اسید و باز چیست – به زبان ساده

اسید و باز چیست؟

نظریه اسید و باز آرنیوس

فیلم آموزش خاصیت بازی و اسیدی آب و اندازه‌گیری pH در فرادرس

کلیک کنید

چنین فرآیندی را به کمک یک معادله شیمیایی نشان می‌دهند که در آن، $$H_2O$$ در طرف واکنش‌دهنده نشان داده شده است. واکنش زیر را در نظر بگیرید:

$$H C l _{(aq)} \rightarrow H ^+_{ (aq)} + Cl^-_ {(aq)}$$

$$HCl _ {(aq)} + H_ 2 O _ {(l)} \rightarrow H _3 O^+_ {(aq)} + Cl^-_{( a q) }$$

$$H B r _ {(g)} + H _ 2O _ { (l) } \rightarrow H_ 3 O ^+_ {( a q ) } + Br ^-_ {(a q)}$$

این نظریه نحوه واکنش اسیدها و بازها با یکدیگر و تولید آب و نمک را توصیف می‌کند اما توضیحی برای موادی بدون یون‌های هیدروکسید مثل $$F ^ -$$ و $$NO_2^-$$ ارائه نمی‌کند که به هنگام انحلال در آب،‌ محلول‌های بازی تولید می‌کنند.

باز آرنیوس

باز آرنیوس به ترکیبی می‌گویند که به هنگام اضافه شدن به آب، غلظت یون‌های $$OH^-$$ را افزایش دهد. واکنش تفکیک آن را به صورت زیر نشان می‌دهند:

$$N a O H \; (aq) \rightarrow Na ^+ \; (aq) + O H^- \; (a q)$$

فیلم آموزش کاربرد بازها در زندگی و صنعت در فرادرس

کلیک کنید

در این واکنش،‌ به هنگام انحلال در آب، سدیم هیدروکسید به یون‌های سدیم و هیدروکسید تفکیک می‌شود و به این ترتیب، یون‌های $$OH^-$$ در محلول آزاد می‌شوند. پس تا اینجا یاد گرفتیم که اسید آرنیوس به موادی می‌گویند که در محلول، یون هیدروژن آزاد کنند و باز آرنیوس نیز به موادی گفته می‌شود که سبب تولید یون‌های هیدروکسید در محلول شوند.

عدم وجود یون های آزاد هیدروژن در آب

در متونی که مکانیسم گیرنده-پذیرنده پروتون اهمیت زیادی ندارد، شیمیدان‌ها ترجیح می‌دهند تا از معادله $$H A → H ^ + + A ^ –$$ برای نمایش واکنش اسیدها و بازها استفاده کنند. در نتیجه، به هنگام صحبت از یون‌های هیدروژن می‌توان از $$H ^ +$$ استفاده کرد اما باید به خاطر داشت که چنین یون‌های آزادی را نمی‌توان در محلول‌های آبی پیدا کرد.

محدودیت های نظریه آرنیوس

$$N a O H \; (aq) + H Cl \; (aq) \rightarrow N a C l \; (aq) + H _2O \; (l) \ N H_3 \; (aq) + H Cl \; (aq) \rightarrow N H_4C l \; (aq)$$

$$N H _ 3 \; (aq) + H _ 2O \; (l) \rightleftharpoons N H _4 ^+ \; (aq) + O H ^ - \;(aq)$$

واکنش بالا یک واکنش برگشت‌پذیر است و در محلول رقیق آمونیاک، حدود ۹۹ درصد آمونیاک به صورت مولکول‌های آمونیاک وجود دارند. با این وجود، یون‌های هیدروکسید هم خواهیم داشت تا بتوان برای تطابق با نظریه آرنیوس از آن استفاده کرد. این درحالیست که همین واکنش بین آمونیاک گازی و گاز هیدروژن کلرید نیز بوقوع می‌پیوندد.

$$N H _ 3 \; (g) + H C l \; (g) \rightarrow N H _4C l \;(s)$$

در چنین حالتی، هیچ یون هیدروژن یا هیدروکسیدی در محلول وجود ندارد چراکه در حقیقت، محلولی نداریم. بر طبق نظریه آرنیوس، چنین واکنشی یک واکنش اسید باز به شمار نمی‌آید با وجود اینکه اگر این مواد در محلول قرار داشتند، همین فرآورده‌ها را تولید می‌کردند. به دلیل این نقص، به وجود نظریه‌های دیگری جهت توصیف رفتار اسیدها و بازها نیاز بود.

نظریه اسید و باز برونستد لوری

با این تعریف، یک گام نسبت به تعریف آرنیوس فراتر می‌رویم زیرا ماده برای اسید یا باز بودن نیازی ندارد تا متشکل از یون‌های هیدروژن یا هیدروکسید باشد. معادله شیمیایی زیر را در نظر بگیرید:

$$H C l \; (a q) + N H_3 \; (a q) \rightarrow N H _4^+ \; (a q) + C l^- \; (a q)$$

در اینجا، هیدروکلریک اسید، دهنده پروتون و آمونیاک، پذیرنده پروتون خواهد بود که در نهایت، یون‌های باردار آمونیوم و کلر به تولید می‌رسند. بنابراین، $$HCl$$، اسید لوری-برونستد (دهنده پروتون) و آمونیاک، باز لوری-برونستد خواهد بود. همچنین، به $$Cl ^ -$$، باز مزدوج اسید $$HCl$$ و به $$NH_4^+$$ اسید مزدوج باز $$NH_3$$ می‌گویند.

بنابراین بر طبق تعریف برونستد-لوری برای اسیدها بازها خواهیم داشت:

اسید برونستد-لوری دهنده پروتون (یون هیدروژن) و باز برونستند-لوری، پذیرنده پرتون (یون هیدروژن) است. در این نظریه، اسید به ماده‌ای می‌گویند که - همچون اسید آرنیوس - پروتون آزاد کند و باز به ماده‌ای می‌گویند که پذیرنده پروتون باشد. یک نمکِ بازی مانند $$Na^ + F ^ -$$، با گرفتن پروتون از خودِ آب، یون هیدروکسید در آب تولید می‌کند تا $$HF$$ ایجاد شود.

$$F^- _{( a q )} + H _2 O_ {(l)} \rightleftharpoons H F_{(a q)} + O H^-$$

$$H A _{(a q)} \rightleftharpoons A^-_ {(a q)} + H^+_{( a q)}$$

$$K _ a = \dfrac {[A^ -] [H^+]} {[H A]}$$

به همین شکل، رابطه تفکیک باز و ثابت یونش آن‌ نیز به ترتیب، در زیر آورده شده است:

$$B _{(aq)} + H _2O_ {(l)} \rightleftharpoons H B^+_ {(a q)} + O H^-_ {(a q)}$$

$$K_b = \dfrac {[HB^+] [OH^-]} {[B]}$$

اسید و باز مزدوج

$$H _2 O _{( l)} \rightleftharpoons H^+ _{(a q)} + O H^-_{(a q)}$$

ثابت تعادل آب نیز از رابطه زیر بدست می‌آید:

$$K_ w = [H ^+] [O H^-]$$

اسید و باز قوی و ضعیف

اسیدهای قوی ترکیبات مولکولی هستند که به طور کامل در محلول‌های آبی به یون‌های $$H^+$$ و یک آنیون دیگر تفکیک می‌شوند. اسیدهای کمی به صورت قوی وجود دارند.  سایر اسیدها را اسید ضعیف می‌نامند که به طور کامل در محلول‌های آبی تفکیک نمی‌شوند. بنابراین، در صورت تفکیک کامل اسیدها و بازها به آن‌ها اسید و باز قوی می‌گویند.

فیلم آموزش شیمی عمومی ۱ و ۲ در فرادرس

کلیک کنید

$$\begin{array}{l} HClO_{4(aq)} \to H_{(aq)}^+ + ClO_{4(aq)}^- \\ HBr_{(aq)} \to H_{(aq)}^+ + Br_{(aq)}^- \\ CH_3O_{(aq)} + H_2O_{(l)} \to CH_3OH_{(aq)} + OH_{(aq)}^- \\ NH_{2(aq)}^- + H_2O_{(l)} \to NH_{3(aq)} + OH_{(aq)}^- \end{array}$$

اسیدهای قوی همچون $$HCl$$ در اثر تفکیک، «یون‌های تماشاچی» (Spectator Ion) همچون $$Cl^-$$ به عنوان باز تولید می‌کنند درحالیکه در اسیدهای ضعیف، بازهای مزدوج ضعیف به تولید می‌رسند.

همچون اسیدها، بازهای قوی و ضعیف نیز بر اساس میزان تفکیک خود، دسته‌بندی می‌شوند. به طور مشابه، بازهای قوی به طور کامل در محلول‌‌های آبی تفکیک می‌شوند و تعداد کمی از بازهای قوی وجود دارد. بازهای ضعیف نیز ترکیبات مولکولی هستند که یونش آن‌ها به طور کامل صورت نمی‌گیرد. در جدول زیر، برخی از بازهای قوی و ضعیف آورده شده‌اند.

مفهوم اسید و باز لوییس

به کمک نظریه اسید و باز لوییس، دانشمندان واکنش‌های گسترده‌تری را در زمینه اسیدها و بازها مورد بررسی قرار می‌دهند. نظریه لوییس به جای استفاده از مفهوم انتقال پروتون، از الکترون استفاده و بیان می‌کند یک اسید به ذره‌ای می‌گویند که یک جفت‌الکترون را بپذیرد و به ذره‌ای که یک جفت‌الکترون بدهد، باز می‌گویند. این تعریف در تصویر زیر به خوبی بیان شده است.

• اسید لوییس: ذره‌ای که جفت‌الکترون را دریافت می‌کند (الکتروفیل) و دارای اوربیتال خالی است.
• باز لوییس: ذره‌ای که جفت‌الکترون خود را اهدا می‌کند (نوکلئوفیل) شامل جفت‌الکترون ناپیوندی است.

اسید لوییس

• ذرات مختلف، رفتاری به عنوان اسید لوییس دارند. تمامی کاتیون‌ها اسید لوییس به شمار می‌آیند زیرا می‌توانند پذیرای الکترون باشند.
• اتم، یون یا مولکولی که قاعده اکتت خود را تکمیل نکرده باشد، رفتاری همچون اسید لوییس خواهد داشت که از نمونه‌های آن می‌توان به $$BF_3$$ و $$AlF_3$$ اشاره کرد.
• مولکول‌هایی که اتم مرکزی آن‌ها بتواند بیش از ۸ الکترون ظرفیت داشته باشد، پذیرنده الکترون خواهند بود و به این ترتیب به عنوان اسید لوییس شناخته می‌شوند. از نمونه‌های آن هم می‌توان به $$SiBr_4$$ و $$SiF_4$$ اشاره کرد.
• مولکول‌هایی همچون $$CO_2$$ و $$SO_2$$ که در آن‌ها پیوندهایی چندگانه بین دو اتم با الکترونگاتیوی‌های مختلف برقرار است را می‌توان به عنوان اسید لوییس در نظر گرفت.

باز لوییس

بازهای لوییس، دهنده جفت‌الکترون هستند. به این ترتیب، آن‌ها را می‌توان نوکلئوفیل نامید به این معنی که به کمک جفت‌الکترون‌های ناپیوندی خود به بار مثبت «حمله» می‌کنند. بازهای لوییس از بالاترین اوربیتال مولکولی اشغال شده (HOMO) استفاده می‌کنند. بنابراین، اگر اتمی با جفت‌الکترون ناپیوندی داشته باشیم می‌تواند به عنوان باز لوییس عمل کند. هرکدام از آنیون‌های زیر می‌توانند الکترون‌های خود را به یک اسید بدهند: