آبکافت نمک‌ها و pH محلول؛ تشخیص اسیدی، بازی یا خنثی بودن نمک

آبکافت با حل‌شدن و تفکیک نمک یکسان نیست

نمک یونی هنگام حل‌شدن به یون‌های سازنده تفکیک می‌شود؛ برای نمونه CH₃COONa در آب به Na⁺ و CH₃COO⁻ تبدیل می‌شود. این جدایی یون‌ها به‌تنهایی آبکافت نیست. آبکافت زمانی رخ می‌دهد که یکی از یون‌ها با آب واکنش دهد و H₃O⁺ یا OH⁻ بسازد.

یون استات باز مزدوج یک اسید ضعیف است و می‌تواند از آب پروتون بگیرد: CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻. تولید OH⁻ سبب می‌شود محلول سدیم استات بازی باشد. در مقابل، یون‌هایی که از اسید یا باز قوی آمده‌اند معمولاً در مدل دبیرستانی واکنش مؤثری با آب ندارند.

• تفکیک: جداشدن یون‌های نمک در آب
• آبکافت: واکنش اسید و باز یک یون با آب
• تولید OH⁻ نشانه آبکافت بازی است
• تولید H₃O⁺ نشانه آبکافت اسیدی است

منشأ کاتیون و آنیون را پیدا کن

برای تحلیل یک نمک، فرمول آن را به کاتیون و آنیون بشکن. کاتیون را می‌توان بخش مرتبط با باز سازنده و آنیون را بخش مرتبط با اسید سازنده دانست. در NaCl، یون Na⁺ از باز قوی NaOH و یون Cl⁻ از اسید قوی HCl آمده‌اند؛ پس هیچ‌کدام تمایل قابل توجهی به آبکافت ندارند و محلول در دمای معمول تقریباً خنثی است.

در NH₄Cl، یون Cl⁻ همچنان تماشاگر است، اما NH₄⁺ اسید مزدوج باز ضعیف NH₃ به شمار می‌آید و به آب پروتون می‌دهد: NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₃ + H₃O⁺. بنابراین محلول آمونیوم کلرید اسیدی است. در CH₃COONa نیز Na⁺ تماشاگر و CH₃COO⁻ باز مزدوج اسید ضعیف است؛ پس محلول بازی می‌شود.

• اسید قوی + باز قوی: محلول تقریباً خنثی
• اسید قوی + باز ضعیف: محلول اسیدی
• اسید ضعیف + باز قوی: محلول بازی
• قوی یا ضعیف بودن را به اسید و باز سازنده نسبت بده، نه به خود نمک

قدرت یون مزدوج جهت آبکافت را تعیین می‌کند

هرچه یک اسید ضعیف‌تر باشد، باز مزدوج آن برای گرفتن پروتون قوی‌تر است. اگر HA اسید ضعیف و A⁻ باز مزدوج آن باشد، ثابت بازی A⁻ از رابطه Kᵦ = Kʷ ÷ Kₐ به دست می‌آید. به همین ترتیب برای اسید مزدوج BH⁺ یک باز ضعیف، Kₐ = Kʷ ÷ Kᵦ است. در 25 °C مقدار Kʷ برابر 1.0 × 10⁻¹⁴ در نظر گرفته می‌شود.

این رابطه نشان می‌دهد چرا Cl⁻، باز مزدوج HCl قوی، عملاً باز بسیار ضعیفی است؛ اما CH₃COO⁻، باز مزدوج استیک اسید ضعیف، با آب واکنش می‌دهد. عبارت «یون تماشاگر» در این بحث یعنی سهم یون در تعادل اسید و باز ناچیز است، نه اینکه یون در محلول حضور ندارد.

• برای باز مزدوج اسید ضعیف: Kᵦ = Kʷ ÷ Kₐ
• برای اسید مزدوج باز ضعیف: Kₐ = Kʷ ÷ Kᵦ
• اسید قوی، باز مزدوج بسیار ضعیف دارد
• باز قوی، اسید مزدوج بسیار ضعیف دارد

نمک حاصل از اسید ضعیف و باز ضعیف را با مقایسه ثابت‌ها بررسی کن

در نمکی مانند NH₄CH₃COO هر دو یون ممکن است آبکافت شوند: NH₄⁺ می‌تواند H₃O⁺ و CH₃COO⁻ می‌تواند OH⁻ تولید کند. در این حالت تنها دیدن دو یون آبکافت‌شونده برای تعیین pH کافی نیست و باید قدرت اسیدی کاتیون را با قدرت بازی آنیون مقایسه کرد.

اگر Kₐ کاتیون از Kᵦ آنیون بزرگ‌تر باشد، اثر اسیدی غالب و pH کمتر از ۷ است. اگر Kᵦ آنیون بزرگ‌تر باشد، محلول بازی خواهد بود. برابر یا بسیار نزدیک بودن این دو مقدار، محلولی تقریباً خنثی می‌دهد. این نتیجه تقریبی بر مقایسه تعادل‌ها تکیه دارد و با خنثی فرض‌کردن خودکار همه نمک‌ها تفاوت دارد.

• هر دو یون را جداگانه از نظر آبکافت بررسی کن
• Kₐ کاتیون > Kᵦ آنیون: محلول اسیدی
• Kᵦ آنیون > Kₐ کاتیون: محلول بازی
• ثابت‌های نزدیک: محلول تقریباً خنثی

pH نمک یک اسید ضعیف را گام‌به‌گام محاسبه کن

برای نمک A⁻ ابتدا غلظت اولیه یون را از تفکیک نمک پیدا و سپس تعادل A⁻ + H₂O ⇌ HA + OH⁻ را بنویس. اگر غلظت اولیه C و مقدار OH⁻ تولیدشده x باشد، Kᵦ = x² ÷ (C − x) است. هنگامی که x در برابر C کوچک باشد، می‌توان نوشت x ≈ √(KᵦC). پس از یافتن [OH⁻]، ابتدا pOH و سپس در 25 °C از pH = 14 − pOH استفاده می‌کنیم.

برای نمک اسید مزدوج یک باز ضعیف، مسیر مشابه است: تعادل BH⁺ + H₂O ⇌ B + H₃O⁺ را می‌نویسیم، Kₐ را از Kʷ ÷ Kᵦ به دست می‌آوریم و در تقریب مناسب [H₃O⁺] ≈ √(KₐC) خواهد بود. تقریب را فقط وقتی به کار ببر که درصد یونش کوچک باشد؛ در غیر این صورت باید معادله درجه دوم را حل کرد.

• غلظت یون آبکافت‌شونده را پس از تفکیک تعیین کن
• ثابت مناسب Kₐ یا Kᵦ را بساز
• جدول تغییر غلظت بنویس و x را پیدا کن
• در پایان نوع یون به‌دست‌آمده و جهت pH را کنترل کن

مثال حل‌شده: pH محلول سدیم استات

pH محلول 0.10 mol·L⁻¹ سدیم استات را در 25 °C حساب می‌کنیم. برای استیک اسید Kₐ = 1.8 × 10⁻⁵ است؛ پس Kᵦ یون استات برابر (1.0 × 10⁻¹⁴) ÷ (1.8 × 10⁻⁵) = 5.6 × 10⁻¹⁰ می‌شود. واکنش آبکافت CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻ است.

با تقریب x ≈ √(KᵦC) داریم [OH⁻] ≈ √(5.6 × 10⁻¹⁰ × 0.10) = √(5.6 × 10⁻¹¹) ≈ 7.5 × 10⁻⁶ mol·L⁻¹. بنابراین pOH ≈ 5.13 و pH ≈ 14.00 − 5.13 = 8.87 است. بزرگ‌تر بودن pH از ۷ با تولید OH⁻ سازگار است و یک کنترل کیفی برای پاسخ فراهم می‌کند.

تمرین روشن و نکات کلیدی

تمرین: pH محلول 0.20 mol·L⁻¹ NH₄Cl را در 25 °C بیاب. اگر Kᵦ آمونیاک 1.8 × 10⁻⁵ باشد، برای NH₄⁺ داریم Kₐ = (1.0 × 10⁻¹⁴) ÷ (1.8 × 10⁻⁵) = 5.6 × 10⁻¹⁰. یون Cl⁻ آبکافت مؤثری ندارد و تعادل اصلی NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₃ + H₃O⁺ است.

در تقریب مناسب، [H₃O⁺] ≈ √(5.6 × 10⁻¹⁰ × 0.20) ≈ 1.1 × 10⁻⁵ mol·L⁻¹ و pH ≈ 4.98 می‌شود. پاسخ کمتر از ۷ است، همان‌طور که از اسید مزدوج بودن NH₄⁺ انتظار داشتیم. برای هر مسئله ابتدا ماهیت محلول را پیش‌بینی کن و محاسبه را وسیله سنجش همان پیش‌بینی بدان.

• نمک را پیش از نوشتن تعادل به یون‌ها تفکیک کن
• یون حاصل از اسید یا باز قوی را در مدل معمول تماشاگر بگیر
• معادله آبکافت فقط برای یون مؤثر نوشته می‌شود
• Kₐ و Kᵦ مزدوج را با Kʷ به هم تبدیل کن
• پس از محاسبه، اسیدی یا بازی بودن پاسخ را کنترل کن
• خنثی بودن ظاهری فرمول نمک، pH برابر ۷ را تضمین نمی‌کند