7.9–8.4
قلوي بقوة	8.5–9.0
قلوي للغاية	9.0–10.5
قلوي للغاية	> 10.5

يتأثر الرقم الهيدروجيني للتربة السطحية بمادة التربة الأم، والتأثيرات التآكلية، والمناخ والنباتات. تُظهر خريطة حديثة ^[28] لدرجة حموضة التربة السطحية في أوروبا التربة القلوية في البحر الأبيض المتوسط، والمجر، وشرق رومانيا، وشمال فرنسا. أما الدول الاسكندنافية، والبرتغال، وبولندا، وشمال ألمانيا، فتتمتع بتربة أكثر حمضية.

تحتوي النباتات على صبغات تعتمد على درجة الحموضة والتي يمكن استخدامها كمؤشرات لدرجة الحموضة ، مثل تلك الموجودة في الكركديه والملفوف الأحمر ( الأنثوسيانين ) والعنب ( النبيذ الأحمر ). تحتوي ثمار الحمضيات على عصير حمضي في المقام الأول بسبب وجود حمض الستريك ، في حين يمكن العثور على أحماض كربوكسيلية أخرى في أنظمة حية مختلفة. تعتمد حالة بروتونات مشتقات الفوسفات ، بما في ذلك ATP ، على درجة الحموضة. يتأثر الهيموجلوبين ، وهو إنزيم نقل الأكسجين، أيضًا بدرجة الحموضة في ظاهرة تُعرف باسم تأثير الجذر .

يلعب الرقم الهيدروجيني لمياه البحر دورًا مهمًا في دورة الكربون في المحيط . هناك أدلة على استمرار تحمض المحيطات (أي انخفاض في قيمة الرقم الهيدروجيني): بين عامي 1950 و 2020، انخفض متوسط ​​الرقم الهيدروجيني لسطح المحيط من حوالي 8.15 إلى 8.05. ^{[29] تعد} انبعاثات ثاني أكسيد الكربون من الأنشطة البشرية السبب الرئيسي لتحمض المحيطات، حيث تجاوزت مستويات ثاني أكسيد الكربون في الغلاف الجوي (CO ₂ ) 410 جزء في المليون (في عام 2020). تمتص المحيطات ثاني أكسيد الكربون من الغلاف الجوي. ينتج عن هذا _حمض الكربونيك ( H 2 _CO 3 ₎ الذي يتفكك إلى أيون بيكربونات ( HCO3)^-
₃) وأيون هيدروجين (H ⁺ ). يؤدي وجود أيونات الهيدروجين الحرة (H ⁺ ) إلى خفض درجة حموضة المحيط.

إن قياس درجة الحموضة في مياه البحر معقد بسبب الخصائص الكيميائية لمياه البحر، وتوجد ثلاثة مقاييس مميزة لدرجة الحموضة في علم المحيطات الكيميائي . ^[30] من الناحية العملية، تختلف مقاييس درجة الحموضة الثلاثة لمياه البحر في قيم درجة الحموضة الخاصة بها حتى 0.10، وهي اختلافات أكبر بكثير من دقة قياسات درجة الحموضة المطلوبة عادةً، وخاصة فيما يتعلق بنظام كربونات المحيط . ^[30] نظرًا لأنه يغفل اعتبار أيونات الكبريتات والفلوريد، فإن المقياس الحر يختلف بشكل كبير عن كل من المقاييس الكلية ومياه البحر. ونظرًا لعدم أهمية أيون الفلوريد نسبيًا، فإن المقاييس الكلية ومياه البحر تختلف قليلاً جدًا.

كجزء من تعريفها التشغيلي لمقياس الرقم الهيدروجيني، يحدد الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية سلسلة من محاليل العازلة عبر مجموعة من قيم الرقم الهيدروجيني (غالبًا ما يشار إليها بتسمية المكتب الوطني للمعايير (NBS) أو المعهد الوطني للمعايير والتكنولوجيا (NIST)). تتمتع هذه المحاليل بقوة أيونية منخفضة نسبيًا (≈0.1) مقارنة بقوة مياه البحر (≈0.7)، ونتيجة لذلك، لا يُنصح باستخدامها في توصيف الرقم الهيدروجيني لمياه البحر، حيث تتسبب فروق القوة الأيونية في حدوث تغييرات في جهد القطب . لحل هذه المشكلة، تم تطوير سلسلة بديلة من المحاليل العازلة تعتمد على مياه البحر الاصطناعية . ^[31] تحل هذه السلسلة الجديدة مشكلة فروق القوة الأيونية بين العينات والمحاليل العازلة، ويشار إلى مقياس الرقم الهيدروجيني الجديد بالمقياس الكلي ، وغالبًا ما يشار إليه بـ pH _T. تم تعريف المقياس الكلي باستخدام وسط يحتوي على أيونات كبريتات . تتعرض هذه الأيونات للبروتونات ، H ⁺ + SO^2-4
_​↔ HSO^-
₄، بحيث يتضمن المقياس الإجمالي تأثير كل من البروتونات (أيونات الهيدروجين الحرة) وأيونات كبريتات الهيدروجين:

[ H ⁺ ] _T = [ H ⁺ ] _F + [ HSO^-
₄]

هناك مقياس بديل، وهو المقياس الحر ، والذي يُشار إليه غالبًا بـ pH _F ، يغفل هذا الاعتبار ويركز فقط على [ H ⁺ ] _F ، مما يجعله في الأساس تمثيلًا أبسط لتركيز أيونات الهيدروجين. لا يمكن تحديد [ H ⁺ ] _{T إلا،} ^[32] لذلك يجب تقدير [ H ⁺ ] _{F باستخدام [} SO^2-4
_​] وثابت استقرار HSO^-
₄, ك^*
_س:

[ H ⁺ ] _F = [ H ⁺ ] _T − [ HSO^-
₄] = [ ح ⁺ ] _ت (1 + [ SO^2-4
_​] / ك^*
_س) ^-1

ومع ذلك، فمن الصعب تقدير K^*
_سفي مياه البحر، مما يحد من فائدة المقياس الحر الأكثر بساطة.

يأخذ مقياس آخر، يُعرف بمقياس مياه البحر ، والذي يُشار إليه غالبًا بـ pH _SWS ، في الاعتبار علاقة بروتونية أخرى بين أيونات الهيدروجين وأيونات الفلوريد ، H ⁺ + F ⁻ ⇌ HF. مما ينتج عنه التعبير التالي لـ [ H ⁺ ] _SWS :

[ H ⁺ ] _SWS = [ H ⁺ ] _F + [ HSO^-
₄] + [HF]

ومع ذلك، فإن ميزة النظر في هذا التعقيد الإضافي تعتمد على وفرة الفلورايد في الوسط. ففي مياه البحر، على سبيل المثال، توجد أيونات الكبريتات بتركيزات أكبر بكثير (>400 مرة) من تركيزات الفلورايد. ونتيجة لهذا، ولأغراض عملية أكثر، يكون الفارق بين المقاييس الكلية ومياه البحر صغيرًا للغاية.

المعادلات الثلاثة التالية تلخص المقاييس الثلاثة لدرجة الحموضة:

الرقم الهيدروجيني _F = −log ₁₀ [ H ⁺ ] _F

الرقم الهيدروجيني _T = −log ₁₀ ([ H ⁺ ] _F + [ HSO^-
₄]) = −log ₁₀ [ H ⁺ ] _T

الرقم الهيدروجيني _SWS = −log ₁₀ ( H ⁺ ] _F + [ HSO^-
₄] + [HF]) = −log ₁₀ [v] _SWS

يؤثر مستوى الرقم الهيدروجيني للطعام على نكهته وملمسه ومدة صلاحيته . ^[33] الأطعمة الحمضية، مثل الفواكه الحمضية والطماطم والخل ، عادةً ما يكون لها درجة حموضة أقل من 4.6 ^[34] مع طعم حاد وحامض، في حين أن الأطعمة الأساسية لها طعم مرير أو صابوني. ^[35] يعد الحفاظ على درجة الحموضة المناسبة في الأطعمة أمرًا ضروريًا لمنع نمو الكائنات الحية الدقيقة الضارة . ^[34] يمكن أن تؤثر قلوية الخضروات مثل السبانخ والكرنب أيضًا على ملمسها ولونها أثناء الطهي. ^[36] يؤثر الرقم الهيدروجيني أيضًا على تفاعل ميلارد ، وهو المسؤول عن تحول الطعام إلى اللون البني أثناء الطهي، مما يؤثر على كل من النكهة والمظهر. ^[37 ]

درجة حموضة سوائل الجسم المختلفة ^[38]

مقصورة	الرقم الهيدروجيني
حمض المعدة	1.5–3.5 [39] [40]
الليسوسومات	4.5 [38]
جلد الانسان	4.7 [41]
حبيبات الخلايا الكرومافينية	5.5
البول	6.0
حليب الثدي	7.0-7.45 [42]
السيتوزول	7.2
الدم (الرقم الهيدروجيني الطبيعي)	7.34–7.45 [38]
السائل الدماغي الشوكي	7.5
مصفوفة الميتوكوندريا	7.5
إفرازات البنكرياس	8.1

في الكائنات الحية، يتم تنظيم درجة حموضة سوائل الجسم المختلفة ، والحجرات الخلوية، والأعضاء بشكل صارم للحفاظ على حالة التوازن الحمضي القاعدي المعروفة باسم التوازن الحمضي القاعدي . الحماض ، الذي يتم تعريفه بدرجة حموضة الدم أقل من 7.35، هو الاضطراب الأكثر شيوعًا في التوازن الحمضي القاعدي ويحدث عندما يكون هناك فائض من الحمض في الجسم. على النقيض من ذلك، يتميز القلاء بارتفاع درجة حموضة الدم بشكل مفرط.

عادة ما يكون الرقم الهيدروجيني للدم قاعديًا بعض الشيء، حيث يبلغ الرقم الهيدروجيني 7.365، وهو ما يشار إليه بالرقم الهيدروجيني الفسيولوجي في علم الأحياء والطب. يمكن أن يؤدي تكوين اللويحات في الأسنان إلى خلق بيئة حمضية محلية تؤدي إلى تسوس الأسنان من خلال إزالة المعادن. تتمتع الإنزيمات والبروتينات الأخرى بنطاق مثالي للرقم الهيدروجيني للقيام بوظيفتها ويمكن أن تصبح غير نشطة أو مشوهة خارج هذا النطاق.

عند حساب الرقم الهيدروجيني لمحلول يحتوي على أحماض و/أو قواعد، يتم استخدام حساب الأنواع الكيميائية لتحديد تركيز جميع الأنواع الكيميائية الموجودة في المحلول. تعتمد تعقيد الإجراء على طبيعة المحلول. الأحماض والقواعد القوية هي مركبات تتفكك تمامًا تقريبًا في الماء، مما يبسط الحساب. ومع ذلك، بالنسبة للأحماض الضعيفة، يجب حل معادلة تربيعية ، وبالنسبة للقواعد الضعيفة، يلزم حل معادلة مكعبية. بشكل عام، يجب حل مجموعة من المعادلات المتزامنة غير الخطية .

الماء بحد ذاته حمض ضعيف وقاعدة ضعيفة، لذا يجب أن يؤخذ تفككه في الاعتبار عند درجة حموضة عالية وتركيز منخفض من المذاب (انظر الأمفوترية ). يتفكك وفقًا للتوازن

2 H ₂ O ⇌ H ₃ O ⁺ (محلول مائي) + OH ⁻ (محلول مائي)

مع ثابت التفكك ، K _w يتم تعريفه على أنه

${\displaystyle K_{w}={\ce {[H+][OH^{-}]}}}$

حيث يمثل [H ⁺ ] تركيز أيون الهيدرونيوم المائي ويمثل [OH ⁻ ] تركيز أيون الهيدروكسيد . يجب أخذ هذا التوازن في الاعتبار عند درجة الحموضة العالية وعندما يكون تركيز المذاب منخفضًا للغاية.

الأحماض والقواعد القوية هي مركبات تتفكك بشكل كامل في الماء. وهذا يعني أنه في المحلول الحمضي، يمكن اعتبار تركيز أيونات الهيدروجين (H+) مساويًا لتركيز الحمض. وبالمثل، في المحلول القاعدي ، يمكن اعتبار تركيز أيونات الهيدروكسيد (OH-) مساويًا لتركيز القاعدة. يتم تعريف الرقم الهيدروجيني للمحلول على أنه اللوغاريتم السالب لتركيز H+، ويتم تعريف pOH على أنه اللوغاريتم السالب لتركيز OH-. على سبيل المثال، الرقم الهيدروجيني لمحلول حمض الهيدروكلوريك (HCl) بتركيز 0.01 مول يساوي 2 (pH = −log ₁₀ (0.01))، بينما الرقم الهيدروجيني لمحلول هيدروكسيد الصوديوم (NaOH) بتركيز 0.01 مول يساوي 2 (pOH = −log ₁₀ (0.01))، وهو ما يتوافق مع الرقم الهيدروجيني الذي يبلغ حوالي 12.

ومع ذلك، يجب أيضًا مراعاة التأين الذاتي للماء عندما تكون تركيزات الحمض أو القاعدة القوية منخفضة جدًا أو عالية جدًا. على سبيل المثال، من المتوقع أن يكون لمحلول 5×10 ⁻⁸ M من حمض الهيدروكلوريك درجة حموضة 7.3 بناءً على الإجراء أعلاه، وهو غير صحيح لأنه حمضي ويجب أن يكون له درجة حموضة أقل من 7. في مثل هذه الحالات، يمكن التعامل مع النظام كمزيج من الحمض أو القاعدة والماء، وهو مادة أمفوتيرية . من خلال حساب التأين الذاتي للماء، يمكن حساب درجة الحموضة الحقيقية للمحلول. على سبيل المثال، سيكون لمحلول 5×10 ⁻⁸ M من حمض الهيدروكلوريك درجة حموضة 6.89 عند التعامل معه كمزيج من حمض الهيدروكلوريك والماء. يجب أيضًا مراعاة توازن التأين الذاتي لمحاليل هيدروكسيد الصوديوم عند تركيزات أعلى. ^[43]

يمكن معالجة حمض ضعيف أو حمض مترافق لقاعدة ضعيفة باستخدام نفس الصيغة.

• حمض HA: HA ⇌ H ⁺ + A ⁻
• القاعدة أ: HA ⁺ ⇌ H ⁺ + A

أولاً، يتم تعريف ثابت تفكك الحمض على النحو التالي. يتم حذف الشحنات الكهربائية من المعادلات اللاحقة من أجل العمومية

${\displaystyle K_{a}={\frac {{\ce {[H] [A]}}}{{\ce {[HA]}}}}}$

ويُفترض أن قيمتها قد تم تحديدها بالتجربة. وبناءً على ذلك، هناك ثلاثة تركيزات غير معروفة، [HA] و[H ⁺ ] و[A ⁻ ] لتحديدها بالحساب. وهناك حاجة إلى معادلتين إضافيتين. إحدى الطرق لتوفيرهما هي تطبيق قانون حفظ الكتلة من حيث "الكاشفين" H وA.

${\displaystyle C_{{\ce {A}}}={\ce {[A]}}+{\ce {[HA]}}}$

${\displaystyle C_{{\ce {H}}}={\ce {[H]}}+{\ce {[HA]}}}$

C تعني التركيز التحليلي . في بعض النصوص، يتم استبدال معادلة توازن الكتلة بمعادلة توازن الشحنة. وهذا مرضٍ للحالات البسيطة مثل هذه الحالة، ولكن من الصعب تطبيقه على الحالات الأكثر تعقيدًا مثل الحالات أدناه. جنبًا إلى جنب مع المعادلة التي تحدد K _a ، يوجد الآن ثلاث معادلات في ثلاثة مجهولات. عندما يذوب حمض في الماء C _A = C _H = C _a ، فإن تركيز الحمض، لذا [A] = [H]. بعد بعض التلاعب الجبري الإضافي، يمكن الحصول على معادلة في تركيز أيون الهيدروجين.

${\displaystyle [{\ce {H}}]^{2}+K_{a}[{\ce {H}}]-K_{a}C_{a}=0}$

يعطي حل هذه المعادلة التربيعية تركيز أيون الهيدروجين وبالتالي p[H] أو بشكل أكثر دقة pH. يتم توضيح هذا الإجراء في جدول ICE والذي يمكن استخدامه أيضًا لحساب pH عند إضافة بعض الأحماض أو القلوية (القوية) الإضافية إلى النظام، أي عندما يكون C _A ≠ C _H .

على سبيل المثال، ما هو الرقم الهيدروجيني لمحلول 0.01 مولار من حمض البنزويك ، pK _a = 4.19؟

• الخطوة 1:${\displaystyle K_{a}=10^{-4.19}=6.46\times 10^{-5}}$
• الخطوة 2: إعداد المعادلة التربيعية.${\displaystyle [{\ce {H}}]^{2}+6.46\times 10^{-5}[{\ce {H}}]-6.46\times 10^{-7}=0}$
• الخطوة 3: حل المعادلة التربيعية.${\displaystyle [{\ce {H+}}]=7.74\times 10^{-4};\quad \mathrm {pH} =3.11}$

بالنسبة للمحاليل القلوية، يتم إضافة مصطلح إضافي إلى معادلة توازن الكتلة للهيدروجين. نظرًا لأن إضافة الهيدروكسيد تقلل من تركيز أيونات الهيدروجين، ويقتصر تركيز أيونات الهيدروكسيد على توازن التأين الذاتي ليكون مساويًا لـ ، فإن المعادلة الناتجة هي: ${\displaystyle {\frac {K_{w}}{{\ce {[H+]}}}}}}$

${\displaystyle C_{\ce {H}}={\frac {[{\ce {H}}]+[{\ce {HA}}]-K_{w}}{\ce {[H]}} }}$

بعض الأنظمة، مثل تلك التي تحتوي على أحماض البولي بروتيك ، قابلة للحسابات باستخدام جداول البيانات. ^[44] مع ثلاثة أو أكثر من الكواشف أو عندما يتم تكوين العديد من المركبات باستخدام صيغ عامة مثل A _p B _q H _r ، يمكن استخدام الطريقة العامة التالية لحساب الرقم الهيدروجيني للمحلول. على سبيل المثال، مع ثلاثة كواشف، يتميز كل توازن بثابت توازن، β.

${\displaystyle [{\ce {A}}_{p}{\ce {B}}_{q}{\ce {H}}_{r}]=\beta _{pqr}[{\ce { A}}]^{p}[{\ce {B}}]^{q}[{\ce {H}}]^{r}}$

بعد ذلك، اكتب معادلات توازن الكتلة لكل كاشف:

${\displaystyle {\begin{aligned}C_{\ce {A}}&=[{\ce {A}}]+\Sigma p\beta _{pqr}[{\ce {A}}]^{p}[{\ce {B}}]^{q}[{\ce {H}}]^{r}\\C_{\ce {B}}&=[{\ce {B}}]+\Sigma q\beta _{pqr}[{\ce {A}}]^{p}[{\ce {B}}]^{q}[{\ce {H}}]^{r}\\C_{\ce {H}}&=[{\ce {H}}]+\Sigma r\beta _{pqr}[{\ce {A}}]^{p}[{\ce {B}}]^{q}[{\ce {H}}]^{r}-K_{w}[{\ce {H}}]^{-1}\end{aligned}}}$

لا تتضمن هذه المعادلات أي تقريبات، باستثناء أن كل ثابت استقرار يتم تعريفه كنسبة تركيزات، وليس أنشطة. هناك حاجة إلى تعبيرات أكثر تعقيدًا إذا كان من المقرر استخدام الأنشطة.

توجد ثلاث معادلات متزامنة في المجهولات الثلاثة، [أ] و[ب] و[ح]. ولأن المعادلات غير خطية وقد تتراوح تركيزاتها على العديد من قوى 10، فإن حل هذه المعادلات ليس مباشرًا. ومع ذلك، يتوفر العديد من برامج الكمبيوتر التي يمكن استخدامها لإجراء هذه الحسابات. وقد يكون هناك أكثر من ثلاثة كواشف. يعد حساب تركيزات أيونات الهيدروجين، باستخدام هذا النهج، عنصرًا أساسيًا في تحديد ثوابت التوازن عن طريق المعايرة الجهدية .

• مؤشر الرقم الهيدروجيني
• غازات الدم الشرياني
• التوازن الكيميائي
• ص ك _أ

• تعريف pH في القاموس على ويكاموس
• الوسائط المتعلقة بـ pH في ويكيميديا ​​كومنز
• مواد تعليمية متعلقة بـ PH في ويكي الجامعة