قوانين وتعريفات متعددة في مجالي الفيزياء والكيمياء

1996 معالجة مياه الفضلات الصناعية

أ.د أحمد فيصل أصفري

KFAS

تعريفات في الفيزياء تعريفات في الكيمياء الكيمياء

– الحمض:  هو مادة تنتج جزيئاتها أيوناً أو أكثر من الهيدروجين H⁺ عند انحلالها في الماء، أو بمعنى آخر، الحمض هو المادة المانحة للبروتونات.

تتميز الأحماض بما يلي:

أ- طعمها حامضي، وتتفاعل مع العديد من المعادن (الفلزات)، كالحديد والمغنيزيوم والكالسيوم، وتعطيها الهيدروجين.

ب- تتفاعل مع القواعد (الأسس) لمعادلتها وإلغاء تأثيرها.

ج- تتأين (تتفكك) في الماء، لتعطي أيونات هيدروجين موجبة لا تلبث أن ترتبط بجزيئات الماء مكونة تجمعات يطلق عليها اسم أيونات هيدرونيوم أو أوكسونيوم 

أو بشكل آخر:

د- بتفاعلها مع القواعد يتحد أيون الهيدروجين الموجب H⁺ من الحمض مع أيون الهيدروكسيل السالب OH^– من القاعدة مكوناً الماء:

 

يبين الجدول التالي (أ – 6) بعض الحموض الشائعة:

بعض المواد لا يدخل في تركيبها الهيدروجين، ولكن تسلك في الماء سلوك الأحماض، مثل: الأكاسيد اللامعدنية، أو الأحماض اللامائية ومنها (CO₂, NO₂, SO₃)، حيث تعطي بتفاعلها مع الماء أحماضاً تتأين بدورها منتجة أيونات هيدروجين:

أي أن الحمض هو مادة تزيد من تركيز أيونات الهيدروجين (الهيدرونيوم) في الماء لدى إذابتها فيه:

 

بما أن الحمض يتخلى للماء عندما يتفاعل معه عن بروتون، إذن يعد الماء الذي أخذ البروتون قاعدة، في حين يعد كلورايد الهيدروجين (حمض الهيدروكلوريك) الذي منح البروتون حمضاً:

من أكثر الأحماض شيوعاً:

حمض الكبريتيك H₂SO₄؛ حمض الفوسفوريك H₂PO₄.

حمض النتريك HNO₃؛ حمض الهيدروكلوريك HCl.

 

– القاعدة أو الأساس:  هي مادة تنتج جزيئاتها أيون الهيدروكسيل OH^– عند انحلالها في الماء.

تتميز القاعدة (الأساس) بما يلي:

‌أ-  طعمها مرّ، وتتفاعل مع الأحماض لمعادلتها، وإلغاء تأثيرها.

‌ب-  تتفكك عند انحلالها في الماء لتعطي أيونات هيدروكسايد سالبة.

وهي تشمل الهيدروكسايدات والكربونات لمجموعة المعادن القلوية (الباريوم – الكالسيوم – المغنيزيوم – السترونتيوم – الأمونيوم).

 

أكثر القواعد شيوعاً:

هيدروكسايد الصوديوم (NaOH)، وكربونات الصوديوم (رماد الصودا CaCO­₃).

وهيدروكسايد الكالسيوم Ca(OH)₂.

 

بعض المواد لا يدخل في تركيبها أيون الهيدروكسيل السالب، ولكنها تسلك سلوك القواعد، لأنها تعمل على زيادة أيون الهيدروكسيل عند انحلالها في الماء ومنها الأمونيا (NH₃) والأكاسيد الفلزية (المعدنية) أو اللاماءات القاعدية.

أو بشكل آخر:

 

يطلق على محاليل الأمونيا في الماء هيدروكسايد الأمونيوم NH₄OH للتذكير بأن هذه المحاليل هي من القواعد (الأسس).

إذن القاعدة (أو الأساس) هي: المادة التي تزيد من تركيز أيون الهيدروكسيل السالب لدى انحلالها في الماء:

أو هي: المادة التي تأخذ بروتونات الحمض. فعندما تتفاعل قاعدة كالأمونيا مع الماء، يتخلى الماء للأمونيا عن بروتون، وبالتالي يعد الماء الذي منح البروتون حمضاً، بينما تعد الأمونيا التي أخذت البروتون قاعدة:

 

من أكثر القواعد شيوعاً:

هيدروكسيد الصوديوم NaOH، هيدروكسيد الكالسيوم Ca(OH)₂، الأمونيا NH₃.

إذن بصورة عامة عندما تتفاعل الأحماض مع القواعد ينتقل بروتون من الحمض إلى القاعدة، وتدعى نواتج التفاعل الأحماض المرافقة والقواعد المرافقة.

لقد لوحظ بأن بعض المواد تسلك سلوك الأحماض بوجود قاعدة، وتسلك سلوك القواعد بوجود حمض، وسميت هذه المواد بالمواد المتبادلة amphoteric ومنها:

الماء H₂O، الأمونيا NH₃، البيكاربونات HCO₃^–، بعض الهيدروكسيدات مثل Sn(OH)₂ – Al(OH)₃ – Cr(OH)₃ – Zn(OH)₂

 

– التحييد: هو عملية مزج حمض مع قاعدة، والناتج يدعى ملحاً salt:

إذا أضيف حمض ما إلى المياه (حمض الهيدروكلوريك مثلاً)، تنتج أيونات هيدروجين جديدة، وتنخفض قيمة الـ pH.

أما إذا أضيفت أساس ما (قاعدة) مثل هيدروكسيد الصوديوم إلى المياه، يزداد تركيز الهيدروكسيل وترتفع قيمة الـ pH.

 

تصنف الحموض على أنها ضعيفة أو قوية، استناداً إلى عدد أيونات الهيدروجين المحررة عند إضافتها إلى الماء.

كما تصنف الأسس على إنها ضعيفة أو قوية، استناداً إلى عدد أيونات الهيدروكسيل المحررة عند إضافتها إلى الماء.

 

مثلاً، يعد حمض النتريك حمضاً قوياً، لأن كل جزيئات الحمض تتحرر في الماء لتنتج أيونات الهيدروجين وأيونات النترات.

في حين أن حمض الأستيك (حمض الخل) يعد حمضاً ضعيفاً، لأنه ينتج عدداً قليلاً من أيونات الهيدروجين في وسط مائي.

وبالتالي فإن الـ pH لمحلول ضعيف وحمض قوي لا يأخذ نفس القيم من أجل كميات متساوية من الحموضة، ورغم أن محلولاً من حمض قوي له pH أقل بكثير من محلول من حمض ضعيف، فإن كميات متساوية من المحلولين يكون لها نفس الحموضة.

 

وبالتالي فإن كميات متساوية من أساس ما يضاف إليهما تعادل حجمين متساويين من المحلولين.

من ناحية أخرى فإن ممدد حمض قوي ومركز حمض ضعيف لهما نفس القيمة لـ pH، إلا أنهما يحتاجان إلى كميات مختلفة من أساس ما لمعادلة حجمين متساويين من المحلولين.

 

– الملح: هو مركب أيوني يتشكل نتيجة تحييد حمض – قاعدة. أو هو: حمض تم استبدال ذرات الهيدروجين الحمضية فيه كلياً أو جزئياً بفلز (معدن) مثل، NaCl, K₂SO₄, NaNO₃, Na₂HPO₄.

 

– تسمية الأحماض:  يمكن تصنيف الأحماض في صنفين:

أ- الأحماض العضوية: ومنها الأحماض الأمينية التي تتبع أنظمة خاصة في التسمية، تشتق من اسم الجزء الهيدروكربوني ملحقاً به رموز خاصة.

ب – الأحماض اللاعضوية وتصنف في صنفين:

1- الأحماض الثنائية: وتتكون من اتحاد الهيدروجين مع عنصر لا فلزي كالكبريت أو السيلينيوم أو الهاليدات، ويشتق اسم الحمض من بادئة هيدرو hydro ملحقة باسم اللافلز الذي ينتهي بـ ic مثل:

2-    الأحماض الأوكسجينينة: وتتكون من اتحاد الهيدروجين والأوكسجين مع عنصر آخر باسم العنصر ملحقاً به ous لتكافؤ العنصر الأقل مثل:

وعندما يكون للعنصر أكثر من تكافؤين يسبق اسم الحمض المحتوي على أكبر عدد من ذرات الأكسجين (أعلى تكافؤ) بادئة per، كما يسبق اسم الحمض المحتوي على أقل عدد من ذرات الأوكسجين (أدنى تكافؤ) بادئة hypo مثل:

1- الأحماض الثنائية: وتتكون من اتحاد الهيدروجين مع عنصر لا فلزي كالكبريت أو السيلينيوم أو الهاليدات، ويشتق اسم الحمض من بادئة هيدرو hydro ملحقة باسم اللافلز الذي ينتهي بـ ic مثل:

 

– حموضة وقاعدية المحاليل المائية (مفهوم الرقم الهيدروجيني pH):  يعبر أحياناً عن تركيز محلول ما، بوحدة الجزيئية الحجمية التي تمثل كما وجدنا عدد المولات المذابة من مادة في ليتر من المحلول أي (M mole/1)، وعندما تكون المحاليل مخففة جداً، تصبح جزيئيتها الحجمية كسراً عشرياً (أو أسّاً عشرياً مرفوعاً إلى قوة سالبة).

لقد اصطلح العالم الدانمركي سورنسن عام (1909) مفهوماً للتعبير عن تركيز أيونات الهيدروجين الموجبة، أطلق عليه اسم الأس الهيدروجيني أو رقم الـ pH:

يتحد البروتون مع جزيء أو أكثر من جزيئات الماء مكوناً أيونات هيدرونيوم موجبة، أي:

 

بما أن كلاً من  يعبر عن تركيز أيونات الهيدروجين الموجبة بواحدة (مول/ ليتر)، فإن قيمة الأس الهيدروجيني pH تعد مقياساً مباشراً لدرجة الحموضة في الماء النقي الذي يكون فيه تركيز أيونات الهيدروجين الموجبة مساوياً لتركيز أيونات الهيدروكسايد السالبة. أي:

أي أن الماء النقي يعد متعادلاً أو حيادياً.

عندما يكون [H₃O⁺] > [OH^–] يكون الوسط حامضياً.

وعندما يكون [H₃O⁺] < [OH^–] يكون الوسط قاعدياً أو قلوياً.

 

لقد حددت قيم الـ pH للمحاليل المخففة بين . وفيما يلي الجدول (أ – 7) الذي يعطي قيم الـ pH لبعض المحاليل.

يقاس الـ pH لمحلول ما إذا عرف تركيز أيونات الهيدرونيوم أو الهيدروكسيل فيه، ويتم ذلك عادة بطريقة كهربائية.

يعين نوع الوسط المحلول عادة باستخدام كواشف يتغير لونها في الوسط الحامضي أو القلوي ومنها المبينة في الجدول (أ – 8).

 

مثال:

احسب قيمة الـ pH لمحلول (0.1) جزيئي من حمض الهيدروكلوريك، وكذلك لمحلول (0.1) جزيئي لماءات الصوديوم؟

الحل:

بما أن حمض الهيدروكلوريك يتأين بصورة كاملة، إذن:

وبما أن ماءات الصوديوم تتأين بصورة كاملة، إذن:

ولكن:

 

– القلوية:  هي إمكانية امتصاص الماء لأيونات الهيدروجين دون تغيير ملحوظ في قيمة الـ pH، أي إمكانية تحييد الحموض.

إن الأشكال الثلاثة من المركبات الكيميائية التي تسهم في القلوية هي:

الكربونات CO₃^-2، والبيكاربونات HCO₃^–، والهيدروكسايدات OH^– التي تنتج عن أملاح الحموض الضعيفة والقواعد (الأسس) القوية.

يبين الشكل (أ – 2) العلاقة بين pH، وثاني أوكسيد الكربون، ومختلف أشكال القلوية.

 

– الوزن المكافئ لحمض ولقاعدة ولملح: 

أ- الوزن المكافئ لحمض هو: المقدار الذي يحوي هيدروجيناً واحداً قابلاً للاستبدال. أو يساوي وزن الحمض الذي يطلق أيوناً غرامياً من الهيدروجين. إن قاعدية الحمض تمثل عدد ذرات الهيدروجين التي يتم استبدالها في تفاعل الحمض.

مثلاً: الوزن المكافئ للأحماض CH₃COOH, HNO₃, HI, HCl يعادل الوزن الجزيئي لكل حمض، أي أن محلولاً عيارياً (1N) لأحد هذه الأحماض يحوي جزيئاً غرامياً منه في الليتر. لذلك فالوزن المكافئ لحمض الكبريتيك يعادل 2/ H₂SO₄ ولحمض الفوسفوريك H₃PO₄/3.

 

ب- الوزن المكافئ لقاعدة هو: المقدار الذي يحوي هيدروكسيلاً واحداً قابلاً للاستبدال. وبما أن حامضية القاعدة تمثل مجموعات الهيدروكسيل المنطلقة في المحلول فإن:

مثلاً: الوزن المكافىء للقواعد NH₄OH, KOH, NaOH يعادل وزن جزيء غرامي منها. والوزن المكافىء للقواعد Ba(OH)₂, Ca(OH)­2 يعادل  جزيء غرامي.

 

ج – الوزن المكافىء لملح: يحدد على اعتبار أن ذرية أو تكافؤ الفلز (المعدن) تمثل الشحنة التي يحملها الفلز، أي:

الوزن المكافىء لكلور الصوديوم NaCl يعادل جزيء غرامي ولكربونات الكالسيوم CaCO₃ يعادل  جزيء غرامي وللبوراكس Na₂B₄O₇ يعادل  جزيء غرامي.

 

مثال:

كم غراماً يلزم لتحضير (500) مللتر من محلول هيدروكسيد الكالسيوم عشر عياري (0.1N, Ca(OH)₂)؟ احسب الجزيئية الحجمية M للمحلول؟

الحل:

الوزن الجزيئي لهيدروكسيد الكالسيوم Ca(OH)₂ يساوي:

إذن: الوزن = 1.85 غ

والجزيئية الحجمية:

 

– قوة الأحماض والقواعد:

أ- يسمى حمضاً قوياً: الحمض الذي يتفكك، أو يتأين في الماء لدرجة كبيرة مثل: (HCl, HCIO₄, HNO₃, H₂SO₄)

حيث تتأين هذه الأحماض لتعطي أيونات هيدروجين موجبة مثل:

أما الحمض الضعيف، فهو الذي يتأين لدرجة صغيرة جداً مثل: (H₂S, H₂CO₃, HCN, CH₃COOH).

 

ب- تسمى قاعدة قوية: القاعدة التي تتأين في الماء بشكل كامل، أو شبه كامل مثل: (NaOH, KOH, NaNH₂, CH₃ONa)

أما القاعدة الضعيفة فهي تتأين في الماء لدرجة صغيرة جداً مثل: (NH₄OH, Mg(OH)₂, Al(OH)₃, (CH₃)₂N)

– المعادن القلوية: هي عناصر ذات درجة انصهار منخفضة، منها المعادن القلوية العادية كالصوديوم والبوتاسيوم، ولها رقم تكافؤ يساوي الواحد، (Na⁺, K⁺)، والمعادن القلوية الأرضية كالمغنيزيوم، والكالسيوم، والباريوم؛ ولها رقم تكافؤ يساوي اثنين (Mg⁺², Ca⁺², Br⁺²).

– البوليمرات:  هي مواد ذات أوزان جزيئية عالية، وقد تكون صنعية، أو طبيعية (كالبروتين والنشاء والسللوز).

– الحموض الأمينية:  هي حموض كاربوكسيلية، تحتوي على مجموعات أمينو ذات الصيغة NH₂، مرتبطة بذرة الكربون المجاورة لمجموعة الحمض الكاربوكسيليكي CO₂H.

 

– البروتينات: هي المادة البناءة للأجسام الحيوانية، وتعد من أنواع البوليمرات ذات الحموض الأمينية.

– الكاربوهيدرات:  تعد الكاربوهيدرات من العناصر الرئيسة في بناء النبات والحيوان، وتتشكل من الدهيدات متعددة الهيدروكسي، والكيتونات (اندماج ذرات من الكربون والهيدروجين).

توجد ثلاثة أصناف هامة من الكاربوهيدرات، وهي: النشاء الموجود في النبات، والكليكوجين الموجود في الحيوان، والسللوز الموجود في النبات.

كافة هذه الأنواع تعد من الأصناف متعددة السكريات. أما الكحولات فهي كربوهيدرات استبدل بها الهيدروجين بمجموعة هيدروكسيل OH. تشكل الزيوت، والدسم، والكاربوهيدرات المصادر الهامة للطاقة في الغذاء.

 

– الخمائر: تعد الخمائر من أنواع البروتينات، وهي تعمل على تحفيز تفاعلات كيميائية معينة.

– الغروانيات: هي مواد أقطار مكوناتها صغيرة جداً، بحيث تبقى بحالة معلقة في وسط سائل. من أنواع الغروانيات يمكن تصنيف ما يلي:

أ- الصل: هو محلول غرواني ينتج من انتشار صلب في سائل، وهو نوعان:

– صل محب للمذيب: مثل بياض البيض، والنشاء في الماء.

– صل كاره للمذيب: مثل الكبريت، وأوكسيد الحديد الثلاثي Fe₂O₃ في الماء.

 

ب- الجل: هو محلول غرواني، ينتج من انتشار سائل في صلب مثل الهلاميات، أي المواد البروتينية الشفافة المستخرجة من الأنسجة الحية، والجلي، والمربّى.

 

ج- المستحلبات: هي محاليل غروية، تتكون نتيجة انتشار سائل في آخر لا يذوب فيه، مثل: الكريمات، والحليب، والمايونيز. يتوقف ثبات هذا الصنف من الغرويات على وجود مواد مثبِّتة تعرف باسم الوسائط المستحلبة مثل: الصابون، وبعض المساحيق الناعمة، كمسحوق الخزف، والكربون.

 

د– الصل الغازي: ويتكون نتيجة انتشار أو تشتت عنصر صلب أو سائل في غاز مثل: الضباب، ومثبتات الشعر، ودخان المصانع في الهواء الجوي.

 

– الالكتروليتات:  هي المحاليل التي يمكنها توصيل التيار الكهربائي، وذلك لأنها لا تتأين في المحلول إلى أيونات موجبة وسالبة كمحلول الملح في الماء.

أما اللاالكتروليتات: فهي المحاليل التي تحوي مواداً ذائبة غير ثابتة، وبالتالي لا توصل التيار الكهربائي كمحلول السكر، أو الكحول في الماء.

من أنواع الالكتروليتات ما يلي:

الالكتروليتات إما قوية كالأحماض القوية، والقواعد القوية، والأملاح تامة الذوبان، وإما ضعيفة ومنها: الأحماض الضعيفة، والأملاح قليلة الذوبان، وهذه جميعاً ذات تفاعلات قابلة للعكس.

لقد وجد أن قابلية التوصيل الكهربائي تزداد بازدياد الشحنة الأيونية:

 

– المحاليل الموقية أو الصادة: هي المحاليل التي تقاوم التغير في قيمة الـ pH عند إضافة كميات صغيرة من الحمض أو القاعدة. تتشكل المحاليل الموقية من مزيج متجانس لأي مما يلي:

– حمض ضعيف مع القاعدة المرافقة له (ملح من ذلك الحمض).

– قاعدة ضعيفة مع الحمض المرافق لها (ملح من تلك القاعدة).

من أهم أنواع المحاليل الموقية، مجموعات (الكاربونات – البيكاربونات)، وأملاح الفوسفات.

[KSAGRelatedArticles] [ASPDRelatedArticles]