Yang berada dalam kesetimbangan dinamis dengan molekul yang tidak terdisosiasi. Elektrolit lemah mencakup sebagian besar asam organik dan banyak basa organik dalam larutan air dan non-air.
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 seterusnya;
- beberapa hidroksida logam yang sukar larut: Fe(OH) 3, Zn(OH) 2, dll.; serta amonium hidroksida NH 4 OH.
literatur
- M.I.Ravich-Sherbo. VV Novikov “Kimia Fisika dan Koloid” M: lulusan sekolah, 1975
Yayasan Wikimedia. 2010.
Lihat apa itu “Elektrolit lemah” di kamus lain:
elektrolit lemah- – elektrolit yang sedikit terdisosiasi menjadi ion dalam larutan air. Proses disosiasi elektrolit lemah reversibel dan mematuhi hukum aksi massa. 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
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
Elektrolit- cair atau padatan, di mana, sebagai hasil disosiasi elektrolitik, ion-ion terbentuk dalam konsentrasi berapa pun, menyebabkan lewatnya konstanta arus listrik. Elektrolit dalam larutan... ... Kamus Ensiklopedis Metalurgi
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
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
Nilai a dinyatakan dalam pecahan satuan atau dalam % dan bergantung pada sifat elektrolit, pelarut, suhu, konsentrasi dan komposisi larutan.
Pelarut memainkan peran khusus: dalam beberapa kasus, ketika berpindah dari larutan berair ke Pelarut organik tingkat disosiasi elektrolit dapat meningkat atau menurun tajam. Berikut ini, jika tidak ada instruksi khusus, kita asumsikan bahwa pelarutnya adalah air.
Menurut derajat disosiasinya, elektrolit secara kondisional dibagi menjadi kuat(sebuah > 30%), rata-rata (3% < a < 30%) и lemah(A< 3%).
Elektrolit kuat meliputi:
1) beberapa asam anorganik (HCl, HBr, HI, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4 dan beberapa lainnya);
2) hidroksida logam alkali (Li, Na, K, Rb, Cs) dan alkali tanah (Ca, Sr, Ba);
3) hampir semua garam larut.
Elektrolit dengan kekuatan sedang antara lain Mg(OH) 2, H 3 PO 4, HCOOH, H 2 SO 3, HF dan beberapa lainnya.
Semua asam karboksilat (kecuali HCOOH) dan bentuk terhidrasi dari amina alifatik dan aromatik dianggap sebagai elektrolit lemah. Banyak asam anorganik (HCN, H 2 S, H 2 CO 3, dll.) dan basa (NH 3 ∙H 2 O) juga merupakan elektrolit lemah.
Meskipun ada beberapa kesamaan, secara umum kelarutan suatu zat tidak boleh disamakan dengan derajat disosiasinya. Jadi, asam asetat dan etanol larut tanpa batas dalam air, tetapi zat pertama adalah elektrolit lemah, dan zat kedua adalah non-elektrolit.
Asam dan basa
Terlepas dari kenyataan bahwa konsep "asam" dan "basa" banyak digunakan untuk menggambarkan proses kimia, tidak ada pendekatan tunggal untuk mengklasifikasikan zat dalam hal mengklasifikasikannya menjadi asam atau basa. Teori yang ada saat ini ( ionik teori S.Arrhenius, protolitik teori I. Brønsted dan T. Lowry Dan elektronik teori G.Lewis) mempunyai batasan tertentu dan oleh karena itu hanya berlaku dalam kasus khusus. Mari kita lihat lebih dekat masing-masing teori ini.
teori Arrhenius.
Dalam teori ionik Arrhenius, konsep "asam" dan "basa" berkaitan erat dengan proses disosiasi elektrolitik:
Asam adalah elektrolit yang berdisosiasi dalam larutan membentuk ion H+;
Basa adalah elektrolit yang berdisosiasi dalam larutan membentuk ion OH -;
Amfolit (elektrolit amfoter) adalah elektrolit yang berdisosiasi dalam larutan membentuk ion H + dan ion OH -.
Misalnya:
HA ⇄ H + + A - nH + + MeO n n - ⇄ Me(OH) n ⇄ Me n + + nOH -Menurut teori ionik, asam dapat berupa molekul atau ion netral, misalnya:
HF ⇄ H + + F -
H 2 PO 4 - ⇄ H + + HPO 4 2 -
NH 4 + ⇄ H + + NH 3
Contoh serupa dapat diberikan dengan alasan:
KOH K + + OH -
- ⇄ Al(OH)3 + OH -
+ ⇄ Fe 2+ + OH -
Amfolit termasuk hidroksida seng, aluminium, kromium dan beberapa lainnya, serta asam amino, protein, dan asam nukleat.
Secara umum, interaksi asam-basa dalam larutan bermuara pada reaksi netralisasi:
H + + OH - H 2 O
Namun, sejumlah data eksperimen menunjukkan keterbatasan teori ionik. Jadi, amonia, amina organik, oksida logam seperti Na 2 O, CaO, anion asam lemah, dll. jika tidak ada air, senyawa tersebut menunjukkan sifat basa yang khas, meskipun tidak mengandung ion hidroksida.
Di sisi lain, banyak oksida (SO 2 , SO 3 , P 2 O 5 , dll.), halida, asam halida, tanpa mengandung ion hidrogen, menunjukkan sifat asam bahkan tanpa adanya air, mis. menetralisir basa.
Selain itu, perilaku elektrolit dalam larutan berair dan media non-air mungkin berlawanan.
Jadi, CH 3 COOH dalam air adalah asam lemah:
CH 3 COOH ⇄ CH 3 COO - + H + ,
dan dalam hidrogen fluorida cair ia menunjukkan sifat-sifat basa:
HF + CH 3 COOH ⇄ CH 3 COOH 2 + + F -
Studi tentang jenis reaksi ini, dan khususnya reaksi yang terjadi dalam pelarut non-air, telah mengarah pada pengembangan lebih lanjut teori umum asam dan basa.
Teori Bronsted dan Lowry.
Perkembangan lebih lanjut dari teori asam basa adalah teori protolitik (proton) yang dikemukakan oleh I. Brønsted dan T. Lowry. Menurut teori ini:
Asam adalah zat apa pun yang molekul (atau ionnya) mampu menyumbangkan proton, mis. menjadi donor proton;
Basa adalah zat apa pun yang molekul (atau ionnya) mampu mengikat proton, yaitu menjadi akseptor proton;
Dengan demikian, konsep fondasi diperluas secara signifikan, yang dikonfirmasi oleh reaksi berikut:
OH - + H + H 2 O
NH3+H+NH4+
H 2 N-NH 3 + + H + H 3 N + -NH 3 +
Menurut teori I. Brønsted dan T. Lowry, asam dan basa membentuk pasangan konjugat dan terikat dalam kesetimbangan:
ASAM ⇄ PROTON + DASAR
Karena reaksi perpindahan proton (reaksi protolitik) bersifat reversibel, dan proton juga ditransfer dalam proses sebaliknya, produk reaksinya adalah asam dan basa yang berhubungan satu sama lain. Ini dapat ditulis sebagai proses keseimbangan:
NA + B ⇄ VN + + A - ,
dimana HA adalah asam, B adalah basa, BH+ adalah asam konjugasi dengan basa B, A - adalah basa konjugasi dengan asam HA.
Contoh.
1) dalam reaksi:
HCl + OH - ⇄ Cl - + H 2 O,
HCl dan H 2 O adalah asam, Cl - dan OH - adalah basa konjugasinya;
2) dalam reaksi:
HSO 4 - + H 2 O ⇄ SO 4 2 - + H 3 O +,
HSO 4 - dan H 3 O + bersifat asam, SO 4 2 - dan H 2 O bersifat basa;
3) dalam reaksi:
NH 4 + + NH 2 - ⇄ 2NH 3,
NH 4 + adalah asam, NH 2 - adalah basa, dan NH 3 bertindak sebagai asam (satu molekul) dan basa (molekul lain), mis. menunjukkan tanda-tanda amfoterisitas - kemampuan untuk menunjukkan sifat asam dan basa.
Air juga memiliki kemampuan ini:
2H 2 O ⇄ H 3 O + + OH -
Di sini, satu molekul H 2 O menambahkan proton (basa), membentuk asam konjugasi - ion hidronium H 3 O +, yang lain melepaskan proton (asam), membentuk basa konjugasi OH -. Proses ini disebut autoprotolisis.
Dari contoh di atas terlihat jelas bahwa, berbeda dengan gagasan Arrhenius, dalam teori Brønsted dan Lowry, reaksi asam dengan basa tidak mengarah pada saling netralisasi, tetapi disertai dengan pembentukan asam dan basa baru.
Perlu juga dicatat bahwa teori protolitik menganggap konsep "asam" dan "basa" bukan sebagai suatu sifat, tetapi sebagai fungsi yang dilakukan senyawa tersebut dalam reaksi protolitik. Senyawa yang sama dapat bereaksi sebagai asam pada kondisi tertentu dan sebagai basa pada kondisi lain. Jadi, dalam larutan berair, CH 3 COOH menunjukkan sifat-sifat asam, dan dalam 100% H 2 SO 4 menunjukkan sifat-sifat basa.
Namun, terlepas dari kelebihannya, teori protolitik, seperti teori Arrhenius, tidak berlaku untuk zat yang tidak mengandung atom hidrogen, tetapi pada saat yang sama menunjukkan fungsi asam: boron, aluminium, silikon, timah halida.
teori Lewis.
Pendekatan lain untuk mengklasifikasikan zat dari sudut pandang pengklasifikasiannya menjadi asam dan basa adalah teori elektron Lewis. Dalam kerangka teori elektronik:
asam adalah partikel (molekul atau ion) yang mampu mengikat pasangan elektron (akseptor elektron);
Basa adalah suatu partikel (molekul atau ion) yang mampu menyumbangkan pasangan elektron (donor elektron).
Menurut gagasan Lewis, asam dan basa berinteraksi satu sama lain membentuk ikatan donor-akseptor. Akibat penambahan sepasang elektron pada atom yang kekurangan elektron, terjadilah lengkap konfigurasi elektronik- oktet elektron. Misalnya:
Reaksi antara molekul netral dapat dibayangkan dengan cara yang sama:
Reaksi netralisasi dalam teori Lewis dianggap sebagai penambahan pasangan elektron ion hidroksida ke ion hidrogen, yang menyediakan orbital bebas untuk menampung pasangan ini:
Jadi, proton itu sendiri, yang dengan mudah mengikat pasangan elektron, dari sudut pandang teori Lewis, menjalankan fungsi asam. Dalam hal ini, asam Bronsted dapat dianggap sebagai produk reaksi antara asam dan basa Lewis. Jadi, HCl merupakan produk netralisasi asam H + dengan basa Cl -, dan ion H 3 O + terbentuk sebagai hasil netralisasi asam H + dengan basa H 2 O.
Reaksi antara asam dan basa Lewis juga diilustrasikan dengan contoh berikut:
Basa Lewis juga mencakup ion halida, amonia, amina alifatik dan aromatik, senyawa organik yang mengandung oksigen seperti R 2 CO (di mana R adalah radikal organik).
Asam Lewis termasuk halida boron, aluminium, silikon, timah dan unsur lainnya.
Jelas sekali bahwa dalam teori Lewis konsep "asam" mencakup cakupan yang lebih luas senyawa kimia. Hal ini dijelaskan oleh fakta bahwa, menurut Lewis, penggolongan suatu zat sebagai asam hanya ditentukan oleh struktur molekulnya, yang menentukan sifat penerima elektron, dan belum tentu terkait dengan keberadaan atom hidrogen. Asam Lewis yang tidak mengandung atom hidrogen disebut aprotik.
Standar pemecahan masalah
1. Tuliskan persamaan disosiasi elektrolitik Al 2 (SO 4) 3 dalam air.
Aluminium sulfat adalah elektrolit kuat dan dalam larutan berair mengalami dekomposisi sempurna menjadi ion. Persamaan disosiasi:
Al 2 (SO 4) 3 + (2x + 3y)H 2 O 2 3+ + 3 2 - ,
atau (tanpa memperhitungkan proses hidrasi ion):
Al 2 (JADI 4) 3 2Al 3+ + 3JADI 4 2 - .
2. Apa yang dimaksud dengan ion HCO 3 dari sudut pandang teori Brønsted-Lowry?
Tergantung pada kondisinya, ion HCO 3 dapat menyumbangkan proton:
HCO 3 - + OH - CO 3 2 - + H 2 O (1),
tambahkan proton seperti ini:
HCO 3 - + H 3 O + H 2 CO 3 + H 2 O (2).
Jadi, dalam kasus pertama, ion HCO 3 - adalah asam, dalam kasus kedua, ia adalah basa, yaitu amfolit.
3. Tentukan ion Ag+ dalam reaksi dari sudut pandang teori Lewis:
Ag++ 2NH3+
Dalam proses pembentukan ikatan kimia, yang berlangsung sesuai dengan mekanisme donor-akseptor, ion Ag+, yang memiliki orbital bebas, merupakan akseptor pasangan elektron, dan dengan demikian menunjukkan sifat-sifat asam Lewis.
4. Tentukan kekuatan ionik larutan yang mengandung 0,1 mol KCl dan 0,1 mol Na 2 SO 4 dalam satu liter.
Disosiasi elektrolit yang disajikan berlangsung sesuai dengan persamaan:
Na 2 JADI 4 2Na + + JADI 4 2 -
Jadi: C(K +) = C(Cl -) = C(KCl) = 0,1 mol/l;
C(Na +) = 2×C(Na 2 SO 4) = 0,2 mol/l;
C(SO 4 2 -) = C(Na 2 SO 4) = 0,1 mol/l.
Kekuatan ionik larutan dihitung dengan menggunakan rumus:
5. Tentukan konsentrasi CuSO 4 dalam larutan elektrolit tersebut dengan SAYA= 0,6 mol/l.
Disosiasi CuSO 4 berlangsung menurut persamaan:
CuSO 4 Cu 2+ + SO 4 2 -
Mari kita ambil C(CuSO 4) sebagai X mol/l, maka sesuai dengan persamaan reaksinya, C(Cu 2+) = C(SO 4 2 -) = X perempuan jalang. DI DALAM pada kasus ini ekspresi untuk menghitung kekuatan ion adalah:
6. Tentukan koefisien aktivitas ion K+ dalam larutan KCl dalam air dengan C(KCl) = 0,001 mol/l.
yang dalam hal ini akan berbentuk:
.
Kita mencari kekuatan ionik larutan menggunakan rumus:
7. Tentukan koefisien aktivitas ion Fe 2+ dalam larutan air yang kekuatan ioniknya 1.
Menurut hukum Debye-Hückel:
karena itu:
8. Tentukan tetapan disosiasi asam HA jika dalam larutan asam tersebut dengan konsentrasi 0,1 mol/l a = 24%.
Berdasarkan derajat disosiasinya, dapat diketahui bahwa asam ini merupakan elektrolit dengan kekuatan sedang. Oleh karena itu, untuk menghitung konstanta disosiasi asam, kami menggunakan hukum pengenceran Ostwald dalam bentuk lengkapnya:
9. Tentukan konsentrasi elektrolit jika a = 10%, K d = 10 - 4.
Dari hukum pengenceran Ostwald:
10. Derajat disosiasi asam monobasa HA tidak melebihi 1%. (HA) = 6,4×10 - 7. Tentukan derajat disosiasi HA dalam larutannya dengan konsentrasi 0,01 mol/L.
Berdasarkan derajat disosiasinya, dapat diketahui bahwa asam tersebut termasuk elektrolit lemah. Hal ini memungkinkan kita untuk menggunakan rumus perkiraan hukum pengenceran Ostwald:
11. Derajat disosiasi elektrolit dalam larutannya dengan konsentrasi 0,001 mol/l adalah 0,009. Tentukan tetapan disosiasi elektrolit tersebut.
Dari kondisi soal terlihat jelas bahwa elektrolit ini lemah (a = 0,9%). Itu sebabnya:
12. (HNO 2) = 3,35. Bandingkan kekuatan HNO 2 dengan kekuatan asam monobasa HA yang derajat disosiasinya dalam larutan dengan C(HA) = 0,15 mol/l adalah 15%.
Mari kita hitung (HA) menggunakan wujud sempurna Persamaan Ostwald:
Sejak (HA)< (HNO 2), то кислота HA является более сильной кислотой по сравнению с HNO 2 .
13. Ada dua larutan KCl yang juga mengandung ion lain. Diketahui kekuatan ionik larutan pertama ( SAYA 1) sama dengan 1, dan detik ( SAYA 2) adalah 10 - 2 . Bandingkan tingkat aktivitas F(K+) dalam larutan tersebut dan simpulkan perbedaan sifat larutan tersebut dengan sifat larutan KCl yang encer tak terhingga.
Kami menghitung koefisien aktivitas ion K+ menggunakan hukum Debye-Hückel:
Faktor aktivitas F adalah ukuran penyimpangan perilaku larutan elektrolit pada konsentrasi tertentu dari perilakunya ketika larutan diencerkan tanpa batas.
Karena F 1 = 0,316 menyimpang lebih banyak dari 1 daripada F 2 = 0,891, maka dalam larutan dengan kekuatan ionik yang lebih tinggi terdapat penyimpangan yang lebih besar pada perilaku larutan KCl dari perilakunya pada pengenceran tak terhingga.
Pertanyaan untuk pengendalian diri
1. Apa yang dimaksud dengan disosiasi elektrolitik?
2. Zat apa yang disebut elektrolit dan non-elektrolit? Berikan contoh.
3. Berapa derajat disosiasinya?
4. Faktor apa saja yang menentukan derajat disosiasi?
5. Elektrolit manakah yang dianggap kuat? Manakah yang merupakan kekuatan sedang? Mana yang lemah? Berikan contoh.
6. Berapakah konstanta disosiasi? Konstanta disosiasi bergantung dan tidak bergantung pada apa?
7. Bagaimana hubungan konstanta dan derajat disosiasi dalam larutan biner elektrolit sedang dan lemah?
8. Mengapa larutan elektrolit kuat menunjukkan penyimpangan dari idealitas perilakunya?
9. Apa arti istilah “derajat disosiasi semu”?
10. Apa aktivitas ion? Berapa koefisien aktivitasnya?
11. Bagaimana perubahan koefisien aktivitas dengan pengenceran (konsentrasi) larutan elektrolit kuat? Berapakah nilai batas koefisien aktivitas untuk pengenceran larutan tak terhingga?
12. Berapa kekuatan ionik suatu larutan?
13. Bagaimana cara menghitung koefisien aktivitas? Merumuskan hukum Debye-Hückel.
14. Apa inti dari teori ionik asam dan basa (teori Arrhenius)?
15. Apa itu? perbedaan mendasar teori protolitik asam basa (teori Brønsted dan Lowry) dari teori Arrhenius?
16. Bagaimana teori elektronik (teori Lewis) menafsirkan konsep “asam” dan “basa”? Berikan contoh.
Opsi tugas untuk keputusan independen
Pilihan 1
1. Tuliskan persamaan disosiasi elektrolitik Fe 2 (SO 4) 3.
HA + H 2 O ⇄ H 3 O + + A - .
Opsi No.2
1. Tuliskan persamaan disosiasi elektrolitik CuCl 2.
2. Tentukan ion S 2 - dalam reaksi dari sudut pandang teori Lewis:
2Ag++ S 2 - ⇄ Ag 2 S.
3. Hitung konsentrasi molar elektrolit dalam larutan jika a = 0,75%, a = 10 - 5.
Opsi #3
1. Tuliskan persamaan disosiasi elektrolitik Na 2 SO 4.
2. Tentukan ion CN - dalam reaksi dari sudut pandang teori Lewis:
Fe3++6CN - ⇄3 - .
3. Kekuatan ionik larutan CaCl 2 adalah 0,3 mol/l. Hitung C(CaCl2).
Opsi No.4
1. Tuliskan persamaan disosiasi elektrolitik Ca(OH) 2.
2. Tentukan molekul H 2 O dalam reaksi dari sudut pandang teori Bronsted:
H 3 O + ⇄ H + + H 2 O.
3. Kekuatan ionik larutan K 2 SO 4 adalah 1,2 mol/L. Hitung C(K 2 JADI 4).
Opsi #5
1. Tuliskan persamaan disosiasi elektrolitik K 2 SO 3.
NH 4 + + H 2 O ⇄ NH 3 + H 3 O + .
3. (CH 3 COOH) = 4,74. Bandingkan kekuatan CH 3 COOH dengan kekuatan asam monobasa HA yang derajat disosiasinya dalam larutan dengan C(HA) = 3,6 × 10 - 5 mol/l adalah 10%.
Opsi #6
1. Tuliskan persamaan disosiasi elektrolitik K 2 S.
2. Tentukan molekul AlBr 3 dalam reaksi dari sudut pandang teori Lewis:
Br - + AlBr 3 ⇄ - .
Opsi No.7
1. Tuliskan persamaan disosiasi elektrolitik Fe(NO 3) 2.
2. Tentukan ion Cl - dalam reaksi dari sudut pandang teori Lewis:
Cl - + AlCl 3 ⇄ - .
Opsi No.8
1. Tuliskan persamaan disosiasi elektrolitik K 2 MnO 4 .
2. Tentukan ion HSO 3 - dalam reaksi dari sudut pandang teori Bronsted:
HSO 3 - + OH – ⇄ SO 3 2 - + H 2 O.
Opsi No.9
1. Tuliskan persamaan disosiasi elektrolitik Al 2 (SO 4) 3.
2. Tentukan ion Co 3+ dalam reaksi dari sudut pandang teori Lewis:
Co 3+ + 6NO 2 - ⇄ 3 - .
3. 1 liter larutan mengandung 0,348 g K2SO4 dan 0,17 g NaNO3. Tentukan kekuatan ion larutan tersebut.
Opsi No.10
1. Tuliskan persamaan disosiasi elektrolitik Ca(NO 3) 2.
2. Tentukan molekul H 2 O dalam reaksi dari sudut pandang teori Bronsted:
B + H 2 O ⇄ OH - + BH + .
3. Hitung konsentrasi elektrolit dalam larutan jika a = 5%, a = 10 - 5.
Opsi No.11
1. Tuliskan persamaan disosiasi elektrolitik KMnO 4.
2. Tentukan ion Cu 2+ dalam reaksi dari sudut pandang teori Lewis:
Cu 2+ + 4NH 3 ⇄ 2 + .
3. Hitung koefisien aktivitas ion Cu 2+ dalam larutan CuSO 4 dengan C(CuSO 4) = 0,016 mol/l.
Opsi No.12
1. Tuliskan persamaan disosiasi elektrolitik Na 2 CO 3.
2. Tentukan molekul H 2 O dalam reaksi dari sudut pandang teori Bronsted:
K + + xH 2 O ⇄ + .
3. Ada dua larutan NaCl yang mengandung elektrolit lain. Kekuatan ionik dari larutan ini masing-masing sama: SAYA 1 = 0,1 mol/l, SAYA 2 = 0,01 mol/l. Bandingkan tingkat aktivitas F(Na +) dalam larutan tersebut.
Opsi No.13
1. Tuliskan persamaan disosiasi elektrolitik Al(NO 3) 3.
2. Tentukan molekul RNH 2 dalam reaksi dari sudut pandang teori Lewis:
RNH 2 + H 3 O + ⇄ RNH 3 + + H 2 O.
3. Bandingkan koefisien aktivitas kation dalam larutan yang mengandung FeSO 4 dan KNO 3, dengan syarat konsentrasi elektrolit masing-masing 0,3 dan 0,1 mol/l.
Opsi No.14
1. Tuliskan persamaan disosiasi elektrolitik K 3 PO 4.
2. Tentukan ion H 3 O + dalam reaksi dari sudut pandang teori Bronsted:
HSO 3 - + H 3 O + ⇄ H 2 SO 3 + H 2 O.
Opsi No.15
1. Tuliskan persamaan disosiasi elektrolitik K 2 SO 4.
2. Tentukan Pb(OH) 2 dalam reaksi dari sudut pandang teori Lewis:
Pb(OH) 2 + 2OH - ⇄ 2 - .
Opsi No.16
1. Tuliskan persamaan disosiasi elektrolitik Ni(NO 3) 2.
2. Tentukan ion hidronium (H 3 O +) dalam reaksi dari sudut pandang teori Brønsted:
2H 3 O + + S 2 - ⇄ H 2 S + 2H 2 O.
3. Kekuatan ionik larutan yang hanya mengandung Na 3 PO 4 adalah 1,2 mol/l. Tentukan konsentrasi Na 3 PO 4.
Opsi No.17
1. Tuliskan persamaan disosiasi elektrolitik (NH 4) 2 SO 4.
2. Tentukan ion NH 4 + dalam reaksi dari sudut pandang teori Brønsted:
NH 4 + + OH - ⇄ NH 3 + H 2 O.
3. Kekuatan ionik larutan yang mengandung KI dan Na 2 SO 4 adalah 0,4 mol/l. C(KI) = 0,1 mol/l. Tentukan konsentrasi Na 2 SO 4.
Opsi No.18
1. Tuliskan persamaan disosiasi elektrolitik Cr 2 (SO 4) 3.
2. Tentukan molekul protein dalam reaksi dari sudut pandang teori Brønsted:
BLOK INFORMASI
skala pH
Tabel 3. Hubungan konsentrasi ion H+ dan OH-.
Standar pemecahan masalah
1. Konsentrasi ion hidrogen dalam larutan adalah 10 - 3 mol/l. Hitung nilai pH, pOH dan [OH - ] dalam larutan ini. Tentukan media penyelesaiannya.
Catatan. Rasio berikut digunakan untuk perhitungan: lg10 A = A; 10 lg A = A.
Lingkungan larutan dengan pH = 3 bersifat asam, karena pHnya< 7.
2. Hitung pH larutan dari asam klorida dengan konsentrasi molar 0,002 mol/l.
Karena dalam larutan encer HC1 » 1, dan dalam larutan asam monobasa C(s) = C(s), kita dapat menulis:
3. Ditambahkan 90 ml air ke dalam 10 ml larutan asam asetat dengan C(CH 3 COOH) = 0,01 mol/l. Tentukan selisih nilai pH larutan sebelum dan sesudah pengenceran, jika (CH 3 COOH) = 1,85 × 10 - 5.
1) Dalam larutan awal asam monobasa lemah CH 3 COOH:
Karena itu:
2) Menambahkan 90 ml air ke dalam 10 ml larutan asam berarti mengencerkan larutan sebanyak 10 kali lipat. Itu sebabnya.
Elektrolit adalah zat, paduan zat atau larutan yang mempunyai kemampuan menghantarkan arus galvanik secara elektrolitik. Anda dapat menentukan elektrolit mana yang dimiliki suatu zat menggunakan teori disosiasi elektrolitik.
instruksi
- Inti dari teori ini adalah ketika dicairkan (dilarutkan dalam air), hampir semua elektrolit terurai menjadi ion-ion yang bermuatan positif dan negatif (yang disebut disosiasi elektrolitik). Di bawah pengaruh arus listrik, muatan negatif (anion, “-”) bergerak menuju anoda (+), dan muatan positif (kation, “+”) bergerak menuju katoda (-). Disosiasi elektrolitik adalah proses yang dapat dibalik ( proses terbalik disebut "molarisasi").
- Derajat (a) disosiasi elektrolitik bergantung pada sifat elektrolit itu sendiri, pelarut, dan konsentrasinya. Ini adalah perbandingan jumlah molekul (n) yang terpecah menjadi ion dengan jumlah total molekul (N) dimasukkan ke dalam larutan. Anda mendapatkan: a = n / N
- Jadi, elektrolit kuat adalah zat yang terurai sempurna menjadi ion ketika dilarutkan dalam air. Elektrolit kuat, biasanya, mencakup zat dengan ikatan polar atau ionik yang sangat tinggi: ini adalah garam yang sangat larut, asam kuat (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), serta basa kuat (KOH, NaOH, RbOH, Ba(OH)2, CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). Pada elektrolit kuat, zat terlarut di dalamnya sebagian besar berbentuk ion (anion dan kation); Praktis tidak ada molekul yang tidak terdisosiasi.
- Elektrolit lemah adalah zat yang hanya terdisosiasi sebagian menjadi ion. Elektrolit lemah, bersama dengan ion dalam larutan, mengandung molekul yang tidak terdisosiasi. Elektrolit lemah tidak menghasilkan konsentrasi ion yang kuat dalam larutan.Elektrolit lemah meliputi:
- asam organik (hampir semua) (C2H5COOH, CH3COOH, dll.);
- beberapa asam anorganik (H2S, H2CO3, dll.);
- hampir semua garam yang 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 listrik, tetapi buruk.
Garam, sifat-sifatnya, hidrolisis
Siswa kelas 8 B sekolah no 182
Petrova Polina
Guru kimia:
Harina Ekaterina Alekseevna
MOSKOW 2009
Dalam kehidupan sehari-hari, kita terbiasa hanya berurusan dengan satu garam – garam meja, yaitu garam meja. natrium klorida NaCl. Namun, dalam kimia, seluruh golongan senyawa disebut garam. Garam dapat dianggap sebagai produk penggantian hidrogen dalam asam dengan logam. Garam meja, misalnya, dapat diperoleh dari asam klorida melalui reaksi substitusi:
2Na + 2HCl = 2NaCl + H2.
garam asam
Jika Anda menggunakan aluminium sebagai pengganti natrium, garam lain akan terbentuk - aluminium klorida:
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2
garam- Ini adalah zat kompleks yang terdiri dari atom logam dan residu asam. Mereka adalah produk penggantian sebagian atau seluruh hidrogen dalam asam dengan logam atau gugus hidroksil dalam basa. residu asam. Misalnya, jika dalam asam sulfat H 2 SO 4 kita mengganti satu atom hidrogen dengan kalium, kita mendapatkan garam KHSO 4, dan jika dua - K 2 SO 4.
Ada beberapa jenis garam.
| Jenis garam | Definisi | Contoh garam |
| Rata-rata | Produk penggantian lengkap hidrogen asam dengan logam. Mereka tidak mengandung atom H atau gugus OH. | Na 2 SO 4 natrium sulfat CuCl 2 tembaga (II) klorida Ca 3 (PO 4) 2 kalsium fosfat Na 2 CO 3 natrium karbonat (soda abu) |
| Kecut | Produk penggantian hidrogen asam yang tidak lengkap dengan logam. Mengandung atom hidrogen. (Mereka hanya dibentuk oleh asam polibasa) | CaHPO 4 kalsium hidrogen fosfat Ca(H 2 PO 4) 2 kalsium dihidrogen fosfat NaHCO 3 natrium bikarbonat (soda kue) |
| Dasar | Produk penggantian tidak lengkap gugus hidroksil suatu basa dengan residu asam. Termasuk gugus OH. (Hanya terbentuk oleh basa poliasam) | Cu(OH)Cl tembaga (II) hidroksiklorida Ca 5 (PO 4) 3 (OH) kalsium hidroksifosfat (CuOH) 2 CO 3 tembaga (II) hidroksikarbonat (malakit) |
| Campuran | Garam dari dua asam | Ca(OCl)Cl – pemutih |
| Dobel | Garam dari dua logam | K 2 NaPO 4 – dikalium natrium ortofosfat |
| Kristal hidrat | Mengandung air kristalisasi. Saat dipanaskan, mereka mengalami dehidrasi - mereka kehilangan air, berubah menjadi garam anhidrat. | CuSO4. 5H 2 O – tembaga(II) sulfat pentahidrat ( tembaga sulfat) Na 2 BERSAMA 3 . 10H 2 O – natrium karbonat dekahidrat (soda) |
Metode untuk memperoleh garam.
1. Garam dapat diperoleh dengan bekerja dengan asam pada logam, oksida basa dan basa:
Zn + 2HCl ZnCl 2 + H 2
seng klorida
3H 2 SO 4 + Fe 2 O 3 Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O
besi(III) sulfat
3HNO 3 + Cr(OH) 3 Cr(NO 3) 3 + 3H 2 O
kromium(III) nitrat
2. Garam dibentuk oleh reaksi oksida asam dengan basa, serta oksida asam dengan oksida basa:
N 2 O 5 + Ca(OH) 2 Ca(NO 3) 2 + H 2 O
kalsium nitrat
SiO2 + CaO CaSiO3
kalsium silikat
3. Garam dapat diperoleh dengan mereaksikan garam dengan asam, basa, logam, tidak mudah menguap oksida asam dan garam lainnya. Reaksi tersebut terjadi dalam kondisi pelepasan gas, pengendapan endapan, pelepasan oksida dari asam lemah, atau pelepasan oksida yang mudah menguap.
Ca 3 (PO4) 2 + 3H 2 SO 4 3CaSO 4 + 2H 3 PO 4
kalsium ortofosfat kalsium sulfat
Fe 2 (SO 4) 3 + 6NaOH 2Fe(OH) 3 + 3Na 2 SO 4
besi (III) sulfat natrium sulfat
CuSO 4 + Fe FeSO 4 + Cu
tembaga (II) besi sulfat (II) sulfat
CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2
kalsium karbonat kalsium silikat
Al 2 (SO 4) 3 + 3BaCl 2 3BaSO 4 + 2AlCl 3
sulfat klorida sulfat klorida
aluminium barium barium aluminium
4. Garam asam bebas oksigen terbentuk melalui interaksi logam dengan nonlogam:
2Fe + 3Cl 2 2FeCl 3
besi(III) klorida
Properti fisik.
Garam adalah benda padat warna yang berbeda. Kelarutannya dalam air bervariasi. Semua garam asam nitrat dan asam asetat, serta garam natrium dan kalium, larut. Kelarutan garam lain dalam air dapat dilihat pada tabel kelarutan.
Sifat kimia.
1) Garam bereaksi dengan logam.
Karena reaksi ini terjadi dalam larutan air, Li, Na, K, Ca, Ba dan logam aktif lainnya yang bereaksi dengan air dalam kondisi normal tidak dapat digunakan untuk eksperimen, atau reaksi tidak dapat dilakukan dalam lelehan.
CuSO 4 + Zn ZnSO 4 + Cu
Pb(NO 3) 2 + Zn Zn(NO 3) 2 + Pb
2) Garam bereaksi dengan asam. Reaksi-reaksi ini terjadi ketika asam yang lebih kuat menggantikan asam yang lebih lemah, sehingga melepaskan gas atau mengendap.
Saat melakukan reaksi ini, mereka biasanya mengambil garam kering dan bertindak dengan asam pekat.
BaCl 2 + H 2 SO 4 BaSO 4 + 2HCl
Na 2 SiO 3 + 2HCl 2NaCl + H 2 SiO 3
3) Garam bereaksi dengan basa dalam larutan air.
Ini adalah metode untuk memperoleh basa dan basa yang tidak larut.
FeCl 3 (p-p) + 3NaOH(p-p) Fe(OH) 3 + 3NaCl
CuSO 4 (p-p) + 2NaOH (p-p) Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2
Na 2 JADI 4 + Ba(OH) 2 BaSO 4 + 2NaOH
4) Garam bereaksi dengan garam.
Reaksi berlangsung dalam larutan dan digunakan untuk memperoleh garam yang praktis tidak larut.
AgNO 3 + KBr AgBr + KNO 3
CaCl 2 + Na 2 CO 3 CaCO 3 + 2NaCl
5) Beberapa garam terurai saat dipanaskan.
Contoh khas dari reaksi semacam itu adalah pembakaran batu kapur, yang utama bagian yang tidak terpisahkan yaitu kalsium karbonat:
CaCO 3 CaO + CO2 kalsium karbonat
1. Beberapa garam mampu mengkristal membentuk kristal hidrat.
Tembaga (II) sulfat CuSO 4 – zat kristal putih. Ketika dilarutkan dalam air, ia memanas dan membentuk larutan warna biru. Kehangatan dan perubahan warna adalah tandanya reaksi kimia. Ketika larutan diuapkan, kristal hidrat CuSO 4 dilepaskan. 5H 2 O (tembaga sulfat). Terbentuknya zat ini menunjukkan bahwa tembaga (II) sulfat bereaksi dengan air:
CuSO 4 + 5H 2 O CuSO 4 . 5H 2 O + Q
putih warna biru-biru
Penggunaan garam.
Sebagian besar garam banyak digunakan dalam industri dan kehidupan sehari-hari. Misalnya, natrium klorida NaCl, atau garam meja, sangat diperlukan dalam memasak. Dalam industri, natrium klorida digunakan untuk menghasilkan natrium hidroksida, soda NaHCO 3, klorin, natrium. Garam terutama adalah asam nitrat dan asam ortofosfat pupuk mineral. Misalnya kalium nitrat KNO 3 adalah kalium nitrat. Itu juga merupakan bagian dari bubuk mesiu dan campuran kembang api lainnya. Garam digunakan untuk memperoleh logam, asam, dan produksi kaca. Banyak produk perlindungan tanaman dari penyakit, hama, dan beberapa bahan obat juga termasuk dalam golongan garam. Kalium permanganat KMnO 4 sering disebut kalium permanganat. Sebagai bahan bangunan batu kapur dan gipsum digunakan - CaSO 4. 2H 2 O, yang juga digunakan dalam pengobatan.
Solusi dan kelarutan.
Seperti disebutkan sebelumnya, kelarutan adalah properti penting garam Kelarutan adalah kemampuan suatu zat untuk membentuk zat homogen dengan zat lain, sistem yang berkelanjutan komposisi variabel, terdiri dari dua atau lebih komponen.
Solusi- Ini sistem homogen, terdiri dari molekul pelarut dan partikel zat terlarut.
Jadi, misalnya, sebuah solusi garam dapur terdiri dari pelarut - air, zat terlarut - Na +, ion Cl -.
Ion(dari bahasa Yunani ión - going), partikel bermuatan listrik yang dibentuk oleh hilangnya atau perolehan elektron (atau partikel bermuatan lainnya) oleh atom atau kelompok atom. Konsep dan istilah "ion" diperkenalkan pada tahun 1834 oleh M. Faraday, yang, ketika mempelajari pengaruh arus listrik pada larutan asam, basa dan garam, mengemukakan bahwa konduktivitas listrik larutan tersebut disebabkan oleh pergerakan ion. . Faraday menyebut ion bermuatan positif yang bergerak dalam larutan menuju kutub negatif (katoda) kation, dan ion bermuatan negatif yang bergerak menuju kutub positif (anoda) disebut anion.
Berdasarkan derajat kelarutannya dalam air, zat dibedakan menjadi tiga kelompok:
1) Sangat larut;
2) Sedikit larut;
3) Praktis tidak larut.
Banyak garam yang sangat larut dalam air. Saat menentukan kelarutan garam lain dalam air, Anda harus menggunakan tabel kelarutan.
Diketahui bahwa beberapa zat, ketika dilarutkan atau dicairkan, dapat menghantarkan arus listrik, sementara zat lain tidak dapat menghantarkan arus dalam kondisi yang sama.
Zat yang terurai menjadi ion-ion dalam larutan atau meleleh sehingga dapat menghantarkan arus listrik disebut elektrolit.
Zat yang pada kondisi yang sama tidak terurai menjadi ion dan tidak menghantarkan arus listrik disebut non-elektrolit.
Elektrolit mencakup asam, basa, dan hampir semua garam. Elektrolit sendiri tidak menghantarkan listrik. Dalam larutan dan lelehan, mereka terurai menjadi ion, itulah sebabnya arus mengalir.
Penguraian elektrolit menjadi ion-ion bila dilarutkan dalam air disebut disosiasi elektrolitik. Isinya bermuara pada tiga ketentuan sebagai berikut:
1) Elektrolit, bila dilarutkan dalam air, terurai (berdisosiasi) menjadi ion - positif dan negatif.
2) Di bawah pengaruh arus listrik, ion memperoleh gerakan terarah: ion bermuatan positif bergerak menuju katoda dan disebut kation, dan ion bermuatan negatif bergerak menuju anoda dan disebut anion.
3) Disosiasi merupakan proses reversibel: bersamaan dengan penguraian molekul menjadi ion (disosiasi), terjadi proses penggabungan ion (asosiasi).
reversibilitas
Elektrolit kuat dan lemah.
Untuk mengkarakterisasi secara kuantitatif kemampuan elektrolit untuk terurai menjadi ion, konsep derajat disosiasi (α), t . E. Rasio jumlah molekul yang terurai menjadi ion dengan jumlah total molekul. Misalnya, α = 1 menunjukkan bahwa elektrolit telah terurai sempurna menjadi ion, dan α = 0,2 berarti hanya seperlima molekulnya yang terdisosiasi. Ketika larutan pekat diencerkan, serta ketika dipanaskan, konduktivitas listriknya meningkat, seiring dengan peningkatan derajat disosiasi.
Tergantung pada nilai α, elektrolit secara kondisional dibagi menjadi kuat (terdisosiasi hampir seluruhnya, (α 0,95)) kekuatan sedang (0,95
Elektrolit kuat banyak mengandung asam mineral (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4, HNO 3, dll.), basa (NaOH, KOH, Ca(OH) 2, dll.), dan hampir semua garam. Yang lemah meliputi larutan beberapa asam mineral (H 2 S, H 2 SO 3, H 2 CO 3, HCN, HClO), banyak asam organik (misalnya, asam asetat CH 3 COOH), larutan amonia berair (NH 3 .2 O), air, beberapa garam merkuri (HgCl 2). Elektrolit dengan kekuatan sedang sering kali mengandung HF hidrofluorik, H 3 PO 4 ortofosfat, dan asam nitrat HNO 2.
Hidrolisis garam.
Istilah "hidrolisis" berasal dari kata-kata Yunani hidor (air) dan lisis (penguraian). Hidrolisis biasanya dipahami sebagai reaksi pertukaran antara suatu zat dan air. Proses hidrolitik sangat umum terjadi di alam sekitar kita (baik hidup maupun tak hidup), dan juga banyak digunakan oleh manusia dalam produksi modern dan teknologi rumah tangga.
Hidrolisis garam merupakan reaksi interaksi antara ion-ion penyusun garam dan air yang mengakibatkan terbentuknya elektrolit lemah dan disertai dengan perubahan lingkungan larutan.
Tiga jenis garam mengalami hidrolisis:
a) garam yang dibentuk oleh basa lemah dan asam kuat (CuCl 2, NH 4 Cl, Fe 2 (SO 4) 3 - terjadi hidrolisis kation)
NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O +
NH 4 Cl + H 2 O NH 3 . H2O + HCl
Reaksi mediumnya bersifat asam.
b) garam yang dibentuk oleh basa kuat dan asam lemah (K 2 CO 3, Na 2 S - hidrolisis terjadi pada anion)
SiO 3 2- + 2H 2 O H 2 SiO 3 + 2OH -
K 2 SiO 3 +2H 2 O H 2 SiO 3 +2KOH
Reaksi mediumnya bersifat basa.
c) garam yang dibentuk oleh basa lemah dan asam lemah (NH 4) 2 CO 3, Fe 2 (CO 3) 3 - hidrolisis terjadi pada kation dan anion.
2NH 4 + + CO 3 2- + 2H 2 O 2NH 3. H2O + H2CO3
(NH 4) 2 CO 3 + H 2 O 2NH 3. H2O + H2CO3
Seringkali reaksi lingkungan bersifat netral.
d) garam yang dibentuk oleh basa kuat dan asam kuat (NaCl, Ba(NO 3) 2) tidak mengalami hidrolisis.
Dalam beberapa kasus, hidrolisis berlangsung secara ireversibel (seperti yang mereka katakan, hidrolisis berlangsung sampai akhir). Jadi, ketika larutan natrium karbonat dan tembaga sulfat dicampur, endapan biru garam basa terhidrasi mengendap, yang, ketika dipanaskan, kehilangan sebagian air kristalisasi dan memperoleh warna hijau– berubah menjadi tembaga karbonat basa anhidrat – perunggu:
2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O (CuOH) 2 CO 3 + 2Na 2 SO 4 + CO 2
Saat mencampurkan larutan natrium sulfida dan aluminium klorida, hidrolisis juga berlangsung hingga selesai:
2AlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl
Oleh karena itu, Al 2 S 3 tidak dapat diisolasi dari larutan air. Garam ini didapat dari zat sederhana.
Elektrolit lemah- zat yang sebagian terdisosiasi 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, dll.);
2) beberapa asam anorganik (H 2 CO 3, H 2 S, dll.);
3) hampir semua garam, basa dan amonium hidroksida Ca 3 (PO 4) 2 yang sedikit larut dalam air; Cu(OH) 2 ; Al(OH)3 ; NH4OH;
Mereka menghantarkan listrik dengan buruk (atau hampir tidak menghantarkan listrik sama sekali).
Konsentrasi ion dalam larutan elektrolit lemah dicirikan secara kualitatif oleh derajat dan konstanta disosiasi.
Derajat disosiasi dinyatakan dalam pecahan satuan atau persentase (a = 0,3 adalah batas konvensional pembagian menjadi elektrolit kuat dan lemah).
Derajat disosiasi bergantung pada konsentrasi larutan elektrolit lemah. Bila diencerkan dengan air, derajat disosiasi selalu meningkat, karena jumlah molekul pelarut (H 2 O) per molekul zat terlarut meningkat. 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 disosiasi A dan konsentrasi awal zat tersebut C dalam larutan.
HAn = H + + An - .
Konstanta kesetimbangan K p reaksi ini adalah konstanta disosiasi K d:
K d = . / . (10.11)
Jika kita menyatakan konsentrasi kesetimbangan dalam konsentrasi elektrolit lemah C dan derajat disosiasinya , kita memperoleh:
Kd = C.α. S.α/S. (1-α) = C. α 2 /1-α. (10.12)
Hubungan ini disebut hukum pengenceran Ostwald. Untuk elektrolit yang sangat lemah pada α<<1 это уравнение упрощается:
K d = C. α 2. (10.13)
Hal ini memungkinkan kita untuk menyimpulkan bahwa dengan pengenceran tak terbatas, derajat disosiasi α 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)
dimana K in adalah produk ionik air.
Maka =10 -7. Dalam prakteknya, karena kemudahan pengukuran dan pencatatan, nilai yang digunakan adalah indeks hidrogen, (kriteria) kekuatan suatu 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 bila 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, 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); praktis tidak ada molekul yang tidak terdisosiasi.
Perbedaan mendasar antara elektrolit kuat dan elektrolit lemah adalah kesetimbangan disosiasi elektrolit kuat bergeser seluruhnya ke kanan:
H 2 JADI 4 = H + + HSO 4 - ,
dan oleh karena itu konstanta kesetimbangan (disosiasi) ternyata merupakan besaran yang tidak pasti. Penurunan konduktivitas listrik dengan meningkatnya konsentrasi elektrolit kuat disebabkan oleh interaksi elektrostatik ion.
Ilmuwan Belanda Petrus Josephus Wilhelmus Debye dan ilmuwan Jerman Erich Hückel, setelah mengajukan model yang menjadi dasar teori elektrolit kuat, mendalilkan:
1) elektrolit terdisosiasi sempurna, 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. Selama interaksi elektrolitik ion-ion yang bertanda berlawanan, pengaruh atmosfer ionik harus diperhitungkan. Ketika kation bergerak dalam medan elektrostatis, atmosfer ionik berubah bentuk; itu menebal di depannya dan menipis di belakangnya. Asimetri atmosfer ionik ini mempunyai efek yang lebih menghambat pergerakan kation, semakin tinggi konsentrasi elektrolit dan semakin besar muatan ionnya. Dalam sistem ini konsep konsentrasi menjadi ambigu dan harus digantikan dengan aktivitas. Untuk elektrolit biner bermuatan tunggal KatAn = Kat + + An - aktivitas kation (a +) dan anion (a -) masing-masing sama
a + = γ + . C + , a - = γ - . C - , (10.16)
di mana C+ dan C masing-masing adalah konsentrasi analitik kation dan anion;
γ + dan γ - adalah koefisien aktivitasnya.
|
Tidak mungkin menentukan aktivitas setiap ion secara terpisah, oleh karena itu, untuk elektrolit bermuatan tunggal, nilai rata-rata geometrik aktivitas digunakan.
dan koefisien aktivitas:
Koefisien aktivitas Debye-Hückel setidaknya bergantung pada suhu, konstanta dielektrik pelarut (ε), dan kekuatan ion (I); yang terakhir berfungsi sebagai ukuran intensitas medan listrik yang diciptakan oleh ion-ion dalam larutan.
Untuk elektrolit tertentu, kekuatan ionik dinyatakan dengan persamaan Debye-Hückel:
Kekuatan ionik pada gilirannya sama dengan
dimana C adalah konsentrasi analitik;
z adalah muatan kation atau anion.
Untuk elektrolit bermuatan tunggal, kekuatan ioniknya bertepatan dengan konsentrasinya. Jadi NaCl dan Na 2 SO 4 pada konsentrasi yang sama akan mempunyai kekuatan ionik yang berbeda. Perbandingan sifat larutan elektrolit kuat hanya dapat dilakukan jika kekuatan ioniknya sama; bahkan pengotor kecil pun secara dramatis mengubah sifat elektrolit.
Gambar 10.5 - Ketergantungan