https://3rabica.org/index.php?action=history&feed=atom&title=%D8%AD%D9%85%D8%B6حمض - تاريخ المراجعة2026-06-04T23:11:29Zتاريخ التعديل لهذه الصفحة في الويكيMediaWiki 1.43.7https://3rabica.org/index.php?title=%D8%AD%D9%85%D8%B6&diff=1290809&oldid=prevعبد العزيز: استرجاع اخر تعديلات 176.44.119.52 (نقاش) علي صفحة حمض : تخريب (الإرجاع السريع)2023-09-25T13:17:29Z<p>استرجاع اخر تعديلات <a href="/%D8%AE%D8%A7%D8%B5:%D9%85%D8%B3%D8%A7%D9%87%D9%85%D8%A7%D8%AA/176.44.119.52" title="خاص:مساهمات/176.44.119.52">176.44.119.52</a> (<a href="/index.php?title=%D9%86%D9%82%D8%A7%D8%B4_%D8%A7%D9%84%D9%85%D8%B3%D8%AA%D8%AE%D8%AF%D9%85:176.44.119.52&action=edit&redlink=1" class="new" title="نقاش المستخدم:176.44.119.52 (الصفحة غير موجودة)">نقاش</a>) علي صفحة حمض : تخريب (<a href="/index.php?title=%D9%85%D8%B3%D8%AA%D8%AE%D8%AF%D9%85:Gerges/%D8%A7%D9%84%D8%A5%D8%B1%D8%AC%D8%A7%D8%B9_%D8%A7%D9%84%D8%B3%D8%B1%D9%8A%D8%B9&action=edit&redlink=1" class="new" title="مستخدم:Gerges/الإرجاع السريع (الصفحة غير موجودة)">الإرجاع السريع</a>)</p>
<p><b>صفحة جديدة</b></p><div>{{بطاقة عامة}}<br />
{{مصدر وحيد|تاريخ=ديسمبر 2018}}<br />
{{أحماض وقواعد}}<br />
[[ملف:Zn reaction with HCl.JPG|تصغير|تفاعل [[زنك|الزنك]] (معدن نموذجي) مع [[حمض الهيدروكلوريك]] (حمض نموذجي)]]<br />
<br />
'''الحمض''' هو أي [[مركب كيميائي]] يكون عند [[انحلال]]ه في [[ماء|الماء]] قادراً على تحرير [[أيون الهيدروجين|أيونات الهيدروجين]] ([[بروتون|البروتونات]])، والتي يرمز لها بذرات [[هيدروجين]] ذات [[شحنة كهربائية|شحنة]] موجبة واحدة أو +1.<br />
<br />
و هناك كثير من الأحماض توجد بصورة طبيعية، و بعضها ضروري للحياة. فحمض الهيدروكلوريك (HCl) على سبيل المثال يتم إنتاجه في المعدة و يعين على الهضم. و تُستخدم الأحماض كذلك و بصورةٍ واسعةٍ في الصناعة، وهي جزء من عددٍ ضخم من الأطعمة والمشروبات. وعلى كل حال، فإنّ كثيراً من الأحماض سامّة، و بإمكان الأحماض القويّة أن تسبب حروقاً حادة.<br />
<br />
== التعريف ==<br />
الأحماض في البداية بحسب خواصها العامة. فقد كانت مواد ذات طعم لاذع، تحل العديد من [[معدن|المعادن]]، وتتفاعل مع [[قاعدة (كيمياء)|القلويات]] (أو القواعد) لتكون [[ملح (كيمياء)|الأملاح]]. لقد اعتقد لبعض الوقت، وبعد أعمال [[أنطوان لافوازييه|لافوازييه]]، أن المكون العام في جميع الأحماض هو عنصر [[أكسجين|الأكسيجين]]، ولكن أصبح من الواضح تدريجياً أنه إذا كان هناك عنصر أساسي، فهو [[هيدروجين|الهيدروجين]] وليس [[أكسجين|الأوكسجين]]. إن تعريف الحمض حقيقة صاغه [[يوستوس فون ليبيغ|ليبيغ]] في عام [[1840]] [[تقويم ميلادي|م]]، فقال: «الحمض هو المادة الحاوية على الهيدروجين والتي من شأنها أن تولد غاز الهيدروجين عند تفاعلها مع المعادن». وقد بقي هذا التعريف مقبولاً نحو 50 عاماً.<ref>McGraw-Hill Encyclopedia of Science & Technology, 10th Edition, Volume 1 (A-ANO),page.59</ref> هذا التعريف يقارب التعريف الحديث ل[[يوهانس نيكولاوس برونستد|برونستد]] و[[توماس لوري|مارتن لوري]]، اللذان عرفا على وجه منفصل الحمض كمركب يعطي أيون الهيدروجين (H<sup>+</sup>) لمركب آخر (يسمى [[قاعدة (كيمياء)|قاعدة]] أو أساس). وكمثال معروف عن الحموض، [[حمض الخليك]] (الموجود في [[خل|الخل]]) و[[حمض الكبريتيك]] (الموجود في [[بطارية السيارة]]). تختلف أنظمة حمض/قاعدة عن [[أكسدة واختزال|تفاعلات أكسدة-اختزال]] حيث لا تتغير [[حالة الأكسدة]].<br />
<br />
وتعرف المركبات أو المواد الكيميائية أنها حمضية إذا كان لها صفات الحمض.<br />
<br />
== مفاهيم ==<br />
<br />
{{مفصلة|تفاعل حمض-قلوي}}<br />
<br />
[[ملف:Arrhenius2.jpg|تصغير|150px|سفانت أرهينيوس]]<br />
<br />
إن الكيميائي السويدي [[سفانت أرينيوس|سفانت أرهينيوس]] هو أول من قرن خاصية الحموضة بالهيدروجين 1884{{بحاجة لمصدر}}. حمض أرهينيوس هو مادة تزيد من تركيز شاردة الهيدرونيوم H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> عندما تنحل في الماء. أتى هذا التعريف من الانحلال المتوازن للماء إلى شوارد الهيدرونيوم والهيدوركسيد (OH<sup>-</sup>):<br />
<br />
<div style="text-align: center;">H<sub>3</sub>O<sup>+</sup><sub>(aq)</sub> + OH<sup>−</sup><sub>(aq)</sub> ⇌ H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub> + H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub></div><br />
<br />
في الماء النقي توجد معظم الجزيئات على شكل H<sub>2</sub>O، ولكن عدداً صغيراً من الجزيئات تنحل على وجه ثابت وتعود فتتحد. فالماء النقى معتدل مقارنة مع الحموضة أو القلوية لأن تركيز شوارد الهيدروكسيد متساوية دائماً مع تركيز شوارد الهيدرونيوم. فالمادة القاعدية في نظر أرهينيوس هي أي جزيء يزيد من تركيز شاردة الهيدروكسيد عند انحلاله في الماء. لاحظ أن الكيميائيين يكتبون غالبا (H<sup>+</sup>(''aq'' ويشيرون إلى شاردة الهيدروجين عندما يصفون تفاعل حمض-قاعدة لكن [[نواة الذرة|نواة]] الهيدورجين الحرة، البروتون، غير موجودة وحيدة في الماء، فهي توجد كشاردة الهيدرونيوم H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>.<br />
<br />
ومع أن مفهوم أرهينيوس كان مفيداً في توصيف العديد من التفاعلات، إلا أنه محدود الرؤية. ففي عام 1923، قام الكيميائيان [[يوهانس نيكولاوس برونستد|يوهانس برونشتد]] و[[توماس لوري|توماس مارتن لوري]] بشكل مستقل عن بعضهما بتمييز تفاعلات حمض-قاعدة متضمنة مفهوم انتقال البروتون. و'''حمض برونستد-لوري''' (أو ببساطة حمض برونستد) هو صنف يعطي البروتون '''لأساس برونستد-لوري'''(قاعدة برونشتد-لوري). إن ل[[نظرية برونستد-لوري]] مزايا عديدة مقارنة بنظرية أرهينيوس. لنفرض المثال التالي لتفاعلات [[حمض الخليك|حمض الخل]] (CH<sub>3</sub>COOH)، أحد [[حمض عضوي|الحموض العضوية]]، الذي يعطي الخل طعمه المميز.<br />
<div style="text-align: center;">[[ملف:Acid-base.png]]</div><br />
<br />
تصف كلتا النظريتين ببساطة التفاعل الأول: يتصرف CH<sub>3</sub>COOH كحمض أرهينيوس لأنه يتصرف كمصدر H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> عندما ينحل في الماء، ويتصرف كحمض برونشتد بإعطائه بروتون إلى الماء. في المثال الثاني يتعرض CH<sub>3</sub>COOH للتحول نفسه، فهو يعطي بروتوناً إلى الأمونيا (NH<sub>3</sub>)، ولكن لا يمكن وصفه باستخدام تعريف أرهينيوس للحمض لأن التفاعل لا يعطي الهيدرونيوم. يمكن أن تصف نظرية برونشتد-لوري أيضاً [[جزيء|المركبات الجزيئية]]، بينما توجب نظرية أرهينوس على المركب أن يكون [[أيون|أيونياً]]. يرتبط [[حمض الهيدروكلوريك|حمض كلور الماء]] و[[أمونيا|الأمونياك]] تحت شروط متعددة ليشكلا [[نشادر (توضيح)|النشادر]] NH<sub>4</sub>Cl. يتصرف المحلول المائي لحمض كلور الماء كالحمض ذاته، ويكون كشوارد الهيدرونيوم والكلور. التفاعل التالي يوضح محدودية تعريف أرهينيوس<br />
<br />
<div dir=ltr><br />
<div style="text-align: center;">1.) H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> + Cl<sup>-</sup>+ NH<sub>3</sub> → Cl<sup>-</sup>+ NH<sub>4</sub><sup>+</sup><br />
2.) HCl + NH<sub>3</sub> → NH<sub>4</sub>Cl<br />
<br />
3.) HCl + NH<sub>3</sub> → NH<sub>4</sub>Cl</div><br />
</div><br />
<br />
وكما كانت الحالة في تفاعلات حمض الخل، فإن كلا التعريفين صالحان للمثال الأول، حيث يكون الماء هو [[مذيب|المذيب]] وتتشكل شاردة الهيدرونيوم. التفاعلان التاليان لا يشملان تشكل شوارد ولكنهما يبقيان تفاعلين لانتقال البروتون. في التفاعل الثاني يتفاعل حمض كلور الماء مع الأمونياك ليشكلا النشادر الصلب في [[بنزين (مركب كيميائي)|البنزين]] كمذيب وفي الثالثة يتفاعل حمض كلور الماء والأمونياك NH<sub>3</sub> ليشكلا النشادر الصلب.<br />
<br />
اقترح [[جيلبرت نيوتن لويس]] مفهوماً ثالثاً يتضمن تفاعلات ذات خصائص حمض-قاعدة والتي لا تتضمن انتقالاً للبروتون. '''[[أحماض وقواعد لويس|حمض لويس]]''' هو صنف يقبل زوجاً من الإلكترونات من صنف آخر لتشكل [[رابطة تساهمية]]، وبكلمة أخرى، قابل لزوج إلكتروني.<br />
<br />
ومع أنها لم تكن أكثر النظريات عمومية، فإن تعريف برونستد لوري هو أكثر التعاريف استخداماً. يمكن فهم قوة الحمض باستخدام هذا التعريف على أنها استقرار الهيدرونيوم والقاعدة المشتقة المنحلة خلال التفكك. ازدياد أو نقصان استقرار القاعدة المشتقة سيزيد أو ينقص حموضة المركب. يستخدم مفهوم الحموضة هذا في [[حمض عضوي|الحموض العضوية]] مثل [[حمض كربوكسيلي|الحموض الكربوكسيلية]]. ففي وصف الجزيء المداري (molecular orbital description)، حيث يتداخل مدار البروتون الفارغ مع زوج منعزل، يرتبط بتعريف لويس.<br />
<br />
هنالك أنواع عديدة من الحوامض، منها ما هو طبيعي كالموجود في [[ليمون حامض|الليمون]] مثلاً ومنها ما يصنع في المصانع أو المختبرات ك[[حمض الهيدروكلوريك|حمض كلور الماء]] (HCl) أو ك[[حمض الكبريتيك|حمض الكبريت]] (H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>).<br />
<br />
وأما [[أس هيدروجيني|الرقم الهيدروجيني]] (pH) فهو يتراوح بين 0 و14.<br />
<br />
بالنسبة لوسائل قياس الحموضة فهي متعددة، منها ما هو غير دقيق كالمشعرات (عباد الشمس) ويتغير لونها ودرجة اللون فيها حسب نسبة الحموضة الموجودة بالمحلول. حيث يدل اللون الأخضر على قلوية خفيفة واللون الأزرق على قلوية عالية نتيجة لتصاعد تركيز الانيونات OH- وتكون قيمة ال pH أعلى من 7. في حين يدل اللون البرتقالي على حموضة خفيفة واللون الأحمر على حموضة عالية نتيجة تصاعد تركيز الكاتيونات H+ وتكون قيمة pH أدنى من 7.<br />
تمتلك بعض مقاييس pH جهاز رصد إلكتروني يقيس نسبة الحموضة مباشرة بعد وضعه في المحلول الكيميائي، وتحتاج هذه المقاييس إلى معايرة باستعمال محلول له قيمة pH معيارية مثل 4 و7 و10. وهذه السوائل المعيارية هي [[محلول منظم|محاليل منظمة]] يمكن شراؤها أو تصنيعها.<br />
<br />
== خصائص الأحماض ==<br />
<br />
* ذات طعم حامض.<br />
* تعطي الحموض المركزة أو القوية شعوراً لاذعاً في [[غشاء مخاطي|الغشاء المخاطي]].<br />
* تغير ألوان [[مؤشر الأس الهيدروجيني|مشعر الباهاء]] كالآتي: تصبح ورقة عباد الشمس حمراء، والمتيل البرتقالي يصبح أحمر، ويصبح ال[[فينول فثالين|فينول فتالئين]] عديم اللون.<br />
* يتفاعل مع [[معدن|المعادن]] ليعطي أملاح المعادن و[[هيدروجين|الهيدروجين]].<br />
* يتفاعل مع كربونات المعادن ليعطي الماء و[[ثنائي أكسيد الكربون|ثاني أكسيد الكربون]] و[[ملح (كيمياء)|الملح]].<br />
* يتفاعل مع [[قاعدة (كيمياء)|القواعد]] ليعطي ماء وملحاً.<br />
* يتفاعل مع أكاسيد المعادن ليعطي ماء وملحاً.<br />
* [[موصل كهربائي|ناقل للكهرباء]] بحسب درجة انحلاله.<br />
* يعطي شوارد [[هيدرونيوم|الهيدرونيوم]] في الماء [H3O+].<br />
<br />
الأحماض القوية والعديد من الحموض المركزة هي مواد آكلة، وقد تكون خطيرة، وتسبب حروقاً خطيرة حتى ولو كان التماس بسيطاً. تعالج الحروق الناتجة عن الحموض عادة بغسلها بالماء الجاري بغزارة، يتبعها معالجة طبية مباشرة. وفي حالة الحموض المعدنية المركزة جدا ك[[حمض الكبريتيك|حمض الكبريت]] أو [[حمض النتريك|حمض الآزوت]]، فيجب أولاً تنظيف الإصابة قبل الغسل بالماء، لأن مزج الحموض بالماء هو [[تفاعل طارد للحرارة|تفاعل ناشر للحرارة]] مما يسبب حرقاً حرارياً أيضاً.<br />
<br />
== مراجع ==<br />
{{مراجع}}<br />
{{تصنيف كومنز}}<br />
{{معرفات مركب كيميائي}}<br />
{{ضبط استنادي}}<br />
{{شريط بوابات|الكيمياء|علوم}}<br />
<br />
[[تصنيف:أحماض|*]]<br />
[[تصنيف:كيمياء حمض-قاعدة]]</div>عبد العزيز