اثر یون مشترک چیست؟ بررسی تعادل اسیدهای ضعیف و نمک‌های کم‌محلول

یون مشترک را از روی دو ماده حاضر در محلول پیدا کن

یون مشترک یونی است که دو حل‌شونده می‌توانند آن را در یک محلول فراهم کنند. برای نمونه استیک اسید CH₃COOH به مقدار کم یونش می‌یابد و یون CH₃COO⁻ می‌سازد؛ سدیم استات CH₃COONa نیز در آب تقریباً به‌طور کامل به Na⁺ و CH₃COO⁻ تفکیک می‌شود. بنابراین استات، یون مشترک این دو ماده است. یون سدیم در تعادل یونش اسید شرکت مستقیم ندارد و در این تحلیل یون تماشاگر است.

برای تشخیص درست، ابتدا معادله یونش یا انحلال ماده‌ای را که در تعادل است بنویس و سپس یون‌های ماده افزوده‌شده را جدا کن. هر گونه‌ای که در هر دو فهرست ظاهر شود، یون مشترک است. مشابه‌بودن نام دو ترکیب کافی نیست؛ باید گونه‌های واقعی موجود در محلول را مقایسه کنی.

• معادله تعادل را پیش از نام‌بردن یون مشترک بنویس
• الکترولیت قوی را در محلول به یون‌هایش تفکیک کن
• یون مشترک باید یکی از گونه‌های همان تعادل باشد
• یون تماشاگر را وارد عبارت ثابت تعادل نکن

اصل لوشاتلیه جهت جابه‌جایی تعادل را نشان می‌دهد

تعادل یونش یک اسید ضعیف را به صورت HA(aq) + H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + A⁻(aq) در نظر بگیر. افزودن نمکی محلول که A⁻ تولید می‌کند، غلظت یکی از فرآورده‌ها را افزایش می‌دهد. طبق اصل لوشاتلیه، تعادل به سمت چپ جابه‌جا می‌شود تا بخشی از A⁻ و H₃O⁺ مصرف و HA بیشتری تشکیل شود.

جابه‌جایی تعادل به معنی متوقف‌شدن یونش نیست. در تعادل تازه، واکنش رفت و برگشت همچنان با سرعت برابر انجام می‌شوند، اما درصد یونش اسید از حالتی که اسید به‌تنهایی در آب بود کمتر است. همچنین در دمای ثابت مقدار Ka تغییر نمی‌کند؛ غلظت‌های تعادلی تغییر می‌کنند تا نسبت [H₃O⁺][A⁻]/[HA] دوباره با همان Ka برابر شود.

• افزودن فرآورده، تعادل را به سمت واکنش‌دهنده‌ها می‌برد
• اثر یون مشترک مقدار ثابت تعادل را در دمای ثابت عوض نمی‌کند
• غلظت یون‌ها و درصد یونش می‌توانند تغییر کنند
• تعادل جابه‌جا می‌شود، اما واکنش‌های رفت و برگشت ادامه دارند

یون مشترک، یونش اسید یا باز ضعیف را کاهش می‌دهد

در محلول اسید ضعیف HA، افزودن نمک محلول NaA غلظت A⁻ را بالا می‌برد و یونش اسید را سرکوب می‌کند. در نتیجه، با ثابت‌بودن حجم و دما و در محدوده رفتار ایده‌آل، غلظت H₃O⁺ نسبت به محلول همان اسید بدون نمک کمتر می‌شود و pH افزایش می‌یابد. این منطق پایه تشکیل بافر اسید ضعیف و باز مزدوج آن است، هرچند «اثر یون مشترک» و «ظرفیت بافری» دو اصطلاح هم‌معنا نیستند.

برای یک باز ضعیف نیز همین استدلال برقرار است. اگر B + H₂O ⇌ BH⁺ + OH⁻ باشد، افزودن نمکی که BH⁺ فراهم کند تعادل را به چپ می‌راند، یونش B را کاهش می‌دهد و غلظت OH⁻ را کم می‌کند. در هر دو حالت باید از معادله واقعی تعادل جهت تغییر را نتیجه گرفت؛ حفظ‌کردن جمله‌ای کلی بدون شناسایی یون افزوده‌شده می‌تواند گمراه‌کننده باشد.

• A⁻ مشترک، یونش HA را کاهش می‌دهد
• BH⁺ مشترک، یونش باز B را کاهش می‌دهد
• کاهش یونش با تغییر Ka یا Kb یکی نیست
• اثر بافری به حضور مقدار قابل‌توجه هر دو عضو زوج مزدوج وابسته است

حلالیت نمک کم‌محلول در حضور یون مشترک کمتر می‌شود

برای نمک کم‌محلول AgCl تعادل AgCl(s) ⇌ Ag⁺(aq) + Cl⁻(aq) برقرار است و Ksp = [Ag⁺][Cl⁻]. اگر NaCl محلول اضافه شود، غلظت Cl⁻ افزایش می‌یابد و تعادل به سمت تشکیل AgCl جامد جابه‌جا می‌شود. در نتیجه مقدار AgCl که می‌تواند در محلول باقی بماند کاهش می‌یابد؛ یعنی حلالیت مولی آن از حلالیت در آب خالص کمتر می‌شود.

خود جامد خالص در عبارت Ksp نوشته نمی‌شود و مقدار Ksp در دمای ثابت تغییر نمی‌کند. اگر یون مشترک باعث شود حاصل‌ضرب لحظه‌ای غلظت یون‌ها Qsp از Ksp بزرگ‌تر شود، رسوب تشکیل می‌شود تا غلظت‌ها به حالت تعادل برگردند. پس کاهش حلالیت و تشکیل رسوب دو نمود وابسته به یک اصل‌اند، اما تشکیل رسوب فقط زمانی رخ می‌دهد که شرایط غلظتی از حد اشباع عبور کند.

• افزودن Ag⁺ یا Cl⁻ حلالیت AgCl را کاهش می‌دهد
• Ksp در دمای ثابت ثابت می‌ماند
• جامد خالص در عبارت Ksp وارد نمی‌شود
• برای تصمیم درباره رسوب، Qsp را با Ksp مقایسه کن

اثر یون مشترک را با رقیق‌سازی و افزودن یون نامشترک اشتباه نگیر

رقیق‌کردن محلول، غلظت همه گونه‌های حل‌شده را در لحظه کاهش می‌دهد و سپس سامانه به تعادل تازه می‌رسد. اما در اثر یون مشترک، غلظت یکی از گونه‌های حاضر در معادله تعادل به‌طور انتخابی افزایش می‌یابد. بنابراین نتیجه این دو کار الزاماً یکسان نیست؛ برای نمونه رقیق‌سازی اسید ضعیف درصد یونش آن را بیشتر می‌کند، در حالی که افزودن باز مزدوج، درصد یونش را کاهش می‌دهد.

افزودن نمکی که هیچ یون آن در تعادل موردنظر حضور ندارد، در مدل ساده دبیرستانی اثر یون مشترک محسوب نمی‌شود. همچنین اگر ماده افزوده‌شده با یکی از گونه‌ها واکنش تقریباً کامل دهد، باید ابتدا آن واکنش استوکیومتری را انجام داد و سپس تعادل باقی‌مانده را بررسی کرد. برای مثال افزودن مقدار قابل‌توجه باز قوی به اسید ضعیف فقط یک تغییر تعادلی ساده نیست؛ خنثی‌شدن نیز رخ می‌دهد.

• رقیق‌سازی، افزایش انتخابی یک گونه نیست
• یون نامشترک در مدل ساده اثر یون مشترک ایجاد نمی‌کند
• واکنش کامل را پیش از محاسبه تعادل انجام بده
• درصد یونش و غلظت یون را دو کمیت جدا در نظر بگیر

مثال حل‌شده: حلالیت AgCl را در محلول NaCl حساب کن

فرض کن Ksp نقره کلرید در دمای مسئله 1.8×10⁻¹⁰ است. حلالیت مولی AgCl را در محلول 0.010 mol·L⁻¹ سدیم کلرید بیاب. از تفکیک کامل NaCl، غلظت اولیه Cl⁻ برابر 0.010 M است. اگر حلالیت مولی AgCl را s بگیریم، در تعادل [Ag⁺]=s و [Cl⁻]=0.010+s خواهد بود؛ پس 1.8×10⁻¹⁰ = s(0.010+s).

چون انتظار داریم s در برابر 0.010 بسیار کوچک باشد، می‌نویسیم 0.010+s ≈ 0.010. بنابراین s ≈ (1.8×10⁻¹⁰)/(1.0×10⁻²) = 1.8×10⁻⁸ mol·L⁻¹. کنترل تقریب نشان می‌دهد s فقط 1.8×10⁻⁶ برابر غلظت کلرید اولیه است و حذف آن موجه است. در آب خالص برای همین نمک s تقریباً √Ksp ≈ 1.3×10⁻⁵ M می‌شود؛ مقایسه دو مقدار، کاهش چشمگیر حلالیت بر اثر یون مشترک را نشان می‌دهد.

تمرین روشن و نکات کلیدی

تمرین: برای تعادل HF(aq) + H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + F⁻(aq)، افزودن کدام ماده درصد یونش HF را کاهش می‌دهد: NaF یا NaCl؟ سدیم فلوئورید در آب F⁻ می‌سازد که فرآورده و یون مشترک تعادل است؛ پس تعادل را به چپ می‌برد و درصد یونش HF را کاهش می‌دهد. یون‌های حاصل از NaCl در معادله این تعادل حضور ندارند و در مدل ساده، اثر یون مشترک ندارند.

برای حل سؤال‌ها چهار گام را اجرا کن: معادله تعادل را بنویس، ماده افزوده‌شده را به گونه‌های محلولی تبدیل کن، یون مشترک و سمت حضور آن را پیدا کن و جهت جابه‌جایی را با اصل لوشاتلیه تعیین کن. در مسائل عددی، جدول غلظت بساز و تقریب را فقط پس از نوشتن رابطه کامل به کار ببر؛ سپس کوچک‌بودن مقدار حذف‌شده را کنترل کن.

• یون مشترک را از خود معادله تعادل پیدا کن
• جهت تغییر را از افزایش یک واکنش‌دهنده یا فرآورده نتیجه بگیر
• Ka و Ksp در دمای ثابت تغییر نمی‌کنند
• یونش اسید ضعیف و حلالیت نمک کم‌محلول معمولاً کاهش می‌یابد
• پیش از تعادل، واکنش‌های کامل احتمالی را بررسی کن
• در محاسبه، اعتبار تقریب را با پاسخ نهایی بسنج