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- 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 benda padat mereka terurai ikatan ionik selama proses pemanasan. Suhu tinggi menyebabkan getaran ion pada simpul 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. Tingkat disosiasi mereka lebih kecil dari 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:

• encer dan lemah asam organik- 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.

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 (“-”) bergerak menuju anoda (+), dan muatan positif (kation, “+”) bergerak menuju katoda (-). Disosiasi elektrolitik adalah proses reversibel(proses sebaliknya disebut “molarisasi”).

Derajat (a) disosiasi elektrolitik bergantung pada 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 merupakan zat dengan polar atau ikatan yang sangat tinggi: ini adalah garam yang sangat larut (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), serta basa kuat (KOH, NaOH, RbOH, Ba(OH)2 , CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). Pada elektrolit kuat, zat terlarut di dalamnya sebagian besar berbentuk ion ( ); Praktis tidak ada molekul yang tidak terdisosiasi.

Elektrolit lemah adalah zat yang hanya terdisosiasi sebagian menjadi ion. Elektrolit lemah, bersama dengan ion dalam larutan, mengandung molekul yang tidak terdisosiasi. Elektrolit lemah tidak menghasilkan konsentrasi ion yang kuat dalam larutan.

Yang lemah antara lain:
- asam organik (hampir semua) (C2H5COOH, CH3COOH, dll.);
- beberapa asam (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 arus, tetapi buruk.

Harap dicatat

Meskipun air bersih menghantarkan arus listrik dengan sangat buruk, masih mempunyai batas terukur konduktivitas listrik, dijelaskan oleh fakta bahwa air sedikit terdisosiasi menjadi ion hidroksida dan ion hidrogen.

Saran yang berguna

Kebanyakan elektrolit adalah zat agresif, jadi saat menanganinya, berhati-hatilah dan ikuti peraturan keselamatan.

Basa Kuat - Anorganik senyawa kimia, dibentuk oleh gugus hidroksil -OH dan basa (unsur golongan I tabel periodik: Li, K, Na, RB, Cs) atau logam alkali tanah(unsur golongan II Ba, Ca). Ditulis dalam bentuk rumus LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂.

Anda akan membutuhkan

• cangkir penguapan
• pembakar
• indikator
• batang logam
• N₃PO₄

instruksi

Alasan kuat yang menjadi ciri khas semua orang muncul. Keberadaan larutan dalam larutan ditentukan oleh perubahan warna indikator. Tambahkan fenolftalein ke sampel dengan larutan uji atau hilangkan kertas lakmus. Metil jingga memberi warna kuning, fenolftalein memberi warna ungu, dan kertas lakmus berubah warna biru. Semakin kuat basanya, semakin pekat warna indikatornya.

Jika Anda perlu mencari tahu alkali apa yang disajikan kepada Anda, lakukanlah analisis kualitatif solusi. Basa kuat yang paling umum adalah litium, kalium, natrium, barium, dan kalsium. Basa bereaksi dengan asam (reaksi netralisasi) membentuk garam dan air. Dalam hal ini Ca(OH)₂, Ba(OH)₂ dan LiOH dapat dibedakan. Ketika dikombinasikan dengan asam, senyawa yang tidak larut akan terbentuk. Hidroksida yang tersisa tidak akan menghasilkan presipitasi, karena Semua garam K dan Na larut.
3 Ca(OH)₂ + 2 H₃PO₄ --→ Ca₃(PO₄)₂↓+ 6 H₂O

3 Ba(OH) ₂ +2 Н₃PO₄ --→ Ba₃(PO₄)₂↓+ 6 H₂О

3 LiOH + H₃PO₄ --→ Li₃PO₄↓ + 3 H₂O
Saring dan keringkan. Tambahkan sedimen kering ke api pembakar. Dengan mengubah warna nyala api, ion litium, kalsium dan barium dapat ditentukan secara kualitatif. Oleh karena itu, Anda akan menentukan hidroksida yang mana. Garam litium mewarnai nyala api pembakar menjadi merah tua. Garam barium berwarna hijau, dan garam kalsium berwarna merah tua.

Alkali yang tersisa membentuk ortofosfat larut.

3 NaOH + H₃PO₄--→ Na₃PO₄ + 3 H₂O

3 KOH + H₃PO₄--→ K₃PO₄ + 3 H₂O

Air perlu diuapkan hingga menjadi residu kering. Tempatkan garam yang diuapkan pada batang logam satu per satu ke dalam api kompor. Di sana, garam natrium - nyala api akan berubah menjadi kuning cerah, dan kalium - merah muda-ungu. Dengan demikian memiliki set minimum peralatan dan reagen, Anda telah mengidentifikasi semua alasan kuat yang diberikan kepada Anda.

Elektrolit adalah suatu zat yang dalam keadaan padatnya bersifat dielektrik, yaitu tidak dapat menghantarkan arus listrik, tetapi bila dilarutkan atau dicairkan menjadi konduktor. Mengapa ini terjadi? perubahan mendadak properti? Faktanya adalah bahwa molekul elektrolit dalam larutan atau lelehan terdisosiasi menjadi ion bermuatan positif dan negatif, sehingga zat-zat ini dalam keadaan agregasi mampu menghantarkan arus listrik. Kebanyakan garam, asam, dan basa memiliki sifat elektrolitik.

instruksi

Zat apa yang dianggap kuat? Zat semacam itu, dalam larutan atau lelehan yang hampir 100% molekulnya terekspos, berapa pun konsentrasi larutannya. Daftar ini mencakup sebagian besar alkali terlarut, garam dan beberapa asam, seperti klorida, bromida, iodida, nitrat, dll.

Bagaimana perilaku yang lemah dalam larutan atau lelehan? elektrolit? Pertama, mereka berdisosiasi pada tingkat yang sangat kecil (tidak lebih dari 3%). jumlah total molekul), kedua, kemajuannya semakin buruk dan lambat, semakin tinggi konsentrasi larutan. Elektrolit tersebut termasuk, misalnya, (amonium hidroksida), sebagian besar asam organik dan anorganik (termasuk asam fluorida - HF) dan, tentu saja, air yang kita semua kenal. Karena hanya sebagian kecil dari molekulnya yang terurai menjadi ion hidrogen dan ion hidroksil.

Ingatlah bahwa derajat disosiasi dan kekuatan elektrolit bergantung pada faktor-faktor: sifat elektrolit itu sendiri, pelarut, dan suhu. Oleh karena itu, perpecahan ini terjadi sampai batas tertentu secara kondisional. Bagaimanapun, zat yang sama bisa kondisi yang berbeda menjadi elektrolit kuat dan elektrolit lemah. Untuk menilai kekuatan elektrolit, nilai khusus diperkenalkan - konstanta disosiasi, ditentukan berdasarkan hukum aksi massa. Tapi ini hanya berlaku untuk elektrolit lemah; kuat elektrolit tidak mematuhi hukum aksi massa.

Sumber:

• daftar elektrolit kuat

garam- Ini bahan kimia, terdiri dari kation, yaitu ion bermuatan positif, logam dan anion bermuatan negatif - residu asam. Ada banyak jenis garam: normal, asam, basa, ganda, campuran, terhidrasi, kompleks. Hal ini tergantung pada komposisi kation dan anionnya. Bagaimana cara menentukannya basis garam?

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 disebut garam seluruh kelas koneksi. Garam dapat dianggap sebagai produk penggantian hidrogen dalam asam dengan logam. Garam meja, misalnya, bisa didapat dari asam klorida dengan 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 zat kompleks, terdiri dari atom logam dan residu asam. Mereka adalah produk penggantian hidrogen secara keseluruhan atau sebagian dalam asam dengan logam atau gugus hidroksil berdasarkan 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.

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 dari asam bebas oksigen terbentuk melalui interaksi logam dengan nonlogam:

2Fe + 3Cl 2 2FeCl 3

besi(III) klorida

Sifat fisik.

garam – padatan 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 lainnya tidak dapat digunakan untuk eksperimen. logam aktif, yang dalam kondisi normal bereaksi dengan air, atau melakukan reaksi 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 cara untuk mendapatkannya basa yang tidak larut dan alkali.

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.

Sebuah contoh yang khas reaksi seperti itu adalah pembakaran batu kapur, yang utama bagian integral 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 terhadap penyakit, hama, dan lain-lain zat obat juga termasuk dalam kelas garam. Kalium permanganat KMnO 4 sering disebut kalium permanganat. Batu kapur dan gipsum – CaSO 4 – digunakan sebagai bahan bangunan. 2H 2 O, yang juga digunakan dalam pengobatan.

Solusi dan kelarutan.

Seperti disebutkan sebelumnya, kelarutan adalah properti penting garam Kelarutan - kemampuan suatu zat untuk membentuk sistem yang homogen dan stabil dengan zat lain komposisi variabel, terdiri dari dua atau lagi komponen.

Solusi- Ini sistem homogen, terdiri dari molekul pelarut dan partikel zat terlarut.

Jadi, misalnya, sebuah solusi garam meja 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. Solusi yang lemah mencakup beberapa solusi 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 (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 terbentuk fondasi yang 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 terbentuk fondasi yang 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 dari garam basa terhidrasi mengendap, yang, ketika dipanaskan, kehilangan sebagian air kristalisasi dan memperoleh 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 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 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:

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

· hidroksida yang 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 jenisnya 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 berikut ikatan: 1-ion; 2 - kovalen polar; 3 - ikatan antara atom belerang dan oksigen bersifat polar rendah. Pemutusan paling mudah terjadi di lokasi ikatan ionik (1):

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 tinggi konstanta dielektrik

(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 bersifat reversibel dan oleh karena itu, hukum berlaku untuk kesetimbangan larutan antara molekul dan ion. kesetimbangan kimia . 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 disosiasinya adalah karakteristik penting elektrolit lemah, karena ini 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 diambil 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)<<1, то приближенно К @ a 2 С и

Persamaan (1) mengungkapkan hukum pengenceran Ostwald. Untuk elektrolit yang sangat lemah a

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,

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; 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.) berbagai elektrolit adalah ukuran stabilitas kompleks. Semakin sedikit K sarangnya. , semakin stabil kompleksnya.

Jadi, di antara senyawa serupa:

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.

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:

K d = 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. Dengan analogi .

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); molekul yang tidak terdisosiasi praktis tidak ada.

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.

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-sifat larutan elektrolit kuat hanya dapat dilakukan jika kekuatan ioniknya sama; bahkan pengotor kecil pun secara dramatis mengubah sifat elektrolit.

Gambar 10.5 - Ketergantungan