16.1 Kesetimbangan Larutan Homogen Versus Heterogen [back]
Dalam Bab 15, kita melihat bahwa asam lemah dan basa lemah tidak terionisasi sepenuhnya dalam air. Jadi, pada kesetimbangan,misalnya, larutan asam lemah, mengandung asam tak terionisasi serta ion H1 dan basa konjugat. Namun demikian, semua spesies ini dibubarkan sehingga sistem ini adalah contoh dari keseimbangan homogen (lihat Bab 14).
Jenis kesetimbangan lain, yang akan kita bahas di paruh kedua bab ini, melibatkan pembubaran dan pengendapan zat yang sedikit larut. proses Ini adalah contoh kesetimbangan heterogen — yaitu, proses tersebut berkaitan dengan reaksi di mana komponen berada di lebih dari satu fase.
16.2 Pengaruh Ion Senama [back]
Diskusi kami tentang ionisasi asam-basa dan hidrolisis garam pada Bab 15 terbatas pada larutan yang mengandung zat terlarut tunggal. Pada bagian ini, kami akan mempertimbangkan sifat asam-basa dari suatu larutan dengan dua zat terlarut yang mengandung ion yang sama (kation atau anion), yang disebut ion umum.
Kehadiran ion umum menekan ionisasi asam lemah atau basa lemah. Jika natrium asetat dan asam asetat dilarutkan dalam larutan yang sama, Misalnya, keduanya berdisosiasi dan terionisasi menghasilkan ion CH3COO‾ :
CH3COONa (s) ⟶H2O CH3COO2 (aq) + Na+ (aq)
CH3COOH (aq) ⇌ CH3COO2 (aq) + H+ (aq)
CH3COONa adalah elektrolit kuat, sehingga terdisosiasi sempurna dalam larutan, tapi CH3COOH, asam lemah, hanya terionisasi sedikit. Menurut prinsip Le Châtelier,
penambahan ion CH3COO2 dari CH3COONa ke larutan CH3COOH akan menekan ionisasi CH3COOH (yaitu menggeser kesetimbangan dari kanan ke kiri),dengan demikian menurunkan konsentrasi ion hidrogen. Jadi, larutan mengandung keduanya
CH3COOH dan CH3COONa akan kurang asam dibandingkan larutan yang hanya mengandung
CH3COOH pada konsentrasi yang sama.
Pergeseran kesetimbangan asam asetat
ionisasi disebabkan oleh ion asetat dari garam. CH3COO- adalah ion bersama
karena disuplai oleh CH3COOH dan CH3COONa.
Efek ion yang umum adalah pergeseran kesetimbangan yang disebabkan oleh penambahan senyawa yang memiliki ion yang sama dengan zat terlarut. Yang biasa
Efek ion berperan penting dalam menentukan pH suatu larutan dan kelarutan garam yang sedikit larut (akan dibahas nanti dalam bab ini). Disini kita akan mempelajari efek ion umum yang berkaitan dengan pH suatu larutan. Tetap Ingatlah bahwa meskipun namanya berbeda, efek ion umum hanyalah sebuah spesial kasus prinsip Le Châtelier.
Mari kita perhatikan pH larutan yang mengandung asam lemah, HA, dan larut garam asam lemah, seperti NaA.
Kami mulai dengan menulis
HA (aq) + H2O (l) ⇌H3O+ (aq) + A- (aq)
atau cukup
HA (aq) ⇌H+ (aq) + A- (aq)
Konstanta ionisasi Ka ditulis
[H+] [A-]
Ka =一一一一一一 (16.1)
[HA]
Menyusun ulang Persamaan (16.1) memberikan
Ka [HA]
[H+] =一一一一一一
[A-]
Mengambil logaritma negatif dari kedua sisi, kita dapatkan
[HA]
-log [H+] = -log Ka - log ------
[A-]
Jadi
[A-]
pH = pKa + log ------ (16.2)
[HA]
dimana pKa = -log Ka (16.3)
Persamaan (16.2) disebut persamaan Henderson-Hasselbalch. Bentuk yang lebih umum
ekspresi ini
[basis konjugasi]
pH = pKa + log -----------------------
[asam]
Dalam contoh kita, HA adalah asam dan A- adalah basa konjugasi. Jadi, jika kita mengenal Ka dan konsentrasi asam dan garam asam, kita dapat menghitung pH solusi.
Penting untuk diingat bahwa persamaan Henderson-Hasselbalch diturunkan dari ekspresi konstanta kesetimbangan. Ini valid terlepas dari sumbernya basa konjugasi (yaitu, apakah berasal dari asam saja atau disuplai oleh keduanya asam dan garamnya).
Dalam soal yang melibatkan efek ion bersama, kita biasanya diberi nilai awal
konsentrasi asam lemah HA dan garamnya, seperti NaA. Selama konsentrasinya spesies ini cukup tinggi (≥ 0,1 M), kita dapat mengabaikan ionisasi asam dan hidrolisis garam. Ini adalah perkiraan yang valid karena HA adalah asam lemahvdan tingkat hidrolisis ion A- umumnya sangat kecil. Apalagi keberadaan A- (dari NaA) selanjutnya menekan ionisasi HA dan keberadaan
HA selanjutnya menekan hidrolisis A2. Jadi, kita bisa menggunakan konsentrasi awalvsebagai konsentrasi kesetimbangan dalam Persamaan (16.1) atau Persamaan (16.4).
Efek ion bersama juga bekerja dalam larutan yang mengandung basa lemah, seperti itu
sebagai NH3, dan garam basa, katakanlah NH4Cl. Pada kesetimbangan,
NH4+(aq) ⇌NH3 (aq) + H+ (aq)
[NH3] [H+]
Ka = 一一一一一一一
[NH4+]
Kita dapat menurunkan persamaan Henderson-Hasselbalch untuk sistem ini sebagai berikut. Mengatur ulang persamaan di atas kita peroleh
Ka [NH4+]
[H+] =一一一一一一一
[NH3]
Mengambil logaritma negatif dari kedua sisi memberi
[NH4+]
-log [H+] = -log Ka - log 一一一一
[NH3]
[NH3]
-log [H+] = -log Ka + log 一一一一
[NH4+]
atau
[NH3]
pH = pKa + log一一一一
[NH4+]
Larutan yang mengandung NH3 dan garamnya NH4Cl kurang basa dibandingkan larutan yang mengandung
hanya NH3 pada konsentrasi yang sama. Ion umum NH4 + menekan ionisasi NH3 dalam larutan yang mengandung basa dan garam.
16.3 Larutan Penyangga [back]
Larutan buffer adalah larutan (1) asam lemah atau basa lemah dan (2) garamnya; kedua komponen harus ada. Solusinya memiliki kemampuan untuk menahan perubahan pH setelah penambahan sejumlah kecil asam atau basa. Buffer sangat penting untuk sistem kimia dan biologi.
PH dalam tubuh manusia sangat bervariasi satu cairan ke cairan lainnya; misalnya pH darah sekitar 7,4, sedangkan lambung di perut kita memiliki pH sekitar 1,5. Nilai pH inilahh yang sangat penting untuk fungsi enzim yang tepat dan keseimbangan tekanan osmotik, dipertahankan oleh bufferr
umumnya.
Larutan penyangga harus mengandung konsentrasi asam yang relatif besar untuk bereaksi dengan setiap ion OH- yang ditambahkan ke dalamnya, dan harus mengandung konsentrasi basa yang sama untuk bereaksi dengan ion H+ yang ditambahkan. Selanjutnya komponen asam dan basa dari buffer tidak boleh saling mengkonsumsi dalam reaksi netralisasi. Persyaratan ini adalah
dipenuhi oleh pasangan konjugat asam-basa, misalnya asam lemah dan basa konjugatnya
(dipasok oleh garam) atau basa lemah dan asam konjugatnya (dipasok oleh garam).
Larutan buffer sederhana dapat dibuat dengan menambahkan jumlah molar yang sebanding
asam asetat (CH3COOH) dan garam natrium asetat (CH3COONa) menjadi air. Itu
konsentrasi kesetimbangan asam dan basa konjugasi (dari CH3COONa)
diasumsikan sama dengan konsentrasi awal (lihat hal. 722). Sebuah solusi mengandung kedua zat ini memiliki kemampuan untuk menetralkan asam yang ditambahkan atau ditambahkan mendasarkan. Sodium asetat, elektrolit kuat, terdisosiasi sepenuhnya dalam air:
CH3COONa (s)⟶H2O CH3COO- (aq) + Na+ (aq)
Jika asam ditambahkan, ion H+ akan dikonsumsi oleh basa konjugasi di buffer,CH3COO-, menurut persamaan
CH3COO- (aq) + H+ (aq)⟶CH3COOH (aq)
Jika basa ditambahkan ke sistem penyangga, ion OH- akan dinetralkan oleh asamdi buffer:
CH3COOH (aq) + OH- (aq) ⟶CH3COO- (aq) + H2O (l)
Seperti yang Anda lihat, dua reaksi yang mencirikan sistem penyangga ini identik dengan reaksi tersebut
untuk efek ion umum yang dijelaskan dalam Contoh 16.1.
Kapasitas buffering, yaitu file efektivitas larutan buffer, tergantung dari jumlah asam dan basa konjugasi
dari mana buffer dibuat. Semakin besar jumlahnya, semakin besar kapasitas buffering.
Secara umum, sistem penyangga dapat direpresentasikan sebagai asam garam atau asam basa konjugasi.
Jadi, sistem buffer natrium asetat-asam asetat yang dibahas di atas dapat ditulis sebagai
CH3COONa / CH3COOH atau cukup CH3COO- / CH3COOH. Gambar 16.1 menunjukkan buffer ini
sistem beraksi.
Gambar 16.1 Indikator asam basa bromofenol biru (ditambahkan ke semua larutan yang ditunjukkan) digunakan untuk mengilustrasikan tindakan buffer. Warna indikator biru-ungu di atas pH 4,6 dan kuning di bawah pH 3,0. (a) Larutan buffer terdiri dari 50 mL 0,1 M CH3COOH dan 50 mL 0,1 M CH3COONa. Itu larutan memiliki pH 4,7 dan mengubah indikator menjadi biru-ungu. (b) Setelah penambahan 40 mL 0,1 M.
Larutan HCl pada larutan di (a), warnanya tetap biru-ungu. (c) Larutan CH3COOH 100 mL
yang pH-nya 4,7. (d) Setelah penambahan 6 tetes (sekitar 0,3 mL) larutan HCl 0,1 M, warna berubah kuning. Tanpa aksi buffer, pH larutan menurun dengan cepat hingga kurang dari 3,0 pada penambahan 0,1 M HCl.
Mempersiapkan Solusi Buffer dengan pH Spesifik
Sekarang misalkan kita ingin menyiapkan larutan buffer dengan pH tertentu. Bagaimana kita pergi tentang itu? Persamaan (16.4) menunjukkan bahwa jika konsentrasi molar asam
dan basa konjugasinya kira-kira sama; yaitu, jika [asam] <[basa konjugasi],
kemudian
[basa konjugasi]
log ㄧㄧㄧㄧㄧㄧㄧㄧㄧㄧㄧ <0
[asam]
atau
pH <pKa
Jadi, untuk menyiapkan solusi penyangga, kami bekerja mundur. Pertama kita memilih asam lemah yang pKa-nya mendekati pH yang diinginkan. Selanjutnya, kami mengganti nilai pH dan pKa di Persamaan (16.4) untuk mendapatkan perbandingan [basa konjugasi] / [asam]. Rasio ini kemudian bisa diubah menjadi jumlah molar untuk pembuatan larutan buffer. Contoh 16.4 menunjukkan pendekatan ini.
Setelah membahas solusi buffer, kita sekarang dapat melihat lebih detail pada aspek kuantitatif titrasi asam-basa (lihat Bagian 4.6). Kami akan mempertimbangkan tiga jenis reaksi: (1) titrasi yang melibatkan asam kuat dan basa kuat, (2) titrasi yang melibatkan asam lemah dan basa kuat, dan (3) titrasi yang melibatkan asam kuat dan basa lemah. Titrasi yang melibatkan asam lemah dan basa lemah dipersulit oleh hidrolisis kation dan anion dari garam yang terbentuk. Sulit untuk menentukan titik ekivalensi dalam kasus-kasus ini. Karenanya, titrasi ini tidak akan dibahas di sini. Gambar 16.3 menunjukkan pengaturan untuk pemantauan pH selama titrasi.
Titrasi Asam Kuat - Basa Kuat
Reaksi antara asam kuat (katakanlah, HCl) dan basa kuat (katakanlah, NaOH) bisa terjadi
dipersembahkan oleh
NaOH (aq) + HCl (aq) ⟶NaCl (aq) + H2O (l)
Gambar 16.3 pH meter
atau dalam persamaan ionik bersih
H+ (aq) + OH- (aq) ---->H2O (l)
Pertimbangkan penambahan larutan NaOH 0,100 M (dari buret) ke Erlenmeyer labu berisi 25,0 mL HCl 0,100 M.
Untuk kenyamanan, kami hanya akan menggunakan tiga
angka signifikan untuk volume dan konsentrasi dan dua angka signifikan untuk pH.
Gambar 16.4 menunjukkan profil pH titrasi (juga dikenal sebagai kurva titrasi).
Sebelum penambahan NaOH, pH asam ditentukan oleh
-log (0,100), atau 1,00.
Ketika NaOH ditambahkan, pH larutan meningkat perlahan pada awalnya. Dekat titik ekivalen pH mulai meningkat tajam, dan pada titik ekivalen (yaitu,
titik di mana jumlah ekuimolar asam dan basa bereaksi) kurva naik hampir secara vertikal. Dalam titrasi asam kuat-basa kuat baik ion hidrogen maupun
konsentrasi ion hidroksida sangat kecil pada titik ekivalen (kira-kira 1 X 10^7 M); akibatnya, penambahan satu tetes alas bisa menyebabkan besar peningkatan [OH2] dan pH larutan. Di luar titik ekivalen, file pH kembali meningkat secara perlahan dengan penambahan NaOH.
PH larutan dapat dihitung pada setiap tahap titrasi. Sini
adalah tiga kalkulasi sampel.
1. Setelah penambahan 10,0 mL NaOH 0,100 M menjadi 25,0 mL HCl 0,100 M.
Volume total larutan adalah 35,0 mL. Jumlah mol NaOH dalam 10,0 mL adalah
0,100 mol NaOH 1 liter
10,0 mL X ------------------ X -------- =1,00 x10^-3 mol
1 L NaOH 1000 mL
Jumlah mol HCl yang awalnya ada dalam 25,0 mL larutan adalah
0,100 mol HCl 1 liter
25,0 mL X ------------------ X ----------- = 2.50 X 10^-3 mol
1 liter HCl 1000 mL
Jadi, jumlah HCl yang tersisa setelah netralisasi parsial adalah (2.50 X 10^-3) - (1.00 X 10^-3), atau 1.50 x 10^-3 mol. Selanjutnya, konsentrasi ion H+ masuk
35,0 mL larutan ditemukan sebagai berikut:
1,50 x 10^-3 mol HCl 1000 mL
----------------- x ------------ =0,0429 mol HCl / L.
35,0 mL 1 liter
= 0,0429 M HCl
Jadi, [H+] = 0,0429 M, dan pH larutannya adalah
pH = -log 0,0429 = 1,37
2. Setelah penambahan 25,0 mL NaOH 0,100 M menjadi 25,0 mL HCl 0,100 M.
Ini adalah kalkulasi sederhana, karena melibatkan reaksi netralisasi lengkap dan garam (NaCl) tidak mengalami hidrolisis. Pada titik ekivalen,
[H+] = [OH-] = 1,00 X 10^-7 M dan pH larutan adalah 7,00.
3. Setelah penambahan 35,0 mL NaOH 0,100 M menjadi 25,0 mL HCl 0,100 M. Itu volume total larutan sekarang 60,0 mL. Jumlah mol NaOH ditambahkan adalah
0,100 mol NaOH 1 liter
35,0 mL x --------------------- x --------- = 3,50 x 10^-3 mol
1 L NaOH 1000 mL
Jumlah mol HCl dalam 25,0 mL larutan adalah 2,50 x 10^-3 mol. Setelah selesai netralisasi HCl, jumlah mol NaOH yang tersisa adalah (3,50 X 10^-3) - (2.50 x 10^-3), atau 1.00 x 10^-3 mol. Konsentrasi NaOH dalam 60,0 mL
solusinya adalah
1,00 x 10^-3 mol NaOH 1000 mL
------------------------------- x ---------- =0,0167 mol NaOH / L
60,0 mL 1 liter
=0,0167 M NaOH
Jadi, [OH-] = 0,0167 M dan pOH = -log 0,0167 = 1,78. Oleh karena itu, pH solusinya adalah
pH =14.00 - pOH
= 14.00 - 1.78
= 12.22
Asam Lemah - Titrasi Basa Kuat
Pertimbangkan reaksi netralisasi antara asam asetat (asam lemah) dan natrium
hidroksida (basa kuat):
CH3COOH (aq) + NaOH(aq) ➝CH3COONa (aq)+H2O (l)
Persamaan ini dapat disederhanakan menjadi
CH3COOH (aq) + OH- (aq) ➝CH3COO- (aq) + H2O (l)
Ion asetat mengalami hidrolisis sebagai berikut:
CH3COO- (aq) + H2O (l) ⇌CH3COOH (aq) + OH- (aq)
Titrasi Asam Kuat-Basa Lemah
Pertimbangkan titrasi HCl, asam kuat, dengan NH3, basa lemah:
HCl (aq) + NH3 (aq) ⟶NH4Cl (aq)
atau sederhananya
H+ (aq) + NH3 (aq) ⟶NH4 + (aq)
PH pada titik ekivalen kurang dari 7 karena hidrolisis NH4+
ion:
NH4 + (aq) + H2O (l) ⇌NH3 (aq) + H3O+ (aq)
atau sederhananya
NH4+(aq) ⇌NH3 (aq) + H+(aq)
Karena volatilitas larutan amonia berair, itu lebih nyaman
tambahkan asam klorida dari buret ke larutan amonia.
Titik ekivalen, seperti yang telah kita lihat, adalah titik di mana jumlah mol Jumlah mol ion H+ yang ditambahkan ke larutan sama dengan jumlah mol ion H+ aslinya. Maka, untuk menentukan titik ekivalen dalam suatu titrasi, kita harus tahu persis berapa banyak volume basa yang akan ditambahkan dari buret ke asam dalam labu. Salah satu cara untuk mencapai tujuan ini adalah dengan menambahkan beberapa tetes indikator asam-basa ke dalam larutan asam di awal titrasi.
Anda akan ingat dari Bab 4 bahwa biasanya indikator asam atau basa organik lemah yang memiliki warna yang sangat berbeda pada nonionisasi dan bentuk terionisasi. Kedua bentuk ini terkait dengan pH larutan di mana
indikator larut. Titik akhir titrasi terjadi saat indikator berubah warna. Namun, tidak semua indikator berubah warna pada pH yang sama, jadi pilihannya
Indikator untuk titrasi tertentu tergantung pada sifat asam dan basa yang digunakan titrasi (yaitu, apakah kuat atau lemah). Dengan memilih indikator yang tepat
untuk titrasi, kita dapat menggunakan titik akhir untuk menentukan titik ekivalen,
Mari kita perhatikan asam monoprotik lemah yang akan kita sebut HIn. Untuk menjadi efektif indikator, HIn dan basis konjugasinya, In-, harus memiliki warna yang sangat berbeda. Di larutan, asam terionisasi sampai batas tertentu:
HIn (aq) ⇌H+ (aq) + In- (aq)
Jika indikator berada dalam media yang cukup asam, kesetimbangan menurut Prinsip Le châtelier, bergeser ke kiri dan warna indikator yang dominan adalah
bahwa bentuk nonionisasi (HIn). Di sisi lain, dalam media dasar kesetimbangan bergeser ke kanan dan warna larutan terutama disebabkan oleh warna larutan
basa konjugasi (In-). Secara kasar, kita dapat menggunakan rasio konsentrasi berikut
untuk memprediksi warna indikator yang dirasakan:
[HIn]
-------- ≥ 10 warna asam (HIn) mendominasi
[In-]
[HIn]
------- ≤0,1 warna basa konjugasi (In-) mendominasi
[In-]
Jika [HIn] ≈[In2], maka warna indikator adalah kombinasi dari warna HIn dan In-. Titik akhir suatu indikator tidak terjadi pada pH tertentu; melainkan, ada
kisaran pH di mana titik akhir akan terjadi. Dalam praktiknya, kami memilih indikator yang titik akhirnya terletak di bagian curam dari kurva titrasi. Karena kesetaraan Titik juga terletak pada bagian curam dari kurva, pilihan ini memastikan bahwa pH pada
titik ekivalen akan berada dalam kisaran di mana indikator berubah warna.
Pada Bagian 4.6 kami menyebutkan bahwa fenolftalein adalah indikator yang cocok untuk titrasi
dari NaOH dan HCl. Fenolftalein tidak berwarna dalam larutan asam dan netral, tapi merah muda kemerahan dalam larutan dasar. Pengukuran menunjukkan bahwa pada pH, 8,3 indikator tidak berwarna tetapi mulai berubah menjadi merah jambu kemerahan ketika pH melebihi 8,3. Sebagai ditunjukkan pada Gambar 16.4, kecuraman kurva pH dekat rata-rata titik ekivalen
bahwa penambahan sejumlah kecil NaOH (katakanlah, 0,05 mL, yaitu sekitar volume setetes dari buret) menyebabkan peningkatan besar dalam pH larutan.
Yang penting, bagaimanapun, adalah kenyataan bahwa termasuk bagian curam dari profil pH kisaran di mana fenolftalein berubah dari tidak berwarna menjadi merah muda kemerahan. Kapanpun Jika korespondensi terjadi, indikator dapat digunakan untuk menemukan ekivalensi
titik titrasi (Gambar 16.7).
gambar 16.7 Titrasi Asam kuat dengan Basa Kuat
gambar 16.8 larutanyang mengandung ekstrak kubis merah (diperoleh dengan merebus kubis dalam air)
menghasilkan warna berbeda saatdiolah dengan asam dan basa.PH larutan meningkat dari kiri ke kanan.
Banyak indikator asam basa adalah pigmen tumbuhan. Misalnya dengan cara direbus cincang kubis merah dalam air kita dapat mengekstrak pigmen yang menunjukkan banyak warna berbeda berbagai pH (Gambar 16.8).
Tabel 16.1 mencantumkan sejumlah indikator yang umum digunakan di titrasi asam basa.
Reaksi presipitasi penting dalam industri, kedokteran, dan kehidupan sehari-hari. Untuk
Misalnya, pembuatan banyak bahan kimia industri penting seperti natrium karbonat
(Na2CO3) didasarkan pada reaksi pengendapan.
Pelarutan email gigi,yang terutama terbuat dari hidroksiapatit [Ca5 (PO4) 3OH], dalam medium asam kerusakan gigi. Barium sulfat (BaSO4), senyawa tidak larut yang tidak tembus cahaya Sinar X, digunakan untuk mendiagnosis penyakit pada saluran pencernaan.
Stalaktit dan stalagmit, yang terdiri dari kalsium karbonat (CaCO3), dihasilkan oleh reaksi pengendapan,dan begitu banyak makanan, seperti fudge.
Aturan umum untuk memprediksi kelarutan senyawa ionik dalam air adalah
diperkenalkan di Bagian 4.2. Meskipun berguna, aturan kelarutan ini tidak memungkinkan kita untuk melakukannya
membuat prediksi kuantitatif tentang seberapa banyak senyawa ionik tertentu akan larut di dalam air.
Untuk mengembangkan pendekatan kuantitatif, kita mulai dengan apa yang sudah kita lakukan tahu tentang kesetimbangan kimia. Kecuali dinyatakan lain, dalam pembahasan berikut pelarutnya adalah air dan suhunya 25 ° C.
Produk Kelarutan
Pertimbangkan larutan jenuh perak klorida yang bersentuhan dengan perak padat
khlorida. Kesetimbangan kelarutan dapat direpresentasikan sebagai
AgCl (s) ⇌Ag+ (aq) + Cl-(aq)
Perak klorida adalah garam yang tidak larut (lihat Tabel 4.2). AgCl padat dalam jumlah kecil yang larut dalam air diasumsikan terdisosiasi sempurna menjadi ion Ag+ dan Cl-.
Kita tahu dari Bab 14 bahwa untuk reaksi heterogen konsentrasi dari padat adalah konstanta. Jadi, kita dapat menuliskan konstanta kesetimbangan untuk disolusi
AgCl (lihat Contoh 14.5) sebagai
Ksp = [Ag+] [Cl-]
di mana Ksp disebut konstanta hasil kali kelarutan atau hanya produk kelarutan.
Secara umum, hasil kali kelarutan suatu senyawa adalah hasil kali dari konsentrasi molar dari ion penyusun, masing-masing dipangkatkan dengan koefisien stoikiometri
dalam persamaan ekuilibrium.
Karena setiap unit AgCl hanya mengandung satu ion Ag1 dan satu ion Cl2, kelarutannya ekspresi produk sangat sederhana untuk ditulis. Kasus-kasus berikut ini lebih banyak
kompleks:
• MgF2
MgF2 (s) ⇌Mg2+ (aq) + 2F- (aq)
Ksp = [Mg2+] [F-]^ 2
• Ag2CO3
Ag2CO3 (s) ⇌2Ag+ (aq) + CO32- (aq)
Ksp =[Ag+]^2[CO32-]
• Ca3 (PO4) 2
Ca3(PO4)2(s) ⇌3Ca2+(aq)+2PO4 3- (aq)
Ksp=[Ca2+]^3 [PO4 3-]^2
Tabel 16.2 mencantumkan produk kelarutan untuk sejumlah garam dengan kelarutan rendah.Garam terlarut seperti NaCl dan KNO3, yang memiliki nilai Ksp sangat besar, tidak terdaftar dalam tabel untuk alasan yang pada dasarnya sama bahwa kami tidak menyertakan nilai Ka untuk kuat
asam pada Tabel 15.3. Nilai Ksp menunjukkan kelarutan senyawa ionik—semakin kecil nilainya, semakin sedikit senyawa yang larut dalam air. Namun dalam menggunakan Ksp
nilai untuk membandingkan kelarutan, Anda harus memilih senyawa yang memiliki rumus yang mirip,
seperti AgCl dan ZnS, atau CaF2 dan Fe (OH) 2.
Catatan peringatan: Dalam Bab 15 (hlm. 670) kita mengasumsikan bahwa zat terlarut menunjukkan perilaku ideal untuk kalkulasi kami yang melibatkan konsentrasi larutan, tapi ini asumsi tidak selalu valid. Misalnya, larutan barium fluorida (BaF2) dapat mengandung pasangan ion netral dan bermuatan, seperti BaF2 dan BaF+, sebagai tambahan
untuk membebaskan ion Ba2+ dan F-. Selanjutnya banyak anion dalam senyawa ionik yang terdaftar di Tabel 16.2 adalah basa konjugasi dari asam lemah. Pertimbangkan tembaga sulfida (CuS). S2- ion dapat menghidrolisis sebagai berikut
S2- (aq) + H2O (l) ⇌HS- (aq) + OH- (aq)
HS- (aq) + H2O (l) ⇌H2S (aq) + OH- (aq)
Dan ion logam kecil bermuatan tinggi seperti Al3+ dan Bi3+ akan mengalami hidrolisis sebagaimana dibahas dalam Bagian 15.10. Baik pembentukan pasangan ion maupun hidrolisis garam menurun konsentrasi ion yang muncul dalam ekspresi Ksp, tetapi kita tidak perlu prihatin dengan penyimpangan dari perilaku ideal di sini.
Untuk melarutkan padatan ionik dalam larutan air, salah satu dari berikut ini kondisi mungkin ada: (1) larutan tidak jenuh, (2) larutan jenuh, atau (3) solusinya jenuh. Untuk konsentrasi ion yang tidak sesuai untuk kondisi kesetimbangan kita menggunakan hasil bagi reaksi (lihat Bagian 14.4), yang masuk
kasus ini disebut hasil kali ion (Q), untuk memprediksi apakah suatu endapan akan terbentuk. Catatan bahwa Q memiliki bentuk yang sama dengan Ksp kecuali bahwa konsentrasi ion-ionnya tidak seimbang konsentrasi. Misalnya, jika kita mencampur larutan yang mengandung ion Ag+ dengan
satu mengandung ion Cl-, maka produk ion diberikan oleh
Q = [Ag+] 0 [Cl-] 0
Subskrip 0 mengingatkan kita bahwa ini adalah konsentrasi awal dan belum tentu sesuai dengan yang ada di ekuilibrium. Hubungan yang mungkin antara Q dan
Ksp adalah
Q < Ksp Larutan tak jenuh (tanpa pengendapan)
[Ag+] 0 [Cl-] < 1,6 x 10^-10
Q = Ksp Larutan jenuh (tidak ada presipitasi)
[Ag+] 0 [Cl-] = 1,6 x 10^-10
Q > Ksp Larutan jenuh; AgCl akan mengendap sampai hasil kali ionik konsentrasinya sama dengan 1,6 x 10^-10
[Ag+] 0 [Cl-] < 1,6 x 10^-10
Kelarutan dan Kelarutan Molar
Ada dua cara lain untuk menyatakan kelarutan suatu zat: kelarutan molar, yaitu adalah jumlah mol zat terlarut dalam 1 L larutan jenuh (mol / L), dan kelarutan,
yang merupakan jumlah gram zat terlarut dalam 1 L larutan jenuh (g / L). Catat itu kedua ungkapan ini mengacu pada konsentrasi larutan jenuh di beberapa contoh
suhu (biasanya 25 ° C).
Terkadang kita diberi nilai Ksp untuk suatu senyawa dan diminta untuk menghitungnya kelarutan molar senyawa. Misalnya, Ksp perak bromida (AgBr) adalah
7.7 x 10^-13. Kita dapat menghitung kelarutan molar dengan prosedur yang sama seperti untuk konstanta ionisasi asam. Pertama kita mengidentifikasi spesies yang ada pada kesetimbangan. Sini kami memiliki ion Ag+ dan Br-. Misalkan s adalah kelarutan molar (dalam mol / L) dari AgBr. Karena
satu unit AgBr menghasilkan satu ion Ag+ dan satu Br-, pada kesetimbangan [Ag+] dan [Br-] sama dengan s. Kami merangkum perubahan konsentrasi sebagai berikut:
AgBr (s) ⇌Ag+ (aq) + Br- (aq)
Awal (M): 0.00 0.00
Ubah (M): -s +s +s
一一一一一一一一一一一一一一一一一一一一一一
Ekuilibrium (M): s s
Dari Tabel 16.2 kami menulis
Ksp = [Ag+] [Br-]
7,7 x 10^-13 = (s) s
____________
s = ✓7,7x 10^-13 = 8,8 x 10^-7 M
Oleh karena itu, pada kesetimbangan
[Ag+] = 8,8x 10^-7 M
[Br-] = 8,8 x 10^-7 M
Jadi, kelarutan molar AgBr juga adalah 8,8 x 10^-7 M.
Perlu diingat saat melakukan penghitungan hasil kali kelarutan dan / atau kelarutan poin penting berikut ini:
1. Kelarutan adalah jumlah zat yang larut dalam jumlah tertentu
air untuk menghasilkan larutan jenuh. Dalam perhitungan kesetimbangan kelarutan, ya biasanya dinyatakan dalam gram zat terlarut per liter larutan. Kelarutan molar adalah
jumlah mol zat terlarut per liter larutan.
2. Hasil kali kelarutan adalah konstanta kesetimbangan.
3. Produk kelarutan, kelarutan, dan kelarutan molar semuanya mengacu pada hasil jenuh larutan.
Memprediksi Reaksi Pengendapan
Dari pengetahuan tentang aturan kelarutan (lihat Bagian 4.2) dan hasil kali kelarutan Seperti yang tercantum dalam Tabel 16.2, kita dapat memprediksi apakah endapan akan terbentuk saat kita mencampur dua solusi atau menambahkan senyawa larut ke larutan. Kemampuan ini seringkali memiliki nilai praktis.Dalam sediaan industri dan laboratorium, kita dapat mengatur konsentrasi ion hingga produk ion melebihi Ksp untuk mendapatkan senyawa tertentu (dalam bentuk a
mengendapkan). Kemampuan untuk memprediksi reaksi pengendapan juga berguna dalam pengobatan. Untuk
Misalnya, batu ginjal, yang bisa sangat menyakitkan, sebagian besar terdiri dari kalsium oksalat, CaC2O4 (Ksp = 2,3 x 10^-9). Konsentrasi fisiologis normal kalsium ion dalam plasma darah sekitar 5 mM (1 mM = 1 x 10^-3 M). Ion oksalat (C2O4
2-),berasal dari asam oksalat yang ada di banyak sayuran seperti rhubarb dan bayam, bereaksi dengan ion kalsium untuk membentuk kalsium oksalat yang tidak larut, yang secara bertahap dapat menumpuk di ginjal. Penyesuaian yang tepat dari diet pasien dapat membantu mengurangi pembentukan endapan.
No comments:
Post a Comment