أس هيدروجيني

أس هيدروجيني

معلومات عامة

صنف فرعي من	chemical quantity ^(en) كمية لوغاريتمية
جانب من جوانب	طبخ acid–base theory ^(en) محلول مائي
المكتشف أو المخترع	سورين سورينسن
البعد حسب النظام الدولي للكميات	${\displaystyle 1}$
تعريف الصيغة	${\displaystyle {\mbox{pH}}=-\log _{10}[{\mbox{H}}^{+}]}$
الرموز في الصيغة	${\displaystyle \mathrm {pH} }$ ${\displaystyle {\mbox{H}}^{+}}$ ${\displaystyle [\cdot ]}$

تعديل - تعديل مصدري - تعديل ويكي بيانات

  ميّز عن أس هيدروجيني داخل الخلية.

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 مقطّر	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 الرقم الهيدروجيني أو درجة الحموضة أو باهاء^[1] أو الحُمُوضِيَّة^[2]) ويرمز لها بالرمز pH هي القياس الذي يحدد ما إذا كان السائل حمضياً أم قاعدياً أم متعادلاً. تعدّ السوائل ذات درجة حموضة أقل من 7 أحماضا وتعدّ السوائل ذات درجة حموضة أعلى من 7 محاليل قلوية أو قواعد. أما درجة الحموضة 7 فهي تعدّ متعادلة وهي تساوي الأس الهيدروجيني للماء النقي عند درجة حرارة 25 مئوية. ويمكن معرفة درجة حموضة أي محلولٍ باستخدام مؤشر الرقم الهيدروجيني.

درجة الحموضة (يسمونها أحيانا الأس الهيدروجيني) هي سالب لوغاريتم العشري لتركيز أيون الهيدروجين في محلول ما ويشير إلى درجة حموضة ذلك المحلول، ويمكن قياسه عن طريق مؤشر الأس الهيدروجيني.

يمكن تتبع مقياس الرقم الهيدروجيني لمجموعة من المحاليل القياسية التي يتم تحديد درجة حموضتها من خلال اتفاق دولي.^[3] يتم تحديد القيم القياسية لرقم الهيدروجيني الأساسي باستخدام خلية تركيز مع التحول، من خلال قياس الفرق المحتمل بين القطب الهيدروجيني والقطب القياسي مثل قطب كلوريد الفضة. يمكن قياس الرقم الهيدروجيني للمحاليل المائية بقطب زجاجي ومقياس درجة الحموضة أو مؤشر.

تعريف الباهاء pH الرياضي

يستخدم القانون اللوغاريتمي لتحديد قيمة الأس الهيدروجيني pH، وهي قيمة دون وحدات:

${\displaystyle \mathrm {pH} =-\log _{10}a_{\mbox{H}}=\log _{10}{\frac {1}{a_{\mbox{H}}}}}$

حيث a_H يمثل الفاعليّة الكيميائية لأيونات الهيدروجين.

كما تُعرف صياغات أخرى نجدها في مختلف الكتب والمقالات:

${\displaystyle \mathrm {\!\ pH=-\log _{10}({a_{H^{+}}})\ } }$  or also  ${\displaystyle \mathrm {\ {a_{H^{+}}}=10^{-pH}} }$

وكلّ 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 أحيانًا أيون الأوكسونيوم Oxonium :

${\displaystyle \mathrm {\!\ pH=-\log _{10}\left({c_{H_{3}O^{+}}}\,\cdot {\frac {liter}{mol}}\right)} }$  or  ${\displaystyle \mathrm {\ {c_{H_{3}O^{+}}}=10^{-pH}\,{\frac {mol}{liter}}} }$

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، ثمّ 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 عشوائيًا كمؤشر لقياساته على السوائل.^[4][5]

ثم تحول الحرف p في pH إلى كلمة Potenz بمعني قوة أو أس. '^[4][6]

وبعد ذلك أدخلت فاعلية أيون الهيدروجين للتعبير عن مقياس الهاباء. وهي تعتمد على طريقة قياس معينة يجب اتباعها وتستخدم محاليل مرجعية ذات مواصفات ثابتة، ومنها أصبح قياس قيمة pH محددًا لجميع المختبرات.^[7] وتتيح تلك الطريقة للقياس اتقان القياس وثبات القيم عند إعادة القياسات، وتتيح في نفس الوقت إمكانية مقارنة محاليل مختلفةٍ بدقة.

وعند الحديث عن أيونات الهيدروجين (H⁺) أو أس أيونات الهيدروجين في محلول فيعود ذلك إلى تفاعل حمض-قلوي طبقًا لأرهنيوس. أما في وقتنا الحاضر فأصبحنا نستخدم تفاعل حمض-قاعدة طبقًا «لبرونستد»، وكذلك استخدام أيون الأوكسونيوم (H₃O⁺، وهو أيون يتكون من جزيء ماء بعد تفاعله مع عاطي بروتون يأخذ منه بروتونًا، فيصبح تركيب هذا الجزيء 1 أكسجين و3 هيدروجين، بالمقارنة بجزيء الماء المتكون من 1 ذرة أكسجين و2 هيدروجين. ويعدّ جزيء الماء هذا آخذ بروتون حيث انتزع بروتونًا من عاطي بروتون.

حساب pOH

مثلمًا قمنا بحساب أس الهيدروجين فيعرف أيضًا أس الهيدروكسيد أو القيمة pOH، فهما متعلقان ببعضهما البعض. وقيمة pOH هي سالب أس اللوغاريتم العشري لجزيئات الهيدروكسيد النّشطة OH⁻. ويقاس نشاط OH⁻ بوحدة مول/لتر أيضًا. في نفس الوقت، بيِّنت التجربة أن أيون الهيدروجين (H⁺) لا يوجد منفردًا في الماء وإنّما يقترن بأحد جزيئات الماء ويتكوّن أيون أوكسونيوم (H₃O⁺) ولكن هذا لا يغير من الأمر شيئًا، ولكن نذكر ذلك بغرض استخدام المعادلات المتاحة الآتية.

مقياس الهاباء pH للتوضيح في المدارس :الأحمر النطاق الحمضي، والأزرق: النطاق القاعدي. ويلاحظ أن ${\displaystyle \mathrm {pH+pOH=14} }$.

العلاقة بين pH و pOH

ترتبط فاعليتي الأس الهيدروجيني والأس الهيدروكسيلي بمعادلة التفاعل (تفكك الماء):

${\displaystyle \mathrm {2\ H_{2}O\ \rightleftharpoons \ H_{3}O^{+}\ +\ OH^{-}} }$

هذا تفاعل عكوس ويتميز بثابت توازن :

${\displaystyle \mathrm {K_{W}={\frac {a_{H_{3}O^{+}}\cdot a_{OH^{-}}}{a_{H_{2}O}}}} }$

وبأخذ اللوغاريثم للأساس 10 السالب نحصل على:

${\displaystyle \mathrm {-\log _{10}K_{W}=-\log _{10}a_{H_{3}O^{+}}-\log _{10}a_{OH^{-}}+\log _{10}a_{H_{2}O}=pH+pOH} }$

أي أن التركيزان مرتبطان ببعضهما البعض بحيث تكون:

${\displaystyle \mathrm {\log _{10}K_{W}=pH+pOH} }$ -

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

K_W = 10⁻¹⁴

أي أن العلاقة بين pH وpOH هي:

${\displaystyle \mathrm {pH+pOH=14} }$

مقياس - pH

تتفكك بعض جزيئات الماء النقي من ذاته، 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.

${\displaystyle \mathrm {2\ H_{2}O\ \rightleftharpoons \ H_{3}O^{+}\ +\ OH^{-}} }$

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:

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 PH.

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 الPH بين داخل وخارج الكرة الزجاجية. وتقاس تلك القوة الدافعة الكهربائية بواسطة قطبين مرجعيين، أحدهما داخل الكرة الزجاجية والآخر خارجها في محلول العينة المراد قياس الPH لها. (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 الPH مباشرة.

تعيين الPH بكاشف لوني

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

أهمية الأس الهيدروجيني في الإنسان

يكون نطاق وجود PH في دم الإنسان وفي باقي سوائل الخلايا محدودًا. ويضبط PH 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 PH في الدم على الهيموجلوبين: كلما انخفضت قيمة PH 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 PH في الدم وبالتالي ترتفع قابلية الهموجلوبين لأحتواء أكسجين.

كذلك PH 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 قليلًا حيث يكون الأس الهايدروجيني 5.5 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 PH لها في حدود 5.

تأثير قيمة الPH 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 فقرًا في الحديد. وإذا تغيرت قيمة الباهاء في الأرض تغيرًا كبيرًا فيمكن أن يؤثر ذلك سلبيًا 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 لهاباء الأرض إذا كانت أغشيتها نفاذة لكلا من الأمونيوم والنترات. ويستخدم نترات الأمونيوم (NH₄NO₃) في السماد الصناعي حيث يوجد فيه نوعي أيونات الأمونيوم والنترات.

وطبقًا 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 منخفضًا يزداد ذوبان أيونات (أملاح) الألمونيوم والمنجنيز وقد يصل تركيزها إلى حد ضار للنبات.

اقرأ أيضا

• مؤشر الأس الهيدروجيني أو الرقم الهيدروجيني
• مقياس الأس الهيدروجيني
• أيون الهيدروجين
• محلول منظم
• محلول حمض الخليك/أسيتات
• تفاعل حمض-قلوي
• توزيع إلكتروني
• بنية لويس
• إضافة بروتون
• نزع بروتون
• انتقال بروتون
• استبدال شغوف بالنواة
• أكسدة-اختزال
• رهب الحموضة
• سيانيدين
• نظام غذائي قلوي
• دالة حموضة هاميت

مراجع

1. "الاختصار PH وفق قاموس طب الاسنان الموحد". مكتبة لبنان ناشرون. مؤرشف من الأصل في 2020-06-23. اطلع عليه بتاريخ 2020-06-23.
2. قاموس مصطلحات الفلاحة (بالعربية والفرنسية). الجزائر العاصمة: المجلس الأعلى للغة العربية بالجزائر. 2018. ص. 206. ISBN:978-9931-681-42-7. OCLC:1100055505. QID:Q121071043.
3. Covington, A. K.; Bates, R. G.; Durst, R. A. (1985). "Definitions of pH scales, standard reference values, measurement of pH, and related terminology" (PDF). Pure Appl. Chem. 57 (3): 531–542. doi:10.1351/pac198557030531.
4. Jens G. Nørby, The origin and the meaning of the little p in pH, Trends in Biochemical Sciences, 25 (2000), 36-37.
5. S. P. L. Sörensen, Über die Messung und die Bedeutung der Wasserstoffionenkonzentration bei enzymatischen Prozessen, Biochem. Zeitschr., 1909, 21, 131–304.
6. Pschyrembel Klinisches Wörterbuch, 258. Aufl., de Gruyter, Berlin, 1998.
7. قالب:Gold Book