Back to chapter

16.1:

تأثير الأيون الشائع

JoVE Core
Chemistry
A subscription to JoVE is required to view this content.  Sign in or start your free trial.
JoVE Core Chemistry
Common Ion Effect

Languages

Share

حمض الخليك،وهو حمض ضعيف،يتفكك جزئيًا في محلول لينتج أيونات هيدرونيوم وأسيتات،بينما يتفكك ملحه،أسيتات الصوديوم كليًا ليُنتج أيونات الصوديوم والأسيتات. حمض الخليك وأسيتات الصوديوم يشتركان في وجود أيون أسيتات. عند إضافة أسيتات الصوديوم إلى محلول حمض الخليك،تزيد من التركيز الكلي لأيونات الأسيتات وتخل بالتوازن.لموازنة ذلك التغيير،يتحرك التوازن نحو اليسار ويتسبب في إنتاج حمض الخليك إلى أن تنشأ حالة توازن من جديد. في هذه الحالة،يتسبب وجود الأيون المشترك بانخفاض التفكك في المركب. تُعرف هذه الظاهرة بتأثير الأيون المشترك.يمكن تفسير تأثير الأيون المشترك بمساعدة مبدأ لو شاتليه،الذي ينص على أن تغيرًا في تركيز المواد المتفاعلة أو النواتج في حالة التوازن،سيجعل النظام يتحرك باتجاه يوازن التغير. قيمة pH لمحلول أمونيا تركيزه 0.050 مولار هي 10.97. إذا أضيف إلى المحلول كلوريد الأمونيوم الذي تركيزه 0.040 مولار،يمكن تحديد قيمة pH الجديدة،باستخدام ثابت تفكك القاعدة الخاص بالأمونيا وجدول مراقبة التغيير ICE.يتأين كلوريد الأمونيوم كليًا لينتج 0.040 مولار من أيونات الأمونيوم وأيونات الكلوريد. بما أن أيونات الكلوريد محايدة من حيث pH،يمكن تجاهلها. تتفكك الأمونيا جزئيًا لتنتج أيونات أمونيوم وأيونات وهيدروكسيد.قيمة Kb لهذا التفاعل هي 1.76 10⁻⁵ وهي مساوية لتركيز الأمونيوم مضروبًا في تركيز الهيدروكسيد وقسمة الناتج على تركيز الأمونيا. توضع قيم التركيزات:الأولي،والتغيير و حالة التوازن في جدول مراقبة التغير ICE،بحيث يُشار إلى التغيرات في التركيز بالرمز x. لأن قيمة x ضئيلة،فإن 0.050 ناقص x تساوي تقريبًا 0.050،وقيمة 0.040 زائد x تساوي تقريبًا 0.040،ويمكن التحقق من ذلك لاحقًا عبر قاعدة الـ5%باستبدال هذه القيم في معادلة Kb،فإن x تساوي 2.2 10⁻⁵ مولار.التقريب صحيح لأن تركيز الهيدروكسيد أقل من 5%من 0.040 مولار. يمكن حساب pOH و pH للمحلول،باستخدام المعادلات قياسية ويساويان 4.66 و 9.34 على التوالي. بالتالي فإن وجود الأيون المشترك،أيون الأمونيوم،يتسبب بانخفاض تفكك الأمونيا،فتنخفض قيمة pH للمحلول من 10.97 إلى 9.34.

16.1:

تأثير الأيون الشائع

بالمقارنة مع الماء النقي، تقل قابلية ذوبان المركب الأيوني في المحاليل المائية التي تحتوي على أيون شائع (واحد ينتج أيضًا عن طريق انحلال المركب الأيوني). هذا مثال لظاهرة تُعرف باسم التأثير الأيوني الشائع ، وهو نتيجة لقانون العمل الجماعي الذي يمكن تفسيره باستخدام مبدأ âلو شاتيلير’ ضع في اعتبارك محلول يوديد الفضة:

قد يتم إزاحة توازن الذوبان هذا إلى اليسار عن طريق إضافة أيونات الفضة (I) أو أيونات اليوديد ، مما يؤدي إلى ترسيب AgI وانخفاض تركيزات Ag + و I & # 8211 ؛ . في المحاليل التي تحتوي بالفعل على أي من هذه الأيونات ، قد يتم إذابة كمية أقل من AgI مقارنة بالمحاليل التي لا تحتوي على هذه الأيونات.

يمكن أيضًا تفسير هذا التأثير من حيث التأثير الجماعي كما هو موضح في تعبير منتج القابلية للذوبان:

الناتج الحسابي للفضة (I) ومولاريات أيون اليوديد ثابت في خليط التوازن بغض النظر عن مصدر الأيونات ، وبالتالي يجب أن تكون الزيادة في تركيز أيون واحد يوازنه تناقص نسبي في الآخر.

التأثير الأيوني المشترك على الذوبان

يؤثر الأيون الشائع على قابلية ذوبان المركب في المحلول. على سبيل المثال ، صلب Mg (OH) 2 ينفصل في Mg 2 + & # 160؛ و OH & # 8722؛ الأيونات على النحو التالي ؛

إذا تمت إضافة MgCl 2 إلى محلول مشبع من Mg (OH) 2 ، ينتقل التفاعل إلى اليسار لتخفيف الضغط الناتج عن Mg 2+ أيون ، وفقًا لمبدأ âلو شاتيلير’ من الناحية الكمية، يتسبب العامل المضاف Mg 2+ في أن يكون حاصل التفاعل أكبر من منتج قابلية الذوبان (Q& # 62 ؛ K sp ) و Mg (OH) 2 حتى يساوي حاصل التفاعل مرة أخرى K sp . عند التوازن الجديد ، تكون [OH & # 8211؛ ] أقل و [Mg 2+ ] أكبر من محلول Mg (OH) 2 في الماء النقي.

إذا تمت إضافة KOH إلى محلول مشبع من Mg (OH) 2 ، ينتقل التفاعل إلى اليسار لتخفيف الضغط عن أيون OH الاضافي. يتشكل Mg (OH) 2 حتى يساوي حاصل التفاعل مرة أخرى K sp . عند التوازن الجديد ، يكون [OH] أكبر و [Mg2+] أقل من محلول Mg (OH)2 في الماء النقي.

 هذا النص مقتبس من Openstax, Chemistry 2e, Section 15.1: Precipitation and Dissolution.