شرح-درس مفهوم الحمض والقاعدة حسب نضرية برونشتد
تعريف الحمض والقاعدة حسب برونشتد
ملخص تعريف الحمض والقاعدة حسب برونشتد
مرحباً بكم في موقعنا النورس العربي alnwrsraby.net يسرنا بزيارتكم أن نقدم لكم أصدق المعلومات والاجابات كما نقدم لكم الأن شرح-درس مفهوم الحمض والقاعدة حسب نضرية برونشتد
الإجابة هي
تعريف الحمض ( حسب نظرية برونشتد )
الحمض هو كل فرد كيميائي ( جزيئ او شاردة ) قادرة على فقد بروتون H+ او اكثر خلال تفاعل كيميائي
مفهوم الحمض والقاعدة حسب نظرية برونشتد
نطرية برونشتد تسمى أيضاً بنظرية برونستيد لوري وهي نظرية تفاعل القاعدة الحمضية ، قدمها يوهانس نيكولاس برونستيد (الكيميائي الدنماركي) وتوماس مارتن لوري (الكيميائي الإنجليزي) في عام 1923 ، وفقًا للنظرية ، يتفاعل الحمض والقاعدة مع بعضها البعض وعن طريق تبادل حمض البروتون ، تشكل قاعدتها المترافقة وتشكل القاعدة حمضها المترافق ، ونظرية برونستيد-لوري هي نسخة موسعة من نظرية أرهينيوس للقاعدة الحمضية ، ووفقا لنظرية أرينيوس، في محلول مائي ، وحامض يزيد من تركيز H + الأيونات وقاعدة يزيد من تركيز OH – الأيونات ، وكانت حدود نظرية أرهينيوس هي أنها تحدد تفاعل الحمض والقاعدة فقط في الوسط المائب ، ووفقًا لنظرية Bronsted-Lowry ، فإن الحمض مادة تتبرع بأيون H + أو بروتون وتشكل قاعدتها المترافقة والقاعدة عبارة عن مادة تقبل أيون H + أو بروتون وتشكل حمضها المترافق.
تعريف حمض برونستيد لوري
كانت هناك تعاريف مختلفة اقترحها علماء مختلفون ، ومع ذلك كان هناك اثنان من العلماء الذين اقترحوا بشكل مستقل نظرية حول تعريف الأحماض والقواعد ، نشر يوهانس نيكولاس برونستد وتوماس مارتن لوري ، نظرية حول كيفية تصرف الحلول الحمضية والأساسية ، ووفقا لبرونستيد ولوري ، الأحماض هي الحلول التي تبرع البروتونات و القواعد والحلول التي تقبل البروتونات ، توصل هؤلاء العلماء إلى هذه النظرية بشكل مستقل ونسبي في نفس الوقت ، لذلك فإن النظرية ملحقة بها كلا الاسمين: نظرية برونستيد-لوري للأحماض والقواعد ، وحمض برونستيد لوري هو الحل الذي تتبرع البروتونات ، وكما هو معروف متبرع البروتون ، حيث تتبرع بالبروتونات على شكل أيون الهيدروجين (H +).
ويتم تعزيز ذلك من خلال تعريف الحمض ، وهو محلول به فائض من أيونات الهيدروجين (H +) ، و قاعدة برونستيد لوري ، هو الحل الذي يقبل البروتونات ، وكما هو معروف ومتقبل البروتون ، وحمض برونستيد لوري ، يجب أن يحتوي بشكل عام على أيون هيدروجين يمكنه التخلي عنه عندما يتخلى الحمض عن أيون الهيدروجين ، الذي له شحنة تساوي موجب واحد (+1) ، تقل شحنة الحمض بمقدار موجب واحد (+1)
قوة الحمض ونظرية برونستيد لوري
يحتوي كل حمض برونستيد لوري على قاعدة مترافقة ، كما تظهر معادلة تفكك الحمض ، وعندما نقول أن الحمض هو حمض قوي ، فإننا نعني أن لديه ميلًا قويًا لنقل البروتون ، وعلى العكس من ذلك ، بمجرد أن يفقد حمض قوي البروتون ، فهو الآن القاعدة المترافقة ، وإذا كان الحمض الذي أدى إلى ظهوره يفقد بسهولة بروتونه ( أي أن الحمض قوي) ، فإن القاعدة المترافقة هي بالضرورة قاعدة ضعيفة ، يظهر القليل من الميل لإصلاح الحمض القوي عن طريق قبول البروتون ، وعلاقة القوة المتبادلة هذه هي ببساطة نتيجة لتعريف برونشتيد ونظرتها للأحماض والقواعد الموجودة كأزواج مترافقة.
لكن القول بأن الحمض هو حمض قوي يعني في الواقع المقارنة مع الأحماض الأخرى ، إذا كان لحمض معين أن يعمل كحمض ، يجب أن يكون هناك قاعدة ، والقاعدة المترافقة لحمض مختلف – لقبول البروتون ، إذا كان HA حمض أقوى من HB ، فإن HA لديه ميل أقوى للتبرع بالبروتون من HB ، بسبب علاقة القوة المتبادلة بين أي حمض برونستيد لوري وقاعدته المترافقة ، A – هي قاعدة أضعف من B – ، وهذا يعني أنه في تفاعل القاعدة الحمضية الكامل ، كلما كان حمض HA أقوى والقاعدة الأقوى B -سوف يتحول إلى حمض أضعف HB والقاعدة الأضعف A – ، وبمعنى آخر ، في تفاعل يتضمن زوجين مترافقين ، فإن التوازن سيفضل الحمض الأضعف والقاعدة الأضعف
الحمض المرافق والقاعدة المرافقة
هنا يتخلى حمض HA في نظرية برونستيد لوري ، عن أيون الهيدروجين الخاص به أو يتبرع به ، وتقبل قاعدة Bronsted-Lowry ، B ، أيون الهيدروجين ، نتيجة لذلك ، عندما يلتصق أيون الهيدروجين بالقاعدة ، تكتسب القاعدة شحنة موجبة ، كما يتضح من الشحنة الموجبة في جانب المنتجات ، HB + ، في جانب المنتجات ، ترى أيضًا أنه بعد فقدان أيون الهيدروجين ، يكون A- بمفرده وله شحنة سالبة لأنه تبرع بأيون الهيدروجين الخاص به ، على السهم المزدوج بين المواد المتفاعلة والمنتجات هو ما نسميه علامة التوازن ، وهو ما يعني أنه من الممكن للتفاعل تحدث إلى الأمام وإلى الوراء.
في هذا التفاعل ، نرى أن نواتج تفاعل الحمض القاعدي هي حمض مترافق وقاعدة مترافقة ، A الحمض المرافق هو المادة التي يتم إنتاجها بعد تقبل قاعدة البروتون ، عندما يحدث هذا ، تزداد شحنته بمقدار +1 ، و القاعدة المترافقة ، من ناحية أخرى ، أنتجت بعد حمض تتبرع البروتون ، عند حدوث ذلك ، تقل شحنتها بمقدار +1. A الزوج الحمضي القاعدي المتقارن هو مجموعة من اثنين من المواد ، حيث واحد يختلف المضمون عن مادة أخرى من بروتون واحد أو ذرة الهيدروجين ، في هذا التفاعل ، تكون أزواج قاعدة الحمض المتقارن هي: HA / A- و B / HB + ، ويمكنك أن تعرف أي مادة هي حمض برونستيد لوري عن طريق حساب أيون الهيدروجين لكل مادة في التفاعل الكيميائي ، وإذا فقدت مادة ما أيون الهيدروجين ، فهي عبارة عن حمض برونستيد لوري.
نظرية أرهينيوس للأحماض والقواعد
تنص نظرية أرهينيوس عل الآتي:
الأحماض هي مواد تنتج أيونات الهيدروجين في المحلول.
القواعد على أنها المواد التي تنتج من خلالها أيونات الهيدروكسيد في المحلول .
يحدث التعادل بسبب تفاعل أيونات الهيدروجين وأيونات الهيدروكسيد لإنتاج الماء.
العلاقة بين نظرية برونستيد لوري ونظرية أرهينيوس
لا تتعارض نظرية برونستيد لوري مع نظرية أرهينيوس بأي شكل من الأشكال وتضيف إليها فقط.
لا تزال أيونات الهيدروكسيد قواعد لأنها تقبل أيونات الهيدروجين من الأحماض وتشكل الماء.
ينتج الحمض أيونات الهيدروجين في المحلول لأنه يتفاعل مع جزيئات الماء عن طريق إعطاء بروتون لها.
عندما يذوب غاز كلوريد الهيدروجين في الماء لإنتاج حمض الهيدروكلوريك ، يعطي جزيء كلوريد الهيدروجين بروتون (أيون الهيدروجين) إلى جزيء ماء.
تتشكل الرابطة التساهمية (التساهمية dative) بين أحد الأزواج المنفردة على الأكسجين والهيدروجين من حمض الهيدروكلوريك. يتم إنتاج أيونات الهيدروكسونيوم H 3 O + .
عندما يتفاعل حمض في محلول مع قاعدة ، فإن أيون الهيدروكسونيوم يعمل بالفعل مثل الحمض. على سبيل المثال ، يتم نقل البروتون من أيون الهيدروكسونيوم إلى أيون الهيدروكسيد لتكوين الماء.
إظهار الإلكترونات مع استبعاد الإلكترونات الداخلية: فمن المهم أن تدرك أنه عندما تتحدث عن أيونات الهيدروجين في المحلول ، H + (aq) ، فإن ما تتحدث عنه في الواقع هو أيونات الهيدروكسونيوم
نظرية لويس للأحماض والقواعد
تمتد هذه النظرية إلى ما هو أبعد من الأشياء التي تفكر فيها عادة على أنها أحماض وقواعد ، تنص النظرية على الآتي:
الحمض هو متقبل زوج الإلكترون.
القاعدة هي مانح زوج إلكترون
تعريف الحمض ( حسب نظرية برونشتد )
الحمض هو كل فرد كيميائي ( جزيئ او شاردة ) قادرة على فقد بروتون H+ او اكثر خلال تفاعل كيميائي
