تعادل یونی I الکترولیت های ضعیف یونش آب و PH شناساگرها

Report
‫‪‬‬
‫‪‬‬
‫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⁻‬‬
‫‪‬‬
‫=  ‪ [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  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.‬‬
‫‪‬‬
‫‪‬‬
‫‪‬‬
‫‪‬‬
‫] ‪[−‬‬
‫][‬
‫‪NH₃ +H₂O ⇌NH₄⁺ + OH⁻‬‬
‫‪PH= P + log‬معادله هندرسن‪-‬هاسلباخ‬
‫به طور کلی‪،‬نسبت اجزای یونی به مولکولی در یک بافر موثر‪،‬باید بین ‪ 0/1‬تا ‪ 10‬باشد‪،‬پس ‪ PH‬باید بین‬
‫‪ P -1‬تا ‪ P +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⁻‬‬
‫‪1 = 7.5 × 10−3 ‬‬
‫‪H₂PO₄⁻ ⇌ H⁺ + HPO₄²⁻‬‬
‫‪2 = 6.2 × 10−8 ‬‬
‫‪HPO₄²⁻ ⇌ H⁺ + PO₄²⁻‬‬
‫‪3 = 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 ‪:‬‬
‫‪‬‬
‫‪‬‬
‫‪  =  ‬‬
‫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  =1.8 × 10−4‬‬
‫‪.3‬افزایش تیترانت در ‪eq‬‬
‫‪.4‬افزایش تیترانت بعد از ‪eq‬‬
‫‪ = 10‬‬
‫‪ = 5‬‬
‫‪NaOH‬‬
‫ ‪ = 0.1‬‬
‫‪ = 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
‫‬
‫‪0‬‬
:‫واکنش زیر می باشد‬،‫واکنش دیگری که در حال انجام است‬
HCOOH + NaOH → NaCOOH + H₂O 


mmol
NaOH
mmol
HCOOH
‫باقی مانده‬
[HCOOH]
[HCOO⁻]
3
0.6
0.4
0.4
13
0.6
13
PH
P =PH-log
[ − ]
[]
eq ‫افزایش تیترانت قبل از‬-2‫جدول‬

mmol
NaOH
mmol
HCOOH
‫باقی مانده‬
[HCOOH]

PH
[HCOO⁻]
HCOO⁻ + H₂O ⇌ HCOOH +OH⁻
1
5
1
0
0
1
15
15
-X
 =
XX


x=[OH⁻]
-log [OH⁻] = POH
POH+PH = 14
eq ‫افزایش تیترانت در‬-3‫جدول‬

‫‪PH‬‬
‫]‪[HCOO⁻‬‬
‫]‪[HCOOH‬‬
‫‪mmol‬‬
‫‪HCOOH‬‬
‫باقی مانده‬
‫‪mmol‬‬
‫‪NaOH‬‬
‫‬
‫]‪[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

similar documents