بحث عن ظ…ط§ط¯ط© ط§ظ„ط§ط³ظٹط¯ ظ…ط¹ظ„ظˆظ…ط§طھ و طھظ‚ط±ظٹط± عن مادة الاسيد ظ…ظˆظٹط© ط§ظ„ظ†ط§ط± ، بحث عن مادة الاسيد معلومات و تقرير عن مادة الاسيد موية النار موية نار ، موضوع مقال ابحاث بحوث جاهز كامل ، بحث عن مادة الاسيد معلومات و تقرير عن مادة الاسيد موية النار حمض الحمض
حمض الاسيد
"الحموضة" يحولك إلى هذا المقال. لرواية قصيرة ، انظر الحموضة (الرواية).
الأحماض والقواعد
حامض التفكك المستمر
حمض قاعدة استخلاص
حمض قاعدة رد الفعل
التفكك المستمر
الحموضة وظيفة
حلول الاحتياطي
الرقم الهيدروجيني
بروتون تقارب
التأين الذاتي للماء
أنواع حمض
برونستيد · · لويس المعدنية
· قوي العضوية
· ضعف Superacids
أنواع قاعدة
لويس · · برونستيد العضوية
· السوبر قوية
غير nucleophilic · ضعف
ت • ن • ت
حمض (من acidus اللاتينية / acēre معنى [تعكر 1]) في الاستعمال الشائع هو المادة التي تعكر الأذواق ، يتفاعل مع المعادن والكربونات ، تتحول ورقة عباد الشمس الزرقاء الحمراء ، والرقم الهيدروجيني أقل من 7.0 في حالتها القياسية. ومن الأمثلة على ذلك حمض الخليك (الخل في) وحامض الكبريتيك (المستخدم في بطاريات السيارات). حامض / نظم قاعدة تختلف عن ردود فعل الأكسدة والاختزال في أنه لا يوجد أي تغيير في حالة الأكسدة. يمكن أن تحدث في الأحماض الصلبة أو السائلة أو الغازية شكل ، اعتمادا على درجة الحرارة. ويمكن أن توجد في المواد الخالصة أو في الحل. ويقال إن المواد الكيميائية أو المواد التي لها خاصية حمض أن تكون حمضية.
[عدل] التعاريف والمفاهيم
المقال الرئيسي : حمض قاعدة رد الفعل
نشعر بالقلق التعاريف الحديثة مع التفاعلات الكيميائية الأساسية المشتركة لجميع الاحماض.
[عدل الأحماض أرهينيس]
وأرجع السويدي سفانت أرينيوس الصيدلي خصائص الحموضة إلى الهيدروجين في عام 1884. حمض أرهينيس هو المادة التي تزيد من تركيز أيون الهيدرونيوم ، H3O + ، عندما يذوب في الماء. هذا التعريف ينطلق من التفكك التوازن من المياه في الهيدرونيوم وهيدروكسيد (أوهايو) الأيونات :
H2O (ل) + H2O (ل) هي في حالة توازن مع + H3O (عبد القدير) + أوهايو ، (عبد القادر)
في الماء النقي غالبية جزيئات موجودة كما H2O ، ولكن عددا صغيرا من الجزيئات نأينا باستمرار وإعادة ربط. المياه النقية محايدة فيما يتعلق حموضة أو قاعدية لأن تركيز أيونات هيدروكسيد دائما مساويا لتركيز أيونات الهيدرونيوم. قاعدة أرهينيس هو الجزيء الذي يزيد من تركيز أيون هيدروكسيد عندما يذوب في الماء. لاحظ أن الكيميائيين الكتابة في كثير من الأحيان ه + (عبد القدير) ، والرجوع إلى أيون الهيدروجين عند وصف حمض قاعدة ردود الفعل ولكن نواة الهيدروجين الحر ، بروتون ، لا وجود له وحده في الماء ، كما أنه موجود في أيون الهيدرونيوم ، H3O +.
[عدل] أحماض برونستيد
في حين أن مفهوم أرهينيس مفيد لوصف العديد من ردود الفعل ، بل هو أيضا محدودة جدا في نطاقها. في عام 1923 الكيميائيين يوهانس نيكولاوس برونستيد وتوماس لوري مارتن المعترف بها بشكل مستقل ان حمض قاعدة ردود الفعل تنطوي على نقل بروتون. وحمض برونستيد ، لوري (أو حمض برونستيد ببساطة) هي الأنواع التي تتبرع بروتون الى قاعدة برونستيد ، لوري. برونستيد ، لوري حمض قاعدة نظرية ديها العديد من المزايا أكثر من نظرية أرهينيس. النظر في ردود الفعل التالية من حامض الخليك (CH3COOH) ، وحمض الخل العضوية التي تعطي الطعم المميز له :
حمض base.png
كلا نظريات تصف بسهولة رد الفعل الأول : أعمال CH3COOH وحمض أرهينيس لأنها بمثابة مصدر + H3O عندما يذوب في الماء ، وانه يشكل حامض برونستيد من خلال التبرع البروتون في الماء. ويمكن في المثال الثاني CH3COOH يخضع لعملية التحول ذاتها ، في هذه الحالة إلى التبرع بروتون الأمونيا (NH3) ، ولكن لا يمكن وصفها باستخدام تعريف أرهينيس من حمض لأن رد الفعل لا تنتج الهيدرونيوم. ويمكن أيضا ، لوري نظرية برونستيد أن تستخدم لوصف مركبات جزيئية والأحماض أرهينيس في حين يجب أن تكون المركبات الأيونية. كلوريد الهيدروجين (حمض الهيدروكلوريك) والأمونيا الجمع في ظل ظروف مختلفة لشكل كلوريد الأمونيوم ، NH4Cl. حمض الهيدروكلوريك في محلول مائي سلوك حمض الهيدروكلوريك ووكما هو معمول به الهيدرونيوم وأيونات كلوريد. ردود الفعل التالية لتوضيح أوجه القصور في تعريف أرهينيس ‘:
1.) H3O + (عبد القدير) + الكلور ، (عبد القدير) + NH3 → الكلورين ، (عبد القدير) + NH4 + (عبد القدير)
2) حمض الهيدروكلوريك (بنزين) + NH3 (بنزين) → NH4Cl (ق)
3) حمض الهيدروكلوريك (ز) + NH3 (ز) → NH4Cl (ق)
كما هو الحال مع ردود الفعل حامض الخليك ، على حد سواء العمل من أجل تعريفات المثال الأول ، حيث الماء هو تشكيل المذيبات وأيون الهيدرونيوم. التاليين ردود فعل لا تنطوي على تكوين الأيونات ولكن لا يزال من الممكن النظر إلى ردود الفعل نقل بروتون. في كلوريد الهيدروجين الثاني رد فعل والأمونيا (المنحلة في البنزين) الرد على شكل كلوريد الأمونيوم الصلبة في الجمع بين المذيبات والبنزين وغاز حمض الهيدروكلوريك في الثالث وNH3 لتشكيل الصلبة.
[عدل] أحماض لويس
واقترح مفهوم الثالثة جيلبرت لويس نون الذي يتضمن ردود الفعل مع خصائص الحمض القاعدة التي لا تنطوي على نقل بروتون. وحمض لويس هي الأنواع التي يقبل زوج من الالكترونات من نوع آخر ، وبعبارة أخرى ، فهو قابل زوج الإلكترون. برونستيد حمض قاعدة ردود الفعل وردود الفعل في حين نقل بروتون لويس حمض قاعدة ردود الفعل ونقل الزوج الإلكترون. جميع الاحماض برونستيد أيضا أحماض لويس ، ولكن ليس جميع الأحماض لويس وبرونستيد الأحماض. تباين ردود الفعل التالية التي يمكن وصفها من حيث كيمياء حمض قاعدة.
LewisAcid.png
في أول رد فعل على أيون الفلوريد ، واو ، ويتخلى عن زوج الإلكترون لثلاثي فلوريد البورون على شكل رباعي فلوروبورات المنتج. فلوريد "يفقد" موجودون زوج من الالكترونات التكافؤ لأن الإلكترونات المشتركة في السندات ب واو في منطقة مسافة بين اثنين من النوى الذرية ، وبالتالي أكثر بعدا من نواة فلوريد مما هي عليه في أيون الفلوريد وحيد. BF3 هو حمض لويس لأنه يقبل الزوج إلكترون من الفلوريد. لا يمكن رد الفعل هذا يمكن وصفها من حيث نظرية برونستيد لأنه لا يوجد نقل بروتون. ويمكن وصف رد الفعل الثاني باستخدام نظرية. ويتم نقل من طراز بروتون من حمض لبرونستيد غير محددة لالأمونيا ، وقاعدة برونستيد ؛ بدلا من ذلك ، وأعمال الأمونيا كقاعدة لويس والتحويلات من زوج الإلكترونات الوحيد لتشكيل رابطة مع أيون الهيدروجين. والأنواع التي مكاسب الزوج إلكترون هو حمض لويس ، على سبيل المثال ، ذرة الأوكسجين في H3O + المكاسب زوج من الالكترونات عندما يتم كسر واحد من السندات اتش يا والإلكترونات المشتركة في السندات تصبح مترجمة على الأوكسجين. ويمكن أيضا اعتمادا على السياق ، وحمض لويس وصفها بأنها مؤكسد أو بالإلكترونات 1.
تعريف برونستيد ، لوري هو التعريف الأكثر استعمالا ، ما لم ينص على خلاف ذلك حمض قاعدة ردود الفعل يفترض أنها تنطوي على نقل بروتون (حاء +) من حمض إلى قاعدة.
[عدل] الانفصال والتوازن
ومعممة في كثير من الأحيان ردود فعل من الأحماض في شكل ها هو في حالة توازن مع حاء + + ألف ، حيث يمثل ها الحمضية وألف هو القاعدة المترافقة. أزواج المتقارن حمض قاعدة تختلف من جانب واحد بروتون ، ويمكن interconverted عن طريق إضافة أو إزالة بروتون (protonation ونزع بروتون ، على التوالي). لاحظ أن الحمض يمكن أن تكون الأنواع اتهم والقاعدة المترافقة يمكن أن يكون محايدا في هذه الحالة يمكن كتابة نظام رد فعل عام على النحو + ها هو في حالة توازن مع + اتش ألف + في حل توجد نوعا من التوازن بين الحمضية وقاعدته المترافقة. توازن كاف الثابت هو تعبير عن توازن تركيزات من الجزيئات أو الأيونات في الحل. بين قوسين تشير إلى التركيز ، بحيث [H2O] يعني تركيز H2O. ويستخدم عادة تفكك حمض كا مستمر في سياق ردود الفعل حمض قاعدة. القيمة العددية للكا تساوي تركيز المنتجات مقسوما على تركيز المواد الداخلة في التفاعل ، حيث متفاعل هو حمض (ها) والمنتجات هي القاعدة المترافقة و + ه.
K_a = فارك ([ mbox (ه) ^ +] [ mbox (وmbox}^-]}{[ (ها)])
أقوى من اثنين من الأحماض سيكون أعلى من كا الأضعف حامض ، ونسبة أيونات الهيدروجين إلى حمض ستكون أعلى للأقوى وأقوى حامض حامض لديها قدر أكبر من الميل إلى تفقد بروتون لها. لأن مجموعة من القيم الممكنة ليمتد كا الأسية ، وأكثر قابلية للإدارة pKa ثابتة ، هي أكثر استخداما ، حيث pKa = – log10 كا. أقوى الأحماض وأصغر pKa من الأحماض الضعيفة. ونقلت وغالبا ما يحدد بشكل تجريبي في pKa 25 درجة مئوية في محلول مائي في الكتب المدرسية والمواد المرجعية.
[عدل] التسمية
في نظام التسمية الكلاسيكية ، وتتم تسمية الأحماض وفقا لالأنيونات الخاصة بهم. يتم إسقاط هذا احقة الأيونية واستبدال لاحقة جديدة (والبادئة في بعض الأحيان) ، وفقا للجدول أدناه. على سبيل المثال ، حامض الهيدروكلوريك والكلور وأنيون لها ، ولذلك فإن بيئة تطوير متكاملة لاحقة ، يجعل من أن تتخذ شكل حمض الهيدروكلوريك. في نظام التسمية النظامي "مائي" يضاف إلى مجرد اسم مركب أيوني. وهكذا ، على كلوريد الهيدروجين ، وسوف يكون اسم النظامي المائي كلوريد الهيدروجين. البادئة "المائية" يضاف إلا إذا أدلى حمض تتكون من الهيدروجين وعنصر واحد فقط الأخرى.
الكلاسيكية تسمية النظام :
أنيون البادئة انيون لاحقة حمض حمض بادئة لاحقة مثال
في أكل في حامض حامض جيم perchloric (HClO4)
أكل حامض حامض كلوري جيم (HClO3)
الفنار حامض حامض الشحوب اليخضوري الأوس (HClO2)
الهيبوسلفات الفنار الهيبوسلفات حمض تحت الكلور حمض الأوس (HClO)
بيئة تطوير متكاملة حامض المائية جيم حمض الهيدروكلوريك (حمض الهيدروكلوريك)
[عدل] قوة حمض
قوة حمض يشير إلى قدرته أو ميل لتفقد بروتون. وحامض قوي واحد هو أن تنأى تماما في الماء ، وبعبارة أخرى ، مول واحد من ها حمض قوي يذوب في الماء ينتج مول واحد من ه + و مول واحد من القاعدة المترافقة ، وهناك لا شيء ، وللحمض ها البروتونية. وعلى النقيض من حمض ضعيف وتنأى جزئيا فقط في كل من التوازن الحمضي والقاعدة المترافقة في الحل. أمثلة على الأحماض القوية وحمض الهيدروكلوريك (حمض الهيدروكلوريك) ، وحمض hydroiodic (مرحبا) ، وحمض hydrobromic (دورية هارفارد) ، وحمض perchloric (HClO4) ، وحمض النيتريك (HNO3) وحامض الكبريتيك (H2SO4). المياه في كل من هذه يأين أساسا بنسبة 100 ٪. أقوى حمض هو ، وأكثر سهولة فإنه يفقد بروتون ، ح +. اثنين من العوامل الرئيسية التي تسهم في سهولة نزع بروتون هي قطبية من السندات وحاء وحجم الذرة ، الذي يحدد قوة السندات وحاء. حمض القوة وتناقش أيضا في كثير من الأحيان من حيث استقرار القاعدة المترافقة.
أقوى الأحماض لديها أعلى كا وانخفاض pKa أضعف من الأحماض.
أحماض السلفونيك التي oxyacids العضوية ، هي فئة من الأحماض القوية. ومن الأمثلة شيوعا هو حمض toluenesulfonic (حمض tosylic). وخلافا للحامض الكبريتيك نفسه ، يمكن أن تكون أحماض السلفونيك المواد الصلبة. في الواقع ، البوليسترين functionalized إلى سلفونات البوليستيرين هو البلاستيكية الصلبة الحمضية بشدة أن يتم ترشيح.
Superacids والأحماض حمض الكبريتيك أقوى من 100 ٪. والأمثلة على superacids fluoroantimonic حامض ، وحامض السحر وحامض perchloric. يمكن Superacids protonate المياه بشكل دائم لإعطاء الأيونية ، الهيدرونيوم البلورية "أملاح". ويمكن أيضا تحقيق الاستقرار من الناحية الكمية carbocations.
[عدل] الاستقطاب والتأثير حثي.
الاستقطاب يشير إلى توزيع الإلكترونات في السندات ، وهي المنطقة من الفضاء بين اثنين من الأنوية الذرية حيث يتم تقاسم زوج من الإلكترونات. عندما ذرتين وتقريبا نفس الكهربية (القدرة على جذب الإلكترونات) تتوزع بالتساوي الالكترونات وقضاء بعض الوقت على قدم المساواة على حد سواء ، من السند. عندما يكون هناك اختلاف كبير في كهربية من ذرتين المستعبدين ، والالكترونات قضاء مزيد من الوقت بالقرب من نواة العنصر أكثر كهربية وثنائي القطب الكهربائي ، أو فصل من التهم ، ويحدث ، مثل أن هناك تهمة جزئية سلبية المترجمة على كهربية عنصر وشحنة جزئية إيجابية على عنصر موجب الشحنة الكهربائية. الهيدروجين عنصر موجب الشحنة الكهربائية ، ويتراكم شحنة موجبة قليلا عند المرتهن لعنصر كهربية مثل الأكسجين أو البروم. كما كثافة الإلكترون على الهيدروجين النقصان هو أكثر بسهولة المستخرجة ، وبعبارة أخرى ، فإنه من أكثر حمضية. الانتقال من اليسار إلى اليمين عبر صف في الجدول الدوري للعناصر تصبح أكثر كهربية (باستثناء الغازات النبيلة) ، وقوة للحمض ثنائي يتكون من عنصر يزيد تبعا لذلك :
[الصيغة اسم pKa 2]
التردد حامض الهيدروفلوريك 3.17
H2O المياه 15.7
الأمونيا NH3 38
الميثان CH4 48
ليس من الضروري أن يكون العنصر كهربية المستعبدين مباشرة إلى الهيدروجين الحمضية إلى زيادة الحموضة فيها. ويمكن للذرة كهربية سحب كثافة الإلكترون من أصل السندات الحمضية من خلال تأثير حثي. قدرة سحب الإلكترونات ، تتناقص بسرعة بينما يتحرك ذرة كهربية بعيدا عن السندات الحمضية. ويتجلى أثر من سلسلة من الأحماض التالية butanoic المهلجنة. الكلور والبروم من أكثر كهربية وبالتالي تأثير أقوى. لذرة الهيدروجين إلى الأكسجين الرهينة هو الهيدروجين الحمضية. Butanoic حمض هو حمض متيل.
[الهيكل pKa اسم 3]
Butanoic.png butanoic ≈ حامض 4.8
4chlorobutanoic.png حامض 4 chlorobutanoic 4.5
3chlorobutanoic.png 3 chlorobutanoic ≈ حامض 4.0
2bromobutanoic.png حامض 2 bromobutanoic 2.93
2chlorobutanoic.png حامض 2 chlorobutanoic 2.86
وبما أن ذرة الكلور ابتعاد مزيد من السندات يا حاء الحمضية ، ويقلل من أثره. عندما ذرة كلور الكربون هي مجرد واحدة من مجموعة إزالة حمض متيل الحموضة المجمع بشكل ملحوظ ، مقارنة مع حمض butanoic (ويعرف أيضا باسم حامض زبدي). ومع ذلك ، عندما يتم فصل ذرة الكلور من قبل العديد من السندات تأثير أقل من ذلك بكثير. البروم هو أكثر من ذلك بكثير كهربية إما من الكربون أو الهيدروجين ، ولكن ليس كهربية مثل الكلور ، وبالتالي فإن pKa من حمض 2 bromobutanoic أكبر قليلا من pKa من حمض 2 chlorobutanoic.
Perchloric حامض (HClO4) هو oxoacid وحامض قوي.
عدد ذرات كهربية المتاخمة لسندات الحمضية يؤثر أيضا على قوة الحمض. Oxoacids نملك HOX صيغة عامة حيث س يمكن أن يكون أي ذرة وقد تكون أو لا حصة السندات لذرات أخرى. زيادة عدد الذرات أو المجموعات على كهربية العاشر الذرة يقلل من كثافة الإلكترون في السندات الحمضية ، مما يجعل فقدان بروتون أسهل. Perchloric حمض هو حمض قوي جدا (pKa ≈ -8) ، وتنأى تماما في الماء. وHClO4 تركيبته الكيميائية وتضم ذرة الكلور وسط مع ثلاث روابط ثنائية الكلور الأكسجين (كلور = سين) والسندات واحدة واحدة الكلور الأكسجين (الكلورين بين سين). والمستعبدين منفردة الأوكسجين يحمل ذرة الهيدروجين الحمضية للغاية التي تستخرج بسهولة. في المقابل ، حمض كلوري (HClO3) هو الأضعف حامض ، وإن كان لا يزال قويا جدا (pKa = -1.0) ، بينما الشحوب اليخضوري حامض (HClO2 ، pKa = 2.0) ، وحمض تحت الكلور (HClO ، pKa = 7.53) الأحماض هي أحماض ضعيفة [4].
الأحماض الكربوكسيلية هي الأحماض العضوية التي تحتوي على مجموعة الهيدروكسيل الحمضية والكربونيل (جيم السندات يا =). يمكن الحد من الأحماض الكربوكسيلية إلى الكحول المقابلة ، واستبدال ذرة الأكسجين كهربية مع اثنين من غلة الهيدروجين المنتج موجب الشحنة الكهربائية التي هي في الأساس غير حمضية. الحد من حامض الخليك لاستخدام الايثانول LiAlH4 (الليثيوم هيدريد الألومنيوم أو لاه) والأثير هو مثال على رد فعل من هذا القبيل.
Reduction.png
وpKa على الايثانول 16 ، مقارنة ب 4.76 لحامض الخليك. [3] [5]
[عدل] نصف قطرها الذرية وقوة السندات
وثمة عامل آخر يسهم في قدرة حمض لتفقد بروتون هي قوة الرابطة بين الهيدروجين وذرة الحمضية التي تحمل ذلك. وهذا ، بدوره ، يتوقف على حجم ذرات تبادل السندات. ها لحامض ، ويبلغ حجم ذرة ويزيد ، قوة السندات النقصان ، وهذا يعني أنه من السهل كسر ، ويقوى حامض. السندات القوة هي مقياس لمقدار الطاقة الذي يستغرقه للخروج من السندات. وبعبارة أخرى ، فإنه يأخذ أقل من الطاقة للخروج من السندات والذرة وتنمو بشكل اكبر ، وبروتون هو أكثر سهولة إزالتها من قبل القاعدة. وهذا ما يفسر جزئيا لماذا يعتبر حمض الهيدروفلوريك حمض ضعيف في حين ان غيرها من الأحماض الهيدرولية (حمض الهيدروكلوريك ، دورية هارفارد ، مرحبا) والأحماض القوية. على الرغم من الفلور هو أكثر من الهالوجينات كهربية أخرى ، نصف قطرها برنامجها النووي هو أيضا أقل من ذلك بكثير ، لذلك أسهم أقوى السندات مع الهيدروجين. الانتقال إلى أسفل عمود على ذرات الجدول الدوري كهربية تصبح أقل ولكن أكبر أيضا إلى حد كبير ، وحجم الذرة يميل إلى السيطرة على الحموضة في حين تقاسم السندات في الهيدروجين. كبريتيد الهيدروجين ، H2S ، هو أقوى من حمض المياه ، على الرغم من الأكسجين أكثر كهربية من الكبريت. فقط كما هو الحال مع الهالوجينات ، وذلك لأن الكبريت أكبر من الأوكسجين والسندات اتش اس هو كسر بسهولة أكبر من السندات اتش الإخراج.
[عدل] الخصائص الكيميائية
[عدل] أحماض Monoprotic
الأحماض Monoprotic هي تلك الأحماض التي تكون قادرة على التبرع واحدة في جزيء بروتون خلال عملية التفكك (التأين تسمى أحيانا) كما هو مبين أدناه (يرمز إليها ها) :
ها (عبد القدير) + H2O (ل) هي في حالة توازن مع + H3O (عبد القدير) + ألف (عبد القدير) كا
الأمثلة الشائعة للأحماض monoprotic في الأحماض المعدنية وتشمل حمض الهيدروكلوريك (حمض الهيدروكلوريك) وحمض النيتريك (HNO3). من ناحية أخرى ، عن الأحماض العضوية على المدى يشير أساسا وجود مجموعة واحدة ، وأحيانا الكربوكسيل تعرف هذه الأحماض مثل حمض كاربوكسيلية أحادية. الأمثلة في الأحماض العضوية وتشمل حمض الفورميك (HCOOH) ، وحمض الخليك (CH3COOH) وحمض البنزويك (C6H5COOH).
انظر أيضا : تفكك حمض الأحماض ثابت # Monoprotic
[عدل] أحماض Polyprotic
الأحماض Polyprotic ، المعروف أيضا باسم أحماض polybasic ، قادرين على التبرع بأكثر من بروتون في جزيء الحامض ، على النقيض من الأحماض monoprotic أن التبرع بروتون واحد فقط لكل جزيء. أنواع معينة من الأحماض polyprotic لها أسماء أكثر تحديدا ، مثل حامض diprotic (اثنان من البروتونات المحتملة للتبرع) وحامض triprotic (ثلاثة البروتونات المحتملة للتبرع).
ويمكن للحمض diprotic (يرمز إليها هنا H2A) يخضع واحد أو اثنين dissociations اعتمادا على درجة الحموضة. كل التفكك والانحلال الخاصة به مستمرة ، وKa1 Ka2.
H2A (عبد القدير) + H2O (ل) هي في حالة توازن مع + H3O (عبد القدير) + ها (عبد القدير) Ka1
ها (عبد القدير) + H2O (ل) هي في حالة توازن مع + H3O (عبد القدير) + A2 – (عبد القدير) Ka2
تفكك أول ثابت أكبر عادة من الثانية ، أي ،> Ka1 Ka2. على سبيل المثال ، وحامض الكبريتيك (H2SO4) يمكن التبرع بروتون واحد لتشكيل أنيون بيكبريتات (HSO4) ، التي Ka1 كبيرة جدا ، ثم أنه يمكن التبرع بروتون الثانية لتشكيل أنيون الكبريتات (SO42 -) ، حيث هو في Ka2 متوسطة القوة. وKa1 كبير لتفكك أول يجعل حمض الكبريتيك قوية. على نحو مماثل ، لا يمكن للضعيف حامض الكربونيك غير مستقر (H2CO3) تفقد بروتون واحد لتشكيل أنيون بيكربونات (HCO3) وخسارة الثاني لتشكيل أنيون كربونات (CO32). كل من القيم كا صغيرة ، ولكن Ka2 Ka1>.
ويمكن للحمض triprotic (H3A) تخضع لاحد ، اثنان ، ثلاثة أو dissociations وثوابت التفكك ثلاثة ، حيث Ka1> Ka2 KA3.
H3A (عبد القدير) + H2O (ل) هي في حالة توازن مع + H3O (عبد القدير) + H2A ، (عبد القادر) Ka1
H2A ، (عبد القدير) + H2O (ل) هي في حالة توازن مع + H3O (عبد القدير) + HA2 – (عبد القدير) Ka2
HA2 – (عبد القدير) + H2O (ل) هي في حالة توازن مع + H3O (عبد القدير) + A3 – (عبد القدير) KA3
مثال غير العضوية من حامض triprotic هو حمض orthophosphoric (H3PO4) ، وعادة ما تسمى حامض الفوسفوريك فقط. ويمكن جميع البروتونات فقدت ثلاثة على التوالي لمحصول H2PO4 ، ثم HPO42 ، والفوسفات PO43 أخيرا ، أيون الفوسفاتية ، وعادة ما تسمى للتو. على سبيل المثال العضوية لحمض triprotic هو حمض الليمون ، والتي يمكن أن يفقد تباعا ثلاثة البروتونات لتشكيل أخيرا ايون السيترات. ورغم أن مواقف البروتونات على جزيء الأصلي قد يكون معادلا ، والقيم على التوالي كا تختلف لأنها بنشاط أقل مواتاة لتفقد بروتون إذا القاعدة المترافقة أكثر سلبا تهمة.
وعلى الرغم من خسارة لاحقة من كل أيون الهيدروجين هو أقل مواتاة ، وكلها أسس المتقارن موجودة في الحل. تركيز كسور ، α (ألفا) ، ليمكن حساب كل الأنواع. على سبيل المثال ، سوف تولد حامض عام diprotic 3 الأنواع في حل : H2A ، ها ، و A2. ويمكن حساب تركيزات كسور على النحو التالي عندما تتاح إما حموضة (والتي يمكن تحويلها إلى] [+ ه) أو تركيزات حمض مع قواعدها جميع المتقارن :
alpha_ (H_2}={{[ ألف حاء ^ +] ^ 2) (أكثر من [ه ^ +] ^ 2 + (ه ^ +] K_1 + K_1 K_2)) = (() [H_2 ألف] على ( [H_2 ألف +] [ها ^-]+[ أي ^ (2 –)]))
alpha_ ^ (ها –}={{[ ه ^ +] K_1) (أكثر من [ه ^ +] ^ 2 + (ه ^ +] K_1 + K_1 K_2)) = (([ها ^ –]) أكثر من (H_2 [ألف] + [ها ^-]+[ أي ^ (2 –)]))
alpha_ (أي ^ (2) -}}={{ K_1 K_2 أكثر من ([ه ^ +] ^ 2 + (ه ^ +] K_1 + K_1 K_2)) = (([أي ^ (2 –)]) أكثر من ([H_2 ألف +] [ها ألف ^-]+[ ^ (2 –)]))
ويلاحظ وجود نمط في المعادلات أعلاه ، ويمكن توسيعها لحمض عامة ن بروتيتش الذي تم deprotonated ط مرات :
alpha_ ((h_ ني) أي ^ (ط)) = (([ه ^ +] ^ (ني) displaystyle prod_ (ي = 0) ^ (ط)) K_j أكثر من (sum_ displaystyle (ط = 0) ^ ن الكبير [[ه ^ +] ^ (ني) displaystyle prod_ (ي = 0) ^ (ط)) K_j الكبير]) حيث K0 = 1 وغير ذلك من الشروط الروضة هي ثوابت التفكك للحامض.
انظر أيضا : تفكك حمض الأحماض ثابت # Polyprotic
[عدل] تحييد
حامض الهيدروكلوريك (في الكأس) تتفاعل مع أبخرة الأمونيا لإنتاج كلوريد الأمونيوم (دخان أبيض).
التعادل هو التفاعل بين حمض وقاعدة ، وإنتاج الملح وقاعدة تحييد ، على سبيل المثال ، حامض الهيدروكلوريك وكلوريد الصوديوم هيدروكسيد الصوديوم شكل والمياه :
حمض الهيدروكلوريك (عبد القدير) + هيدروكسيد الصوديوم (عبد القدير) → H2O (ل) + كلوريد الصوديوم (عبد القدير)
التعادل هو أساس المعايرة ، حيث يظهر مؤشر الرقم الهيدروجيني نقطة التعادل عندما تمت إضافة عدد مساو من حيوانات الخلد وجود قاعدة للحمض. غالبا ما يكون من يفترض خطأ أن تحييد ينبغي أن يؤدي إلى التوصل إلى حل مع الرقم الهيدروجيني 7.0 ، التي ليست سوى حالة مماثلة مع حمض وقاعدة القوة خلال رد فعل.
التعادل مع قاعدة أضعف من نتائج الحمض في الملح حمضية ضعيفة. ومن الأمثلة على ذلك كلوريد الأمونيوم حمضية ضعيفة ، والتي تنتج من كلوريد الهيدروجين حمض قوي وقاعدة ضعيفة الأمونيا. وفي المقابل ، تحييد حمض ضعيف مع قاعدة قوية يعطي الملح الأساسية ضعيفة ، على سبيل المثال فلوريد الصوديوم من فلوريد الهيدروجين وهيدروكسيد الصوديوم.
[عدل] ضعف حمض / قاعدة التوازنات ضعيفة
المقال الرئيسي : معادلة هندرسون وHasselbalch
من أجل تفقد بروتون ، فمن الضروري أن الرقم الهيدروجيني للنظام الارتفاع فوق pKa للحمض البروتونية. تركيز انخفض من + ه في أن الحل الأساسي للتوازن التحولات نحو شكل قاعدة المتقارن (النموذج deprotonated للحمض). في حلول) أقل درجة الحموضة (الحمضية أكثر من ذلك ، هناك ما يكفي من ارتفاع ح + التركيز في حل لقضية الحامض على البقاء في شكله البروتونية ، أو لprotonate قاعدتها المتقارن (النموذج deprotonated).
حلول للأحماض ضعيفة وأملاح قواعدها المتقارن شكل محاليل.
[عدل] التطبيقات من الأحماض
هناك استخدامات عديدة للأحماض. وغالبا ما تستخدم الأحماض لإزالة الصدأ والتآكل من المعادن الأخرى في عملية تعرف باسم التخليل. يمكن استخدامها بوصفها المنحل بالكهرباء في خلية البطارية الرطب ، مثل حامض الكبريتيك في بطارية السيارة.
الأحماض القوية ، وحامض الكبريتيك على وجه الخصوص ، وتستخدم على نطاق واسع في معالجة المعادن. على سبيل المثال ، والمعادن الفوسفات يتفاعل مع حامض الكبريتيك لإنتاج حامض الفوسفوريك لإنتاج الأسمدة الفوسفاتية ، ويتم إنتاج الزنك عن طريق إذابة أكسيد الزنك في حامض الكبريتيك ، وتنقية حل electrowinning.
في الصناعة الكيميائية والأحماض تتفاعل في ردود الفعل تحييد لإنتاج الأملاح. على سبيل المثال ، حمض النيتريك يتفاعل مع الأمونيا لإنتاج نترات الامونيوم وهو سماد. بالإضافة إلى ذلك ، يمكن esterified الأحماض الكربوكسيلية مع الكحول ، لإنتاج استرات.
وتستخدم الأحماض والمواد المضافة للمشروبات والأطعمة ، لأنها تغير الذوق وتكون بمثابة الحافظة. حمض الفوسفوريك ، على سبيل المثال ، هو مكون من حمض الكولا drinks.Acetic يستخدم في الحياة اليومية والخل. حمض الكربون هو جزء هام من بعض المشروبات الغازية والصودا. يستخدم حامض الستريك كمادة حافظة في الصلصات والمخللات.
حمض الطرطريك عنصرا هاما في بعض الأطعمة الشائعة الاستخدام مثل المانجو والتمر الهندي غير ناضج. الفواكه والخضار الطبيعية تحتوي أيضا على الأحماض. حمض الأكساليك موجود في الطماطم والسبانخ. حامض الستريك موجود في البرتقال والليمون وغيرها من الحمضيات.
حمض الأسكوربيك هو فيتامين الأساسية اللازمة في جسمنا وموجود في الأطعمة مثل قانون مكافحة غسل الأموال والليمون والحمضيات والجوافة و.
وتستخدم بعض الأحماض والمخدرات. يستخدم حامض السلسليك (الاسبرين) وقاتل الألم وخفض الحمى.
الأحماض تلعب دورا هاما جدا في جسم الإنسان. الحاضر حمض الهيدروكلوريك في المعدة لدينا الوسائل في عملية الهضم عن طريق تحطيم جزيئات المواد الغذائية الكبيرة والمعقدة. هناك حاجة الأحماض الأمينية لتصنيع البروتينات اللازمة لنمو وإصلاح أنسجة الجسم. ويطلب أيضا من الأحماض الدهنية لنمو وإصلاح أنسجة الجسم. الأحماض النووية من أهمية بالنسبة للتصنيع الحمض النووي ، والجيش الملكي النيبالي ونقل الحروف لذرية من خلال الجينات. حمض الكربونيك مهم لصيانة توازن درجة الحموضة في الجسم.
[عدل] حمض الحفز
المقال الرئيسي : الحفز حمض
وتستخدم الأحماض والمواد الحفازة في الكيمياء الصناعية والعضوية ، على سبيل المثال ، يتم استخدام حمض الكبريتيك بكميات كبيرة جدا في عملية ألكلة لانتاج البنزين. الأحماض القوية ، مثل الكبريت وأحماض الفوسفوريك والهيدروكلوريك الجفاف أثر أيضا ردود فعل والتكثيف. في الكيمياء الحيوية ، الانزيمات توظيف العديد من الحفز حامض [6].
[عدل حدوث البيولوجي]
بنية الأساسية من الأحماض الأمينية.
العديد من الجزيئات البيولوجية الهامة والأحماض. الأحماض النووية ، والتي تحتوي على مجموعات الفوسفات الحمضية ، وتشمل الحمض النووي والجيش الملكي النيبالي. الأحماض النووية تحتوي على الشفرة الوراثية التي تحدد الكثير من خصائص الكائن الحي ، ويتم تمريرها من الآباء إلى الأبناء. الحمض النووي يحتوي على مخطط الكيميائية لتصنيع البروتينات التي تتكون من وحدات فرعية من الأحماض الأمينية. أغشية الخلية تحتوي على استرات الأحماض الدهنية مثل الدهون الفوسفاتية.
وهو حمض اميني – α له الكربون المركزية (للα ألفا أو الكربون) وهو تساهمي الرهينه إلى مجموعة الكربوكسيل (وبالتالي فهي الأحماض الكربوكسيلية) ، وهي مجموعة الأمينية ، وذرة هيدروجين ومجموعة متغير. مجموعة متغير ، كما دعا فريق البحث سلسلة أو الجانب ، ويحدد هوية والعديد من خصائص والأحماض الأمينية محددة. في جليكاين ، أبسط الأحماض الأمينية ، ومجموعة البحث هو ذرة الهيدروجين ، ولكن في الأحماض الأمينية الأخرى كافة هو يحتوي على واحد أو أكثر من ذرات الكربون المستعبدين من الهيدروجين ، ويمكن أن تحتوي على عناصر أخرى مثل الكبريت والأكسجين أو النيتروجين. باستثناء جليكاين ، التي تحدث بشكل طبيعي والأحماض الأمينية ومراوان في كل الحالات تقريبا تحدث في لام التكوين. Peptidoglycan ، وجدت في بعض جدران الخلايا البكتيرية يحتوي على بعض الأحماض الأمينية مد. في الرقم الهيدروجيني الفسيولوجية ، وعادة حوالي 7 ، والأحماض الأمينية الحرة موجودة في شكل اتهام ، حيث مجموعة الحمضية الكربوكسيل (- شأوه) يفقد بروتون (- مدير العمليات) ومجموعة أمين الأساسية (- NH2) مكاسب بروتون (- NH3 +) . جزيء كامل له تهمة صافي محايدة ، وهو zwitterion ، مع استثناء من الأحماض الأمينية الأساسية مع الجانب سلاسل أو الحمضية. حمض الأسبارتيك ، على سبيل المثال ، تمتلك واحدة أمين البروتونية وجماعتين الكربوكسيل deprotonated ، بتهمة صافي -1 في الرقم الهيدروجيني الفسيولوجية.
الأحماض الدهنية والأحماض الدهنية والمشتقات مجموعة أخرى من الأحماض الكربوكسيلية التي تلعب دورا هاما في علم الأحياء. تحتوي هذه السلاسل الهيدروكربونية طويلة ومجموعة حمض متيل على نهاية واحدة. يتكون غشاء الخلية في المقام الأول وجميع الكائنات الحية تقريبا تتكون من طبقة ثنائية فوسفورية ، وهي من micelle مسعور استرات الأحماض الدهنية مع ، ماء القطبية رئيس "الفوسفات" مجموعات. الأغشية تحتوي على مكونات إضافية ، وبعضها يمكن أن تشارك في التفاعلات حمض قاعدة.
في البشر والحيوانات الأخرى كثيرة ، حمض الهيدروكلوريك هو جزء من حمض المعدة تفرز داخل المعدة للمساعدة على البروتينات والسكريات هيدروليزي ، فضلا عن تحويل غير نشطة مؤيدة للانزيم ، pepsinogen في أنزيم الببسين. بعض الكائنات الحية تنتج الأحماض للدفاع ، على سبيل المثال ، النمل إنتاج حمض الفورميك.
حمض قاعدة التوازن يلعب دورا حاسما في تنظيم التنفس الثدييات. غاز الأوكسجين (O2) يدفع التنفس الخلوي ، وهذه العملية التي الحيوانات الافراج عن الطاقة الكيميائية المحتملة المخزنة في الغذاء ، وإنتاج غاز ثاني أكسيد الكربون (CO2) كمنتج ثانوي. ويتم تبادل الأكسجين وثاني أكسيد الكربون في الرئتين ، ويستجيب الجسم لتغير الطلب على الطاقة من خلال تعديل معدل التهوية. على سبيل المثال ، خلال فترات ممارسة الجسم بسرعة إلى أسفل فواصل تخزين الكربوهيدرات والدهون ، والافراج عن CO2 في مجرى الدم. في المحاليل المائية مثل CO2 في الدم موجودة في حالة توازن مع حامض الكربونيك وأيون البيكربونات.
CO2 + H2O هو في حالة توازن مع H2CO3 في حالة توازن مع حاء + + HCO3 –
ومن انخفاض في درجة الحموضة أن إشارات الدماغ إلى التنفس أسرع وأعمق وطرد CO2 الزائدة وإعادة تزويد الخلايا مع O2.
الأسبرين (حمض الصفصاف) هو حمض متيل.
أغشية الخلايا بشكل عام غير منفذة للجزيئات مشحونة أو كبيرة ، القطبية بسبب سلاسل الدهنية أسيل محبة للدهون تضم الداخلية الخاصة بهم. العديد من الجزيئات البيولوجية الهامة ، بما في ذلك عدد من وكلاء الأدوية ، والأحماض العضوية الضعيفة التي يمكن عبر الغشاء في شكلها ، البروتونية بدون تهمة ولكن ليس في شكلها اتهم (أي في القاعدة المترافقة). لهذا السبب يمكن أن تعزز نشاط العديد من الأدوية أو إعاقة عن طريق استخدام مضادات الحموضة أو الأطعمة الحامضية. شكل اتهامات ، ومع ذلك ، غالبا ما يكون أكثر قابلية للذوبان في الدم وcytosol ، سواء البيئات المائية. حين تكون البيئة خارج الخلية هو أكثر حمضية من الرقم الهيدروجيني محايدة داخل الخلية ، وبعض الاحماض موجودة في شكلها محايدة وسيكون للذوبان الغشاء ، مما يتيح لهم عبور طبقة ثنائية فوسفورية. الأحماض التي تفقد بروتون في درجة الحموضة بين الخلايا وتوجد في شكلها ، اتهم القابلة للذوبان ، وتمكن بذلك من خلال نشر cytosol الى هدفهم. ايبوبروفين والاسبرين والبنسلين أمثلة من الأدوية التي هي أحماض ضعيفة.
[عدل] أحماض المشتركة
[عدل] الأحماض المعدنية
* هاليدات الهيدروجين وحلولها : حمض الهيدروكلوريك (حمض الهيدروكلوريك) ، وحمض hydrobromic (دورية هارفارد) ، وحمض hydroiodic (مرحبا)
* oxoacids هالوجين : hypochloric حامض ، وحامض كلوري ، وحامض perchloric ، وحامض الدوري والمركبات المقابلة لالبروم واليود
* حمض الكبريتيك (H2SO4)
* حمض Fluorosulfuric
* حامض النيتريك (HNO3)
* حامض الفوسفوريك (H3PO4)
* Fluoroantimonic حامض
* حمض Fluoroboric
* حمض Hexafluorophosphoric
* حامض الكروم (H2CrO4)
* حمض البوريك (H3BO3)
[عدل] أحماض السلفونيك
* Methanesulfonic حامض (أو حمض mesylic ، CH3SO3H)
* Ethanesulfonic حامض (أو حمض esylic ، CH3CH2SO3H)
* Benzenesulfonic حامض (أو حمض besylic ، C6H5SO3H)
* ف Toluenesulfonic حامض (أو حمض tosylic ، CH3C6H4SO3H)
* Trifluoromethanesulfonic حامض (أو حمض السلفونيك ، CF3SO3H)
[عدل] الأحماض الكربوكسيلية
* حمض الخليك
* حامض الستريك
* حمض الفورميك
* Gluconic حامض
* حامض اللبنيك
* حمض أكساليكي
* حمض الطرطريك
[عدل] الأحماض الكربوكسيلية Vinylogous
* حمض الأسكوربيك
* ميلدروم وحامض
[عدل] الأحماض النووية
* حمض الريبي النووي المنقوص الأكسجين
* الحمض النووي الريبي (الرنا)
[عدل] انظر أيضا
كيمياء
* قيمة حمض
* ملح حمض
* قاعدة
* الأساسي الملح
* حمض ثنائي
* الصلبة واللينة الأحماض والقواعد (HSAB نظرية)
* النقد اللاذع
* استخراج حمض قاعدة
بيئة
* المطر الحمضي
* تحمض المحيطات
* حمض تربة كبريتات
يعااااااااااااافيك..