Apa itu konstanta keasaman. keseimbangan protolitik. Teori protolitik asam dan basa. pH larutan air. Elektrolit lemah. Keasaman dan kebasaan konstan. Hukum pengenceran Oswald
Jenis-jenis reaksi protolitik.
MU "Solusi" hlm. 52-55
Autoprotolisis air. Produk ionik air.MU "Solusi» halaman 56
Sebagian kecil molekul air selalu dalam keadaan ionik, meskipun merupakan elektrolit yang sangat lemah. Ionisasi dan disosiasi air lebih lanjut, sebagaimana telah disebutkan, dijelaskan oleh persamaan reaksi protolitik disproporsionasi asam-basa atau autoprotolisis.
Air merupakan elektrolit yang sangat lemah, sehingga asam konjugasi dan basa konjugasi yang dihasilkan bersifat kuat. Oleh karena itu, kesetimbangan reaksi protolitik ini digeser ke kiri.
Konstanta kesetimbangan ini K sama dengan =
Nilai kuantitatif produk konsentrasi ion air × adalah produk ionik air.
Sama dengan: × = K sama. × 2 = 1 × 10 - 14
Oleh karena itu: K H 2O \u003d × \u003d 10 - 14 atau disederhanakan K H 2O \u003d × \u003d 10 - 14
K H 2 O adalah produk ionik air, konstanta autoprotolisis air, atau hanya konstanta air. K H 2 O tergantung pada suhu. Ketika t°C naik, itu meningkat.
Secara kimiawi air murni = = = 1×10 – 7 . Ini adalah lingkungan yang netral.
Mungkin ada > dalam larutan - medium bersifat asam atau< – среда щелочная
= ; =
nilai pH
Untuk mengukur keasaman larutan, gunakan indikator konsentrasi ion hidrogen pH.
Indeks hidrogen adalah nilai yang sama dengan logaritma desimal negatif dari konsentrasi ion hidrogen bebas dalam suatu larutan.
pH = – lg = 10 – pH
Dalam lingkungan netral, pH = 7
Pada pH asam< 7
Dalam pH basa > 7
Untuk mengkarakterisasi kebasaan medium, digunakan indeks hidroksil pOH.
pOH \u003d - lg [OH -] [OH -] \u003d 10 - pOH
pH + pOH = 14 pH = 14 - pOH dan pOH = 14 - pH
Rumus untuk menghitung pH untuk larutan asam dan basa.
pH = – lg
- Asam kuat: \u003d C (1 / z asam)
Hitung pH larutan HCl dengan (HCl) = 0,1 mol/l pada kondisi disosiasi sempurna.
C(HCl) = 0,1 mol/l; pH \u003d - lg 0,1 \u003d 1
2. Basa kuat: [OH - ] \u003d C (1 / z basa)
Hitung pH larutan NaOH pada kondisi yang sama.
C(NaOH) = 0,1 mol/l; = = 10 – 13; pH \u003d - lg 10 - 13 \u003d 13
3. Asam lemah
Hitung pH larutan asam asetat dengan konsentrasi molar 0,5 mol/l. Ke CH 3COOH \u003d 1,8 × 10 - 5.
3×10 - 3
pH \u003d - lg 3 × 10 - 3 \u003d 2,5
4. Basa lemah
Hitung pH larutan amonia dengan konsentrasi molar 0,2 mol/l.
K NH 3 \u003d 1,76 × 10 - 5
1.88×10 - 3
0,53 × 10 - 11; pH \u003d - lg 0,53 × 10 - 11 \u003d 11.3
5. C (H +) \u003d [H +] \u003d 10 - pH
Pada pH = 7, [H + ] = 10 - 7
Ada berbagai metode untuk menentukan pH: menggunakan indikator dan perangkat ionomer.
Nilai pH untuk reaksi kimia dan proses biokimia tubuh.
Banyak reaksi untuk melanjutkan ke arah tertentu memerlukan nilai pH media yang ditentukan secara ketat.
Biasanya, dalam tubuh yang sehat, reaksi lingkungan sebagian besar cairan biologis mendekati netral.
Darah - 7.4
Air liur - 6.6
Jus usus - 6,4
Empedu - 6,9
Urine - 5,6
Jus lambung: a) saat istirahat - 7.3
b) dalam keadaan pencernaan - 1,5-2
Penyimpangan pH dari norma memiliki nilai diagnostik (penentuan penyakit) dan prognostik (perjalanan penyakit).
Asidosis adalah pergeseran pH ke sisi asam, pH menurun, konsentrasi ion hidrogen meningkat.
Alkalosis - pergeseran pH ke daerah basa, pH meningkat, konsentrasi ion hidrogen menurun.
Penyimpangan sementara pH darah dari norma sepersepuluh menyebabkan gangguan serius pada tubuh. Fluktuasi pH darah yang berkepanjangan bisa berakibat fatal. Penyimpangan pH darah bisa 6,8 - 8, perubahan di luar interval ini ke segala arah tidak sesuai dengan kehidupan.
Kesetimbangan protolitik gabungan dan terisolasi.
Proses protolitik adalah reaksi reversibel. Kesetimbangan protolitik bias terhadap pembentukan asam dan basa yang lebih lemah. Mereka dapat dilihat sebagai persaingan antara basa dengan kekuatan yang berbeda untuk memiliki proton. Mereka berbicara tentang keseimbangan terisolasi dan gabungan.
Jika beberapa kesetimbangan yang ada secara simultan tidak tergantung satu sama lain, mereka disebut terisolasi. Pergeseran keseimbangan di salah satu dari mereka tidak berarti perubahan posisi keseimbangan di yang lain.
Jika perubahan keseimbangan di salah satu dari mereka menyebabkan perubahan keseimbangan di yang lain, maka kita berbicara tentang keseimbangan gabungan (konjugasi, bersaing). Proses yang dominan dalam sistem dengan kesetimbangan gabungan adalah proses yang dicirikan oleh nilai konstanta kesetimbangan yang lebih besar.
Proses kedua akan dominan, karena konstanta kesetimbangannya lebih besar dari konstanta kesetimbangan proses pertama. Kesetimbangan dalam proses kedua digeser ke kanan ke tingkat yang lebih besar, karena metilamin adalah basa yang lebih kuat dari amonia, NH 4 + adalah asam yang lebih kuat dari CH 3 NH 3 +.
Kesimpulan: Basa yang lebih kuat menekan ionisasi basa yang lebih lemah. Oleh karena itu, ketika sejumlah kecil asam klorida ditambahkan ke dalam campuran amonia dan metilamin, metilamin terutama akan mengalami protonasi.
Dan juga: asam terkuat menekan ionisasi asam lemah. Jadi, asam klorida, yang ditemukan dalam jus lambung, menghambat ionisasi asam asetat (disertakan dengan makanan) atau asam asetilsalisilat (obat).
______________________________________________________________
Dalam kasus umum, sesuai dengan teori protolitik Bronsted-Lowry, menurut persamaan (4.2), kita memiliki untuk disosiasi asam monobasa lemah:
Konstanta termodinamika sejati KE keseimbangan ini akan
dimana semua aktivitas seimbang. Mari kita nyatakan rasio ini dalam bentuk:
Tunjukkan, seperti dalam kasus sebelumnya, produk dari dua konstanta KE dan a (H 2 O) melalui (H 2 O) \u003d konstan pada T= konst. Kemudian
atau kira-kira:
dimana semua konsentrasi dalam keadaan setimbang. Disini nilainya KE sebuah ditelepon disosiasi asam (ionisasi) konstan atau hanya konstanta keasaman.
Untuk banyak asam lemah, nilai numerik KE sebuah sangat kecil, jadi bukannya KE sebuah menerapkan indikator kekuatan (atau hanya indikator):
RK sebuah =- lg KE sebuah .
Lebih KE sebuah(yaitu, p yang lebih kecil KE sebuah ), semakin kuat asamnya.
Biarkan konsentrasi awal asam monobasa HB sama dengan derajat disosiasinya (ionisasi) dalam larutan. Maka kesetimbangan konsentrasi ion [Н 3 + ] dan [В - ] akan sama dengan [Н 3 + ] = [В - ] = α. sebuah , konsentrasi asam kesetimbangan [HB] = Dengan sebuah - α Dengan sebuah = Dengan sebuah(1 - ). Dengan mensubstitusi nilai-nilai konsentrasi kesetimbangan ini ke dalam ekspresi konstanta kesetimbangan (4.10), kita memperoleh:
Jika alih-alih konsentrasi Dengan sebuah gunakan timbal baliknya V- pengenceran (dilution), dinyatakan dalam l / mol, V=1/Dengan sebuah , maka rumus untuk KE sebuah akan terlihat seperti:
Rasio ini, serta ekspresi
menggambarkan hukum pengenceran (atau hukum pengenceran) Ostwald untuk elektrolit biner lemah. Untuk a1 (kasus tipikal dalam banyak sistem analitik)
Sangat mudah untuk menunjukkan bahwa, dalam kasus umum, untuk elektrolit lemah dari setiap komposisi K n A m , terurai menjadi ion sesuai dengan skema
K n A m = P KE t+ +t SEBUAH n -
Hukum pengenceran Ostwald dijelaskan oleh relasi
di mana Dengan- konsentrasi awal elektrolit lemah, misalnya asam lemah. Jadi, untuk asam ortofosfat H 3 RO 4 (P = 3,
T= 1), yang meluruh secara total menjadi ion sesuai dengan skema
.
Untuk elektrolit biner, relasinya berubah menjadi (4.11). Untuk a1 kita memiliki:
Mari kita cari nilai kesetimbangan pH larutan asam monobasa HB. Konsentrasi kesetimbangan ion hidrogen
Menggunakan notasi dan kami mendapatkan:
pH = 0,5(p KE sebuah+p Dengan sebuah). (4.12)
Jadi, untuk menghitung nilai pH kesetimbangan larutan asam monobasa lemah, perlu diketahui konstanta keasaman asam ini. KE sebuah dan konsentrasi awalnya Dengan sebuah .
Hitung pH larutan asam asetat dengan konsentrasi awal 0,01 mol/L.
Pada suhu kamar untuk asam asetat KE sebuah = 1,74 10 -5 dan p KE sebuah = 4,76.
Menurut rumus (4.12), kita dapat menulis:
pH = 0,5(p KE sebuah+p Dengan sebuah) = 0,5(476-0,01) = 0,5(4,76+2) = 3,38.
Pertimbangan serupa dapat dilakukan untuk kesetimbangan dalam solusi dari setiap lemah multi dasar asam.
Asam polibasa berdisosiasi menjadi ion secara bertahap, dalam beberapa tahap, yang masing-masing dicirikan oleh konstanta kesetimbangannya sendiri. konstanta disosiasi asam bertahap. Jadi, misalnya, dalam larutan asam ortoborat H 3 BO 3, kesetimbangan ditetapkan (nilai konstanta diberikan untuk 25 ° C):
H 3 BO 3 + H 2 O \u003d H 3 O + +, KE 1
= 
H 2 O \u003d H 3 O + +, KE 2
= 
H 2 O \u003d H 3 O + +, KE 3 =
Konstanta disosiasi asam dari setiap tahap berikutnya kurang dari konstanta disosiasi dari tahap sebelumnya - biasanya dengan beberapa kali lipat.
Produk dari semua konstanta disosiasi bertahap sama dengan konstanta disosiasi asam total K:
KE 1 KE 2 ...KE P = K
Dengan demikian, mudah untuk melihat bahwa untuk asam ortoborat nilainya
KE 1
KE 2
KE 3
=K= 
adalah konstanta disosiasi asam total menurut skema:
4.3.2 Konstanta kebasaan dan pH larutan basa lemah
Sesuai dengan teori protolitik asam dan basa Bronsted-Lowry, dalam kasus umum, untuk ionisasi asam tunggal basa lemah B dalam larutan berair, dapat ditulis:
B + H 2 O \u003d HB + + OH -
Jika derajat ionisasi basa adalah a1, maka konstanta konsentrasi dapat diambil sebagai konstanta kesetimbangan kimia ini
Melanjutkan mirip dengan yang sebelumnya, kita mendapatkan:
KE = = K B = tetap kapan T= konstanta
sebagai produk dari dua konstanta KE\u003d const dan [H 2 O] \u003d const.
Mari kita sebut kuantitas K B , sama, oleh karena itu,
K B = , (4.13)
konstanta disosiasi (ionisasi) asam basa lemah tunggalatauhanya konstanta dasar dasar ini, dan nilainya
P K B = K B ,
Indikator kekuatan (atau hanya indikator) dari konstanta kebasaan.
Menurut hukum pengenceran Ostwald dalam kasus yang sedang dipertimbangkan (mirip dengan hubungan (4.11))
K B =,
di mana adalah derajat ionisasi satu asam basa lemah, dan adalah konsentrasi awalnya. Karena untuk basa lemah a1, maka
Mari kita cari nilai pH kesetimbangan dari larutan berair basa monoasam dengan pertimbangan pada suhu kamar. Sesuai dengan rumus (4.7) kita memiliki:
pH = p KE w - rOH = 14 - rOH.
Mari kita tentukan nilai pOH = [OH - ]. Jelas sekali
[OH-] = = 
Menggunakan indikator pON = [OH - ], p KE B = K B dan
p = , kita dapatkan: pOH = 0,5 (p KE B+ p). Mengganti ekspresi ini ke dalam rumus pH di atas, kita sampai pada hubungan
pH \u003d 14 - pOH \u003d 14 - 0,5 (p KE B+ p).
Jadi, nilai pH kesetimbangan dalam larutan asam basa tunggal lemah dapat dihitung dengan menggunakan rumus (4,15):
pH = 14 - 0,5 (p KE B+ p). (4.15)
Hitung pH dalam larutan amonia berair 0,01 mol/l, yang pada suhu kamar KE B= dan p KE B = 4,76.
Dalam larutan amonia berair, kesetimbangan terbentuk:
yang sebagian besar bergeser ke kiri, sehingga derajat ionisasi amonia adalah . Oleh karena itu, untuk menghitung nilai pH, Anda dapat menggunakan hubungan (4.15):
pH = 14 - 0,5 (p KE B+ p) =
Pertimbangan serupa dapat dilakukan untuk semua yang lemah asam poli alasan. Benar, dalam hal ini ekspresi yang lebih rumit diperoleh.
Basa poliasam lemah, seperti asam polibasa lemah, terdisosiasi dalam beberapa langkah, dan setiap langkah disosiasi juga memiliki konstanta disosiasi bertahap dari basa - konstanta kebasaan bertahap.
Jadi, misalnya, timbal hidroksida Pb (OH) 2 dalam larutan air terurai menjadi ion dalam dua tahap:
Kesetimbangan yang sama dapat ditulis dengan cara lain, mengikuti (dalam kerangka teori protolitik) pada definisi basa sebagai zat yang mengikat proton, dalam hal ini, menerimanya dari molekul air:
Dalam hal ini, konstanta kebasaan bertahap dapat direpresentasikan sebagai:
Dengan catatan kesetimbangan ini, diasumsikan bahwa proton dari molekul air berpindah ke gugus hidroksil dengan pembentukan molekul air (), akibatnya jumlah molekul air di dekat atom timbal (II) bertambah satu, dan jumlah gugus hidroksil yang terkait dengan atom timbal (II) ), juga berkurang satu pada setiap langkah disosiasi.
Bekerja KE 1 KE 2 =K=[Pb 2+] [OH -] 2 / [Pb (OH) 2] =
2.865 dimana KE- konstanta disosiasi penuh sesuai dengan skema
atau menurut skema lain
yang pada akhirnya mengarah pada hasil yang sama.
Contoh lain adalah etilendiamin basa organik yang mengalami ionisasi dalam larutan berair dalam dua langkah. Tahap pertama:
Tahap kedua:
Bekerja 
-
konstanta disosiasi total. Ini sesuai dengan keseimbangan
Nilai numerik dari konstanta kesetimbangan diberikan di atas untuk suhu kamar.
Seperti dalam kasus asam polibasa, untuk basa poliasam lemah, konstanta disosiasi dari setiap langkah berikutnya biasanya beberapa kali lipat lebih kecil dari konstanta disosiasi dari langkah sebelumnya.
Di meja. 4.2 menunjukkan nilai numerik dari konstanta keasaman dan kebasaan beberapa asam dan basa lemah.
Tabel 4.2. Konstanta ionisasi termodinamika sejati dalam larutan berair dari beberapa asam dan basa.
KE sebuah- konstanta keasaman, KE B- konstanta kebasaan,
KE 1 - konstanta disosiasi untuk tahap pertama,
KE 2
- konstanta disosiasi untuk tahap kedua, dll.
| Konstanta disosiasi asam lemah |
|||||
| AC id | KE sebuah | R KE sebuah=-lg KE sebuah |
|||
| bernitrogen Aminoasetat benzoat Borik (orthoboric) Tetrabornaya Untuk kesetimbangan yang terbentuk dalam larutan elektrolit lemah antara molekul dan ion, seseorang dapat menerapkan hukum kesetimbangan kimia dan menuliskan ekspresi untuk konstanta kesetimbangan. Misalnya, untuk disosiasi elektrolitik (protolisis) asam asetat, yang berlangsung di bawah aksi molekul air, CH 3 COOH + H 2 O H 3 O + + CH 3 COO - konstanta kesetimbangan berbentuk Ada dua cara untuk menulis nilai konstanta keasaman dan kebasaan. Pada metode pertama, nilai konstanta dan suhu ditunjukkan pada garis yang sama setelah persamaan reaksi dan koma, misalnya, HF + H 2 O ↔ H 3 O + + F - , K k \u003d 6,67 10 -4 mol l -1 (25 ° ). Dalam metode kedua, nilai konstanta pertama-tama ditulis, dan kemudian bentuk asam dan basa dari elektrolit, pelarut (biasanya air) dan suhu diberikan dalam tanda kurung: K k \u003d 6,67 10 -4 (HF, F -, H 2 O, 25 ° C) mol l -1. Konstanta keasaman dan kebasaan bergantung pada sifat elektrolit, pelarut, suhu, tetapi tidak bergantung pada konsentrasi larutan. Mereka mencirikan kemampuan asam atau basa tertentu untuk terurai menjadi ion: semakin tinggi nilai konstanta, semakin mudah elektrolit terdisosiasi. Asam polibasa, serta basa dari dua atau lebih logam valensi, terdisosiasi dalam langkah-langkah. Kesetimbangan kompleks ditetapkan dalam larutan zat-zat ini, di mana ion-ion dengan muatan berbeda berpartisipasi. Misalnya, disosiasi asam karbonat terjadi dalam dua langkah: H 2 CO 3 + H 2 O H 3 O + + HCO 3 -; saldo pertama - langkah pertama protolisis- ditandai dengan konstanta keasaman, dilambangkan dengan K k1: keseimbangan total H 2 CO 3 + 2H 2 O 2H 3 O + + CO 3 2 - sesuai dengan konstanta keasaman total K menjadi:
Nilai K k, K k1, dan K k2 terkait satu sama lain dengan relasi: K k \u003d K k1 K k2. Dalam kasus disosiasi zat secara bertahap, dekomposisi pada langkah berikutnya selalu terjadi pada tingkat yang lebih rendah daripada yang sebelumnya (dalam yang kedua lebih kecil dari yang pertama, dll.) Dengan kata lain, ketidaksetaraan berikut diamati: K k > K k2 > K k3 dan K 01 > K 02 > K 03. . . Hal ini dijelaskan oleh fakta bahwa energi yang harus dikeluarkan untuk melepaskan ion minimal ketika terlepas dari molekul netral dan menjadi lebih besar karena terdisosiasi sepanjang setiap langkah berikutnya. Jika kita menyatakan konsentrasi elektrolit yang terurai menjadi dua ion melalui c in, dan derajat disosiasinya dalam larutan ini melalui , maka konsentrasi masing-masing ion akan menjadi c dalam , dan konsentrasi molekul yang tidak terdisosiasi c dalam (1 - ). Kemudian persamaan konstanta protolisis K k, (baik konstanta keasaman maupun konstanta kebasaan) berbentuk: Persamaan ini menyatakan hukum pengenceran Ostwald. Hal ini memungkinkan untuk menghitung derajat disosiasi pada berbagai konsentrasi elektrolit jika konstanta disosiasinya diketahui. Dengan menggunakan persamaan ini, kita juga dapat menghitung konstanta disosiasi elektrolit, dengan mengetahui derajat disosiasinya pada konsentrasi tertentu. Untuk larutan yang disosiasi elektrolitnya sangat kecil, persamaan Ostwald disederhanakan. Karena dalam kasus seperti itu<<, то величиной α в знаменателе уравнения для К к,ω можно пренебречь. При этом уравнение принимает вид. metode pengukur pH Pengukuran dilakukan dalam larutan encer, dengan mengambil koefisien aktivitas sama dengan satu. Jika kita tidak memperhitungkan reaksi autoprotolisis air, maka persamaan kesetimbangan ion dalam larutan berair asam monobasa lemah akan memiliki bentuk berikut: HA + H 2 O = H 3 O + + A - x Konstanta keasaman dinyatakan sebagai: Selain itu, [c] = 1 mol/l
Jika asam lemah, maka
Dari sini kita mendapatkan
Siapkan larutan dengan konsentrasi asam awal yang berbeda dan ukur pHnya. Buat grafik pH versus lg C HA. Dari persamaan di atas maka ruas yang dipotong oleh garis lurus pada sumbu y sama dengan 1/2рK kis.
Penentuan konstanta keasaman dengan metode potensiometri Untuk asam monobasa
Untuk menentukan, perlu untuk mengukur konsentrasi ion hidronium dalam larutan dengan konsentrasi asam yang diketahui. Sebagai elektroda indikator, Anda dapat menggunakan elektroda gelas atau kuinhidron, seperti Ag | AgCl | KCl || H 3 O + , sat x.g |Pt Untuk mendapatkan hasil yang lebih akurat, larutan asam lemah dititrasi dengan larutan NaOH, selama titrasi, nilai EMF unsur diukur dan dihitung pHnya. Reaksi berikut terjadi dalam sistem: H 2 O + H 2 O \u003d H 3 O + + OH - x 1 HA + H 2 O \u003d H 3 O + + A - x 2 H 3 O + + NaOH \u003d 2 H 2 O + Na x 3 Kita dapat mengasumsikan bahwa x 1<< x 2 и x 1 << x 3 . Persamaan keseimbangan memiliki bentuk:
Seperti yang ditunjukkan sebelumnya
BAGIAN 3. REGULERITAS KINETIKA REAKSI SEDERHANA Kinetika kimia adalah ilmu yang mempelajari jalannya reaksi kimia atau proses fisika-kimia dalam waktu, ini adalah cabang kimia fisik yang mempelajari ketergantungan laju reaksi kimia pada konsentrasi reagen, suhu, sifat zat media, radiasi dan faktor lainnya. Klasifikasi reaksi kimia Dari sudut pandang kinetika, ada beberapa prinsip untuk mengklasifikasikan reaksi kimia: 1) menurut keadaan agregasi peserta dalam reaksi, semua reaksi dibagi menjadi homogen dan heterogen. Reaksi homogen ketika semua reaktan berada dalam fase yang sama. Mereka: a.fase gas b.fase cair c. fase padat Reaksi heterogen, ketika peserta dalam reaksi berada dalam fase yang berbeda; reaksi berlangsung pada batas fasa 2) sesuai dengan kekhususan tindakan dasar a) katalitik b) non-katalitik c) fotokimia d) elektrokimia e) rantai 3) dengan jumlah tahapan a) sederhana (tahap 1) b) kompleks 4) dengan reversibilitas reaksi a) reversibel (bilateral) b) ireversibel Reaksi dianggap ireversibel jika: a) reaksi menghasilkan gas HCOOH → H 2 O + CO 2 b) terbentuk senyawa yang sedikit larut AgNO 3 + KJ → AgJ↓ + KNO 3 c) terbentuk senyawa dengan disosiasi rendah HNO 3 + NaOH → NaNO 3 + H 2 O d) banyak panas yang dilepaskan 3Fe 3 O 4 + 8Al → 4Al 2 O 3 + 9Fe + H 3.2. Reaksi kimia dasar Laju reaksi kimia tergantung pada jalur reaksi. Jalur ini dapat direpresentasikan sebagai jumlah dari reaksi kimia dasar. Reaksi elementer adalah proses satu arah untuk mengubah satu komponen menjadi komponen lain. Ini adalah satu set dari jenis yang sama dari tindakan dasar transformasi kimia. Kebanyakan reaksi kimia tidak bersifat elementer; mereka termasuk beberapa tahap dasar - reaksi kompleks. Mekanisme reaksi adalah serangkaian langkah dasar. Reaktan adalah peserta dalam reaksi kimia. d n k adalah perubahan yang sangat kecil dalam jumlah mol komponen k dalam reaksi unsur ρ Jika d nk > 0 – produk reaksi d n k< 0 – bahan awal d n k = 0 – substansi acuh tak acuh 3.3. Laju reaksi kimia Laju reaksi kimia adalah jumlah tindakan elementer dari transformasi kimia sejenis yang terjadi per satuan waktu dalam satuan volume atau per satuan permukaan. Pertimbangkan reaksinya: t = 0 - jumlah mol awal t 0 n A n B n C n D - jumlah mol saat ini = (xi) – kedalaman reaksi 29. Elektrolit lemah. Keasaman dan kebasaan konstan. hukum pengenceran Oswald.Elektrolit lemah adalah senyawa kimia yang molekulnya, bahkan dalam larutan yang sangat encer, sedikit terdisosiasi menjadi ion yang berada dalam kesetimbangan dinamis dengan molekul yang tidak terdisosiasi. Elektrolit lemah mencakup sebagian besar asam organik dan banyak basa organik dalam larutan berair dan tidak berair. Elektrolit lemah adalah: hampir semua asam organik dan air; beberapa asam anorganik: HF, HClO, HClO 2 , HNO 2 , HCN, H 2 S, HBrO, H 3 PO 4 , H 2 CO 3 , H 2 SiO 3 , H 2 SO 3 dan lain-lain; beberapa hidroksida logam yang sedikit larut: Fe (OH) 3, Zn (OH) 2, dll. Konstanta disosiasi asam (Ka) - konstanta kesetimbangan reaksi disosiasi asam menjadi ion hidrogen dan anion residu asam. Untuk asam polibasa, disosiasi yang terjadi dalam beberapa tahap, mereka beroperasi dengan konstanta terpisah untuk berbagai tahap disosiasi, yang menyatakannya sebagai K a1, K a2, dll. Contoh perhitungan asam diabasic:
Lebih sering, daripada konstanta disosiasi K itu sendiri, nilai pK digunakan, yang didefinisikan sebagai logaritma desimal negatif dari konstanta itu sendiri: Basa adalah senyawa kimia yang mampu membentuk ikatan kovalen dengan proton (basa Brønsted) atau dengan orbital kosong dari senyawa kimia lain (basa Lewis). Dalam arti sempit, basa dipahami sebagai hidroksida basa - zat kompleks, selama disosiasi yang dalam larutan berair hanya satu jenis anion yang dipisahkan - ion hidroksida OH-. Teori Bronsted-Lowry memungkinkan untuk mengukur kekuatan basa, yaitu kemampuannya untuk memisahkan proton dari asam. Ini biasanya dilakukan dengan menggunakan konstanta kebasaan Kb - konstanta kesetimbangan reaksi basa dengan asam referensi, yang airnya dipilih. Semakin tinggi konstanta kebasaan, semakin tinggi kekuatan basa dan semakin besar kemampuannya untuk memisahkan proton. Seringkali, konstanta kebasaan dinyatakan sebagai indeks dari konstanta kebasaan pKb. Misalnya, untuk amonia sebagai basa Bronsted, dapat ditulis:
Hukum pengenceran Ostwald adalah hubungan yang menyatakan ketergantungan konduktivitas listrik ekivalen dari larutan encer elektrolit lemah biner pada konsentrasi larutan: Di sini K adalah konstanta disosiasi elektrolit, c adalah konsentrasi, dan adalah nilai konduktivitas listrik ekivalen, masing-masing, pada konsentrasi c dan pada pengenceran tak terbatas. Rasio adalah konsekuensi dari hukum aksi massa dan kesetaraan di mana adalah derajat disosiasi. 30. Air adalah elektrolit lemah. Produk ionik air. Ph. poohProduk ionik air adalah produk dari konsentrasi ion hidrogen H+ dan ion hidroksil OH dalam air atau dalam larutan berair, konstanta autoprotolisis air. Air, meskipun merupakan elektrolit lemah, terdisosiasi sedikit: Kesetimbangan reaksi ini sangat bergeser ke kiri. Konstanta disosiasi air dapat dihitung dengan rumus:
Konsentrasi ion hidronium (proton); Konsentrasi ion hidroksida; Konsentrasi air (dalam bentuk molekul) dalam air; Konsentrasi air dalam air, dengan derajat disosiasi yang rendah, praktis konstan dan (1000 g/l)/(18 g/mol) = 55,56 mol/l. Pada 25 °C, konstanta disosiasi air adalah 1,8 10−16 mol/L. Persamaan (1) dapat ditulis ulang menjadi: Mari kita nyatakan produk K· \u003d K \u003d 1,8 10 -16 mol / l 55,56 mol / l \u003d 10 -14 mol² / l² \u003d (pada 25 ° C). Konstanta K in, yang sama dengan hasil kali konsentrasi proton dan ion hidroksida, disebut hasil kali ionik air. Itu konstan tidak hanya untuk air murni, tetapi juga untuk larutan encer zat. Dengan kenaikan suhu, disosiasi air meningkat, oleh karena itu, Kv juga meningkat, dengan penurunan suhu, sebaliknya. Indeks hidrogen, pH - ukuran aktivitas ion hidrogen dalam larutan, dan secara kuantitatif menyatakan keasamannya, dihitung sebagai logaritma desimal negatif (diambil dengan tanda yang berlawanan) dari aktivitas ion hidrogen, dinyatakan dalam mol per liter: Nilai pH timbal balik menjadi agak kurang luas - indikator kebasaan larutan, pOH, sama dengan logaritma desimal negatif dari konsentrasi dalam larutan ion OH -: Persamaan penghubung: Populer | |||||
.
.
