ઍસિડ અને બેઝ

ઍસિડ અને બેઝ : એકબીજાથી વિરુદ્ધ પ્રકારની વર્તણૂક દર્શાવતા રાસાયણિક પદાર્થોના બે અગત્યના વર્ગો. (તેમની વચ્ચે પ્રક્રિયા થયેથી મળતા ક્ષારો રાસાયણિક પદાર્થોનો ત્રીજો અગત્યનો વર્ગ છે.) આ વર્ગના કેટલાક પદાર્થો મધ્યયુગમાં પણ જાણીતા હતા અને તેમના વિશિષ્ટ ગુણોનો સ્પષ્ટ ખ્યાલ સત્તરમી સદીના વૈજ્ઞાનિકોને પણ હતો.

ઍસિડ સ્વાદે ખાટા હોય છે. વાદળી લિટમસ(એક વનસ્પતિજ રંગક)ને લાલ કરે છે, અને લોખંડ તથા જસત જેવી સક્રિય ધાતુઓ સાથે પ્રક્રિયા કરીને હાઇડ્રોજન મુક્ત કરે છે (રૉબર્ટ બૉયલ, 1663). આલ્કલીના દ્રાવણ સ્વાદે કડવાં, સ્પર્શે સાબુ જેવાં ચીકણાં અને લાલ લિટમસને વાદળી કરે છે. આ ઉપરાંત તેઓ ઍસિડને તટસ્થ (neutralise) કરીને ક્ષાર (લિટમસ ઉપર કોઈ અસર નહિ) તથા પાણી ઉત્પન્ન કરવાનો વિશિષ્ટ ગુણ ધરાવે છે. ધાતુઓના ઑક્સાઇડ અને હાઇડ્રૉક્સાઇડ પણ ઍસિડને તટસ્થ કરવાનો ગુણ ધરાવતા હોઈ આ બધા જ પદાર્થોને રાઉલ્ટે (1754) બેઝ (ક્ષારના પાયા-baseરૂપ પદાર્થો) તરીકે ઓળખાવ્યા. રસાયણશાસ્ત્રના વિકાસની સાથે ઍસિડ અને બેઝ અંગેની વિભાવના વધુ વ્યાપક અને તેમની પ્રક્રિયાની ક્રિયાવિધિ વધુ સ્પષ્ટતાથી સમજાવી શકાય તેવી બનતી ગઈ છે.

1777માં ફ્રેંચ રસાયણજ્ઞ લેવોઝિયરે સૂચવ્યું હતું કે ઍસિડ ઑક્સિજનયુક્ત સંયોજન છે. 1810માં અંગ્રેજ રસાયણજ્ઞ સર હમ્ફ્રી ડેવીએ ઍસિડમાં હાઇડ્રોજન જરૂરી તત્વ છે તેવો પ્રસ્તાવ રજૂ કર્યો. ઍસિડની ઉપયોગી વ્યાખ્યા સૌપ્રથમ જર્મન રસાયણજ્ઞ લીબિગે 1838માં રજૂ કરી. તેની વ્યાખ્યા પ્રમાણે ઍસિડ હાઇડ્રોજનયુક્ત પદાર્થ HA છે; તે ધાતુ સાથે પ્રક્રિયા કરતાં તેમાંનો હાઇડ્રોજન નીચે દર્શાવ્યા પ્રમાણે મુક્ત થાય છે :

   HA + M → MA + ½ H₂

અકાર્બનિક (inorganic) કે ખનિજ (mineral) ઍસિડ સલ્ફર કે ફૉસ્ફરસ જેવા ખનિજ પદાર્થોમાંથી બનાવવામાં આવે છે. સલ્ફ્યુરિક ઍસિડ (H₂SO₄), ફોસ્ફૉરિક ઍસિડ (H₃PO₄), હાઇડ્રૉક્લોરિક ઍસિડ (HCl) અને નાઇટ્રિક ઍસિડ (HNO₃) અગત્યના છે. કાર્બનિક (organic) ઍસિડમાં સામાન્ય રીતે કાર્બોક્સિલ (COOH) સમૂહ હોય છે, જેમાંનો H ધાતુ વડે પ્રતિ-સ્થાપિત થાય છે. ફૉર્મિક ઍસિડ (HCOOH) અને એસેટિક ઍસિડ (CH₃COOH) જાણીતા છે. કૉસ્ટિક સોડા (NaOH), કૉસ્ટિક પોટાશ (KOH) અને કૅલ્શિયમ હાઇડ્રૉક્સાઇડ [Ca(OH)₂] અગત્યના અકાર્બનિક બેઝ (આલ્કલી) છે. એમોનિયા (NH₃) પાણીમાં એમોનિયમ હાઇડ્રૉક્સાઇડ (NH₄OH) આપતો વાયુરૂપ પદાર્થ હોઈ તે બાષ્પીય બેઝ તરીકે ઓળખાય છે. કાર્બનિક બેઝને એમોનિયાનાં વ્યુત્પન્નો ગણી શકાય. દા. ત., મિથાઇલ એમાઇન (CH₃NH₂), ડાયમિથાઇલ એમાઇન [(CH3)₂NH] વગેરે.

એકબેઝિક (monobasic) ઍસિડમાં એક, દ્વિબેઝિક (dibasic) ઍસિડમાં બે અને ત્રિબેઝિક ઍસિડમાં ત્રણ હાઇડ્રોજન પરમાણુઓ ધાતુ વડે વિસ્થાપિત કરી શકાય છે. HCl, H₂SO₄, H₃PO₄ આ ત્રણેય પ્રકારનાં ઍસિડનાં ઉદાહરણો છે.

NaOH એકએસિડિક (monoacidic) બેઝ છે જ્યારે કૅલ્શિયમ હાઇડ્રૉક્સાઇડ [Ca(OH)₂] અને બેરિયમ હાઇડ્રૉક્સાઇડ (Ba(OH)₂] દ્વિએસિડિક (diacidic) બેઝ છે.

આર્હેનિયસ – ઓસ્વાલ્ડ વિભાવના : આયનીકરણ સિદ્ધાંત પ્રસ્થાપિત થતાં ઍસિડ-બેઝ વિભાવના એ સિદ્ધાંત અનુસાર વિચારવામાં આવી. ઍસિડ, બેઝ અને ક્ષાર પાણીમાં ઓગાળતાં તેમનું અંશત: કે પૂર્ણ, ધનભારવાહી કણો ધનાયનો (cations) અને ઋણભારવાહી કણો ઋણાયનો(anions)માં આયનીકરણ થાય છે. આ વિદ્યુતભારવાહી કણો(આયનો)ને કારણે દ્રાવણ વિદ્યુતવાહી હોય છે. આવા આયનો આપનાર પદાર્થો વિદ્યુતવિભાજ્યો (electrolyte) તરીકે ઓળખાય છે.

આ વિભાવના અનુસાર ઍસિડ પાણીમાં ઓગળતાં હાઇડ્રોજન આયન (H⁺) આપે છે, જ્યારે બેઝ હાઇડ્રૉક્સિલ આયન (OH) આપે છે. દ્રાવણમાં H⁺ આયન જલયોજિત (hydrated) સ્વરૂપમાં જ હોય છે અને તે હાઇડ્રૉક્સોનિયમ આયન (H₃O⁺) તરીકે ઓળખાય છે.

HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl^–

KOH → K⁺ + OH^–

(પોટૅશિયમ હાઇડ્રૉક્સાઇડ ઘન સ્વરૂપમાં પણ આયનરૂપ K⁺ OH^– હોય છે.)

ઍસિડ HAની વિયોજન(dissociation)ની માત્રા જેટલી વધુ તેટલા પ્રમાણમાં તે વધુ પ્રબળ (strong) ઍસિડ ગણાય. HClનું વિયોજન લગભગ પૂર્ણ હોય છે, જ્યારે એસેટિક ઍસિડ CH₃COOHનું આયનીકરણ ઘણું ઓછું હોઈ તે નિર્બળ (weak) ઍસિડ ગણાય છે. વિયોજનની માત્રા વિયોજન અચળાંક વડે દર્શાવાય છે.

[ ] જે તે જાતિ speciesનું મોલ / લિટર સાંદ્રણ દર્શાવે છે.

એસેટિક ઍસિડના દ્રાવણ માટે K_HAનું 25⁰ સે. મૂલ્ય 1.8 × 10^–5 છે. હાઇડ્રૉક્લોરિક ઍસિડ જેવા ઉગ્ર ઍસિડ માટે આ વિયોજન લગભગ સંપૂર્ણ હોય છે. બેઝના વિયોજન માટેનો અચળાંક પણ આવી જ રીતે રજૂ કરી શકાય.

જલીય દ્રાવણોમાં H₃O⁺ અને OH^–ના સાંદ્રણ સ્વતંત્ર રીતે પરિવર્તી (variable) નથી. આનું કારણ પાણીની પોતાની નિર્બળ ઍસિડ તેમજ બેઝ તરીકેની વર્તણૂક છે. પાણીનું વિયોજન નીચે પ્રમાણે રજૂ કરી શકાય :

K_wને પાણીનો સ્વવિયોજન (self-dissociation) અચળાંક, આયન ગુણાકાર (ion-product) કે આયન ગુણાકાર અચળાંક કહે છે. સામાન્ય તાપમાને અતિશુદ્ધ પાણી માટે K_w = 1 × 10^–14 છે. એટલે, [H₃O⁺] = [OH] = 1.0 × 10^–7 M

ઍસિડ દ્રાવણમાં [H₃O⁺] > 1.0 × 10^–7 અને તદ્અનુસાર [OH^–] < 1.0 × 0^–7. બેઝિક દ્રાવણમાં આથી વિરુદ્ધ [OH^–] > [H₃O⁺]. આમ એકના માપન ઉપરથી બીજાની ગણતરી કરી શકાય છે. આ વિચાર અનુસાર સોરેન્સને 1909માં pH માપક્રમ(scale)નું સૂચન કર્યું. તેને નીચેના સમીકરણ અનુસાર વ્યાખ્યાયિત કરવામાં આવે છે :

                pH =  log [H₃O⁺]

આમ pHના 0થી 14 સુધીના મૂલ્ય વડે પ્રબળ એસિડિકથી પ્રબળ બેઝિક દ્રાવણોને આવરી લેવાય છે. આ માપક્રમથી ઘણા શૂન્યવાળા આંકડા વાપરવાની અગવડ દૂર થાય છે અને આટલા અતિ મોટા વિસ્તારવાળા આંકડાઓને સરળતાથી આલેખમાં રજૂ કરી શકાય છે.

બ્રૂન્સ્ટેડલોરી વિભાવના : 1923-24ના અરસામાં ડેનિશ રસાયણજ્ઞ યોહાનેસ નિકોલસ બ્રૂન્સ્ટેડ અને અંગ્રેજ રસાયણજ્ઞ થૉમસ માર્ટિન લોરીએ એકબીજાથી સ્વતંત્ર રીતે ઍસિડ-બેઝ અંગેની વધુ વ્યાપક વિભાવના રજૂ કરી. આ વિભાવના આર્હેનિયસની જલીય દ્રાવણ અંગેની રજૂઆતની સંગીનતાને સમર્થન આપવા ઉપરાંત ઍસિડ-બેઝ અંગેની માહિતીના વિશાળ સમૂહમાં આંતર સંબંધ સ્થાપવામાં વધુ કાર્યક્ષમ પુરવાર થઈ છે.

આ વિભાવનામાં હાઇડ્રોજનની ભૂમિકા અદ્વિતીય ગણવામાં આવી છે, જે કેટલાંક કારણોસર વાજબી છે. ઍસિડની વ્યાખ્યા યોજવામાં હાઇડ્રોજને ઐતિહાસિક ભાગ ભજવ્યો છે. ધનભારિત હાઇડ્રોજન આયનનું વિશિષ્ટ બંધારણ પણ આ ભૂમિકા માટેનું એક અગત્યનું કારણ ગણી શકાય. હાઇડ્રોજન આયન ફક્ત પ્રોટૉન જ છે, તેનો વ્યાસ 10^–14 સેમી. છે. બધા જ આયનો આનાથી 10⁶ ગણા મોટા છે. આ અત્યંત સૂક્ષ્મ કદને કારણે એમ માની શકાય કે હાઇડ્રોજન આયન-પ્રોટૉન કદી મુક્ત સ્વરૂપે અસ્તિત્વ ધરાવી ન શકે. તે કોઈ બેઝ સાથે સંયુક્ત રૂપે જ રહી શકે. બ્રૂન્સ્ટેડ લોરીની વિભાવના આ બાબત ખાસ ભારપૂર્વક રજૂ કરે છે અને બધી જ ઍસિડ અને બેઝ પ્રક્રિયાઓને એક બેઝમાંથી બીજા બેઝમાં થતાં પ્રોટૉનના સ્થાનાન્તર રૂપે જ વર્ણવે છે.

આ વિભાવના અનુસાર પ્રોટૉન દાતા તરીકે વર્તી શકે તેવા હાઇડ્રોજનયુક્ત અણુ કે આયનને ઍસિડ તરીકે અને પ્રોટૉન સાથે જોડાઈ (સ્વીકારી) શકે તેવા અણુ કે આયનને બેઝ તરીકે ઓળખવામાં આવે છે.

આમ, ઍસિડ (A) પ્રોટૉન મુક્ત કરીને બેઝ(B)માં રૂપાંતરિત થાય છે. આ ઍસિડ-બેઝ જોડકું સંયુગ્મી (conjugated) જોડકા તરીકે ઓળખાય છે. કોઈ પણ પદાર્થ મૂળભૂત (inherent) રીતે ઍસિડ હોય તોપણ તેના સંયુગ્મી બેઝ સિવાયના બેઝના સંપર્કમાં જ ઍસિડ તરીકે વર્તી શકે છે. આ જ રીતે અંતર્ગત રીતે બેઝિક પદાર્થ પ્રોટૉન દાતાની હાજરીમાં જ બેઝ તરીકે વર્તે છે. આમ વ્યવહારમાં ઍસિડ-બેઝ પ્રક્રિયાઓ પ્રાથમિક રીતે પ્રોટૉન માટેની હરીફાઈરૂપ ગણી શકાય અને તેમને નીચે દર્શાવેલા સંતુલન રૂપે રજૂ કરી શકાય :

ઍસિડ (1) – બેઝ (1) તથા ઍસિડ (2) – બેઝ (2) સંયુગ્મી જોડકાં છે કારણ કે પ્રોટૉન મુક્ત થતાં ઍસિડનું સંયુગ્મી બેઝમાં રૂપાંતર થાય છે. ઉપરના સંતુલનનું નિર્બળ ઍસિડ અને નિર્બળ બેઝ તરફ વિસ્થાપન (displacement) થાય છે. આ વિભાવનામાં તટસ્થીકરણ (neutralisation) એટલે ક્ષારના નિર્માણને અવકાશ નથી.

પ્રબળ ઍસિડ(દા.ત. HCl)નો સંયુગ્મી બેઝ (દા. ત., Cl^–) નિર્બળ હોય છે, જ્યારે નિર્બળ ઍસિડ(દા. ત., CH₃COOH)નો સંયુગ્મી બેઝ (દા. ત., CH₃COO^–) પ્રબળ હોય છે. આ વિભાવના અનુસાર ઍસિડની આર્હેનિયસ અનુસારની વ્યાખ્યા બદલાતી નથી. HCl, , CH₃COOH વગેરે ઍસિડ ગણાય છે પણ બેઝની વ્યાખ્યા વધુ વ્યાપક બને છે. હાઇડ્રૉક્સાઇડ ઉપરાંત એમોનિયા અને એમાઇન્સ જેવી વિદ્યુતભારવિહીન જાતિઓ તથા નિર્બળ ઍસિડના ઋણાયનો (anions) પણ બેઝની નવી વ્યાખ્યામાં સમાવિષ્ટ થાય છે.

આમાં NH₃ અને CH₃COO^– બેઝ તરીકે વર્તે છે અને પાણી ઍસિડ તરીકે વર્તે છે.

આયનીકરણ, જલવિઘટન (hydrolysis) અને તટસ્થીકરણ જેવી બાહ્ય ર્દષ્ટિએ ભિન્ન દેખાતી પ્રક્રિયાઓને પ્રોટૉન સ્થાનાન્તર (પ્રોટૉન વિઘટન, protolytic) પ્રક્રિયાના એક જ વર્ગમાં સમાવિષ્ટ કરી શકાય છે.

સોડિયમ કાર્બોનેટનું જલીય દ્રાવણ આલ્કેલાઇન હોય છે કારણ કે કાર્બોનેટ (CH₃²^–) આયન બેઝ તરીકે વર્તતાં દ્રાવણમાં OHનું સાંદ્રણ વધે છે.

તટસ્થીકરણ H⁺ અને OH^– આયન વચ્ચેની પાણી નિર્માણ કરતી પ્રક્રિયા છે.

ઘન એમોનિયમ ક્લોરાઇડનું તાપીય વિયોજન (thermal dissociation) આ વિભાવનામાં નીચે પ્રમાણે રજૂ કરી શકાય :

પ્રોટૉન દાતાની હાજરીમાં પાણી બેઝ તરીકે અને પ્રોટૉન સ્વીકારનાર પદાર્થના સંપર્કમાં તે ઍસિડ તરીકે વર્તે છે.

આ વિભાવનાનો જલીય દ્રાવકો ઉપરાંત અજલીય દ્રાવકો માટે પણ સરળતાથી વિનિયોગ કરી શકાય છે; દા. ત., પ્રવાહી એમોનિયા પ્રણાલીમાં નીચે દર્શાવેલાં સંતુલન અસ્તિત્વમાં હોય છે :

પ્રવાહી એમોનિયા પ્રણાલીમાં ઍસિડ એમોનિયમ આયન અને બેઝ એમાઇડ આયન આપે છે. ઍસિડ બેઝ ઉદ્દીપને આ વિભાવનાના બહોળા સ્વીકારમાં અગત્યનો ફાળો આપ્યો છે.

લેવિસ વિભાવના : અમેરિકન રસાયણજ્ઞ ગિલ્બર્ટ ન્યૂટન લેવિસે ઍસિડ-બેઝની વ્યાખ્યામાં પ્રોટૉન સ્થાનાન્તરને બદલે ઇલેક્ટ્રૉન સ્થાનાન્તરને પ્રાધાન્ય આપ્યું છે. ઍસિડ એવો પદાર્થ છે જે બેઝમાંથી ઇલેક્ટ્રૉન જોડકું સ્વીકારે છે અને બેઝ એવો પદાર્થ છે જે ઇલેક્ટ્રૉન જોડકું આપે છે. લેવિસની બેઝ માટેની વ્યાખ્યા બ્રૂન્સ્ટેડલોરીની વ્યાખ્યાને મળતી આવે છે, જ્યારે ઍસિડની વ્યાખ્યા વધુ વિસ્તૃત છે અને તેમાં હાઇડ્રોજન વગરના ઍસિડને પણ સમાવિષ્ટ કરવામાં આવ્યા છે; દા. ત., ઍલ્યુમિનિયમ ક્લોરાઇડ AlCl₃, બોરોન ટ્રાયફ્લોરાઇડ વગેરે લેવિસ ઍસિડ છે. આ વિભાવના અનુસાર ઍસિડ-બેઝ પ્રક્રિયા એટલે પ્રોટૉન સ્થાનાન્તરને બદલે ઍસિડ અને બેઝનું સંયોજન છે.

લેવિસ ઍસિડ શબ્દપ્રયોગ ખાસ કરીને ઇલેક્ટ્રૉન સ્વીકારીને કાર્ય કરતા પદાર્થો માટે વપરાય છે. આવી પ્રક્રિયામાં H⁺ અને OH^– ભાગ લેતા હોતા નથી.

આ વિભાવના હાઇડ્રોજનની વિશિષ્ટ ભૂમિકા નહિ સ્વીકારવાને કારણે વ્યાપક વપરાશમાં નથી. HCl, H₂SO₄ જેવા સ્પષ્ટ ઍસિડ ઇલેક્ટ્રૉન સ્વીકારીને કાર્ય કરતા નથી તેથી તેમને લેવિસ ઍસિડના વર્ગમાં મૂકી શકાય નહિ. હાલમાં પ્રોટૉન ઍસિડ અથવા લેવિસ ઍસિડ એમ સ્પષ્ટતા કરવાનો રિવાજ પડી ગયો છે. વળી લેવિસ ઍસિડની પ્રબળતાનો આધાર, પ્રક્રિયા માટે પસંદ કરાયેલા બેઝની પ્રકૃતિ ઉપર છે તે પણ આ વિભાવનાની ત્રુટિ ગણાય.

આમ છતાં એમ કહી શકાય કે લેવિસ વિભાવનાનો ઉપયોગ વધી રહ્યો છે, કારણ કે ઘન પ્રણાલી અને અજલીય પ્રણાલીના અભ્યાસમાં તે ઉપયોગી છે. ઍસિડ-બેઝની તદ્દન ભિન્ન પ્રકારની આ વિભાવનાના સ્વીકારમાં ઉદ્દીપકના અભ્યાસે અગત્યનો ભાગ ભજવ્યો છે.

આર. જી. પિયર્સને (1963) લેવિસ ઍસિડ અને બેઝની પારસ્પરિક વર્તણૂકને લક્ષમાં રાખીને તેમનું કઠિન (hard) અને મૃદુ (soft) – એમ બે વિભાગમાં વર્ગીકરણ કરેલું છે. પદાર્થોના ધ્રુવણતા (polarisability), વિદ્યુતઋણતા, અણુ આયનનું કદ વગેરે ગુણોને આધારે આ વર્ગીકરણ કરવામાં આવ્યું છે.

H⁺ Li⁺, Na⁺ વગેરે કઠિન ઍસિડ છે. Cu⁺, Ag⁺, Au⁺ વગેરે મૃદુ ઍસિડ છે. બેઝની વધતી મૃદુતાના ક્રમમાં H₂O, OH^–, , F^–, NH₃ વગેરેને ગણાવી શકાય.

કઠિન ઍસિડ કઠિન બેઝ સાથે અને મૃદુ ઍસિડ મૃદુ બેઝ સાથે સંયોજાય છે.

દા.ત., OH^– (કઠિન) + H⁺ (કઠિન) → H₂O

ધાતુ લિગેન્ડ, આંતરપ્રક્રિયા, હાઇડ્રોજનબંધ, સંકીર્ણ આયન તથા કાર્બોનિયમ આયનનું નિર્માણ વગેરે બાબતોના અભ્યાસમાં આ વિભાવના ઘણી ઉપયોગી છે.

યુસેનૉવિચ વિભાવના : ઍસિડ-બેઝ અંગેની એક સર્વગ્રાહી વિભાવના 1939માં યુસેનૉવિચે સૂચવી છે. તે ધન-ઋણ સિદ્ધાંત તરીકે પણ ઓળખાય છે. ઍસિડ એવા પદાર્થો છે જે બેઝ સાથે ક્ષાર બનાવે છે, ધનાયન મુક્ત કરે છે અને ઋણાયન સાથે તેમજ મુક્ત ઇલેક્ટ્રૉન સાથે સંયોજાય છે. બેઝ ઋણાયન અથવા ઇલેક્ટ્રૉન મુક્ત કરે છે અને ધનાયન સાથે સંયોજાય છે. ક્ષારનિર્માણ આ વિભાવનાના પાયામાં રહેલ છે.

SO₃ ઍસિડ છે કારણ કે તે ઋણાયન O^2– સાથે જોડાય છે અને  બનાવે છે.

                2Na +  Cl₂ = 2Na⁺ + 2Cl^–

Cl₂ ઍસિડ છે, કારણ તે ઇલેક્ટ્રૉન સ્વીકારીને Cl^– બનાવે છે.

કેટલાક વિશિષ્ટ પ્રશ્નો માટે આ વિભાવના ઘણી ઉપયોગી નીવડવાની શક્યતા છે, પણ તે વધુ પડતી વ્યાપક હોઈ બહોળા વપરાશ માટે ઉપયોગી નીવડવાની શક્યતા ઓછી છે.

ઉપરની વિભાવનાઓ કોઈ પણ બધા જ સંજોગોમાં સમુચિત ગણી શકાય તેમ નથી. પ્રત્યેક વિભાવના વિશિષ્ટ વિનિયોગ માટે આગવું ક્ષેત્ર છે. આથી દરેક વિભાવનાના પાયાના સિદ્ધાંતોની જાણકારી આવશ્યક ગણાય.

ભરત ઠાકર