فسر لماذا تقل درجة تفكك حامض HCN عند إضافة KCN بينما تزداد عند إضافة الماء إليه؟

إن إضافة KCN سيزيد من تركيز ^- CN المشترك بينهما فيختل الاتزان الأيوني للحامض HCN فيترجح التفاعل الخلفي بوجود تأثير الأيون المشترك فيزداد تركيز HCN غير المتفكك فتقل درجة التفكك، أما عند إضافة الماء فإن التخفيف يؤدي إلى إزاحة موقع الاتزان الأصلي إلى موقع جديد لإزالة تأثير عملية التخفيف حسب قاعدة ليه – شاتيليه وذلك بأن يزداد تفكك جزيئات الحامض غير المتفككة.

الدرس: 3-7 المحاليل المنظمة محاليل بفر

لقد درسنا فيما سبق سلوك محاليل مائية تتكون من مذاب فقط هو حامض أو قاعدة أو ملح، أما في هذا الجزء فسندرس سلوك محلول مائي يحتوي على مادتين أحدهما إلكتروليت ضعيف يتشابهان في احتوائهما على أيون مشترك، مثال ذلك محلول مائي يحتوي على حامض الخليك أضيف إليه إلكتروليت قوي مثل خلات البوتاسيوم.

$\begin{array}{r}{\mathrm{CH}}_3\mathrm{COOH}\rightleftharpoons {\mathrm{CH}}_3{\mathrm{COO}}^{-}+{\mathrm{H}}^{+}\\ \\ {\mathrm{CH}}_3\mathrm{COOK}\to {\mathrm{CH}}_3{\mathrm{COO}}^{-}+{\mathrm{K}}^{+}\end{array}$

ولو تأملنا معادلتي تفككهما نلاحظ أن أيون الخلات ^-CH3COO هو أيون مشترك بين المذابين، وينتج من هذه العملية زيادة ملحوظة في تركيز أيون الخلات عند مقارنته بتركيزه قبل الإضافة الأمر الذي يؤدي إلى الإخلال في حالة اتزان محلول حامض الخليك وبالتالي إزاحة الاتزان نحو اليسار مما يقود إلى تقليل تأين الإلكتروليت الضعيف.

• الأيون المشترك: هو أيون ناتج من تفكك إلكتروليت قوي يشابه أحد أيوني الإلكتروليت الضعيف، فعند إضافته إلى الإلكتروليت الضعيف يزيد من سرعة التفاعل الخلفي، أي أنه يقلل من تفكك الإلكتروليت الضعيف.
• تأثير الأيون المشترك: هي ظاهرة تقليل تفكك الإلكتروليت الضعيف الناتجة عن وجود إلكتروليت قوي يحوي أحد أيونات الإلكتروليت الضعيف في نفس المحلول.

علل: إن إضافة كلوريد الأمونيوم إلى محلول الأمونيا يقلل من قيمة pH المحلول؟

عند إضافة كلوريد الأمونيوم إلى محلول الأمونيا فسيزداد [⁺NH₄] المشترك بينهما فيختل الاتزان الأيوني للأمونيا فيترجح التفاعل الخلفي فيقل [^-OH] بوجود تأثير الأيون المشترك فتقل القاعدية وبالتالي تزداد الحامضية أي تقل pH.

$\begin{array}{r}{\mathrm{NH}}_3+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\rightleftharpoons {{\mathrm{NH}}_4}^{+}+{\mathrm{OH}}^{-}\\ \\ {\mathrm{NH}}_4\mathrm{Cl}\to {{\mathrm{NH}}_4}^{+}+{\mathrm{Cl}}^{-}\\ \end{array}$

فسر لماذا تقل درجة تفكك حامض HCN عند إضافة KCN بينما تزداد عند إضافة الماء إليه؟

إن إضافة KCN سيزيد من تركيز ^-CN المشترك بينهما فيختل الاتزان الأيوني للحامض HCN فيترجح التفاعل الخلفي بوجود تأثير الأيون المشترك فيزداد تركيز HCN غير المتفكك فتقل درجة التفكك، أما عند إضافة الماء فإن التخفيف يؤدي إلى إزاحة موقع الاتزان الأصلي إلى موقع جديد لإزالة تأثير عملية التخفيف حسب قاعدة ليه – شاتيليه وذلك بأن يزداد تفكك جزيئات الحامض غير المتفككة.

بين تأثير إضافة NH₄Cl إلى محلول من الأمونيا؟

يؤدي إلى:

• انخفاض في تركيز أيونات الهيدروكسيد أي التقليل من قاعدية المحلول.
• زيادة في تركيز القاعدة غير المتأين.
• انخفاض في قيمة pH المحلول.
• التقليل من درجة تفكك الأمونيا.

علل: تقلل إضافة ملح خلات الصوديوم إلى محلول حامض الخليك من حامضيته؟

إن إضافة ملح خلات الصوديوم CH3COONa سيزيد من تركيز أيون الخلات ^--CH3COO المشترك بينهما فيختل الاتزان الأيوني للحامض فيترجح التفاعل الخلفي بوجود تأثير الأيون المشترك فيزداد تركيز الحامض غير المتفكك ويقل تركيز أيون الهيدروجين المسؤول عن الحامضية في المحلول.

$\begin{array}{r}{\mathrm{CH}}_3\mathrm{COOH}\rightleftharpoons {\mathrm{CH}}_3{\mathrm{COO}}^{-}+{\mathrm{H}}^{+}\\ \\ {\mathrm{CH}}_3\mathrm{COONa}\to {\mathrm{CH}}_3{\mathrm{COO}}^{+}+{\mathrm{Na}}^{+}\end{array}$

كيفية حل مسائل تأثير الأيون المشترك:

1. نبدأ بحسابات تفكك الإلكتروليت الضعيف لإيجاد المتأين منه أو درجة تفككه.
2. نجد المتأين من الإلكتروليت الضعيف أو درجة تأينه بوجود المادة الأخرى والتي تشترك معه بأيون مشترك حيث نكتب تفكك المادتين ونكتب التراكيز تحت كل صنف ثم نهمل تركيز الأيون المشترك القادم من الإلكتروليت الضعيف (أو نطبق علاقة المحلول المنظم والتي سيأتي ذكرها في موضوع المحلول المنظم).
3. نقارن بين قيمتي تركيزي المتأين من الإلكتروليت الضعيف أو درجة تأينه قبل وبعد إضافة المادة الثانية.

ما التأثير الذي تحدثه إضافة 8.2g من CH₃COONa (M = 82 g/mol ) إلى لتر واحد من حامض الخليك CH₃ COOH بتركيز 0.1M على تركيز أيون الهيدروجين عند 25C علماً أن Ka _CH3COOH =1.8x10^-5.

نجد تركيز $\left[{\mathbf{H}}^{+}\right]$ في محلول الحامض قبل الإضافة:

$$\begin{gathered} {\mathrm{CH}}_3\mathrm{COOH} \rightleftharpoons { \mathrm{CH}}_3{\mathrm{COO}}^{-} + {\mathrm{H}}^{+} \\ 0.1 0 0 \\ 0.1-\mathrm{x} \mathrm{x} \mathrm{x} \end{gathered}$$

$$\begin{gathered} K_a=\frac{{\displaystyle \left[{\mathrm{CH}}_3{\mathrm{COO}}^{-}\right]\left[{\mathrm{H}}^{+}\right]}}{{\displaystyle \left[{\mathrm{CH}}_3\mathrm{COOH}\right]}} \\ 1.8\times {10}^{-5}=\frac{{\displaystyle \left[\mathbf{X}\right]\left[\mathbf{X}\right]}}{{\displaystyle \text{ [0.1] }}} \\ \begin{array}{r}{X}^2=1.8\times {10}^{-6}\\ \\ X=\left[H^{+}\right]=1.3\times {10}^{-3}\mathrm{M}\end{array} \end{gathered}$$

نجد تركيز أيون الهيدروجين في المحلول بعد إضافة ملح خلات الصوديوم إليه:

$$\begin{gathered} {\mathrm{CH}}_3\mathrm{COOH}\rightleftharpoons {\mathrm{CH}}_3{\mathrm{COO}}^{-}+{\mathrm{H}}^{+} \\ 0.1 0 0 \\ 0.1 - \mathrm{x} \mathrm{x} \mathrm{x} \end{gathered}$$

$$\begin{gathered} {\mathrm{CH}}_3\mathrm{COONa}\to {\mathrm{CH}}_3{\mathrm{COO}}^{-}+{\mathrm{Na}}^{+} \\ 0.1 0 0 \\ 0 0.1 0.1 \end{gathered}$$

$$\begin{gathered} K_{\mathbf{a}}=\frac{{\displaystyle \left[{\mathrm{CH}}_3{\mathrm{COO}}^{-}\right]\left[{\mathrm{H}}^{+}\right]}}{{\displaystyle \left[{\mathrm{CH}}_3\mathrm{COOH}\right]}} \\ 1.8\times {10}^{-5}= \frac{{\displaystyle \left[0.1\right]\left[{\mathbf{H}}^{+}\right]}}{0.1} \end{gathered}$$

$\left[{\mathrm{H}}^{+}\right]=1.8\times {10}^{-5}\mathrm{M}$

من مقارنة تركيزي $\left[{\mathbf{H}}^{+}\right]$ يلاحظ أن تركيز $\left[{\mathbf{H}}^{+}\right]$ انخفض من 1.3x10^-3M إلى 1.8x10^-5M بسبب نقصان تفكك الحامض نتيجة إضافة الملح لوجود أيون مشترك بينهما متمثل بأيون الخلات.

ما هو التأثير الناتج من إضافة 26.75g (0.5mole) من ملح كلوريد الأمونيوم إلى لتر واحد من محلول الأمونيويا بتركيز 0.1M على درجة تفكك الأمونيا؟ k_bNH3 = 1.8x10^-5.

نجد درجة تفكك الأمونيا قبل إضافة الملح:

$$\begin{gathered} {\mathrm{NH}}_3+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\rightleftharpoons {\mathrm{NH}}_4^{+}+{\mathrm{OH}}^{-} \\ 0.1 0 0 \\ 0.1-\mathrm{x} \mathrm{x} \mathrm{x} \end{gathered}$$

${\mathrm{K}}_{\mathbf{b}}=\frac{\left[{\mathrm{NH}}_4^{+}\right]\left[{\mathrm{OH}}^{-}\right.}{\left[{\mathrm{NH}}_3\right]}$

$1.8\times {10}^{-5}=\frac{{\displaystyle \mathbf{X}\times \mathbf{X}}}{0.1}\Rightarrow \mathrm{X}=1.3\times {10}^{-3}$

درجة التأين = $\frac{\mathrm{تركيز} \mathrm{المتأين} \mathrm{عند} \mathrm{الاتزان}}{\mathrm{التركيز} \mathrm{الاولي}}$

$\frac{{\displaystyle 1.3\times {10}^{-3}}}{{\displaystyle 0.1}}=1.3\times {10}^{-2}$ = درجة التأين

نجد درجة تفكك الأمونيا بعد إضافة الملح:

${\mathrm{pK}}_{\mathrm{b}}=-\log {\mathrm{K}}_{\mathrm{b}}{\mathrm{pK}}_{\mathrm{b}}=4.74$

$$\begin{gathered} \mathrm{pOH}={\mathrm{pk}}_{\mathrm{b}}+\log \frac{{\displaystyle \text{ [salt] }}}{{\displaystyle \text{ [base ] }}} \\ \text{ p }\mathrm{OH}=4.74+\log \frac{0.5}{0.1}=5.44 \end{gathered}$$

$\left[{\mathrm{OH}}^{-}\right]={10}^{-\mathrm{POH}}\Rightarrow \left[{\mathrm{OH}}^{+}\right]3.6\times {10}^{-6}\mathrm{M}$

درجة التاين=$\frac{\mathrm{تركيز} \mathrm{المتأين} \mathrm{عند} \mathrm{الاتزان}}{\mathrm{التركيز} \mathrm{الاولي}}$

$$\begin{gathered} \frac{{\displaystyle 3.6\times {10}^{-6}}}{{\displaystyle 0.1}}=36\times {10}^{-6} \\ 361=\frac{{\displaystyle 1.3\times {10}^{-2}}}{{\displaystyle 36\times {10}^{-6}}}=\mathrm{الانخفاض} \mathrm{مرات} \mathrm{عدد} \end{gathered}$$

إضافة الملح خفض درجة تأين القاعدة بمقدار 36.

ما تأثير إضافة 0.2mol من كلوريد الأمونيوم إلى لتر واحد من 0.2M من محلول الأمونيا على تركيز أيون الهيدروكسيد عند درجة 25C؟ k_bNH3=2x10^-5.

نجد [^-OH] قبل إضافة الملح:

$$\begin{gathered} {\mathrm{NH}}_3+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\rightleftharpoons {\mathrm{NH}}_4^{+}+{\mathrm{OH}}^{-} \\ 0.2 0 0 \\ 0.2 -\mathrm{x} \mathrm{x} \mathrm{x} \\ {\mathrm{K}}_{\mathrm{b}}=\frac{\left[{\mathrm{NH}}_4^{+}\right]\left[{\mathrm{OH}}^{-}\right]}{\left[{\mathrm{NH}}_3\right]} \end{gathered}$$

$2\times {10}^{-5}= \frac{\mathrm{XxX}}{0.2}$

$\left[\mathrm{OH}\right]=\left[\mathrm{X}\right]=2\times {10}^{-3}\mathrm{M}$

نجد [^-OH] بعد إضافة الملح:

$$\begin{gathered} {\mathrm{NH}}_3+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\rightleftharpoons {\mathrm{NH}}_4^{+}+{\mathrm{OH}}^{-} \\ 0.2 0 0 \\ 0.2 -\mathrm{x} \mathrm{x} \mathrm{x} \end{gathered}$$

$$\begin{gathered} {\mathrm{NH}}_4\mathrm{Cl}\to {\mathrm{NH}}_4^{+}+{\mathrm{Cl}}^{-} \\ 0.2 0 0 \\ 0 0.2 0.2 \end{gathered}$$

$$\begin{gathered} \left[{\mathrm{NH}}_4\mathrm{Cl}\right]= \frac{{\displaystyle 0.2\text{ mole }}}{{\displaystyle 1\mathrm{L}}}=0.2\mathrm{M} \\ {\mathbf{K}}_{\mathbf{b}}=\frac{\left[{\mathrm{NH}}_4^{+}\right]\left[{\mathrm{OH}}^{-}\right]}{\left[{\mathrm{NH}}_3\right]}⟹ 2\times {10}^{-5}=\frac{{\displaystyle \left.[0.2+\mathrm{X}]{\mathrm{X}}^{-}\right]}}{{\displaystyle 0.2}} \end{gathered}$$

نهمل تركيز أيون الأمونيوم الناتج من تأين الأمونيا كونه كمية قليلة جداً مقارنة مع تركيز الأمونيوم الناتج من تفكك الملح.

$\mathrm{X}=2\times {10}^{-5}\mathrm{M}$ ويمثل $\left[{\mathrm{OH}}^{-}\right]$

نلاحظ أن تركيز أيون الهيدروكسيد انخفض من $2\times {10}^{-3}$ إلى $2\times {10}^{-5}$

نلاحظ أن تركيز أيون الهيدروكسيد انخفض من 2x10-3 إلى 2x10-5 أي انخفض 100 مرة بسبب نقص تفكك الأمونيا نتيجة لإضافة ملح كلوريد الأمونيوم لوجود أيون الأمونيوم المشترك بين المركبين.

(ملاحظة: يمكن الحل باستخدام علاقة المحلول المنظم (بفر) كما سياتي ذكرها لاحقاً).