أس هيدروجيني

نموذج بياني لقيمة دليل شوادر الهيدروجين (الأس الهيدروجيني)

المادة	أس هيدروجيني
حمض كلور الماء, 10م	-1.0
أحماض البطاريات الكهربائية	0.5
أحماض المعدة	1.5 – 2.0
عصير الليمون	2.4
الكولا	2.5
الخل	2.9
بيرة	4.5
مطر حمضي	<5.0
قهوة	5.0
شاي أو بشرة (جلد) صحية	5.5
حليب	6.5
ماء مقطر	7.0
لعاب إنسان سليم	6.5 – 7.4
دم	7.34 – 7.45
ماء البحر	7.7 – 8.3
صابون يد	9.0 – 10.0
أمونياك	11.5
مُبَيِّض الملابس	12.5
هيدروكسيد الصوديوم	13.5

دليل شوارد الهيدروجين (الأس الهيدروجيني) أو درجة الحموضة أو الباهاء أو القوة الهيدروجينية (بالإنكليزية: power of hydrogen or pH) ويرمز لها بالرمز pH هي القياس الذي يحدد ما إذا كان السائل حمضا أم قاعدة أم متعادلا. تعتبر السوائل ذات درجة حموضة أقل من 7 أحماضا وتعتبر السوائل ذات درجة حموضة أعلى من 7 محلولا قلويا أو قواعد. أما درجة الحموضة 7 فهي تعتبر متعادلة وهي تساوي حموضة الماء النقي على درجة حرارة 25 مئوية. ويمكن معرفة درجة حموضة أي محلول باستخدام مؤشر الرقم الهيدروجيني

درجة الحموضة (يسمونها أحيانا الرقم الهيدروجيني) هي سالب لوغاريثم تركيز أيون الهيدروجين في محلول ما ويشير الي درجة حموضة ذلك المحلول ، ويمكن قياسه عن طريق مؤشر الرقم الهيدروجيني.

تعريف pH الرياضي

يستخدم القانون اللوغاريتمي لتحديد قيمة pH بدون وحدات:

$\mathrm{p}\mathrm{H}=-{\log }_{10}{a}_{\text{H}}={\log }_{10}\frac{1}{a_{\text{H}}}$

حيث a_H يمثل نشاط ايونات الهيدروجين.

كما تُعرف صياغات أخرى نجدها في مختلف الكتب والمقالات:

$\mathrm{p}\mathrm{H}\mathrm{=}\mathrm{-}{\log }_{\mathrm{1}\mathrm{0}}\mathrm{(}{\mathrm{a}}_{{\mathrm{H}}^{\mathrm{+}}}\mathrm{)}$  or also  ${\mathrm{a}}_{{\mathrm{H}}^{\mathrm{+}}}\mathrm{=}\mathrm{1}{\mathrm{0}}^{\mathrm{-}\mathrm{p}\mathrm{H}}$

وكل تلك الصياغات صحيحة .

بالنسبة إلى المحاليل المخففة يعادل الباهاء pH اللوغاريتم السالب (في النظام العشري) لتركيز c أيونات الهيدروجين (H₃O⁺) بوحدة مول/لتر، وتسمى أيونات الهيدروجين الموجبة الشحنة أحيانا أيون أوكسونيوم Oxonium :

$\mathrm{p}\mathrm{H}\mathrm{=}\mathrm{-}{\log }_{\mathrm{1}\mathrm{0}}(c_{H_3{O}^{+}}\cdot \frac{liter}{mol})$  or  ${\mathrm{c}}_{{\mathrm{H}}_{\mathrm{3}}{\mathrm{O}}^{\mathrm{+}}}\mathrm{=}\mathrm{1}{\mathrm{0}}^{\mathrm{-}\mathrm{p}\mathrm{H}}\frac{mol}{liter}$

تاريخه

أدخل العالم الدانمركي سورين سورينسن عام 1909 أس أيون الهيدروجين لحساب قيمة p_H⁺ لتركيز أيونات الهيدروجين C_p=10^−p_H+

وكان يعين القيم p_H⁺ بواسطة قياسات كهربية . ثم أصبحت طريقة كتابة p_H⁺ هي السائدة حتى وقتنا الحاضر لقيمة pH . وقد استخدم سورنسن حرف H للتعبير عن أيونات الهيدروجين ، كما استخدم حرف p عشوائيا كمؤشر لقياساته على السوائل .

ثم تحول الحرف p في pH إلى كلمة Potenz بمعني قوة أو أس '

وبعد ذلك ادخلت فاعلية أيون الهيدروجين للتعبير عن مقياس للهاباء . وهي تعتمد على طريقة قياس معينة يجب اتباعها وتستخدم محاليلا مرجعية ذات مواصفات ثابتة ، ومنها أصبح قياس قيمة pH محددا لجميع المختبرات . وتتيح تلك الطريقة القياس اتقان القياس و ثبات القيم عند إعادة القياسات ، وهي تتيح في نفس الوقت أمكانية مقارنة محاليل مختلفة بدقة .

وعند الحديث عن أيونات الهيدروجين (H⁺) أو أس أيونات الهيدروجين فيعود ذلك إلى تفاعل حمض-قلوي طبقا لأرهنيوس . أما في وقتنا الحاضر فأصبحنا تستخدم تفاعل حمض-قاعدة طبقا لبرونستد وكذلك استخدام أيون الأوكسونيوم (H₃O⁺ ، وهو أيون يتكون من جزيئ ماء بعد تفاعله مع عاطي بروتون يأخذ منه بروتونا ، ويعتبر جزيئ الماء هذا الذي انتزع بروتونا من عاطي بروتون آخذ بروتون.

حساب pOH

مثلما قمنا بحساب أس الهيدروجين فيعرف أيضا أس الهيدروكسيل أو القيمة pOH . فهما متعلقان ببعضهما البعض . و قيمة pOH هي سالب أس اللوغاريتم العشري لجزيئات الهيدروكسيل النشطة OH⁻ . ويقاس نشاط OH⁻ بوحدة مول/لتر أيضا.في نفس الوقت بينت التجربة أن أيون الهيدروجين (H⁺) لا يوجد منفردا في الماء وأنما يقترن بأحد جزيئات الماء ويتكون أيون أوكسونيوم (H₃O⁺) ولكن هذا لا يغير من الأمر شيئا ، ولكن نذكر ذلك بغرض استخدام المعادلات المتاحة الآتية .

ملف:PHscalenolang.svg

مقياس الهاباء pH للتوضيح في المدارس :الأحمر النطاق الحمضي ، والأزرق :النطاق القاعدي . ويلاحظ أن $\mathrm{p}\mathrm{H}\mathrm{+}\mathrm{p}\mathrm{O}\mathrm{H}\mathrm{=}\mathrm{1}\mathrm{4}$ .

العلاقة بين pH و pOH :

يرتبط نشاطي أس الهيدروجيني والأس الهيدروكسيلي بمعادلة التفاعل:

$$\begin{gathered} \mathrm{2} \\ {\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O} \\ \mathrm{\rightleftharpoons } \\ {\mathrm{H}}_{\mathrm{3}}{\mathrm{O}}^{\mathrm{+}} \\ \mathrm{+} \\ \mathrm{O}{\mathrm{H}}^{\mathrm{-}} \end{gathered}$$

هذا تفاعل عكوس ويتميز بثابت توازن  :

${\mathrm{K}}_{\mathrm{W}}\mathrm{=}\frac{a_{H_3{O}^{+}}\cdot a_{O{H}^{-}}}{a_{H_{2}O}}$

وبأخذ اللوغاريثم للأساس 10 السالب نحصل على :

$\mathrm{-}{\log }_{\mathrm{1}\mathrm{0}}{\mathrm{K}}_{\mathrm{W}}\mathrm{=}\mathrm{-}{\log }_{\mathrm{1}\mathrm{0}}{\mathrm{a}}_{{\mathrm{H}}_{\mathrm{3}}{\mathrm{O}}^{\mathrm{+}}}\mathrm{-}{\log }_{\mathrm{1}\mathrm{0}}{\mathrm{a}}_{\mathrm{O}{\mathrm{H}}^{\mathrm{-}}}\mathrm{+}{\log }_{\mathrm{1}\mathrm{0}}{\mathrm{a}}_{{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}}\mathrm{=}\mathrm{p}\mathrm{H}\mathrm{+}\mathrm{p}\mathrm{O}\mathrm{H}$

أي أن التركيزان مرتبطان ببعضهما البعض بحيث تكون :

${\log }_{\mathrm{1}\mathrm{0}}{\mathrm{K}}_{\mathrm{W}}\mathrm{=}\mathrm{p}\mathrm{H}\mathrm{+}\mathrm{p}\mathrm{O}\mathrm{H}$ -

ونظرا لأن نشاط الماء في المحلول المخفف نعتبره 1 ، فيكون لوغاريتمه صفرا . ونحصل على ثابت التوازن في الظروف العادية لدرجة الحرارة والضغط ، أي عند 25 درجة مئوية و الضغط الجوي العادي :

K_W = 10⁻¹⁴

, أي أن العلاقة بين pH و pOH هي:

$\mathrm{p}\mathrm{H}\mathrm{+}\mathrm{p}\mathrm{O}\mathrm{H}\mathrm{=}\mathrm{1}\mathrm{4}$

مقياس الباهاء

يتفكك بعض جزيئات الماء النقي من ذاتها . ويتكون أيون أوكسونيوم H₃O⁺ وأيون هيدروكسيد (OH⁻ ). ويوصف الماء H₂O بأنه يمكن أن يتفاعل كحمض ويكون عاطي بروتون أو أن يتفاعل كقاعدة قلوية ويكون في تلك الحالة آخذ بروتون .

$$\begin{gathered} \mathrm{2} \\ {\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O} \\ \mathrm{\rightleftharpoons } \\ {\mathrm{H}}_{\mathrm{3}}{\mathrm{O}}^{\mathrm{+}} \\ \mathrm{+} \\ \mathrm{O}{\mathrm{H}}^{\mathrm{-}} \end{gathered}$$

هذا التفاعل هو تفاعل عكوس أي يسير في اتجاهين ويتميز بحالة توازن ، ويميل التوازن لصالح الماء . ويبلغ حاصل ضرب تركيز الأيونات لهذا التفاعل عند درجة حرارة 25 درجة مئوية (أو 298 كلفن) نحو 10⁻¹⁴ مول² لتر⁻². ويعتمد هذا التوازن بشدة على درجة الحرارة.

وبسبب تواجد أيونات الماء هذه في الماء يمكن للماء توصيل الكهرباء وإن كانت تلك الخاصية منخفضة .

تعطينا معادلة التفاعل السابقة ثابت التوازن:

K_W = c(H₃O⁺) · c(OH⁻) = 10⁻¹⁴ مول²/لتر²

وتنقسم قيم الأس الهيدروجيني pH للمحاليل المخففة إلى:

• pH < 7 محلول مائي "حمضي" وتكون -c_H3O⁺ > c_OH

• pH = 7 محلول مائي متعادل c_H3O⁺ = c_OH; وهي صفة الماء النقي ،
• pH > 7 محلول مائي قلوي وتكون c_H3O⁺ < c_OH

طرق قياس pH

تستخدم عدة طرق لتعيين الباهاء.

الفلتمتر

تعتمد طريقة معظم الأجهزة المستخدمة على طريقة الفولتمتر. وفيها تُملأ كرة عشائية زجاجية بمحلول منظم وعغطس في المحلول المراد قيسه . ونظرا لميول أيونات الهيدروجين للالتصاق بالطبقة الرقيقة من السيليكات لسح الزج ، ينشأ جهد كهربائي بحسب فرق الباهاء بين داخل وخارج الكرة الزجاجية . وتقاس تلك القوة الدافعة الكهربائية بواسطة قطبين مرجعيين ، أحدهما داخل الكرة الزجاجية والآخر خارجها في محلول العينة المراد قياس الباهاء لها . (أنظر إلكترود pH .

مقحل حقلي حساس

عمل المقحل الحقلي يشبه عمل قطب الكرة الزجاجية . تتركم أيونات الهيدروجين على السطح الحساس لغشاء المدخل Gate Membran للمقحل ISFET فينشأ جهد كهربائي عليه ، مما يغير مرور التيار الكهربائي في الترانسيستور. ويمكن تحويل ذلك التغير إلى إشارة كهربية بواسطة جهاز مناسب بحيث تعطي قيمة الباهاء.

تعيين الباهاء بكاشف لوني

يمكن تعيين الأس الهيدروجيني لمحلول بواسطة استخدام طريقة مقارنة اللون تستخدم فيها كواشف لونية.(أنظر مؤشر الأس الهيدروجيني)

اقرأ أيضا

• مؤشر الأس الهيدروجيني
• تفاعل حمض-قلوي
• توزيع إلكتروني
• بنية لويس
• بنية الطنين ‏‏
• إضافة بروتون
• نزع بروتون
• انتقال بروتون
• استبدال شغوف بالنواة
• أكسدة-اختزال

مراجع

<

وصلات خارجية

• Online pH Calculator

ملف:Nuvola apps edu science.svg

هذه بذرة مقالة عن الكيمياء تحتاج للنمو والتحسين، فساهم في إثرائها بالمشاركة في تحريرها.

af:PH bg:Водороден показател bs:PH ca:PH cs:PH cy:PH da:PH de:PH-Wert el:PH PH]] eo:PH (kemia parametro) es:PH et:Vesinikeksponent eu:PH fa:پ‌هاش fi:Happamuus fr:Potentiel hydrogène gl:PH hak:PH he:PH hi:PH hr:PH ht:PH hu:PH ia:Potential de hydrogeno id:PH io:PH is:Sýrustig it:PH ja:水素イオン指数 ko:수소 이온 농도 ku:Nirxa pH la:Potentia Hydrogenii lt:Vandenilio potencialas lv:PH mk:Водороден показател ml:പി.എച്ച്. മൂല്യം mr:पी.एच. मूल्य ms:PH my:ပီအိတ်ချ် စကေး nds:PH-Weert nl:PH nn:PH no:PH nov:PH oc:PH pam:PH pl:Skala pH pt:PH ro:PH ru:Водородный показатель scn:PH sh:PH simple:PH sk:Kyslosť sl:PH so:PH sq:PH sr:PH вредност su:PH sv:PH sw:Thamani pH ta:காரகாடித்தன்மைச் சுட்டெண் th:PH tl:PH tr:PH uk:PH vi:PH zh:PH值 zh-min-nan:PH