قائمة الأحماض والقواعد القوية والضعيفة الشائعة

ماذا يعرض الجدول

الأحماض القوية الستة المدرجة هي الهيدروكلوريك (HCl) والهيدروبروميك (HBr) والهيدرويوديك (HI) والنتريك (HNO₃) والكبريتيك (H₂SO₄) وفوق الكلوريك (HClO₄)؛ وتضيف بعض الكتب حمض الكلوريك (HClO₃) سابعًا. والقواعد القوية هي هيدروكسيدات فلزات المجموعة 1، مثل NaOH وKOH وLiOH، وفلزات المجموعة 2 الأثقل، مثل Ca(OH)₂ وBa(OH)₂.

القوي مقابل الضعيف

الحمض القوي يتأين كليًا في الماء: HCl → H⁺ + Cl⁻، فيحتوي HCl بتركيز 0.10 M على أيونات هيدروجين بتركيز 0.10 M. أما الحمض الضعيف فيتأين جزئيًا فقط ويصل إلى اتزان: CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻ + H⁺. وفي حمض الأسيتيك 0.10 M يتأين نحو 1.3% فقط من الجزيئات، فيكون pH له نحو 2.9 بدل 1.0.

وتعمل القواعد بالطريقة نفسها. هيدروكسيد الصوديوم يطلق كل أيونات الهيدروكسيد فيه، أما الأمونيا فتصنع القليل منها فقط بالتفاعل مع الماء: NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻.

حالات خادعة

حمض الكبريتيك قوي في هيدروجينه الأول فقط؛ والخطوة الثانية HSO₄⁻ ⇌ H⁺ + SO₄²⁻ ضعيفة. وحمض الهيدروفلوريك ضعيف، بخلاف هاليدات الهيدروجين الأخرى، لكنه مع ذلك شديد الخطورة. وهيدروكسيد الكالسيوم قوي لكنه قليل الذوبان. وهيدروكسيد المغنيسيوم مدرج ضعيفًا لأن الذائب منه قليل جدًا؛ وتسميه بعض الكتب قاعدة قوية لكنها غير ذائبة.

مثال محلول: pH لحمض قوي وقاعدة قوية

جد pH لـHCl بتركيز 0.010 M. HCl قوي، إذن [H⁺] = 0.010 M وpH = −log(0.010) = 2.00. وفي NaOH بتركيز 0.010 M يكون [OH⁻] = 0.010 M، فتكون pOH = 2.00 وpH = 14.00 − 2.00 = 12.00 عند 25 °C. وفي الحمض الضعيف لا يمكنك افتراض التأين الكامل؛ بل تحتاج إلى ثابت تفككه الحمضي Ka.