Elektrolit kuat adalah contohnya. Elektrolit kuat dan lemah

Elektrolit adalah zat, paduan zat atau larutan yang mempunyai kemampuan menghantarkan arus galvanik secara elektrolitik. Elektrolit mana yang dimiliki suatu zat dapat ditentukan dengan menggunakan teori disosiasi elektrolitik.

instruksi

1. 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 sebaliknya disebut “molarisasi”).

2. Derajat (a) disosiasi elektrolitik bergantung pada sifat elektrolit itu sendiri, pelarut, dan konsentrasinya. Ini adalah perbandingan jumlah molekul (n) yang terurai menjadi ion dengan jumlah total molekul yang dimasukkan ke dalam larutan (N). Anda mendapatkan: a = n / N

3. Jadi, elektrolit kuat adalah zat yang terurai sempurna menjadi ion ketika dilarutkan dalam air. Elektrolit kuat, seperti biasa, mencakup zat dengan ikatan polar atau ionik yang sangat tinggi: 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); Sebenarnya tidak ada molekul yang tidak terdisosiasi.

4. 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.); semua garam, sedikit larut dalam air, amonium hidroksida, serta semua basa (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH - air mereka melakukannya, tapi buruk.

Basa kuat adalah senyawa kimia anorganik yang 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)?, Ba(OH)?.

Anda akan membutuhkan

• cangkir penguapan
• pembakar
• indikator
• batang logam
• T?RO?

instruksi

1. Basa kuat menunjukkan sifat kimia yang khas dari semua hidroksida. Adanya basa dalam suatu larutan ditentukan oleh perubahan warna indikator. Tambahkan jingga metil, fenolftalein atau hilangkan kertas lakmus ke sampel dengan larutan uji. Metil jingga menghasilkan warna kuning, fenolftalein menghasilkan warna ungu, dan kertas lakmus berubah menjadi biru. Semakin kuat basanya, semakin jenuh warna indikatornya.

2. Jika Anda perlu mengetahui alkali mana yang diberikan kepada Anda, lakukan tinjauan yang baik terhadap solusinya. Basa kuat yang paling umum adalah litium, kalium, natrium, barium, dan kalsium hidroksida. Basa bereaksi dengan asam (reaksi netralisasi) membentuk garam dan air. Dalam hal ini, dimungkinkan untuk mengisolasi Ca(OH)?, Ba(OH)? dan LiOH. Ketika berinteraksi dengan asam ortofosfat, endapan yang tidak larut terbentuk. Hidroksida yang tersisa tidak akan menghasilkan presipitasi, karena semua garam K dan Na dapat larut.3 Ca(OH) ? + 2 N?RO? –? Ca?(PO?)??+ 6 H?O3 Ba(OH) ? +2 N?RO? –? Ba?(PO?)??+ 6 H?O3 LiOH + H?PO? –? Li?PO?? + 3 H?О Saring dan keringkan. Tambahkan sedimen kering ke api pembakar. Dengan mengubah warna nyala api, ion litium, kalsium, dan barium dapat ditentukan secara akurat. Oleh karena itu, Anda akan menentukan hidroksida yang mana. Garam litium mewarnai nyala api pembakar dengan warna merah tua. Garam barium berwarna hijau, dan garam kalsium berwarna merah.

3. Alkali yang tersisa membentuk ortofosfat larut.3 NaOH + H?PO?–? Tidak? + 3 H?O3 KOH + H?PO?–? K?RO? + 3 jam?ОAir perlu diuapkan hingga menjadi residu kering. Tempatkan garam yang diuapkan pada batang logam satu per satu ke dalam api kompor. Jika garam natrium berada, nyala api akan berubah menjadi kuning jernih, dan kalium ortofosfat akan berubah menjadi merah muda-ungu. Jadi, dengan memiliki peralatan dan reagen terkecil, Anda telah mengidentifikasi semua basa 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 terjadi perubahan properti yang begitu tajam? Faktanya adalah bahwa molekul elektrolit dalam larutan atau lelehan terdisosiasi menjadi ion bermuatan positif dan negatif, akibatnya zat-zat dalam keadaan agregasi ini mampu menghantarkan arus listrik. Banyak garam, asam, dan basa memiliki sifat elektrolitik.

instruksi

1. Apakah segalanya elektrolit mempunyai kekuatan yang sama, artinya keduanya merupakan penghantar arus yang sangat baik? Tidak, karena banyak zat dalam larutan atau lelehan hanya terdisosiasi dalam jumlah kecil. Akibatnya elektrolit dibagi menjadi kuat, kekuatan sedang dan lemah.

2. Zat apa yang termasuk elektrolit kuat? Zat-zat tersebut dalam larutan atau lelehan yang hampir 100% molekulnya mengalami disosiasi, berapapun konsentrasi larutannya. Daftar elektrolit kuat mencakup berbagai macam basa larut, garam dan beberapa asam, seperti klorida, bromida, iodida, nitrat, dll.

3. Apa bedanya dengan mereka? elektrolit kekuatan sedang? Fakta bahwa mereka berdisosiasi pada tingkat yang jauh lebih rendah (dari 3% hingga 30% molekul terurai menjadi ion). Perwakilan khas dari elektrolit tersebut adalah asam sulfat dan fosfat.

4. Bagaimana perilaku senyawa lemah dalam larutan atau lelehan? elektrolit? Pertama, mereka berdisosiasi pada tingkat yang sangat kecil (tidak lebih dari 3% dari total jumlah molekul), dan kedua, disosiasi mereka semakin kikuk dan lambat, semakin tinggi kejenuhan larutan. Elektrolit tersebut termasuk, katakanlah, amonia (amonium hidroksida), banyak 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.

5. Ingatlah bahwa derajat disosiasi dan kekuatan elektrolit bergantung pada banyak faktor: sifat elektrolit itu sendiri, pelarut, dan suhu. Akibatnya, distribusi ini sendiri sampai batas tertentu bersifat sewenang-wenang. Dalam teh, zat yang sama, dalam kondisi berbeda, dapat menjadi elektrolit kuat dan 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.

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

instruksi

1. Bayangkan Anda memiliki empat wadah identik berisi larutan pembakaran. Anda tahu bahwa ini adalah larutan litium karbonat, natrium karbonat, kalium karbonat, dan barium karbonat. Tugas Anda: menentukan garam apa yang terkandung di seluruh wadah.

2. Ingat sifat fisik dan kimia senyawa logam tersebut. Litium, natrium, kalium adalah logam alkali golongan pertama, sifatnya sangat mirip, aktivitasnya meningkat dari litium menjadi kalium. Barium merupakan logam alkali tanah golongan 2. Garam karbonatnya larut sempurna dalam air panas, tetapi sulit larut dalam air dingin. Berhenti! Ini adalah kesempatan pertama untuk segera menentukan wadah mana yang mengandung barium karbonat.

3. Dinginkan wadahnya, misalnya dengan memasukkannya ke dalam wadah berisi es. Tiga larutan akan tetap jernih, namun larutan keempat akan segera menjadi keruh dan endapan putih akan mulai terbentuk. Di sinilah garam barium ditemukan. Sisihkan wadah ini.

4. Anda dapat dengan cepat menentukan barium karbonat menggunakan metode lain. Sebagai alternatif, tuangkan sedikit larutan ke dalam wadah lain yang berisi larutan garam sulfat (misalnya, natrium sulfat). Hanya ion barium, yang berikatan dengan ion sulfat, langsung membentuk endapan putih pekat.

5. Ternyata Anda telah mengidentifikasi barium karbonat. Namun bagaimana cara membedakan ketiga garam logam alkali tersebut? Caranya cukup mudah, Anda memerlukan cangkir evaporasi porselen dan lampu alkohol.

6. Tuangkan sedikit seluruh larutan ke dalam cangkir porselen terpisah dan evaporasi air di atas api lampu spiritus. Kristal kecil terbentuk. Letakkan di dalam nyala lampu alkohol atau pembakar Bunsen - ditopang dengan pinset baja atau sendok porselen. Tugas Anda adalah memperhatikan warna “lidah” api yang menyala-nyala. Jika garam litium, warnanya akan menjadi merah jernih. Natrium akan mewarnai nyala api menjadi kuning pekat, dan kalium akan mewarnai nyala api ungu-ungu. Omong-omong, jika garam barium diuji dengan cara yang sama, warna nyala api seharusnya hijau.

Saran yang berguna
Seorang ahli kimia terkenal di masa mudanya mengungkap nyonya rumah kos yang rakus dengan cara yang hampir sama. Dia menaburkan sisa piring yang setengah dimakan dengan litium klorida, suatu zat yang tentunya tidak berbahaya dalam jumlah kecil. Keesokan harinya, saat makan siang, sepotong daging dari hidangan yang disajikan di meja dibakar di depan spektroskop - dan penghuni kos melihat garis merah bening. Nyonya rumah sedang menyiapkan makanan dari sisa makanan kemarin.

Memperhatikan!
Benar, air murni menghantarkan listrik dengan sangat buruk, ia masih memiliki konduktivitas listrik yang dapat diukur, dijelaskan oleh fakta bahwa air sedikit terdisosiasi menjadi ion hidroksida dan ion hidrogen.

Saran yang berguna
Banyak elektrolit merupakan zat berbahaya, jadi saat menanganinya, berhati-hatilah dan ikuti peraturan keselamatan.

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 sebaliknya disebut “molarisasi”).
• Derajat (a) disosiasi elektrolitik bergantung pada sifat elektrolit itu sendiri, pelarut, dan konsentrasinya. Ini adalah perbandingan jumlah molekul (n) yang terurai menjadi ion dengan jumlah total molekul yang dimasukkan ke dalam larutan (N). Anda mendapatkan: a = n / N
• Jadi, elektrolit kuat adalah zat yang terurai sempurna menjadi ion ketika dilarutkan dalam air. Elektrolit kuat, biasanya, 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.

Tergantung pada derajat disosiasinya, elektrolit dibedakan menjadi kuat dan lemah. K adalah konstanta disosiasi, yang bergantung pada suhu dan sifat elektrolit dan pelarut, tetapi tidak bergantung pada konsentrasi elektrolit. Reaksi antar ion dalam larutan elektrolit hampir seluruhnya berlangsung menuju pembentukan presipitasi, gas, dan elektrolit lemah.

Elektrolit adalah zat yang dapat menghantarkan arus listrik akibat disosiasi menjadi ion-ion yang terjadi dalam larutan dan lelehan, atau pergerakan ion-ion dalam kisi-kisi kristal elektrolit padat. Contoh elektrolit termasuk larutan asam, garam dan basa dalam air dan beberapa kristal (misalnya, perak iodida, zirkonium dioksida).

Cara menentukan elektrolit kuat dan lemah

Pada saat yang sama, proses penggabungan ion menjadi molekul terjadi di elektrolit. Untuk mengkarakterisasi disosiasi elektrolitik secara kuantitatif, konsep derajat disosiasi diperkenalkan. Paling sering yang mereka maksud adalah larutan berair yang mengandung ion tertentu (misalnya, “penyerapan elektrolit” di usus). Solusi multikomponen untuk elektrodeposisi logam, serta etsa, dll. (istilah teknis, misalnya, penyepuhan elektrolit).

Objek utama penelitian dan pengembangan di bidang elektroplating adalah elektrolit untuk perawatan permukaan dan pelapisan. Saat mengetsa logam secara kimia, nama elektrolit ditentukan oleh nama asam atau basa basa yang mendorong pembubaran logam. Ini adalah bagaimana nama golongan elektrolit terbentuk. Kadang-kadang perbedaan (terutama dalam polarisasi) antara elektrolit dari kelompok yang berbeda diratakan dengan bahan tambahan yang terkandung dalam elektrolit.

Elektrolit dan disosiasi elektrolitik

Oleh karena itu, nama tersebut tidak dapat menjadi nama klasifikasi (yaitu nama grup), tetapi harus berfungsi sebagai nama subgrup tambahan dari elektrolit. Jika kerapatan elektrolit di semua sel baterai normal atau mendekati normal (1,25-1,28 g/cm3), dan NRC tidak lebih rendah dari 12,5 V, maka perlu dilakukan pemeriksaan sirkuit terbuka di dalam baterai. Jika kerapatan elektrolit di semua sel rendah, baterai harus diisi hingga kerapatannya stabil.

Dalam teknologi[edit edit teks wiki]

Ketika berpindah dari satu keadaan ke keadaan lain, tegangan dan kepadatan elektrolit berubah secara linier dalam batas tertentu (Gbr. 4 dan Tabel 1). Semakin dalam baterai habis, semakin rendah kepadatan elektrolitnya. Dengan demikian, volume elektrolit mengandung jumlah asam sulfat yang diperlukan untuk penggunaan penuh zat aktif pelat dalam reaksi.

Konduktivitas ionik melekat pada banyak senyawa kimia yang memiliki struktur ionik, seperti garam dalam keadaan padat atau cair, serta banyak larutan berair dan tidak berair. Disosiasi elektrolitik mengacu pada disintegrasi molekul elektrolit dalam larutan dengan pembentukan ion bermuatan positif dan negatif - kation dan anion. Derajat disosiasi sering kali dinyatakan dalam persentase. Hal ini dijelaskan oleh fakta bahwa konsentrasi logam tembaga dan perak dimasukkan ke dalam konstanta kesetimbangan.

Hal ini dijelaskan oleh fakta bahwa konsentrasi air selama reaksi dalam larutan air sedikit berubah. Oleh karena itu, diasumsikan bahwa konsentrasi tetap konstan dan dimasukkan ke dalam konstanta kesetimbangan. Karena elektrolit membentuk ion dalam larutan, persamaan reaksi ionik sering digunakan untuk mencerminkan esensi reaksi.

Istilah elektrolit banyak digunakan dalam biologi dan kedokteran. Proses penguraian molekul dalam larutan atau peleburan elektrolit menjadi ion disebut disosiasi elektrolitik. Oleh karena itu, dalam elektrolit, sebagian molekul suatu zat terdisosiasi. Tidak ada batas yang jelas antara kedua kelompok ini; zat yang sama dapat menunjukkan sifat-sifat elektrolit kuat dalam satu pelarut, dan elektrolit lemah dalam pelarut lain.

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 bersifat 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.

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, derajat 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 etil alkohol 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:

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, mereka menunjukkan sifat-sifat basa yang khas, meskipun tidak mengandung ion hidroksida.

Sebaliknya, 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 tidak berair, telah mengarah pada pengembangan teori asam dan basa yang lebih umum.

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 berbeda terhadap klasifikasi zat dalam hal mengklasifikasikannya 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. Sebagai hasil penambahan sepasang elektron, atom yang kekurangan elektron memiliki konfigurasi elektronik lengkap - satu 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.

Jelasnya, dalam teori Lewis, konsep "asam" mencakup senyawa kimia yang lebih luas. Hal ini dijelaskan oleh fakta bahwa, menurut Lewis, penggolongan suatu zat sebagai asam hanya ditentukan oleh struktur molekulnya, yang menentukan sifat akseptor 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+

Selama 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. Dalam hal ini, ekspresi untuk menghitung kekuatan ion akan terlihat seperti:

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 persamaan Ostwald dalam bentuk lengkap:

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? Manakah 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 “tingkat 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 perbedaan mendasar antara teori protolitik asam basa (teori Brønsted dan Lowry) dengan teori Arrhenius?

16. Bagaimana teori elektronik (teori Lewis) menafsirkan konsep “asam” dan “basa”? Berikan contoh.

Varian tugas untuk solusi independen

Opsi #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 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 sama dengan pengenceran larutan sebanyak 10 kali lipat. Itu sebabnya.