العلومالكيمياء

المحاليل المائية

تمت تحريره بواسطة: - اخر تحديث : ١٢:٠٢:٥٣ ، ٢٠ فبراير ٢٠٢٢ - مشاهدات : ٨٤٥

اقرأ في هذا المقال

المحاليل المائية هي عبارة عن محاليل يكون الماء H_{2}O هو المذيب، يكون الكمية الأكبر في المحلول يرمز لها (aq) إشارة إلى المحلول المائي، والمذاب الصلب (s) مثل NaCL، والسائل (l) مثل الأستيون (CH_{3}COCH_{3}، الإيثانول والميثانول والغاز (g) مثل ( O_{2}، CO_{2} )، وهي عبارة عن الكمية الأقل في المحلول وهو المذاب، الماء يعتبر مذيب جيد، بحيث تعتبر المحاليل المائية خليط متجانس بين المذاب والمذيب، ومن المواد المذابة في الماء كلوريد الصوديوم (NaCL)، بحيث تكون المادة المذابة تفوق قوى التجاذب بين جزئيات الماء مع بعضها البعض، حيث تفتقد المادة القدرة على الذوبان في الماء تسمى مادة راسبة.

أهمية المحاليل المائية

المحاليل المائية للأحماض والقواعد ذات أهمية حيوية كبيرة، التفاعلات الحيوية التي تحدث داخل جسم الأنسان تتم في وسط مائي حمضي وقاعدي، حيث أي أختلاف في تركيز هذه المحاليل يُحدث تغيير في هذه التفاعلات، ينتج عنه اختلالات في وظائف الأعضاء.

كما أن المحاليل المائية لها أهمية كبيرة في حياتنا اليومية، إذ أنها تدخل في غذائنا وكثير من المواد التي نستخدمها، لها مكانة هامة في الصناعة ولها أهمية في المختبرات التابعة لدراسة الكيمياء، حيث يكون الحمض أو القاعدة أحد مكوناتها.

تصنيف الإلكتروليت

الإلكتروليت هو مادة تحتوي على أيونات حرة، قد تكون موجبة أو سالبة، كما أنها عبارة عن وسطاً ناقل للكهرباء، ومن أشهر الأمثلة على الإلكتروليت هو محلول مائي من حامض الكبريتيك، يتألف من أيونات الهيدروجين الموجبة  H^{+} وأيونات الكبريتات SO_{4^{-2}} ذات الشحنة السالبة في المحلول.

معظم المواد الصلبة هي مواد كهرلية، والتي تشكل الأيونات عندما تكون مذابة في الماء أو مذيبات أخرى معينة، وبالتالي تنتج محاليل موصلة للكهرباء، تتأين الإلكتروليتات القوية أساسًا بشكل كامل في مذيب، في حين أن الإلكتروليتات الضعيفة تتأين جزئيًا فقط، كما تتفكك الأحماض القوية بشكل كامل في أيوناتها في الماء، مما ينتج واحدًا أو أكثر من البروتونات لكن  الأحماض الضعيفة تتأين بشكل غير كامل.

تصنيف المحاليل المائية

المحاليل القوية

يمكن تعريف المحاليل القوية بأنها محاليل تتفكك بشكل كلي وتام في الماء، ويشير الرمز ightarrow إلى أن التفاعل تام أو كلي مثل التفاعل التالي :HAightarrow H^{+} +A^{-}، ومن الأمثلة على المحاليل القوية ما يلي:

1. الحموض غير العضوية

  • HCL: حمض الهيدروكلوريك.
  • HNO_{3}: حمض النيتريك.
  • H_{2}SO_{4}: حامض الكبريتيك.
  • HBr: حمض الهيدروبروميك.
  • HI: حامض هيدرويدي.
  • HCLO_{4}: حمض البيركلوريك.
  • HCLO_{3}: حمض الكلوريك.

2. هيدروكسيدات القلوية

هي مركبات كيميائية تتكون من معدن كاتيون (cation) وأنيون (anion) مثل:

  • هيدروكسيد الصوديوم (NaOH): NaOHightarrow Na^{+}+oH^{-}.
  • هيدروكسيد البوتاسيوم (KOH):KOHightarrow K^{+} +OH^{^{-}}.
  • هيدروكسيد السيزيوم (CsOH): CsOHightarrow Cs^{+}+OH^{-}.
  • هيدروكسيد الليثيوم (LiOH): LiOHightarrow Li^{+}+OH^{-}.

3. الأملاح

مركبات كيميائية ناتجة من تفاعل تعادل حمض مع قاعدة مثل: تفاعل حمض الهيدروكلوريك HCL مع هيدروكسيد الصوديوم NaCL ليعطي المعادلة التالية: HCL_{(aq)}+NaCL_{(aq)}ightarrow NaCL_{(aq)}+H_{2}O.

المحاليل الضعيفة

هي عبارة عن محاليل لا تتأين بشكل كامل أو تام في المحاليل، ويدل الرمز \leftrightarrow على أن التفاعل يحدث بشكل جزئي غير تام مثل الحمض الضعيف حسب المعادلة: HA\leftrightarrow H^{+}+A^{-}.

أمثلة على الأحماض الضعيفة:

  • H_{2}C_{2}O_{4}: حمض الأكساليك.
  • H_{2}SO_{3}: حمض كبريت.
  • HSO_{4}: أيون كبريتات الهيدروجين.
  • H_{3}PO_{4}: حامض الفوسفوريك.
  • HNO_{2}: حمض النيتروز.
  • HF: حمض الهيدروفلوريك.
  • HCOOH: حمض ميثانويك.
  • C6H5COOH: حمض البنزويك.
  • CH_{3}COOH: حمض الأسيتيك.
  • HCOOH – حمض الفورميك.
  • الأمونيا ومعظم القواعد العضوية: هاليدات (Halides)، سيانيدات (cyanides ) وثيوسياناتك (thiocyanatcs).

أشهر نظريات المحاليل المائية

نظرية أرهينيوس

استنتج العالم أرهينيوس في سنة 1887م نظرية لها علاقة بالمحاليل المائية التي تتضمن الحموض والقواعد، حيث عرف الحمض على أنها المادة التي تتأين مكونة أيونات هيدروجين موجبة H^{+} عند ذوبانها في الماء، بينما المادة التي تنتج أيونات هيدروكسيد(OH^{-}) سالبة عند ذوبانها في الماء، حيث إنها تسمى قواعد.

نظرية برونستد لوري

نظرية تم تقديمها عام 1923م من قبل العالم الدنماركي يوهانس نيكولاس برونستد والأنجليزي توماس مارتن لوري سميت بنظرية البروتون للأحماض والقواعد، حيث تنص على أن الحمض هو مركب يمكنه نقل البرتون إلى أي مركب آخر، والقاعدة هو المركب الذي يقبل البروتون، وأن البرتون هو جسم نووي يحمل شحنة كهربائية موجبة، حيث يشكل الرمز(H^{+}) ذرة نواة الهيدروجين، وعندما تفقد مادة حمضية بروتون ما فإنها تشكل قاعدة تسمى حمض مرافق، وعندما تكتسب القاعدة بروتوناً ما، فإنها تشكل حمض له قاعدة مرافقة.

الأساس الذي اعتمده برونستد لوري للحكم على المادة بأنها حمضية أو قاعدية هو الاعتماد على انتقال البروتون من الحمض إلى القاعدة، حيث لا يوجد الهيدرونيوم منفردا في المحاليل المائية؛ لأنه عبارة عن دقيقة مادية متناهية في الصغر ذو كثافة كهربائية عالية موجبة الشحنة، لذا يرتبط بجزيء الماء مكون أيون الهيدرونيوم +H3O.

نظرية لويس

تم تقديمها من قبل غلبرت لويس 1923م التي تنص على أن الحمض هو المركب القادر على اكتساب زوج من الإلكترونات غير الرابطة الحرة من المركب الأخر، بينما القاعدة هي المركب الذي يمنح زوج من الإلكترونات غير رابطة الحرة، بحيث يكون H^{+}حمض لويس، قادراً على استقبال المزدوج الحر من الإلكترونات، بينما قاعدة لويس قادرة على منح المزدوج الحر من الإلكترونات.

المصدر: الكيمياء التحليلي، التحليل الطيفي، الجزء الأول ، أ-كريش كوف كتاب المختصر في حل مسائل الكيمياء التحليلية أ. د منذر سليم عبد اللطيف، 2019م كتاب أسس الكيمياء التحليلية، دوغلاس أ.سكوج، 1986م كتاب الكيمياء التحليلية العملي، جون إج كندي، 2019م

شارك المقالة:

وسوم: أبرز النظريات في المحاليل المائيةأهمية المحاليل المائيةالمحاليل الضعيفةالمحاليل القويةالمحاليل المائية

مقالات مختارة

هل تعلم

أكثر المقالات مشاهدةً