تعادل یونی I الکترولیت های ضعیف یونش آب و PH شناساگرها
Download
Report
Transcript تعادل یونی I الکترولیت های ضعیف یونش آب و PH شناساگرها
الکترولیت های قوی ← %100در آب یونیزه می شوند.
مانند ،هیدروکلریک اسید HClو یا سدیم استات.
هیدروکسید اغلب فلز ها،یا الکترولیت ها قوی هستند و یا ترکیباتی با انحالل پذیری ناچیز.
الکترولیت های ضعیف ← به طور ناقص یونیزه می شوند.
HC₂H₃O₂(aq)+H₂O⇌ H₃O⁺+C₂H₃O⁻
درصد یونش یک الکترولیت ضعیف :
کسری از غلظت کل الکترولیت که در حال تعادل با فرم یونی است.
عده مول ها ی حل شده به فرم یونی
x 100 = ɑ
عده کل مول های حل شده
افزایش درصد یونش ← بارقیق شدن محلول صورت می گیرد.
ثابت های یونش این الکترولیت های ضعیف تنها تحت تاثیردما تغییر خواهد کرد.
آب ،الکترولیت بسیار ضعیفی است.درآب،بین یون های حاصل از خودیونش آب و خود مولکول های آب
تعادل وجود دارد.پس یک ثابت تعادل برای آب وجود دارد که به آن ثابت تفکیک آب می گویند.
H₂O + H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻
= 𝑊𝐾 [H₃O⁺][OH⁻] = 10−14در دمای ℃25
[H₃O⁺] = [OH⁻] = 10−7
: PH
]PH= -log [H⁺
= 7PH=-log 10−7
برای مثال درآب خالص که ، [H⁺]=10−7
پس برای یک محلول خنثی PH=7 ،می باشد.
برای یک محلول اسیدی PH < 7 ،وبرای یک محلول بازی PH>7می باشد.
PH+POH =14
ترکیبات آلی دارای ساختار پیچیده که در
محلول با تغییر ، PHتغییر رنگ می دهند
را شناساگر می نامند.
درواقع ،شناساگرها،اسید ها یا باز های
ضعیفی هستند که به علت تغییر رنگ
شدیدشان،فقط چند قطره از محلول رقیق
آنها برای سنجش PHکافی است.
بنابراین،قدرت اسیدی محلول موردنظر در
اثرافزایش شناساگرها ،تغییر محسوسی
نمی کند.
در جدول زیر،تعدادی از شناساگرها را
معرفی کردیم:
دامنه PHتغییر رنگ یک شناساگر به
ثابت یونش آن شناساگر بستگی دارد.
برای شناساگرهایی که اسید ضعیفند،هرچه
قدر که 𝑎𝐾 کوچکتر باشد،دامنه PH
مربوط به تغییر رنگ بزرگتر است.
شناساگر
رنگ اسیدی
دامنه PHبرای تغییر
رنگ
رنگ بازی
نارنجی متیل
قرمز
1.2تا 2.8
زرد
ارغوانی
قرمز
5.0تا 8.0
آبی
بی رنگ
بی رنگ
8.3تا 10.0
قرمز
محلول های بافر ،محلول هایی هستند که توانایی حفظ PHدر یک مقدار تقریبا ثابت را دارند.
بافرها:
.1یک اسید ضعیف همراه بانمک آن ،مثل استیک اسید و سدیم استات(دارای یون استات)
HC₂H₃O₂ ⇌ H⁺ + C₂H₃O₂⁻
اگر اسید ( ) H⁺به این واکنش افزوده شود،معادله در جهت مصرف H⁺به سمت چپ حرکت خواهد کرد وبدین ترتیب
،مقدار H⁺به حالت اولیه برمی گردد و PHاولیه تقریبا ثابت می ماند.اگر به این معادله باز( )OH⁻افزوده شود،با
H⁺واکنش داده و خنثی می شود.بنابراین در هر حالت PHاولیه حفظ می گردد و ثابت باقی می ماند.
.2یک باز ضعیف همراه با نمک آن،مثل آمونیاک و یون آمونیوم.
ظرفیت بافر:مقدار بیشینه ای از اسید و باز که هر بافر می تواند تحمل کند.
] [𝐴−
]𝐴𝐻[
NH₃ +H₂O ⇌NH₄⁺ + OH⁻
PH= P𝐾𝑎 + logمعادله هندرسن-هاسلباخ
به طور کلی،نسبت اجزای یونی به مولکولی در یک بافر موثر،باید بین 0/1تا 10باشد،پس PHباید بین
P𝐾𝑎 -1تا P𝐾𝑎 +1باشد.
اسیدهای چند پروتونی ،اسید هایی هستند که بیش از یک هیدروژن اسیدی در هر مولکول دارند.مانند
فسفریک اسید ( )H₃PO₄یا سولفوریک اسید (. )H₂SO₄
این اسیدها به صورت مرحله ای یونیزه می شوند وهر مرحله دارای یک ثابت یونش مخصوص به خود است.
H₃PO₄ ⇌H⁺ + H₂PO₄⁻
𝐾𝑎1 = 7.5 × 10−3
H₂PO₄⁻ ⇌ H⁺ + HPO₄²⁻
𝐾𝑎2 = 6.2 × 10−8
HPO₄²⁻ ⇌ H⁺ + PO₄²⁻
𝐾𝑎3 = 1 × 10−12
اولین یونش ،قوی تر از دومی و دومین یونش قوی تر از سومین یونش می باشد.
چرا ؟
چون،از دست دادن H⁺از یک مولکول با بار منفی ،سخت تر از رها کردن
H⁺از همان مولکول به صورت خنثی است و این موضوع باعث کاهش ثابت یونش
نیز می گردد.
فسفریک اسید
سولفوریک اسید
PHمحلول یک نمک نرمال
یون هایی با نقش اسید وباز
یون های معینی که ازنمک های نرمال به دست
می آیند( ،) Fe³⁺,NH₄⁺,NO₂⁻,C₂H₃O₂⁻
محلول های اسیدی یا بازی را تولید می کنند:
.1آنیون های حاصل از اسید های ضعیف،محلول
های بازی به وجود می آورند.
NO₂⁻ + H₂O ⇌HNO₂ + OH⁻
.2کاتیون های حاصل از بازهای ضعیف ،محلول –
های اسیدی تولید می کنند.
NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₃ + H₃O⁺
به واکنش بین آب ویک یون ،هیدرولیز می گوییم.
برای یک اسید و باز ضعیف :
𝐾𝑎 𝐾𝑏 = 𝐾𝑤
آنیون ها و کاتیون های حاصل از اسیدها و بازهای
قوی ،هیدرولیز نمی شوند.هیدرولیز فقط زمانی انجام
می شود که یون در واکنش با آب،به یک الکترولیت
ضعیف تبدیل شود.
هرچقدر الکترولیت تولید کننده یون،ضعیفتر باشد،
واکنش آن با آب شدیدتر است.
PHاین محلول را برمبنای قدرت اسید وباز به
وجودآورنده نمک می توان پیش بینی کرد:
.1نمک یک باز قوی و یک اسید قوی:
نه آنیون و نه کاتیون ،هیچ کدام هیدرولیز نمی
شوند.
PH=7
.2نمک یک باز قوی و یک اسید ضعیف:
از هیدرولیز آنیون آن ها،یون OH⁻به وجود می
آید.
PH>7
.3نمک یک باز ضعیف و یک اسید قوی:
از هیدرولیز کاتیون آن ها،یون H₃O⁺تولید می
شود.
PH<7
.4نمک باز ضعیف واسید ضعیف:
کاتیون وآنیون آن ها،هیدرولیز می شود و PH
محلول بستگی به میزان هیدرولیز هریک از آن ها
دارد.
بایک مثال توضیح داده می شود:
در تیتر کردن NaOHبا HCOOHباید چندین محدوده را درنظر داشته باشیم:
.1قبل از افزایش تیترانت(سدیم هیدروکسید)
.2افزایش تیترانت قبل از eq 𝐾𝑎 =1.8 × 10−4
.3افزایش تیترانت در eq
.4افزایش تیترانت بعد از eq
𝑐𝑐𝑉 = 10
𝑐𝑐𝑉 = 5
NaOH
𝑀 𝑐𝑀 = 0.1
𝑐𝑀 = 0.2
PH
HCOOH
][HCOOH
mmol
HCOOH
باقی مانده
]x=[H⁺
]PH=-log [H⁺
HCOOH ⇌ H⁺ + COOH⁻
0.1-X
X
X
1
10
جدول-1قبل از افزایش تیترانت
1
mmol
NaOH
0
𝐻𝑂𝑎𝑁𝑉
0
:واکنش زیر می باشد،واکنش دیگری که در حال انجام است
HCOOH + NaOH → NaCOOH + H₂O
𝑉𝑁𝑎𝑂𝐻
mmol
NaOH
mmol
HCOOH
باقی مانده
[HCOOH]
[HCOO⁻]
3
0.6
0.4
0.4
13
0.6
13
PH
P𝐾𝑎 =PH-log
[𝐻𝐶𝑂𝑂 − ]
[𝐻𝐶𝑂𝑂𝐻]
eq افزایش تیترانت قبل از-2جدول
𝑉𝑁𝑎𝑂𝐻
mmol
NaOH
mmol
HCOOH
باقی مانده
[HCOOH]
PH
[HCOO⁻]
HCOO⁻ + H₂O ⇌ HCOOH +OH⁻
1
5
1
0
0
1
15
15
-X
𝐾𝑏 =
XX
𝐾𝑊
𝐾𝑎
x=[OH⁻]
-log [OH⁻] = POH
POH+PH = 14
eq افزایش تیترانت در-3جدول
PH
][HCOO⁻
][HCOOH
mmol
HCOOH
باقی مانده
mmol
NaOH
𝐻𝑂𝑎𝑁𝑉
][OH⁻
به دست آمده از سدیم هیدروکسید
1
20
1
20
0
2
10
جدول-4افزایش تیترانت بعد از eq
نقطه خنثی شدن اسید وباز همان نقطه هم ارزی می باشد که eqهم نامیده می شود.در این نقطه با تغییر شدید PHروبه رو
هستیم.منحنی PHدر نزدیکی نقطه هم ارز خیزش شدیدی را به همراه دارد.
هر شناساگری،رنگ اسیدی خود را در PHپایین تر از دامنه در نمودار نشان می دهد و رنگ قلیایی خود را در PHباالتر
سی سود 0.5موالر با اسید سولفوریک
0.2موالر است.
12
11
10
9
8
7
6
5
4
)Titrant Volume (NaOH
3
2
1
0
PH
از دامنه نشان می دهد.
PHدرتیترکردن با استفاده از پتانسیل سنج
اندازه گیری می شود.
منحنی مقابل،مربوط به تیتراسیون 10سی –
14
13
12
11
10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
0
نقطه پایانی،نقطه انتهایی شیب نمودار است،جایی که شناساگر قصد تغییر رنگ به
رنگ قلیایی
را دارد.
تغییر رنگ شناساگر فنول
فتالئین به هنگام نقطه پایانی.
پایان