دليل شوارد الهيدروجين (الأس الهيدروجيني) أو درجة الحموضة أو الـ HP 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 عند درجة حرارة 25 مئوية.
ويمكن معرفة درجة حموضة أي محلول باستخدام مؤشر الرقم الهيدروجيني.
درجة الحموضة (يسمونها أحيانا الأس الهيدروجيني) هي سالب لوغاريثم تركيز أيون الهيدروجين في محلول ما ويشير الي درجة حموضة ذلك المحلول ، ويمكن قياسه عن طريق مؤشر الأس الهيدروجيني.
محتويات
تعريف الأس الهيدروجيني "الباء - هاء" pH الرياضي
يستخدم القانون اللوغاريتمي لتحديد قيمة الأس الهيدروجيني pH ، وهي قيمة بدون وحدات:
\mathrm{pH} = - \log_{10} a_ \mbox{H} = \log_{10} \frac{1}{a_ \mbox{H}}
حيث aH يمثل الفاعلية الكيميائية لأيونات الهيدروجين.
كما تُعرف صياغات أخرى نجدها في مختلف الكتب والمقالات:
\mathrm{\!\ pH = - \log_{10} ({a_{H^+}}) \ } or also \mathrm{ \ {a_{H^+}} = 10^{-pH}}
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{\!\ pH = - \log_{10} \left({c_{H_3O^+}} \, \cdot \frac{liter}{mol} \right) } or \mathrm{ \ {c_{H_3O^+}} = 10^{-pH} \, \frac{mol}{liter} }
تاريخه
أدخل العالم الدانمركي سورين سورينسن عام 1909 أس أيون الهيدروجين لحساب قيمة pH+ لتركيز أيونات الهيدروجين Cp=10−pH+
وكان يعين القيم pH+ بواسطة قياسات كهربية. ثم أصبحت طريقة كتابة pH+ 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. [1][2]
ثم تحول الحرف p في pH إلى كلمة Potenz بمعني قوة أو أس '[1][3]
وبعد ذلك ادخلت فاعلية أيون الهيدروجين للتعبير عن مقياس الهاباء. وهي تعتمد على طريقة قياس معينة يجب اتباعها وتستخدم محاليلا مرجعية ذات مواصفات ثابتة ، ومنها أصبح قياس قيمة pH محددا لجميع المختبرات. [4] وتتيح تلك الطريقة للقياس اتقان القياس وثبات القيم عند إعادة القياسات ، وهي تتيح في نفس الوقت إمكانية مقارنة محاليل مختلفة بدقة.
وعند الحديث عن أيونات الهيدروجين (H+) أو أس أيونات الهيدروجين في محلول فيعود ذلك إلى تفاعل حمض-قلوي طبقا لأرهنيوس. أما في وقتنا الحاضر فأصبحنا نستخدم تفاعل حمض-قاعدة طبقا " لبرونستد" ، وكذلك استخدام أيون الأوكسونيوم (H3O+ ، وهو أيون يتكون من جزيء ماء بعد تفاعله مع عاطي بروتون يأخذ منه بروتونا ، فيصبح تركيب هذا الجزيء 1 أكسجين و3 هيدروجين ، بالمقارنة بجزيء الماء المتكون من 1 ذرة أكسجين و2 هيدروجين. ويعتبر جزيئ الماء هذا آخذ بروتون حيث انتزع بروتونا من عاطي بروتون.
حساب pOH
مثلما قمنا بحساب أس الهيدروجين فيعرف أيضا أس الهيدروكسيل أو القيمة pOH. فهما متعلقان ببعضهما البعض. وقيمة 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.
مقياس الهاباء pH للتوضيح في المدارس :الأحمر النطاق الحمضي ، والأزرق :النطاق القاعدي. ويلاحظ أن \mathrm{pH + pOH = 14} .
العلاقة بين pH و pOH :
ترتبط فاعليتي الأس الهيدروجيني والأس الهيدروكسيلي بمعادلة التفاعل (تفكك الماء):
\mathrm{2\ H_2O\ \rightleftharpoons\ H_3O^+\ +\ OH^-}
هذا تفاعل عكوس ويتميز بثابت توازن :
\mathrm{K_W = \frac{a_{H_3O^+}\cdot a_{OH^-}}{a_{H_2O}}}
وبأخذ اللوغاريثم للأساس 10 السالب نحصل على :
\mathrm{-\log_{10} K_W = -\log_{10} a_{H_3O^+} - \log_{10} a_{OH^-} + \log_{10} a_{H_2O} = pH + pOH}
أي أن التركيزان مرتبطان ببعضهما البعض بحيث تكون :
\mathrm{\log_{10} K_W = pH + pOH} -
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 والضغط الجوي العادي :
KW = 10−14
, أي أن العلاقة بين pH وpOH هي:
\mathrm{pH + pOH = 14}
مقياس الباهاء
تتفكك بعض جزيئات الماء النقي من ذاتها ، ويتكوّن أيون أوكسونيوم H3O+ وايون هيدروكسيد (OH−). ويوصف جزئء الماء H2O بأنه يمكن أن يتفاعل كحمض ويكون عاطي بروتون أو أن يتفاعل كقاعدة قلوية ويكون في تلك الحالة آخذ بروتون.
\mathrm{2\ H_2O\ \rightleftharpoons\ H_3O^+\ +\ OH^-}
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:
KW = c(H3O+) · c(OH−) = 10−14 مول2/لتر2
وتنقسم قيم الأس الهيدروجيني pH للمحاليل المخففة إلى:
pH < 7 محلول مائي "حمضي" وتكون -cH3O+ > cOH
pH == 7 محلول مائي متعادل cH3O+ == cOH; وهي صفة الماء النقي ،
pH > 7 محلول مائي قلوي وتكون cH3O+ < cOH
طرق قياس pH
تستخدم عدة طرق لتعيين الأس الهيدروجيني.
الفلتمتر
تعتمد طريقة معظم الأجهزة المستخدمة على طريقة الفولتمتر. وفيها تُملأ كرة غشائية زجاجية بمحلول منظم وتغطس في المحلول المراد قياسه. ونظرا لميول أيونات الهيدروجين للالتصاق بالطبقة الرقيقة من السيليكات لسطح الزجاج ينشأ جهد كهربائي بحسب فرق الأس الهيدروجيني بين داخل وخارج الكرة الزجاجية. وتقاس تلك القوة الدافعة الكهربائية بواسطة قطبين مرجعيين ، أحدهما داخل الكرة الزجاجية والآخر خارجها في محلول العينة المراد قياس الأس الهيدروجيني . (أنظر إلكترود pH.
مقحل حقلي حساس
عمل المقحل الحقلي يشبه عمل قطب الكرة الزجاجية. تتراكم 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 في التيار إلى إشارة كهربية بواسطة جهاز مناسب بحيث تعطي قيمة الباهاء مباشرة.
تعيين الباهاء بكاشف لوني
يمكن تعيين الأس الهيدروجيني لمحلول بواسطة استخدام طريقة مقارنة اللون تستخدم فيها كواشف لونية.(أنظر مؤشر الأس الهيدروجيني)
اهمية الأس الهيدروجيني في الإنسان
يكون نطاق وجود الباهاء في دم الإنسان وفي باقي سوائل الخلايا محدودا. ويضبط الباهاء في الدم عن طريق نظام معقد من ثاني أكسيد الكربون الذائب ومن أملاح وبروتينات ، وهي تسمى محلول منظم دموي. وفي الدم الشرياني تكون قيمة الباهاء بين 7,35 - 7,45. وتؤثر قيمة الباهاء في الدم على الهيموجلوبين: كلما انخفضت قيمة الباهاء كلما نقصت كمية الأكسجين التي يمكن للدم احتواءها (تأثير بور). فإذا انخفض حمض الكربونيك أثناء التنفس في الدم فإن الهموجلوبين يفصل أكسجين. وعندما يحدث العكس ، عندما يخرج ثاني أكسيد الكربون من الرئتين ترتفع قيمة الباهاء في الدم وبالتالي ترتفع قابلية الهموجلوبين لأحتواء أكسجين.
كذلك للباهاء أهمية بالنسبة لتناسل الإنسان. فبينما تكون سوائل المرأة حمضية لقتل البكتريا الضارة يكون سائل الحيوان المنوي قلوي. ويحدث تعادلهما أثناء الجماع الجنسي فتكون الظروف ملائمة لحركة الحيوانات المنوية للبحث عن البويضة وتخصيبها.
كما أن بشرة الإنسان تكون حمضية قليلا حيث يكون الباهاء 5 و5. ويقي ذلك الغطاء (العرق) الحمضي من البكتيريا الضارة.
وعند استخدام الصابون وهو يكون عادة قاعدي وبعد التجفيف فهذا يبعد الطبقة الدهنية والطبقة الحمضية الواقية.
تصنع مستحضرات الغسيل من مخلوط ماء وجلسرين وملح الطعام وثيوسلفات الصوديوم وبيكربونات الصوديوم ، وقليل من مؤثر سطحي (تنسيد Tenside)، وتضبط كمياتها بحيث يكون الباهاء لها في حدود 5.
تأثير قيمة الباهاء على نمو النبات
تؤثر قيمة الباهاء في الأرض الزراعية على توفر أملاح النمو للنبات. وعندما تكون الأرض قلوية أو متعادلة تتكون فيها أملاح أكسيد هيدروكسيد الحديد التي لا يمتصها النبات فتحدث له فقرا في الحديد. وإذا تغيرت قيمة الباهاء في الأرض تغيرا كبيرا فيمكن أن يؤثر ذلك سلبيا على وظائف أعضاء النبات.
ومن المكونات الغذائية في النباتات نجد النيتروجين وبعض العناصر الأخرى. ويحصل النبات على النيتروجين من أيونات الأمونيوم الذائبة (NH4+) أو من أيونات النترات (NO3−). نترات الأمونيوم تكون في الأرض في وسط متعادل (باهاء = 7). وعندما تكون الأرض حمضية تزيد فيها أيونات الأمونيوم NH4+ , أما في الأرض القلوية فتزيد فيها أيونات النترات NO3−.
إذا كانت أغشية جذور النبات نفاذة لأيونات الأمونيوم NH4+ فإنها تكون محتاجة لأرض حمضية. وتحتاج لأخذ أيون النترات NO3− من أرض قلوية للنمو.
وتقل حساسية النبات لـ HP الأرض إذا كانت أغشيتها نفاذة لكلا من الأمونيوم والنترات.
ويستخدم نترات الأمونيوم (NH4NO3) في السماد الصناعي حيث يوجد فيه نوعي أيونات الأمونيوم والنترات.
وطبقا لقيمة الباهاء في التربة تختلف إمكانية النبات لأخذ موادها الغذائية ، فإذا كانت قيمة الباهاء مرتفعة أو منخفضة فهذا يحد من
أمكانيتها لامتصاص المواد الغذائية. وعندما يكون الباهاء منخفضا يزداد ذوبان أيونات (أملاح) الألمونيوم والمنجنيز وقد يصل تركيزها
إلى حد ضار للنبات.
نموذج بياني لقيمة دليل شوارد الهيدروجين (الأس الهيدروجيني) المادة أس هيدروجيني
حمض كلور الماء, 10 م
-1.0
أحماض البطارية 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
من ويكيبيديا، الموسوعة الحرة
_______
مواضيع مشابهة أو ذات علاقة بالموضوع :
ليست هناك تعليقات:
إرسال تعليق
أهلا بك ،
أشكرك على الإطلاع على الموضوع و أن رغبت في التعليق ،
فأرجو أن تضع إسمك ، ولو إسما مستعارا ; للرد عليه عند تعدد التعليقات
كما أرجو مراعاة أخلاق المسلم ; حتى لا نضطر لحذف التعليق
تقبل أجمل تحية
ملاحظة :
يمنع منعا باتا وضع أية : روابط - إعلانات -أرقام هواتف
وسيتم الحذف فورا ..