الأحماض والقواعد والأس الهيدروجيني

الأحماض والقواعد في كل مكان: من عصير الليمون في يدك إلى الصابون في حمّامك. مقياس pH هو الأداة التي تقيس بها مدى حموضة أو قاعدية أي محلول، وهو ركن أساسي من كيمياء التحصيلي. في هذا الدرس نتعلّم التعريفات، وكيف نحسب pH، وتفاعلات التعادل، وخصائص المحاليل.

١. تعريفات الحمض والقاعدة

نظرية أرهينيوس
الحمض: يعطي أيون H⁺ في الماء.
HCl → H⁺ + Cl⁻

القاعدة: تعطي أيون OH⁻ في الماء.
NaOH → Na⁺ + OH⁻

نظرية برونستد-لوري
الحمض: مانح للبروتون (H⁺).

القاعدة: مستقبِل للبروتون (H⁺).

نظرة أوسع تشمل تفاعلات لا تحدث في الماء.

٢. مقياس الأس الهيدروجيني (pH)

يمتد مقياس pH من ٠ إلى ١٤، ويقسّم المحاليل إلى ثلاث مناطق: حمضية، ومتعادلة، وقاعدية.

كلما اتجهنا يساراً زادت الحموضة، ويميناً زادت القاعدية، والوسط (٧) متعادل.

pH = −log[H⁺]

قاعدة إذا كان pH < ٧ فالمحلول حمضي، وإذا كان pH = ٧ فمتعادل، وإذا كان pH > ٧ فقاعدي. والعلاقة المكمّلة: pH + pOH = ١٤ (عند ٢٥°س).

مثال محلول محلول تركيز أيون H⁺ فيه = ١٠^−٣ مول/لتر. أوجد pH.

نطبّق القانون: pH = −log[H⁺].
نعوّض: pH = −log(١٠^−٣) = ٣.
بما أن pH = ٣ < ٧ فالمحلول حمضي.

مثال محلول إذا كان pH = ٩، أوجد تركيز [H⁺] و [OH⁻].

[H⁺] = ١٠^−pH = ١٠^−٩ مول/لتر.
pOH = ١٤ − ٩ = ٥.
[OH⁻] = ١٠^−pOH = ١٠^−٥ مول/لتر.

٣. تفاعلات التعادل

قاعدة عند مزج حمض بقاعدة يحدث تعادل يُنتج ملحاً وماءً:

حمض + قاعدة → ملح + ماء

مثال محلول تفاعل حمض الهيدروكلوريك مع هيدروكسيد الصوديوم:
HCl + NaOH → NaCl + H₂O
الناتج ملح الطعام (NaCl) وماء، والمحلول يصبح متعادلاً عند التكافؤ.

٤. المحاليل والمخاليط

المحلول مخلوط متجانس من مذيب ومذاب، والمحاليل المائية هي الأكثر شيوعاً في الكيمياء.

متجانسة (محاليل)
لا تُميَّز مكوناتها بالعين.
مثال: ماء + ملح

غير متجانسة (معلّقات)
تُميَّز مكوناتها بالعين.
مثال: ماء + رمل

غروية
جسيمات وسطية تبعثر الضوء.
مثال: الحليب

تراكيز المحاليل

ملاحظة

المولارية (M) = عدد المولات ÷ حجم المحلول باللتر.
النسبة الكتلية (%) = (كتلة المذاب ÷ كتلة المحلول) × ١٠٠.
الكسر المولي = مولات المكوّن ÷ مجموع المولات الكلي.
قانون التخفيف: M₁ × V₁ = M₂ × V₂.

مثال محلول أُذيب ٤ g من NaOH (الكتلة المولية = ٤٠ g/mol) في ماء حتى صار حجم المحلول ٥٠٠ mL. ما المولارية؟

عدد المولات = ٤/٤٠ = ٠٫١ mol.
الحجم باللتر = ٥٠٠ mL = ٠٫٥ L.
M = المولات ÷ الحجم = ٠٫١/٠٫٥ = ٠٫٢ M.

الخواص التجميعية للمحاليل

ملاحظة هي خواص تعتمد على عدد جسيمات المذاب لا نوعها:

انخفاض الضغط البخاري (قانون راؤول).
ارتفاع درجة الغليان: ΔTb = Kb × m.
انخفاض درجة التجمد: ΔTf = Kf × m.
الضغط الأسموزي: π = MRT.

٥. جدول مقياس pH

قيمة pH	النوع	القوة	أمثلة
٠ − ٢	حمض قوي جداً	خطير	حمض البطارية، حمض الهيدروكلوريك المركّز
٣ − ٤	حمض متوسط	حامض	الخل، عصير البرتقال
٥ − ٦	حمض ضعيف	حمضي قليلاً	القهوة، ماء المطر
٧	متعادل	لا حمضي ولا قاعدي	الماء النقي
٨ − ٩	قاعدة ضعيفة	قاعدي قليلاً	صودا الخبز، البيض
١٠ − ١٢	قاعدة متوسطة	قاعدي	الصابون، المبيّض المخفّف
١٣ − ١٤	قاعدة قوية جداً	خطير	هيدروكسيد الصوديوم المركّز

٦. الأحماض والقواعد: قوية وضعيفة

النوع	التعريف	أمثلة	درجة التأيّن
حمض قوي	يتأيّن كلياً في الماء	HCl, HNO₃, H₂SO₄, HBr, HI, HClO₄	١٠٠٪
حمض ضعيف	يتأيّن جزئياً في الماء	CH₃COOH, HF, H₂CO₃, H₃PO₄	< ١٠٠٪
قاعدة قوية	تتأيّن كلياً في الماء	NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂	١٠٠٪
قاعدة ضعيفة	تتأيّن جزئياً في الماء	NH₃, NH₄OH, Al(OH)₃	< ١٠٠٪

٧. القوانين الأساسية

القانون	الصيغة	ملاحظة
تعريف pH	pH = −log[H⁺]	كلما قلّ pH زادت الحموضة
تعريف pOH	pOH = −log[OH⁻]	كلما قلّ pOH زادت القاعدية
العلاقة بينهما	pH + pOH = ١٤	عند ٢٥°س دائماً
الثابت الأيوني للماء	Kw = [H⁺][OH⁻] = ١٠^−١٤	عند ٢٥°س
التخفيف	M₁V₁ = M₂V₂	عدد المولات لا يتغيّر عند التخفيف

مثال محلول محلول HCl تركيزه ٠٫٠٠١ M. أوجد pH و pOH.

HCl حمض قوي يتأيّن كلياً ← [H⁺] = ٠٫٠٠١ = ١٠^−٣.
pH = −log(١٠^−٣) = ٣.
pOH = ١٤ − ٣ = ١١.

مثال محلول إذا كان pH = ٥، ما تركيز [H⁺] و [OH⁻]؟

[H⁺] = ١٠^−٥ = ٠٫٠٠٠٠١ M.
pOH = ١٤ − ٥ = ٩.
[OH⁻] = ١٠^−٩ M.

حيلة سريعة إذا كان [H⁺] على صورة ١٠⁻ⁿ فإن pH = n مباشرة دون آلة حاسبة. مثلاً [H⁺] = ١٠^−٤ يعطي pH = ٤.

أخطاء شائعة

الخلط بين pH و pOH.
نسيان أن pH المنخفض = حمض أقوى (علاقة عكسية).
اعتبار المتعادل عند pH = ٠ بدلاً من ٧.
نسيان أن المقياس لوغاريتمي: انخفاض pH بمقدار ١ يعني زيادة [H⁺] عشرة أضعاف.
إهمال أن H₂SO₄ حمض ثنائي البروتون يعطي 2H⁺ لكل جزيء.

الخلاصة

الحمض (أرهينيوس) يعطي H⁺ والقاعدة تعطي OH⁻؛ وبرونستد-لوري: الحمض مانح والقاعدة مستقبِل للبروتون.
pH = −log[H⁺]، و pH + pOH = ١٤ عند ٢٥°س، و Kw = [H⁺][OH⁻] = ١٠^−١٤.
pH < ٧ حمضي، = ٧ متعادل، > ٧ قاعدي؛ والمقياس لوغاريتمي (كل وحدة = ١٠ أضعاف).
التعادل: حمض + قاعدة → ملح + ماء.
المولارية = المولات ÷ اللتر، والتخفيف M₁V₁ = M₂V₂؛ والأحماض/القواعد القوية تتأيّن كلياً.