باهاء (اس هدروجيني)

PH -

الباهاء (الأس الهدروجيني)

فرانسوا قره بيت

تفكك الماء

الجداء الإيوني للماء

الباهاء pH

مقياس الباهاء pH scale

الباهاء (الأس الهدروجيني، أو الرقم الهدروجيني) pH _في الكيمياء_ مصطلح يستخدم للدلالة على فعالية إيون الهدروجين في نظام ما. ويساوي +logaH _حيث تمثل +aH فعالية إيون الهدروجين. وتصبح الفعالية في المحاليل الممددة مساوية للتركيز والـ pH يساوي [+log[H_ حيث +[H] تركيز إيون الهدروجين مقدراً بعدد المولات في اللتر، فخاصية الحموضة acidity، تعزى بحسب نظرية الكيميائي السويدي سفانت أرينوس Svante
Arrhenius التي وضعها عام 1889، إلى إيونات الهدروجين (+H). ويعرف الآن أن إيون الهدروجين لا يوجد وحيداً في الماء، وإنما يكون مرتبطاً مع جزيء ماء على هيئة إيون هدرونيوم +H3O، وعملياً يُعدُ إيون الهدرونيوم إيون هدروجين.

ولقياسات الباهاء تطبيقات واسعة في مجالات عديدة مثل الطب والعلوم الحيوية والزراعة وعلوم التغذية والبيئة، والمحيطات والهندسة المدنية والهندسة الكيميائية ومعالجة المياه وتنقيتها. وللباهاء علاقة وثيقة مع خواص الماء وقابليته للتفكك dissociation إلى إيونات الهدروجين والهدروكسيل.

تفكك الماء

تتعلق قابلية الحموض للتفاعل مع الأسس (القواعد) بميل إيونات الهدروجين إلى التفاعل مع إيونات الهدروكسيل لتشكيل الماء المعادلة (1):

حيث aq تعني في المحلول. يحدث هذا التفاعل على نحو أقرب إلى التام، ولكنه ليس تاماً بسبب بقاء تراكيز قليلة جداً من إيونات الهدروجين والهدروكسيل غير متفاعلة، وذلك حتى في أكثر أنواع المياه نقاوة. ويشير هذا السلوك إلى حدوث التفاعل العكسي متمثلاً بتفكك الماء المعادلة (2):

أي إنه يحدث تفاعلان في آن واحد مع أفضلية كبيرة للتفاعل الأول الأسرع، وبمعنى آخر يكون عدد جزيئات الماء المتفككة صغيراً جداً.

تتميز السوائل المحتوية على إيونات بناقليتها للتيار الكهربائي، فاستناداً إلى ما سبق يُعدّ الماء النقي عازلاً، وعلى العكس من ذلك بيّنت التجارب أن الماء النقي ذو ناقلية conductivity منخفضة تتوافق وتراكيز كل من إيونات الهدروجين والهدروكسيل الموجودة والبالغة مول/لتر عند الدرجة 25°س.

الجداء الإيوني للماء

للماء درجة تفكك منخفضة جداً، ويعزى السبب إلى علاقة مهمة تتحكم بتراكيز إيونات و في المحاليل المائية حيث تمثل المعترضات تراكيز المكونات المشار إليها مقدرة بالمول /لتر (العلاقة 3).

يعبر عن الكمية غالباً من خلال المقياس Kw الذي تتغير قيمته بمقدار قليل جداً بتغير الضغط ودرجة الحرارة ووجود إيونات أخرى في المحلول. ويدعى الحد Kw ثابت تأين الماء، ويطبق على المحاليل المائية جميعها، وليس فقط على الماء النقي. تتضمن العلاقة السابقة مفهوماً مهماً يتجلى في حال احتواء الوسط على تراكيز مرتفعة من إيونات الهدروجين، فسوف يكون تركيز إيونات الهدروكسيل منخفضاً، والعكس صحيح، أي أن وجود إيونات الهدروجين لا يقتصر على المحاليل الحمضية إنما يتعداها ليشمل المحاليل المائية جميعها. وهذا بدوره يقود إلى التعاريف التالية:

محلول حمضي acidic	[-H+]>[OH]
محلول قلوي (قاعدي basic) alkaline	[-H+]<[OH]
محلول معتدل neutral	[H+]=[OH-]=1.00 x 10-7 mol.l-1]

يُعرَّف المحلول المعتدل أنه المحتوي على تراكيز متساوية من إيونات الهدروجين والهدروكسيل، وهي وفق العلاقة (3) تساوي مول/لتر.

يعد حمض كلور الماء حمضاً قوياً و يتأين على نحو تام في المحلول المعادلة(4):

لا يحوي محلول 1.0 مول من حمض كلور الماء في الماء أي تركيز من جزيئات الحمض فهو محلول يحوي تراكيز من إيونات الهدروجين وإيونات الكلور والبالغة 1.0مول/لتر. يكون تركيز إيونات الهدروكسيد في مثل هذا المحلول، بحسب العلاقة (2) مساوياً:

وعلى نحو مماثل يبلغ تركيز إيونات الهدروجين في محلول 1.0 مول من هدروكسيد الصوديوم في الماء مول/لتر.

الباهاء pH

لدى التعامل مع مجال واسع من القيم المختلفة كما هي الحال في التنوع الكبير لتراكيز إيون الهدروجين الشائع في الأوساط الكيميائية _ والذي يمكن قياسه بعدة قوى للعشرة_ فمن الملائم شرحه وتمثيله باللجوء إلى مقياس لوغارتمي اتفق على تسميته مقياس pH والذي يشير إلى تراكيز إيونات الهدروجين العلاقة (5).

أو بالعكس

اقترحت التســمية pH عام 1909 من قبل الكيميائي الدنماركي سورن سورنسن Søren Sørensen. وهنالك العديد من الاعتبارات لاختيار هذا المصطلح أهمها اشتقاقه من المصطلح الفرنســي وهو قوة الهدروجين pouvoir hydrogène، والمقابل لها بالإنكليزية power of hydrogen، حيث استعمل مصطلح قوة بالمعنى الأسي. وأصبح من الشائع تمثيل الكميات القليلة جميعها بالحرف p، ومن ثم يتوجب التعميم على العلاقات الآتية:

عندما

يصبح:

وتأخذ pH وpOH قيماً عددية لا واحدات لها.

ولدى التعويض من العلاقة (3)، وكتابتها بالإشارة p؛ تصبح كما هو مبين في العلاقة (7):

تتساوى قيم pH و pOH في المحاليل المعتدلة عند الدرجة 25°س ()، وعندما تزداد قيمة pH تتناقص قيمة pOH. توافق قيم pH المرتفعة المحاليل القلوية والمنخفضة المحاليل الحمضية. فعلى سبيل المثال تبلغ قيمة pH محلول تركيز إيونات الهدروجين فيه القيمة الصفر، في حين تأخذ القيمة 4.0 في محلول تركيز إيونات الهدروجين فيه 0.00010 M ، وبالمثل تكون قيمة pOH مساوية 4.0 لمحلول من هدروكسيد الصوديوم تركيزه 0.00010 M، ويتوافق هذا بدوره وقيمة pH لهذا الأخير مساوية 10.0. وتبلغ قيمة pH في الدم 7.40، ومنه يمكن حساب تركيز إيونات الهدروكسيل الموافقة لقيمة pH:

مقياس الباهاء pH scale

توجد مقاييس إلكترونية خاصة لقياس الباهاء (حمضي أو قلوي) تدعى مقاييس الباهاء pH meters، ويبيّن الشكل (1) نموذجاً لمقياس باهاء. وهو مقياس يترجم قراءة الباهاء إلى فرق القوة المحركة الكهربائية electromotive force (الكمون الكهربائي أو فرق الكمون) بين إلكترودين مناسبين مغموسين في المحلول المراد قياس حموضته.

الشكل (1) مقياس الباهاء.

تراوح قيم الباهاء ضمن المجال 0-14، ويوضح الشكل (2) قيم الباهاء لبعض الأوساط والمواد المعروفة

الشكل (2) قيم الباهاء لبعض الأوساط.

كما يستخدم مجموعة مركَّبات شبيهة بالأصبغة تدعى المشعرات لتعرُّف باهاء الوسط، يذكر منها عبّاد الشمس المستخدم للتمييز بين الأوساط الحمضية (لون أحمر) والقاعدية (لون أزرق)، والفينول فتالئين والهليانتين.

وفي الطبيعة أمثلة كثيرة أخرى كما هي الحال في أزهار نبات الهدرانجيا Hydrangea shrub (الشكل 3) التي تتلوّن باللون الأزرق عندما تنمو في ترب حمضية وباللون الأبيض أو الزهري في الترب القاعدية.

الشكل (3) أزهار نبات الهدرانجيا.

وعند اتحاد مجموعة أصبغة تغيّر ألوانها تبعاً لقيم الباهاء المختلفة، يحصل على ما يُدعى المشعر العام والمسوَّق تجارياً تحت اسم أوراق اختبار الباهاء pH (الشكل 4).

الشكل (4) أوراق اختبار الباهاء.

أمثلة:

- تتميز أغلب أوساط الأغذية بحموضة ضعيفة.

- السوائل الحيوية (سوائل جسم الإنسان) _وكذلك مياه البحر _ لها خواص قاعدية.

- تنخفض قيمة pH الماء المقطر بحسب تركيز ثنائي أكسيد الكربون المنحل، حيث يتفاعل مع الماء مشكلاً حمض الكربون ، ويبلغ باهاء الماء المقطر المقيس مباشرة بعد التقطير القيمة 7.

- تتغير قيم باهاء المياه المتوفرة في الطبيعة ضمن مجال واسع، فالمياه الجوفية تحوي أحياناً كمية من ثنائي أكسيد الكربون إضافية ناتجة من عمل الكائنات المجهرية الموجودة في التربة؛ ولكن يمكن أيضاً أن تسلك سلوكاً قاعدياً عندما تكون على تماس مع رسوبيات محتوية على الكربونات.

- المطر الحمضي acid rain أكثر حموضة من الماء النقي بسبب احتوائه على حموض الكبريت والآزوت (النتريك) المتشكلة من تفاعل ثنائي أكسيد الكبريت وأكاسيد الآزوت (النتروجين) الناتجة من احتراق الوقود الأحفوري.

مراجع للاستزادة : -S.D. Gammon, D.D.Ebbing, General Chemistry, Hought Miffln,2005. -G. Judith, and Donald Voet, Biochemistry, J.Wiley and Sons,2004. -D.L. Pavia,G.L. Lampman and G.S. Kriz, Organic Chemistry1,Cengage Learning, 2004.

---

- التصنيف : الكيمياء والفيزياء - النوع : الكيمياء والفيزياء - المجلد : المجلد الرابع مشاركة :