Bab 20

20.1. Hukum aksi massa

Anda berkenalan dengan hukum aksi massa dengan mempelajari kesetimbangan reaksi kimia reversibel (Bab 9 5). Ingatlah bahwa pada suhu konstan untuk reaksi reversibel

sebuah A+ b B d D+ f F

hukum aksi massa dinyatakan dengan persamaan

Anda tahu bahwa ketika menerapkan hukum aksi massa, penting untuk mengetahui dalam keadaan agregasi zat-zat yang berpartisipasi dalam reaksi. Tapi tidak hanya itu: jumlah dan rasio fase dalam sistem kimia tertentu adalah penting. Menurut jumlah fase, reaksi dibagi menjadi: homofasik, dan heterofase. Di antara yang heterofasik, fase padat reaksi.

Reaksi homofasik Reaksi kimia di mana semua peserta berada dalam fase yang sama.

Fasa tersebut dapat berupa campuran gas (fase gas), atau larutan cair (fase cair). Dalam hal ini, semua partikel yang berpartisipasi dalam reaksi (A, B, D, dan F) dapat melakukan gerakan acak secara independen satu sama lain, dan reaksi reversibel berlangsung di seluruh volume sistem reaksi. Jelas, partikel tersebut dapat berupa molekul zat gas, atau molekul atau ion yang membentuk cairan. Contoh reaksi homofase reversibel adalah reaksi sintesis amonia, pembakaran klorin dalam hidrogen, reaksi antara amonia dan hidrogen sulfida dalam larutan berair, dll.

Jika setidaknya satu zat yang berpartisipasi dalam reaksi berada dalam fase yang berbeda dari zat lainnya, maka reaksi reversibel hanya berlangsung pada antarmuka dan disebut reaksi heterofase.

reaksi heterofasik- reaksi kimia, yang pesertanya berada dalam fase yang berbeda.

Reaksi heterofasik reversibel termasuk reaksi yang melibatkan zat gas dan padat (misalnya, dekomposisi kalsium karbonat), zat cair dan padat (misalnya, pengendapan dari larutan barium sulfat atau reaksi seng dengan asam klorida), serta gas dan zat cair.

Kasus khusus dari reaksi heterofase adalah reaksi fase padat, yaitu reaksi di mana semua peserta adalah padatan.

Faktanya, persamaan (1) berlaku untuk reaksi reversibel apa pun, terlepas dari kelompok mana yang termasuk. Tetapi dalam reaksi heterofase, konsentrasi kesetimbangan zat dalam fase yang lebih teratur adalah konstan dan dapat digabungkan dalam konstanta kesetimbangan (lihat Bab 9 5).

Jadi, untuk reaksi heterofase

sebuah Sebuah g+ b B cr d D r+ f F cr

hukum aksi massa akan dinyatakan oleh relasi

Jenis rasio ini tergantung pada zat yang berpartisipasi dalam reaksi dalam keadaan padat atau cair (cair, jika zat lainnya adalah gas).

Dalam ekspresi hukum aksi massa (1) dan (2), rumus molekul atau ion dalam tanda kurung siku berarti konsentrasi kesetimbangan partikel-partikel ini dalam gas atau larutan. Dalam hal ini, konsentrasinya tidak boleh besar (tidak lebih dari 0,1 mol/l), karena rasio ini hanya berlaku untuk gas ideal dan larutan ideal. (Pada konsentrasi tinggi, hukum aksi massa tetap berlaku, tetapi alih-alih konsentrasi, seseorang harus menggunakan kuantitas fisik lain (yang disebut aktivitas), yang memperhitungkan interaksi antara partikel atau larutan gas. Aktivitas tidak sebanding dengan konsentrasi ).

Hukum aksi massa berlaku tidak hanya untuk reaksi kimia reversibel, tetapi banyak proses fisik reversibel juga mematuhinya, misalnya, kesetimbangan antarmuka zat individu selama transisi mereka dari satu keadaan agregasi ke keadaan agregasi lainnya. Jadi, proses reversibel dari penguapan - kondensasi air dapat dinyatakan dengan persamaan

H 2 O dari H 2 O g

Untuk proses ini, kita dapat menulis persamaan konstanta kesetimbangan:

Rasio yang dihasilkan menegaskan, khususnya, pernyataan yang Anda ketahui dari fisika bahwa kelembaban udara bergantung pada suhu dan tekanan.

20.2. Konstanta autoprotolisis (produk ionik)

Penerapan lain dari hukum aksi massa yang Anda ketahui adalah deskripsi kuantitatif autoprotolisis (Bab X 5). Tahukah Anda bahwa air murni berada dalam kesetimbangan homofase?

2H 2 OH 3 O + + OH -

untuk deskripsi kuantitatif di mana Anda dapat menggunakan hukum aksi massa, ekspresi matematisnya adalah konstanta autoprotolisis(produk ion) air

Autoprotolisis adalah karakteristik tidak hanya untuk air, tetapi juga untuk banyak cairan lain, yang molekul-molekulnya saling berhubungan oleh ikatan hidrogen, misalnya, untuk amonia, metanol, dan hidrogen fluorida:

2NH 3 NH 4 + + NH 2 -	K(NH3) = 1,91. 10 –33 (pada –50 o );
2CH 3 OH CH 3 OH 2 + + CH 3 O -	K(CH3OH) = 4,90. 10–18 (pada 25 o C);
2HF H 2 F + + F -	K(HF) = 2,00 . 10–12 (pada 0 o C).

Untuk ini dan banyak zat lainnya, konstanta autoprotolisis diketahui, yang diperhitungkan ketika memilih pelarut untuk berbagai reaksi kimia.

Simbol yang sering digunakan untuk menyatakan konstanta autoprotolisis adalah K S.

Konstanta autoprotolisis tidak bergantung pada teori di mana autoprotolisis dipertimbangkan. Nilai konstanta kesetimbangan, sebaliknya, tergantung pada model yang diadopsi. Kami akan memverifikasi ini dengan membandingkan deskripsi autoprotolisis air menurut teori protolitik (kolom kiri) dan menurut teori disosiasi elektrolitik yang sudah ketinggalan zaman, tetapi masih banyak digunakan (kolom kanan):

Menurut teori disosiasi elektrolitik, diasumsikan bahwa molekul air terdisosiasi sebagian (terurai) menjadi ion hidrogen dan ion hidroksida. Teori itu tidak menjelaskan baik alasan maupun mekanisme "disintegrasi" ini. Nama "konstanta autoprotolisis" biasanya digunakan dalam teori protolitik, dan "produk ionik" dalam teori disosiasi elektrolitik.

20.3. Konstanta keasaman dan kebasaan. Indikator hidrogen

Hukum aksi massa juga digunakan untuk mengukur sifat asam-basa dari berbagai zat. Dalam teori protolitik, konstanta keasaman dan kebasaan digunakan untuk ini, dan dalam teori disosiasi elektrolitik - konstanta disosiasi.

Bagaimana teori protolitik menjelaskan sifat asam-basa bahan kimia, Anda sudah tahu (bab XII 4). Mari kita bandingkan pendekatan ini dengan pendekatan teori disosiasi elektrolit pada contoh reaksi homofase reversibel dengan air asam hidrosianat HCN - asam lemah (di sebelah kiri - menurut teori protolitik, di sebelah kanan - menurut teori disosiasi elektrolit):

HCN + H 2 O H 3 O + + CN - K K(HCN) = K C. == 4.93. 10–10 mol/l

HCN H + + CN – konstanta keseimbangan K C dalam hal ini disebut konstanta disosiasi(atau konstanta ionisasi), dilambangkan Ke dan sama dengan konstanta keasaman dalam teori protolitik. K = 4,93. 10–10 mol/l

Derajat protolisis asam lemah ( ) dalam teori disosiasi elektrolit disebut derajat disosiasi(jika saja teori ini menganggap zat yang diberikan sebagai asam).

Dalam teori protolitik, untuk mengkarakterisasi basa, Anda dapat menggunakan konstanta kebasaannya, atau Anda bisa menggunakan konstanta keasaman asam konjugasi. Dalam teori disosiasi elektrolitik, hanya zat yang terdisosiasi dalam larutan menjadi kation dan ion hidroksida yang dianggap basa, oleh karena itu, misalnya, diasumsikan bahwa larutan amonia mengandung "amonium hidroksida", dan kemudian - amonia hidrat

NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH - K O (NH 3) \u003d K C . = 1.74. 10–5 mol/l

NH3. H 2 O NH 4 + + OH - konstanta keseimbangan K C dan dalam hal ini disebut konstanta disosiasi, dilambangkan Ke dan sama dengan konstanta kebasaan. K = 1,74. 10–5 mol/l Tidak ada konsep asam konjugasi dalam teori ini. Ion amonium tidak dianggap sebagai asam. Lingkungan asam dalam larutan garam amonium dijelaskan oleh hidrolisis.

Yang lebih sulit dalam teori disosiasi elektrolitik adalah deskripsi sifat dasar zat lain yang tidak mengandung hidroksil, misalnya amina (metilamin CH 3 NH 2, anilin C 6 H 5 NH 2, dll).

Untuk mengkarakterisasi sifat asam dan basa larutan, kuantitas fisik lain digunakan - nilai pH(dilambangkan dengan pH, dibaca "ph"). Dalam kerangka teori disosiasi elektrolitik, indeks hidrogen ditentukan sebagai berikut:

pH = –lg

Definisi yang lebih tepat, dengan mempertimbangkan tidak adanya ion hidrogen dalam larutan dan ketidakmungkinan mengambil logaritma satuan pengukuran:

pH = –lg()

Akan lebih tepat untuk menyebut nilai ini "oksonium", dan bukan nilai pH, tetapi nama ini tidak digunakan.

Ini didefinisikan mirip dengan hidrogen indeks hidroksida(dilambangkan dengan pOH, dibaca "pe oash").

pOH = -lg()

Tanda kurung kurawal yang menunjukkan nilai numerik suatu besaran dalam ekspresi untuk indeks hidrogen dan hidroksida sering tidak diletakkan, lupa bahwa tidak mungkin untuk mengambil logaritma besaran fisik.

Karena produk ion air adalah nilai konstan tidak hanya dalam air murni, tetapi juga dalam larutan asam dan basa encer, indeks hidrogen dan hidroksida saling berhubungan:

K (H 2 O) \u003d \u003d 10 -14 mol 2 / l 2
lg() = lg() + lg() = -14
pH + pOH = 14

Dalam air murni = = 10–7 mol/l, oleh karena itu, pH = pOH = 7.

Dalam larutan asam (dalam larutan asam) ada kelebihan ion oksonium, konsentrasinya lebih besar dari 10 -7 mol / l dan, oleh karena itu, pH< 7.

Sebaliknya, dalam larutan basa (larutan basa), terdapat kelebihan ion hidroksida, dan akibatnya, konsentrasi ion oksonium kurang dari 10–7 mol/l; dalam hal ini pH > 7.

20.4. Konstanta hidrolisis

Dalam kerangka teori disosiasi elektrolitik, hidrolisis reversibel (hidrolisis garam) dianggap sebagai proses yang terpisah, sedangkan kasus hidrolisis dibedakan.

• garam basa kuat dan asam lemah
• garam dari basa lemah dan asam kuat, dan
• garam dari basa lemah dan asam lemah.

Mari kita pertimbangkan kasus-kasus ini secara paralel dalam kerangka teori protolitik dan dalam kerangka teori disosiasi elektrolitik.

Garam dari basa kuat dan asam lemah

Sebagai contoh pertama, perhatikan hidrolisis KNO 2, garam dari basa kuat dan asam monobasa lemah.

K +, NO 2 - dan H 2 O. NO 2 - adalah basa lemah, dan H 2 O adalah amfolit, oleh karena itu, reaksi reversibel dimungkinkan NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH -, yang kesetimbangannya digambarkan oleh konstanta kebasaan ion nitrit dan dapat dinyatakan dalam konstanta keasaman asam nitrit: K o (TIDAK 2 -) \u003d

Ketika zat ini dilarutkan, ia terdisosiasi secara ireversibel menjadi ion K + dan NO 2 -: KNO 2 = K + + NO 2 - H 2 O H + + OH - Dengan adanya ion H + dan NO 2 - secara simultan dalam larutan, reaksi reversibel terjadi H + + NO 2 - HNO 2 NO 2 - + H 2 O HNO 2 + OH - Kesetimbangan reaksi hidrolisis digambarkan oleh konstanta hidrolisis ( K h) dan dapat dinyatakan dalam konstanta disosiasi ( Ke e.asam nitrit: K j = K c . =

Seperti yang Anda lihat, dalam hal ini konstanta hidrolisis sama dengan konstanta kebasaan partikel dasar.

Terlepas dari kenyataan bahwa hidrolisis reversibel hanya terjadi dalam larutan, itu benar-benar "ditekan" ketika air dihilangkan, dan, oleh karena itu, tidak mungkin untuk mendapatkan produk dari reaksi ini, dalam kerangka teori disosiasi elektrolitik, hidrolisis molekuler. persamaan juga ditulis:

KNO2 + H2O KOH + HNO2

Sebagai contoh lain, perhatikan hidrolisis Na 2 CO 3, garam dari basa kuat dan asam dibasa lemah. Garis penalaran di sini persis sama. Dalam kerangka kedua teori tersebut, diperoleh persamaan ionik:

CO 3 2- + H 2 O HCO 3 - + OH -

Dalam kerangka teori protolitik disebut persamaan protolisis ion karbonat, dan dalam kerangka teori disosiasi elektrolit disebut persamaan ion hidrolisis natrium karbonat.

Na 2 CO 3 + H 2 O NaHCO 3 + NaOH

Konstanta kebasaan ion karbonat dalam kerangka TED disebut konstanta hidrolisis dan dinyatakan melalui "konstanta disosiasi asam karbonat pada tahap kedua", yaitu, melalui konstanta keasaman ion hidrokarbonat.

Perlu dicatat bahwa dalam kondisi ini, HCO 3 - , menjadi basa yang sangat lemah, praktis tidak bereaksi dengan air, karena kemungkinan protolisis ditekan oleh adanya partikel basa yang sangat kuat, ion hidroksida, dalam larutan.

Garam dari basa lemah dan asam kuat

Perhatikan hidrolisis NH 4 Cl. Dalam kerangka TED, ini adalah garam dari basa monoasam lemah dan asam kuat.

Dalam larutan zat ini ada partikel: NH 4 +, Cl - dan H 2 O. NH 4 + adalah asam lemah, dan H 2 O adalah amfolit, oleh karena itu, reaksi reversibel dimungkinkan NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O +, yang kesetimbangannya dijelaskan oleh konstanta keasaman ion amonium dan dapat dinyatakan dalam konstanta kebasaan amonia: KK (NH 4 +) \u003d

Ketika zat ini dilarutkan, ia terdisosiasi secara ireversibel menjadi ion NH 4 + dan Cl -: NH 4 Cl \u003d NH 4 + + Cl - Air adalah elektrolit lemah dan terdisosiasi secara reversibel: H 2 O H + + OH - NH4 + + OH - NH3. H2O Menambahkan persamaan dari dua reaksi reversibel ini dan membawa suku-suku serupa, kita memperoleh persamaan hidrolisis ionik NH 4 + + H 2 O NH 3. H2O+H+ Kesetimbangan reaksi hidrolisis dijelaskan oleh konstanta hidrolisis dan dapat dinyatakan dalam konstanta disosiasi amonia hidrat: K j =

Dalam hal ini, konstanta hidrolisis sama dengan konstanta keasaman ion amonium. Konstanta disosiasi amonia hidrat sama dengan konstanta kebasaan amonia.

Persamaan molekuler hidrolisis (dalam kerangka TED): NH 4 Cl + H 2 O NH 3. H2O + HCl

Contoh lain dari reaksi hidrolisis garam jenis ini adalah hidrolisis ZnCl 2 .

Dalam larutan zat ini ada partikel: Zn2+ aq, Cl- dan H2O. Ion seng adalah aquacations 2+ dan merupakan asam kationik lemah, dan H 2 O adalah amfolit, oleh karena itu, reaksi reversibel dimungkinkan 2= ​​+ H 2 O + + H 3 O + , yang kesetimbangannya dijelaskan oleh konstanta keasaman aquacation seng dan dapat dinyatakan dalam konstanta kebasaan ion triaquahydroxoznc: KK ( 2+ ) = =

Ketika zat ini dilarutkan, ia berdisosiasi secara ireversibel menjadi ion Zn 2+ dan Cl -: ZnCl 2 \u003d Zn 2+ + 2Cl - Air adalah elektrolit lemah dan terdisosiasi secara reversibel: H 2 O H + + OH - Dengan adanya ion OH - dan Zn 2+ secara simultan dalam larutan, reaksi reversibel terjadi Zn 2+ + OH - ZnOH + Menambahkan persamaan dari dua reaksi reversibel ini dan membawa suku-suku serupa, kita memperoleh persamaan hidrolisis ionik Zn 2+ + H 2 O ZnOH + + H + Kesetimbangan reaksi hidrolisis dijelaskan oleh konstanta hidrolisis dan dapat dinyatakan dalam "konstanta disosiasi seng hidroksida pada tahap kedua": K j =

Konstanta hidrolisis garam ini sama dengan konstanta keasaman aquacation seng, dan konstanta disosiasi seng hidroksida pada langkah kedua sama dengan konstanta kebasaan ion +.

Ion .+ adalah asam yang lebih lemah daripada ion 2+, oleh karena itu praktis tidak bereaksi dengan air, karena reaksi ini ditekan karena adanya ion oksonium dalam larutan. Dalam kerangka TED, pernyataan ini terdengar seperti ini: "hidrolisis seng klorida pada tahap kedua praktis tidak berjalan" .

Persamaan molekuler hidrolisis (dalam kerangka TED):

ZnCl 2 + H 2 O Zn(OH)Cl + HCl.

Garam dari basa lemah dan asam lemah

Dengan pengecualian garam amonium, garam tersebut umumnya tidak larut dalam air. Oleh karena itu, mari kita pertimbangkan jenis reaksi ini menggunakan amonium sianida NH 4 CN sebagai contoh.

Dalam larutan zat ini ada partikel: NH4+, CN- dan H2O. NH 4 + adalah asam lemah, CN - adalah basa lemah, dan H 2 O adalah amfolit, oleh karena itu, reaksi reversibel seperti itu dimungkinkan: NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O + , (1) CN - + H 2 O HCN + OH - , (2) NH 4 + + CN - NH 3 + HCN. (3) Reaksi terakhir lebih disukai, karena di dalamnya, tidak seperti dua yang pertama, asam lemah dan basa lemah terbentuk. Reaksi inilah yang sebagian besar berlangsung ketika amonium sianida dilarutkan dalam air, tetapi tidak mungkin untuk mendeteksi ini dengan mengubah keasaman larutan. Sedikit alkalinisasi larutan disebabkan oleh fakta bahwa reaksi kedua masih agak lebih disukai daripada yang pertama, karena konstanta keasaman asam hidrosianat (HCN) jauh lebih kecil daripada konstanta kebasaan amonia. Kesetimbangan dalam sistem ini dicirikan oleh konstanta keasaman asam hidrosianat, konstanta kebasaan amonia, dan konstanta kesetimbangan reaksi ketiga: Kami menyatakan dari persamaan pertama konsentrasi kesetimbangan asam hidrosianat, dan dari persamaan kedua - konsentrasi kesetimbangan amonia dan mengganti jumlah ini dalam persamaan ketiga. Akibatnya, kita mendapatkan

Ketika zat ini dilarutkan, ia terdisosiasi secara ireversibel menjadi ion NH 4 + dan CN -: NH 4 CN \u003d NH 4 + + CN - Air adalah elektrolit lemah dan terdisosiasi secara reversibel: H 2 O H + + OH - Dengan adanya ion OH - dan NH 4 + secara simultan dalam larutan, reaksi reversibel terjadi NH4 + + OH - NH3. H2O Dan dengan adanya ion H + dan CN - secara simultan, reaksi reversibel lainnya berlangsung Menambahkan persamaan dari ketiga reaksi reversibel ini dan membawa suku-suku serupa, kita memperoleh persamaan hidrolisis ionik NH 4 + + CN - + H 2 O NH 3. H2O + HCN Bentuk konstanta hidrolisis dalam hal ini adalah sebagai berikut: K j = Dan dapat dinyatakan dalam konstanta disosiasi amonia hidrat dan konstanta disosiasi asam hidrosianat: K j =

Persamaan molekuler hidrolisis (dalam kerangka TED):

NH 4 CN + H 2 O NH 3. H2O + HCN

20.5. Konstanta solvasi (produk kelarutan)

Proses pelarutan kimia padatan dalam air (dan tidak hanya dalam air) dapat dinyatakan dengan persamaan. Misalnya, dalam kasus melarutkan natrium klorida:

NaCl cr + ( n+m)H2O = + + -

Persamaan ini secara eksplisit menunjukkan bahwa alasan terpenting untuk pelarutan natrium klorida adalah hidrasi ion Na + dan Cl -.

Dalam larutan jenuh, kesetimbangan heterofase ditetapkan:

NaCl cr + ( n+m)H2O++ - ,

yang mematuhi hukum aksi massa. Tetapi, karena kelarutan natrium klorida cukup signifikan, ekspresi konstanta kesetimbangan dalam kasus ini hanya dapat ditulis menggunakan aktivitas ion, yang jauh dari selalu diketahui.

Dalam kasus kesetimbangan dalam larutan zat yang sukar larut (atau praktis tidak larut), ekspresi konstanta kesetimbangan dalam larutan jenuh dapat ditulis menggunakan konsentrasi kesetimbangan. Misalnya, untuk kesetimbangan dalam larutan jenuh perak klorida

AgCl cr + ( n+m)H2O++ -

Karena konsentrasi kesetimbangan air dalam larutan encer hampir konstan, kita dapat menulis:

K G (AgCl) = K C . n+m = .

Sama disederhanakan

K G (AgCl) = atau K G(AgCl) =

Nilai yang dihasilkan ( K D) bernama konstanta hidrasi(dalam hal apapun, dan bukan hanya larutan berair - konstanta solvasi).

Dalam kerangka teori disosiasi elektrolit, kesetimbangan dalam larutan AgCl ditulis sebagai berikut:

AgCl cr Ag + + Cl –

Konstanta yang sesuai disebut produk kelarutan dan dilambangkan dengan huruf PR.

PR(AgCl) =

Tergantung pada rasio kation dan anion dalam unit rumus, ekspresi untuk konstanta solvasi (produk kelarutan) dapat berbeda, misalnya:

Nilai konstanta hidrasi (produk kelarutan) dari beberapa zat yang sukar larut diberikan dalam Lampiran 15.

Mengetahui produk kelarutan, mudah untuk menghitung konsentrasi suatu zat dalam larutan jenuh. Contoh:

1. BaSO 4cr Ba 2+ + SO 4 2-

PR (BaSO 4) \u003d \u003d 1.8. 10–10 mol 2 / l 2.

c(BaSO4) = = = = = 1,34. 10–5 mol/l.

2. Ca(OH) 2cr Ca 2+ + 2OH -

PR \u003d 2 \u003d 6.3. 10 –6 mol 3 / l 3 .

2 PR = (2) 2 = 4 3

c == = = 1,16. 10–2 mol/l.

Jika, selama reaksi kimia, ion muncul dalam larutan yang merupakan bagian dari zat yang sukar larut, maka, mengetahui produk kelarutan zat ini, mudah untuk menentukan apakah itu akan mengendap.
Contoh:

1. Akankah tembaga hidroksida mengendap ketika 100 ml larutan kalsium hidroksida 0,01 M ditambahkan ke larutan tembaga sulfat 0,001 M volume yang sama?

Cu2+ + 2OH - Cu(OH)2

Endapan tembaga hidroksida terbentuk jika produk konsentrasi ion Cu 2+ dan OH - lebih besar dari produk kelarutan hidroksida yang sedikit larut ini. Setelah menuangkan larutan dengan volume yang sama, volume total larutan akan menjadi dua kali lebih besar dari volume masing-masing larutan awal, oleh karena itu, konsentrasi masing-masing reaktan (sebelum dimulainya reaksi) akan menjadi setengahnya. Konsentrasi dalam larutan yang dihasilkan dari ion tembaga

c(Cu 2+) \u003d (0,001 mol / l): 2 \u003d 0,0005 mol / l.

Konsentrasi ion hidroksida -

c (OH -) \u003d (2. 0,01 mol / l): 2 \u003d 0,01 mol / l.

Produk kelarutan tembaga hidroksida

PR \u003d 2 \u003d 5.6. 10–20 mol 3 / l 3.

c(Cu2+) . ( c(OH -)) 2 \u003d 0,0005 mol / l. (0,01 mol / l) 2 \u003d 5. 10–8 mol 3 / l 3 .

Hasil kali konsentrasi lebih besar dari hasil kali kelarutan, sehingga akan terbentuk endapan.

2. Akankah perak sulfat mengendap ketika menuangkan larutan natrium sulfat 0,02 M dan larutan perak nitrat 0,04 M dengan volume yang sama?

2Ag + + SO 4 2- Ag 2 SO 4

Konsentrasi dalam larutan yang dihasilkan dari ion perak

c (Ag +) \u003d (0,04 mol / l): 2 \u003d 0,02 mol / l.

Konsentrasi dalam larutan yang dihasilkan dari ion sulfat

c(SO 4 2-) \u003d (0,02 mol / l): 2 \u003d 0,01 mol / l.

Produk kelarutan perak sulfat

PR (Ag 2 SO 4) \u003d 2. \u003d 1.2. 10–5 mol 3 / l 3 .

Produk dari konsentrasi ion dalam larutan

{c(Ag+)) 2. c(SO 4 2-) \u003d (0,02 mol / l) 2. 0,01 mol / l \u003d 4. 10 –6 mol 3 / l 3 .

Hasil kali konsentrasi lebih kecil dari hasil kali kelarutan, sehingga tidak terbentuk endapan.

20.6. Derajat konversi (derajat protolisis, derajat disosiasi, derajat hidrolisis)

Efisiensi reaksi biasanya dievaluasi dengan menghitung hasil produk reaksi (Bagian 5.11). Namun, efisiensi reaksi juga dapat dinilai dengan menentukan bagian mana dari zat yang paling penting (biasanya yang paling mahal) yang diubah menjadi produk target reaksi, misalnya, bagian mana dari SO2 yang berubah menjadi SO3 selama produksi. asam sulfat, yaitu, untuk menemukan derajat konversi zat asli.

Cl 2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H 2 O

klorin (reagen) sama-sama diubah menjadi kalium klorida dan kalium hipoklorit. Dalam reaksi ini, bahkan dengan hasil 100% KClO, tingkat konversi klorin menjadi 50%.

Kuantitas yang Anda ketahui - tingkat protolisis (paragraf 12.4) - adalah kasus khusus dari tingkat konversi:

Dalam kerangka TED, besaran yang serupa disebut derajat disosiasi asam atau basa (juga disebut sebagai derajat protolisis). Derajat disosiasi berhubungan dengan konstanta disosiasi menurut hukum pengenceran Ostwald.

Dalam kerangka teori yang sama, kesetimbangan hidrolisis dicirikan oleh: derajat hidrolisis (h), sementara menggunakan ekspresi berikut yang berkaitan dengan konsentrasi awal zat ( dengan) dan konstanta disosiasi asam lemah (K HA) dan basa lemah yang terbentuk selama hidrolisis ( K Depkes):

Ekspresi pertama berlaku untuk hidrolisis garam dari asam lemah, yang kedua untuk garam dari basa lemah, dan yang ketiga untuk garam dari asam lemah dan basa lemah. Semua ekspresi ini hanya dapat digunakan untuk larutan encer dengan derajat hidrolisis tidak lebih dari 0,05 (5%).

Hukum aksi massa, reaksi homofasik, reaksi heterofase, reaksi fase padat, konstanta autoprotolisis (produk ionik), konstanta disosiasi (ionisasi), derajat disosiasi (ionisasi), indeks hidrogen, indeks hidroksida, konstanta hidrolisis, konstanta solvasi (produk kelarutan), derajat konversi.

1. Sebutkan faktor faktor yang menggeser kesetimbangan kimia dan mengubah konstanta kesetimbangan.
2. Faktor-faktor apa yang memungkinkan untuk menggeser kesetimbangan kimia tanpa mengubah konstanta kesetimbangan?
3. Diperlukan untuk menyiapkan larutan yang mengandung 0,5 mol NaCl, 0,16 mol KCl dan 0,24 mol K2SO4 dalam 1 liter. Bagaimana melakukan ini, hanya memiliki natrium klorida, kalium klorida, dan natrium sulfat yang Anda miliki?
4. Menentukan derajat protolisis asam asetat, hidrosianat, dan nitrat dalam larutan desimolar, sentomolar, dan milimolar.
5. Derajat protolisis asam butirat dalam larutan 0,2 M adalah 0,866%. Tentukan konstanta keasaman zat ini.
6. Pada konsentrasi larutan berapa derajat protolisis asam nitrit menjadi 0,2?
7. Berapa banyak air yang harus ditambahkan ke 300 ml larutan asam asetat 0,2 M untuk menggandakan derajat protolisis asam?
8. Tentukan derajat protolisis asam hipoklorit jika pH = 6. Berapa konsentrasi asam dalam larutan ini?
9. pH larutan adalah 3. Berapakah konsentrasi a) asam nitrat, b) asam asetat untuk ini?
10. Bagaimana seharusnya konsentrasi a) ion oksonium, b) ion hidroksida dalam larutan diubah sehingga pH larutan meningkat satu?
11. Berapa banyak ion oksonium yang terkandung dalam 1 ml larutan pada pH = 12?
12. Bagaimana perubahan pH air jika 0,4 g NaOH ditambahkan ke dalam 10 liter air?
13. Hitung konsentrasi ion oksonium dan ion hidroksida, serta nilai indeks hidrogen dan hidroksida dalam larutan berair berikut: a) larutan HCl 0,01 M; b) 0,01 M larutan CH 3 COOH; c) larutan NaOH 0,001 M; d) larutan 0,001 M NH3.
14. Dengan menggunakan nilai produk kelarutan yang diberikan dalam lampiran, tentukan konsentrasi dan fraksi massa zat terlarut dalam larutan a) perak klorida, b) kalsium sulfat, c) aluminium fosfat.
15. Tentukan volume air yang diperlukan untuk melarutkan barium sulfat dengan berat 1 g pada suhu 25 o C.
16. Berapa massa perak dalam bentuk ion dalam 1 liter larutan perak bromida yang dijenuhkan pada 25 o C?
17. Berapa volume larutan perak sulfida yang jenuh pada 25 o C yang mengandung 1 mg zat terlarut?
18. Apakah terbentuk endapan jika larutan KCl 0,4 M dengan volume yang sama ditambahkan ke dalam larutan 0,05 M Pb(NO3)2?
19. Tentukan apakah akan terbentuk endapan setelah dituang 5 ml larutan 0,004 M CdCl 2 dan 15 ml larutan KOH 0,003 M.
20. Zat-zat berikut tersedia untuk Anda: NH 3 , KHS, Fe, Al(OH) 3 , CaO, NaNO 3 , CaCO 3 , N 2 O 5 , LiOH, Na 2 SO 4 . 10H 2 O, Mg (OH) Cl, Na, Ca (NO 2) 2. 4H2O, ZnO, NaI. 2H 2 O, CO 2 , N 2 , Ba(OH) 2 . 8H2O, AgNO3 . Untuk masing-masing zat ini, pada kartu terpisah, jawablah pertanyaan berikut:

1) Apa jenis struktur zat ini dalam kondisi normal (molekul atau non-molekul)?
2) Dalam keadaan agregasi apa zat ini pada suhu kamar?
3) Jenis kristal apa yang terbentuk dari zat ini?
4) Jelaskan ikatan kimia dalam zat ini.
5) Menurut klasifikasi tradisional, zat ini termasuk dalam kelas apa?
6) Bagaimana zat ini berinteraksi dengan air? Jika larut atau bereaksi, berikan persamaan kimianya. Bisakah kita membalikkan proses ini? Jika kita melakukannya, lalu dalam kondisi apa? Besaran fisika apa yang dapat mencirikan keadaan kesetimbangan dalam proses ini? Jika suatu zat dapat larut, bagaimana kelarutannya dapat ditingkatkan?
7) Apakah mungkin untuk melakukan reaksi zat ini dengan asam klorida? Jika memungkinkan, dalam kondisi apa? Berikan persamaan reaksinya. Mengapa reaksi ini terjadi? Apakah dia reversibel? Jika reversibel, lalu dalam kondisi apa? Bagaimana cara meningkatkan hasil dalam reaksi ini? Apa yang akan berubah jika kita menggunakan hidrogen klorida kering daripada asam klorida? Berikan persamaan reaksi yang sesuai.
8) Apakah mungkin untuk melakukan reaksi zat ini dengan larutan natrium hidroksida? Jika memungkinkan, dalam kondisi apa? Berikan persamaan reaksinya. Mengapa reaksi ini terjadi? Apakah dia reversibel? Jika reversibel, lalu dalam kondisi apa? Bagaimana cara meningkatkan hasil dalam reaksi ini? Apa yang akan berubah jika NaOH kering digunakan sebagai pengganti larutan natrium hidroksida? Berikan persamaan reaksi yang sesuai.
9) Berikan semua metode yang Anda ketahui untuk mendapatkan zat ini.
10) Berikan semua nama zat ini yang Anda kenal.
Saat menjawab pertanyaan-pertanyaan ini, Anda dapat menggunakan literatur referensi apa pun.

10. Kristal molekul. Ikatan hidrogen dan interaksi antarmolekul.

11. Kristal atom.

12. Teori pita konduktivitas kristal.

13. Semikonduktor.

14. Karakteristik kuantitatif zat murni: metode eksperimental untuk penentuan dan perhitungannya.

15. Solusi. Metode untuk menyatakan konsentrasi larutan: fraksi massa, fraksi mol, konsentrasi molar.

16. Konsentrasi molar yang setara. Setara. Faktor kesetaraan dan fitur perhitungannya. Massa molar setara.

17. Transisi fase. kesetimbangan fase. Diagram fase dan analisisnya.

18. Sifat kolektif dari solusi.

19. Panas termokimia. Efek termal dari reaksi kimia dan transisi fase.

20. Hukum Hess dan konsekuensinya.

21. Ketergantungan efek termal pada suhu. persamaan Kirchhoff

22. Penentuan eksperimental efek termal dari reaksi kimia.

23. Konsep dasar kinetika kimia: Laju reaksi kimia, molekularitas, sederhana dan kompleks dalam hal kinetika kimia reaksi. Hukum dasar (postulat) kinetika kimia.

24. Pengaruh suhu pada laju reaksi kimia

25. Katalisis dan fitur-fiturnya

26. Metode eksperimen untuk menentukan orde dan konstanta laju reaksi.

27. Elektrolit. Teori disosiasi elektrolit p. Arrhenius.

28. Teori elektrolit kuat. Aktivitas. Koefisien aktivitas. Ketergantungan koefisien aktivitas pada kekuatan ionik larutan.

29. Elektrolit lemah. Keasaman dan kebasaan konstan. hukum pengenceran Oswald.

30. Air adalah elektrolit lemah. Produk ionik air. Ph. pooh

31.Penentuan eksperimental indeks hidrogen

32. Perhitungan pH dalam larutan elektrolit kuat.

33. Perhitungan pH dalam larutan elektrolit lemah.

34. Kesetimbangan heterogen dalam larutan elektrolit. Produk kelarutan.

35. Reaksi pertukaran ion dan penerapannya dalam analisis kualitatif

36. Hidrolisis garam.

37. Titrasi asam basa. Penentuan konsentrasi suatu larutan berdasarkan metode titrasi.

38. Kurva titrasi. Pemilihan indikator sesuai dengan kurva titrasi.

39. Derajat oksidasi Reaksi redoks.

40. Pengaruh lingkungan terhadap jalannya proses redoks (pada contoh ion MnO4)

29. Elektrolit lemah. Keasaman dan kebasaan konstan. hukum pengenceran Oswald.

Elektrolit lemah adalah senyawa kimia yang molekulnya, bahkan dalam larutan yang sangat encer, sedikit terdisosiasi menjadi ion yang berada dalam kesetimbangan dinamis dengan molekul yang tidak terdisosiasi. Elektrolit lemah mencakup sebagian besar asam organik dan banyak basa organik dalam larutan berair dan tidak berair.

Elektrolit lemah adalah:

hampir semua asam organik dan air;

beberapa asam anorganik: HF, HClO, HClO 2 , HNO 2 , HCN, H 2 S, HBrO, H 3 PO 4 , H 2 CO 3 , H 2 SiO 3 , H 2 SO 3 dan lain-lain;

beberapa hidroksida logam yang sedikit larut: Fe (OH) 3, Zn (OH) 2, dll.

Konstanta disosiasi asam (Ka) - konstanta kesetimbangan reaksi disosiasi asam menjadi ion hidrogen dan anion residu asam. Untuk asam polibasa, disosiasi yang terjadi dalam beberapa tahap, mereka beroperasi dengan konstanta terpisah untuk berbagai tahap disosiasi, yang menyatakannya sebagai K a1, K a2, dll.

Contoh perhitungan asam diabasic:

Lebih sering, daripada konstanta disosiasi K itu sendiri, nilai pK digunakan, yang didefinisikan sebagai logaritma desimal negatif dari konstanta itu sendiri:

Basa adalah senyawa kimia yang mampu membentuk ikatan kovalen dengan proton (basa Brønsted) atau dengan orbital kosong dari senyawa kimia lain (basa Lewis). Dalam arti sempit, basa dipahami sebagai hidroksida basa - zat kompleks, selama disosiasi yang dalam larutan berair hanya satu jenis anion yang dipisahkan - ion hidroksida OH-.

Teori Bronsted-Lowry memungkinkan untuk mengukur kekuatan basa, yaitu kemampuannya untuk memisahkan proton dari asam. Ini biasanya dilakukan dengan menggunakan konstanta kebasaan Kb - konstanta kesetimbangan reaksi basa dengan asam referensi, yang airnya dipilih. Semakin tinggi konstanta kebasaan, semakin tinggi kekuatan basa dan semakin besar kemampuannya untuk memisahkan proton. Seringkali, konstanta kebasaan dinyatakan sebagai indeks dari konstanta kebasaan pKb. Misalnya, untuk amonia sebagai basa Bronsted, dapat ditulis:

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

Di sini K adalah konstanta disosiasi elektrolit, c adalah konsentrasi, dan adalah nilai konduktivitas listrik ekivalen, masing-masing, pada konsentrasi c dan pada pengenceran tak terbatas. Rasio adalah konsekuensi dari hukum aksi massa dan kesetaraan di mana adalah derajat disosiasi.

30. Air adalah elektrolit lemah. Produk ionik air. Ph. pooh

Produk ionik air adalah produk dari konsentrasi ion hidrogen H+ dan ion hidroksil OH dalam air atau dalam larutan berair, konstanta autoprotolisis air.

Air, meskipun merupakan elektrolit lemah, terdisosiasi sedikit:

Kesetimbangan reaksi ini sangat bergeser ke kiri. Konstanta disosiasi air dapat dihitung dengan rumus:

Konsentrasi ion hidronium (proton);

Konsentrasi ion hidroksida;

Konsentrasi air (dalam bentuk molekul) dalam air;

Konsentrasi air dalam air, dengan derajat disosiasi yang rendah, praktis konstan dan (1000 g/l)/(18 g/mol) = 55,56 mol/l.

Pada 25 °C, konstanta disosiasi air adalah 1,8 10−16 mol/l. Persamaan (1) dapat ditulis ulang menjadi:

Mari kita nyatakan produk K· \u003d K \u003d 1,8 10 -16 mol / l 55,56 mol / l \u003d 10 -14 mol² / l² \u003d (pada 25 ° C).

Konstanta K in, sama dengan hasil kali konsentrasi proton dan ion hidroksida, disebut hasil kali ionik air. Itu konstan tidak hanya untuk air murni, tetapi juga untuk larutan encer zat. Dengan kenaikan suhu, disosiasi air meningkat, oleh karena itu, Kv juga meningkat, dengan penurunan suhu, sebaliknya.

Indeks hidrogen, pH - ukuran aktivitas ion hidrogen dalam larutan, dan secara kuantitatif menyatakan keasamannya, dihitung sebagai logaritma desimal negatif (diambil dengan tanda yang berlawanan) dari aktivitas ion hidrogen, dinyatakan dalam mol per liter:

Nilai pH timbal balik telah menjadi agak kurang luas - indikator kebasaan larutan, pOH, sama dengan logaritma desimal negatif dari konsentrasi dalam larutan ion OH -:

Persamaan penghubung:

Dalam kasus umum, sesuai dengan teori protolitik Bronsted-Lowry, menurut persamaan (4.2), kita memiliki untuk disosiasi asam monobasa lemah:

Konstanta termodinamika sejati Ke keseimbangan ini akan

dimana semua aktivitas seimbang. Mari kita nyatakan rasio ini dalam bentuk:

Tunjukkan, seperti dalam kasus sebelumnya, produk dari dua konstanta Ke dan a (H 2 O) melalui (H 2 O) \u003d konstan pada T= konst. Kemudian

atau kira-kira:

dimana semua konsentrasi dalam keadaan setimbang. Disini nilainya Ke sebuah ditelepon disosiasi asam (ionisasi) konstan atau hanya konstanta keasaman.

Untuk banyak asam lemah, nilai numerik Ke sebuah sangat kecil, jadi bukannya Ke sebuah menerapkan indikator kekuatan (atau hanya indikator):

RK sebuah =- lg Ke sebuah .

Lebih Ke sebuah(yaitu, p yang lebih kecil Ke sebuah ), semakin kuat asamnya.

Biarkan konsentrasi awal asam monobasa HB sama dengan derajat disosiasinya (ionisasi) dalam larutan. Maka kesetimbangan konsentrasi ion [Н 3 + ] dan [В - ] akan sama dengan [Н 3 + ] = [В - ] = sebuah , konsentrasi asam kesetimbangan [HB] = dengan sebuah - α dengan sebuah = dengan sebuah(1 - ). Dengan mensubstitusi nilai-nilai konsentrasi kesetimbangan ini ke dalam ekspresi konstanta kesetimbangan (4.10), kita memperoleh:

Jika alih-alih konsentrasi dengan sebuah gunakan timbal baliknya V- pengenceran (dilution), dinyatakan dalam l / mol, V=1/dengan sebuah , maka rumus untuk Ke sebuah akan terlihat seperti:

Rasio ini, serta ekspresi

menggambarkan hukum pengenceran (atau hukum pengenceran) Ostwald untuk elektrolit biner lemah. Untuk a1 (kasus tipikal dalam banyak sistem analitik)

Sangat mudah untuk menunjukkan bahwa, dalam kasus umum, untuk elektrolit lemah dengan komposisi apa pun K n A m , terurai menjadi ion sesuai dengan skema

K n A m = P Ke t+ +t TETAPI n -

Hukum pengenceran Ostwald dijelaskan oleh relasi

di mana dengan- konsentrasi awal elektrolit lemah, misalnya asam lemah. Jadi, untuk asam ortofosfat H 3 RO 4 (P = 3,

t= 1), yang meluruh secara total menjadi ion sesuai dengan skema

.

Untuk elektrolit biner, relasinya berubah menjadi (4.11). Untuk a1 kita memiliki:

Mari kita cari nilai kesetimbangan pH larutan asam monobasa HB. Konsentrasi kesetimbangan ion hidrogen

Menggunakan notasi dan kami mendapatkan:

pH = 0,5(p Ke sebuah+p dengan sebuah). (4.12)

Jadi, untuk menghitung nilai pH kesetimbangan larutan asam monobasa lemah, perlu diketahui konstanta keasaman asam ini. Ke sebuah dan konsentrasi awalnya dengan sebuah .

Hitung pH larutan asam asetat dengan konsentrasi awal 0,01 mol/L.

Pada suhu kamar untuk asam asetat Ke sebuah = 1,74 10 -5 dan p Ke sebuah = 4,76.

Menurut rumus (4.12), kita dapat menulis:

pH = 0,5(p Ke sebuah+p dengan sebuah) = 0,5(476-0,01) = 0,5(4,76+2) = 3,38.

Pertimbangan serupa dapat dilakukan untuk kesetimbangan dalam solusi dari setiap lemah multi dasar asam.

Asam polibasa berdisosiasi menjadi ion secara bertahap, dalam beberapa tahap, yang masing-masing dicirikan oleh konstanta kesetimbangannya sendiri. konstanta disosiasi asam bertahap. Jadi, misalnya, dalam larutan asam ortoborat H 3 BO 3, kesetimbangan ditetapkan (nilai konstanta diberikan untuk 25 ° C):

H 3 BO 3 + H 2 O \u003d H 3 O + +, Ke 1 =

H 2 O \u003d H 3 O + +, Ke 2 =

H 2 O \u003d H 3 O + +, Ke 3 =

Konstanta disosiasi asam dari setiap tahap berikutnya kurang dari konstanta disosiasi dari tahap sebelumnya - biasanya dengan beberapa kali lipat.

Produk dari semua konstanta disosiasi bertahap sama dengan konstanta disosiasi asam total K:

Ke 1 Ke 2 ...KE P = K

Jadi, mudah untuk melihat bahwa untuk asam ortoborat nilainya

Ke 1 Ke 2 Ke 3 =K=

adalah konstanta disosiasi asam total menurut skema:

4.3.2 Konstanta kebasaan dan pH larutan basa lemah

Sesuai dengan teori protolitik asam dan basa Bronsted-Lowry, dalam kasus umum, untuk ionisasi asam tunggal basa lemah B dalam larutan berair, dapat ditulis:

B + H 2 O \u003d HB + + OH -

Jika derajat ionisasi basa adalah a1, maka konstanta konsentrasi dapat diambil sebagai konstanta kesetimbangan kimia ini

Melanjutkan mirip dengan yang sebelumnya, kita mendapatkan:

Ke = = K b = tetap kapan T= konstanta

sebagai produk dari dua konstanta Ke\u003d const dan [H 2 O] \u003d const.

Mari kita sebut kuantitas K b , sama, oleh karena itu,

K b = , (4.13)

konstanta disosiasi (ionisasi) asam basa lemah tunggalatauhanya konstanta dasar dasar ini, dan nilainya

p K b = K b ,

Indikator kekuatan (atau hanya indikator) dari konstanta kebasaan.

Menurut hukum pengenceran Ostwald dalam kasus yang sedang dipertimbangkan (mirip dengan hubungan (4.11))

K b =,

di mana adalah derajat ionisasi satu asam basa lemah, dan adalah konsentrasi awalnya. Karena untuk basa lemah a1, maka

Mari kita cari nilai pH kesetimbangan dari larutan berair basa monoasam dengan pertimbangan pada suhu kamar. Sesuai dengan rumus (4.7) kita memiliki:

pH = p Ke w - rOH = 14 - rOH.

Mari kita tentukan nilai pOH = [OH - ]. Jelas sekali

[OH-] = =

Menggunakan indikator pON = [OH - ], p Ke b = K b dan

p = , kita dapatkan: pOH = 0,5 (p Ke b+ p). Mengganti ekspresi ini ke dalam rumus pH di atas, kita sampai pada hubungan

pH \u003d 14 - pOH \u003d 14 - 0,5 (p Ke b+ p).

Jadi, nilai pH kesetimbangan dalam larutan asam basa tunggal lemah dapat dihitung dengan menggunakan rumus (4,15):

pH = 14 - 0,5 (p Ke b+ p). (4.15)

Hitung pH dalam larutan amonia berair 0,01 mol/l, yang pada suhu kamar Ke b= dan p Ke b = 4,76.

Dalam larutan amonia berair, kesetimbangan terbentuk:

yang sebagian besar bergeser ke kiri, sehingga derajat ionisasi amonia adalah . Oleh karena itu, untuk menghitung nilai pH, Anda dapat menggunakan hubungan (4.15):

pH = 14 - 0,5 (p Ke b+ p) =

Pertimbangan serupa dapat dilakukan untuk semua yang lemah asam poli alasan. Benar, dalam hal ini ekspresi yang lebih rumit diperoleh.

Basa poliasam lemah, seperti asam polibasa lemah, terdisosiasi dalam beberapa langkah, dan setiap langkah disosiasi juga memiliki konstanta disosiasi bertahap dari basa - konstanta kebasaan bertahap.

Jadi, misalnya, timbal hidroksida Pb (OH) 2 dalam larutan air terurai menjadi ion dalam dua tahap:

Kesetimbangan yang sama dapat ditulis dengan cara lain, mengikuti (dalam kerangka teori protolitik) pada definisi basa sebagai zat yang mengikat proton, dalam hal ini, menerimanya dari molekul air:

Dalam hal ini, konstanta kebasaan bertahap dapat direpresentasikan sebagai:

Dengan catatan kesetimbangan ini, diasumsikan bahwa proton dari molekul air berpindah ke gugus hidroksil dengan pembentukan molekul air (), akibatnya jumlah molekul air di dekat atom timbal (II) meningkat satu, dan jumlah gugus hidroksil yang terkait dengan atom timbal (II) ), juga berkurang satu pada setiap langkah disosiasi.

Kerja Ke 1 Ke 2 =K=[Pb 2+] [OH -] 2 / [Pb (OH) 2] =

2.865 dimana Ke- konstanta disosiasi penuh sesuai dengan skema

atau menurut skema lain

yang pada akhirnya mengarah pada hasil yang sama.

Contoh lain adalah etilendiamin basa organik yang mengalami ionisasi dalam larutan berair dalam dua langkah. Tahap pertama:

Tahap kedua:

Kerja -

konstanta disosiasi total. Ini sesuai dengan keseimbangan

Nilai numerik dari konstanta kesetimbangan diberikan di atas untuk suhu kamar.

Seperti dalam kasus asam polibasa, untuk basa poliasam lemah, konstanta disosiasi dari setiap langkah berikutnya biasanya beberapa kali lipat lebih kecil dari konstanta disosiasi dari langkah sebelumnya.

Di meja. 4.2 menunjukkan nilai numerik dari konstanta keasaman dan kebasaan beberapa asam dan basa lemah.

Tabel 4.2. Konstanta ionisasi termodinamika sejati dalam larutan berair dari beberapa asam dan basa.

Ke sebuah- konstanta keasaman, Ke b- konstanta kebasaan,

Ke 1 - konstanta disosiasi untuk tahap pertama,

Ke 2 - konstanta disosiasi untuk tahap kedua, dll.

Konstanta disosiasi asam lemah
AC id	Ke sebuah	R Ke sebuah=-lg Ke sebuah
bernitrogen Aminoasetat benzoat Borik (orthoboric) Tetrabornaya dimana: K a – konstanta keasaman; K p adalah konstanta kesetimbangan. Asam lebih kuat di sana, semakin besar konstanta keasaman. Nilai pKa sering digunakan. Semakin kecil nilai pKa, semakin kuat asamnya. pKa = -lgK a Misalnya, pKa phenol = 10, pKa ethanol = 16. Ini berarti phenol adalah asam enam orde besarnya (satu juta kali) lebih kuat daripada etil alkohol. Kebasaan dapat dinyatakan dalam pK b . RKb = 14 - pKsebuah Penting untuk diingat bahwa pKa air adalah 15,7. Semua zat yang memiliki pKa lebih besar dari air tidak dapat menunjukkan sifat asam dalam larutan berair. Air, sebagai asam yang lebih kuat, menghambat disosiasi asam yang lebih lemah. Karena sifat asam dari sebagian besar senyawa organik jauh lebih rendah daripada air, pendekatan polarografi untuk menilai keasamannya telah dikembangkan (I.P. Beletskaya et al.). Ini memungkinkan perkiraan keasaman hingga pKa = 50, meskipun untuk asam yang sangat lemah nilai pKa hanya dapat diperkirakan dengan sangat kasar. Penilaian kualitatif keasaman sangat penting baik dalam rangkaian zat yang serupa dalam struktur, dan untuk senyawa dari berbagai kelas. Kemampuan asam untuk mendonorkan proton berhubungan dengan kestabilan anion yang dihasilkan. Semakin stabil anion yang dihasilkan, semakin kecil keinginannya untuk menangkap proton kembali dan berubah menjadi molekul netral. Ketika mengevaluasi stabilitas relatif anion, beberapa faktor harus diperhitungkan. Sifat atom yang menyumbangkan proton. Semakin mudah sebuah atom kehilangan proton, semakin tinggi elektronegativitas dan polarisasinya. Oleh karena itu, dalam rangkaian asam, kemampuan untuk berdisosiasi menurun sebagai berikut: S-h>HAI-H>-N-h>C-H Deret ini sangat cocok dengan sifat-sifat atom yang diketahui dari tabel periodik. Pengaruh lingkungan. Jika zat yang serupa strukturnya dibandingkan, penilaian dilakukan dengan membandingkan kerapatan elektron pada atom yang menyumbangkan proton. Semua faktor struktural yang berkontribusi pada penurunan muatan menstabilkan anion, sementara peningkatan muatan membuat anion tidak stabil. Jadi, semua akseptor meningkatkan keasaman, semua donor menurunkannya. Ini terjadi terlepas dari apa efek transfer elektron (induktif atau mesomerik) yang menyebabkan redistribusi kerapatan elektron. efek solvasi. Solvasi (interaksi dengan molekul pelarut) meningkatkan stabilitas anion karena redistribusi kerapatan elektron berlebih antara anion dan molekul pelarut. Secara umum polanya adalah sebagai berikut: Semakin polar pelarutnya, semakin kuat solvasinya; Semakin kecil ion, semakin baik kelarutannya. Kebasaan menurut Bronsted adalah kemampuan suatu zat untuk menyediakan pasangan elektronnya untuk interaksi dengan proton. Sebagai aturan, ini adalah zat yang mengandung atom nitrogen, oksigen, dan belerang dalam molekul. Semakin lemah pusat basa memegang sepasang elektron, semakin tinggi kebasaannya. berturut-turut R3-T >R2O>R2S kebasaan berkurang. Urutan ini mudah diingat menggunakan aturan mnemonik "NOS". Ada hubungan antara basa Brønsted: anion adalah basa yang lebih kuat daripada molekul netral yang sesuai. Misalnya, anion hidroksida (-OH) adalah basa yang lebih kuat daripada air (H 2 O). Ketika basa berinteraksi dengan proton, kation onium dapat terbentuk: R 3 O + - kation oksonium; NR 4 + - kation amonium; · R 3 S + - kation sulfonium. Penilaian kualitatif kebasaan pada zat dengan struktur serupa dilakukan dengan menggunakan logika yang sama dengan penilaian keasaman, tetapi dengan tanda yang berlawanan. Oleh karena itu, semua substituen akseptor menurunkan kebasaannya, semua substituen donor meningkatkan kebasaannya. Asam dan basa Lewis Basa Lewis adalah donor pasangan elektron, seperti juga basa Brønsted. Definisi Lewis untuk asam sangat berbeda dari yang biasa (menurut Bronsted). Menurut Lewis, asam Lewis adalah setiap molekul atau ion yang memiliki orbital bebas, yang dapat diisi dengan pasangan elektron sebagai hasil interaksi. Jika, menurut Bronsted, asam adalah donor proton, maka menurut Lewis, proton itu sendiri (H +) adalah asam, karena orbitalnya kosong. Ada banyak asam Lewis: Na +, Mg 2+, SnCl 4, SbCl 5, AlCl 3, BF 3, FeBr 3, dll. Teori Lewis memungkinkan banyak reaksi digambarkan sebagai interaksi asam-basa. Sebagai contoh: Seringkali dalam reaksi dengan asam Lewis, senyawa organik yang merupakan donor dari sepasang elektron p berpartisipasi sebagai basa: Dalam kimia organik, berikut ini diterima: · jika istilah "asam" digunakan, itu berarti asam Brønsted; Jika istilah "asam" digunakan dalam pengertian Lewis, mereka mengatakan "asam Lewis". Kuliah #5 hidrokarbon Alkana · Deret homolog, tata nama, isomerisme, radikal alkil. Struktur elektronik molekul alkana, hibridisasi sp 3, ikatan-s. Panjang ikatan C-C dan C-H, sudut ikatan, energi ikatan. Isomerisme spasial zat organik. Metode untuk menggambarkan struktur spasial molekul dengan atom karbon hibridisasi sp3. Karakteristik spektral alkana. Sifat fisika alkana dan pola perubahannya pada deret homolog. Alkana (senyawa asiklik jenuh, parafin) Alkana adalah hidrokarbon dengan rantai atom terbuka, sesuai dengan rumus C n H 2 n + 2, di mana atom karbon saling berhubungan hanya dengan ikatan . Istilah "jenuh" berarti bahwa setiap karbon dalam molekul zat tersebut dikaitkan dengan jumlah atom maksimum yang mungkin (dengan empat atom). Struktur metana dijelaskan secara rinci dalam kuliah No. 2. Isomerisme, tata nama Tiga anggota pertama dari deret homolog (metana, etana dan propana) ada sebagai satu isomer struktural. Dimulai dengan butana, jumlah isomer berkembang pesat: pentana memiliki tiga isomer, dan dekana (C 10 H 22) sudah memiliki 75. metode pengukur pH Pengukuran dilakukan dalam larutan encer, dengan mengambil koefisien aktivitas sama dengan satu. Jika kita tidak memperhitungkan reaksi autoprotolisis air, maka persamaan kesetimbangan ion dalam larutan berair asam monobasa lemah akan memiliki bentuk berikut: HA + H 2 O = H 3 O + + A - x Konstanta keasaman dinyatakan sebagai: Selain itu, [c] = 1 mol/l Jika asam lemah, maka Dari sini kita mendapatkan Siapkan larutan dengan konsentrasi asam awal yang berbeda dan ukur pHnya. Buat grafik pH versus lg c HA. Dari persamaan di atas maka ruas yang dipotong oleh garis lurus pada sumbu y sama dengan 1/2рK kis. Penentuan konstanta keasaman dengan metode potensiometri Untuk asam monobasa . Untuk menentukan, perlu untuk mengukur konsentrasi ion hidronium dalam larutan dengan konsentrasi asam yang diketahui. Sebagai elektroda indikator, Anda dapat menggunakan elektroda gelas atau kuinhidron, seperti Ag | AgCl | KCl || H 3 O + , sat x.g |Pt Untuk mendapatkan hasil yang lebih akurat, larutan asam lemah dititrasi dengan larutan NaOH, selama titrasi, nilai EMF unsur diukur dan dihitung pHnya. Reaksi berikut terjadi dalam sistem: H 2 O + H 2 O \u003d H 3 O + + OH - x 1 HA + H 2 O \u003d H 3 O + + A - x 2 H 3 O + + NaOH \u003d 2 H 2 O + Na x 3 Kita dapat mengasumsikan bahwa x 1<< x 2 и x 1 << x 3 . Persamaan keseimbangan memiliki bentuk: . Seperti yang ditunjukkan sebelumnya BAGIAN 3. REGULERITAS KINETIKA REAKSI SEDERHANA Kinetika kimia adalah ilmu yang mempelajari jalannya reaksi kimia atau proses fisika-kimia dalam waktu, ini adalah cabang kimia fisik yang mempelajari ketergantungan laju reaksi kimia pada konsentrasi reagen, suhu, sifat zat media, radiasi dan faktor lainnya. Klasifikasi reaksi kimia Dari sudut pandang kinetika, ada beberapa prinsip untuk mengklasifikasikan reaksi kimia: 1) menurut keadaan agregasi peserta reaksi, semua reaksi dibagi menjadi homogen dan heterogen. Reaksi homogen ketika semua reaktan berada dalam fase yang sama. Mereka: a.fase gas b.fase cair c. fase padat Reaksi heterogen, ketika peserta dalam reaksi berada dalam fase yang berbeda; reaksi berlangsung pada batas fasa 2) sesuai dengan kekhususan tindakan dasar a) katalitik b) non-katalitik c) fotokimia d) elektrokimia e) rantai 3) dengan jumlah tahapan a) sederhana (tahap 1) b) kompleks 4) dengan reversibilitas reaksi a) reversibel (bilateral) b) ireversibel Reaksi dianggap ireversibel jika: a) reaksi menghasilkan gas HCOOH → H 2 O + CO 2 b) terbentuk senyawa yang sedikit larut AgNO 3 + KJ → AgJ↓ + KNO 3 c) terbentuk senyawa dengan disosiasi rendah HNO 3 + NaOH → NaNO 3 + H 2 O d) banyak panas yang dilepaskan 3Fe 3 O 4 + 8Al → 4Al 2 O 3 + 9Fe + H 3.2. Reaksi kimia dasar Laju reaksi kimia tergantung pada jalur reaksi. Jalur ini dapat direpresentasikan sebagai jumlah dari reaksi kimia dasar. Reaksi elementer adalah proses satu arah untuk mengubah satu komponen menjadi komponen lain. Ini adalah satu set dari jenis yang sama dari tindakan dasar transformasi kimia. Kebanyakan reaksi kimia tidak bersifat elementer; mereka termasuk beberapa tahap dasar - reaksi kompleks. Mekanisme reaksi adalah serangkaian langkah dasar. Reaktan adalah peserta dalam reaksi kimia. d n k adalah perubahan yang sangat kecil dalam jumlah mol komponen k dalam reaksi unsur ρ Jika sebuah d nk > 0 – produk reaksi d n k< 0 – bahan awal d n k = 0 – substansi acuh tak acuh 3.3. Laju reaksi kimia Laju reaksi kimia adalah jumlah tindakan elementer dari transformasi kimia sejenis yang terjadi per satuan waktu dalam satuan volume atau per satuan permukaan. Pertimbangkan reaksinya: t = 0 - jumlah mol awal t 0 n A n B n C n D - jumlah mol saat ini = (xi) – kedalaman reaksi ARTIKEL TERKAIT Masukan peta situs ` Tentang situs