اسید و باز مزدوج چیست؟ – آموزش اسید و باز به زبان ساده

۴۴۶۳ بازدید
آخرین به‌روزرسانی: ۰۶ بهمن ۱۴۰۲
زمان مطالعه: ۲۸ دقیقه
اسید و باز مزدوج چیست؟ – آموزش اسید و باز به زبان ساده

در بسیاری از مواقع اسیدها و بازها به‌صورت زوج اسید-بازی وجود دارند که آن‌ها را با نام «اسید و باز مزدوج» (Conjugate Acid-Base) می‌شناسیم. در طول تاریخ از تئوری‌های متنوعی برای درک ساختار و رفتار این خانواده از مواد استفاده شده است. طبق تعریف لوری-برونستد، تفاوت اسید و باز مزدوج در یک یون هیدرونیوم است. در این مطلب می‌خواهیم به سراغ این مفاهیم برویم و در مورد انواع آن صحبت کنیم. همچنین با آوردن مثال‌ها و تمرین‌های متعددی توانایی تشخیص اسید و باز مزدوج را پیدا خواهیم کرد.

997696

اسید و باز مزدوج چیست ؟

اسید و باز مزدوج به آن دسته از ترکیبات گفته می‌شود که به شکل یک زوج حضور دارند. نام این ترکیبات از کلمه‌ای لاتین به معنای «متصل به یکدیگر» گرفته شده است که به مفهوم «اسید و بازهای لوری-برونستد» (Bronsted-Lowry Theory Of Acid And Base) بسیار نزدیک هستند.

در ادامه به بررسی این مفهوم با در نظر گرفتن همین نظریه خواهیم پرداخت.

زوج های اسیدی و بازی

در این تعریف اسید را به عنوان گونه‌ای در نظر می‌گیرند که بتواند یک پروتون به مولکول دیگری بدهد. همچنین باز گونه‌ای است که به عنوان گیرنده پروتون عمل کند. در تصویر بالا این انتقال پروتون بین زوج اسید و باز را به‌خوبی مشاهده می‌کنید.

 

اسید و باز مزدوج برونستد

هنگامی که اسید برنستد نقش خود را به عنوان دهنده کاتیون H+H^+ بازی می‌کند، یک باز مزدوج تولید می‌شود. یک اسید عمومی با فرمول شیمیایی HAHA را در نظر بگیرید. زمانی که این اسید یون H+H^+ خود را به آب می‌دهد، یکی از محصولات واکنش به‌صورت یون AA^- خواهد بود که گیرنده یون هیدرنیوم است. این یون را می‌توان درواقع باز برونستد دانست. به واکنش زیر که به خوبی این مفهوم را نمایش می‌دهد، دقت کنید.

HA+H2OH3O++AHA + H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + A^-

  • HAHA: اسید
  • AA^-: باز

همین نکته برای باز نیز صدق می‌کند، یعنی هر زمان که بازی به عنوان گیرنده هیدروژن وارد واکنش می‌شود، از خود اسید مزدوجی بر جا می‌گذارد. این واکنش را می‌توان به‌‌صورت زیر نمایش داد.

A+H2OHA+OHA^- + H_2O \rightleftharpoons HA + OH^-

 بنابراین می‌توان این‌طور نتیجه‌گیری کرد که اسید و باز برونستد به‌‌‌صورت زوج وجود دارند و با انتقال یک پروتون به یکدیگر قابل تبدیل خواهند بود.

 

استفاده از HAHA برای اسید و AA^- برای باز نباید ما را دچار این برداشت اشتباه کند که تمامی اسیدها خنثی و تمامی بازها دارای بار منفی هستند. از این نمادها برای این استفاده می‌شود تا نشان دهیم که اسیدهای مزدوج دارای کاتیون H+H^+ و بازهای مزدوج فاقد آن هستند. در حالت کلی اسیدها و بازهای برونستد می‌توانند مولکول‌هایی خنثی، با بار مثبت یا منفی باشند. در جدول زیر می‌توانید تعدادی از مهم‌ترین و پرکاربردترین اسیدها و بازهای مزدوج برونستد را مشاهده کنید.

اسیدباز
H3O+H_3O^+H2OH_2O
H2OH_2OOHOH^-
OHOH^-O2O^{2-}
HClHCl ClCl^-
H2SO4H_2SO_4 HSO4HSO_4^-
HSO4HSO_4^-SO42SO_4^{2-}
NH4+NH_4^+ NH3NH_3
NH3NH_3NH2NH_2^-

همان‌طور که در جدول بالا نیز مشاهده کردید، برخی از ترکیبات را می‌توان هم در ستون اسید و هم در ستون باز گنجاند. از این دسته از ترکیبات می‌توان به موارد زیر اشاره کرد.

  • H2OH_2O
  • OHOH^-
  • HSO4HSO_4^-
  • NH3NH_3

می‌خواهیم به علت این مورد پی ببریم. آب نمونه بسیار خوبی از ترکیبات این دسته است زیرا می‌تواند هم‌زمان به عنوان باز و اسید برونستد عمل کند و یون‌های H+H^+ و OHOH^- را به وجود بیاورد. این حالت را می‌توان توسط تعادلی نمایش داد که در آن دو جفت اسید و باز مزدوج وجود دارد. H2OH_2O اسید و باز مزدوج آن OHOH^- است. همچنین باز مزدوج اسید H3O+H_3O^+ نیز H2OH_2O است. این را در تصویر زیر نیز می‌توانید به‌خوبی مشاهده کنید.

آب هم اسید است هم باز

 

اسیدها و بازهای قوی و ضعیف

در ابتدای این بخش برای درک مفهوم اسید و باز قوی و ضعیف از مثال بسیار ساده و روزمره‌ای استفاده می‌کنیم. از مواد با ویژگی‌ اسیدی دو ماده بسیار متفاوت می‌توان به دست آورد. یکی «موریاتیک اسید» (Muriatic Acid) نامیده می‌شود و محلول ۶ مولار هیدروکلریک اسید با فرمول شیمیایی HClHCl است. دیگری را با نام سرکه می‌شناسیم CH3CO2HCH_3CO_2H و محلول ۱ مولار استیک اسید است.

سرکه و استیک اسید

گرچه هر دوی این‌ها اسید هستند اما نمی‌توان آن‌ها را به جای یکدیگر به کار گرفت. مورتاتیک اسید بسیار قوی و خورنده است و از آن برای تمیزی سطوح بتنی از آن استفاده می‌شود و سرکه ماده‌ای است که در آشپزی مورد استفاده قرار می‌گیرد.

 

تفاوت این دو اسید این است که موریاتیک اسید، اسیدی قوی و سرکه اسیدی ضعیف است. توانایی موریاتیک اسید در انتقال یون H+H^+ به آب بسیار بیشتر از سرکه است. به‌صورتی که در محلول ۶ مولار هیدروکلریک اسید، ۹۹٫۹۹۶٪ از مولکول‌های آن با آب وارد واکنش می‌شوند و دو یون H3O+H_3O^+ و ClCl^- را ایجاد می‌کنند. این واکنش را می‌توان به شکل زیر نشان داد.

HCl(aq)+H2O(l)H3O(aq)++Cl(aq)HCl_{(aq)} + H_2O_{(l)}\rightleftharpoons H_3O^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)}

به همین صورت می‌توان دریافت که سرکه اسید ضعیفی است زیرا در انتقال یون H+H^+ به آب عملکرد خیلی خوبی ندارد. در یک محلول ۱ مولار آن چیزی کمتر از ۰٫۴٪ از مولکول‌های آن با آب وارد واکنش می‌شوند و دو یون H3P+H_3P^+ و CH3CO2CH_3CO_2^- را به وجود می‌آورند. این واکنش تعادلی را می‌توان به‌صورت زیر نشان داد.

CH3CO2H(aq)+H2O(l)H3O(aq)++CH3CO2(aq)CH_3CO_2H_{(aq)} + H_2O_{(l)} \rightleftharpoons H_3O^+_{(aq)} + CH_3CO_{2(aq)}^-

درواقع می‌توان این‌طور بیان کرد که طی این واکنش ۹۹٫۶٪ از مولکول‌ها استیک اسید به‌صورت دست‌نخورده در محلول باقی می‌مانند.

 

ثابت تفکیک اسیدی

قوی و ضعیف بودن یک اسید را معمولا با «ثابت تفکیک تعادل اسیدی» (Acid Dissociation Equilibrium Constant) می‌سنجند و با نماد KaK_a نشان می‌دهند. برای درک بهتر این مفهوم واکنش کلی اسید و آب را با معادله زیر نشان می‌دهیم و این مفهوم را روی آن مورد بررسی قرار خواهیم داد.

HA(aq)+H2O(l)H3O(aq)++A(aq)HA_{(aq)} + H_2O_{(l)} \rightleftharpoons H_3O^+_{(aq)} + A^-_{(aq)}

به عبارت دیگر برخی از مولکول‌های HAHA وارد واکنش می‌شوند و یون های H3O+H_3O^+ و AA^- را به وجود می‌آورند. برای درک بهتر این مطلب به تصویر زیر و مولکول‌های نشان داده شده در آن دقت کنید.

تفکیک اسید در محلول

طبق قرارداد غلظت این یون‌ها در واحد مول بر لیتر را با نماد‌های [H3O+][H_3O^+] و [A][A^-] نمایش می‌دهند. به این دو نماد برای راحت‌تر نوشتن معادلات پیش رو نیاز خواهیم داشت. همچنین غلظت مولکول‌های HAHA باقی‌مانده در محلول را نیز با نماد [HA][HA] نشان می‌دهند. در این صورت برای به دست آوردن مقدار KaK_a این اسید می‌توان از رابطه زیر بهره برد.

Ka=[H3O+]  [A][HA] K _ a= \frac { [ H _ 3 O ^ + ] \; [A ^ -] } { [ H A ] }

 

مقدار ثابت تفکیک اسیدی برای اسید قوی

هنگامی که یک اسید قوی در آب حل می‌شود، به مقدار بسیار زیادی با آب واکنش می‌دهد و یون‌های H3O+H_3O^+ و AA^- را ایجاد می‌کند. در این واکنش تنها مقادیری جزئی از اسید به‌‌صورت دست‌نخورده در محلول باقی خواهد ماند. بنابراین حاصل‌ضرب غلظت H3O+H_3O^+ در AA^- از غلظت مولکول‌های HAHA باقی‌مانده بسیار بزرگ‌تر خواهد بود و مقدار ثابت تفکیک برای این اسید از ۱ عدد بزرگ‌تری به دست می آید. برای مثال ثابت تفکیک اسیدی هیدروکلریک اسید به شکل زیر خواهد بود.

Ka  HCl=[H3O+]  [Cl][HCl]=1×106 K _{ a\; HCl}= \frac { [ H _ 3 O ^ + ] \; [Cl^ -] } { [ HCl ] } =1 \times 10^6

مقدار ثابت تفکیک اسیدی برای اسید ضعیف

از طرف دیگر اسیدهای ضعیف تنها اندکی با آب واکنش می‌دهند. بنابراین برای آن‌ها حاصل‌ضرب غلظت H3O+H_3O^+ در AA^- از غلظت مولکول‌های HAHA باقی‌مانده کوچک‌تر خواهد بود و در نتیجه مقدار ثابت تعادل تفکیک اسید کوچک‌تر از ۱ دارند. این مورد یکی از عوامل موثر بر قدرت اسید و باز است. برای مثال می‌توان ثابت تعادل تفکیک اسیدی استیک اسید را به‌صورت زیر به دست آورد.

Ka  HCl=[H3O+]  [CH3CO2][CH3CO2H]=1.8×105 K _{ a\; HCl}= \frac { [ H _ 3 O ^ + ] \; [CH_3CO_2^ -] } { [ CH_3CO_2H ] } =1.8 \times 10^{-5}

بنابراین می‌توان برای مقدار ثابت تفکیک اسیدی اسیدهای قوی و ضعیف به یک جمع‌بندی رسید و این‌‌طور بیان کرد که ثابت تفکیک اسیدی برای اسیدهای قوی مقداری بیش از ۱ و برای اسیدهای ضعیف مقداری کوچک‌تر از ۱ خواهد بود.

 

ثابت تفکیک بازی

پیشتر در مورد ثابت تفکیک اسیدی که با KaK_a نشان داده می‌شود، صحبت کردیم. کمیت مشابهی می‌توان برای بازها در شیمی در نظر گرفت که آن را ثابت تفکیک بازی می‌نامیم و با KbK_b نمایش می‌دهیم. همان‌طور که ثابت تفکیک اسیدی نشان‌دهنده میزان تفکیک یک اسید است، از مقدار ثابت تفکیک بازی می‌توان به میزان تفکیک آن و تشکیل یون توسط آن و در نتیجه قوی یا ضعیف بودن باز پی برد.

برای درک بهتر این مفهوم آن را با بررسی واکنشی عمومی برای بازها مورد بررسی قرار می‌دهیم. این واکنش را می‌توان به صورت زیر نشان داد که در آن BB باز و BH+BH^+ اسید مزدوج آن است.

B(aq)+H2O(l)BH(aq)++OH(aq) B_{(aq)} + H_2O_{(l)} \rightleftharpoons BH_{(aq)}^+ + OH_{(aq)}^-

در این مورد می‌توان رابطه زیر را برای ثابت تفکیک بازی نوشت. پارامترهای آن در زیر مشخص شده است.

  • [BH+][BH^+]: غلظت اسید
  • [B][B]: غلظت باز

Kb=[BH+]×[OH][B]K_b =\frac{ [BH^+]\times[OH^-]}{ [B]}

مقدار KbK_b نشان دهنده این است که باز چقدر تمایل به پذیرش پروتون دارد تا دو یون BH+BH^+ و OHOH صورت کسر بالا افزایش پیدا خواهد کرد. در نتیجه این امر غلظت مولکول‌های باز و مخرج این کسر کاهش پیدا می‌کند. بنابراین مقدار ثابت تفکیک بازی نیز افزایش خواهد داشت.

 

هرچه بازی قوی‌تر باشد غلظت دو یون تولید شده توسط آن، یون هیدروکسید و اسید مزدوج خود، افزایش خواهد داشت. این باعث می‌شود که واکنش تعادلی بالا بیشتر به سمت راست پیش روی داشته باشد. در واقع عکس آن واکنش را می‌توان به صورت زیر نوشت که احتمال وقوع کمتری خواهد داشت.

BH(aq)++OH(aq)B(aq)++H2O(l)BH_{(aq)}^+ + OH_{(aq)}^- \rightleftharpoons B_{(aq)}^+ + H_2O_{(l)}

این یعنی تمایل باز BB برای یونیزه شدن مانع از این می‌شود تا مولکول‌های BH+BH^+ پروتون خود را از دست بدهند. بنابراین BH+BH^+ دهنده پروتون خوبی نیست و اسید مزدوج ضعیفی خواهد بود.

 

حال می‌خواهیم حالتی را در نظر بگیریم که باز ضعیف و اسید مزدوج آن قوی باشد. در این حالت واکنش تعادلی بیشتر به سمت چپ پیش روی دارد و این یعنی اسید مزدوج تمایل زیادی دارد تا پروتون خود را از دست بدهد و تبدیل به باز شود. در این صورت اسید مزدوج قوی خواهد بود.

بنابراین هرچه مقدار ثابت تفکیک بازی کوچک‌تر باشد، درجه یونیزاسیون باز نیز کمتر خواهد بود و به این معناست که مولکول‌های باز تمایل دارند که به صورت غیر یونیزه در محلول آبی باقی بمانند و با به دست آوردن پروتون تبدیل به BH+BH^+ نشوند.

رابطه اسید و باز مزدوج

خوشبختانه می‌توان با در دست داشتن اطلاعاتی در مورد قوی یا ضعیف بودن یک اسید در مورد باز مزدوج آن نیز پیش‌بینی کرد. برعکس آن نیز صادق است، یعنی می‌توان از روی اطلاعات یک باز به نتایجی در مورد اسید مزدوج آن رسید. در ادامه به بررسی بیشتر رابطه حاکم بین زوج اسیدها و بازها خواهیم پرداخت.

اسیدهای قوی و بازهای مزدوج ضعیف

اسیدهایی که در دسته قوی گنجانده می‌شوند، بازهای مزدوجی دارند که ضعیف هستند. برای درک بهتر این مفهوم در ادامه مثالی را بررسی می‌کنیم. پیش از این از روی مقدار ثابت تفکیک اسیدی متوجه شدیم که هیدروکلریک اسید بازی قوی است. در این صورت باید پروتون‌دهنده‌ خوبی نیز باشد. با توجه به تعادل موجود، یون ClCl^- تنها در حالتی می‌تواند دهنده پروتون خوبی باشد که ClCl^- پروتون گیرنده خوبی نباشد. بنابراین می‌توان این‌طور برداشت کرد که ClCl^- باز ضعیفی است. به معادله تعادلی زیر در این راستا توجه کنید.

HCl(g)+H2O(l)H3O(aq)++Cl(aq) HCl_{(g)} + H_2O_{(l)}\rightleftharpoons H_3O^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)}

اسیدهای ضعیف و بازهای مزدوج قوی

عکس رابطه ذکر شده در بالا نیز صادق است. این بخش را با در نظر گرفتن اسید آمونیوم NH4+NH_4^+ با فرمول شیمیایی و باز مزدوج آن، آمونیاک با فرمول شیمیایی NH3NH_3 ادامه می‌دهیم. یون آمونیوم اسید ضعیفی است زیرا آمونیاک بازی قوی است. در زیر می‌توانید تعادل بین این دو را مشاهده کنید.

NH4(aq)++H2O(l)H3O(aq)++NH3(aq)NH_{4(aq)}^+ + H_2O_{(l)} \rightleftharpoons H_3O^+_{(aq)} + NH_{3(aq)}

 

مثال اسید و باز قوی و ضعیف

از روی مقدار ثابت تعادل تفکیک می‌توان در مورد قوی و ضعیف بودن یک اسید نتیجه‌گیری کرد. همچنین می‌توان مقادیر آن را برای دو اسید در مقام مقایسه مورد بررسی قرار داد. در ادامه مثالی از این مورد را مشاهده می‌کنید. هیدروکلریک اسید و یون H3O+H_3O^+ را در نظر بگیرید. مقدار ثابت تعادلی اسیدی برای آن‌ها به‌صورت زیر است.

HClKa=1×106HCl \: K_a = 1 \times 10^6

H3O+Ka=55H_3O^+ \: K_a = 55

از آن‌جا که هر دو ثابت تعادل تفکیک اسیدی عددهایی بزرگ‌تر از ۱ هستند، می‌دانیم که هر دو اسید قوی به شمار می‌آیند. اما هیدروکلریک اسید از H3O+H_3O^+ اسید قوی‌تری است. مقدار بسیار زیادی از مولکول‌های HClHCl در محلول آبی تفکیک می‌شوند و دو یون H3O+H_3O^+ و ClCl^- را ایجاد می‌کنند. طبق نکاتی که پیشتر گفتیم در هر واکنش اسید و باز، هر اسید، باز مزدوج خود و هر باز، اسید مزدوج خود را به وجود می آورد. برای درک بهتر به تصویر زیر که به‌خوبی بیان‌گر این نکته است، دقت کنید.

اسید و باز مزدوج

در این واکنش دو اسید و دو باز وجود دارد و اسید قوی‌تر در سمت راست واکنش مشاهده می‌شود. یعنی HClHCl از H3O+H_3O^+ قوی‌تر است. بنابراین توقع داریم که باز مزدج اسید ضعیف‌تر از باز مزدوج اسید قوی‌تر، قوی‌تر باشد. یعنی باز ClCl^- از آب قوی‌تر است. بنابراین می‌توان رابطه اسیدها و بازهای این واکنش را به‌‌صورت زیر نوشت.

  • قدرت اسیدی: HCl>  H3O+ HCl >\; H_3O^+
  • قدرت بازی: Cl<  H2O Cl^- <\; H_2O

بنابراین جای تعجب نیست که ۹۹٫۹۹۶٪ از مولکول‌های HClHCl در محلول ۶ مولار با آب وارد واکنش می‌شوند و یون‌های H3O+H_3O^+ و ClCl^- را به وجود می‌آورند.

در مثال بعد می‌خواهیم به مقدار ثابت تعادل تفکیک استیک اسید و یون H3O+H_3^O+ نگاهی بیندازیم. این مقادیر به‌صورت زیر هستند.

CH3CO2HKa=1.8×105 CH_3CO_2H \: K_a = 1.8 \times 10^{-5}

H3O+Ka=55 H_3O^+ \:K_a = 55

از مقادیر ثابت تعادل تفکیک آن‌ها متوجه می‌شویم که استیک اسید از یون H3+H_3^+ اسید بسیار ضعیف‌تری است و این می‌تواند ضعیف بودن استیک اسید در آب را توجیه کند. مانند مثال پیشین، واکنش آن‌ها را به شکلی می‌نویسیم که اسید، تبدیل به باز مزدوج خود و باز نیز تبدیل به اسید مزدوج خود شود. این تعادل را می‌توانیم به‌صورت زیر نشان دهیم.

واکنش استیک اسید و آب

این مثال با مثال پیش تفاوتی دارد، به‌صورتی که اسید و باز قوی هر دو در سمت راست واکنش قرار گرفته‌اند. بنابراین تنها تعداد محدودی از مولکول‌های استیک اسید، H+H^+ خود را به آب می‌دهند و دو یون H3+H_3^+ و CH3CO2CH_3CO_2^- را ایجاد می‌کنند.

بزرگی ثابت تعادل تفکیک می‌تواند توضیحی برای این مسئله باشد که چرا اسید و بازهایی که در آب حل می‌شوند، رفتاری مانند اسیدها و بازها از خود نشان نمی‌دهند. هنگامی که مقدار ثابت تعادل تفکیک برای اسیدی بزرگ باشد، با آب وارد واکنش می‌شود تا تمامی مولکول‌های اسید مصرف شوند. برای مثال سولفوریک اسید دارای ثابت تفکیکی به‌صورت زیر است.

Ka=1×103K_a = 1 \times 10^3

این اسید با آب وارد واکنش می‌شود تا ۹۹٫۹٪ از مولکول‌ها آن در محلول ۱ مولار، تمامی پروتون‌های خود را به آب بدهد و یون HSO4HSO_4^- را تولید کند. این واکنش را می‌توان به‌صورت زیر نمایش داد.

H2SO4(aq)+H2O(l)H3O(aq)++HSO4(aq) H_2SO_{4(aq)} + H_2O_{(l)} \rightleftharpoons H_3O^+_{(aq)} + HSO_{4(aq)}^-

با کوچک شدن مقدار KaK_a، اسید به مقدار کمتری با آب وارد واکنش می‌شود. تا زمانی که مقدار KaK_a برای یک اسید به میزان قابل‌توجهی از KaK_a آب بزرگ‌تر باشد، اسید در آب یونیزه می‌شود. برای فهم بهتر به مثال زیر توجه کنید.

 

استیک اسید که اسیدی ضعیف است مقادیری با آب واکنش می‌دهد و یون‌های H3O+H_3O^+ و استات با فرمول شیمیایی CH3CO2CH_3CO_2^- را ایجاد می‌کند. این واکنش را در زیر آورده‌ایم.

CH3CO2H(aq)+H2O(l)H3O(aq)++CH3CO2(aq) CH_3CO_2H_{(aq)} + H_2O_{(l)} \rightleftharpoons H_3O^+_{(aq)} + CH_3CO_{2(aq)}^-

هرچه مقدار KaK_a برای اسیدی به مقدار KaK_a آب نزدیک‌تر باشد، در ویژگی‌های اسیدی خود به آب شباهت بیشتری خواهد داشت. گرچه این اسید را می‌تواند همچنان اسید برونستد به شمار آورد اما آن‌چنان ضعیف است که نمی‌توان اسیدیته آن را در محلول‌های آبی تشخیص داد. برخی ترکیبات وجود دارند که پتانسیل حضور به عنوان یک اسید را دارند اما به حدی ضعیف هستند که مقدار KaK_a آن‌ها از آب نیز کوچک‌تر است. از این مورد می‌توان به آمونیاک اشاره کرد. مقدار KaK_a این ماده را در زیر مشاهده می‌کنید.

Ka=1×1033 K_a = 1 \times 10^{-33}

آمونیاک پتانسیل این را دارد که دهنده هیدروژن باشد و بنابراین می‌تواند به عنوان اسید برونستد در نظر گرفته شود اما در عمل از این ماده هیچ اسیدیته‌ای در انحلال با آب مشاهده نشده است.

مثال اسید و باز مزدوج

در این مثال دو دسته ترکیب داده شده است. گروه یک شامل تعدادی اسید برونستد و گروه دو شامل تعدادی باز برونستد است. با کمک تعادل شیمیایی، حالت‌هایی را نشان دهید که اسیدهای گروه یک با آب وارد واکنش شوند و باز مزدوج خود را تولید کنند. همچنین در مورد بازهای گروه دو، واکنش آن‌ها را با استیک اسید به عنوان اسید بنویسید.

  • گروه یک: HSO4HSO_4^-، HNO3HNO_3، H2SH_2S
  • گروه دو: OHOH^-، HSHS^-، H2SH_2S

پاسخ گروه یک: در هر مورد واکنش اسید داده شده را به‌صورتی می‌نویسیم که با آب وارد واکنش شود و در سمت دوم واکنش، باز مزدوج خود را به وجود بیاورد.

واکنش آب و HSO4HSO_4

HSO4+H2OH3O++SO42 HSO_4^- + H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + SO_4^{2-}

برای درک بهتر در هر مورد باز و اسید مزدوج آن را در دو طرف واکنش مشخص می‌کنیم.

  • اسید HSO4HSO_4^- و باز مزدوج SO42SO_4^{-2}
  • باز آب و اسید مزدوج H3O+H_3O^+

واکنش آب و HNO3HNO_3

HNO3+H2ONO3+H3O+ HNO_3 + H_2O \rightleftharpoons NO_3^- + H_3O^+

  • اسید HNO3HNO_3 و باز مزدوج NO3NO_3^-
  • باز آب و اسید مزدوج H3O+H_3O^+

واکنش آب و H2SH_2S

H2S+H2OHS+H3O+ H_2S + H_2O \rightleftharpoons HS^- + H_3O^+

  • اسید H2SH_2S و باز مزدوج HSHS^-
  • باز آب و اسید مزدوج H3O+H_3O^+

پاسخ گروه دو: در هر مورد واکنش باز داده شده را به‌صورتی می‌نویسیم که با استیک اسید وارد واکنش شود و در سمت دوم واکنش، اسید مزدوج خود را به وجود بیاورد.

واکنش استیک اسید و OHOH^-

OH+HC2H3O2rightleftharpoonsH2O+C2H3O2 OH^- + HC_2H_3O_2rightleftharpoons H_2O + C_2H_3O_2^-

  • باز OHOH^- و اسید مزدوج آب
  • اسید HC2H3O2HC_2H_3O_2 و باز مزدوج C2H3O2C_2H_3O_2^-

واکنش استیک اسید و HSHS^-

HS+HC2H3O2H2S+C2H3O2 HS^- + HC_2H_3O_2 \rightleftharpoons H_2S + C_2H_3O_2^-

  • باز HSHS^- و اسید مزدوج H2SH_2S
  • اسید HC2H3O2HC_2H_3O_2 و باز مزدوج C2H3O2C_2H_3O_2^-

واکنش استیک اسید و CO32CO_3^{2-}

CO32+HC2H3O2HCO3+C2H3O2 CO_3^{2-} + HC_2H_3O_2 \rightleftharpoons HCO^{3-} + C_2H_3O_2^-

  • باز CO32CO_3^{2-} و اسید مزدوج HCO3HCO_3^-
  • اسید HC2H3O2HC_2H_3O_2 و باز مزدوج C2H3O2C_2H_3O_2^-

مثال دوم

یون فرمات یک باز برونستد است. این را به کمک ساختار لوویس آن نشان دهید.

ساختار لوییس باز فرمات

در تصویر بالا نحوه انتقال هیدروژن و تشکیل پیوند کووالانسی جدید به‌خوبی نشان داده شده است. یون فرمات به عنوان باز برونستد، پذیرنده هیدروژنه خواهد بود.

 

اثر تسطیح آب

این‌طور به نظر می‌‎رسد که تمامی اسیدها و بازها در هنگام انحلال در آب، فارغ از مقدار KaK_a که دارند، قدرت یکسانی از خود نشان می‌دهند. این اصل را به نام «اثر تسطیح آب» (The Leveling Effect Of Water) می‌شناسیم و در واقع به تمایل آب برای محدود کردن قدرت اسیدی و بازی گفته می‌شود.

این مفهوم را می‌توان با توجه به تولید یون H3O+H_3O^+ توسط اسیدهای قوی در واکنش با آب توضیح داد. بیش از ۹۹٪ مولکول‌‌های هیدروکلریک اسید با آب وارد واکنش می‌شوند و دو یون H3O+H_3O^+ و ClCl^- را مانند زیر به وجود می‌آورند.

HCl(g)+H2O(l)H3O(aq)++Cl(aq) HCl_{(g)} + H_2O_{(l)} \rightleftharpoons H_3O^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)}

همچنین بیش از ۹۹٪ مولکول‌های H2SO4H_2SO_4 در یک محلول 1 مولار نیز با آب وارد واکنش می‌شوند و یون‌های H3O+H_3O^+ و HSO4HSO_4^- را به وجود می‌آورند. این واکنش در زیر نشان داده شده است.

H2SO4(aq)+H2O(l)H3O(aq)++HSO4(aq) H_2SO_{4(aq)} + H_2O_{(l)} \rightleftharpoons H_3O^+_{(aq)} + HSO_{4(aq)}^-

بنابراین قدرت اسید قوی توسط قدرت اسید H3O+H_3O^+ تولید شده محدود می‌شود. همان‌طور که می‌دانید این یون از همراهی یون H+H^+ با مولکول‌های آب به وجود می‌آید. همین پدیده برای بازهای قوی نیز اتفاق می‌افتد. بازهای قوی با آب وارد واکنش می‌شوند و یون‌های OHOH^- را تولید می‌کنند. بعد از آن، محلول نمی‌تواند حد بیشتری از بازی بودن را به وجود بیاورد و قدرت بازهای قوی توسط یون بازی OHOH^- محدود می‌شود. این یون با از دست دادن یون H+H^+ از مولکول‌های آب به وجود می‌آید.

 

معادله هندرسون هاسلباخ

از «معادله هندرسون هاسلباخ» (Henderson Hasselbalch Equation) برای اندازه‌گیری مقدار pH یک محلول بافر استفاده می‌شود. ابتدا تعریف کوتاهی از بافر ارائه می‌دهیم. محلول «بافر» (Buffer) محلولی است که توانایی حفظ pHpH محیط را دارد و در دو حالت می‌تواند وجود داشته باشد. یکی از این حالات حضور اسید ضعیف به همراه باز مزدوج خود است. در حالت دوم در محیط یک باز ضعیف به همراه اسید مزدوج خود وجود دارد.

 

برای درک بهتر مثالی را مورد بررسی قرار می‌دهیم. اگر در محیطی استیک اسید با فرمول شیمیایی CH3COOHCH_3COOH که اسیدی ضعیف است به همراه نمکی از آنیون استات وجود داشته باشد، محلول بافری خواهد بود. این نمک استاتی می‌تواند به شکل CH3COONaCH_3COONa باشد.

بررسی این معادله در این مطلب از آن‌جا اهمیت دارد که می‌توان با بهره‌گیری از آن به مقدار ثابت تفکیک اسیدی و بازی، مقدار pHpH اسید و باز و غلظت آن‌ها پی برد. این معادله را می‌توان به صورت زیر نمایش داد. در این رابطه صورت کسر نشان‌دهنده غلظت باز مزدوج و مخرج کسر نشان‌دهنده غلظت اسید ضعیف است.

pH=pka+log10[conjugate base][weak acid] pH = pk_a + log_{10} \dfrac {[\text {conjugate base}]} {[ \text {weak acid}]}

در ادامه می‌خواهیم برای درک بهتر به این نکته بپردازیم که این رابطه چگونه به دست آمده است. اساس این رابطه بر تعریف تفکیک یک اسید، استوار است. این واکنش را در زیر مشاهده می‌کنید که در آن HAHA اسید و AA^- باز مزدوج آن است.

HA+H2OA+H3O+ HA + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+

پیشتر گفتیم که رابطه ثابت تعادل تفکیک را برای چنین واکنشی می‌توانیم به صورت زیر بنویسیم.

Ka=[A][H3O+][HA] K_a = \dfrac {[A^-] [H_3O^+]} {[HA]}

با مرتبط کردن این رابطه آن را بر مبنای غلظت یون هیدرونیوم می‌نویسیم.

Ka[HA][A]=[H3O+] K_a \dfrac { [HA] } { [A^-]} = [H_3O^+]

در مرحله بعد برای تبدیل غلظت یون هیدرونیوم به pHpH از دو طرف رابطه لگاریتم می‌گیریم و نتیجه به شکل زیر خواهد بود.

log10[H3O+]=log10Ka+log10[HA][A] log_{ 10} [H_3O^+ ] = log_{ 10 } K_a + log_{10} \dfrac{ [ HA] } { [A^-] }

سپس باید دو طرف رابطه را در ۱- ضرب کنیم تا pHpH و pKapK_a به دست بیاید. این کار را مانند زیر در دو مرحله انجام می‌دهیم.

log10[H3O+]=log10Kalog10[HA][A] -log_{ 10 } [ H_3O^+ ] = -log_{ 10 } K_a - log_{10} \dfrac { [ HA ] } { [ A^- ] }

pH=pKalog10[HA][A] pH = pK_a - log_{ 10 } \dfrac { [ HA ] } { [ A^- ] }

با جابه‌جا کردن عبارات این معادله، می‌توان آن را بر اساس مقدار pHpH به صورت زیر مرتب کرد.

pH=pKa+log10[A][HA] pH = pK_a + log_{ 10 } \dfrac { [ A^- ] } { [ HA ] }

به معادله به دست آمده در بالا، معادله هندرسون هاسلباخ گفته می‌شود. با کمی توجه به آن متوجه می‌شویم که در صورتی که غلظت اسید و باز مزدوج با یکدیگر برابر باشد، یعنی درصد تفکیک اسید ۵۰ باشد، مقدار pHpH محیط برابر با مقدار ثابت تفکیک اسیدی آن خواهد بود. این گفته را می‌توان به صورت زیر نمایش داد.

[A][HA]=1\dfrac{ [ A^- ] } { [ HA ] } = 1

در این صورت با جایگذاری مقدار عددی ۱ در رابطه هندرسون هاسلباخ داریم:

pH=pKa+log101 pH = pK_a + log_{ 10 } 1

و از آنجا که مقدار عددی لگاریتم ۱ برابر با ۰ است، می‌توان معادله را به صورت زیر ساده کرد.

pH=pKapH = pK_a

از این رابطه برای اندازه‌گیری مقدار pKapK_a به صورت تجربی استفاده می‌شود.

محدودیت معادله هندروسن هاسلباخ

این معادله کاربرد فراوانی دارد و به کمک آن می‌توان به اطلاعات سودمندی دست یافت، با این حال در برخی موارد با محدودیت‌هایی نیز روبرو است که بهتر است در هنگام کار با آن، به این محدودیت‌ها آگاهی داشته باشیم. در زیر تعدادی از این موارد را مشاهده می‌کنید.

  • هنگامی که از رابطه هندرسون هاسلباخ برای تهیه محلول بافری استفاده می‌کنیم، غلظت اسید و باز مزدوج باید به یکدیگر نزدیک باشند. این کار باعث می‌شود که پایداری محلول بیشتر شود زیرا با افزایش تفاوت غلظت بین این دو، توانایی بافری کاهش پیدا می‌کند و این باعث تغییر در مقدار pHpH خواهد شد.
  • این معادله تفکیک خودبه‌خودی آب را در لحاظ نمی‌کند. در غلظت‌های پایین مقدار تفکیک آب می‌تواند روی pHpH اثرگذار باشد.
  • اگر اسیدی بتواند بیش از یک یون هیدرونیوم را از خود جدا کند، رابطه کارکرد درستی نخواهد داشت زیرا این مسئله در آن نادیده گرفته شده است.
  • در عمل بهتر است که برای داشتن مقدار pHpH مشخصی، مقدار pKapK_a به آن نزدیک باشد تا عملکرد بافر تقویت شود.

مثال معادله هندروسن هاسلباخ

در این بخش با بررسی تعدادی مثال، نحوه استفاده از معادله هندرسون هاسلباخ را برای به دست آوردن اطلاعات مورد نیاز، بررسی خواهیم کرد.

مثال اول

مقدار pHpH بافری که از HC2H3O2HC_2H_3O_2 به صورت ۰٫۲ مولار و C2H3O2C_2H_3O_2^- به صورت ۰٫۵ مولار تشکیل شده است را به کمک رابطه هندرسون هاسلباخ محاسبه کنید. مقدار ثابت تفکیک اسیدی در زیر آورده شده است.

Ka  HC2H3O2=1.8times105K_{a\;HC_2H_3O_2 }=1.8 times10^{-5}

پاسخ

این سوال بسیار ساده است و در واقع تنها نیاز به جای‌گذاری مقادیر داده شده در رابطه هندرسون هاسلباخ دارد. برای این کار به روش زیر عمل می‌کنیم.

pH=pKa+log10[A][HA] pH = pK_a + log_{ 10 } \dfrac { [ A^- ] } { [ HA ] }

ابتدا اسید و باز داده شده را در رابطه می‌گذاریم که نتیجه به شکل زیر خواهد بود.

pH=pKa+log10[C2H3O2][HC2H3O2] pH = pK_a + log_{ 10 } \dfrac { [ C_2H_3O_2^- ] } { [ HC_2H_3O_2] }

همان‌طور که مشاهده می‌کنید تمام مقادیر مورد نیاز در صورت مثال داده شده است. پس به شکل زیر ادامه می‌دهیم.

pH=log  (1.8times105)+log[0.5][0.2] pH = -log\;(1.8times10^{-5} )+ \log \dfrac { [ 0.5 ] } { [ 0.2] }

ابتدا جواب کسر را به دست می‌آوریم.

pH=log  (1.8times105)+log  (2.5) pH = -log\;(1.8times10^{-5} )+ \log\; (2.5)

و در نهایت خواهیم داشت:

pH=4.7+0.40 pH = 4.7 + 0.40

pH=5.1 pH = 5.1

مقدار pHpH بافری با اسید و باز داده شده، برابر با ۵٫۱ خواهد بود.

مثال دوم

در این مثال می‌خواهیم مقدار pHpH را برای بافری حاوی هیدروفلوریک اسید ۳ مولار و فلورید ۲٫۵ مولار محاسبه کنیم. مقدار KaK_a آن در زیر آورده شده است.

Ka=6.76times104 K_{a}=6.76times10^{-4}

پاسخ

مراحل این مثال مانند قبل است، با این تفاوت که ابتدا باید مقدار pKapK_a را از رابطه زیر محاسبه کنیم.

pKa=log(Ka) pK_{a}=-log(K_{a})

pKa=log(6.76times104)=3.17 pK_ { a } =-log(6.76times10^ { -4} ) = 3.17

در ادامه مقادیر را به ترتیب زیر در رابطه هندرسون هاسلباخ جای‌گذاری می‌کنیم.

pH=pKa+log10[A][HA] pH = pK_a + log_{ 10 } \dfrac { [ A^- ] } { [ HA ] }

ابتدا اسید و باز داده شده را در رابطه می‌گذاریم که نتیجه به شکل زیر خواهد بود.

pH=pKa+log10[F][HF] pH = pK_a + log_{ 10 } \dfrac { [ F^- ] } { [ HF] }

همان‌طور که مشاهده می‌کنید تمام مقادیر مورد نیاز در صورت مثال داده شده است. پس به شکل زیر ادامه می‌دهیم.

pH=log  (1.8times105)+log[0.5][0.2] pH = -log\;(1.8times10^{-5} )+ \log \dfrac { [ 0.5 ] } { [ 0.2] }

pH=3.17+log[2.5][3] pH = 3.17+ \log \dfrac { [ 2.5 ] } { [ 3] }

و در نهایت خواهیم داشت:

pH=3.09 pH =3.09

مقدار pHpH بافری با اسید و باز داده شده، برابر با ۳٫۰۹ خواهد بود.

مثال سوم

مقدار pKapK_a برای داروی ایبوپروفن برابر با ۴٫۹۱ است. در صورتی که مقدار pHpH خون برابر با ۷٫۴ باشد، نسبت غلظت AA^- به HAHA چقدر خواهد بود؟

پاسخ

با جای‌گذاری مقادیر داده شده در رابطه هندسون هاسلباخ به پاسخ مورد نظر می‌رسیم. بنابران به‌صورت زیر خواهیم داشت:

pH=pKa+log10[A][HA] pH = pK_a + log_{ 10 } \dfrac { [ A^- ] } { [ HA ] }

7.4=4.91+log([A][HA])7.4 = 4.91 + \log \left(\frac{ [ A^ { -} ] } { [ HA] }\right)

2.49=log([A][HA]) 2.49 = \log \left (\frac { [ A^{-}]}{[HA ] } \right)

102.49=([A][HA]) 10^{2.49} = \left(\frac{[A^{-}]}{[HA]}\right)

309.03=([A][HA]) 309.03 = \left(\frac{[A^{-}]}{[HA]}\right)

نسبت باز مزدوج به اسید به‌ این صورت به دست خواهد بود.

مزایای مفهوم اسید و باز برونستد

مفهوم اسید و باز به دلیل ماهیتی که دارد نسبت به مفهوم آرنیوس مزایای زیادی دارد. در این بخش می‌خواهیم به تعدادی از این مزایا بپردازیم.

  • طبق تعریف برونستد، تعداد ترکیب‌هایی که پتانسیل اسیدی بودن دارند، افزایش پیدا می‌کند و این شامل یون‌های مثبت، منفی و ترکیب‌های خنثی می‌شود.
  • همچنین تعداد ترکیب‌هایی که پتانسیل بازی دارند نیز افزایش می‌یابد. این ترکیب‌ها شامل یک زوج الکترون ناپیوندی در لایه ظرفیت خود هستند.
  • مفهوم آرنیوس نقش آب در واکنش‌های اسیدی و بازی را به‌خوبی تشریح می‌کند. در این واکنش‌ها آب پذیرنده یون H+H^+ از اسیدها است و از این طریق یون H3O+H_3O^+ را به وجود می‌آورد.
  • با بسط و گسترش این مفهوم می‌توان واکنش‌هایی که حلال‌های غیر از آب دارند را نیز توضیح داد. همچنین برای واکنش‌هایی که در فاز گازی و جامد صورت می‌گیرند نیز کاربرد دارد.
  • مفهوم اسید و باز برونستد این دو خانواده از ترکیب‌ها را به‌صورت زوج اسید و باز به یکدیگر مرتبط می‌کند.
  • از این مفهوم برای تشریح رابطه بین اسیدهای قوی و بازهای مزدوج آن‌ها استفاده می‌شود. همچنین این مورد برای بازهای قوی و اسیدهای مزدوج آن‌ها نیز صدق می‌کند.
  • در این تعریف می‌توان به تفاوت بین قدرت دو اسید یا دو باز پی برد و آن‌ها را با یکدیگر مقایسه کرد.
  • در این مفهوم می‌توان اثر تسطیح آب را مورد بررسی قرار داد و پی برد که اسیدها و بازهای قوی همگی در انحلال در آب قدرت یکسانی خواهند داشت.

توجه داشته باشید که در علم شیمی به دلیل همین مزایا در مواقع بسیاری وقتی صحبت از اسید و باز باشد، منظور مفهوم اسید و باز طبق تعریف برونستد است.

 

مقدار pHpH اسید و باز

از مقدار کمیت pHpH برای اندازه‌گیری میزان حضور یون اسیدی H3O+H_3O^+ در محلول‌ها استفاده می‌شود. همان‌طور که پیشتر اشاره کردیم آب خالص هم اسید و هم بازی ضعیف است و میزان بسیار کمی از از یون‌های H3O+H_3O^+ و OHOH^- که به وجود آورنده اسید و باز قوی هستند را در محلول آبی ایجاد می‌کند.

این واکنش تفکیک را می‌توان به صورت زیر نمایش داد. توجه داشته باشید که آب هم اسیدی و هم بازی است به‌صورتی که یون H3O+H_3O^+ اسیدی و یون OHOH^- بازی است.

H2O(l)+H2O(l)H3O(aq)++OH(aq) H_2O_{(l)} + H_2O_{(l)} \rightleftharpoons H_3O^+_{(aq)} + OH^-_{(aq)}

غلظت دو یون H3O+H_3O^+ و OHOH^- در آب را می‌توان با اندازه‌گیری دقیق توانایی آب در انتقال جریان الکتریکی به دست آورد. در دمای ۲۵ درجه سانتی‌گراد، غلظت این یون‌ها در آب خالص برابر با مقدار زیر است. این مقدار در واحد مولار ( مول بر لیتر) با نماد MM آورده شده است.

[H3O+]=[OH]=1.0×107M  (at  25  C) [H_3O^+] = [OH^-] = 1.0 \times 10^{-7} M \;(at \;25\;C)

با افزودن اسید قوی به آب، غلظت یون H3O+H_3O^+ افزایش پیدا می‌کند. در واقع واکنش زیر به سمت راست، پیش روی خواهد کرد.

HCl(aq)+H2O(l)H3O(aq)++Cl(aq) HCl_{(aq)} + H_2O_{(l)} \rightleftharpoons H_3O^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)}

همچنین در همین حین غلظت یون OHOH^- کاهش پیدا می‌کند زیرا یون‌های H3O+H_3O^+ تولیدشده در این واکنش بخشی از یون‌های OHOH موجود در آب را خنثی می‌کنند. این واکنش خنثی‌شدن را می‌توان به‌صورت زیر نشان داد.

H3O(aq)++OH(aq)2H2O(l) H_3O^+_{(aq)} + OH^-_{(aq)} \rightleftharpoons 2 H_2O_{(l)}

محصول غلظت‌های مختلف یون‌های OHOH^- و H3O+H_3O^+ فارغ از مقادیر آن‌ها یکسان خواهد بود. در دمای ۲۵ درجه سانتی‌گراد غلظت محصول را می‌توان به‌صورت زیر نمایش داد.

[H3O+][OH]=1.0×1014 [H_3O^+] [OH^-] = 1.0 \times 10 ^ {-14}

بازه غلظت یون‌های OHOH^- و H3O+H_3O^+ آن‌چنان زیاد است که در عمل کار کردن با آن‌ها بسیار مشکل خواهد بود.

 

در سال ۱۹۰۹ یک زیست شیمی‌دان هلندی استفاده از لگاریتم را برای تسهیل این امر پیشنهاد داد و نام آن را pHpH گذاشت. از آن‌جا که غلظت یون H3O+H_3O^+ در آب در بیشتر موارد از ۱ کمتر است، لوگاریتم آن عددی منفی خواهد بود. بنابراین برای جلوگیری از داشتن اعداد منفی، از منفی لگاریتم به جای لگاریتم استفاده شد. بنابراین می‌توان رابطه زیر را بین میزان pHpH و غلظت یون‌های H3O+H_3O^+ برقرار کرد.

pH=  log  [H3O+] pH =\; -log\; [H_3O^+]

به این وسیله می‌توانیم با روش ساده‌تر و اعداد کوچک‌تری به میزان حضور یون‌های H3O+H_3O^+ در محلول‌ها پی ببریم. در این مقیاس pHpH اعدادی بین ۰ تا ۱۴ را اتخاد می‌کند. در این مورد مثالی را مورد بررسی قرار خواهیم داد.

می‌خواهیم به کمک این رابطه و با در دست داشتن مقدار غلظت یون H3O+H_3O^+، مقدار pHpH آب را به دست بیاوریم. برای این کار می‌توانیم به روش زیر عمل کنیم. این محاسبات برای دمای ۲۵ درجه سانتی‌گراد انجام شده است.

[H3O+][OH]=1.0×107 [H_3O^+] [OH^-] = 1.0 \times 10 ^ {-7}

با جای‌گذاری این مقدار در رابطه زیر خواهیم داشت:

pH=log[H3O+]=log(1.0×107)=7 pH = -log [H_3O^+] = - \log (1.0 \times 10^ {-7}) = 7

بازه‌های متفاوت pHpH نشان‌دهنده میزان حضور یون H3O+H_3O^+ در محلول است و این باعث به وجود آمدن ویژگی‌های متفاوتی می‌شود. در این مورد می‌توان به دو نکته زیر توجه کرد.

  • مقدار pHpH بیشتر از ۷: به این معناست که محلول خاصیت بازی دارد.
  • مقدار pHpH کمتر از ۷: به این معناست که محلول خاصیت اسیدی دارد.

مقدار pHpH اسیدهای و بازهای متداول

مقدار pHpH یک محلول به قدرت اسید و باز موجود در آن بستگی دارد. از همین روی اندازه‌گیری pHpH محلول‌های رقیق به‌خوبی قدرت اسید و باز آن را نشان می‌دهد. در جدول زیر مقدار pHpH را برای تعدادی از اسیدها و بازهای پرتکرار در محلول 1 مولار آن‌ها مشاهده می‌کنید.

نام اسید یا بازفرمول شیمیاییمقدار pHpH
هیدروکلریک اسیدHClHCl۱٫۱
سولفوریک اسیدH2SO4H_2SO_4۱٫۲
سدیم هیدروژن سولفاتNaHSO4NaHSO_4۱٫۴
سولفورو اسیدH2SO3H_2SO_3۱٫۵
فسفریک اسیدH3PO4H_3PO_4۱٫۵
هیدروفلوریک اسیدHFHF۲٫۱
استیک اسیدCH3CO2HCH_3CO_2H۲٫۹
کربونیک اسیدH2CO3H_2CO_3۳٫۸
هیدروژن سولفیدH2SH_2S۴٫۱
سدیم دی هیدروژن فسفاتNaH2PO4NaH_2PO_4۴٫۴
آمونیوم کلریدNH4ClNH_4Cl۴٫۶
هیدروسیانید اسیدHCNHCN۵٫۱
سدیم سولفاتNa2SO4Na_2SO_4۶٫۱
سدیم کلریدNaClNaCl۶٫۴
سدیم استاتNaCH3CO2NaCH_3CO_2۸٫۴
سدیم بی‌کربناتNaHCO3NaHCO_3۸٫۴
سدیم هیدروژن فسفاتNa2HPO4Na_2HPO_4۹٫۳
سدیم سولفیتNa2SO3Na_2SO_3۹٫۸
سدیم سیانیدNaCNNaCN۱۱
آمونیاکNH3NH_3۱۱٫۱
سدیم کربناتNa2CO3Na_2CO_3۱۱٫۶
سدیم فسفاتNa3PO4Na_3PO_4۱۲
سدیم هیدروکسیدNaOHNaOH۱۳

مثال و حل تمرین از اسید و باز مزدوج

حال که با مفهوم اسید و باز مزدوج و نحوه تشخیص آن‌ها آشنا شدیم، ابتدا با بررسی تعدادی مثال با پاسخ تشریحی آموخته‌های خود را مرور می‌کنیم و سپس تعدادی تمرین چندگزینه‌ای را مورد بررسی قرار می‌دهیم.

مثال از اسید و باز مزدوج

در این بخش برای درک بهتر و بیش‌تر مفهوم اسید و باز مزدوج تعدادی مثال را به همراه پاسخ تشریحی مورد بررسی قرار می‌دهیم.

مثال اول

با توجه به مقدار ثابت تعادل اسیدی دو اسید داده‌شده در مورد قوی یا ضعیف بودن بازهای مزدوج آن‌ها اظهار نظر کنید.

CH3CO2HKa=1.8×105CH_3CO_2H\: K_a = 1.8 \times 10^-5

H2OKa=1.8times1016H_2O\: K_a = 1.8 times10^{-16}

پاسخ: می‌دانیم که ثابت تعادل تفکیک اسیدهای قوی بزرگ‌تر از ۱ و ثابت تعادل تفکیک اسیدهای ضعیف کوچک‌تر از ۱ است. بنابراین هر دو اسید داده شده در این سوال از نوع ضعیف هستند. همچنین اشاره کردیم که باز مزدوج اسیدهای ضعیف، خود قوی هستند. در نتیجه بازهای OHOH^- و CH3CO2HCH_3CO_2H^- قوی هستند.

مثال دوم

اسید مزدوج باز HCO3HCO_3^- به چه صورت خواهد بود؟

پاسخ

طبق تعریف اسید مزدوج ترکیبی است که از دریافت پروتون توسط باز به وجود می‌آید. بنابراین برای یافتن اسید مزدوج یک باز باید آن را در واکنشی با یون H+H^+ وارد کنیم. در این مورد باز داده شده هیدروژن کربنات با فرمول شیمیایی HCO3HCO_3^- است و می‌توان این واکنش را برای آن به صورت زیر نوشت.

HCO3+H+H2CO3 HCO_3^{-} + H^{+} \rightarrow H_2CO_3

بنابراین اسید مزدوج هیدروژن کربنات، کربونیک اسید با فرمول شیمیایی H2CO3H_2CO_3 است.

مثال سوم

باز مزدوج اسید H2SO4H_2SO_4 چه ترکیبی است؟

پاسخ

این اسید در محلول آبی با اهدای یک یون H+H^+،‌ یون هیدرونیوم را به وجود می‌آورد و خود تبدیل به باز مزدوج می‌شود. این اسید با از دست دادن پروتون، باز مزدوج HSO4HSO_4^- را تولید می‌کند.

مثال چهارم

واکنش زیر نمونه‌ای از واکنش بین اسید و باز است. به اجزای شرکت‌کننده در آن دقت کنید و اسید و باز را مشخص کنید.

HClO4+H2OH3O++ClO4 HClO_4 + H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + ClO_4^-

پاسخ

برای پاسخ به این سوال باید بدانیم تعریف اسید و باز چیست. به صورت خلاصه می‌توان این‌طور بیان کرد که اسید دهنده پروتون و باز گیرنده آن است. با دقت به واکنش تعادلی بالا می‌توانیم ببینیم که HClO4HClO_4 پروتون خود را از دست داده و تبدیل به ClO4ClO_4^- شده است. این پروتون با انتقال به مولکول آب، یون هیدرونیوم را به وجود آورده است. بنابراین زوج اسید و باز موجود در واکنش زیر را می‌توان به صورت زیر مشخص کرد.

  • اسید HClO4HClO_4 و باز مزدوج ClO4ClO_4^-
  • باز آب و اسید مزدوج H3O+H_3O^+

مثال پنجم

در واکنش زیر کدام گونه‌ها اسیدی و کدام گونه‌ها بازی هستند؟

NH4(aq)++H2O(l)NH3(aq)+H3O(aq)+ NH_{4(aq)}^+ + H_2O_{(l)} \rightleftharpoons NH_{3(aq)} + H_3O^+_{(aq)}

پاسخ

با دقت به واکنش تعادلی بالا متوجه می‌شویم که یون NH4+NH_4^+ اسیدی است زیرا به عنوان دهنده پروتون عمل کرده و باز مزدوج خود، NH3NH_3 را به وجود آورده است. در این صورت آب در سمت چپ، بازی است که با گرفتن پروتون یون هیدرونیوم اسیدی را تولید کرده است. اسید و بازهای تعادل بالا را به صورت زیر خلاصه می‌کنیم.

  • آب باز و اسید مزدوج آن H3O+H_3O^+
  • اسید NH4+NH_4^+ و باز مزدوج NH3NH_3

مثال ششم

می‌خواهیم برای گونه H2NCH2CH2CH2OHH_2NCH_2CH_2CH_2OH اسید و باز مزدوج را تعیین کنیم. هر کدام از آن‌ها چه ساختاری را خواهند داشت؟

پاسخ

می‌توان با افزودن یک پروتون اسید مزدوج و با کاستن یک پروتون باز مزدوج این گونه را به دست آورد. به این صورت اسید مزدوج آن HOC2CH2CH2NH3+HOC_2CH_2CH_2NH_3^+ خواهد بود. همچنین با کاستن یک پروتون باز مزدوج آن به صورت OCH2CH2CH2NH2O^-CH_2CH_2CH_2NH_2 به دست خواهد آمد.

مثال هفتم

چرا آمونیاک را یک باز به شمار می‌آوریم؟

پاسخ

خاصیت بازی آمونیاک را می‌توان به مثالی از یک واکنش اسید و باز توضیح داد. طبق تعریف باز گونه‌ای است که پروتون گیرنده باشد. به واکنش زیر توجه کنید.

NH3+H2OrightleftharpoonsNH4++OH NH_{3} + H_2Orightleftharpoons NH_4^+ + OH^-

همان‌طور که مشاهده می‌کنید، آمونیاک با پذیرش یک پروتون به اسید مزدوج خود یعنی NH4+NH_4^+ تبدیل شده است. این پروتون از آب به عنوان یک اسید منتقل شده و خود آب یون هیدرونیوم را به وجود آورده است.

مثال هشتم

با بهره‌گیری از معادله هندرسون هاسلباخ مقدار pHpH را برای بافری از استیک اسید با مشخصات داده شده، محاسبه کنید.

  • غلظت استیک اسید ۰٫۲ مولار
  • غلظت باز مزدوج استات ۰٫۱۵ مولار
  • pKa(CH3COOH)=4.75 pK_{a(CH_3COOH)} = 4.75

پاسخ

با جای‌گذاری مقادیر داده شده در رابطه هندرسون هاسلباخ می‌توان به پاسخ مورد نظر رسید.

pH=pKa+log10[A][HA] pH = pK_a + log_{ 10 } \dfrac { [ A^- ] } { [ HA ] }

ابتدا اسید و باز داده شده را در رابطه می‌گذاریم که نتیجه به شکل زیر خواهد بود.

pH=pKa+log10[C2H3O2][HC2H3O2] pH = pK_a + log_{ 10 } \dfrac { [ C_2H_3O_2^- ] } { [ HC_2H_3O_2] }

همان‌طور که مشاهده می‌کنید تمام مقادیر مورد نیاز در صورت مثال داده شده است. پس به شکل زیر ادامه می‌دهیم.

pH=4.75+log[0.15][0.2] pH =4.75+ \log \dfrac { [ 0.15 ] } { [ 0.2] }

و در نهایت خواهیم داشت:

pH=4.75+(0.12) pH = 4.75 +(-0.12)

pH=4.63 pH = 4.63

مقدار pHpH بافری با اسید و باز داده شده، برابر با ۴٫۶۳ خواهد بود.

مثال نهم

مقدار pHpH را برای محلولی حاوی ۱۰ میلی‌لیتر استیک اسی ۰٫۰۳ مولار و ۱۵ میلی‌لیتر استات ۰٫۰۲۵ مولار محاسبه کنید. مقدار pKapK_a برای استیک اسید برابر ۴٫۷۵ است.

پاسخ

تفاوت این مثال با مثال‌های پیشین در این است که حجم اسید و باز مزدوج ذکر شده است و باید به جای غلظت هر کدام از آن‌ها،‌ مقدار مول را محاسبه و جای‌گذاری کنیم. برای این کار از روش استوکیومتری استفاده می‌کنیم.

  • نحوه محاسبه مقدار مول استیک اسید

molesaceticacid=0.03molesL×1L1000mL×10mL=3times104molesmoles_{acetic acid} = 0.03 \frac{ moles } { L } \times \frac{1 L}{ 1000 mL }\times 10 mL = 3times10^ {-4} moles

  • نحوه محاسبه مقدار مول استات

molesacetate=0.025molesL×1L1000mL×15mL=3.75times104moles moles_{ acetate } = 0.025 \frac{ moles} { L } \times \frac{1L} {1000 mL} \times 15 mL = 3.75times10^{ -4 } moles

در این مرحله سراغ رابطه هندرسون هاسلباخ می‌رویم.

pH=pKa+log10[A][HA] pH = pK_a + log_{ 10 } \dfrac { [ A^- ] } { [ HA ] }

pH=4.75+log(3.75times104moles3times104moles)=4.85 \displaystyle pH = 4.75 + \log ( \frac {3.75times10^{ -4 } moles}{3times10^{ -4 } moles } )= 4.85

مقدار pHpH محیطی با شرایط ذکر شده برابر با ۴٫۸۵ خواهد بود.

تمرین از اسید و باز مزدوج

حال که تعدادی مثال را مورد بررسی قرار دادیم، برای تکمیل اطلاعات خود، به سراغ چند تمرین با پاسخ چندگزینه‌ای می‌رویم.

تمرین اول

کدام یک از گزینه‌های زیر قوی‌ترین اسید مزدوج را دارد؟

آمونیاک با Kb=1.8×105 K_b = 1.8 \times 10^ {-5}

آنیلین با Kb=3.9×1010 K_b = 3.9 \times 10^ {-10}

هیدروکسیل آمین با Kb=1.1×108 K_b = 1.1 \times 10^ {-8}

پی پیریدین با Kb=1.3×103 K_b = 1.3 \times 10^ {-3}

شرح پاسخ

قوی‌ترین اسید مزدوج برای ضعیف‌ترین باز خواهد بود. همان‌طور که می‌دانید، هرچه ثابت تفکیک بازی کوچک‌تر باشد، باز ضعیف‌تر و در نتیجه اسید مزدوج آن قوی‌تر خواهد بود. در این مورد باز آنیلین کوچک‌ترین ثابت تفکیک بازی و قوی‌ترین اسید مزدوج را دارد.

 

تمرین دوم

در کدام گزینه باز مزدوج HBrHBr به شکل صحیح آورده شده است؟

BrBr^-

OHOH^-

H+H^+

H2Br+H_2Br^+

 

تمرین سوم

محلول بافری که از آمونیاک ۰٫۷ مولار و آمونیوم کلرید ۰٫۹ مولار تشکیل شده باشد، چه مقدار pHpH دارد؟ (مقدار pKapK_a برابر با 9.248 است.)

۹٫۳۵۸

۹٫۴۱

۹٫۴۶۱

۹٫۵۲۷

شرح پاسخ

با جای‌گذاری مقادیر داده شده در معادله هندرسون هاسلباخ خواهیم داشت:

pH=pKa+log([A][HA]) pH = pK_a + log\left(\frac{[A^{-}]}{[HA]}\right)

در اینجا بازی که در صورت کسر قرار دارد، آمونیاک و اسیدی که در مخرج کسر است، آمونیوم کلرید خواهد بود.

pH=9.248+log(0.90.7) pH = 9.248 + log\left(\frac{0.9}{0.7}\right)

pH=9.248+log(1.29) pH = 9.248 + log ( 1.29 )

pH=9.248+0.11 pH = 9.248 + 0.11

pH=9.358 pH = 9.358

تمرین چهارم

اسید مزدوج آمونیاک در کدام یک از گزینه‌های زیر به‌‌‌صورت صحیح آورده شده است؟

NH2NH_2^-

N2N_2

NH2+NH_2^+

NH4+NH_4^+

 

تمرین پنجم

فسفریک اسید را با فرمول شیمیایی HPO42HPO_4^{2-} نشان می‌دهند. باز مزدوج آن کدام یک از گزینه‌های زیر است؟

H3PO4H_3PO_4

H2PO4H_2PO_4^-

PO43PO_4^{3-}

H3O+H_3O^+

 

تمرین ششم

اسید مزدوج II^- در کدام گزینه به‌صورت صحیح آورده شده است؟

HIHI

H2IH_2I

OHOH^-

H+H^+

 

تمرین هفتم

باز مزدوج بنزوییک اسید C7H6O2C_7H_6O_2،‌ بنزوات نامیده می‌شود. فرمول شیمیایی آن در کدام گزینه صحیح است؟

C7H5O2C_7H_5O_2^-

C7H6OC_7H_6O^-

C5H7O2+C_5H_7O_2^+

C25H7O2+C_25H_7O_2^+

 

تمرین هشتم

عبارت کدام گزینه نادرست است؟

باز مزدوج اسید H2SO3H_2SO_3 به‌صورت HS3HS_3^- است.

اسید مزدوج باز ClO4ClO_4^-ُ به‌صورت ClO32ClO_3^{2-} است.

باز مزدوج اسید H2SH_2S، به‌‌صورت HSHS^- است.

اسید مزدوج باز HSO4HSO_4^- به‌صورت H2SO4H_2SO_4 است.

 

تمرین نهم

کدام یک از گزینه‌های زیر باز مزدوج قوی‌تری است؟

NO3NO_3^-

ClCl^-

SO42SO_4^{2-}

CH3COOCH_3COO^-

 

تمرین دهم

در کدام یک از گزینه‌های زیر ترتیب قدرت بازی درست آورده شده است؟

OHOH^- < OROR^- < CH3COOCH_3COO^- < ClCl^-

OHOH^- > OROR^- > CH3COOCH_3COO^- > ClCl^-

OHOH^- > CH3COOCH_3COO^- > ClCl^- > OROR^-

OHOH^- > ClCl^- > OROR^- > CH3COOCH_3COO^-

 

سوالات متدوال

حال که با مفهوم اسید و با مزدوج آشنایی پیدا کردیم، می‌خواهیم به تعدادی از مهم‌ترین و پرتکرارترین سوال‌های پیرامون این موضوع، پاسخ دهیم.

تفاوت بین یک اسید و باز مزدوج آن در چیست ؟

اسید و بازی که با یکدیگر مزدوج باشند، در یک یون هیدرونیوم با یکدیگر متفاوت هستند. به‌صورتی که اسید دارای این پروتون و باز فاقد آن است.

آیا باز مزدوج اسیدی ضعیف نیز ضعیف است ؟

خیر، در صورتی که اسیدی ضعیف باشد، باز مزدوج آن قوی خواهد بود.

چرا بازهای مزدوج ضعیف، پایدارتر هستند ؟

بازهای ضعیف‌تر پایدارتر هستند زیرا روی اتم‌هایی با الکترونگاتیوی بیشتر، دارای بار منفی هستند.

آیا بازهای مزدوج همیشه هسته دوست‌های بهتری هستند ؟

بله، این گزاره برای بازهای مزدوج صادق است.

جمع بندی

هدف از این مطلب این بود که بدانیم اسید و باز مزدوج طبق تعریف برونستد به چه ترکیب‌هایی اطلاق می‌شود. در ادامه به بررسی ویژگی‌های این دسته از ترکیب‌های شیمیایی و نحوه تشخیص آن‌ها پرداختیم. همچنین در مورد نحوه محاسبه میزان اسیدی و بازی بودن یک محلول صحبت کردیم. در ادامه با بررسی تعدادی مثال با پاسخ تشریحی و تمرین‌های چند گزینه‌ای درک خود را از این موضوع عمیق‌تر کردیم.

بر اساس رای ۱۰ نفر
آیا این مطلب برای شما مفید بود؟
اگر بازخوردی درباره این مطلب دارید یا پرسشی دارید که بدون پاسخ مانده است، آن را از طریق بخش نظرات مطرح کنید.
منابع:
wikipedialibretextssocraticchemedtopprsocraticvarsitytutors
نظر شما چیست؟

نشانی ایمیل شما منتشر نخواهد شد. بخش‌های موردنیاز علامت‌گذاری شده‌اند *