ملح

Salt - Sel

الملح

 

الملح salt في الكيمياء مركب أيوني يأتي كاتيونه (أيونه الموجب) من أساس، وأنيونه (أيونه السالب) من حمض. فعلى سبيل المثال يتفاعل حمض كلور الماء مع الصود الكاوي:

أي حلّ الأيون Na⁺ محل هدروجين الحمض في HCl، وتكوّن ملح كلوريد الصوديوم[ر: الأسس]، [ر:الحموض]. والملح العادي (ملح الطعام) هو كلوريد الصوديوم، وهو كيميائياً ملح واسع الانتشار في الطبيعة على شكل ترسبات ناتجة عن تبخر مياه بحار كانت موجودة في العصور الغابرة، كما أنه منحل في مياه المحيطات والبحار إذ يبلغ تركيزه فيها نحو 2.6%.

عندما يتفاعل الصوديوم العنصر شديد الكهرجابية والكلور العنصر شديد الكهرسلبية، تخسر ذرة الصوديوم إلكتروناً، وتتحول إلى أيون صوديوم رمزه Na⁺. وتكسب ذرة الكلور إلكتروناً، فتتحول إلى أيون كلوريد رمزه ^-Cl. وكل المركبات المكوّنة من أيونات معدنية وأيونات لا معدنية تدعى أملاحاً نسبة إلى الملح المعروف الشائع استعماله NaCl.

ولابد من التفريق بين رموز الأيونات ورموز الذرات. إذ إن الفرق بينهما كبير، فالرمز Na⁺ على سبيل المثال هو أيون الصوديوم؛ وهو مادة ضرورية في أقسام جسم الإنسان جميعها، في حين Na (من دون إشارة +) هو رمز ذرة الصوديوم؛ وهي رمز للعنصر، وابتلاع قطعة صغيرة جداً من الصوديوم قد يؤدي إلى الموت، أو يسبب في أحسن الأحوال حروقاً شديدة في الفم والمري.

يدعى تفاعل الحمض مع الأساس تفاعل تعديل neutralization؛ لأن أيونات الهدروجين ⁺H التي يطرحها الحمض وأيونات الهدروكسيد ^- OHالتي يطرحها الأساس في المحلول يُعدل بعضها بعضاً، أو أن فعل الأولى يلغي فعل الثانية؛ لأنهما يتحدان مع بعضهما، ويتكون جزيء ماء شريطة أن يكون عدد أيونات ⁺H مساوياً عدد أيونات ^-OH. وبما أن ⁺H و^-OH يختفيان، فالمحلول ليس له أي خواص حمضية أو أساسية. ولا يبقى بالمحلول سوى أيونات ⁺Na وأيونات ^-Clوهي الأيونات الموجودة في الملح NaCl. وتعديل الحموض بالأسس هو إحدى الطرق لاستحصال الأملاح.

وهناك عدة طرق لتحضير الأملاح، وعلى الكيميائي أن يقرر أي الطرق يجب اتباعها. والمشكلة الرئيسية في التحضير هي عزل المركب. فعلى سبيل المثال، تفاعل NaOH مع HCl في محلول مائي يحوي المحلول في النهاية كلوريد الصوديوم NaCl في الماء. وللحصول على الملح NaCl في حالته الصلبة يبخر الماء من المحلول فيبقى في الوعاء بلورات صلبة بيضاء هي الملح المعروف.

كذلك يمكن استحضار الملح المطلوب بتفاعل الترسيب. فالملح المطلوب قد يكون ضعيف الانحلال ويشكل راسباً في حين تبقى المادة الأخرى منحلة في الماء. فعلى سبيل المثال، يمكن استحضار كرومات الباريوم بإضافة محلول كلوريد الباريوم الممدد إلى محلول كرومات البوتاسيوم K₂CrO₄ المنحل في الماء، فيتشكل راسب من كرومات الباريوم. وبالترشيح يفصل الراسب، وتبقى مادة كلوريد البوتاسيوم منحلة في الماء.

حلمهة الأملاح

عندما يضاف قليل من ملح الطعام إلى الماء يبقى المحلول معتدلاً أي أن تركيز H⁺وتركيز ^-OH يبقيان متساويين ويساوي كل منهما 10^-7 مول/لتر. أما عندما يضاف ملح مثل خلات الصوديوم CH₃COONa إلى الماء؛ فيلاحظ أن المحلول الناتج قلوي التفاعل، وعندما يضاف كلوريد الألمنيوم أو كلوريد الأمونيوم يصبح حمضي التفاعل. يعود ذلك إلى حصول تفاعل بين الملح والماء، ويقال في مثل هذه الأحوال إن الملح قد تحلمه (تحلل في الماء)، كما تدعى الحادثة الحلمهة[ر] hydrolysis.

وتفسَّر حادثة الحلمهة اعتباراً من توازن الماء:

فإذا اتحد أحد أيونَيْ الملح بأحد الأيونين ^-OH أو ⁺H اختل التوازن، وتفككت جزيئات ماء أخرى ولم يعد التركيزان (H⁺) و(OH^-)متساويين، بل يزداد أحدهما، وينقص الآخر، بحيث يصبح الوسط حمضياً أو قلوياً. لا تحصل حلمهة عند إضافة NaClإلى الماء؛ لأنNa⁺ لا ترتبط مع ^-OH؛ ذلك لأن NaOH كهرليت قوي، كما أن Cl^- لا ترتبط مع H⁺؛ لأن HCl كهرليت قوي. أما في حالة خلات الصوديوم فإن ⁺Na لا ترتبط مع ^-OH؛ ولكن^-CH₃COO ترتبط مع ⁺H؛ لتكون CH₃COOH غير المتأين. وعلى العموم فإن الحلمهة تحصل عندما يضاف إلى الماء ملح ناتج من اتحاد حمض قوي مع أساس ضعيف، أو حمض ضعيف مع أساس قوي، أو حمض ضعيف مع أساس ضعيف.

الأملاح الحمضية

عندما تتعدل الحموض المتعددة الهدروجين، مثل حمض الكبريت H₂SO₄ جزئياً فإنه تعطي أيوناً يحوي هدروجيناً ^-HSO₄. تشكل هذه الأيونات ذات الخواص الحمضية مركبات تدعى أملاحاً حمضية acid salts، مثال ذلك NaHSO₄. وتعطى هذه الأملاح أسماء تتحدد بعدد أيونات الهدروجين الموجودة فيها:

NaHSO₃ كبريتيت الصوديوم الحامضة (بيسُلفيت)

NaHSO₄ كبريتات الصوديوم الحامضة.

NaH₂PO₄ فوسفات الصوديوم ثنائية الهدروجين.

NaHCO₃ كربونات الصوديوم الحامضة (أوبيكربونات الصوديوم)؛ فالإضافة «بيـ» تعني أنه يوجد هدروجين في المركب.

انحلال الأملاح في الماء

يقصد بالتعبير «مادة منحلة» أنه ينحل من تلك المادة أكثر من 10غ/لتر. أما إذا كانت الكمية المنحلة أقل من غرام واحد في اللتر فالمادة ضعيفة الانحلال ويسميها بعضهم تجاوزاً عديمة الانحلال؛ علماً أنه لا يوجد مادة عديمة الانحلال تماما؛ً وأنه لا بد أن ينحل قسم ضئيل جداً من المادة يعيّنه ما يسمى «جداء الانحلال». أما المواد التي انحلالها وسط بين الحدين السابقين فهي متوسطة الانحلال.

هذه القواعد العامة في الانحلال هي الآتية:

- أملاح النترات جميعها منحلة.

- أملاح الخلات جميعها منحلة.

- أملاح ضروب الكلوريد والبروميد واليوديد منحلة ما عدا الأملاح التابعة للفضة والزئبق  ،

 والرصاص pb²⁺. ويعد بروميد الرصاص وكلوريد الرصاص متوسطي الانحلال في الماء البارد، ولكن انحلالهما يزداد في الماء الساخن.

- أملاح الكبريتات جميعها منحلة عدا أملاح الباريوم والسترونسيوم والرصاص، أما كبريتات الكالسيوم CaSO₄ وكبريتات الفضة Ag₂SO₄ وكبريتات الزئبق Hg₂SO₄ متوسطة الانحلال.

- أملاح الصوديوم والبوتاسيوم والأمونيوم جميعها منحلة عدا بعض الأملاح المعقدة.

- الأسس جميعها ضعيفة الانحلال عدا الأسس القلوية وهدروكسيد الأمونيوم وهدروكسيد الباريوم. أما الكلس الحي Ca(OH)₂ وهدروكسيد السترونسيوم Sr(OH)₂ فهما متوسطا الانحلال.

- أملاح الكربونات والفوسفات ضعيفة الانحلال عدا الأملاح التابعة للمعادن القلوية والأمونيوم. أما الكربونات والفوسفات الحمضية، مثل كربونات الكلسيوم Ca(HCO₃)₂ وفوسفات الكلسيوم Ca(H₂PO₄)₂ وغيرهما فمنحلان.

- الكبريتيدات (وهي الأملاح المشتقة من حمض كبريتيد الهدروجين H₂S ضعيفة الانحلال عدا ضروب كبريتيد المعادن القلوية والأمونيوم والمعادن القلوية الترابية).

جداء الانحلال

يمكن التعبير عن انحلال المواد شديدة الانحلال في الماء باستعمال واحدات التركيز المختلفة[ر. المحلول]. أما المواد ضعيفة الانحلال فهنالك طريقة أخرى للتعبير عن تركيز ما ينحل منها ويتأين بصورة كاملة. فملح كلوريد الفضة AgCl ضعيف الانحلال في الماء، فإذا زادت كميته في الماء لا ينحل سوى قسم ضئيل جداً منه، ويبقى المتبقي في الطور الصلب بتماس المحلول الذي يحوي كمية ضئيلة من الملح انحلت، وتأينت معطية أيونات الفضة وأيونات الكلوريد. ففي المحلول توازن من الشكل:

يعطى ثابته بالعلاقة:

وإن تركيز AgCl الصلب في الطور الصلب يساوي عدد مولات AgCl الصلبة في حجم يساوي اللتر، وهو ثابت، أي أن تركيز كلوريد الفضة الصلب في الطور الصلب ثابت بغض النظر عن كميته المتوازنة مع المحلول؛ ولذلك تأخذ العلاقة (2) الشكل:

يدعى الثابت KSP جداء الانحلال solubility product، ويدعى الجداء (Ag⁺)(Cl^-) بالجداء الأيوني (الشاردي). وتنص العلاقة (3) على أن الجداء الشاردي يجب أن يساوي _KSP عندما يكون المحلول متوازناً مع زيادة من الملح الصلب غير المنحل. وهذا يعني أنه إذا لم يكن هنالك مصدر للأيونات التي تدخل في عبارة الجداء الأيوني سوى الملح ضعيف الانحلال؛ فإن الكمية المنحلة من هذا الملح ثابتة، وتتوقف على درجة الحرارة. ويلاحظ أيضاً أن العلاقة السابقة لا تحدد كم يجب أن يكون تركيز Ag⁺ في المحلول المتوازن ولا تركيز الأيون ^-Cl، فتركيز أي من هذين الأيونين يمكن أن يأخذ أي قيمة، ولكن تركيز الأيون الآخر حينئذ ينبغي أن يأخذ قيمة معينة؛ بحيث يكون جداء التركيزين ثابتاً دوماً ويساوي K_SP. هذه المعلومة ذات أهمية بالغة عندما يوجد في المحلول المتوازن مع AgCl الصلب مادة أخرى تعطي أيوناً مشتركاً مع هذا الملح، مثال ذلك حمض كلور الماء HCl الذي يعطي الأيون Cl^- أو نترات الفضة التي تعطي الأيون ⁺Ag.

حساب الكمية المنحلة من مركب ضعيف الانحلال

عندما يكون المحلول مشبعاً - أي في حالة توازن مع المركب ضعيف الانحلال - يجب أن يكون الجداء الأيوني مساوياً جداء الانحلال K_SP للمركب. وهذا يعني أن الكمية المنحلة من المركب تتوقف على جداء انحلاله وعلى وجود مواد أخرى تعطي أيونات مشتركة مع المركب ضعيف الانحلال أو عدم وجودها. يمكن على سبيل المثال حساب الكمية المنحلة من كرومات الفضة Ag₂CrO₄ في لتر من محلول يحوي كرومات البوتاسيوم K₂CrO₄ بتركيز قدره (0.25) مول/لتر، وجداء انحلال كرومات الفضة 9×10^-12. من العلاقة الآتية:

فإذا كان س عدد مولات Ag₂CrO₄ المنحلة في اللتر، وبما أن كرومات البوتاسيوم تتأين بصورة كاملة؛ فهذا يعني:

وبما أن س صغيرة يمكن إهمالها؛ أي 0.25س × 2س = 9× 10^-12أي أن س = 3× 10^-6 مول/لتر.

فلكي يتشكل راسب من أي مركب يجب أن يتجاوز الجداءُ الأيوني للمركب جداءَ انحلاله؛ وإلا فلا يتشكل أي راسب.

الإماهة

إن جزيء الماء H₂O قطبي؛ أي إنه مؤلف من شحنتين إحداهما موجبة والأخرى سالبة مفصولتين إحداهما عن الأخرى. ولهذا، ينجذب الكاتيون الموجب، مثال Ca²⁺، نحو القطب السالب في الماء؛ كما ينجذب الأنيون السالب، مثال ^-Cl، نحو قطبه الموجب. وإن قوة التجاذب بين أيون موجب، أو أيون سالب، وبين الجزيء القطبي أضعف بكثير من قوة التجاذب أيون - أيون. ولكن هذه القوة - في الوقت نفسه - أكبر من أي قوى أخرى ما بين جزيئية، مثال ذلك قوى ڤان درڤالس[ر. الرابطة الكيمياوية].

وعندما تتجاذب الجسيمات لتكوين رابطة فيما بينها تنطلق طاقة:

حيث x تساوي على الأغلب 6؛ وKJ تعني كيلو جول.

ويقال عن الأيون المعدني الذي ارتبط بعدة جزيئات ماء إنه تميه hydrated. والطاقة المنتشرة في هذه العملية تسمى حرارة الإماهة أو طاقتها. أما إذا كان المحِل المستعمل غير الماء فيقال عن الأيون إنه استحِل solvated، والطاقة المنتشرة هي طاقة الاستحلالenergy of solvation.

ولا تقتصر أهمية التآثرات فيما بين الأيون - ثنائي القطب على المحاليل. إذ كثير من الأجسام الصلبة لها صيغ، مثل BaCl₂.2H₂O أو CoCl₂.6H₂O وخلات الرصاص pb(CH₃COO)₂.3H₂O الملح الحلو الطعم الذي يدعى «سكر الرصاص».

موفق شخاشيرو

الموضوعات ذات الصلة:

الأسس ـ البلورات (علم ـ) ـ الحموض ـ الرابطة الكيمياوية.

مراجع للاستزادة:

ـ موفق شخاشيرو، الكيمياء العامة واللاعضوية (المطبعة الجديدة، دمشق 1981-1982).

- J.C.Kotz& K.F.PURCELL, Chemistry& Chemical Reactivity (Saunders College Publishing, 1991).

---

- التصنيف : الصناعة - النوع : صحة - المجلد : المجلد التاسع عشر - رقم الصفحة ضمن المجلد : 427 مشاركة :