Topik kodifier Ujian Negara Bersatu:Disosiasi elektrolitik elektrolit dalam larutan pengantar. Elektrolit kuat dan lemah.

- ini adalah zat yang larutan dan lelehannya dapat menghantarkan arus listrik.

Arus listrik adalah pergerakan teratur partikel bermuatan di bawah pengaruh Medan listrik. Jadi, larutan atau lelehan elektrolit mengandung partikel bermuatan. Dalam larutan elektrolit, konduktivitas listrik biasanya disebabkan oleh adanya ion.

Ion adalah partikel bermuatan (atom atau kelompok atom). Pisahkan ion bermuatan positif ( kation) dan ion bermuatan negatif ( anion).

Disosiasi elektrolitik - Ini adalah proses pemecahan elektrolit menjadi ion ketika larut atau meleleh.

Zat terpisah - elektrolit Dan non-elektrolit. KE non-elektrolit termasuk zat dengan ikatan kovalen nonpolar yang kuat (zat sederhana), semua oksida (yang bersifat kimia Bukan berinteraksi dengan air), sebagian besar zat organik (kecuali senyawa polar - asam karboksilat, garamnya, fenol) - aldehida, keton, hidrokarbon, karbohidrat.

KE elektrolit termasuk beberapa zat dengan ikatan polar kovalen dan zat dengan kisi kristal ionik.

Apa inti dari prosesnya disosiasi elektrolitik?

Tempatkan beberapa kristal natrium klorida dalam tabung reaksi dan tambahkan air. Setelah beberapa waktu, kristal akan larut. Apa yang telah terjadi?
Natrium klorida adalah zat dengan kisi kristal ionik. Kristal NaCl terdiri dari ion Na+ dan Cl - . Di dalam air, kristal ini terurai menjadi unit struktural - ion. Dalam hal ini, ikatan kimia ionik dan beberapa ikatan hidrogen antara molekul air terpecah. Ion Na+ dan Cl- yang masuk ke dalam air berinteraksi dengan molekul air. Dalam kasus ion klorida, kita dapat berbicara tentang tarikan elektrostatis molekul air dipol (polar) terhadap anion klor, dan dalam kasus kation natrium, ia mendekati sifat donor-akseptor (ketika pasangan elektron atom oksigen ditempatkan pada orbital kosong ion natrium). Dikelilingi oleh molekul air, ion-ion menjadi tertutupcangkang hidrasi. Disosiasi natrium klorida dijelaskan dengan persamaan: NaCl = Na + + Cl - .

Ketika senyawa dengan ikatan kovalen polar dilarutkan dalam air, molekul air, yang mengelilingi molekul polar, mula-mula meregangkan ikatan di dalamnya, meningkatkan polaritasnya, kemudian memecahnya menjadi ion, yang terhidrasi dan terdistribusi secara merata dalam larutan. Misalnya, asam klorida terdisosiasi menjadi ion seperti ini: HCl = H + + Cl - .

Selama peleburan, ketika kristal dipanaskan, ion-ion mulai mengalami getaran yang kuat di titik-titik kisi kristal, akibatnya kristal tersebut hancur dan terbentuklah lelehan, yang terdiri dari ion-ion.

Proses disosiasi elektrolitik ditandai dengan derajat disosiasi molekul suatu zat:

Derajat disosiasi adalah perbandingan jumlah molekul yang terdisosiasi (hancur) dengan jumlah total molekul elektrolit. Artinya, berapa fraksi molekul zat asli yang terurai menjadi ion dalam larutan atau lelehan.

α=N prodiss /N keluar, dimana:

N prodiss adalah jumlah molekul yang terdisosiasi,

N keluar adalah jumlah awal molekul.

Menurut derajat disosiasinya, elektrolit dibagi menjadi kuat Dan lemah.

Elektrolit kuat (α≈1):

1. Semua garam yang larut(termasuk garam asam organik - kalium asetat CH 3 COOK, natrium format HCOONa, dll.)

2. Asam kuat: HCl, HI, HBr, HNO 3, H 2 SO 4 (tahap pertama), HClO 4, dst;

3. Alkali: NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH; Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.

Elektrolit kuat terurai menjadi ion hampir seluruhnya dalam larutan air, tetapi hanya dalam. Dalam larutan, bahkan elektrolit kuat hanya dapat terurai sebagian. Itu. derajat disosiasi elektrolit kuat kira-kira sama dengan 1 hanya untuk larutan zat tak jenuh. Dalam larutan jenuh atau pekat, derajat disosiasi elektrolit kuat bisa kurang dari atau sama dengan 1: α≤1.

Elektrolit lemah (α<1):

1. Asam lemah, termasuk. organik;

2. Basa tidak larut dan amonium hidroksida NH 4 OH;

3. Garam tidak larut dan sedikit garam larut (tergantung kelarutan).

Non-elektrolit:

1. Oksida yang tidak berinteraksi dengan air (oksida yang berinteraksi dengan air, bila dilarutkan dalam air, masuk ke dalam reaksi kimia membentuk hidroksida);

2. Zat sederhana;

3. Sebagian besar zat organik dengan ikatan polar lemah atau non-polar (aldehida, keton, hidrokarbon, dll.).

Bagaimana cara zat terdisosiasi? Menurut tingkat disosiasi mereka membedakannya kuat Dan lemah elektrolit.

Elektrolit kuat terdisosiasi sempurna (dalam larutan jenuh), dalam satu langkah, semua molekul terurai menjadi ion, hampir ireversibel. Harap dicatat bahwa selama disosiasi dalam larutan, hanya ion stabil yang terbentuk. Ion yang paling umum dapat ditemukan di tabel kelarutan - lembar contekan resmi Anda untuk ujian apa pun. Derajat disosiasi elektrolit kuat kira-kira sama dengan 1. Misalnya, ketika natrium fosfat disosiasi, ion Na + dan PO 4 3– terbentuk:

Na 3 PO 4 → 3Na + +PO 4 3-

NH 4 Cr(SO 4) 2 → NH 4 + + Cr 3+ + 2SO 4 2–

Disosiasi elektrolit lemah : asam poliasam dan basa poliasam terjadi bertahap dan reversibel. Itu. Selama disosiasi elektrolit lemah, hanya sebagian kecil partikel aslinya yang terurai menjadi ion. Misalnya, asam karbonat:

H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 –

HCO 3 – ↔ H + + CO 3 2–

Magnesium hidroksida juga terdisosiasi dalam 2 langkah:

Mg(OH) 2 ⇄ Mg(OH) + OH –

Mg(OH) + ⇄ Mg 2+ + OH –

Garam asam juga terdisosiasi bertahap, ikatan ionik diputus terlebih dahulu, kemudian ikatan kovalen polar. Misalnya, kalium hidrogen karbonat dan magnesium hidroksiklorida:

KHCO 3 ⇄ K + + HCO 3 – (α=1)

HCO 3 – ⇄ H + + CO 3 2– (α< 1)

Mg(OH)Cl ⇄ MgOH + + Cl – (α=1)

MgOH + ⇄ Mg 2+ + OH – (α<< 1)

Derajat disosiasi elektrolit lemah jauh lebih kecil dari 1: α<<1.

Ketentuan pokok teori disosiasi elektrolitik adalah:

1. Ketika dilarutkan dalam air, elektrolit terdisosiasi (terpecah) menjadi ion.

2. Alasan disosiasi elektrolit dalam air adalah hidrasinya, yaitu. interaksi dengan molekul air dan pemutusan ikatan kimia di dalamnya.

3. Di bawah pengaruh medan listrik eksternal, ion bermuatan positif bergerak menuju elektroda bermuatan positif - katoda; mereka disebut kation. Elektron bermuatan negatif bergerak menuju elektroda negatif – anoda. Mereka disebut anion.

4. Disosiasi elektrolit terjadi secara reversibel untuk elektrolit lemah, dan praktis tidak dapat diubah untuk elektrolit kuat.

5. Elektrolit dapat berdisosiasi menjadi ion dengan derajat yang berbeda-beda, bergantung pada kondisi eksternal, konsentrasi, dan sifat elektrolit.

6. Sifat kimia ion berbeda dengan sifat zat sederhana. Sifat kimia larutan elektrolit ditentukan oleh sifat ion yang terbentuk selama disosiasi.

Contoh.

1. Dengan disosiasi tidak sempurna 1 mol garam, jumlah ion positif dan negatif dalam larutan adalah 3,4 mol. Rumus garam – a) K 2 S b) Ba(ClO 3) 2 c) NH 4 NO 3 d) Fe(NO 3) 3

Larutan: Pertama, mari kita tentukan kekuatan elektrolit. Hal ini dapat dengan mudah dilakukan dengan menggunakan tabel kelarutan. Semua garam yang diberikan dalam jawaban dapat larut, mis. elektrolit kuat. Selanjutnya, kita tuliskan persamaan disosiasi elektrolitik dan gunakan persamaan tersebut untuk menentukan jumlah ion maksimum dalam setiap larutan:

A) K 2 S ⇄ 2K + + S 2– , dengan penguraian sempurna 1 mol garam, 3 mol ion terbentuk, lebih dari 3 mol ion tidak dapat diperoleh;

B) Ba(ClO 3) 2 ⇄ Ba 2+ + 2ClO 3 –, sekali lagi, ketika 1 mol garam terurai, 3 mol ion terbentuk, lebih dari 3 mol ion tidak terbentuk;

V) NH 4 TIDAK 3 ⇄ NH 4 + + TIDAK 3 –, selama penguraian 1 mol amonium nitrat, terbentuk maksimal 2 mol ion; tidak lebih dari 2 mol ion yang terbentuk;

G) Fe(NO 3) 3 ⇄ Fe 3+ + 3NO 3 –, dengan penguraian sempurna 1 mol besi (III) nitrat, 4 mol ion terbentuk. Akibatnya, dengan penguraian tidak sempurna 1 mol besi nitrat, pembentukan sejumlah kecil ion dimungkinkan (penguraian tidak sempurna dimungkinkan dalam larutan garam jenuh). Oleh karena itu, opsi 4 cocok untuk kita.

Ada hampir 1 elektrolit seperti itu.

Elektrolit kuat mencakup banyak garam anorganik, beberapa asam dan basa anorganik dalam larutan berair, serta pelarut dengan kemampuan disosiasi tinggi (alkohol, Amida, dll.).

Yayasan Wikimedia. 2010.

Lihat apa itu “Elektrolit kuat” di kamus lain:

elektrolit kuat- – elektrolit yang hampir terdisosiasi seluruhnya dalam larutan air. Kimia umum: buku teks / A.V. Zholnin ... Istilah kimia

Zat dengan konduktivitas ionik; Mereka disebut konduktor jenis kedua; aliran arus melalui mereka disertai dengan perpindahan materi. Elektrolit termasuk garam cair, oksida atau hidroksida, serta (yang terjadi secara signifikan... ... Ensiklopedia Collier

Elektrolit- zat cair atau padat di mana, sebagai hasil disosiasi elektrolitik, ion-ion terbentuk dalam konsentrasi berapa pun, menyebabkan lewatnya arus listrik searah. Elektrolit dalam larutan... ... Kamus Ensiklopedis Metalurgi

Elektrolit adalah istilah kimia yang menunjukkan suatu zat yang lelehan atau larutannya menghantarkan arus listrik karena disosiasi menjadi ion. Contoh elektrolit antara lain asam, garam, dan basa. Elektrolit adalah konduktor jenis kedua, ... ... Wikipedia

Dalam arti luas, sistem cair atau padat di mana ion-ion terdapat dalam konsentrasi yang nyata, menyebabkan aliran listrik melaluinya. arus (konduktivitas ionik); dalam arti sempit, in va, yang terurai menjadi ion-ion. Saat melarutkan E..... Ensiklopedia fisik

Di va, di mana ion-ion terdapat dalam konsentrasi yang nyata, menyebabkan aliran listrik. arus (konduktivitas ionik). E. juga disebut. konduktor jenis kedua. Dalam arti sempit, E. in va, molekul yang berada di p re karena elektrolitik ... ... Ensiklopedia kimia

- (dari Elektro... dan bahasa Yunani lytos terurai, larut) zat dan sistem cair atau padat di mana ion terdapat dalam konsentrasi berapa pun, menyebabkan aliran arus listrik. Dalam arti sempit, E....... Ensiklopedia Besar Soviet

Istilah ini memiliki arti lain, lihat Disosiasi. Disosiasi elektrolitik adalah proses pemecahan elektrolit menjadi ion ketika larut atau meleleh. Daftar Isi 1 Disosiasi dalam solusi 2 ... Wikipedia

Elektrolit adalah suatu zat yang lelehan atau larutannya dapat menghantarkan arus listrik akibat disosiasi menjadi ion-ion, tetapi zat itu sendiri tidak dapat menghantarkan arus listrik. Contoh elektrolit adalah larutan asam, garam dan basa.... ... Wikipedia

DISOSIASI ELEKTROLITIK- DISOSIASI ELEKTROLITIK, penguraian elektrolit dalam suatu larutan menjadi ion bermuatan listrik. Koefisien. bukan Goffa. Van't Hoff (van t Noy) menunjukkan bahwa tekanan osmotik suatu larutan sama dengan tekanan yang dihasilkan oleh zat terlarut... ... Ensiklopedia Kedokteran Hebat

Buku

• Fenomena kembalinya Fermi-Pasta-Ulam dan beberapa penerapannya. Kajian kembali Fermi-Pasta-Ulam di berbagai media nonlinier dan pengembangan generator spektrum FPU untuk kedokteran, Andrey Berezin. Buku ini akan diproduksi sesuai pesanan Anda dengan menggunakan teknologi Print-on-Demand. Hasil utama dari pekerjaan tersebut adalah sebagai berikut. Dalam kerangka sistem persamaan berpasangan Korteweg...

SOLUSI
TEORI DISOSIASI ELEKTROLITIK

DISOSIASI ELEKTROLITIK
ELEKTROLIT DAN NON-ELEKTROLIT

Teori disosiasi elektrolitik

(S.Arrhenius, 1887)

1. Ketika dilarutkan dalam air (atau dicairkan), elektrolit terurai menjadi ion bermuatan positif dan negatif (mengalami disosiasi elektrolitik).

2. Di bawah pengaruh arus listrik, kation (+) bergerak menuju katoda (-), dan anion (-) bergerak menuju anoda (+).

3. Disosiasi elektrolitik adalah proses yang dapat dibalik (reaksi sebaliknya disebut molarisasi).

4. Derajat disosiasi elektrolitik ( A ) tergantung pada sifat elektrolit dan pelarut, suhu dan konsentrasi. Ini menunjukkan rasio jumlah molekul yang terpecah menjadi ion ( N ) dengan jumlah total molekul yang dimasukkan ke dalam larutan ( N).

a = n / T 0< a <1

Mekanisme disosiasi elektrolitik zat ionik

Saat melarutkan senyawa dengan ikatan ionik ( misalnya NaCl ) proses hidrasi dimulai dengan orientasi dipol air di sekitar semua tonjolan dan permukaan kristal garam.

Berorientasi di sekitar ion kisi kristal, molekul air membentuk ikatan hidrogen atau donor-akseptor dengannya. Proses ini melepaskan sejumlah besar energi, yang disebut energi hidrasi.

Energi hidrasi, yang besarnya sebanding dengan energi kisi kristal, digunakan untuk menghancurkan kisi kristal. Dalam hal ini, ion-ion terhidrasi melewati lapisan demi lapisan ke dalam pelarut dan, bercampur dengan molekul-molekulnya, membentuk larutan.

Mekanisme disosiasi elektrolitik zat polar

Zat yang molekulnya terbentuk menurut jenis ikatan kovalen polar (molekul polar) berdisosiasi dengan cara yang sama. Di sekitar setiap molekul materi polar ( misalnya HCl ), dipol air berorientasi dengan cara tertentu. Akibat interaksi dengan dipol air, molekul polar menjadi semakin terpolarisasi dan berubah menjadi molekul ionik, kemudian ion terhidrasi bebas mudah terbentuk.

Elektrolit dan non-elektrolit

Disosiasi elektrolitik zat, yang terjadi dengan pembentukan ion bebas, menjelaskan konduktivitas listrik larutan.

Proses disosiasi elektrolitik biasanya ditulis dalam bentuk diagram, tanpa mengungkapkan mekanismenya dan menghilangkan pelarutnya ( H2O ), meskipun dia adalah peserta utama.

CaCl 2 « Ca 2+ + 2Cl -

KAl(SO 4) 2 « K + + Al 3+ + 2SO 4 2-

HNO 3 « H + + TIDAK 3 -

Ba(OH) 2 « Ba 2+ + 2OH -

Dari netralitas listrik molekul maka muatan total kation dan anion harus sama dengan nol.

Misalnya untuk

Al 2 (SO 4) 3 ––2 (+3) + 3 (-2) = +6 - 6 = 0

KCr(SO 4) 2 ––1 (+1) + 3 (+3) + 2 (-2) = +1 + 3 - 4 = 0

Elektrolit kuat

Ini adalah zat yang, ketika dilarutkan dalam air, hampir seluruhnya terurai menjadi ion. Biasanya, elektrolit kuat mencakup zat dengan ikatan ionik atau sangat polar: semua garam yang sangat larut, asam kuat ( HCl, HBr, HI, HClO4, H2SO4, HNO3 ) dan basa kuat ( LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Sr(OH)2, Ca(OH)2).

Dalam larutan elektrolit kuat, zat terlarut sebagian besar berbentuk ion (kation dan anion); praktis tidak ada molekul yang tidak terdisosiasi.

Elektrolit lemah

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

Elektrolit lemah meliputi:

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

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

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

4) air.

Mereka menghantarkan listrik dengan buruk (atau hampir tidak menghantarkan listrik sama sekali).

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

Cu(OH) 2 «[CuOH] + + OH - (tahap pertama)

[CuOH] + « Cu 2+ + OH - (tahap kedua)

H 2 CO 3 « H + + HCO - (tahap pertama)

HCO 3 - « H + + CO 3 2- (tahap kedua)

Non-elektrolit

Zat yang larutannya dalam air dan lelehannya tidak dapat menghantarkan arus listrik. Mereka mengandung ikatan kovalen non-polar atau polar rendah yang tidak terurai menjadi ion.

Gas, padatan (nonlogam), dan senyawa organik (sukrosa, bensin, alkohol) tidak dapat menghantarkan arus listrik.

Derajat disosiasi. Konstanta disosiasi

Konsentrasi ion dalam larutan bergantung pada seberapa lengkap elektrolit tertentu terdisosiasi menjadi ion. Dalam larutan elektrolit kuat, yang disosiasinya dianggap lengkap, konsentrasi ion dapat dengan mudah ditentukan dari konsentrasinya (C) dan komposisi molekul elektrolit (indeks stoikiometri), Misalnya :

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

Derajat disosiasi (A) - rasio jumlah molekul yang terurai menjadi ion ( N ) dengan jumlah total molekul terlarut ( N):

Sebuah=n/T

dan dinyatakan dalam pecahan satuan atau dalam % ( A = 0,3 – batas konvensional pembagian menjadi elektrolit kuat dan lemah).

Contoh

Tentukan konsentrasi molar kation dan anion dalam larutan 0,01 M KBr, NH 4 OH, Ba (OH) 2, H 2 SO 4 dan CH 3 COOH.

Derajat disosiasi elektrolit lemah sebuah = 0,3.

Larutan

KBr, Ba(OH)2 dan H2SO4 - elektrolit kuat yang terdisosiasi sempurna(sebuah = 1).

KBr « K + + Br -

0,01 jt

Ba(OH) 2 « Ba 2+ + 2OH -

0,01 jt

0,02M

H 2 JADI 4 « 2H + + JADI 4

0,02M

[ JADI 4 2- ] = 0,01 M

NH 4 OH dan CH 3 COOH – elektrolit lemah(Sebuah = 0,3)

NH 4 OH + 4 + OH -

0,3 · 0,01 = 0,003 M

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

[H + ] = [ CH 3 COO - ] = 0,3 0,01 = 0,003 M

Derajat disosiasi bergantung pada konsentrasi larutan elektrolit lemah. Bila diencerkan dengan air, derajat disosiasi selalu meningkat, karena jumlah molekul pelarut bertambah ( H2O ) per molekul zat terlarut. Menurut prinsip Le Chatelier, kesetimbangan disosiasi elektrolitik dalam hal ini harus bergeser ke arah pembentukan produk, yaitu ke arah pembentukan produk. ion terhidrasi.

Derajat disosiasi elektrolitik bergantung pada suhu larutan. Biasanya, dengan meningkatnya suhu, derajat 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 disosiasiAdan konsentrasi awal zat tersebutC dalam larutan.

Contoh

Tentukan konsentrasi molekul dan ion yang tidak terdisosiasi dalam larutan 0,1 M NH4OH , jika derajat disosiasinya 0,01.

Larutan

Konsentrasi molekul NH4OH , yang pada saat kesetimbangan akan terurai menjadi ion-ion, akan sama denganAC. konsentrasi ion NH 4 - dan OH - - akan sama dengan konsentrasi molekul yang terdisosiasi dan samaAC(menurut persamaan disosiasi elektrolitik)

NH4OH		NH4+		OH-
c - a c

A c = 0,01 0,1 = 0,001 mol/l

[NH 4 OH] = c - a c = 0,1 – 0,001 = 0,099 mol/l

Konstanta disosiasi ( KD ) adalah rasio hasil kali konsentrasi ion kesetimbangan dan pangkat koefisien stoikiometri yang bersesuaian dengan konsentrasi molekul yang tidak terdisosiasi.

Ini adalah konstanta kesetimbangan dari proses disosiasi elektrolitik; mencirikan kemampuan suatu zat untuk terurai menjadi ion: semakin tinggi KD , semakin besar konsentrasi ion dalam larutan.

Disosiasi asam polibasa lemah atau basa poliasam terjadi secara bertahap; oleh karena itu, setiap tahap mempunyai konstanta disosiasinya sendiri:

Tahap pertama:

H 3 PO 4 « H + + H 2 PO 4 -

K D 1 = () / = 7,1 10 -3

Tahap kedua:

H 2 PO 4 - « H + + HPO 4 2-

K D 2 = () / = 6,2 10 -8

Tahap ketiga:

HPO 4 2- « H + + PO 4 3-

K D 3 = () / = 5,0 10 -13

KD 1 > KD 2 > KD 3

Contoh

Turunkan persamaan yang berkaitan dengan derajat disosiasi elektrolitik dari elektrolit lemah ( A ) dengan konstanta disosiasi (hukum pengenceran Ostwald) untuk asam monoprotik lemah PADA .

HA « H + + A +

K D = () /

Jika konsentrasi total elektrolit lemah dilambangkanC, maka konsentrasi kesetimbangan H + dan A - sama AC, dan konsentrasi molekul yang tidak terdisosiasi PADA - (c - a c) = c (1 - a)

K D = (a c a c) / c(1 - a ) = a 2 c / (1 - a )

Dalam kasus elektrolit yang sangat lemah (£0,01)

K D = c a 2 atau a = \ é (K D / c )

Contoh

Hitung derajat disosiasi asam asetat dan konsentrasi ion H+ dalam larutan 0,1 M, jika K D (CH 3 COOH) = 1,85 10 -5

Larutan

Mari kita gunakan hukum pengenceran Ostwald

\é (K D / c ) = \é((1,85 10 -5) / 0,1 )) = 0,0136 atau a = 1,36%

[H+] = ac = 0,0136 0,1 mol/l

Produk kelarutan

Definisi

Masukkan sedikit garam yang larut ke dalam gelas kimia, misalnya AgCl dan tambahkan air suling ke sedimen. Dalam hal ini, ion-ionnya Ag+ dan Cl- , mengalami tarik-menarik dari dipol air di sekitarnya, secara bertahap melepaskan diri dari kristal dan masuk ke dalam larutan. Bertabrakan dalam larutan, ion Ag+ dan Cl- membentuk molekul AgCl dan diendapkan pada permukaan kristal. Jadi, dua proses yang saling berlawanan terjadi dalam sistem, yang mengarah pada keseimbangan dinamis, ketika jumlah ion yang sama masuk ke dalam larutan per satuan waktu. Ag+ dan Cl- , berapa banyak dari mereka yang disimpan. Akumulasi ion Ag+ dan Cl- berhenti dalam solusi, ternyata larutan jenuh. Akibatnya, kita akan mempertimbangkan suatu sistem di mana terdapat endapan garam yang sedikit larut dalam kontak dengan larutan jenuh garam ini. Dalam hal ini, terjadi dua proses yang saling berlawanan:

1) Transisi ion dari endapan ke larutan. Laju proses ini dapat dianggap konstan pada suhu konstan: V 1 = K 1 ;

2) Pengendapan ion dari larutan. Kecepatan proses ini V 2 tergantung pada konsentrasi ion Ag+ dan Cl-. Menurut hukum aksi massa:

V 2 = k 2

Karena sistem ini berada dalam keadaan setimbang, maka

V 1 = V 2

k 2 = k 1

K 2 / k 1 = konstanta (pada T = konstanta)

Dengan demikian, hasil kali konsentrasi ion dalam larutan jenuh dari elektrolit yang sedikit larut pada suhu konstan adalah konstan ukuran. Besaran ini disebutproduk kelarutan(DLL ).

Dalam contoh yang diberikan DLL AgCl = [Ag + ] [Cl - ] . Dalam kasus di mana elektrolit mengandung dua atau lebih ion identik, konsentrasi ion-ion ini harus dinaikkan ke pangkat yang sesuai saat menghitung hasil kali kelarutan.

Misalnya PR Ag 2 S = 2; PR PbI 2 = 2

Secara umum, persamaan hasil kali kelarutan suatu elektrolit adalah A m B n

PR SEBUAH m B n = [A] m [B] n .

Nilai hasil kali kelarutan berbeda untuk zat yang berbeda.

Misalnya PR CaCO 3 = 4,8 · 10 -9; PR AgCl = 1,56 · 10 -10.

DLL mudah untuk menghitung, mengetahui ra C kelarutan suatu senyawa pada waktu tertentu t°.

Contoh 1

Kelarutan CaCO 3 adalah 0,0069 atau 6,9 10 -3 gram/l. Temukan PR dari CaCO 3.

Larutan

Mari kita nyatakan kelarutan dalam mol:

S CaCO 3 = ( 6,9 10 -3 ) / 100,09 = 6,9 · 10 -5 mol/l

MCaCO3

Karena setiap molekul CaCO3 memberikan satu ion ketika dilarutkan Ca 2+ dan CO 3 2-, lalu
[Ca 2+ ] = [ CO 3 2- ] = 6,9 · 10 -5 mol/l ,
karena itu, PR CaCO 3 = [Ca 2+ ] [CO 3 2- ] = 6,9 10 –5 6,9 10 -5 = 4,8 10 -9

Mengetahui nilai PR , selanjutnya Anda dapat menghitung kelarutan suatu zat dalam mol/l atau g/l.

Contoh 2

Produk kelarutan PR PbSO 4 = 2,2 · 10 -8 g/l.

Apa itu kelarutan? PbSO 4 ?

Larutan

Mari kita tunjukkan kelarutan PbSO 4 melalui X perempuan jalang. Setelah masuk ke dalam solusi, X mol PbSO 4 akan menghasilkan X Pb 2+ dan ion X ionJADI 4 2- , yaitu:

= = X

DLLPbSO 4 = = = X X = X 2

X =\ é(DLLPbSO 4 ) = \ é(2,2 10 -8 ) = 1,5 10 -4 perempuan jalang.

Untuk mendapatkan kelarutan yang dinyatakan dalam g/l, kita mengalikan nilai yang ditemukan dengan berat molekul, setelah itu kita mendapatkan:

1,5 10 -4 303,2 = 4,5 10 -2 g/l.

Pembentukan curah hujan

Jika

[ Agustus + ] [ Kl - ] < ПР AgCl- solusi tak jenuh

[ Agustus + ] [ Kl - ] = PRAgCl- larutan jenuh

[ Agustus + ] [ Kl - ] > PRAgCl- larutan lewat jenuh

Endapan terbentuk ketika hasil kali konsentrasi ion-ion elektrolit yang sukar larut melebihi nilai hasil kali kelarutannya pada suhu tertentu. Ketika produk ionik menjadi sama dengan nilainyaDLL, curah hujan berhenti. Mengetahui volume dan konsentrasi larutan campuran, adalah mungkin untuk menghitung apakah endapan garam yang dihasilkan akan mengendap.

Contoh 3

Apakah terbentuk endapan bila dicampur dengan volume yang sama 0,2Msolusihal(TIDAK 3 ) 2 DanNaCl.
DLLPbCl 2 = 2,4 10 -4 .

Larutan

Ketika dicampur, volume larutan menjadi dua kali lipat dan konsentrasi masing-masing zat berkurang setengahnya, yaitu. akan menjadi 0,1 M atau 1,0 10 -1 perempuan jalang. Ini adalah akan ada konsentrasihal 2+ DanKl - . Karena itu,[ hal 2+ ] [ Kl - ] 2 = 1 10 -1 (1 10 -1 ) 2 = 1 10 -3 . Nilai yang dihasilkan melebihiDLLPbCl 2 (2,4 10 -4 ) . Oleh karena itu bagian dari garamPbCl 2 mengendap. Dari uraian di atas dapat kita simpulkan tentang pengaruh berbagai faktor terhadap pembentukan presipitasi.

Pengaruh konsentrasi larutan

Elektrolit yang sedikit larut dengan nilai yang cukup besarDLLtidak dapat diendapkan dari larutan encer.Misalnya, sedimenPbCl 2 tidak akan rontok saat mencampurkan volume yang sama 0,1Msolusihal(TIDAK 3 ) 2 DanNaCl. Ketika volume yang sama dicampur, konsentrasi masing-masing zat akan menjadi0,1 / 2 = 0,05 Matau 5 10 -2 perempuan jalang. Produk ionik[ hal 2+ ] [ Kl 1- ] 2 = 5 10 -2 (5 10 -2 ) 2 = 12,5 10 -5 .Nilai yang dihasilkan lebih kecilDLLPbCl 2 , oleh karena itu, curah hujan tidak akan terjadi.

Pengaruh jumlah pengendapan

Untuk mendapatkan pengendapan yang paling sempurna, digunakan pengendapan berlebih.

Misalnya, mengendapkan garamBaCO 3 : BaCl 2 + Tidak 2 BERSAMA 3 ® BaCO 3 ¯ + 2 NaCl. Setelah menambahkan jumlah yang setaraTidak 2 BERSAMA 3 ion-ion tetap berada dalam larutanBa 2+ , konsentrasinya ditentukan oleh nilainyaDLL.

Meningkatkan konsentrasi ionBERSAMA 3 2- disebabkan oleh penambahan endapan yang berlebih(Tidak 2 BERSAMA 3 ) , akan menyebabkan penurunan konsentrasi ionBa 2+ dalam larutan, yaitu akan meningkatkan kelengkapan pengendapan ion ini.

Pengaruh ion yang sama

Kelarutan elektrolit yang sedikit larut berkurang dengan adanya elektrolit kuat lainnya yang memiliki ion dengan nama yang sama. Jika ke solusi tak jenuhBaSO 4 tambahkan larutan sedikit demi sedikitTidak 2 JADI 4 , kemudian produk ionik, yang awalnya lebih kecil DLLBaSO 4 (1,1 10 -10 ) , secara bertahap akan mencapaiDLLdan akan melampauinya. Curah hujan akan mulai terbentuk.

Pengaruh suhu

DLLadalah nilai konstan pada suhu konstan. Dengan meningkatnya suhu DLL meningkat, jadi pengendapan paling baik dilakukan dari larutan dingin.

Pembubaran sedimen

Aturan hasil kali kelarutan penting untuk mengubah endapan yang sukar larut menjadi larutan. Misalkan kita perlu melarutkan endapannyaBaDENGANHAI 3 . Larutan yang bersentuhan dengan endapan ini relatif jenuhBaDENGANHAI 3 .
Artinya[ Ba 2+ ] [ BERSAMA 3 2- ] = PRBaCO 3 .

Jika Anda menambahkan asam ke dalam larutan, ion-ionnyaH + akan mengikat ion-ion yang ada dalam larutanBERSAMA 3 2- menjadi molekul asam karbonat rapuh:

2 jam + + BERSAMA 3 2- ® H 2 BERSAMA 3 ® H 2 O+CO 2 ­

Akibatnya konsentrasi ion akan menurun tajamBERSAMA 3 2- , produk ioniknya akan menjadi lebih kecil dariDLLBaCO 3 . Solusinya relatif tidak jenuhBaDENGANHAI 3 dan sebagian sedimenBaDENGANHAI 3 akan masuk ke solusi. Dengan menambahkan asam secukupnya, seluruh endapan dapat dimasukkan ke dalam larutan. Akibatnya, pembubaran endapan dimulai ketika, karena alasan tertentu, produk ionik dari elektrolit yang sukar larut menjadi lebih kecil dariDLL. Untuk melarutkan endapan, suatu elektrolit dimasukkan ke dalam larutan, ion-ionnya dapat membentuk senyawa yang sedikit terdisosiasi dengan salah satu ion dari elektrolit yang sedikit larut. Hal ini menjelaskan pelarutan hidroksida yang sedikit larut dalam asam

Fe(OH) 3 + 3HCl® FeCl 3 + 3 jam 2 HAI

IonOH - berikatan menjadi molekul yang sedikit terdisosiasiH 2 HAI.

Meja.Hasil kali kelarutan (SP) dan kelarutan pada 25AgCl

1,25 10 -5

1,56 10 -10

AgI

1,23 10 -8

1,5 10 -16

Agustus 2 CrO4

1,0 10 -4

4,05 10 -12

BaSO4

7,94 10 -7

6,3 10 -13

CaCO3

6,9 10 -5

4,8 10 -9

PbCl 2

1,02 10 -2

1,7 10 -5

PbSO 4

1,5 10 -4

2,2 10 -8

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

Proses disosiasi

Disosiasi elektrolitik adalah proses penguraian 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 kovalen polar di bawah aksi molekul air. Molekul polar tertarik oleh molekul air. Dalam padatan, ikatan ionik terputus selama pemanasan. Suhu tinggi menyebabkan getaran ion pada titik-titik kisi kristal.

Beras. 1. Proses disosiasi.

Zat yang mudah terurai menjadi ion dalam larutan atau meleleh sehingga dapat menghantarkan arus listrik disebut elektrolit. Non-elektrolit tidak dapat menghantarkan listrik karena tidak terurai menjadi kation dan anion.

Tergantung pada derajat disosiasinya, elektrolit kuat dan lemah dibedakan. Yang kuat larut dalam air, mis. sepenuhnya, tanpa kemungkinan pemulihan, terurai menjadi ion-ion. Elektrolit lemah sebagian terurai menjadi kation dan anion. Derajat disosiasinya lebih kecil dibandingkan dengan elektrolit kuat.

Derajat disosiasi menunjukkan proporsi molekul yang terurai dalam konsentrasi total zat. Hal ini dinyatakan dengan rumus α = 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 (sebagian besar 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 ion:

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

Asam polibasa berdisosiasi bertahap:

• 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 dapat menghantarkan arus listrik, karena... terurai lemah menjadi kation hidrogen dan anion ion hidroksida. Ion-ion yang dihasilkan disusun kembali menjadi molekul air:

H 2 O ↔ H + + OH – .

Jika air mudah menghantarkan listrik, berarti ada kotoran di dalamnya. Air sulingan bersifat non-konduktif.

Disosiasi elektrolit lemah bersifat reversibel. Ion-ion yang dihasilkan berkumpul 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, dan garam yang sedikit larut. Elektrolit terlemah adalah air. Disosiasi elektrolit lemah adalah reaksi reversibel.

Elektrolit kuat dan lemah

Dalam larutan beberapa elektrolit, hanya sebagian molekul yang terdisosiasi. Untuk mengkarakterisasi kekuatan elektrolit secara kuantitatif, konsep derajat disosiasi diperkenalkan. Perbandingan jumlah molekul yang terdisosiasi menjadi ion dengan jumlah total molekul zat terlarut disebut derajat disosiasi a.

dimana C adalah konsentrasi molekul yang terdisosiasi, mol/l;

C 0 adalah konsentrasi awal larutan, mol/l.

Menurut derajat disosiasinya, semua elektrolit dibagi menjadi kuat dan lemah. Elektrolit kuat termasuk elektrolit yang derajat disosiasinya lebih dari 30% (a > 0,3). Ini termasuk:

· asam kuat (H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HBr, HI);

· hidroksida larut, kecuali NH 4 OH;

· garam larut.

Disosiasi elektrolitik dari elektrolit kuat tidak dapat diubah

HNO 3 ® H + + NO - 3 .

Elektrolit lemah mempunyai derajat disosiasi kurang dari 2% (a< 0,02). К ним относятся:

· asam anorganik lemah (H 2 CO 3, H 2 S, HNO 2, HCN, H 2 SiO 3, dll.) dan semua asam organik, misalnya asam asetat (CH 3 COOH);

· hidroksida tidak larut, serta hidroksida larut NH 4 OH;

· garam yang tidak larut.

Elektrolit dengan nilai derajat disosiasi menengah disebut elektrolit dengan kekuatan sedang.

Derajat disosiasi (a) bergantung pada faktor-faktor berikut:

pada sifat elektrolit, yaitu pada jenis ikatan kimia; disosiasi paling mudah terjadi di lokasi ikatan paling polar;

dari sifat pelarut - semakin polar pelarutnya, semakin mudah proses disosiasi terjadi di dalamnya;

dari suhu - peningkatan suhu meningkatkan disosiasi;

pada konsentrasi larutan - ketika larutan diencerkan, disosiasi juga meningkat.

Sebagai contoh ketergantungan derajat disosiasi pada sifat ikatan kimia, perhatikan disosiasi natrium hidrogen sulfat (NaHSO 4), yang molekulnya mengandung jenis ikatan berikut: 1-ionik; 2 - kovalen polar; 3 - ikatan antara atom belerang dan oksigen bersifat polar rendah. Pemutusan paling mudah terjadi di lokasi ikatan ionik (1):

Na 1 O 3 O S 3 H 2 O O

1. NaHSO 4 ® Na + + HSO - 4, 2. kemudian di lokasi ikatan polar yang derajatnya lebih rendah: HSO - 4 ® H + + SO 2 - 4. 3. Residu asam tidak terdisosiasi menjadi ion.

Derajat disosiasi elektrolit sangat bergantung pada sifat pelarut. Misalnya, HCl berdisosiasi kuat dalam air, kurang kuat dalam etanol C 2 H 5 OH, dan hampir tidak berdisosiasi dalam benzena, yang praktis tidak menghantarkan arus listrik. Pelarut dengan konstanta dielektrik tinggi (e) mempolarisasi molekul zat terlarut dan membentuk ion terlarut (terhidrasi) bersamanya. Pada 25 0 C e(H 2 O) = 78,5, e(C 2 H 5 OH) = 24,2, e(C 6 H 6) = 2,27.

Dalam larutan elektrolit lemah, proses disosiasi terjadi secara reversibel dan oleh karena itu, hukum kesetimbangan kimia berlaku untuk kesetimbangan larutan antara molekul dan ion. Jadi, untuk disosiasi asam asetat

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + .

Konstanta kesetimbangan Kc akan ditentukan sebagai

K c = K d = CCH 3 COO - · C H + / CCH 3 COOH.

Konstanta kesetimbangan (K c) untuk proses disosiasi disebut konstanta disosiasi (K d). Nilainya bergantung pada sifat elektrolit, pelarut dan suhu, tetapi tidak bergantung pada konsentrasi elektrolit dalam larutan. Konstanta disosiasi merupakan karakteristik penting dari elektrolit lemah, karena menunjukkan kekuatan molekulnya dalam larutan. Semakin kecil konstanta disosiasi, semakin lemah elektrolit terdisosiasi dan semakin stabil molekulnya. Mengingat derajat disosiasi, berbeda dengan konstanta disosiasi, berubah seiring dengan konsentrasi larutan, maka perlu dicari hubungan antara K d dan a. Jika konsentrasi awal larutan dianggap sama dengan C, dan derajat disosiasi yang sesuai dengan konsentrasi ini adalah a, maka jumlah molekul asam asetat yang terdisosiasi akan sama dengan a · C. Karena

CCH 3 COO - = C H + = a C,

maka konsentrasi molekul asam asetat yang tidak larut akan sama dengan (C - a · C) atau C(1- a · C). Dari sini

K d = aС · a С /(С - a · С) = a 2 С / (1- a). (1)

Persamaan (1) mengungkapkan hukum pengenceran Ostwald. Untuk elektrolit yang sangat lemah a<<1, то приближенно К @ a 2 С и

a = (K/C). (2)

Seperti terlihat dari rumus (2), dengan penurunan konsentrasi larutan elektrolit (bila diencerkan), derajat disosiasi meningkat.

Elektrolit lemah terdisosiasi secara bertahap, misalnya:

tahap pertama H 2 CO 3 « H + + HCO - 3,

Tahap 2 HCO - 3 « H + + CO 2 - 3 .

Elektrolit semacam itu dicirikan oleh beberapa konstanta, bergantung pada jumlah tahap penguraian menjadi ion. Untuk asam karbonat

K 1 = CH + CHCO - 2 / CH 2 CO 3 = 4,45 × 10 -7; K 2 = CH + · CCO 2- 3 / CHCO - 3 = 4,7 × 10 -11.

Seperti dapat dilihat, penguraian menjadi ion asam karbonat ditentukan terutama oleh tahap pertama, dan tahap kedua hanya dapat terjadi bila larutan sangat encer.

Kesetimbangan total H 2 CO 3 « 2H + + CO 2 - 3 sesuai dengan konstanta disosiasi total

K d = C 2 n + · CCO 2- 3 / CH 2 CO 3.

Besaran K 1 dan K 2 saling berhubungan melalui relasi

K d = K 1 · K 2.

Basa logam polivalen terdisosiasi dengan cara bertahap yang serupa. Misalnya, dua tahap disosiasi tembaga hidroksida

Cu(OH) 2 « CuOH + + OH - ,

CuOH + « Cu 2+ + OH -

sesuai dengan konstanta disosiasi

K 1 = СCuOH + · СОН - / СCu(OH) 2 dan К 2 = Сcu 2+ · СОН - / СCuOH + .

Karena elektrolit kuat terdisosiasi sempurna dalam larutan, istilah konstanta disosiasi tidak ada artinya bagi elektrolit tersebut.

Disosiasi berbagai kelas elektrolit

Dari sudut pandang teori disosiasi elektrolitik asam adalah zat yang disosiasinya hanya menghasilkan ion hidrogen terhidrasi H3O (atau sederhananya H+) sebagai kation.

Dasarnya adalah zat yang, dalam larutan berair, membentuk ion hidroksida OH - dan tidak ada anion lain - sebagai anion.

Menurut teori Brønsted, asam adalah donor proton dan basa adalah akseptor proton.

Kekuatan basa, seperti kekuatan asam, bergantung pada nilai konstanta disosiasi. Semakin besar konstanta disosiasi, semakin kuat elektrolitnya.

Ada hidroksida yang dapat berinteraksi dan membentuk garam tidak hanya dengan asam, tetapi juga dengan basa. Hidroksida seperti ini disebut amfoter. Ini termasuk Be(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Sn(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Cr(OH) 3 , Al(OH) 3. Sifat-sifatnya disebabkan oleh fakta bahwa mereka berdisosiasi lemah sebagai asam dan basa

H + + RO - « ROH « R++OH-.

Kesetimbangan ini dijelaskan oleh fakta bahwa kekuatan ikatan antara logam dan oksigen sedikit berbeda dari kekuatan ikatan antara oksigen dan hidrogen. Oleh karena itu, ketika berilium hidroksida bereaksi dengan asam klorida, diperoleh berilium klorida

Be(OH) 2 + HCl = BeCl 2 + 2H 2 O,

dan ketika berinteraksi dengan natrium hidroksida - natrium berilat

Be(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 BeO 2 + 2H 2 O.

garam dapat didefinisikan sebagai elektrolit yang berdisosiasi dalam larutan membentuk kation selain kation hidrogen dan anion selain ion hidroksida.

garam sedang, diperoleh dengan mengganti seluruh ion hidrogen dari asam yang bersangkutan dengan kation logam (atau NH + 4), berdisosiasi sempurna Na 2 SO 4 « 2Na + + SO 2- 4.

garam asam memisahkan langkah demi langkah

1 tahap NaHSO 4 « Na + + HSO - 4 ,

HSO tahap ke-2 - 4 « H++ JADI 2- 4 .

Derajat disosiasi pada tahap pertama lebih besar dari pada tahap kedua, dan semakin lemah asamnya, semakin rendah derajat disosiasi pada tahap kedua.

Garam dasar diperoleh dengan penggantian tidak lengkap ion hidroksida dengan residu asam, juga berdisosiasi secara bertahap:

Tahap 1 (CuОH) 2 JADI 4 « 2 CuОH + + JADI 2- 4,

Tahap 2 CuОH + « Cu 2+ + OH - .

Garam basa dari basa lemah terdisosiasi terutama pada langkah pertama.

garam kompleks, mengandung ion kompleks kompleks yang mempertahankan stabilitasnya saat dilarutkan, berdisosiasi menjadi ion kompleks dan ion bola luar

K 3 « 3K++ 3 - ,

JADI 4 « 2+ + JADI 2 - 4 .

Di pusat ion kompleks terdapat atom pengompleks. Peran ini biasanya dilakukan oleh ion logam. Molekul atau ion polar, dan terkadang keduanya bersama-sama, terletak (terkoordinasi) di dekat zat pengompleks; mereka disebut ligan. Agen pengompleks bersama dengan ligan membentuk lingkup dalam kompleks. Ion-ion yang terletak jauh dari zat pengompleks, tidak terikat erat dengannya, terletak di lingkungan luar senyawa kompleks. Bola bagian dalam biasanya diapit tanda kurung siku. Bilangan yang menunjukkan jumlah ligan pada bola bagian dalam disebut koordinasi. Ikatan kimia antara ion kompleks dan sederhana relatif mudah diputus selama proses disosiasi elektrolitik. Ikatan yang mengarah pada pembentukan ion kompleks disebut ikatan donor-akseptor.

Ion bola luar mudah dipisahkan dari ion kompleks. Disosiasi ini disebut primer. Disintegrasi reversibel pada bola bagian dalam jauh lebih sulit dan disebut disosiasi sekunder

Cl « + + Cl - - disosiasi primer,

+ « Ag + +2 NH 3 - disosiasi sekunder.

disosiasi sekunder, seperti disosiasi elektrolit lemah, ditandai dengan konstanta ketidakstabilan

sarang K. = × 2 / [ + ] = 6,8 × 10 -8 .

Konstanta ketidakstabilan (K inst.) dari berbagai elektrolit adalah ukuran stabilitas kompleks. Semakin sedikit K sarangnya. , semakin stabil kompleksnya.

Jadi, di antara senyawa serupa:

-	+	+	+
K sarang = 1,3×10 -3	K sarang =6,8×10 -8	K sarang =1×10 -13	K sarang =1×10 -21

Stabilitas kompleks meningkat ketika berpindah dari - ke +.

Nilai konstanta ketidakstabilan diberikan dalam buku referensi kimia. Dengan menggunakan nilai-nilai ini, dimungkinkan untuk memprediksi jalannya reaksi antara senyawa kompleks, dengan perbedaan konstanta ketidakstabilan yang kuat, reaksi akan menuju pembentukan kompleks dengan konstanta ketidakstabilan yang lebih rendah.

Garam kompleks yang memiliki ion kompleks dengan kestabilan rendah disebut garam ganda. Garam ganda, tidak seperti garam kompleks, terdisosiasi menjadi semua ion penyusunnya. Misalnya:

KAl(SO 4) 2 « K + + Al 3+ + 2SO 2- 4,

NH 4 Fe(SO 4) 2 « NH 4 + + Fe 3+ + 2SO 2- 4.

Kembali