Nilai a dinyatakan dalam pecahan satuan atau dalam % dan tergantung pada sifat elektrolit, pelarut, suhu, konsentrasi dan komposisi larutan.

Pelarut memainkan peran khusus: dalam beberapa kasus, ketika berpindah dari larutan berair ke pelarut organik, tingkat disosiasi elektrolit dapat meningkat atau menurun secara tajam. Di masa depan, dengan tidak adanya instruksi khusus, kami akan menganggap bahwa pelarutnya adalah air.

Menurut tingkat disosiasi, elektrolit secara kondisional dibagi menjadi: kuat(a > 30%), medium (3% < a < 30%) и lemah(sebuah< 3%).

Elektrolit kuat meliputi:

1) beberapa asam anorganik (HCl, HBr, HI, HNO 3 , H 2 SO 4 , HClO 4 dan sejumlah lainnya);

2) hidroksida logam alkali (Li, Na, K, Rb, Cs) dan alkali tanah (Ca, Sr, Ba);

3) hampir semua garam larut.

Elektrolit kekuatan sedang termasuk Mg (OH) 2, H 3 PO 4, HCOOH, H 2 SO 3, HF dan beberapa lainnya.

Semua asam karboksilat (kecuali HCOOH) dan bentuk terhidrasi dari amina alifatik dan aromatik dianggap sebagai elektrolit lemah. Elektrolit lemah juga banyak asam anorganik (HCN, H 2 S, H 2 CO 3, dll) dan basa (NH 3 H 2 O).

Terlepas dari beberapa kesamaan, secara umum, seseorang tidak boleh mengidentifikasi kelarutan suatu zat dengan tingkat disosiasinya. Jadi, asam asetat dan etil alkohol larut dalam air tanpa batas, tetapi pada saat yang sama, zat pertama adalah elektrolit lemah, dan yang kedua adalah non-elektrolit.

Asam dan basa

Terlepas dari kenyataan bahwa konsep "asam" dan "basa" banyak digunakan untuk menggambarkan proses kimia, tidak ada pendekatan tunggal untuk klasifikasi zat dalam hal mengklasifikasikannya sebagai asam atau basa. Teori saat ini ( ionik teori S. Arrhenius, protolitik teori I. Bronsted dan T. Lowry dan elektronik teori G. Lewis) memiliki batasan tertentu dan oleh karena itu hanya berlaku dalam kasus khusus. Mari kita lihat lebih dekat masing-masing teori ini.

teori Arrhenius.

Dalam teori ionik Arrhenius, konsep "asam" dan "basa" terkait erat dengan proses disosiasi elektrolitik:

Asam adalah elektrolit yang berdisosiasi dalam larutan untuk membentuk ion H +;

Basa adalah elektrolit yang berdisosiasi dalam larutan untuk membentuk ion OH -;

Amfolit (elektrolit amfoter) adalah elektrolit yang terdisosiasi dalam larutan dengan pembentukan ion H + dan ion OH -.

Sebagai contoh:

ON H + + A - nH + + MeO n n - Me (OH) n Me n + + nOH -

Sesuai dengan teori ion, baik molekul netral maupun ion dapat bersifat asam, contoh:

HF⇄H++F-

H 2 PO 4 - H + + HPO 4 2 -

NH 4 + H + + NH 3

Contoh serupa dapat diberikan untuk alasan:

KOH K + + OH -

- Al(OH) 3 + OH -

+ Fe 2+ + OH -

Amfolit termasuk hidroksida seng, aluminium, kromium dan beberapa lainnya, serta asam amino, protein, asam nukleat.

Secara umum, interaksi asam-basa dalam larutan direduksi menjadi reaksi netralisasi:

H + + OH - H 2 O

Namun, sejumlah data eksperimen menunjukkan keterbatasan teori ionik. Jadi, amonia, amina organik, oksida logam seperti Na 2 O, CaO, anion asam lemah, dll. dengan tidak adanya air, mereka menunjukkan sifat-sifat basa yang khas, meskipun mereka tidak mengandung ion hidroksida.

Di sisi lain, banyak oksida (SO 2 , SO 3 , P 2 O 5 , dll.), halida, halida asam, tanpa ion hidrogen dalam komposisinya, bahkan tanpa air, menunjukkan sifat asam, yaitu. basa dinetralkan.

Selain itu, perilaku elektrolit dalam larutan berair dan dalam media tidak berair bisa berlawanan.

Jadi, CH 3 COOH dalam air adalah asam lemah:

CH 3 COOH CH 3 COO - + H +,

dan dalam hidrogen fluorida cair, ia menunjukkan sifat-sifat basa:

HF + CH 3 COOH CH 3 COOH 2 + + F -

Studi tentang jenis reaksi ini, dan terutama yang terjadi dalam pelarut tidak berair, telah menghasilkan teori asam dan basa yang lebih umum.

Teori Bronsted dan Lowry.

Perkembangan lebih lanjut dari teori asam dan basa adalah teori protolitik (proton) yang dikemukakan oleh I. Bronsted dan T. Lowry. Menurut teori ini:

Asam adalah zat apa pun yang molekul (atau ionnya) mampu menyumbangkan proton, mis. menjadi donor proton;

Basa adalah zat apa pun yang molekulnya (atau ionnya) mampu mengikat proton, mis. menjadi akseptor proton;

Dengan demikian, konsep dasar diperluas secara signifikan, yang dikonfirmasi oleh reaksi berikut:

OH - + H + H 2 O

NH3 + H + NH4 +

H 2 N-NH 3 + + H + H 3 N + -NH 3 +

Menurut teori I. Bronsted dan T. Lowry, asam dan basa membentuk pasangan terkonjugasi dan dihubungkan dengan kesetimbangan:

ASAM PROTON + BASA

Karena reaksi transfer proton (reaksi protolitik) adalah reversibel, dan proton juga ditransfer dalam proses sebaliknya, produk reaksi adalah asam dan basa dalam hubungan satu sama lain. Ini dapat ditulis sebagai proses kesetimbangan:

ON + B VN + + A -,

dimana HA adalah asam, B adalah basa, BH + adalah asam terkonjugasi dengan basa B, A - adalah basa terkonjugasi dengan asam HA.

Contoh.

1) dalam reaksi:

HCl + OH - Cl - + H 2 O,

HCl dan H 2 O adalah asam, Cl - dan OH - adalah basa konjugasi yang sesuai;

2) dalam reaksi:

HSO 4 - + H 2 O SO 4 2 - + H 3 O +,

HSO 4 - dan H 3 O + - asam, SO 4 2 - dan H 2 O - basa;

3) dalam reaksi:

NH 4 + + NH 2 - 2NH 3,

NH 4 + adalah asam, NH 2 - adalah basa, dan NH 3 bertindak baik sebagai asam (satu molekul) dan basa (molekul lain), yaitu. menunjukkan tanda-tanda amfoterisitas - kemampuan untuk menunjukkan sifat-sifat asam dan basa.

Air juga memiliki kemampuan ini:

2H 2 O H 3 O + + OH -

Di sini, satu molekul H 2 O menambahkan proton (basa), membentuk asam konjugasi - ion hidroksonium H 3 O +, yang lain memberikan proton (asam), membentuk basa konjugasi OH -. Proses ini disebut autoprotolisis.

Dapat dilihat dari contoh di atas bahwa, berbeda dengan gagasan Arrhenius, dalam teori Brönsted dan Lowry, reaksi asam dengan basa tidak mengarah pada netralisasi timbal balik, tetapi disertai dengan pembentukan asam dan basa baru. .

Perlu juga dicatat bahwa teori protolitik menganggap konsep "asam" dan "basa" bukan sebagai properti, tetapi sebagai fungsi yang dilakukan senyawa tersebut dalam reaksi protolitik. Senyawa yang sama dapat bereaksi sebagai asam dalam kondisi tertentu dan sebagai basa dalam kondisi lain. Jadi, dalam larutan berair CH 3 COOH menunjukkan sifat asam, dan dalam 100% H 2 SO 4 - basa.

Namun, terlepas dari kelebihannya, teori protolitik, seperti teori Arrhenius, tidak berlaku untuk zat yang tidak mengandung atom hidrogen, tetapi, pada saat yang sama, menunjukkan fungsi asam: boron, aluminium, silikon, dan halida timah. .

teori Lewis.

Sebuah pendekatan yang berbeda untuk klasifikasi zat dalam hal mengklasifikasikan mereka sebagai asam dan basa adalah teori elektronik Lewis. Dalam teori elektronik:

asam adalah partikel (molekul atau ion) yang mampu mengikat pasangan elektron (akseptor elektron);

Basa adalah partikel (molekul atau ion) yang mampu menyumbangkan pasangan elektron (donor elektron).

Menurut Lewis, asam dan basa berinteraksi satu sama lain untuk membentuk ikatan donor-akseptor. Sebagai hasil dari penambahan sepasang elektron, atom yang kekurangan elektron memiliki konfigurasi elektron yang lengkap - oktet elektron. Sebagai contoh:

Reaksi antara molekul netral dapat direpresentasikan dengan cara yang sama:

Reaksi netralisasi menurut teori Lewis dianggap sebagai penambahan pasangan elektron dari ion hidroksida ke ion hidrogen, yang menyediakan orbital bebas untuk mengakomodasi pasangan ini:

Jadi, proton itu sendiri, yang dengan mudah mengikat pasangan elektron, dari sudut pandang teori Lewis, menjalankan fungsi asam. Dalam hal ini, asam Bronsted dapat dianggap sebagai produk reaksi antara asam dan basa Lewis. Jadi, HCl adalah hasil netralisasi asam H + dengan basa Cl -, dan ion H 3 O + terbentuk sebagai hasil netralisasi asam H + dengan basa H 2 O.

Reaksi antara asam dan basa Lewis juga diilustrasikan dengan contoh berikut:

Basa Lewis juga mencakup ion halida, amonia, amina alifatik dan aromatik, senyawa organik yang mengandung oksigen dari tipe R2CO (di mana R adalah radikal organik).

Asam Lewis termasuk halida boron, aluminium, silikon, timah dan elemen lainnya.

Jelas, dalam teori Lewis, konsep "asam" mencakup senyawa kimia yang lebih luas. Hal ini dijelaskan oleh fakta bahwa, menurut Lewis, penetapan suatu zat ke kelas asam semata-mata disebabkan oleh struktur molekulnya, yang menentukan sifat penerima elektron, dan tidak harus dikaitkan dengan keberadaan hidrogen. atom. Asam Lewis yang tidak mengandung atom hidrogen disebut aprotik.

Standar Pemecahan Masalah

1. Tulis persamaan disosiasi elektrolitik Al 2 (SO 4) 3 dalam air.

Aluminium sulfat adalah elektrolit kuat dan mengalami dekomposisi lengkap menjadi ion dalam larutan berair. Persamaan disosiasi:

Al 2 (SO 4) 3 + (2x + 3y)H 2 O 2 3+ + 3 2 -,

atau (tanpa memperhitungkan proses hidrasi ion):

Al 2 (SO 4) 3 2Al 3+ + 3SO 4 2 -.

2. Berapa ion HCO 3 - dari sudut pandang teori Bronsted-Lowry?

Tergantung pada kondisinya, ion HCO3 dapat menyumbangkan proton:

HCO 3 - + OH - CO 3 2 - + H 2 O (1),

dan tambahkan proton:

HCO 3 - + H 3 O + H 2 CO 3 + H 2 O (2).

Jadi, dalam kasus pertama, ion HCO 3 - adalah asam, dalam kasus kedua - basa, yaitu amfolit.

3. Tentukan, dari sudut pandang teori Lewis, apakah ion Ag + dalam reaksi:

Ag + + 2NH 3 +

Dalam proses pembentukan ikatan kimia, yang berlangsung menurut mekanisme donor-akseptor, ion Ag +, yang memiliki orbital bebas, adalah akseptor pasangan elektron, dan dengan demikian menunjukkan sifat-sifat asam Lewis.

4. Tentukan kuat ion larutan dalam satu liter yang di dalamnya terdapat 0,1 mol KCl dan 0,1 mol Na2SO4.

Disosiasi elektrolit yang disajikan berlangsung sesuai dengan persamaan:

Na 2 SO 4 2Na + + SO 4 2 -

Karenanya: C (K +) \u003d C (Cl -) \u003d C (KCl) \u003d 0,1 mol / l;

C (Na +) \u003d 2 × C (Na 2 SO 4) \u003d 0,2 mol / l;

C (SO 4 2 -) \u003d C (Na 2 SO 4) \u003d 0,1 mol / l.

Kekuatan ion larutan dihitung dengan rumus:

5. Tentukan konsentrasi CuSO 4 dalam larutan elektrolit ini dengan Saya= 0,6 mol/l.

Disosiasi CuSO 4 berlangsung menurut persamaan:

CuSO 4 Cu 2+ + SO 4 2 -

Mari kita ambil C (CuSO 4) untuk x mol / l, maka, sesuai dengan persamaan reaksi, C (Cu 2+) \u003d C (SO 4 2 -) \u003d x perempuan jalang. Dalam hal ini, ekspresi untuk menghitung kekuatan ionik akan terlihat seperti:

6. Tentukan koefisien aktivitas ion K + dalam larutan KCl berair dengan C (KCl) = 0,001 mol / l.

yang dalam hal ini akan berbentuk:

.

Kekuatan ionik larutan ditemukan dengan rumus:

7. Tentukan koefisien aktivitas ion Fe2+ dalam larutan berair, yang kekuatan ionnya sama dengan 1.

Menurut hukum Debye-Hückel:

karena itu:

8. Tentukan konstanta disosiasi asam HA, jika dalam larutan asam ini dengan konsentrasi 0,1 mol/l a = 24%.

Dengan besarnya derajat disosiasi, dapat ditentukan bahwa asam ini adalah elektrolit dengan kekuatan sedang. Oleh karena itu, untuk menghitung konstanta disosiasi asam, kami menggunakan hukum pengenceran Ostwald dalam bentuk lengkapnya:

9. Tentukan konsentrasi elektrolit, jika a = 10%, K d \u003d 10 - 4.

Dari Hukum Pengenceran Ostwald:

10. Derajat disosiasi asam monobasa HA tidak melebihi 1%. (HA) = 6,4×10 - 7 . Tentukan derajat disosiasi HA dalam larutannya dengan konsentrasi 0,01 mol/l.

Dengan besarnya derajat disosiasi, dapat ditentukan bahwa asam ini adalah elektrolit lemah. Hal ini memungkinkan kita untuk menggunakan rumus perkiraan hukum pengenceran Ostwald:

11. Derajat disosiasi elektrolit dalam larutannya dengan konsentrasi 0,001 mol/l adalah 0,009. Tentukan konstanta disosiasi elektrolit ini.

Dari kondisi permasalahan terlihat bahwa elektrolit ini lemah (a = 0,9%). Jadi:

12. (HNO2) = 3,35. Bandingkan kekuatan HNO 2 dengan kekuatan asam monobasa HA, yang derajat disosiasinya dalam larutan dengan C(HA) = 0,15 mol/l adalah 15%.

Hitung (HA) menggunakan bentuk lengkap persamaan Ostwald:

Sejak (HA)< (HNO 2), то кислота HA является более сильной кислотой по сравнению с HNO 2 .

13. Ada dua larutan KCl yang mengandung ion lain. Diketahui bahwa kekuatan ion dari larutan pertama ( Saya 1) sama dengan 1, dan yang kedua ( Saya 2) adalah 10 - 2 . Bandingkan Faktor Aktivitas f(K +) dalam larutan-larutan ini dan simpulkan bagaimana sifat-sifat larutan ini berbeda dari sifat-sifat larutan KCl yang sangat encer.

Koefisien aktivitas ion K + dihitung menggunakan hukum Debye-Hückel:

Faktor aktivitas f adalah ukuran penyimpangan perilaku larutan elektrolit dengan konsentrasi tertentu dari perilakunya pada pengenceran larutan yang tak terbatas.

Sebagai f 1 = 0,316 menyimpang lebih dari 1 dari f 2 \u003d 0,891, kemudian dalam larutan dengan kekuatan ion yang lebih tinggi, penyimpangan yang lebih besar dalam perilaku larutan KCl dari perilakunya pada pengenceran tak terbatas diamati.

Pertanyaan untuk pengendalian diri

1. Apa itu disosiasi elektrolitik?

2. Zat apa yang disebut elektrolit dan nonelektrolit? Berikan contoh.

3. Berapa derajat disosiasi?

4. Faktor-faktor apa yang menentukan derajat disosiasi?

5. Elektrolit apa yang dianggap kuat? Apa itu kekuatan sedang? Apa yang lemah? Berikan contoh.

6. Berapakah konstanta disosiasi? Konstanta disosiasi bergantung pada apa dan tidak bergantung pada apa?

7. Bagaimana hubungan konstanta dan derajat disosiasi dalam larutan biner dari elektrolit sedang dan lemah?

8. Mengapa larutan elektrolit kuat menunjukkan penyimpangan dari idealitas dalam perilakunya?

9. Apa inti dari istilah "tingkat disosiasi semu"?

10. Apa aktivitas ion? Apa yang dimaksud dengan koefisien aktivitas?

11. Bagaimana nilai koefisien aktivitas berubah dengan pengenceran (konsentrasi) larutan elektrolit kuat? Berapakah nilai pembatas dari koefisien aktivitas pada pengenceran tak hingga dari larutan?

12. Berapakah kekuatan ionik suatu larutan?

13. Bagaimana koefisien aktivitas dihitung? Merumuskan hukum Debye-Hückel.

14. Apa inti dari teori ionik asam dan basa (teori Arrhenius)?

15. Apa perbedaan mendasar antara teori asam dan basa protolitik (teori Bronsted dan Lowry) dan teori Arrhenius?

16. Bagaimana teori elektronik (teori Lewis) menafsirkan konsep "asam" dan "basa"? Berikan contoh.

Varian tugas untuk solusi independen

Opsi nomor 1

1. Tuliskan persamaan disosiasi elektrolitik Fe 2 (SO 4) 3 .

ON + H 2 O H 3 O + + A -.

Opsi nomor 2

1. Tuliskan persamaan disosiasi elektrolitik CuCl 2 .

2. Tentukan, dari sudut pandang teori Lewis, apakah ion S 2 - dalam reaksi:

2Ag + + S 2 - Ag 2 S.

3. Hitung konsentrasi molar elektrolit dalam larutan jika a = 0,75%, a = 10 - 5.

Opsi nomor 3

1. Tuliskan persamaan disosiasi elektrolitik Na 2 SO 4 .

2. Tentukan, dari sudut pandang teori Lewis, apakah ion CN - dalam reaksi:

Fe 3 + + 6CN - 3 -.

3. Kekuatan ionik larutan CaCl 2 adalah 0,3 mol/l. Hitung C (CaCl 2).

Opsi nomor 4

1. Tulis persamaan disosiasi elektrolitik Ca(OH) 2 .

2. Tentukan, dari sudut pandang teori Bronsted, apakah molekul H 2 O dalam reaksi:

H 3 O + H + + H 2 O.

3. Kekuatan ionik larutan K2SO4 adalah 1,2 mol/l. Hitung C(K2SO4).

Opsi nomor 5

1. Tulis persamaan disosiasi elektrolitik K 2 SO 3 .

NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O +.

3. (CH3COOH) = 4,74. Bandingkan kekuatan CH 3 COOH dengan kekuatan asam monobasa HA, yang derajat disosiasinya dalam larutan dengan C (HA) = 3,6 × 10 - 5 mol / l adalah 10%.

Opsi nomor 6

1. Tulis persamaan disosiasi elektrolitik K 2 S.

2. Tentukan apakah, dari sudut pandang teori Lewis, molekul AlBr 3 dalam reaksi:

Br - + AlBr 3 - .

Opsi nomor 7

1. Tulis persamaan disosiasi elektrolitik Fe(NO 3) 2 .

2. Tentukan, dari sudut pandang teori Lewis, apakah ion Cl - dalam reaksi:

Cl - + AlCl 3 - .

Opsi nomor 8

1. Tulis persamaan disosiasi elektrolitik K 2 MnO 4 .

2. Tentukan, dari sudut pandang teori Bronsted, apakah ion HSO 3 - dalam reaksi:

HSO 3 - + OH - SO 3 2 - + H 2 O.

Opsi nomor 9

1. Tuliskan persamaan disosiasi elektrolitik Al 2 (SO 4) 3 .

2. Tentukan, dari sudut pandang teori Lewis, apakah ion Co 3+ dalam reaksi:

Co 3+ + 6NO 2 - 3 -.

3. 1 liter larutan mengandung 0,348 g K2SO4 dan 0,17 g NaNO3. Tentukan kekuatan ion dari larutan ini.

Opsi nomor 10

1. Tulis persamaan disosiasi elektrolitik Ca(NO 3) 2 .

2. Tentukan, dari sudut pandang teori Bronsted, apakah molekul H 2 O dalam reaksi:

B + H 2 O OH - + BH +.

3. Hitung konsentrasi elektrolit dalam larutan jika a = 5%, a = 10 - 5.

Opsi nomor 11

1. Tulis persamaan disosiasi elektrolitik KMnO 4 .

2. Tentukan, dari sudut pandang teori Lewis, apakah ion Cu 2+ dalam reaksi:

Cu 2+ + 4NH 3 2 +.

3. Hitung koefisien aktivitas ion Cu 2+ dalam larutan CuSO 4 dengan C (CuSO 4) = 0,016 mol / l.

Opsi nomor 12

1. Tuliskan persamaan disosiasi elektrolitik Na 2 CO 3 .

2. Tentukan, dari sudut pandang teori Bronsted, apakah molekul H 2 O dalam reaksi:

K + + xH 2 O + .

3. Ada dua larutan NaCl yang mengandung elektrolit lain. Nilai kekuatan ion dari larutan ini masing-masing sama: Saya 1 \u003d 0,1 mol / l, Saya 2 = 0,01 mol/l. Bandingkan Faktor Aktivitas f(Na +) dalam larutan ini.

Opsi nomor 13

1. Tulis persamaan disosiasi elektrolitik Al(NO 3) 3 .

2. Tentukan, dari sudut pandang teori Lewis, apakah molekul RNH 2 dalam reaksi:

RNH 2 + H 3 O + RNH 3 + + H 2 O.

3. Bandingkan koefisien aktivitas kation dalam larutan yang mengandung FeSO 4 dan KNO 3, asalkan konsentrasi elektrolit berturut-turut adalah 0,3 dan 0,1 mol/l.

Opsi nomor 14

1. Tulis persamaan disosiasi elektrolitik K 3 PO 4 .

2. Tentukan, dari sudut pandang teori Bronsted, apakah ion H 3 O + dalam reaksi:

HSO 3 - + H 3 O + H 2 SO 3 + H 2 O.

Opsi nomor 15

1. Tulis persamaan disosiasi elektrolitik K 2 SO 4 .

2. Tentukan, dari sudut pandang teori Lewis, apakah Pb (OH) 2 dalam reaksi:

Pb(OH)2 + 2OH - 2 -.

Opsi nomor 16

1. Tulis persamaan disosiasi elektrolitik Ni(NO 3) 2 .

2. Tentukan, dari sudut pandang teori Bronsted, apakah ion hidronium (H 3 O +) dalam reaksi:

2H 3 O + + S 2 - H 2 S + 2H 2 O.

3. Kekuatan ionik larutan yang hanya mengandung Na 3 PO 4 adalah 1,2 mol / l. Tentukan konsentrasi Na 3 PO 4.

Opsi nomor 17

1. Tulis persamaan disosiasi elektrolitik (NH 4) 2 SO 4 .

2. Tentukan, dari sudut pandang teori Bronsted, apakah ion NH 4 + dalam reaksi:

NH 4 + + OH - NH 3 + H 2 O.

3. Kekuatan ionik larutan yang mengandung KI dan Na 2 SO 4 adalah 0,4 mol / l. C(KI) = 0,1 mol/l. Tentukan konsentrasi Na2SO4.

Opsi nomor 18

1. Tulis persamaan disosiasi elektrolitik Cr 2 (SO 4) 3 .

2. Tentukan apa, dari sudut pandang teori Bronsted, yang merupakan molekul protein dalam reaksi:

BLOK INFORMASI

skala pH

Tabel 3 Hubungan antara konsentrasi ion H + dan OH -.

Standar Pemecahan Masalah

1. Konsentrasi ion hidrogen dalam larutan adalah 10 - 3 mol/l. Hitung nilai pH, pOH dan [OH - ] dalam larutan ini. Tentukan media larutan tersebut.

Catatan. Rasio berikut digunakan untuk perhitungan: lg10 sebuah = sebuah; 10 lg sebuah = sebuah.

Media larutan dengan pH = 3 bersifat asam, karena pH< 7.

2. Hitung pH larutan asam klorida dengan konsentrasi molar 0,002 mol/l.

Karena dalam larutan encer HC1 » 1, dan dalam larutan asam monobasa C (k-you) \u003d C (k-you), kita dapat menulis:

3. Ke dalam 10 ml larutan asam asetat dengan C(CH3COOH) = 0,01 mol/l ditambahkan 90 ml air. Cari selisih nilai pH larutan sebelum dan sesudah pengenceran, jika (CH 3 COOH) = 1,85 × 10 - 5.

1) Dalam larutan awal asam monobasa lemah CH 3 COOH:

Karena itu:

2) Menambahkan 90 ml air ke 10 ml larutan asam sama dengan pengenceran 10 kali lipat larutan. Jadi.

Pengukuran derajat disosiasi berbagai elektrolit menunjukkan bahwa elektrolit individu pada konsentrasi larutan normal yang sama terdisosiasi menjadi ion dengan sangat berbeda.

Perbedaan nilai derajat disosiasi asam sangat besar. Misalnya, asam nitrat dan asam klorida dalam 0,1 N. larutan hampir sepenuhnya terurai menjadi ion; asam karbonat, hidrosianat, dan asam lainnya terdisosiasi dalam kondisi yang sama hanya dalam jumlah kecil.

Dari basa yang larut dalam air (alkali), amonium oksida hidrat berdisosiasi lemah, alkali yang tersisa terdisosiasi dengan baik. Semua garam, dengan beberapa pengecualian, juga terdisosiasi dengan baik menjadi ion.

Perbedaan nilai derajat disosiasi asam individu disebabkan oleh sifat ikatan valensi antara atom-atom yang membentuk molekulnya. Semakin polar ikatan antara hidrogen dan molekul lainnya, semakin mudah untuk berpisah, semakin banyak asam yang akan terdisosiasi.

Elektrolit yang terdisosiasi dengan baik menjadi ion disebut elektrolit kuat, berbeda dengan elektrolit lemah, yang hanya membentuk sejumlah kecil ion dalam larutan berair. Larutan elektrolit kuat mempertahankan konduktivitas listrik yang tinggi bahkan pada konsentrasi yang sangat tinggi. Sebaliknya, konduktivitas listrik larutan elektrolit lemah dengan cepat menurun dengan meningkatnya konsentrasi. elektrolit kuat termasuk asam seperti klorida, nitrat, sulfat dan beberapa lainnya, kemudian alkali (kecuali NH 4 OH) dan hampir semua garam.

Asam polionat dan basa poliasam berdisosiasi secara bertahap. Jadi, misalnya, molekul asam sulfat pertama-tama terdisosiasi menurut persamaan

H 2 SO 4 H + HSO 4 '

atau lebih tepatnya:

H 2 SO 4 + H 2 O H 3 O + HSO 4 '

Eliminasi ion hidrogen kedua menurut persamaan

HSO 4 ‘⇄ H + SO 4 »

atau

HSO 4'+ H 2 O H 3 O + SO 4"

itu sudah jauh lebih sulit, karena ia harus mengatasi gaya tarik dari ion ganda SO 4 ”, yang tentu saja menarik ion hidrogen ke dirinya sendiri lebih kuat daripada ion HSO 4 yang bermuatan tunggal. Oleh karena itu, tahap kedua disosiasi atau, seperti yang mereka katakan, disosiasi sekunder terjadi dalam ruang yang jauh lebih kecil.derajat dari primer, dan larutan asam sulfat biasa hanya mengandung sejumlah kecil ion SO4 "

Asam fosfat H 3 RO 4 terdisosiasi dalam tiga langkah:

H 3 PO 4 H + H 2 PO 4 '

H 2 PO 4 H + HPO4 »

HPO 4 » H + PO 4 »’

Molekul H 3 RO 4 terdisosiasi kuat menjadi ion H dan H 2 RO 4 . Ion H 2 PO 4 ' berperilaku seperti asam yang lebih lemah, dan terdisosiasi menjadi H dan HPO 4 "pada tingkat yang lebih rendah. Ion HPO 4, di sisi lain, terdisosiasi sebagai asam yang sangat lemah, dan hampir tidak memberikan ion H

dan PO 4 "'

Basa yang mengandung lebih dari satu gugus hidroksil dalam molekul juga terdisosiasi secara bertahap. Sebagai contoh:

Va(OH)2 BaOH + OH'

VaOH Va + OH'

Sedangkan untuk garam, garam biasa selalu terdisosiasi menjadi ion logam dan residu asam. Sebagai contoh:

CaCl 2 Ca + 2Cl 'Na 2 SO 4 2Na + SO 4 "

Garam asam, seperti asam polibasa, terdisosiasi secara bertahap. Sebagai contoh:

NaHCO3 Na + HCO3'

HCO 3 ‘⇄ H + CO 3 »

Namun, tahap kedua sangat kecil, sehingga larutan garam asam hanya mengandung sejumlah kecil ion hidrogen.

Garam-garam basa terdisosiasi menjadi ion-ion residu basa dan asam. Sebagai contoh:

Fe(OH)Cl2 FeOH + 2Cl"

Disosiasi sekunder ion residu utama menjadi ion logam dan hidroksil hampir tidak terjadi.

Di meja. 11 menunjukkan nilai numerik dari tingkat disosiasi beberapa asam, basa dan garam dalam 0 , 1 n. solusi.

Menurun dengan meningkatnya konsentrasi. Oleh karena itu, dalam larutan yang sangat pekat, bahkan asam kuat terdisosiasi secara relatif lemah. Untuk

Tabel 11

Asam, basa dan garam dalam 0,1 N.solusi pada 18°

Elektrolit	Rumus	Derajat disosiasi dalam %
asam
Garam	HCl	92
Hidrobromik	HBr	92
Hidroiodida	HJ	. 92
Nitrogen	HNO3	92
sulfat	H 2 SO 4	58
berapi	H 2 SO 3	34
Fosfat	H 3 PO 4	27
Hidrofluorik	HF	8,5
asetat	CH3COOH	1,3
Batu bara	H2 CO3	0,17
Hidrogen sulfida	H 2 S	0,07
hidrosianik	HCN	0,01
Bornaya	H 3 BO 3	0,01
Yayasan
barium hidroksida	Ba(OH)2	92
kalium kaustik	menipu	89
Natrium hidroksida	NaON	84
amonium hidroksida	NH4OH	1,3
garam
Khlorida	KCl	86
Amonium klorida	NH4Cl	85
Khlorida	NaCl	84
Nitrat	KNO3	83
	AgNO3	81
asam asetat	NaCH3COO	79
Khlorida	ZnCl2	73
sulfat	Tidak 2 JADI 4	69
sulfat	ZnSO4	40
sulfat

Elektrolit diklasifikasikan menjadi dua kelompok tergantung pada tingkat disosiasi - elektrolit kuat dan lemah. Elektrolit kuat memiliki tingkat disosiasi lebih besar dari satu atau lebih dari 30%, elektrolit lemah - kurang dari satu atau kurang dari 3%.

Proses disosiasi

Disosiasi elektrolit - proses disintegrasi molekul menjadi ion - kation bermuatan positif dan anion bermuatan negatif. Partikel bermuatan membawa arus listrik. Disosiasi elektrolitik hanya mungkin terjadi dalam larutan dan lelehan.

Kekuatan pendorong disosiasi adalah disintegrasi ikatan polar kovalen di bawah aksi molekul air. Molekul polar ditarik oleh molekul air. Dalam padatan, ikatan ionik terputus selama proses pemanasan. Temperatur yang tinggi menyebabkan vibrasi ion pada simpul kisi kristal.

Beras. 1. Proses disosiasi.

Zat yang mudah terurai menjadi ion dalam larutan atau meleleh dan karena itu menghantarkan listrik disebut elektrolit. Non elektrolit tidak menghantarkan listrik, tk. tidak terurai menjadi kation dan anion.

Tergantung pada tingkat disosiasi, elektrolit kuat dan lemah dibedakan. Yang kuat larut dalam air, mis. sepenuhnya, tanpa kemungkinan pemulihan, terurai menjadi ion. Elektrolit lemah terurai menjadi kation dan anion sebagian. Tingkat disosiasi mereka kurang dari elektrolit kuat.

Derajat disosiasi menunjukkan proporsi molekul yang terurai dalam konsentrasi total zat. Ini dinyatakan dengan rumus = n/N.

Beras. 2. Derajat disosiasi.

Elektrolit lemah

Daftar elektrolit lemah:

• asam anorganik encer dan lemah - H 2 S, H 2 SO 3, H 2 CO 3, H 2 SiO 3, H 3 BO 3;
• beberapa asam organik (kebanyakan asam organik adalah non-elektrolit) - CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH;
• basa tidak larut - Al (OH) 3, Cu (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2;
• amonium hidroksida - NH 4 OH.

Beras. 3. Tabel kelarutan.

Reaksi disosiasi ditulis menggunakan persamaan ionik:

• HNO 2 H + + NO 2 - ;
• H 2 S H + + HS -;
• NH 4 OH NH 4 + + OH -.

Asam polibasa terdisosiasi dalam langkah-langkah:

• H 2 CO 3 H + + HCO 3 -;
• HCO 3 - H + + CO 3 2-.

Basa yang tidak larut juga terurai secara bertahap:

• Fe(OH) 3 Fe(OH) 2 + + OH – ;
• Fe(OH) 2 + FeOH 2+ + OH - ;
• FeOH 2+ Fe 3+ + OH -.

Air tergolong elektrolit lemah. Air praktis tidak menghantarkan listrik, karena. terurai dengan lemah menjadi kation hidrogen dan anion ion hidroksida. Ion yang dihasilkan disusun kembali menjadi molekul air:

H 2 O H + + OH -.

Jika air mudah menghantarkan listrik, maka air tersebut mengandung pengotor. Air suling tidak konduktif.

Disosiasi elektrolit lemah bersifat reversibel. Ion yang terbentuk disusun kembali menjadi molekul.

Apa yang telah kita pelajari?

Elektrolit lemah termasuk zat yang terurai sebagian menjadi ion - kation positif dan anion negatif. Oleh karena itu, zat tersebut tidak menghantarkan listrik dengan baik. Ini termasuk asam lemah dan encer, basa tidak larut, garam sedikit larut. Elektrolit terlemah adalah air. Disosiasi elektrolit lemah adalah reaksi reversibel.

Elektrolit adalah zat, paduan zat atau larutan yang memiliki kemampuan untuk menghantarkan arus galvanik secara elektrolisis. Untuk menentukan elektrolit yang dimiliki suatu zat, Anda dapat menggunakan teori disosiasi elektrolitik.

Petunjuk

• Inti dari teori ini adalah ketika dilebur (dilarutkan dalam air), hampir semua elektrolit terurai menjadi ion-ion, yang bermuatan positif dan negatif (yang disebut disosiasi elektrolitik). Di bawah pengaruh arus listrik, negatif (anion "-") bergerak menuju anoda (+), dan bermuatan positif (kation, "+") bergerak menuju katoda (-). Disosiasi elektrolit adalah proses reversibel (proses sebaliknya disebut "molarisasi").
• Derajat (a) disosiasi elektrolit bergantung pada sifat elektrolit itu sendiri, pelarut, dan konsentrasinya. Ini adalah rasio jumlah molekul (n) yang telah meluruh menjadi ion dengan jumlah total molekul yang dimasukkan ke dalam larutan (N). Anda mendapatkan: a = n / N
• Jadi, elektrolit kuat adalah zat yang terurai sempurna menjadi ion ketika dilarutkan dalam air. Elektrolit kuat, pada umumnya, termasuk zat dengan ikatan sangat polar atau ionik: ini adalah garam yang sangat larut, asam kuat (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), serta basa kuat (KOH, NaOH, RbOH, Ba(OH)2, CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). Pada elektrolit kuat, zat terlarut di dalamnya sebagian besar berupa ion (anion dan kation); praktis tidak ada molekul yang tidak terdisosiasi.
• Elektrolit lemah adalah zat yang hanya terdisosiasi sebagian menjadi ion. Elektrolit lemah, bersama dengan ion dalam larutan, mengandung molekul yang tidak terdisosiasi. Elektrolit lemah tidak memberikan konsentrasi ion yang kuat dalam larutan.Elektrolit lemah meliputi:
  - asam organik (hampir semua) (C2H5COOH, CH3COOH, dll.);
  - beberapa asam anorganik (H2S, H2CO3, dll.);
  - hampir semua garam, sedikit larut dalam air, amonium hidroksida, serta semua basa (Ca3 (PO4) 2; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH4OH);
  - air Mereka praktis tidak menghantarkan arus listrik, atau menghantarkan, tetapi buruk.

Elektrolit lemah Zat yang terdisosiasi sebagian menjadi ion. Larutan elektrolit lemah, bersama dengan ion, mengandung molekul yang tidak terdisosiasi. Elektrolit lemah tidak dapat memberikan konsentrasi ion yang tinggi dalam larutan. Elektrolit lemah meliputi:

1) hampir semua asam organik (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH, dll);

2) beberapa asam anorganik (H 2 CO 3 , H 2 S, dll.);

3) hampir semua garam, basa dan amonium hidroksida yang larut dalam air Ca 3 (PO 4) 2 ; Cu(OH)2 ; Al(OH)3 ; NH4OH;

Mereka adalah konduktor listrik yang buruk (atau hampir non-konduktor).

Konsentrasi ion dalam larutan elektrolit lemah secara kualitatif dicirikan oleh derajat dan konstanta disosiasi.

Tingkat disosiasi dinyatakan dalam pecahan satuan atau sebagai persentase (a \u003d 0,3 adalah batas pembagian bersyarat menjadi elektrolit kuat dan lemah).

Derajat disosiasi tergantung pada konsentrasi larutan elektrolit lemah. Ketika diencerkan dengan air, derajat disosiasi selalu meningkat, karena jumlah molekul pelarut (H 2 O) meningkat per molekul zat terlarut. Menurut prinsip Le Chatelier, kesetimbangan disosiasi elektrolitik dalam hal ini harus bergeser ke arah pembentukan produk, yaitu. ion terhidrasi.

Derajat disosiasi elektrolit bergantung pada suhu larutan. Biasanya, dengan meningkatnya suhu, tingkat disosiasi meningkat, karena ikatan dalam molekul diaktifkan, mereka menjadi lebih mobile dan lebih mudah terionisasi. Konsentrasi ion dalam larutan elektrolit lemah dapat dihitung dengan mengetahui derajat disosiasi sebuah dan konsentrasi awal zat c dalam larutan.

HAN = H + + An - .

Konstanta kesetimbangan K p dari reaksi ini adalah konstanta disosiasi K d:

K d = . / . (10.11)

Jika kita menyatakan konsentrasi kesetimbangan dalam hal konsentrasi elektrolit lemah C dan derajat disosiasinya , kita mendapatkan:

K d \u003d C. . C. /C. (1-α) = C. 2 /1-. (10.12)

Hubungan ini disebut Hukum pengenceran Ostwald. Untuk elektrolit yang sangat lemah pada<<1 это уравнение упрощается:

K d \u003d C. 2. (10.13)

Hal ini memungkinkan kita untuk menyimpulkan bahwa, pada pengenceran tak terhingga, derajat disosiasi cenderung satu.

Kesetimbangan protolitik dalam air:

,

,

Pada suhu konstan dalam larutan encer, konsentrasi air dalam air adalah konstan dan sama dengan 55,5, ( )

, (10.15)

di mana K in adalah produk ionik air.

Maka =10 -7 . Dalam praktiknya, karena kemudahan pengukuran dan pencatatan, nilai yang digunakan - nilai pH, (kriteria) kekuatan asam atau basa. Demikian pula .

Dari persamaan (11.15): . Pada pH = 7 - reaksi larutan bersifat netral, pada pH<7 – кислая, а при pH>7 - basa.

Dalam kondisi normal (0 ° C):

, kemudian

Gambar 10.4 - pH berbagai zat dan sistem

10.7 Larutan elektrolit kuat

Elektrolit kuat adalah zat yang, ketika dilarutkan dalam air, hampir sepenuhnya terurai menjadi ion. Sebagai aturan, elektrolit kuat mencakup zat dengan ikatan ionik atau sangat polar: semua garam yang sangat larut, asam kuat (HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3) dan basa kuat (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).

Dalam larutan elektrolit kuat, zat terlarut ditemukan terutama dalam bentuk ion (kation dan anion); molekul yang tidak terdisosiasi praktis tidak ada.

Perbedaan mendasar antara elektrolit kuat dan lemah adalah bahwa kesetimbangan disosiasi elektrolit kuat sepenuhnya bergeser ke kanan:

H 2 SO 4 \u003d H + + HSO 4 -,

dan oleh karena itu konstanta kesetimbangan (disosiasi) menjadi besaran tak tentu. Penurunan daya hantar listrik dengan meningkatnya konsentrasi elektrolit kuat disebabkan oleh interaksi elektrostatik ion.

Ilmuwan Belanda Petrus Josephus Wilhelmus Debye dan ilmuwan Jerman Erich Hückel mendalilkan:

1) elektrolit terdisosiasi sepenuhnya, tetapi dalam larutan yang relatif encer (C M = 0,01 mol. l -1);

2) setiap ion dikelilingi oleh kulit ion yang berlawanan tanda. Pada gilirannya, masing-masing ion ini terlarut. Lingkungan ini disebut atmosfer ionik. Dalam interaksi elektrolitik ion-ion dengan tanda yang berlawanan, perlu untuk memperhitungkan pengaruh atmosfer ionik. Ketika kation bergerak dalam medan elektrostatik, atmosfer ionik berubah bentuk; itu menebal di depannya dan menipis di belakangnya. Asimetri atmosfer ionik ini memiliki efek penghambatan yang lebih besar pada pergerakan kation, semakin tinggi konsentrasi elektrolit dan semakin besar muatan ion. Dalam sistem ini, konsep konsentrasi menjadi ambigu dan harus diganti dengan aktivitas. Untuk elektrolit biner bermuatan tunggal KatAn = Kat + + An - aktivitas kation (a +) dan anion (a -), berturut-turut, adalah

a + = + . C + , a - = - . C - , (10.16)

di mana C + dan C - masing-masing adalah konsentrasi analitis kation dan anion;

+ dan - - koefisien aktivitasnya.

(10.17)

Tidak mungkin untuk menentukan aktivitas masing-masing ion secara terpisah, oleh karena itu, untuk elektrolit bermuatan tunggal, nilai rata-rata geometrik dari aktivitas i

dan koefisien aktivitas:

Koefisien aktivitas Debye-Hückel tergantung setidaknya pada suhu, permitivitas pelarut (ε) dan kekuatan ionik (I); yang terakhir berfungsi sebagai ukuran intensitas medan listrik yang diciptakan oleh ion dalam larutan.

Untuk elektrolit tertentu, kekuatan ionik dinyatakan oleh persamaan Debye-Hückel:

Kekuatan ionik, pada gilirannya, sama dengan

di mana C adalah konsentrasi analitik;

z adalah muatan kation atau anion.

Untuk elektrolit bermuatan tunggal, kekuatan ioniknya sama dengan konsentrasinya. Dengan demikian, NaCl dan Na2SO4 pada konsentrasi yang sama akan memiliki kekuatan ion yang berbeda. Perbandingan sifat-sifat larutan elektrolit kuat hanya dapat dilakukan jika kekuatan ioniknya sama; bahkan kotoran kecil secara dramatis mengubah sifat elektrolit.

Gambar 10.5 - Ketergantungan