آخر تحديث: 2026-07-13

الأحماض والقواعد القوية والتفكك التام

يتأين الحمض القوي أو القاعدة القوية تأينًا تامًا بمجرد ذوبانه في الماء. فكل جزيء HCl يتحول إلى H⁺ واحد و‏Cl⁻ واحد، وكل وحدة NaOH تتحول إلى Na⁺ واحد و‏OH⁻ واحد. ولأن شيئًا لا يبقى غير متأين، فإن تركيز الأيون الفعّال يتحدد مباشرة بكمية المذاب المضافة، دون حاجة إلى ثابت اتزان. ولهذا تُحسب درجة حموضة الحمض أو القاعدة القوية بلوغاريتم واحد، بدل المعادلة التربيعية التي تتطلبها الأحماض الضعيفة.

الصيغة

بالنسبة إلى الحمض القوي، يساوي تركيز أيونات الهيدروجين عددَ البروتونات القابلة للتأين لكل وحدة صيغية، n، مضروبًا في التركيز المولي C:

وبالنسبة إلى القاعدة القوية ينطبق المنطق نفسه على أيونات الهيدروكسيد، وتُشتق درجة الحموضة من الجداء الأيوني للماء:

تصحّ العلاقة pH + pOH = 14 عند 25 °م، حيث يبلغ الجداء الأيوني للماء Kw = [H⁺][OH⁻] = 1 × 10⁻¹⁴.

المعامل n للأحماض والقواعد المتعددة

يراعي المعامل n المواد التي تطلق أكثر من أيون فعّال. فحمض الكبريتيك H₂SO₄ ثنائي البروتون ويسهم ببروتونين لكل جزيء، لذا يتصرف محلول 0.005 مول/لتر كأنه 0.01 مول/لتر في أيونات الهيدروجين. ويطلق هيدروكسيد الكالسيوم Ca(OH)₂ وهيدروكسيد الباريوم Ba(OH)₂ كلٌّ منهما أيونَي OH⁻ لكل وحدة صيغية. أما الأحماض أحادية البروتون مثل HCl و‏HNO₃، والقواعد ذات هيدروكسيد واحد مثل NaOH و‏KOH، فتستخدم n = 1.

حمض الكبريتيك قوي على نحو تقريبي فقط في تأينه الثاني، لذا فإن معاملته كثنائي البروتون بالكامل نموذج جيد لكنه غير دقيق عند التراكيز العالية.

مثال محلول

ما درجة حموضة حمض الكبريتيك بتركيز 0.005 مول/لتر؟

عندئذٍ pOH = 14 − 2.00 = 12.00، وتركيز الهيدروكسيد [OH⁻] = 10⁻¹² مول/لتر. ومع درجة حموضة أقل بكثير من 7، يكون المحلول حمضيًا قويًا.

قوي أم ضعيف

الأحماض القوية قليلة معدودة: HCl و‏HBr و‏HI و‏HNO₃ و‏HClO₃ و‏HClO₄ و‏H₂SO₄. والقواعد القوية الشائعة هي هيدروكسيدات المجموعة الأولى (LiOH و‏NaOH و‏KOH و‏RbOH و‏CsOH) وهيدروكسيدات المجموعة الثانية الأثقل (Ca(OH)₂ و‏Sr(OH)₂ و‏Ba(OH)₂). أما كل ما عداها — حمض الخل وحمض الليمون والنشادر وما شابه — فهو ضعيف ولا يتأين إلا جزئيًا. وفي الحمض الضعيف يكون [H⁺] الفعلي أصغر بكثير من n·C ويجب إيجاده من ثابت تفكك الحمض Ka. واستخدام هذه الحاسبة لحمض ضعيف يبالغ كثيرًا في تقدير حموضته.

حد التخفيف الشديد

تفترض الصيغة البسيطة أن المذاب يوفّر عمليًا كل أيونات H⁺ أو OH⁻، وتهمل الكمية الضئيلة التي يسهم بها الماء وحده. وهذا آمن عند تراكيز المختبر المعتادة. لكن دون نحو 10⁻⁶ مول/لتر لا يعود التأين الذاتي للماء مهمَلًا، ولا يستطيع حمض قوي مهما بلغ تخفيفه أن يرفع درجة الحموضة فوق 7. وتُعالَج المسألة بدقة بحل [H⁺] = C + Kw/[H⁺] مع توازن الشحنة؛ ففي المحاليل الشديدة التخفيف تكون درجة الحموضة الحقيقية أقرب إلى التعادل مما توحي به −log₁₀(n·C).