قوة الحمض

قوة الحمض هي ميل الحمض ، الذي يرمز له بالصيغة الكيميائية HA ، إلى التفكك إلى بروتون ، H ⁺ ، وأنيون ، A- ^. يكون تفكك أو تأين الحمض القوي في المحلول شبه كامل، باستثناء محاله الأكثر تركيزًا .

HA → H ⁺ + A ⁻

ومن أمثلة الأحماض القوية حمض الهيدروكلوريك ( HCl )، وحمض البيركلوريك ( HClO ₄ )، وحمض النيتريك ( HNO ₃ )، وحمض الكبريتيك ( H ₂ SO ₄ ).

الحمض الضعيف يتفكك جزئياً فقط، أو يتأين جزئياً في الماء مع وجود كل من الحمض غير المتفكك ونواتج تفككه في المحلول، في حالة توازن مع بعضها البعض.

HA ⇌ H ⁺ + A ⁻

حمض الأسيتيك ( CH₃COOH ) مثال على حمض ضعيف. تُقاس قوة الحمض _الضعيف بثابت تفككه .${\displaystyle K_{a}}$قيمة.

قد تعتمد قوة الحمض العضوي الضعيف على تأثيرات المستبدلات. أما قوة الحمض غير العضوي فتعتمد على حالة أكسدة الذرة التي قد يرتبط بها البروتون. وتعتمد قوة الحمض على المذيب. فعلى سبيل المثال، يُعدّ كلوريد الهيدروجين حمضًا قويًا في المحلول المائي، ولكنه حمض ضعيف عند إذابته في حمض الخليك الجليدي .

المقياس المعتاد لقوة الحمض هو ثابت تفكك الحمض (${\displaystyle K_{a}}$والتي يمكن تحديدها تجريبياً باستخدام طرق المعايرة . الأحماض الأقوى لها قيمة أكبر${\displaystyle K_{a}}$وثابت لوغاريتمي أصغر (${\displaystyle \mathrm {p} K_{a}=-\log K_{a}}$تكون الأحماض أقوى من الأحماض الأضعف. فكلما كان الحمض أقوى، كلما فقد بروتونًا ( H ⁺ ) بسهولة أكبر . ومن العوامل الرئيسية التي تُسهم في سهولة فقدان البروتون قطبية الرابطة H -A وحجم الذرة A ، واللذان يُحددان قوة هذه الرابطة. كما تعتمد قوة الحمض أيضًا على استقرار قاعدته المرافقة.

بينما${\displaystyle K_{a}}$تقيس قيمة ميل المذاب الحمضي لنقل بروتون إلى مذيب قياسي (عادةً الماء أو ثنائي ميثيل سلفوكسيد )، بينما يقيس ميل المذيب الحمضي لنقل بروتون إلى مذاب مرجعي (عادةً قاعدة أنيلين ضعيفة) بواسطة دالة حموضة هاميت الخاصة به .${\displaystyle H_{0}}$القيمة. على الرغم من أن هذين المفهومين لقوة الحمض غالباً ما يشيران إلى نفس الميل العام للمادة للتبرع ببروتون،${\displaystyle K_{a}}$و${\displaystyle H_{0}}$تُعدّ القيم مقاييس لخصائص مميزة، وقد تختلف أحيانًا. على سبيل المثال، فلوريد الهيدروجين، سواءً كان مذابًا في الماء (${\displaystyle \mathrm {p} K_{a}=3.2}$) أو DMSO (${\displaystyle \mathrm {p} K_{a}=15}$)، لديه${\displaystyle \mathrm {p} K_{a}}$تشير القيم إلى أنه يخضع لتفكك غير كامل في هذه المذيبات، مما يجعله حمضًا ضعيفًا. ومع ذلك، باعتباره وسطًا حمضيًا نقيًا مجففًا بدقة، فإن فلوريد الهيدروجين له${\displaystyle H_{0}}$قيمة -15، ^{[ 1 ]} مما يجعلها وسطًا بروتونيًا أقوى من حمض الكبريتيك النقي، وبالتالي، بحكم التعريف، حمضًا فائقًا . ^{[ 2 ]} (لتجنب الالتباس، في بقية هذه المقالة، سيشير مصطلح "حمض قوي"، ما لم يُذكر خلاف ذلك، إلى حمض قوي يُقاس بـ${\displaystyle \mathrm {p} K_{{\ce {a}}}}$قيمة (${\displaystyle \mathrm {p} K_{{\ce {a}}}<-1.74}$يتوافق هذا الاستخدام مع اللغة الشائعة لدى معظم الكيميائيين الممارسين .

عندما يكون الوسط الحمضي المعني محلولاً مائياً مخففاً، فإن${\displaystyle H_{0}}$تساوي تقريبًا قيمة الرقم الهيدروجيني (pH) ، وهي اللوغاريتم السالب لتركيز أيونات الهيدروجين (H ⁺⁾ في المحلول المائي. ويُحدد الرقم الهيدروجيني لمحلول بسيط من حمض في الماء بواسطة كليهما.${\displaystyle K_{a}}$وتركيز الحمض. بالنسبة لمحاليل الأحماض الضعيفة، يعتمد ذلك على درجة التفكك ، والتي يمكن تحديدها عن طريق حساب التوازن. أما بالنسبة لمحاليل الأحماض المركزة، وخاصة الأحماض القوية التي يكون الرقم الهيدروجيني لها أقل من صفر، فإن${\displaystyle H_{0}}$تُعد القيمة مقياسًا أفضل للحموضة من الرقم الهيدروجيني (pH).

الحمض القوي هو حمض يتفكك وفقًا للتفاعل

HA + S ⇌ SH ⁺ + A ⁻

حيث يُمثل S جزيء مذيب، مثل جزيء الماء أو ثنائي ميثيل سلفوكسيد (DMSO)، لدرجة أن تركيز النوع غير المتفكك HA يكون منخفضًا جدًا بحيث لا يمكن قياسه. ولأغراض عملية، يُمكن القول إن الحمض القوي متفكك تمامًا. ومن أمثلة الأحماض القوية حمض البيركلوريك .

HClO ₄ → H ⁺ + ClO − 4 (في محلول مائي)

أي حمض مع${\displaystyle \mathrm {p} K_{a}}$القيمة الأقل من -2 تقريبًا تتصرف كحمض قوي. وينتج هذا عن السعة التنظيمية العالية جدًا للمحاليل ذات قيمة الرقم الهيدروجيني 1 أو أقل، ويُعرف هذا بتأثير التسوية . ^{[ 3 ]}

فيما يلي أحماض قوية في محاليل مائية ومحاليل ثنائي ميثيل سلفوكسيد. وكما ذُكر سابقًا، نظرًا لأن التفكك مُفضّل بشدة، فإن تركيزات HA وبالتالي قيم${\displaystyle \mathrm {p} K_{a}}$لا يمكن قياسها تجريبياً. القيم الواردة في الجدول التالي هي متوسطات مستمدة من ثماني حسابات نظرية مختلفة.

القيم المقدرة لـ pKa ^{[ 4 ]}_​

حامض	صيغة	في الماء	في ثنائي ميثيل سلفوكسيد
حمض الهيدروكلوريك	حمض الهيدروكلوريك	-5.9 ± 0.4	-2.0 ± 0.6
حمض الهيدروبروميك	بروميد الهيدروجين	-8.8 ± 0.8	-6.8 ± 0.8
حمض اليوديك	أهلاً	-9.5 ± 1	-10.9 ± 1
حمض التريفليك	H[CF 3 SO 3 ]	-14 ± 2	-14 ± 2
حمض البيركلوريك	H[ClO 4 ]	-15 ± 2	-15 ± 2

كذلك في الماء

• حمض النيتريك HNO ₃${\displaystyle \mathrm {p} K_{a}=-1.6}$^{[ 5 ]}
• حمض الكبريتيك _H₂SO₄ ( التفكك الأول فقط _،${\displaystyle \mathrm {p} K_{a1}\approx -3}$) ^{[ 6 ] : 171}

يمكن استخدام المركبات التالية كعوامل بروتونية في الكيمياء العضوية

• حمض الفلوروأنتيمونيك H [ SbF6 _]
• حمض سحري H [ FSO ₃ SbF ₅ ]
• حمض الكربوران الفائق H [ CHB ₁₁ Cl ₁₁ ]
• حمض الفلوروسلفوريك H [ FSO3 ] ₍${\displaystyle \mathrm {p} K_{a}=-6.4}$) ^{[ 7 ]}

تُعدّ الأحماض السلفونية ، مثل حمض بارا -تولوين سلفونيك (حمض التوسيلك)، فئة من الأحماض العضوية الأكسجينية القوية . ^{[ 7 ]} يمكن عزل بعض الأحماض السلفونية على شكل مواد صلبة. يُعدّ البوليسترين المُعدّل وظيفيًا إلى بوليسترين سلفونات مثالًا على مادة صلبة تُشكّل حمضًا قويًا.

الحمض الضعيف مادة تتفكك جزئياً أو تتأين جزئياً عند ذوبانها في مذيب. في المحلول، يوجد توازن بين الحمض، HA ، ونواتج التفكك.

HA ⇌ H ⁺ + A ⁻

يُحذف المذيب (مثل الماء) من هذه المعادلة عندما لا يتغير تركيزه فعلياً بفعل عملية تفكك الحمض. ويمكن تحديد قوة الحمض الضعيف كمياً بدلالة ثابت التفكك .${\displaystyle K_{a}}$، كما هو موضح أدناه، حيث${\displaystyle {\ce {[X]}}}$يشير إلى تركيز جزء كيميائي ، X.$${\displaystyle K_{a}={\frac {[\mathrm {H} ^{+}][\mathrm {A} ^{-}]}{[\mathrm {HA} ]}}}$$ عندما تكون القيمة العددية لـ${\displaystyle K_{a}}$من المعروف أنه يمكن استخدامه لتحديد مدى التفكك في محلول بتركيز معين من الحمض،${\displaystyle T_{H}}$، وذلك بتطبيق قانون حفظ الكتلة . $$// ^{+}]+{\frac {[\mathrm {H} ^{+}]^{2}}{K_{a}}}\end{محاذاة}}}$$ أين${\displaystyle T_{H}}$يمثل قيمة التركيز التحليلي للحمض. عندما تُعامل جميع الكميات في هذه المعادلة كأرقام، لا تظهر الشحنات الأيونية، وتصبح معادلة تربيعية بدلالة قيمة تركيز أيون الهيدروجين، [ H ⁺ ] . $${\displaystyle {\frac {[\mathrm {H} ^{+}]^{2}}{K_{a}}}+[\mathrm {H} ^{+}]-T_{H}=0}$$ توضح هذه المعادلة أن الرقم الهيدروجيني لمحلول حمض ضعيف يعتمد على كل من${\displaystyle K_{a}}$القيمة وتركيزها. من الأمثلة الشائعة للأحماض الضعيفة حمض الخليك وحمض الفوسفوريك . يُقال إن حمضًا مثل حمض الأكساليك ( HOOC−COOH ) ثنائي القاعدة لأنه يستطيع فقدان بروتونين والتفاعل مع جزيئين من قاعدة بسيطة. _أما حمض الفوسفوريك ( H₃PO₄ ) فهو ثلاثي القاعدة ^{. [} _٨ ^]

للحصول على معالجة أكثر دقة لقوة الحمض، انظر ثابت تفكك الحمض . يشمل ذلك أحماضًا مثل حمض السكسينيك ثنائي القاعدة ، الذي لا يمكن استخدام الطريقة البسيطة لحساب الرقم الهيدروجيني للمحلول، الموضحة أعلاه، معه. ^{[ 9 ]}

تختلف قوة الحمض باختلاف المذيبات. فالحمض القوي في الماء قد يكون ضعيفًا في مذيب أقل قاعدية، والعكس صحيح. ووفقًا لنظرية برونستد-لوري للأحماض والقواعد ، يمكن للمذيب S أن يستقبل بروتونًا.

HA + S ⇌ A ⁻ + HS ⁺

على سبيل المثال، حمض الهيدروكلوريك هو حمض ضعيف في المحلول في حمض الأسيتيك النقي ، HO ₂ CCH ₃ ، وهو أقل قاعدية من الماء.

H O ₂ CCH ₃ + حمض الهيدروكلوريك ⇌ (H O) ₂ CCH + 3 + Cl ⁻

يقلّ مدى تأين الأحماض الهيدروهالوجينية بالترتيب التالي: HI > HBr > HCl. ويُقال إن حمض الأسيتيك مذيبٌ مُفرِّقٌ للأحماض الثلاثة، بينما الماء ليس كذلك. ^{[ 6 ] : 217}

من الأمثلة المهمة على المذيبات الأكثر قاعدية من الماء ثنائي ميثيل سلفوكسيد (DMSO) (CH₃ ₎ ₂SO₃ _. قد يتحول المركب الذي يُعد حمضًا ضعيفًا في الماء إلى حمض قوي في DMSO. حمض الأسيتيك مثال على هذه المواد. (انظر قائمة المراجع الشاملة لـ${\displaystyle \mathrm {p} K_{a}}$يمكن العثور على القيم في المحلول في DMSO والمذيبات الأخرى في بيانات الحموضة والقاعدية في المذيبات غير المائية .

الأحماض الفائقة هي أحماض قوية حتى في المذيبات ذات ثابت العزل الكهربائي المنخفض. ^{[ 11 ]} من أمثلة الأحماض الفائقة حمض الفلوروأنتيمونيك وحمض ماجيك . يمكن بلورة بعض الأحماض الفائقة. ^{[ 12 ]} كما يمكنها تثبيت الكربوكاتيونات كميًا . ^{[ 13 ]}

صُنفت أحماض لويس المتفاعلة مع قواعد لويس في الطور الغازي والمذيبات غير المائية ضمن نموذج ECW ، وقد تبين أنه لا يوجد ترتيب واحد لقوة الأحماض. ^{[ 14 ]} يمكن توضيح قوة استقبال أحماض لويس النسبية تجاه سلسلة من القواعد، مقارنةً بأحماض لويس الأخرى، باستخدام مخططات CB . ^{[ 15 ] [ 16 ]} وقد تبين أنه لتحديد ترتيب قوة أحماض لويس، يجب مراعاة خاصيتين على الأقل. بالنسبة لنظرية HSAB النوعية ، هاتان الخاصيتان هما الصلابة والقوة، بينما بالنسبة لنموذج ECW الكمي ، هاتان الخاصيتان هما الكهروستاتيكية والتساهمية.

• معايرة الأحماض - برنامج مجاني لتحليل البيانات ومحاكاة منحنيات المعايرة الجهدية