دانشنامه مواد معدني

[S H i M A]

تركيبات معدني تركيباتي هستند كه شامل هر دو عناصر كربن و هيدروژن نباشد.

بعبارت ديگر تركيباتي كه آلي نباشند در گروه تركيبات معدني دسته بندي ميشوند.

شيمي معدني شاخه بزرگي از علم شيمي است كه بطور كلي شامل بررسي،

تحليل و تفسير نظريه‌ هاي خواص و واكنش هاي تمام عناصر و تركيبات آنها به جز

هيدروكربن ها و اغلب مشتقات آنها است.

اطلاعات مواد معدني در دسته بندي هاي اسيدها، بازها، نمك ها و عناصر ارائه

ميگردد.


1. اسيد :

بشر از دير باز با مفهوم ساده اسيد آشنايي داشته است. در حقيقت اين مواد، حتي

قبل از آنكه شيمي به صورت يك علم در آيد، شناخته شده بودند.

اسيدهاي آلي همچون سركه و آبليمو و آبغوره از قديم معروف بودند. اسيدهاي معمولي

مانند اسيد سولفوريك ، اسيد كلريدريك و اسيد نيتريك بوسيله كيمياگران قديم ساخته

شدند و بصورت محلول در آب بكار رفتند. براي مثال اسيد سولفوريك را جابربن حيان براي

نخستين بار از تقطير بلورهاي زاج سبز (FeSO4.7H2O) و حل كردن بخارات حاصل در آب،

بدست آورد.

در طي ساليان متمادي بر اساس تجربيات عملي لاووازيه (A.L.Lavoisier) چنين تلقي مي‌

گرديد كه اجزاء ساختمان عمومي كليه اسيدها از عنصر اكسيژن تشكيل گرديده است. اما

بتدريج اين موضوع از نظر علمي روشن و اعلام گرديد كه اگر اين موضوع صحت داشته باشد،

بر خلاف عقيده اعلام شده در مورد اكسيژن ، اين عنصر هيدروژن است. در حقيقت ، تعريف

يك اسيد بنا به فرمول اعلام شده از سوي ليبيگ (J. Von Liebig) در سال 1840 عبارت است

از: موادي حاوي هيدروژن كه مي‌توانند با فلزات واكنش نموده و گاز هيدروژن توليد نمايند.

نظريه فوق مدت پنجاه سال مورد استناد بوده است. بعدها با پيشرفت علم شيمي ، مفاهيم

جديدي درباره اسيدها اعلام شده .


- نظريه آرنيوس درباره اسيدها

زمانيكه مفاهيم يونيزاسيون تركيبات شيميايي در محلولهاي آبي روشن گرديد، مفهوم اسيد

بطور قابل ملاحظه‌اي تغيير پيدا كرد.

مطابق تعريف آرنيوس ، اسيد ماده ايست كه در آب يونيزه مي‌شود و يون +H3O كه گاهي

بصورت +H نيز نشان داده مي‌شود، توليد مي‌كند.

(HCl -----> H+ + Cl-(aq

آرنيوس قدرت اسيدي را نيز بر همين اساس تفسير كرد و گفت كه اسيد قوي ، در محلولهاي

آبي تقريبا، بطور كامل يونيزه مي‌شود. در صورتيكه كه ميزان تفكيك اسيد ضعيف كمتر است.

توجه كنيد كه مفهوم آرنيوس بر يون‌هاي آب استوار است. بر اساس تعريف آرنيوس مي‌توان

نقش اكسيدهاي اسيدي را نيز تفسير كرد.


- نظريه برونشتد- لوري درباره اسيدها

در سال 1923، يوهان برونشتد و تامس لوري، مستقل از يكديگر مفهومي گسترده‌تر براي

اسيدها و بازها بيان كردند.

بر اساس تعريف ، برونشتد - لوري ، اسيد ماده اي است كه يك پروتون به باز مي‌دهد.

اسيدها ممكن است مولكول يا يون باشند.

با حذف پروتون، اسيد به باز (باز مزودج اسيد 1) تبديل ميشود و با گرفتن پروتون، باز اوليه،

يعني باز 2 به اسيد2 (اسيد مزدوج باز 2) تبديل مي‌شود.

اسيد 2 + باز 1 <----- اسيد 1 + باز 2

قدرت اسيدها ، بر ميل آنها براي از دست دادن يا گرفتن پروتون استوار است. هر چه اسيد

قويتر باشد، باز مزدوج آن ضعيفتر است. در يك واكنش ، تعادل در جهت تشكيل اسيد ضعيفتر

است.

اسيد پركلريك ، HClO4 ، قويترين اسيد است، و باز مزدوج آن ، يعني يون پركلرات ، -ClO4 ،

ضعيف ترين باز مي‌باشد و H2 ، ضعيفترين اسيد و باز مزدوج آن يعني يون هيدريد ، +H

قويترين باز مي‌باشد.


- نظريه لوييس درباره اسيدها

گيلبرت لوييس مفهوم گسترده‌تري براي اسيدها در سال 1938 پيشنهاد داد كه پديده اسيد -

باز را از پروتون رها ساخت.

طبق تعريف لوييس ، اسيد ماده‌اي است كه بتواند با پذيرش يك زوج الكترون از باز ، يك پيوند

كوولانسي تشكيل دهد. در نظريه لوييس به مفهوم زوج الكترون و تشكيل پيوند كووالانسي

تاكيد مي‌شود.

تعريف لوييس در مورد اسيدها بسيار گسترده‌تر از آن است كه برونشتد عنوان نموده است.

تركيبات شيميايي كه مي‌توانند نقش اسيد لوييس داشته باشند، عبارتند از:

مولكولها يا اتمهايي كه هشت‌تايي ناقص داشته باشند.

BH3 + F- → BH4-(aq

برخي اسيد هاي معدني :

اسيد كلريدريك

اسيد استيك

اسيد نيتريك

اسيد ترفتاليك

اسيد فسفريك

اسيد سولفوريك

سيليكاژل


2. باز :

در شيمي، يك باز رايج‌ترين برداشت از مادّه‌اي محلول است كه مي‌تواند پروتون‌ها را

بپذيرد. از باز بيشتر بعنوان يك قليايي نام ميبرند (تنها اگر يون‌هاي OH− در آن باشد).

اين موضوع به نظريهٔ برانستد-لوري در مورد اسيدها و بازها اشاره دارد. در تعريف ديگر،

باز به هر تركيب شيميايي گفته مي‌شود كه وقتي در آب حل شد، به آن pH بيشتر از

۷٫۰ بدهد.

سديم هيدروكسيد و آمونياك نمونه‌هايي از بازهاي ساده هستند.

بازها را مي‌توان متضادّ شيميايي اسيدها دانست. واكنش بين يك باز و يك اسيد را خنثي‌

سازي ميگويند. بازها و اسيدها با هم متضادّ هستند؛چون اسيدها، غلظت يون هيدرونيوم

(H3O+) را در آب افزايش مي‌دهند و بازها غلظت اين ماده را كاهش مي‌دهند.

بازها با اسيدها واكنش مي‌دهند تا آب و نمك (يا محلول‌هاي آن‌ها) را توليد كنند.

در مفهوم آرنيوسي ، تركيبي است كه در آب تفكيك شده ، يون -OH بوجود مي‌آورد.

باز مانند : آمونياك


3. نمك ها :

در شيمي، نمك از كاتيون هاي مثبت و آنيون هاي منفي تشكيل شده، به طوري كه

نمك نهايي خنثي بوده و هيچ گونه بار مثبت يا منفي نداشته باشد. معمولاً در انواع

واكنش هاي شيميايي، نمك به عنوان يك فراورده فرعي توليد مي شود:

از واكنش اسيد با اكسيد فلز، نمك و آب تشكيل مي شود.

از واكنش باز «شيمي با اسيد، نمك و آب تشكيل مي شود.

از واكنش فلز با اسيد، نمك و هيدروژن تشكيل مي شود.

از واكنش اسيد با كربنات ها، نمك، آب و دي اكسيد كربن تشكيل مي شود.

در زندگي روزمره زمانيكه صحبت از نمك ميشود، منظورمان نمك آشپزخانه (كلريد سديم)

است.

نمك در قديم بسيار ارزش داشت، به طوري كه به سربازان به عنوان حقوق، نمك پرداخت

مي كردند.

نمك ها داراي اجزاي يوني مي باشند كه ايجاد بلور مي كنند. معمولاً در آب حل مي شوند

(چون يون هاي مثبت و منفي آنها در آب از هم جدا مي شوند). نمك ها نقطه ذوب بالايي

دارند و درجه سختي و قابليت تراكم آنها كم است. اگر نمك ذوب شود يا در آب حل شود،

هادي جريان الكتريسيته خواهد بود.

معمولاً نام نمك را بر حسب اجزاي تشكيل دهنده آن مي گذارند. جزء كاتيوني كه غالباً نام

يون فلز است به دنبال نام اجزاي آنيوني مي آيد. بنابراين ابتدا نام آنيون و سپس نام كاتيون

مي آيد. معمولاً آنيون ها را بر اساس اسيد اشتقاق شده از آن نام گذاري مي كنند:

استات ها، نمك هاي اسيد استيك هستند.

كربنات ها، نمك هاي اسيد كربنيك هستند.

كلريدها، نمك هاي اسيد هيدروكلريد هستند.

سيانيدها، نمك هاي اسيد هيدروسيانيك مي باشند.

نيترات ها، نمك هاي اسيد نيتريك مي باشند.

نيتريت ها، نمك هاي اسيد نيترو مي باشند.

فسفات ها، نمك هاي اسيد فسفريك هستند.

سولفات ها، نمك هاي اسيد سولفوريك هستند.

سيترات ها، نمك هاي اسيد سيتريك مي باشند.

برخي نمك هاي معدني :

نيترات آمونيوم

سولفات آمونيوم

جوش شيرين

هيپو كلريت سديم

سود سوز آور

سديم پيروسولفايت

جوهر نمك


4. عناصر :

عنصر شيميايي، در دانش شيمي، به ماده‌اي گفته مي‌شود كه اتم‌هاي آن تعداد پروتون‌هاي

برابر در هسته‌ي خود داشته باشند. گاهي نيز براي سادگي، به عنصر شيميايي صرفاً عنصر

گفته مي‌شود. به تعداد پروتون‌هاي درون هستهٔ يك اتم، عدد اتمي گفته مي‌شود.

به عنوان مثال، تمام اتم‌هايي كه ۶ عدد پروتون در هستهٔ خود داشته باشند، عنصر شيميايي

كربن هستند بعبارتي ديگر عنصر ماده‌اي است كه به مواد خالص ساده‌تر از خود تجزيه نميشود.

برخي عناصر معدني :

سولفور

كلر

آرگون

هيدروژن

اكسيژن مايع

منگنز

اكسيژن

نيتروژن

فسفر

 

[S H i M A]

خواص عمومی اسیدها:

- با فلزات واکنش می دهند.

- دارای pH پایینی هستند.

- زمانی که فنل فتالئین ( یک شاخص برای تعیین اسید و باز ) در حین تیتراسیون به

محلول اسیدی اضافه می شود، محلول شفاف باقی می ماند.

چه عاملی باعث ضعف یا قدرت اسیدها می شود؟

اسید قوی، اسیدی است که به آسانی تجزیه شود تا یون های هیدروژن تشکیل دهد.

اسید ضعیف به راحتی نمی تواند تجزیه شود؛ بنابراین نمی تواند یون های هیدروژن را

به راحتی تشکیل دهد.

پس عامل قدرت اسیدها تجزیه ی آسان و رها کردن یون هیدروژن است.

اسیدهایی مانند اسید استیک (HC[SUB]2[/SUB]H[SUB]3[/SUB]O[SUB]2[/SUB])، اسید هیدروفلوئوریک (HF)، اسید نیتروس

( اسیدی ناپایدار که فقط در محلول و به شکل نمک های نیترات شناسایی می شود

( HNO[SUB]2[/SUB] ) جزو اسیدهای ضعیف هستند.

در شکل زیر تجزیه ی اسید استیک را مشاهده می کنید.

اسیدهایی مانند اسید هیدروکلریک (HCl)، اسید سولفوریک (H[SUB]2[/SUB]SO[SUB]4[/SUB]) و اسید نیتریک

(HNO[SUB]3[/SUB]) اسیدهایی قوی هستند.


خواص عمومی بازها:

- الکترولیت هستند.

- سطح pH آن ها بالاست.

- زمانی که فنل فتالئین در هنگام تیتراسیون به محلول بازی اضافه شود، رنگ محلول،

صورتی خواهد شد.

چه عاملی باعث ضعف یا قدرت بازها می شود؟


همانند یک اسید قوی، باز قوی براحتی تجزیه میشود و یون های هیدروکسید تشکیل

می دهد نه هیدرونیوم. باز ضعیف نمی تواند یه راحتی تجزیه شود؛ بنابراین نمی تواند

به آسانی یون های هیدروکسید تولید کند.

پس عامل قدرت بازها تجزیه ی آسان و رها کردن یون هیدروکسید است.

بازهایی مانند آمونیاک (NH[SUB]3[/SUB])، یون فسفات ([SUP]-[/SUP]PO[SUB]4[/SUB]) و آب (H[SUB]2[/SUB]O) ضعیف هستند.

بازهایی مانند هیدروکسید سدیم (NaOH)، هیدروکسید پتاسیم (KOH) و اکسید کلسیم

(CaO) بازهایی قوی هستند.

در شکل زیر مثالی از انتقال پروتون را می بینید:

استفاده از مفهوم جفت های مزدوجاسید و باز به ما اجازه می دهد تا نظر خود را راجع به

قدرت نسبی اسیدها و بازها به راحتی بیان کنیم.

جفت های مزدوج:

جفت مزدوج به اسیدها و بازهایی با ویژگی های مشترک گفته می شود. این ویژگیهایی

مشترک، گرفتن/ از دست دادن پروتون بین دو جفت مزدوج است.

در واکنش اسید و باز، یک اسید به یک باز اضافه می شود و واکنش آن ها یک باز مزدوج

به اضافه ی یک اسید مزدوج تولید می کند.

وقتی کلرید هیدروژن در آب حل می شود، تقریباً 100% آن با آب واکنش نشان می دهد

تا یون های هیدرونیوم و کلرید تولید کند. کلرید هیدروژن یک اسید قوی است و ما در این

جا می خواهیم این واکنش را به صورت یک طرفه بنویسیم:

در واقع واکنش بین HCl و آب برگشت پذیر است اما تنها به مقدار بسیار کم!

برای فهم بیشتر، تصور کنید اسید HA واکنش برگشت پذیری در آب دارد:

در واکنش رفت:

• HA اسید است زیرا یک پروتون (یون هیدروژن) به آب می دهد.

• آب باز است زیرا یک پروتون از HA می پذیرد.


در واکنش برگشت:

• [SUP]+[/SUP]H[SUB]3[/SUB]O اسید است زیرا یک پروتون (یون هیدروژن) به یون[SUP] -[/SUP]A می دهد.

• یون [SUP]-[/SUP]A باز است زیرا یک پروتون از [SUP]+[/SUP]H[SUB]3[/SUB]O می پذیرد.


واکنش برگشت پذیر شامل دو اسید و دو باز است؛ ما به این جفت ها، جفت های

مزدوج می گوییم:

زمانی که اسید HA پروتون از دست می دهد، باز [SUP]-[/SUP]A تشکیل می دهد و زمانی که باز

[SUP] -[/SUP]A دوباره پروتون می پذیرد، به طور قطعی اسید HA را دوباره تشکیل می دهد.

این دو اسید و باز، یک جفت مزدوج هستند.

اعضای یک جفت مزدوج از طریق حضور یا عدم حضور یون هیدروژن قابل انتقال با همدیگر

فرق دارند.

اگر در مورد اسید HA صحبت می کنید، [SUP]-[/SUP]A باز مزدوج آن است و بالعکس.

آب و یون هیدرونیوم نیز یک جفت مزدوج هستند. زمانی که آب به عنوان باز عمل می کند،

یون هیدرونیوم اسید مزدوج آن است؛ زیرا یک یون هیدروژن اضافی دارد که می تواند دوباره

آن را از دست بدهد.


مثالی دیگر از جفت های مزدوج:

واکنش بین آمونیاک و آب را در نظر بگیرید:

در واکنش رفت، آمونیاک باز است زیرا در حال گرفتن یون هیدروژن از آب است. یون آمونیوم

نیز اسید مزدوج آن است چون می تواند یون هیدروژن را دوباره آزاد کند و آمونیاک تشکیل

دهد.

آب به عنوان اسید عمل می کند و یون هیدروکسید، باز مزدوج آن است. یون هیدروکسید

می تواند یک یون هیدروژن بگیرد تا آب را دوباره تشکیل دهد.

اسید یا باز قوی تر، مزدوج ضعیف تری دارد و اسید یا باز ضعیف تر، مزدوج قوی تری دارد.

در نهایت این که:

یافتن مزدوج جفت های اسید باز:

در هنگام یافتن اسید یا باز مزدوج به واکنش دهنده ها به دقت توجه کنید:

واکنش دهنده ای مانند یک اسید، متناظر با باز مزدوجی در سمت دیگر واکنش است.

برای شناسایی اسید مزدوج، به دنبال ترکیباتی که مرتبط با آن هستند، باشید. قبل و

بعد از واکنش دادن را در نظر بگیرید؛

منظور از قبل: سمت واکنش دهنده ها است.

منظور از بعد: سمت محصولات است.

اسید مزدوج در سمت محصولات، یک یون هیدروژن به دست می آورد؛ بنابراین در سمت

واکنش دهنده ها ترکیبی که یک یون هیدروژن کمتر از اسید مزدوج دارد، یک باز است.

باز مزدوجی که در سمت محصولات است، یک یون هیدروژن از دست داده و بنابراین در

سمت واکنش دهنده های واکنش، ترکیبی که یک یون هیدروژن بیشتر از باز مزدوج سمت

محصولات دارد، یک اسید است.


ادامه بحث ( قدرت نسبی اسیدها و بازها) :

در جدول زیر غلظت یون هیدروژن و سطح pH را برای برخی مواد می بینیم:

منظور از درانو (Drano) نوعی ماده است که برای تمیزی و باز کردن لوله ها و فاضلاب به

کار می رود.


در جدول زیر نیز افزایش قدرت برخی اسیدها و بازها را مشاهده می کنید:

در ضمن، اسید و باز مزدوج هر کدام از مواد نیز در کنار آن نوشته شده است.

​

از طرف دیگر، واژه ی قوی یا ضعیف برای اسیدها و بازها به معنای توانایی آن ها برای

هدایت جریان الکتریسیته است. اگر اسید یا باز قوی است، الکتریسیته را به طور قوی

هدایت می کند و بالعکس.


اثبات تجربی رسانندگی اسید و باز:

با استفاده از یک لامپ و یک مدار ساده می توان این مطلب را به خوبی درک کرد. این

مدار با محلولی که شامل مقادیر زیادی یون است، کامل خواهد شد. اگر از اسیدی

مانند HCl در محلول هدایت جریان الکتریسیته استفاده شود، لامپ بسیار پرنور روشن

خواهد شد. اگر مدار با محلولی که شامل هیچ یونی نیست یا تعداد کمی یون دارد،

کامل شود، محلول مورد نظر الکتریسیته را هدایت نخواهد کرد یا به طور ضعیف رسانای

جریان الکتریسیته خواهد بود. به عنوان مثال، اسید استیک باعث این ضعف می شود.

اصل رسانایی:

اسید یا بازی که جریان الکتریسیته را به طور قوی هدایت می کند، شامل مقادیر زیادی
​

یون است و اسید یا باز قوی نامیده می شود.



قدرت پیوندی:

قدرت پیوندی اسیدها و بازها توسط مقادیر نسبی یون ها یا مولکول های آنها در محلول

معین می شود. پیوندها به صورت زیر نشان داده می شوند:

باز ............. اسید

H-A ...... M-OH

که A یون منفی است و M یون مثبت است. اسیدهای قوی، یون های زیاد در محلول

دارند؛ بنابراین پیوندهایی که H و A را متصل به هم نگه می دارند، باید ضعیف باشند.

یعنی اسیدهای قوی به آسانی به یون های خود تجزیه می شوند.

اسیدهای ضعیف، بیش تر در محلول مولکول رها می کنند و تعداد یون های آن ها در

محلول کمتر است؛ بنابراین پیوندهای نگه دارنده ی H و A باید قوی باشند. اسیدهای

ضعیف به راحتی نمیتوانند به یون های خود تجزیه شوند اما مولکول های آنها متصل به

هم باقی می ماند.

 

[S H i M A]

نظریه های اسید و باز:

​

نظریه‌ی اسید و باز لوئیس، روش جامع ‌تری برای توصیف واکنشهای بین H[SUP]+[/SUP] و OH[SUP]-[/SUP]

است. نظریه‌ی اسید و باز برونستد‌– لوری به طور مقدماتی روی اسیدها و بازهایی که

به عنوان دهنده‌ها و پذیرنده‌های پروتون عمل می‌کنند، بحث می‌کند.

این نظریه‌ می‌گوید: اسیدها موادی‌اند که در محلول، یون‌های هیدروژن تولید می‌کنند و

بازها موادی‌اند که یون‌های هیدروکسید در محلول تولید می‌کنند و خنثی شدن اسید و

باز زمانی اتفاق می‌افتد که این یون‌ها با هم واکنش می‌دهند تا آب تولید کنند:

​

در سال ١٩٢٣ جی. ان. لوئیس نظریه‌ای در تکمیل مفهوم اسیدها و بازها ارائه داد که

توصیفی بسیار کلی از اسیدها و بازها بر روی ساختار و پیوند مواد می‌دهد.

نظریه‌ لوئیس بجای استفاده از انتقال پروتون، از انتقال الکترون‌ها استفاده میکند و بیان

میکند که اسید لوئیس ماده ای است که یک جفت الکترون میپذیرد ( الکتروندوست) و

اوربیتال خالی خواهد داشت:


مانند: BF[SUB]٣[/SUB]، H[SUP]+[/SUP]، Cu[SUP]٢+[/SUP]، Cr[SUP]٣+[/SUP]

باز لوئیس ماده‌ای است که جفت الکترون خود را در واکنش از دست میدهد (هسته -

دوست) و جفت الکترون تنها خواهد داشت:

مانند: NH[SUB]٣[/SUB]، OH[SUP]-[/SUP]، H[SUB]٢[/SUB]O

واکنش اسید و باز لوئیس، پیوند کوئوردینانس کوالانسی تولید خواهدکرد؛ شکل زیر این

مطلب را به خوبی نشان می‌دهد:

​

در واکنش یون هیدروکسید با یون هیدروژن، یون هیدروکسید یک جفت الکترون برای

تشکیل پیوند کوالانسی می‌دهد، بنابراین در این واکنش، OH[SUP]-[/SUP] باز لوئیس است.

یون هیدروژن، یک جفت الکترون می‌پذیرد، بنابراین به عنوان اسید لوئیس عمل می‌کند:

​

با مثالی دیگر از واکنش اسید و باز لوئیس توضیح خواهیم داد که هر واکنشی نمیتواند

به صورت واکنش اسید و باز برونستد- لوری باشد:

​

BF[SUB]٣[/SUB] اسید لوئیس و N(CH[SUB]٣[/SUB]([SUB]٣[/SUB] باز لوئیس است. هر دو الکترون در پیوند کوالانسی که

توسط واکنش اسید و باز لوئیس تشکیل می‌شود، از همان اتم نیتروژن که دو الکترون

خود را می‌دهد، تأمین می‌شود.

چنین پیوندهایی همانگونه که در بالا ذکر شد، پیوندهای کوئوردینانس کوالانسی نامیده

می‌شوند.

برای تأکید بر روی کوئوردینانسی بودن چنین پیوندی، اغلب از یک فلش به جای خط پیوند

در ساختار لوئیس مواد استفاده می‌شود.

جهت این فلش از اتم دهنده به سمت اتم پذیرنده است:

​

چنین محصولی که از واکنش اسید و باز لوئیس تولید می‌ شود، ترکیب افزایشی یا

به ‌ طور رایج ‌تر، محصول افزایشی (adduct) یایون کمپلکس نامیده می ‌شود.

​

چه موادی اسید لوئیس هستند؟

اسیدهای لوئیس، به دلیل آن‌که جفت الکترون می‌گیرند، الکترون‌دوست هستند؛ یعنی

الکترون‌ها را جذب می‌کنند.

یک اسید در هنگام پیوند با یک باز از پایینترین اوربیتال مولکولی اشغال‌نشده‌ خود (LUMO)

استفاده می‌کند (شکل زیر).

​

-مواد مختلفی از جمله تمام کاتیون‌ها اسید لوئیس هستند؛زیرا قادر به پذیرفتن الکترونها

هستند، مانند:


Cu[SUP]٢+[/SUP], Fe[SUP]٢+[/SUP], Fe[SUP]٣+[/SUP]

-یک اتم، یون یا مولکول با آرایش الکترونی ناکامل هشت تایی (لایه‌ ظرفیت آن‌ها به هشت

الکترون نمی‌رسد) می‌تواند به عنوان اسید لوئیس رفتار کند، مانند:

BF[SUB]٣[/SUB], AlF[SUB]٣[/SUB]

-مولکول‌هایی که اتم مرکزی آن‌ها می‌تواند بیش‌تر از هشت الکترون لایه‌ی ظرفیت داشته

باشد، می‌توانند پذیرنده‌های الکترون باشند و در طبقه بندی اسیدهای لوئیس قرار گیرند،

مانند:

SiBr[SUB]٤[/SUB], SiF[SUB]٤[/SUB]

-مولکول‌هایی که چندین پیوند بین دو اتم با الکترونگاتیوی متفاوت دارند، اسید لوئیس به

شمار می‌روند، مانند:


CO[SUB]٢[/SUB], SO[SUB]٢[/SUB]

​

​

​

چه موادی باز لوئیس هستند؟

بازهای لوئیس به دلیل آن ‌که جفت الکترون ‌های خود را می‌بخشند، هسته ‌دوست نامیده

می‌ شوند؛ یعنی با جفت الکترون تنهای خود، بار مثبت را مورد هدف قرار می‌دهند. بازهای

لوئیس بالاترین اوربیتال مولکولی اشغال ‌شده (HOMO) را مورد استفاده قرار می ‌دهند

(شکل بالا).


-یک اتم، یون یا مولکول با یک جفت الکترون تنها می‌تواند باز لوئیس باشد. هر کدام از آنیون ‌

های زیر می ‌توانند الکترون ‌های خودشان را به یک اسید واگذار کنند:

OH[SUP]-[/SUP], CN[SUP]-[/SUP], CH[SUB]٣[/SUB]COO[SUP]-[/SUP], :NH[SUB]٣[/SUB], H[SUB]٢[/SUB]O:, CO:


HOMO و LUMO:

اسید و باز لوئیس؛ هر دو دارای اوربیتال ‌های اشغال شده و خالی هستند؛ اما بالاترین

اوربیتال مولکولی اشغال ‌شده‌ ی (HOMO) باز لوئیس با پایین ‌ترین اوربیتال مولکولی اشغال

‌نشده ‌ی (LUMO) اسید لوئیس واکنش می‌ دهد تا اوربیتال ‌های مولکولی متصل به هم را

تشکیل دهند.

اسیدهای لوئیس به دلیل آن ‌که اوربیتال‌ های خالی دارند، در تراز انرژی پایین ‌تری هستند؛

ولی بازهای لوئیس بدلیل این‌که جفت الکترون تنها دارند،تراز انرژی بالاتری را اشغال میکنند.


ایرادات نظریه‌ی اسید و باز لوئیس:

با این‌که این نظریه ایرادات نظریه‌های اسید و باز آرنیوس و برونستد- لوری را ندارد و واکنش

اسیدها و بازها را به خوبی توجیه می ‌کند، اما ایراداتی نیز دارد:

· این نظریه برای قدرت نسبی اسیدها و بازها نمیتواند دلیل موجهی بیاورد چون بر اساس

یونش نیست.

· یک واکنش اسید و باز، واکنش انتقال الکترون است و باید کاملاً سریع باشد اما بسیاری

از واکنش ‌های اسید و باز به صورت کند روی می ‌دهند.


برهمکنشهای لوییس در حلال قطبی

آنچه اکنون بیشترین توجه را بخود معطوف ساخته ست،کوششهایی است که برای ارزیابی

و ارتباط دادن صورت اسید و بازها صورت می‌گیرد. بسیاری از اینها در فاز گاز و تعداد بیشتری

در حلالهای بی‌پروتون و ناقطبی اندازه گیری شده‌اند، به این امید که در آنها ، اثرهای حلال

به حداقل برسد.

چندین روش برای سنجش قدرت اسید و باز وجود دارد. متداول این است که میزان برهمکنش

یک اسید و یک باز را با آنتالپی واکنش آنها برابر بگیرند.

در برخی موارد این آنتالپی با گرماسنجی مستقیم اندازه گیری شده است، یعنی برای یک

فرایند آدیاباتیک در فشار ثابت ، H∆ برابر q است. این آنتالپی واکنش از اندازه گیری ثابت تعادل

واکنش اسید و باز در یک گستره دمایی بدست می‌آید. اگر lnK نسبت به T \ یک رسم شود،

شیب آن برابر با H/R خواهد شد.

از اینرو، روشهای تجربی گوناگونی برای اندازه‌گیری ثابت تعادل توسط روشهای طیف نورسنجی

ابداع گردیده‌اند.هر جذبی که بین یکی از واکنش دهندگان (خواه اسید یا باز) و محصول افزایشی

اسید- باز متفاوت باشد، یک منبع اطلاعاتی بالقوه برای مقدار ثابت تعادل است، زیرا غلظت دو

گونه از سه گونه ای را که در تعادل دخالت دارند، بطور مستقیم و غلظت گونه سوم را بطور غیر

مستقیم از اطلاعات مربوط به استوکیومتری واکنش بدست می‌دهد.

مثلا واکنش ترکیبات آلی کربونیل‌دار و ید را که بطور وسیع مطالعه شده‌اند،درنظربگیرید. فرکانس

جذب زیر قرمز کربونیل در محصولات افزایشی نسبت به ترکیب کربونیل آزاد جابجا می‌شود.


-- روشهای دیگر اندازه گیری آنتالپی واکنشهای اسید- باز


روشهای دیگر اندازه گیری آنتالپی واکنشهای اسید- باز ، مستلزم اندازه‌گیری بعضی از خواص

فیزیکی است که به قدرت برهکنش آن دو بستگی داشته باشد. عموما چنین روشهایی باید با یکی

از اندازه‌گیریهای نوع قبل مقایسه و درجه‌بندی می‌شوند، ولی به محض انجام این امر ، اغلب میتوان

این روشها را در مورد واکنشهایی که اندازه‌گیری‌هایشان با دیگر وسایل مشکل است، بسط داد.

یک نمونه از اینکار، مطالعه فنل بعنوان یک اسید لوییس است. فنل با بازهای لوییس بخصوص آنهایی

که یک اتم دهنده با بار منفی بزرگ دارند، پیوند هیدروژنی قوی تشکیل می‌دهد.

تشکیل پیوند از درون ، چگالی الکترون گروه O-H- فنل و نیز فرکانس کششی هیدروژن را در طیف

زیر قرمز تغییر می‌دهد. همین که فرکانسهای یک دسته از محصولات افزایشی شناخته شده فنل-

باز برای درجه بندی بکار برده شوند، تخمین مستقیم آنتالپی تشکیل محصولات افزایشی بازهایی

که گروههای عاملی مشابه دارند، از روی طیف IR میسر می‌گردد.

[h=1]اصول برهم کنشهای اسید- باز لوییس[/h]"دراگو" و همکارانش ، چند راه را برای بیان آنتالپی واکنشها بر حسب پارامترهای سهیم اسیدها و

بازها پیشنهاد کرده‌اند:

که در آنها ، H∆ آنتالپی تشکیل محصولات افزایشی اسید- باز لوییس است، C[SUB]A[/SUB] و E[SUB]A[/SUB] پارامترهای

ویژه اسید و C[SUB]B[/SUB] و E[SUB]B[/SUB] پارامترهای ویژه بازند. پارامترهای E را بعنوان استعداد گونه‌ها برای برهمکنش

الکتروستاتیکی (یونی یا دو قطبی- دو قطبی) تفسیر کرده‌اند و پارامترهای C استعداد آنها برای

تشکیل پیوند کووالانسی هستند.

از این معادله انتظار داریم، اسیدهایی که بطور الکتروستاتیکی خوب پیوند تشکیل می‌دهند (E[SUB]A[/SUB] بزرگ

دارند) ، پایدارترین محصولات افزایشی خود را با بازهایی بسازند که پیوند الکتروستاتیک تشکیل می‌-

دهند (چون در آن صورت ، حاصلضرب E[SUB]A[/SUB]E[SUB]B[/SUB] بزرگ خواهد بود).

بر عکس ، اسیدهایی که بطور کووالانسی خوب پیوند تشکیل می‌دهند، معمولا پایدارترین محصولات

افزایشی خود را با بازهایی بسازند که بطور کووالانسی خوب پیوند تشکیل می‌دهند.

کار این معادله در پیش‌بینی آنتالپی واکنش بسیاری از اسیدها و بازها رضایت بخش است و در واقع

وقتی با اسیدها و بازهای خنثی سروکار داریم، این یک معادله برتر است


H∆=E[SUB]A[/SUB]E[SUB]B[/SUB] + C[SUB]A[/SUB]C[SUB]B[/SUB]-

 

[S H i M A]

يكي از نظريه هاي اسيد و باز، نظريه لوري – برونستد است . اين نظريه را در دو مورد

بررسي مي كنيم:

1- طبق نظريه اسيد و باز لوري – برونستد، در يك واكنش انتقال پروتون اسيد پروتون داده

و به باز مزدوج خود تبديل ميشود. همچنين يك باز پروتون گرفته به اسيد مزدوج خود تبديل

خواهد شد. اين مفهوم را در واكنش زير مي بينيم .

(HCl(aq) + NH3(g) → Cl-(aq) + NH4+(aq

اسيد مزدوج + باز مزدوج → باز + اسيد

2- يك واكنش اسيد و باز هميشه در جهتي پيشرفت مي كند كه منجر به توليد اسيد و

باز ضعيف تر شود. به همين دليل است كه تفكيك يوني اسيدهاي قوي در آب تقريبا كامل

است . به عنوان مثال هيدروكلريك اسيد HCl را در نظر مي گيريم . هيدروكلريك اسيد يك

اسيد قوي است، پس باز مزدوج آن يعني Cl- باز مزدوج ضعيف آن مي باشد. با يونش اين

اسيد در آب اسيد قوي ناپايدار به باز مزدوج ضعيف آن كه پايدار است تبديل ميشود و جهت

پيشرفت واكنش به سمت يونش اسيد مي باشد .

HCl(aq) + H2O(l) → Cl-(aq) + H3O+(aq)

باز مزدوج ضعيف → اسيد قوي

اين پديده در مورد يونش اسيدهاي ضعيف در آب اهميت زيادي دارد.

برونشتد و لوری در مورد تفکیک HCl، چنین پیشنهاد می کنند که پروتون مولکول HCl به

مولکول H[SUB]2[/SUB]O منتقل می‌شود. به این ترتیب ، یک پیوند کووالانسی در HCl می‌شکند و یک

پیوند کووالانسی از نوع داتیو در H[SUB]2[/SUB]O تشکیل می‌شود.

مفهوم انتقال پروتون حتی در توجیه پیدایش خواص بازی و آزاد شدن یونهای [SUP]-[/SUP]OH هنگام

حل شدن آمونیاک در آب صدق می‌کند.


تعریف برونشتد و لوری از اسید و باز

"برونشتد" و "لوری" ، مستقل از یکدیگر به تعریف جدید و جامع‌ تری برای اسید و باز

رسیدند که بر اساس داد و ستد پروتون استوار است.

مطابق نظریه برونشتد و لوری ، اسید ماده‌ای است که پروتون می‌دهد و باز ماده‌ای است

که پروتون می‌پذیرد. اغلب برای سهولت بیان ، این نظریه را نظریه برونشتد می‌نامند و مثلا

می‌گویند که HCl اسید برونشتد است، یعنی پروتون می‌دهد، یا اینکه می‌گویند که NH[SUB]3[/SUB]

باز برونشتد است، زیرا پروتون می‌پذیرد.

بدیهی است که برای پذیرش پروتون، باید جفت الکترون آماده برای اینکار وجود داشته باشد.

مانند NH[SUB]3[/SUB] و NaOH.



بر اساس نظريه آرنيوس، اسيد ماده‌اي است:

1- كه در ساختار خود H[SUP]+[/SUP] داشته و آن را در آب به صورت H[SUP]+[/SUP] آزاد كند يا اينكه فاقدH[SUP]+[/SUP] بوده

ولي ضمن واكنش با آب موجب توليد H[SUP]+[/SUP] در محلول گردد.

2- اكسيد نافلزات، اسيد محسوب مي‌شود، چرا كه مي‌توانند در آب حل شده و توليدH[SUP]+[/SUP]

بنمايند.

* اكسيد نافلزها، اسيد آرنيوس محسوب مي‌شود، از اين‌رو به اكسيدهاي نافلزات،

اكسيد اسيدي مي‌گويند.


طبق نظریه آرنیوس، باز ماده‌اي است:

1-كه بتواند هنگام حل شدن در آب يون هيدروكسيدOH[SUP]-[/SUP] توليد یا آزاد كند.

پس باز ماده‌اي است كه پس از يونش در آب، يكي از محصولات تفكيك آن OH[SUP]-[/SUP]باشد.

2- طبق نظريه آرنيوس، اكسيد فلزات ضمن حل شدن در آب توليد هيدروكسيد مي‌نمايند.

* اكسيد فلزات، باز آرنيوس محسوب مي‌گردند و از اين رو به آن‌ها، اكسيد بازي مي‌گويند.


معایب نظريه آرنيوس:

-خواص اسیدی و بازی را منحصر به یونهای [SUP]+[/SUP]H و [SUP]-[/SUP]OH دانسته است که در محیط آبی ، آزاد

می‌شوند.

-براي همه مواد قابل استفاده نيست.

-اين نظريه فقط براي محلولهايي كاربرد دارد كه حلال آن‌ها، آب باشد.در واقع، مهمترين ضعف

نظريه آرنيوس اين است كه آب را به عنوان حلال در نظر مي‌گرفت.

-اگر ماده اي در آب حل نشود خصلت اسيدي يا بازي آن بر اساس مدل آرنيوس قابل توجيه

نيست.


استفاده از نظریه آرنیوس در کنار نظریه برونشتد و لوری:

با طرح شدن مفهوم برونشتد و لوری، تئوری آرنیوس را کلا فراموش نمیکنیم. از این تئوری هنگام

انجام بررسیهای ساده‌تر و در مقیاس محدودتر مربوط به محلولهای آبی اسیدها و بازها استفاده

می‌کنیم.

 

[S H i M A]

نمک چیست؟

در شیمی، نمک از کاتیون های مثبت و آنیون های منفی تشکیل شده، به طوری که نمک نهایی خنثی

بوده و هیچ گونه بار مثبت یا منفی نداشته باشد. معمولاً در انواع واکنش های شیمیایی، نمک به عنوان

یک فراورده فرعی تولید می شود:


-از واکنش اسید با اکسید فلز، نمک و آب تشکیل می شود.

-از واکنش باز با اسید، نمک و آب تشکیل می شود.

-از واکنش فلز با اسید، نمک و هیدروژن تشکیل می شود.

-از واکنش اسید با کربنات ها، نمک، آب و دی اکسید کربن تشکیل می شود.



بطور کلی طریقه تشکیل نمکها گوناگون است، از جمله :

1- واکنش بین اسید و باز

2- واکنش فلزات با اسید

3- واکنش فلز با نافلز

4- واکنش فلز با محلول نمک فلز دیگر

5- واکنش هالوژنها با محلول هالوژن پایین تر از خودش


اگر بجای هیدروژنهای یک اسید ، فلز قرار گیرد به ترکیب حاصل نمک گفته می شود . نمکها ترکیبات

یونی میباشند ، ولی نمی توان گفت تمام ترکیبات یونی نمک هستند ، زیرا بازها ( هیدروکسید فلزات )

و اکسید فلزات ، ترکیب یونی هستند ولی نمک نمی باشند . البته ترکیبات یون آمونیم هم نمک میباشند.

زیرا یون آمونیم کاتیون چند اتمی بوده و می تواند تشکیل نمک بدهد .


خواص نمک ها

نمک ها دارای اجزای یونی می باشند که ایجاد بلور می کنند. معمولاً در آب حل می شوند (چون یونهای

مثبت و منفی آنها در آب از هم جدا می شوند). نمکها نقطه ذوب بالایی دارند و درجه سختی و قابلیت

تراکم آنها کم است. اگر نمک ذوب شود یا در آب حل شود، هادی جریان الکتریسیته خواهد بود.

معمولاً نام نمک را بر حسب اجزای تشکیل دهنده آن می گذارند. جزء کاتیونی که غالباً نام یون فلز است

به دنبال نام اجزای آنیونی می آید. بنابراین ابتدا نام آنیون و سپس نام کاتیون می آید. معمولاً آنیون ها را

بر اساس اسید اشتقاق شده از آن نام گذاری می کنند:

• استات ها، نمک های اسید استیک هستند.
• کربنات ها، نمک های اسید کربنیک هستند.
• کلریدها، نمک های اسید هیدروکلرید هستند.
• سیانیدها، نمک های اسید هیدروسیانیک می باشند.
• نیترات ها، نمک های اسید نیتریک می باشند.
• نیتریت ها، نمک های اسید نیترو می باشند.
• فسفات ها، نمک های اسید فسفریک هستند.
• سولفات ها، نمک های اسید سولفوریک هستند.
• سیترات ها، نمک های اسید سیتریک می باشند.

طبقه بندی نمکهای مذاب

بر اساس ساختار مایع،نمکهای مذاب را میتوان به سهولت به دو گروه تقسیم کرد، هر چند مرزمشخصی

بین این دو وجود ندارد.


-اولین گروه شامل ترکیباتی نظیر هالیدهای فلزات قلیایی است که بیشتر بوسیله نیروهای یونی پیوند

شده‌اند.بر اثر ذوب شدن، تغییرات بسیار کمی در این مواد پدید می‌آید. عدد کئوردیناسیون یونها معمولا

از شش در بلور به حدود چهار در مذاب سقوط می‌کند و نظم وسیع موجود در بلور از بین می‌رود، ولی

نظم محلی که هر کاتیون توسط آنیونها احاطه شده است و غیره ، هنوز هم وجود دارد.

نمکهای مذاب همگی به علت وجود تعداد زیادی یون ، الکترولیتهای بسیار خوبی هستند. از لحاظ انجماد

سنجی رفتاری عادی دارند و این ، وسیله مفیدی برای مطالعه است. تعداد یونها ، V ، در این سیستمها

را می‌توان درست مانند سیستم اسید سولفوریک تعیین کرد.

مثلا اگر کلرید سدیم حلال باشد،

،

و غیره. یک نکته جالب اینکه نمک حاوی

یون مشترک ، رفتاری تا حدی غیر عادی دارد، از این جهت که یون مشترک مانند یک ذره خارجی رفتار

نمی‌کند و در نتیجه V کوچکتر است. در محلول کلرید سدیم ،

است.



-گروه دوم شامل ترکیباتی است که در آنها پیوند کووالانسی اهمیت دارد. این ترکیبات معمولا با تشکیل

مولکولهای مجزا ذوب می‌شوند، هر چند ممکن است خود یونش هم صورت گیرد. مثلا جیوه II هالید به

صورت زیر یونیزه می‌شود:

این گروه با حلالهای بی پروتون هالید شباهت دارد. ممکن است محلولهای اسیدی را با افزایش غلظت

و محلولهای بازی را با زیاد کردن غلظت

تهیه کرد و واکنشهای خنثی بر اثر اختلاط

این دو صورت می گیرند.


محلول فلزات

یکی از جالبترین جنبه‌های شیمی نمک مذاب ، سهولت انحلال فلزات است. مثلا هالیدهای قلیایی

مقادیر زیادی از فلز قلیایی مربوط را حل می‌کنند و برخی از سیستمها (مثلا سزیم در سزیم هالیدها)

در کلیه دماهای بالاتر از نقطه ذوب بطور کامل قابل اختلاط هستند. از طرف دیگر ، هالید روی ، سرب

و قلع ، مقادیر آن چنان اندکی از فلز آزاد مربوط را حل می‌کنند که برای تخمین دقیق غلظت آنها باید

روشهای تجزیه‌ای خاصی را ابداع کرد.

زمانی تصور می‌شد که محلول فلزات در نمکهای مذابشان ماهیتا کلوئیدی باشند، ولی نشان داده شده

است که این درست نیست. به هر حال ، هیچ نظریه کاملا رضایتبخشی برای تشریح کلیه خواص این

محلولها مطرح نشده است. یک فرض مستلزم کاهش کاتیون نمک مذاب به حالت اکسایش پایین‌تر است.

برای نمونه ، محلول جیوه در کلرید جیوه (II) بدون شک متضمن کاهش است.

وقتی مذاب را جامد می‌کنند، کلرید جیوه (I) باقی می‌ماند.

در محلول فلزات قلیایی در هالیدهای قلیایی کاهش کاتیون ، حداقل به مفهوم تشکیل گونه‌هایی مجزا

نظیر

امری غیر قابل دفاع است. با اینکه هیچ نظریه قابل قبولی عامی فرمولبندی نشده است،

احتمال دارد که در این نمکها بر اثر انحلال یونش صورت گیرد:

تشکیل کمپلکس

نمکهای مذاب محیطی پدید می‌آورند که در آن غلظت لیگاندهای آنیونی می‌تواند خیلی بیشتر از آن باشد

که در محلولهای آبی میسر است.

مثلا ، غلظت یون کلرید در اسید هیدروکلریک غلیظ آبی در حدود 12mol/lit است. در مقابل آن ، غلظت یون

کلرید در کلرید لیتیم مذاب در حدود 35mol/lit است. به علاوه هیچ لیگاند رقابت کننده دیگری نظیر

وجود ندارد که دخالت کند. در نتیجه امکان دارد که نه تنها یونهای کمپلکس که در محلول آبی کاملا شناخته

شده‌اند، تشکیل داد:

بلکه آنهایی را که به علت حساسیتشان نسبت به آبکافت نمی‌توانند در محلول آبی وجود داشته باشند،

نیز ساخت. مثلا:

عدم واکنشگری نمکهای مذاب

بسیاری از واکنشهایی که در محلولهای آبی به علت فعالیت شیمیایی آب ، نمی‌توانند صورت گیرند، به

سهولت در نمکهای مذاب می‌توانند انجام شوند.

کلر و فلوئور هر دو با آب واکنش می‌دهند (دومی شدیدتر) و بنابراین کاربرد این عوامل اکسنده در محلول

آبی ، علاوه بر محصولات اکسایشی مورد نظر ، هیدروژن هالید و غیره نیز ایجاد می‌کنند.

استفاده از هالید مذاب مناسب ، این مشکل را برطرف می‌سازد. حتی مهمتر از آن ، کاربرد هالیدهای

مذاب در تهیه این هالوژنها است؛ مثلا:

مثالهای دیگر عبارتند از تولید منیزیم و آلومینیوم و برطرف کردن ناخالصی سیلیکا (مثلا در کوره انفجاری)

توسط یک واکنش اسید _ باز در دمای بالا:

نمکهای مذاب کم دما

با اینکه عبارت نمکهای مذاب تصویری از سیستمهای ذوب شده با دمای بسیار بالایی را مجسم میسازند،

ولی برخی نمکها در دمای عادی مایع‌اند. برای نمونه ، اگر کسی دو جامد بلورین کلرید تری اتیل آمونیوم

و کلرید مس (I) را مخلوط کند، واکنش گرماگیری صورت می‌گیرد و روغنی به رنگ سبز روشن تشکیل

می‌شود.

وجود یک سیستم نمک مذاب در دمای عادی به دلایل مختلف مورد توجه قرار گرفته است. مثلا ، برخی از

اعمال شیمیایی انجام شده در کلریدهای مذاب با دمای بالا را جهت بازبینی شباهتها و اختلافها می‌توان

در دمای عادی انجام داد.

 

[S H i M A]

جفت های مزدوج

جفت مزدوج به اسید ها و باز هایی با ویژگی های مشترک گفته می شود. این ویژگی های مشترک،

گرفتن/ از دست دادن پروتون بین دو جفت مزدوج است. در واکنش اسید و باز، یک اسید به یک باز اضافه

می شود و واکنش آن ها یک باز مزدوج به اضافه ی یک اسید مزدوج تولید می کند.

وقتی کلرید هیدروژن در آب حل میشود، تقریباً 100% آن با آب واکنش نشان میدهد تا یونهای هیدرونیوم

و کلرید تولید کند. کلرید هیدروژن یک اسید قوی است و ما در این جا می خواهیم این واکنش را بصورت

یک طرفه بنویسیم:

در واقع واکنش بین HCl و آب برگشت پذیر است اما تنها به مقدار بسیار کم!


برای فهم بیشتر، تصور کنید اسید HA واکنش برگشت پذیری در آب دارد:

در واکنش رفت:

• HA اسید است زیرا یک پروتون (یون هیدروژن) به آب می دهد.


• آب باز است زیرا یک پروتون از HA می پذیرد.


در واکنش برگشت:

• [SUP]+[/SUP]H[SUB]3[/SUB]O اسید است زیرا یک پروتون (یون هیدروژن) به یون[SUP] -[/SUP]A می دهد.

• یون [SUP]-[/SUP]A باز است زیرا یک پروتون از [SUP]+[/SUP]H[SUB]3[/SUB]O می پذیرد.

واکنش برگشت پذیر شامل دو اسید و دو باز است؛ ما به این جفت ها، جفت های مزدوج میگوییم:

زمانی که اسید HA پروتون از دست میدهد، باز [SUP]-[/SUP]A تشکیل می دهد و زمانی که باز[SUP] -[/SUP]A دوباره پروتون

می پذیرد، به طور قطعی اسید HA را دوباره تشکیل می دهد.

این دو اسید و باز، یک جفت مزدوج هستند.

اعضای یک جفت مزدوج از طریق حضور یا عدم حضور یون هیدروژن قابل انتقال با همدیگر فرق دارند.

اگر در مورد اسید HA صحبت می کنید، [SUP]-[/SUP]A باز مزدوج آن است و بالعکس.



آب و یون هیدرونیوم نیز یک جفت مزدوج هستند. زمانی که آب به عنوان باز عمل میکند، یون هیدرونیوم

اسید مزدوج آن است؛ زیرا یک یون هیدروژن اضافی دارد که می تواند دوباره آن را از دست بدهد.


مثالی دیگر از جفت های مزدوج:

واکنش بین آمونیاک و آب را در نظر بگیرید:

در واکنش رفت،آمونیاک باز است زیرا در حال گرفتن یون هیدروژن از آب است. یون آمونیوم نیز اسید مزدوج

آن است چون می تواند یون هیدروژن را دوباره آزاد کند و آمونیاک تشکیل دهد.


آب به عنوان اسید عمل می کند و یون هیدروکسید، باز مزدوج آن است. یون هیدروکسید می تواند یک یون

هیدروژن بگیرد تا آب را دوباره تشکیل دهد.


اسید یا باز قوی تر، مزدوج ضعیف تری دارد و اسید یا باز ضعیف تر، مزدوج قوی تری دارد.


در نهایت اینکه:

یافتن مزدوج جفت های اسید باز:

در هنگام یافتن اسید یا باز مزدوج به واکنش دهنده ها به دقت توجه کنید:

واکنش دهنده ای مانند یک اسید، متناظر با باز مزدوجی در سمت دیگر واکنش است.

برای شناسایی اسید مزدوج، به دنبال ترکیباتی که مرتبط با آن هستند، باشید. قبل و بعد از واکنش دادن را

در نظر بگیرید؛

1. منظور از قبل: سمت واکنش دهنده ها است
2. منظور از بعد: سمت محصولات است.

اسید مزدوج در سمت محصولات، یک یون هیدروژن به دست می آورد؛ بنابراین در سمت واکنش دهنده ها

ترکیبی که یک یون هیدروژن کمتر از اسید مزدوج دارد، یک باز است.


باز مزدوجی که در سمت محصولات است، یک یون هیدروژن از دست داده و بنابراین در سمت واکنش دهنده

های واکنش، ترکیبی که یک یون هیدروژن بیشتر از باز مزدوج سمت محصولات دارد، یک اسید است.