المحاليل القلوية: التعريف والخصائص والاستخدامات

تتشكل المحاليل القلوية عندما يذوب القلوي في الماء. يمكن تصنيع المحلول القلوي في المختبر ويمكن أيضًا تشكيله في العمليات الطبيعية مثل التآكل.

بعض الأمثلة على المحاليل القلوية تشمل هيدروكسيد الصوديوم وهيدروكسيد البوتاسيوم وهيدروكسيد المغنسيوم وكربونات الكالسيوم. كل حل من هذه الحلول له تطبيقات مختلفة في صناعات مختلفة (ما هو القلوي؟ ، SF).

يستخدم المصنعون عادة المحاليل القلوية في منتجات مثل الوقود الحيوي ، والصابون ، والأدوية ، والمنظفات ومنتجات التنظيف ، وكذلك في العديد من الاستعدادات الغذائية والتطبيقات المتخصصة.

نظرًا لأن المحاليل القلوية يمكن أن تؤدي إلى إذابة الدهون والزيوت والبروتينات (ADAMS ، 2015).

القواعد والقلويات لفهم المحاليل القلوية

تشير القاعدة ، في الكيمياء ، إلى أي مادة تكون في المحلول المائي زلقة إلى اللمس ، وتذوق المر ، وتغير لون المؤشرات (على سبيل المثال ، تحول ورق عباد الشمس من الأحمر إلى الأزرق كما هو موضح في الشكل 1) ، ويتفاعل مع الأحماض لتشكيل الأملاح ويعزز بعض التفاعلات الكيميائية.

ومن الأمثلة على القواعد هيدروكسيدات الفلزات القلوية والقلوية (الصوديوم والكالسيوم وغيرها) والمحاليل المائية للأمونيا أو مشتقاتها العضوية (الأمينات).

تنتج هذه المواد أيونات الهيدروكسيد (OH-) (بريتانيكا ، مركب كيميائي أساسي ، 2010). هناك أنواع مختلفة من التصنيفات لكل من الأحماض والقواعد:

وفقًا لنظرية أرينيوس ، فإن القواعد عبارة عن مواد تنفصل في الماء لإنتاج ذرات أو جزيئات مشحونة كهربائيًا ، تسمى أيونات الهيدروكسيد (OH-) (بريتانيكا ، نظرية أرينيوس ، 1998).

تشير نظرية برونستيد-لوري ، التي تسمى أيضًا نظرية البروتون للأحماض والقواعد ، التي قدمها الكيميائي الدنماركي يوهانس نيكولاس برونستيد والكيميائي الإنجليزي توماس مارتن لوري ، بشكل مستقل في عام 1923 ، إلى أن أي مركب يمكنه قبول بروتون واحد من آخر المجمع هو قاعدة. على سبيل المثال في رد الفعل:

ستكون الأمونيا قاعدة لأنها تقبل بروتونات حمض الهيدروكلوريك (Britannica، Brønsted-Lowry theory، 1998).

تنص نظرية لويس للأحماض والقواعد التي تم تقديمها في عام 1923 على أن القاعدة تعتبر أي مركب يمتلك زوجًا من الإلكترونات غير المشتركة ويمكنه ربط مادة قادرة على قبولها (حمض لويس).

نيتروجين الأمونيا والأكسجين في الماء مثالان لقواعد لويس (بريتانيكا ، نظرية لويس ، 1998).

غالبًا ما يتم استخدام مصطلحي "الحل الأساسي" و "الحل القلوي" بالتبادل ، خاصةً خارج سياق الكيمياء.

يتم تعريف القلويات بشكل عام على أنها مجموعة فرعية من القواعد. وهو هيدروكسيد أساسي أو ملح أيوني لعنصر فلز قلوي أو قلوي ، وهو قابل للذوبان في الماء لتكوين محلول قلوي.

لا يعرف سوى القليل من القلويات ، مثل هيدروكسيد الصوديوم (NaOH) وهيدروكسيد البوتاسيوم (KOH) وهيدروكسيد الكالسيوم (Ca (OH) 2 ) وكربونات الكالسيوم (CaCO 3 ) وهيدروكسيد المغنيسيوم (Mg (OH) 2 ) .

تستبعد القلويات قواعد مثل NH 3 أو محاليل مثل هيدروكسيد الأمونيوم ، لأنها لا تتشكل من المعادن الأرضية القلوية أو القلوية.

المحاليل القلوية وعلاقتها بدرجة الحموضة

يقيس جهد الهيدروجين ، المعروف أيضًا باسم مقياس درجة الحموضة ، مستوى القلوية أو حموضة المحلول. يتراوح المقياس من صفر إلى 14 ، مع درجة الحموضة الحمضية أقل من 7 ودرجة الحموضة الأساسية أكبر من 7.

تمثل نقطة المنتصف 7 درجة الحموضة المحايدة. الحل المحايد ليس حمض ولا قلوي. يتم الحصول على مقياس الرقم الهيدروجيني بناءً على تركيز H + في المحلول.

مقياس الأس الهيدروجيني هو لوغاريتمي ، ونتيجة لذلك ، تكون كل قيمة الأس الهيدروجيني بأكملها أقل من 7 أكثر حموضة بعشرة أضعاف من أعلى قيمة تالية. على سبيل المثال ، يكون الرقم الهيدروجيني 4 أكثر حمضية بمقدار عشر مرات من الرقم الهيدروجيني 5 و 100 مرة (10 مرات 10) أكثر حمضية من الرقم الهيدروجيني 6.

يحدث الشيء نفسه عندما تكون قيم الأس الهيدروجيني أعلى من 7 ، وكل منها يزيد بمقدار عشرة أضعاف القلوية (طريقة أخرى للقول الأساسية) عن القيمة الكلية التالية الأدنى. على سبيل المثال ، الرقم الهيدروجيني 10 قلوي عشر مرات أكثر من الرقم الهيدروجيني 9 و 100 مرة (10 مرات 10) قلوية أكثر من الرقم الهيدروجيني 8 (مقياس درجة الحموضة ، SF).

وبالمقابل ، هناك مقياس pOH الذي يتم الحصول عليه كدالة لتركيز OH وهو معكوس لمقياس pH (pH ، pOH ، ومقياس pH ، SF).

إن الخاصية المميزة للحلول القلوية هي أنه عند إنتاج OH ، فإن الرقم الهيدروجيني لأحد الحلول يزيد إلى قيم أكبر من 7 (أو ينقص pOH إلى قيم أقل من 7).

خصائص

فيما يلي الخصائص المقدمة من المحاليل القلوية:

1-لديهم طعم مرير.

2 - ورقة عباد الشمس يتحول إلى اللون الأزرق.

3-لديهم شعور بالصابون أو الزلق لمسة.

4-بعضها تآكل. أمثلة ، NaOH و KOH.

5-قلوي أقل تقلبًا يحل محل قلوي أكثر تقلبًا من الملح. على سبيل المثال ، NaOH (أقل تقلبًا) يحل محل NH 3 (أكثر تقلبًا) من NH 4 Cl.

NaOH (aq) + NH 4 Cl (aq) → NaCl (aq) + H 2 O (l) + NH 3 (g)

6- تفاعل مع الأحماض لتشكيل الأملاح والماء (تفاعل التحييد).

7 - إجراء الكهرباء (أي بالكهرباء).

8-أنها تظهر قيم الرقم الهيدروجيني أعلاه 7.

تطبيقات

نظرًا لأن القلويات هي قواعد قابلة للذوبان في الماء ، فإنها تتيح استخدام الخصائص الكيميائية للقواعد لأغراض عديدة في المختبر والصناعة وفي المنزل ، حيث يتم تنفيذ جميع التفاعلات الكيميائية تقريبًا في المحلول. .

1-هيدروكسيد الصوديوم يستخدم في صناعة الورق والصابون والسيراميك.

يضاف 2-Ca (OH) 2 (الجير المطفأ أو ببساطة "الجير") إلى التربة أو البحيرات لجعلها أقل حمضية.

عادة ما ينتج عسر الهضم عن وجود فائض من حمض الهيدروكلوريك في المعدة ، والذي يمكن علاجه عن طريق أقراص عسر الهضم التي تحتوي على قاعدة مثل MgO أو CaCO3 لتحييد الحمض.

4 - تشمل الاستخدامات الصناعية تصنيع المنتجات الكيميائية المختلفة.

5 - تستخدم في تفاعلات الحد من الأكسيد لتأسيس البيئة الأساسية التي يحدث فيها هذا التفاعل.