நியமன வளைவுகளும் காட்டிகளும்

முழுமையான பார்வை — நியமன வளைவு என்றால் என்ன?

ஒரு அமிலத்தையும் ஒரு மூலத்தையும் (base) கொண்டு நடத்தப்படும் நியமனம் (titration) என்பது ஒரு கரைசலின் செறிவைத் துல்லியமாகத் தீர்மானிப்பதற்குப் பயன்படுத்தப்படும் ஓர் அளவீட்டு முறையாகும். இந்நியமனத்தின்போது நியமிப்புக் குடுவையில் உள்ள அமிலக் கரைசலினுள் நியமனி (titrant) எனப்படும் மூலக் கரைசல் சிறிது சிறிதாகச் சேர்க்கப்படுகின்றது. சேர்க்கப்படும் ஒவ்வொரு கனவளவுக்கும் கரைசலின் pH ஐ அளந்து, சேர்க்கப்பட்ட நியமனியின் கனவளவுக்கு எதிராக pH ஐ வரைபடமாக இடும்பொழுது பெறப்படும் வளைவே நியமன வளைவு (titration curve) எனப்படும்.

நியமன வளைவின் வடிவம், அமிலமும் மூலமும் வன்மையானவையா அல்லது மென்மையானவையா என்பதில் தங்கியுள்ளது. வளைவில் காணப்படும் மிக முக்கியமான பகுதி, சமான புள்ளிக்கு (equivalence point) அண்மையில் pH ஆனது குறுகிய கனவளவு மாற்றத்திற்குள் சடுதியாக உயரும் நிலைக்குத்துப் பகுதி (steep / vertical region) ஆகும். ஒரு பொருத்தமான காட்டியைத் (indicator) தெரிவு செய்வதற்கு இந்நிலைக்குத்துப் பகுதியின் நீளமும் அமைவிடமும் அறிந்திருத்தல் இன்றியமையாதது.

1. சமான புள்ளியும் முடிவுப் புள்ளியும் (NIE 2.2.13)

சமான புள்ளி (equivalence point) என்பது, நியமிப்புக் குடுவையில் ஆரம்பத்தில் இருந்த அமிலத்தில் உள்ள H⁺ அயன்களின் மூல்களுக்குச் சமமான மூல்கள் OH⁻ அயன்களாக நியமனியில் இருந்து சேர்க்கப்பட்ட புள்ளியாகும். இது சமன்செய்யப்பட்ட இரசாயனச் சமன்பாட்டின் மூல் விகிதத்தால் தீர்மானிக்கப்படும் ஒரு கோட்பாட்டுப் புள்ளியாகும்.

முடிவுப் புள்ளி (end point) என்பது நியமனத்தின்போது காட்டியின் நிறம் மாறுவதை நாம் கண்களால் அவதானிக்கும் புள்ளியாகும். ஒரு பொருத்தமான காட்டி சரியாகத் தெரிவு செய்யப்பட்டால், முடிவுப் புள்ளி சமான புள்ளியுடன் மிக நெருக்கமாகப் பொருந்தும். ஆகவே சமான புள்ளி கணித்தலின் மூலம் பெறப்படும் ஒரு கருத்துப் புள்ளி என்றும், முடிவுப் புள்ளி பரிசோதனையில் கண்களால் கண்டறியப்படும் ஒரு நடைமுறைப் புள்ளி என்றும் வேறுபடுத்திக் கொள்ளல் வேண்டும்.

2. அமில-மூல நியமன வளைவுகளின் நான்கு வகைகள் (NIE 2.2.13)

நியமனத்தில் பயன்படுத்தப்படும் அமிலமும் மூலமும் வன்மையானவையா அல்லது மென்மையானவையா என்பதன் அடிப்படையில் நியமன வளைவுகள் நான்கு வகைகளாக வகைப்படுத்தப்படுகின்றன. ஒவ்வொரு வகையிலும் வளைவின் வடிவம், சமான புள்ளியில் உள்ள pH பெறுமானம், மற்றும் நிலைக்குத்துப் பகுதியின் நீளமும் அமைவிடமும் வேறுபடுகின்றன.

2.1 வன்னமிலம் — வன்மூலம். எடுத்துக்காட்டாக HCl உடன் NaOH ஐ நியமனம் செய்தல். ஆரம்பத்தில் pH மிகத் தாழ்வாக (≈ 1) இருக்கும். சமான புள்ளியில் உருவாகும் உப்பு (NaCl) நடுநிலையானது; ஆகவே சமான புள்ளியில் pH ≈ 7 ஆகும். இவ்வளைவின் நிலைக்குத்துப் பகுதி மிக நீளமானது — அண்ணளவாக pH 3 முதல் pH 11 வரை நீள்கின்றது. ஆகவே ஒரே துளி நியமனி சேர்க்கப்படும்பொழுதே pH பெருமளவில் சடுதியாக உயருகின்றது.

2.2 வன்னமிலம் — மென்மூலம். எடுத்துக்காட்டாக HCl உடன் NH₃ ஐ நியமனம் செய்தல். சமான புள்ளியில் உருவாகும் உப்பு (NH₄Cl) ஒரு வன்னமிலத்தினதும் மென்மூலத்தினதும் உப்பாகும்; NH₄⁺ அயன் நீர்ப்பகுப்படைந்து கரைசலைச் சிறிது அமிலத்தன்மை உடையதாக ஆக்குகின்றது. ஆகவே சமான புள்ளியில் pH < 7 (அண்ணளவாக 5) ஆகும். நிலைக்குத்துப் பகுதி குறுகியது, மேலும் அது pH அளவுத்திட்டத்தின் அமிலப் பகுதியில் அமைந்துள்ளது.

2.3 மென்னமிலம் — வன்மூலம். எடுத்துக்காட்டாக CH₃COOH உடன் NaOH ஐ நியமனம் செய்தல். சமான புள்ளியில் உருவாகும் உப்பு (CH₃COONa) ஒரு மென்னமிலத்தினதும் வன்மூலத்தினதும் உப்பாகும்; CH₃COO⁻ அயன் நீர்ப்பகுப்படைந்து கரைசலைச் சிறிது மூலத்தன்மை உடையதாக ஆக்குகின்றது. ஆகவே சமான புள்ளியில் pH > 7 (அண்ணளவாக 9) ஆகும். நிலைக்குத்துப் பகுதி குறுகியது, மேலும் அது pH அளவுத்திட்டத்தின் மூலப் பகுதியில் அமைந்துள்ளது.

2.4 மென்னமிலம் — மென்மூலம். எடுத்துக்காட்டாக CH₃COOH உடன் NH₃ ஐ நியமனம் செய்தல். இவ்வகையில் சமான புள்ளிக்கு அண்மையில் pH மிக மெதுவாகவே மாறுகின்றது; தெளிவான நிலைக்குத்துப் பகுதி காணப்படுவதில்லை. ஆகவே ஒரு கூர்மையான முடிவுப் புள்ளியைக் கண்டறிய முடியாது; எந்தக் காட்டியும் இந்நியமனத்திற்குப் பொருத்தமற்றது. இவ்வாறான நியமனங்களுக்கு pH மானியைப் (pH meter) பயன்படுத்தி வளைவை வரைதலே சிறந்த வழியாகும்.

நியமன வகை	எடுத்துக்காட்டு	சமான புள்ளி pH	நிலைக்குத்துப் பகுதி
வன்னமிலம் – வன்மூலம்	HCl + NaOH	≈ 7 (நடுநிலை)	மிக நீளமானது (pH 3–11)
வன்னமிலம் – மென்மூலம்	HCl + NH₃	< 7 (≈ 5)	குறுகியது, அமிலப் பகுதியில்
மென்னமிலம் – வன்மூலம்	CH₃COOH + NaOH	> 7 (≈ 9)	குறுகியது, மூலப் பகுதியில்
மென்னமிலம் – மென்மூலம்	CH₃COOH + NH₃	≈ 7 (மாறுபடும்)	தெளிவான நிலைக்குத்துப் பகுதி இல்லை

3. அமில-மூலக் காட்டிகள் (NIE 2.2.13)

ஒரு அமில-மூலக் காட்டி (acid-base indicator) என்பது சேதனச் சாயங்களின் வகுப்பைச் சேர்ந்த ஒரு மென்னமிலம் அல்லது மென்மூலமாகும். பெரும்பாலான காட்டிகள் மென்னமிலங்களாக இருப்பதால் அவற்றை HIn எனப் பொதுவாகக் குறிக்கின்றோம். நீர்க்கரைசலில் காட்டியின் மூலக்கூறு பின்வரும் சமநிலையில் அயனாக்கமடைகின்றது.

காட்டியின் இவ்விரு வடிவங்களும் — அயனாகாத HIn உம் அயனாகிய In⁻ உம் — வெவ்வேறு நிறங்களைக் கொண்டுள்ளமையே காட்டி தொழிற்படுவதற்கான அடிப்படைக் காரணமாகும். கரைசலின் pH மாறும்பொழுது இலிச்சற்றலேயரின் தத்துவத்திற்கு (Le Chatelier's principle) அமைய மேற்கூறிய சமநிலை இடப்புறமாகவோ வலப்புறமாகவோ நகர்ந்து கரைசலின் நிறம் மாறுகின்றது. அமில ஊடகத்தில் H⁺ செறிவு கூடுவதால் சமநிலை இடப்புறமாக நகர்ந்து HIn இன் நிறம் மேலோங்குகின்றது; மூல ஊடகத்தில் H⁺ அகற்றப்படுவதால் சமநிலை வலப்புறமாக நகர்ந்து In⁻ இன் நிறம் மேலோங்குகின்றது.

காட்டிக்கான கூட்டப்பிரிகை மாறிலியை K_In எனில், மறை மடக்கையை எடுத்துப் பெறப்படும் சமன்பாட்டின்படி, [HIn] = [In⁻] ஆகவுள்ளபொழுது, அதாவது இரு நிறங்களும் சம செறிவில் கலந்திருக்கும் நடுப் புள்ளியில், கரைசலின் pH = pK_In ஆகும். ஆகவே ஒரு காட்டியின் நிறமாற்றம் அதன் pK_In பெறுமானத்தைச் சுற்றி நிகழ்கின்றது.

4. நிற மாற்ற வீச்சு (NIE 2.2.13)

ஒரு காட்டியின் நிறமாற்றம் ஒரு குறிப்பிட்ட ஒற்றை pH பெறுமானத்தில் திடீரென நிகழ்வதில்லை; மாறாக அது ஒரு குறிப்பிட்ட pH வீச்சினுள் படிப்படியாக நிகழ்கின்றது. நமது கண்களால் ஒரு நிறத்தைத் தனித்துக் காண்பதற்கு அந்நிறத்திற்குரிய வடிவத்தின் செறிவு மற்றொன்றின் செறிவைப் போல் அண்ணளவாகப் பத்து மடங்கு கூடியதாக இருத்தல் வேண்டும். இந்த நிபந்தனையின் அடிப்படையில், ஒரு காட்டியின் நிற மாற்ற வீச்சு (colour-change range) அண்ணளவாக pK_In ± 1 ஆகக் கணிக்கப்படுகின்றது.

அதாவது pH ஆனது (pK_In − 1) ஐ விடத் தாழ்வாக இருக்கும்பொழுது கரைசல் முழுவதும் HIn இன் நிறத்தைக் காட்டும்; pH ஆனது (pK_In + 1) ஐ விட உயர்வாக இருக்கும்பொழுது கரைசல் முழுவதும் In⁻ இன் நிறத்தைக் காட்டும். இவ்விரண்டுக்கும் இடைப்பட்ட இரண்டு pH அலகுகள் கொண்ட பகுதியே காட்டியின் நிறமாற்றம் அவதானிக்கப்படும் வீச்சாகும்.

காட்டி	அமிலத்தில் நிறம்	மூலத்தில் நிறம்	நிற மாற்ற வீச்சு (pH)
மெதைல் செம்மஞ்சள் (Methyl orange)	செம்மஞ்சள்	மஞ்சள்	3.1 – 4.4
மெதைல் சிவப்பு (Methyl red)	சிவப்பு	மஞ்சள்	4.2 – 6.3
புரோமோதைமோல் நீலம் (Bromothymol blue)	மஞ்சள்	நீலம்	6.0 – 7.6
பினோல்த்தலீன் (Phenolphthalein)	நிறமற்றது	மென்சிவப்பு	8.3 – 10.0

5. பொருத்தமான காட்டியைத் தெரிவு செய்தல் (NIE 2.2.13)

ஒரு நியமனத்திற்குப் பொருத்தமான காட்டியைத் தெரிவு செய்வதற்கான அடிப்படை விதி எளிமையானது: காட்டியின் நிற மாற்ற வீச்சு, அந்நியமன வளைவின் நிலைக்குத்துப் பகுதியினுள் முழுமையாக அமைந்திருக்க வேண்டும். இவ்வாறு அமைந்தால் மட்டுமே, ஒரே துளி நியமனி சேர்க்கப்படும்பொழுது நிறம் கூர்மையாக மாறும், மேலும் முடிவுப் புள்ளி சமான புள்ளியுடன் நெருக்கமாகப் பொருந்தும்.

மென்னமிலம் – வன்மூல நியமனத்திற்கு (CH₃COOH + NaOH) நிலைக்குத்துப் பகுதி மூலப் பகுதியில் (≈ pH 7–11) அமைந்துள்ளதால் பினோல்த்தலீன் (வீச்சு 8.3–10.0) பொருத்தமான காட்டியாகும்; மெதைல் செம்மஞ்சள் பொருத்தமற்றது, ஏனெனில் அதன் நிறமாற்றம் சடுதியான pH உயர்வுக்கு முன்பே ஆரம்பித்துவிடும்.

வன்னமிலம் – மென்மூல நியமனத்திற்கு (HCl + NH₃) நிலைக்குத்துப் பகுதி அமிலப் பகுதியில் (≈ pH 3–7) அமைந்துள்ளதால் மெதைல் செம்மஞ்சள் (வீச்சு 3.1–4.4) பொருத்தமான காட்டியாகும்; பினோல்த்தலீன் இங்கு பொருத்தமற்றது.

வன்னமிலம் – வன்மூல நியமனத்திற்கு (HCl + NaOH) நிலைக்குத்துப் பகுதி மிக நீளமானது (pH 3–11) என்பதால் பினோல்த்தலீன், மெதைல் செம்மஞ்சள் ஆகிய இரு காட்டிகளுமே பொருத்தமானவை. மென்னமிலம் – மென்மூல நியமனத்திற்கு தெளிவான நிலைக்குத்துப் பகுதியே இல்லாததால் எந்தக் காட்டியும் பொருத்தமற்றது.

நியமன வகை	நிலைக்குத்துப் பகுதி	பொருத்தமான காட்டி
வன்னமிலம் – வன்மூலம்	pH 3–11	பினோல்த்தலீன் அல்லது மெதைல் செம்மஞ்சள்
வன்னமிலம் – மென்மூலம்	அமிலப் பகுதியில்	மெதைல் செம்மஞ்சள்
மென்னமிலம் – வன்மூலம்	மூலப் பகுதியில்	பினோல்த்தலீன்
மென்னமிலம் – மென்மூலம்	இல்லை	பொருத்தமான காட்டி இல்லை

6. இரட்டைக் காட்டி முறை — Na₂CO₃/NaHCO₃ கலவை பகுப்பாய்வு

Na₂CO₃ மற்றும் NaOH கலவை, அல்லது Na₂CO₃ மற்றும் NaHCO₃ கலவையை HCl(aq)-ஆல் நியமனம் செய்யும்போது, இரு தனித்தனி சமான புள்ளிகள் ஏற்படுகின்றன — ஏனெனில் CO₃²⁻ இரு படிநிலைகளாகத் தாக்கமடைகின்றது:

ஒரே கரைசலில் இரு வெவ்வேறு காட்டிகளையும் (பீனாஃப்தலீன் + மெதில் ஆரஞ்சு) பயன்படுத்தி, முதலாவது சமான புள்ளி வரை தேவைப்படும் HCl கனவளவை (a cm³) அளந்து, தொடர்ந்து அதே கரைசலை இரண்டாவது சமான புள்ளி வரை நியமனம் செய்யத் தேவைப்படும் மேலதிகக் கனவளவை (b cm³, மொத்தம்) அளக்கும் முறையே இரட்டைக் காட்டி முறை எனப்படும். இதிலிருந்து கலவையின் கூறுகளை வேறுபடுத்தி அளக்கலாம்:

கலவை	கணக்கீட்டு விதி (a = படி 1 வரை; b = மொத்த HCl)
Na₂CO₃ + NaOH	NaOH-க்கான HCl கனவளவு = 2a − b  ·  Na₂CO₃-க்கான HCl கனவளவு = b − a
Na₂CO₃ + NaHCO₃	Na₂CO₃-க்கான HCl கனவளவு = a  ·  NaHCO₃-க்கான HCl கனவளவு = b − 2a

📌 ஏன் இவ்விதிகள் வேலை செய்கின்றன: படி 1 (CO₃²⁻→HCO₃⁻) கலவையில் உள்ள அனைத்து CO₃²⁻-க்கும் சமமான HCl அளவைப் பயன்படுத்துகிறது — எனவே a எப்போதும் CO₃²⁻-இன் அளவைக் குறிக்கும். படி 2 இல் (HCO₃⁻→H₂O+CO₂) கலவையில் இருந்த அனைத்து HCO₃⁻ உம் (CO₃²⁻ இலிருந்து படி 1 இல் புதிதாக உருவானதும், தொடக்கத்திலேயே NaHCO₃ ஆக இருந்ததும் சேர்த்து) தாக்கமடைகின்றது — படி 1 இல் CO₃²⁻ இலிருந்து உருவான HCO₃⁻ அளவு மீண்டும் a-க்குச் சமமாக இருப்பதால், அதை மொத்தத்திலிருந்து கழிக்கும்போதே (b−a அல்லது b−2a) மூல மூலப்பொருளின் தூய அளவு கிடைக்கின்றது.

🌐 விளக்க படம் / Explanatory Diagram