Elektrolit lemah

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 , maka 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.

Petunjuk

Inti dari teori ini adalah bahwa ketika dilebur (dilarutkan dalam air), hampir semua elektrolit terurai menjadi ion, yang bermuatan positif dan negatif (yang disebut disosiasi elektrolitik). Di bawah pengaruh arus listrik, negatif (“-”) menuju anoda (+), dan bermuatan positif (kation, “+”), bergerak menuju katoda (-). Disosiasi elektrolit adalah proses reversibel (proses sebaliknya disebut "molarisasi").

Derajat (a) disosiasi elektrolitik bergantung pada 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, biasanya, adalah zat dengan polaritas atau ikatan yang sangat tinggi: ini adalah garam yang sangat larut (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 ( ); 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.

Yang lemah adalah:
- asam organik (hampir semua) (C2H5COOH, CH3COOH, dll.);
- beberapa asam (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.

catatan

Meskipun air murni menghantarkan listrik dengan sangat buruk, ia masih memiliki konduktivitas listrik yang terukur, karena fakta bahwa air sedikit terdisosiasi menjadi ion hidroksida dan ion hidrogen.

Saran yang bermanfaat

Kebanyakan elektrolit adalah zat korosif, jadi saat bekerja dengannya, berhati-hatilah dan ikuti peraturan keselamatan.

Basa kuat adalah senyawa kimia anorganik yang dibentuk oleh gugus hidroksil -OH dan alkali (unsur golongan I dari sistem periodik: Li, K, Na, RB, Cs) atau logam alkali tanah (unsur golongan II Ba, Ca). Mereka ditulis sebagai rumus LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Ca(OH) , Ba(OH) .

Anda akan perlu

• cangkir penguapan
• pembakar
• indikator
• batang logam
• HRO₄

Petunjuk

Basa yang kuat menunjukkan, karakteristik dari semua. Kehadiran dalam larutan ditentukan oleh perubahan warna indikator. Tambahkan fenolftalein ke sampel dengan larutan uji atau hilangkan kertas lakmus. Metil jingga berwarna kuning, fenolftalein berwarna ungu, dan kertas lakmus berwarna biru. Semakin kuat basa, semakin intens warna indikatornya.

Jika Anda perlu mencari tahu alkali mana yang disajikan kepada Anda, maka lakukan analisis kualitatif terhadap larutan tersebut. Basa kuat yang paling umum adalah litium, kalium, natrium, barium, dan kalsium. Basa bereaksi dengan asam (reaksi netralisasi) membentuk garam dan air. Dalam hal ini, Ca(OH) , Ba(OH) dan LiOH dapat dibedakan. Ketika dengan asam, yang tidak larut terbentuk. Hidroksida yang tersisa tidak akan memberikan pengendapan, tk. semua garam K dan Na larut.
3 Ca(OH) + 2 H₃RO₄ --→ Ca₃(PO₄)₂↓+ 6 H₂О

3 Va(OH) +2 H₃RO₄ --→ Va₃(PO₄)₂↓+ 6 H₂О

3 LiOH + --→ Li₃РО₄↓ + 3 H₂О
Saring dan keringkan. Suntikkan sedimen kering ke dalam nyala api pembakar. Ion litium, kalsium, dan barium dapat ditentukan secara kualitatif dengan mengubah warna nyala api. Dengan demikian, Anda akan menentukan di mana hidroksida itu. Garam litium memberi warna merah tua pada nyala api pembakar. Garam barium - dalam warna hijau, dan garam kalsium - dalam raspberry.

Alkali yang tersisa membentuk ortofosfat terlarut.

3 NaOH + --→ Na₃РО₄ + 3 H₂О

3 KOH + H₃PO₄--→ K₃PO + 3 H₂O

Menguapkan air ke residu kering. Garam yang diuapkan pada batang logam secara bergantian dibawa ke dalam nyala api. Di sana, garam natrium - nyala api akan berubah menjadi kuning cerah, dan kalium - merah muda-ungu. Jadi, dengan memiliki seperangkat peralatan dan reagen minimum, Anda telah menentukan semua alasan kuat yang diberikan kepada Anda.

Elektrolit adalah zat yang dalam keadaan padat bersifat dielektrik, yaitu tidak menghantarkan arus listrik, tetapi dalam bentuk terlarut atau cair ia menjadi konduktor. Mengapa ada perubahan drastis dalam properti? Faktanya adalah bahwa molekul elektrolit dalam larutan atau lelehan terdisosiasi menjadi ion bermuatan positif dan negatif, yang karenanya zat-zat ini dalam keadaan agregasi seperti itu dapat menghantarkan arus listrik. Kebanyakan garam, asam, basa memiliki sifat elektrolitik.

Petunjuk

Zat apa yang kuat? Zat seperti itu, dalam larutan atau lelehan yang hampir 100% molekulnya terpapar, dan terlepas dari konsentrasi larutan. Daftar ini mencakup sebagian besar alkali terlarut, garam dan beberapa asam, seperti klorida, brom, yodium, nitrat, dll.

Dan bagaimana yang lemah berperilaku dalam larutan atau lelehan? elektrolit? Pertama, mereka terdisosiasi ke tingkat yang sangat kecil (tidak lebih dari 3% dari jumlah total molekul), dan kedua, mereka menjadi lebih buruk dan lebih lambat, semakin tinggi konsentrasi larutan. Elektrolit tersebut termasuk, misalnya, (amonium hidroksida), sebagian besar asam organik dan anorganik (termasuk hidrofluorat - HF) dan, tentu saja, air yang akrab bagi kita semua. Karena hanya sebagian kecil dari molekulnya yang terurai menjadi ion hidrogen dan ion hidroksil.

Ingatlah bahwa tingkat disosiasi dan, karenanya, kekuatan elektrolit bergantung pada faktor-faktor: sifat elektrolit itu sendiri, pelarut, dan suhu. Oleh karena itu, pembagian ini sendiri sampai batas tertentu bersyarat. Bagaimanapun, zat yang sama dapat, dalam kondisi yang berbeda, menjadi elektrolit kuat dan elektrolit lemah. Untuk menilai kekuatan elektrolit, nilai khusus diperkenalkan - konstanta disosiasi, ditentukan berdasarkan hukum aksi massa. Tapi itu hanya berlaku untuk elektrolit lemah; kuat elektrolit mereka tidak mematuhi hukum massa yang bertindak.

Sumber:

• daftar elektrolit kuat

garam- ini adalah bahan kimia yang terdiri dari kation, yaitu ion bermuatan positif, logam dan anion bermuatan negatif - residu asam. Ada banyak jenis garam: normal, asam, basa, ganda, campuran, terhidrasi, kompleks. Itu tergantung pada komposisi kation dan anion. Bagaimana Anda bisa menentukan basis garam?

, , 21 , , ,
, 25-26 , 27-28 , , 30, , , , , , , , /2003

6.3. Elektrolit kuat dan lemah

Materi di bagian ini sebagian sudah Anda kenal dari kursus kimia sekolah yang dipelajari sebelumnya dan dari bagian sebelumnya. Mari kita tinjau secara singkat apa yang Anda ketahui dan berkenalan dengan materi baru.

Pada bagian sebelumnya, kita telah membahas perilaku beberapa garam dan zat organik dalam larutan berair yang terurai sempurna menjadi ion dalam larutan berair.
Ada sejumlah bukti sederhana namun tidak diragukan bahwa beberapa zat dalam larutan air terurai menjadi partikel. Jadi, larutan encer dari sulfat H 2 SO 4 , nitrat HNO 3 , klorin HClO 4 , HCl hidroklorik (hidroklorik), asetat CH 3 COOH dan asam lainnya memiliki rasa asam. Dalam rumus asam, partikel umum adalah atom hidrogen, dan dapat diasumsikan bahwa (dalam bentuk ion) itu adalah penyebab rasa yang sama dari semua zat yang sangat berbeda ini.
Ion hidrogen yang terbentuk selama disosiasi dalam larutan berair memberikan larutan rasa asam, itulah sebabnya zat semacam itu disebut asam. Di alam, hanya ion hidrogen yang terasa asam. Mereka menciptakan apa yang disebut lingkungan asam (asam) dalam larutan berair.

Ingat, ketika Anda mengatakan "hidrogen klorida", yang Anda maksud adalah keadaan gas dan kristal dari zat ini, tetapi untuk larutan berair, Anda harus mengatakan "larutan asam klorida", "asam klorida" atau menggunakan nama umum "asam klorida", meskipun komposisi zat dalam keadaan apa pun dinyatakan dengan rumus yang sama - Hcl.

Larutan berair dari hidroksida litium (LiOH), natrium (NaOH), kalium (KOH), barium (Ba (OH) 2), kalsium (Ca (OH) 2) dan logam lainnya memiliki rasa dan penyebab asam pahit yang sama. pada kulit tangan perasaan meluncur. Rupanya, ion OH– hidroksida, yang merupakan bagian dari senyawa tersebut, bertanggung jawab atas sifat ini.
HCl hidroklorik, HBr hidrobromik, dan asam HI hidroiodik bereaksi dengan seng dengan cara yang sama, meskipun komposisinya berbeda, karena bukan asam yang benar-benar bereaksi dengan seng:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H2,

dan ion hidrogen:

Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2,

dan gas hidrogen dan ion seng terbentuk.
Pencampuran beberapa larutan garam, misalnya, kalium klorida KCl dan natrium nitrat NaNO 3, tidak disertai dengan efek termal yang nyata, meskipun setelah penguapan larutan, campuran kristal dari empat zat terbentuk: yang asli - kalium klorida dan natrium nitrat - dan yang baru - kalium nitrat KNO 3 dan natrium klorida NaCl . Dapat diasumsikan bahwa dalam larutan, dua garam awal terurai sepenuhnya menjadi ion, yang, ketika diuapkan, membentuk empat zat kristal:

Membandingkan informasi ini dengan konduktivitas listrik larutan asam, hidroksida dan garam dalam air dan dengan sejumlah ketentuan lainnya, S.A. Arrhenius pada tahun 1887 mengajukan hipotesis disosiasi elektrolitik, yang menurutnya molekul asam, hidroksida dan garam, ketika dilarutkan dalam air, terurai menjadi ion.
Mempelajari produk elektrolisis memungkinkan Anda untuk menetapkan muatan positif atau negatif ke ion. Jelas, jika asam, misalnya, nitrat HNO3, terdisosiasi, misalkan, menjadi dua ion dan hidrogen dilepaskan selama elektrolisis larutan berair di katoda (elektroda bermuatan negatif), maka, oleh karena itu, ada ion hidrogen bermuatan positif. H+ dalam larutan. Maka persamaan disosiasi harus ditulis sebagai berikut:

HNO 3 \u003d H + +.

Disosiasi elektrolit- penguraian lengkap atau sebagian senyawa bila dilarutkan dalam air menjadi ion sebagai akibat interaksi dengan molekul air (atau pelarut lain).
elektrolit- asam, basa atau garam, larutan berair yang menghantarkan arus listrik sebagai akibat disosiasi.
Zat yang tidak dapat berdisosiasi menjadi ion dalam larutan berair dan larutannya tidak dapat menghantarkan listrik disebut non-elektrolit.
Disosiasi elektrolit diukur derajat disosiasi- rasio jumlah "molekul" (satuan rumus) yang terurai menjadi ion dengan jumlah total "molekul" zat terlarut. Tingkat disosiasi dilambangkan dengan huruf Yunani. Misalnya, jika dari setiap 100 "molekul" zat terlarut, 80 terurai menjadi ion, maka tingkat disosiasi zat terlarut adalah: \u003d 80/100 \u003d 0,8, atau 80%.
Menurut kemampuan untuk memisahkan (atau, seperti yang mereka katakan, "dengan kekuatan"), elektrolit dibagi menjadi: kuat, medium dan lemah. Menurut tingkat disosiasi, elektrolit kuat termasuk yang larutannya > 30%, elektrolit lemah -< 3%, к средним – 3% 30%. Сила электролита – величина, зависящая от концентрации вещества, температуры, природы растворителя и др.
Dalam kasus larutan air, elektrolit kuat(> 30%) termasuk dalam kelompok senyawa berikut.
1 . Banyak asam anorganik, seperti HCl klorida, nitrat HNO 3 , sulfat H 2 SO 4 dalam larutan encer. Asam anorganik terkuat adalah HClO4 perklorat.
Kekuatan asam non-oksigen meningkat dalam serangkaian senyawa dari jenis yang sama ketika bergerak ke bawah subkelompok unsur pembentuk asam:

HCl-HBr-HI.

Asam fluorida (hidrofluorat) HF melarutkan kaca, tetapi ini sama sekali tidak menunjukkan kekuatannya. Asam dari asam yang mengandung halogen bebas oksigen ini termasuk asam dengan kekuatan sedang karena energi tinggi dari ikatan H-F, kemampuan molekul HF untuk bersatu (berasosiasi) karena ikatan hidrogen yang kuat, interaksi ion F dengan Molekul HF (ikatan hidrogen) dengan pembentukan ion dan partikel lain yang lebih kompleks. Akibatnya, konsentrasi ion hidrogen dalam larutan berair asam ini berkurang secara signifikan, sehingga asam fluorida dianggap memiliki kekuatan sedang.
Hidrogen fluorida bereaksi dengan silikon dioksida, yang merupakan bagian dari kaca, menurut persamaan:

SiO 2 + 4HF \u003d SiF 4 + 2H 2 O.

Asam fluorida tidak boleh disimpan dalam wadah kaca. Untuk ini, bejana yang terbuat dari timah, beberapa plastik dan kaca digunakan, yang dindingnya ditutupi dari dalam dengan lapisan parafin yang tebal. Jika gas hidrogen fluorida digunakan untuk "menggores" kaca, permukaan kaca menjadi matte, yang digunakan untuk menerapkan prasasti dan berbagai pola pada kaca. "Menggores" kaca dengan larutan asam fluorida berair mengikis permukaan kaca, yang tetap transparan. Yang dijual biasanya larutan asam fluorida 40%.

Kekuatan asam oksigen jenis yang sama berubah dalam arah yang berlawanan, misalnya asam iodik HIO 4 lebih lemah dari asam perklorat HClO 4.
Jika suatu unsur membentuk beberapa asam oksigen, maka asam yang unsur pembentuk asamnya memiliki valensi tertinggi memiliki kekuatan paling besar. Jadi, dalam rangkaian asam HclO (hipoklor) - HclO 2 (klorat) - HclO 3 (klorat) - HclO 4 (klorat), yang terakhir adalah yang terkuat.

Satu volume air melarutkan sekitar dua volume klorin. Klorin (sekitar setengahnya) berinteraksi dengan air:

Cl 2 + H 2 O \u003d HCl + HClO.

Asam klorida kuat; praktis tidak ada molekul HCl dalam larutan berairnya. Persamaan reaksi yang benar adalah:

Cl 2 + H 2 O \u003d H + + Cl - + HClO - 25 kJ / mol.

Solusi yang dihasilkan disebut air klorin.
Asam hipoklorit adalah zat pengoksidasi yang bekerja cepat, sehingga digunakan untuk memutihkan kain.

2 . Hidroksida unsur-unsur dari subkelompok utama kelompok I dan II dari sistem periodik: LiOH, NaOH, KOH, Ca (OH) 2, dll. Ketika bergerak ke bawah subkelompok, karena sifat logam dari unsur meningkat, kekuatan hidroksida meningkat. Hidroksida larut dari subkelompok utama unsur golongan I diklasifikasikan sebagai alkali.

Basa yang larut dalam air disebut basa. Ini juga termasuk hidroksida dari unsur-unsur subkelompok utama kelompok II (logam alkali tanah) dan amonium hidroksida (larutan amonia berair). Kadang-kadang alkali adalah hidroksida yang menciptakan konsentrasi tinggi ion hidroksida dalam larutan berair. Dalam literatur usang, Anda dapat menemukan di antara alkali kalium karbonat K 2 CO 3 (kalium) dan natrium Na 2 CO 3 (soda), natrium bikarbonat NaHCO 3 (soda kue), boraks Na 2 B 4 O 7, natrium hidrosulfida NaHS dan kalium KHS dll.

Kalsium hidroksida Ca (OH) 2 sebagai elektrolit kuat berdisosiasi menjadi satu langkah:

Ca (OH) 2 \u003d Ca 2+ + 2OH -.

3 . Hampir semua garam. Garam, jika merupakan elektrolit kuat, berdisosiasi menjadi satu langkah, misalnya besi klorida:

FeCl 3 \u003d Fe 3+ + 3Cl -.

Dalam kasus larutan air, elektrolit lemah ( < 3%) относят перечисленные ниже соединения.

1 . Air H 2 O adalah elektrolit yang paling penting.

2 . Beberapa asam anorganik dan hampir semua asam organik: H 2 S (hidrosulfida), H 2 SO 3 (sulfur), H 2 CO 3 (karbonat), HCN (hidrosianat), H 3 PO 4 (fosfat, ortofosfat), H 2 SiO 3 (silikon), H 3 BO 3 (borat, ortoborik), CH 3 COOH (asetat), dll.
Perhatikan bahwa asam karbonat tidak ada dalam rumus H 2 CO 3. Ketika karbon dioksida CO 2 dilarutkan dalam air, hidratnya CO 2 H 2 O terbentuk, yang kita tulis untuk memudahkan perhitungan dengan rumus H 2 CO 3, dan persamaan untuk reaksi disosiasi terlihat seperti ini:

Disosiasi asam karbonat lemah berlangsung dalam dua langkah. Ion bikarbonat yang dihasilkan juga berperilaku seperti elektrolit lemah.
Asam polibasa lainnya berdisosiasi dengan cara yang sama: H 3 PO 4 (fosfat), H 2 SiO 3 (silikon), H 3 BO 3 (borat). Dalam larutan berair, disosiasi praktis hanya melewati tahap pertama. Bagaimana cara melakukan disosiasi sepanjang langkah terakhir?
3 . Hidroksida dari banyak unsur, seperti Al (OH) 3, Cu (OH) 2, Fe (OH) 2, Fe (OH) 3, dll.
Semua hidroksida ini terdisosiasi dalam larutan berair dalam beberapa langkah, misalnya, besi hidroksida
Fe(OH)3:

Dalam larutan berair, disosiasi berlangsung secara praktis hanya melalui tahap pertama. Bagaimana cara menggeser kesetimbangan ke arah pembentukan ion Fe 3+?
Sifat dasar hidroksida dari unsur yang sama meningkat dengan penurunan valensi unsur.Dengan demikian, sifat dasar besi dihidroksida Fe (OH) 2 lebih menonjol daripada sifat dasar Fe (OH) 3 trihidroksida. Pernyataan ini ekuivalen dengan fakta bahwa sifat asam Fe(OH) 3 lebih kuat daripada Fe(OH) 2 .
4 . Amonium hidroksida NH 4 OH.
Ketika gas amonia NH 3 dilarutkan dalam air, diperoleh larutan yang menghantarkan listrik dengan sangat buruk dan memiliki rasa pahit seperti sabun. Media larutan bersifat basa atau basa. Perilaku amonia ini dijelaskan sebagai berikut. Ketika amonia dilarutkan dalam air, amonia hidrat NH 3 H 2 O terbentuk, yang dengan syarat kami atributkan rumus amonium hidroksida NH 4 yang tidak ada OH, dengan asumsi bahwa senyawa ini berdisosiasi dengan pembentukan ion amonium dan ion hidroksida OH -:

NH 4 OH \u003d + OH -.

5 . Beberapa garam: seng klorida ZnCl 2, besi tiosianat Fe (NCS) 3, merkuri sianida Hg (CN) 2, dll. Garam-garam ini terdisosiasi secara bertahap.

Untuk elektrolit dengan kekuatan sedang, beberapa termasuk asam fosfat H 3 PO 4. Kami akan menganggap asam fosfat sebagai elektrolit lemah dan menuliskan tiga langkah disosiasinya. Asam sulfat dalam larutan pekat berperilaku seperti elektrolit dengan kekuatan sedang, dan dalam larutan yang sangat pekat berperilaku seperti elektrolit lemah. Kami selanjutnya akan mempertimbangkan asam sulfat sebagai elektrolit kuat dan menulis persamaan untuk disosiasi dalam satu langkah.

Elektrolit kuat, ketika dilarutkan dalam air, hampir sepenuhnya terdisosiasi menjadi ion, terlepas dari konsentrasinya dalam larutan.

Oleh karena itu, dalam persamaan disosiasi elektrolit kuat beri tanda sama dengan (=).

Elektrolit kuat meliputi:

garam larut;

Banyak asam anorganik: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;

Basa yang dibentuk oleh logam alkali (LiOH, NaOH, KOH, dll) dan logam alkali tanah (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2).

Elektrolit lemah dalam larutan berair hanya sebagian (secara reversibel) terdisosiasi menjadi ion.

Oleh karena itu, tanda reversibilitas (⇄) dimasukkan ke dalam persamaan disosiasi untuk elektrolit lemah.

Elektrolit lemah meliputi:

Hampir semua asam organik dan air;

Beberapa asam anorganik: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3, dll.;

Hidroksida logam yang tidak larut: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2, dll.

Persamaan reaksi ionik

Persamaan reaksi ionik
Reaksi kimia dalam larutan elektrolit (asam, basa dan garam) berlangsung dengan partisipasi ion. Solusi akhir mungkin tetap transparan (produk sangat larut dalam air), tetapi salah satu produk akan menjadi elektrolit lemah; dalam kasus lain, presipitasi atau evolusi gas akan diamati.

Untuk reaksi dalam larutan yang melibatkan ion, tidak hanya persamaan molekul yang disusun, tetapi juga persamaan ionik lengkap dan persamaan ion pendek.
Dalam persamaan ion, atas saran ahli kimia Prancis K.-L. Berthollet (1801), semua elektrolit kuat yang larut dengan baik ditulis dalam bentuk rumus ion, dan pengendapan, gas dan elektrolit lemah ditulis dalam bentuk rumus molekul. Pembentukan presipitasi ditandai dengan tanda panah ke bawah (↓), pembentukan gas dengan tanda panah ke atas (). Contoh penulisan persamaan reaksi menurut aturan Berthollet:

a) persamaan molekul
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O
b) persamaan ion lengkap
2Na+ + CO32− + 2H+ + SO42 = 2Na+ + SO42 + CO2 + H2O
(CO2 - gas, H2O - elektrolit lemah)
c) persamaan ion pendek
CO32− + 2H+ = CO2 + H2O

Biasanya, saat menulis, mereka terbatas pada persamaan ionik singkat, dengan reagen padat dilambangkan dengan indeks (t), reagen gas - dengan indeks (g). Contoh:

1) Cu(OH)2(t) + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu(OH)2(t) + 2H+ = Cu2+ + 2H2O
Cu(OH)2 praktis tidak larut dalam air
2) BaS + H2SO4 = BaSO4↓ + H2S
Ba2+ + S2− + 2H+ + SO42− = BaSO4↓ + H2S
(persamaan ionik penuh dan pendek adalah sama)
3) CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca(HCO3)2
CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca2+ + 2HCO3−
(kebanyakan garam asam sangat larut dalam air).

Jika elektrolit kuat tidak berpartisipasi dalam reaksi, tidak ada bentuk ion dari persamaan:

Mg(OH)2(t) + 2HF(p) = MgF2↓ + 2H2O

TIKET #23

Hidrolisis garam

Hidrolisis garam adalah interaksi ion garam dengan air untuk membentuk partikel berdisosiasi rendah.

Hidrolisis, secara harfiah, adalah penguraian oleh air. Dengan memberikan definisi reaksi hidrolisis garam ini, kami menekankan bahwa garam dalam larutan berbentuk ion, dan bahwa gaya penggerak reaksi adalah pembentukan partikel yang sedikit terdisosiasi (aturan umum untuk banyak reaksi dalam larutan) .

Hidrolisis hanya terjadi dalam kasus-kasus ketika ion yang terbentuk sebagai hasil dari disosiasi elektrolitik garam - kation, anion, atau keduanya bersama-sama - mampu membentuk senyawa yang terdisosiasi lemah dengan ion air, dan ini, pada gilirannya, terjadi ketika kation terpolarisasi kuat (kation basa lemah), dan anion mudah terpolarisasi (anion asam lemah). Ini mengubah pH medium. Jika kation membentuk basa kuat, dan anion membentuk asam kuat, maka mereka tidak mengalami hidrolisis.

1. Hidrolisis garam basa lemah dan asam kuat melewati kation, ini dapat membentuk basa lemah atau garam basa dan pH larutan akan menurun

2. Hidrolisis garam asam lemah dan basa kuat melewati anion, asam lemah atau garam asam dapat terbentuk dan pH larutan akan meningkat

3. Hidrolisis garam basa lemah dan asam lemah biasanya melewati untuk membentuk asam lemah dan basa lemah; PH larutan dalam hal ini sedikit berbeda dari 7 dan ditentukan oleh kekuatan relatif asam dan basa

4. Hidrolisis garam basa kuat dan asam kuat tidak berlangsung

Soal 24 Klasifikasi oksida

Oksida zat kompleks disebut, komposisi molekul yang mencakup atom oksigen dalam keadaan oksidasi - 2 dan beberapa elemen lainnya.

oksida dapat diperoleh melalui interaksi langsung oksigen dengan unsur lain, atau secara tidak langsung (misalnya, dengan penguraian garam, basa, asam). Dalam kondisi normal, oksida berada dalam keadaan padat, cair dan gas, jenis senyawa ini sangat umum di alam. Oksida ditemukan di kerak bumi. Karat, pasir, air, karbon dioksida adalah oksida.

Oksida pembentuk garam Sebagai contoh,

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

CuO + SO3 → CuSO4.

Oksida pembentuk garam- Ini adalah oksida yang membentuk garam sebagai hasil dari reaksi kimia. Ini adalah oksida logam dan non-logam, yang, ketika berinteraksi dengan air, membentuk asam yang sesuai, dan ketika berinteraksi dengan basa, garam asam dan garam normal yang sesuai. Sebagai contoh, oksida tembaga (CuO) adalah oksida pembentuk garam, karena, misalnya, ketika bereaksi dengan asam klorida (HCl), garam akan terbentuk:

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

Sebagai hasil dari reaksi kimia, garam lain dapat diperoleh:

CuO + SO3 → CuSO4.

Oksida yang tidak membentuk garam disebut oksida yang tidak membentuk garam. Contohnya adalah CO, N 2 O, NO.

ELEKTROLIT Zat yang larutan atau lelehannya menghantarkan listrik.

NON-ELEKTROLIT Zat yang larutan atau lelehannya tidak menghantarkan listrik.

Disosiasi- penguraian senyawa menjadi ion.

Derajat disosiasi adalah perbandingan jumlah molekul yang terdisosiasi menjadi ion dengan jumlah total molekul dalam larutan.

ELEKTROLIT KUAT ketika dilarutkan dalam air, mereka hampir sepenuhnya terdisosiasi menjadi ion.

Saat menulis persamaan disosiasi elektrolit kuat beri tanda sama dengan.

Elektrolit kuat meliputi:

garam larut ( lihat tabel kelarutan);

Banyak asam anorganik: HNO 3, H 2 SO 4, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, HCl, HBr, HI ( Lihat asam-elektrolit kuat dalam tabel kelarutan);

Basa logam alkali (LiOH, NaOH, KOH) dan alkali tanah (Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2) ( lihat basa elektrolit kuat di tabel kelarutan).

ELEKTROLIT LEMAH dalam larutan berair hanya sebagian (secara reversibel) terdisosiasi menjadi ion.

Saat menulis persamaan disosiasi untuk elektrolit lemah, tanda reversibilitas diletakkan.

Elektrolit lemah meliputi:

Hampir semua asam organik dan air (H 2 O);

Beberapa asam anorganik: H 2 S, H 3 PO 4, HClO 4, H 2 CO 3, HNO 2, H 2 SiO 3 ( Lihat elektrolit asam-lemah dalam tabel kelarutan);

Hidroksida logam yang tidak larut (Mg (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2) ( lihat pangkalancelektrolit lemah dalam tabel kelarutan).

Tingkat disosiasi elektrolit dipengaruhi oleh sejumlah faktor:

sifat pelarut dan elektrolit: elektrolit kuat adalah zat dengan ikatan polar kuat ionik dan kovalen; kemampuan pengion yang baik, yaitu kemampuan untuk menyebabkan disosiasi zat, memiliki pelarut dengan konstanta dielektrik tinggi, yang molekulnya bersifat polar (misalnya, air);

suhu: karena disosiasi adalah proses endotermik, peningkatan suhu meningkatkan nilai ;

konsentrasi: ketika larutan diencerkan, tingkat disosiasi meningkat, dan dengan meningkatnya konsentrasi, itu menurun;

tahap proses disosiasi: setiap tahap berikutnya kurang efektif dari yang sebelumnya, kira-kira 1000-10.000 kali; misalnya untuk asam fosfat 1 > 2 > 3:

H3PO4⇄Н++H2PO−4 (tahap pertama, 1),

H2PO−4⇄H++HPO2−4 (tahap kedua, 2),

PO2−4⇄Н++PO3−4 (tahap ketiga, 3).

Karena alasan ini, dalam larutan asam ini, konsentrasi ion hidrogen paling tinggi, dan konsentrasi ion fosfat PO3−4 paling rendah.

1. Kelarutan dan derajat disosiasi suatu zat tidak berhubungan satu sama lain. Misalnya, elektrolit lemah adalah asam asetat, yang sangat (tidak terbatas) larut dalam air.

2. Larutan elektrolit lemah mengandung lebih sedikit ion-ion yang terbentuk pada tahap terakhir disosiasi elektrolitik dibandingkan larutan lainnya

Derajat disosiasi elektrolitik juga dipengaruhi oleh penambahan elektrolit lain: misalnya derajat disosiasi asam format

HCOOH HCOO + H+

menurun jika sedikit natrium format ditambahkan ke dalam larutan. Garam ini berdisosiasi membentuk ion format HCOO :

HCOOna → HCOO + Na +

Akibatnya, konsentrasi ion HCOO– dalam larutan meningkat, dan menurut prinsip Le Chatelier, peningkatan konsentrasi ion format menggeser kesetimbangan proses disosiasi asam format ke kiri, yaitu. derajat disosiasi menurun.

Hukum pengenceran Ostwald- rasio yang menyatakan ketergantungan konduktivitas listrik ekivalen dari larutan encer elektrolit lemah biner pada konsentrasi larutan:

Di sini, adalah konstanta disosiasi elektrolit, adalah konsentrasi, dan masing-masing adalah nilai konduktivitas listrik ekivalen pada konsentrasi dan pengenceran tak terhingga. Rasio adalah konsekuensi dari hukum aksi massa dan kesetaraan

dimana adalah derajat disosiasi.

Hukum pengenceran Ostwald dikembangkan oleh W. Ostwald pada tahun 1888 dan dikonfirmasi olehnya secara eksperimental. Pembentukan eksperimental kebenaran hukum pengenceran Ostwald sangat penting untuk mendukung teori disosiasi elektrolitik.

Disosiasi elektrolitik air. Indikator hidrogen pH Air adalah elektrolit amfoter lemah: H2O H+ + OH- atau lebih tepatnya: 2H2O \u003d H3O + + OH- Konstanta disosiasi air pada 25 ° C adalah: dapat dianggap konstan dan sama dengan 55,55 mol / l (kerapatan air 1000 g / l, massa 1 l 1000 g, jumlah zat air 1000g: 18g / mol \u003d 55,55 mol, C \u003d 55,55 mol: 1 l \u003d 55 ,55 mol/l). Kemudian Nilai ini konstan pada suhu tertentu (25 ° C), itu disebut produk ion air KW: Disosiasi air adalah proses endoterm, oleh karena itu, dengan peningkatan suhu, sesuai dengan prinsip Le Chatelier, disosiasi meningkat, produk ion meningkat dan mencapai nilai 10-13 pada 100 ° C. Dalam air murni pada 25°C, konsentrasi ion hidrogen dan ion hidroksil sama satu sama lain: = = 10-7 mol/l Larutan yang konsentrasi ion hidrogen dan hidroksilnya sama disebut netral. Jika asam ditambahkan ke dalam air murni, konsentrasi ion hidrogen akan meningkat dan menjadi lebih dari 10-7 mol / l, medium akan menjadi asam, sedangkan konsentrasi ion hidroksil akan langsung berubah sehingga produk ion air tetap berada pada tempatnya. nilai 10-14. Hal yang sama akan terjadi ketika alkali ditambahkan ke air murni. Konsentrasi ion hidrogen dan hidroksil berhubungan satu sama lain melalui produk ion, oleh karena itu, mengetahui konsentrasi salah satu ion, mudah untuk menghitung konsentrasi yang lain. Misalnya, jika = 10-3 mol/l, maka = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 mol/l, atau jika = 10-2 mol/l, maka = KW/ = 10-14 /10-2 = 10-12 mol/l. Dengan demikian, konsentrasi ion hidrogen atau hidroksil dapat berfungsi sebagai karakteristik kuantitatif keasaman atau alkalinitas medium. Dalam praktiknya, bukan konsentrasi ion hidrogen atau hidroksil yang digunakan, tetapi indikator pH hidrogen atau pOH hidroksil. Indeks hidrogen pH sama dengan logaritma desimal negatif dari konsentrasi ion hidrogen: pH = - lg Indeks hidroksil pOH sama dengan logaritma desimal negatif dari konsentrasi ion hidroksil: pOH = - lg Mudah ditunjukkan dengan menyatakan produk ionik air bahwa pH + pOH = 14 medium netral, jika kurang dari 7 - asam, dan semakin rendah pH, ​​semakin tinggi konsentrasi ion hidrogen. pH lebih besar dari 7 - lingkungan basa, semakin tinggi pH, semakin tinggi konsentrasi ion hidroksil.