اثر یون مشترک — به زبان ساده

زمانی‌که یک محلول یونی در تماس با محلول یونی دیگری قرار بگیرد که یونی مشترک داشته باشند، انحلال‌پذیری ماده یونی به شدت کاهش می‌یابد که به این پدیده، اثر یون مشترک می‌گویند. در حقیقت، «اثر یون مشترک» (Common Ion Effect) به اثری می‌گویند که سبب کاهش تفکیک یک الکترولیت به هنگام اضافه شدن الکترولیت دیگری شود که این الکترولیت اضافه شده، شامل یون مشترکی است که از قبل به محلول اضافه شده است. اثر یون مشترک را متاثر از اصل لوشاتلیه می‌دانند.

مقدمه

از نمونه‌هایی که می‌توان اثر یون مشترک را مشاهده کرد می‌توان به عبور گاز هیدروژن کلرید از میان محلول سدیم کلرید اشاره کرد که سبب رسوب سدیم کلرید می‌شود که این رسوب به علت وجود مقدار اضافه یون‌های کلرید در محلول در اثر تفکیک $$HCl$$ است.

\begin{equation}
\mathrm{HF}(\mathrm{aq})+\mathrm{H} 2 \mathrm{O}(\mathrm{I}) \rightleftharpoons \mathrm{H}_{3} \mathrm{O}^{+}(\mathrm{aq})+\mathrm{F}^{-}(\mathrm{aq})
\end{equation}

چنین اثری را نمی‌توان در ترکیبات فلزات واسطه مشاهده کرد زیرا بلوک d این عناصر تمایل به تشکیل یون‌های کمپلکس دارند. ترکیب CuCl از جمله این ترکیبات است که در آب انحلال‌پذیر نیست. اگر بخواهیم این ترکیب در آب حل شود باید یون‌های کلرید به آب اضافه کنیم تا یون کمپلکس محلول در آب به صورت $$CuCl_2^-$$ تشکیل شود.

اثر یون مشترک

همانطور که گفته شد اگر بخواهیم به یک محلول یونی، ترکیبی را اضافه کنیم که شامل یون مشترکی با یون داخل محلول باشد، انحلال‌پذیری آن یون کاهش پیدا می‌کند. به طور مثال ممکن است بخواهیم NaCl جامد را در محلولی حل کنیم که از قبل شامل یون کلر $$(Cl^-)$$ است. مقدار NaCl که می‌توان برای رسیدن به نقطه اشباع در محلول حل کرد به دلیل وجود اثر یون مشترک در نهایت کاهش می‌یابد. چنین اثری نقش مهمی در داروسازی و محیط زیست ایفا می‌کند. اثر یون مشترک را می‌توان به کمک اصل لوشاتلیه بیان کرد. معادله واکنش زیر را در نظر بگیرید.

$$AB_{(s) }\leftrightarrow { A^+ }_{ (aq) } + { B^-}_{ (aq) }$$

در یک انحلال ساده، اضافه کردن یون $${ A^+ }_{ (aq) }$$ از طریق ترکیب دیگر سبب می‌شود تا تعادل به طرف چپ جابجا شود که همین امر، غلظت یون $$B^-$$ را کاهش و در نهایت سبب کاهش انحلال‌پذیری جامد $$AB$$ می‌شود. به عوان مثال، زمانی‌که کلسیم فلوراید در اثر انحلال، به یون‌های کلسیم و کلر تفکیک شود، معادله تفکیک را می‌توان به صورت زیر نوشت:

$$CaF_{2(s) }\leftrightarrow { Ca^{+2} }_{ (aq) }+{ 2F^{-} }_{ (aq) }$$

رابطه بالا حتی درصورت وارد شدن ذرات یونی از منابع دیگر، باید برقرار باشد. بنابراین، با اضافه کردن بیشتر یون کلسیم به محلول، تعادل به طرف چپ جابجا می‌شود و با تشکیل جامد، انحلال‌پذیری آن کاهش پیدا می‌کند.

با توجه به اهمیت یادگیری اثر یون مشترک در علم شیمی، فرادرس اقدام به انتشار فیلم آموزش شیمی عمومی کرده که لینک آن در ادامه آورده شده است.

فیلم آموزش محلول سازی در آزمایشگاه در فرادرس

کلیک کنید

یون مشترک

زمانیکه NaCl و KCl در یک محلول حل شوند، یون‌های کلر به عنوان یون مشترک در هر دو نمک در نظر گرفته می‌شوند. در نتیجه، در سیستمی شامل سدیم کلرید و پتاسیم کلرید، یون کلر، یون مشترک خواهد بود. معادلات زیر را در نظر بگیرید.

$$\begin{equation}
\begin{aligned}
\mathrm{NaCl} & \rightleftharpoons \mathrm{Na}^{+}+\mathrm{Cl}^{-} \\
\mathrm{KCl} & \rightleftharpoons \mathrm{K}^{+}+\mathrm{Cl}^{-} \\
\mathrm{CaCl}_{2} & \rightleftharpoons \mathrm{Ca}^{2+}+2 \mathrm{Cl}^{-} \\
\mathrm{AlCl}_{3} & \rightleftharpoons \mathrm{Al}^{3+}+3 \mathrm{Cl}^{-} \\
\mathrm{AgCl} & \rightleftharpoons \mathrm{Ag}^{+}+\mathrm{Cl}^{-}
\end{aligned}
\end{equation}$$

زمانیکه AgCl در محلولی حل شود که از قبل در آن NaCl یعنی یون‌های سدیم و کلر وجود داشته باشد، یون‌های کلر، حاصل از تفکیک هر دو ترکیب سدیم کلرید و نقره کلرید خواهند بود. در مثال زیر نحوه محاسبه غلظت یون مشترک بیان شده است.

مثال محاسبه غلظت یون مشترک

در محلولی حاوی ترکیبات سدیم کلرید، کلسیم کلرید و HCl، در صورتی که غلظت هریک از مواد حل‌شونده برابر با 0/1 مولار باشد، غلظت یون‌های زیر را حساب کنید.

$$\begin{equation}
\left[\mathrm{Na}^{+}\right],\left[\mathrm{Cl}^{-}\right],\left[\mathrm{Ca}^{2+}\right], \left[\mathrm{H}^{+}\right]
\end{equation}$$

در این ترکیب، به غیر از یون کلر که یون مشترک است، بقیه یون‌ها غلظتی برابر با ۰/۱ مولار دارند. یعنی خواهیم داشت:

$$\begin{equation}
\left[\mathrm{Na}^{+}\right]=\left[\mathrm{Ca}^{2+}\right]=\left[\mathrm{H}^{+}\right]=0.10 \mathrm{M}
\end{equation}$$

اما غلظت‌ها برای یون مشترک کلر باید با یکدیگر جمع شوند و در این جمع‌زدن باید مقدار 0/2 مولار را برای ترکیب $$CaCl_2$$ در نظر بگیریم. بنابراین خواهیم داشت:‌

$$\begin{equation}
\begin{aligned}
\left[\mathrm{Cl}^{-}\right]=0.10 \\
+ 0.20 \\
+0.10 \\ = 0.40 \ M
\end{aligned}
\end{equation}$$

اثر یون مشترک در حلالیت

در ادامه متن نحوه تاثیر انحلال‌پذیری نمک در یک محلول را با اضافه کردن یون مشترک بررسی می‌کنیم.

از اثر یون مشترک برای بدست آوردن آب آشامیدنی سفره‌های آب زیرزمینی استفاده می‌کنند که حاوی گچ و سنگ آهک هستند. سدیم کربنات نیز برای کاهش سختی آب به آن اضافه می‌شود. به هنگام تصفیه آب، اثر یون مشترک سبب می‌شود تا با اضافه کردن سدیم کربنات، کلسیم کربنات رسوب کند و در نتیجه رسوبات بسیار ریز کلسیم کربنات بدست می‌آیند. از این رسوبات می‌توان در فرآیند تولید خمیر دندان استفاده کرد.

از آن‌جایی که صابون‌ها،‌ نمک‌های سدیم کربوکسیلیک اسیدها با زنجیره کربنی طویل هستند، از اثر یون مشترک در ساخت صابون‌ها نیز استفاده می‌شود. با اضافه کردن سدیم کلرید به محلول، صابون ته‌نشین می‌شود. با این وجود، آب‌هایی مانند آب دریا و آب شور که مقادیر زیادی یون سدیم دارند، عملکرد صابون‌ها را با کاهش انحلال‌پذیری، کاهش می‌دهند.

معرفی فیلم آموزش شیمی عمومی

با توجه به این‌که شیمی عمومی از جمله دروس اصلی در دانشگاه و در رشته‌های مهندسی به شمار می‌آید، «فرادرس» دوره آموزشی ۸ ساعت و ۲۴ دقیقه‌ای را در قالب چهارده درس تدوین کرده است که در ادامه به توضیح این دروس خواهیم پرداخت.

درس اول به ساختار اتم اختصاص دارد که از جمله مباحث مهم آن می‌توان به انرژی یونش و ایزوتوپ‌ها اشاره کرد. در درس دوم، پیوندهای شیمیایی بررسی می‌شود و قاعده اکتت، پیوند کووالانسی، یونی و فلزی از جمله مباحث مهم آن هستند. شکل مولکول و قطبیت پیوند به همراه ممان دوقطبی در درس سوم آموزش داده خواهد شد. رفتار گازها از جمله قانون بویل و شارل از مباحث مهم درس چهارم هستند. مایعات و جامدات، محلول‌ها و عوامل موثر بر انحلال‌پذیری در درس پنجم و ششم بررسی می‌شوند. ترمودینامیک و تعادل‌های شیمیایی از جمله قانون هس، درس هفتم این آموزش را تشکیل می‌دهند.

در درس هشتم، سینتیک شیمیایی و سرعت واکنش مورد بررسی قرار می‌گیرد. اسیدها و بازها و انواع شناساگرها نیز مباحث مهم درس نهم را تشکیل می‌دهند. به هنگام بررسی تعادل‌های آبی درس دهم، اثر یون مشترک و تیتراسیون از مباحث مهم این درس به شمار می‌آیند. مباحث الکتروشیمی همچون سلول‌های الکترولیتی در درس یازدهم بیان خواهند شد. سه درس آخر نیز به شیمی عناصر فلزی و غیرفلزی در جدول تناوبی و گروه‌های مربوط به آن اختصاص دارد.

فیلم آموزش آزمایشگاه شیمی عمومی در فرادرس

کلیک کنید

pH و اثر یون مشترک

زمانی‌که یون مزدوج یک محلول بافر به این محلول اضافه شود، به دلیل اثر یون مشترک، pH محلول بافر تغییر پیدا می‌کند. نمونه‌های این اتفاق را می‌توان به هنگام انحلال استیک اسید و سدیم استات در یک محلول مشاهده کرد که سبب تولید یون استات می‌شوند. سدیم استات به طور کامل تفکیک می‌شود اما در استیک اسید، این تفکیک به صورت جزئی صورت می‌گیرد زیرا استیک اسید، یک اسید ضعیف و سدیم استات، الکترولیتی قوی است.

بر اساس اصل لوشاتلیه، یون‌های جدید استات سبب کاهش تفکیک استیک اسید می‌شوند و تعادل را به طرف چپ می‌برند. در نتیجه، با توجه به کاهش تفکیک استیک اسید، pH محلول افزایش می‌یابد.