درجه یونش

1. ملاک قدرت اسیدی؛ اسیدهای قوی و ضعیف
تمامی اسیدها هنگام حل شدن در آب به یک اندازه یون هیدرونیوم (\(H_{3}O^{+}\) یا به اختصار \(H^{+}\)) تولید نمی‌کنند. در واقع، ملاک قدرت یک اسید، میزان تمایل آن به از دست دادن پروتون (یونش) در آب است. بر این اساس، اسیدها به دو دسته کلی تقسیم می‌شوند:
• الف) اسیدهای قوی:
اسیدهایی هستند که وقتی در آب حل می‌شوند، تقریباً به طور کامل (100%) یونیده می‌شوند. در محلول این اسیدها، مولکول‌های یونیده‌نشده (دست‌نخورده) اسید تقریباً وجود ندارند و محلول تنها شامل یون‌های آب‌پوشیده است.
• در معادله یونش اسیدهای قوی از پیکان یک‌طرفه (→) استفاده می‌شود.
• اسیدهای قوی معروف (که دانش‌آموز باید حفظ باشد): هیدروکلریک اسید (\(HCl\))، هیدروبرومیک اسید (\(HBr\))، هیدرویدیک اسید (\(Hl\))، نیتریک اسید (\(HNO_{3}\))، سولفوریک اسید (\(H_{2}SO_{4}\) -فقط در مرحله اول) و پرکلریک اسید (\(HClO_{4}\)).
• ب) اسیدهای ضعیف:
اسیدهایی هستند که در آب به طور جزئی یونیده می‌شوند. در محلول این اسیدها، علاوه بر یون‌های تولید شده، تعداد زیادی از مولکول‌های دست‌نخورده و یونیده‌نشده اسید نیز حضور دارند. در واقع بین مولکول‌های اسید و یون‌های آن یک تعادل شیمیایی برقرار می‌شود.

• • در معادله یونش اسیدهای ضعیف از پیکان دوطرفه \( \rightleftharpoons \) استفاده می‌شود.
  • مثال‌ها: هیدروفلوئوریک اسید \( (HF) \)، هیدروژن سیانید \( (HCN) \)، کربنیک اسید \( (H_2CO_3) \) و تمامی اسیدهای آلی (کربوکسیلیک اسیدها) مانند استیک اسید \( (CH_3COOH) \) و فرمیک اسید \( (HCOOH) \).
  • معادله: \( CH_3COOH (aq) \rightleftharpoons CH_3COO^- (aq) + H^+ (aq) \)
  نکته: بین اسیدهای آلی هر چه زنجیر هیدروکربنی (گروه آلکیل) بزرگتر باشد آن اسید ضعیف‌تر است بنابراین فرمیک اسید بین اسیدهای آلی قویترین است.
  نکته: بین اسیدهای ضعیف \( HCN \) و \( HF \) و \( HCOOH \) رابطه روبرو برقرار است: \( HF > HCOOH > HCN \)

ملاک قدرت اسیدی در اسید ها و باز ها : درجه یونش(α)، ثابت یونش(K) و PH/POH محلول سنجیده می شود. 
درجه یونش (α) 
برای بیان دقیق تر و کمی تر میزان یونش اسیدها (یا بازها) از کمیتی به نام درجه یونش استفاده می شود. 
• تعریف: نسبت شمار مولکول های یونیده شده به کل مولکول های حل شده در آب را درجه یونش می نامند و آن را با نماد آلفا (α) نشان می دهند. 
• رابطه ریاضی: \[ \alpha = \frac{\text{شمار مولهای یونیده شده}}{\text{شمار کل مولهای حل شده (اولیه)}} \] 
نکته تستی و محاسباتی: برای یک اسید تک پروتونه ضعیف مانند HA با غلظت اولیه M، غلظت یون هیدروژن برابر است با: \[ [H^{+}] = M \times \alpha \] 
در نتیجه می توان نوشت: \[ \alpha = \frac{[H^+]}{M} \]

• M
  • دامنه تغییرات α:
  مقدار آلفا همواره عددی بین صفر و یک است (\(0 ≤ α ≤ 1\)).
  • برای اسیدهای قوی، چون تمام مولکول‌ها یونیده می‌شوند، صورت و مخرج کسر تقریباً برابر است، در نتیجه:\[α ≈ 1\]
  • برای اسیدهای ضعیف، چون بخش کوچکی از مولکول‌ها یونیده می‌شوند، این مقدار به صفر نزدیک‌تر است:\[α ≪ 1\]درصد یونش (α%)
  درصد یونش همان مفهوم درجه یونش است که برای درک ملموس‌تر، به صورت درصد بیان می‌شود (یعنی در مقیاس 100 مولکول حل شده بررسی می‌گردد).
  • رابطه ریاضی:\[α \% = \frac{\text{شمار مولهای یونیده شده}}{\text{شمار کل مولهای حل شده (اولیه)}}\times 100\]

بازنویسی بر اساس غلظت (برای اسید تک‌پروتونه):\[\text{درصد یونش}= \frac{[H^{+}]}{M} \times 100\]

• تفسیر درصد یونش (یک مثال مفهومی):
اگر گفته شود درصد یونش محلول هیدروفلوئوریک اسید (\(HF\)) برابر با 4% است، به این معناست که اگر 100 مولکول \(HF\)در آب حل کنیم، تنها 4 مولکول آن به یون‌های \(H^{+}\) و \(F^{-}\) تفکیک می‌شوند و 96 مولکول دیگر به صورت دست‌نخورده (مولکولی) در محلول باقی می‌مانند.

در این حالت برای اسیدهای قوی، درصد یونش تقریباً 100% در نظر گرفته می‌شود.

4. تفاوت «قدرت اسیدی» و «غلظت محلول اسید»
یکی از اشتباهات رایج دانش‌آموزان، یکی دانستن غلظت و قدرت اسیدی است:
• قدرت اسیدی (ذاتی): به ماهیت خود اسید بستگی دارد. مثلاً \(HCl\)همیشه یک اسید قوی است و \(CH_{3}COOH\) همیشه یک اسید ضعیف است، فارغ از اینکه چه مقدار از آن‌ها در آب حل شده باشد.
• غلظت (محیطی): به مقدار اسید حل شده در حجم معینی از حلال (آب) بستگی دارد و با واحد مول بر لیتر (mol · L-1) بیان می‌شود.
• نتیجه‌گیری: ما می‌توانیم یک محلول غلیظ از یک اسید ضعیف (مثلاً محلول 10 مولار استیک اسید) و یک محلول رقیق از یک اسید قوی (مثلاً محلول 0.001 مولار هیدروکلریک اسید) داشته باشیم. غلظت زیاد باعث قوی شدن اسید ضعیف نمی‌شود، بلکه تنها تعداد کل ذرات حل‌شونده در واحد حجم را افزایش می‌دهد.