rumah » Aksesoris » Teori kimia larutan D.I

Teori kimia larutan D.I

Teori larutan kimia, atau solvat, diusulkan pada tahun 1887 oleh D.I. Mendeleev, yang menetapkan hal itu pada nyata Solusinya tidak hanya mengandung komponen individual, tetapi juga produk interaksinya. Studi tentang larutan asam sulfat dan etil alkohol dalam air dilakukan oleh D.I. Mendeleev, menjadi dasar teori, yang intinya adalah bahwa interaksi terjadi antara partikel zat terlarut dan molekul pelarut, akibatnya terbentuk senyawa tidak stabil dengan komposisi variabel, yang disebut pelarut atau hidrat jika pelarutnya adalah air. Peran utama dalam pembentukan solvat dimainkan oleh gaya antarmolekul yang rapuh, khususnya ikatan hidrogen.

Dalam hal ini, interpretasi konsep “solusi” berikut harus diterima:

Solusi adalah sistem komposisi variabel yang homogen, terdiri dari dua atau lebih komponen dan produk interaksinya.

Dari definisi ini dapat disimpulkan bahwa larutan menempati posisi perantara antara senyawa kimia dan campuran. Di satu sisi, larutan bersifat homogen, sehingga dapat dianggap sebagai senyawa kimia. Di sisi lain, dalam larutan tidak ada rasio stoikiometri yang ketat antar komponen. Selain itu, larutan dapat dibagi menjadi beberapa bagian (misalnya, ketika larutan NaCl diuapkan, garam dapat diisolasi dalam bentuk individualnya).

Cara dasar untuk menyatakan konsentrasi larutan

Komposisi kuantitatif suatu larutan paling sering dinilai menggunakan konsep konsentrasi, yang dipahami sebagai kandungan zat terlarut (dalam satuan tertentu) per satuan massa (volume) suatu larutan (pelarut). Cara utama untuk menyatakan konsentrasi larutan adalah sebagai berikut:

1. Fraksi massa suatu zat  (X)  adalah rasio massa suatu komponen x yang terkandung dalam sistem dengan massa total sistem ini:

Satuan besaran suatu zat adalah mol, yaitu banyaknya zat yang mengandung partikel nyata atau konvensional sebanyak jumlah atom yang terkandung dalam 0,012 kg isotop C12. Saat menggunakan mol sebagai satuan kuantitas suatu zat, Anda perlu mengetahui partikel mana yang dimaksud: molekul, atom, elektron, atau lainnya. Massa molar M(x) adalah perbandingan massa dengan jumlah zat (g/mol):

3. Konsentrasi molar setara C(X) - ini adalah perbandingan jumlah zat ekivalen n(x) dengan volume larutan V larutan:

Setara kimia adalah partikel nyata atau fiktif suatu zat yang dapat menggantikan, menambah, atau melepaskan 1 ion hidrogen dalam reaksi asam-basa atau pertukaran ion.

Sama seperti molekul, atom, atau ion, suatu ekuivalen tidak berdimensi.

Massa yang setara dengan mol disebut setara massa molar M(X). Besarannya disebut faktor kesetaraan. Ini menunjukkan berapa fraksi partikel materi nyata yang sesuai dengan ekuivalennya. Untuk menentukan ekivalen suatu zat dengan benar, seseorang harus melanjutkan dari reaksi spesifik yang melibatkan zat tersebut, misalnya, dalam reaksi interaksi H 3 PO 4 dengan NaOH, satu, dua atau tiga proton dapat diganti:

1. H 3 PO 4 + NaOH  NaH 2 PO 4 + H 2 O;

2. H 3 PO 4 + 2NaOH  Na 2 HPO 4 + 2H 2 O;

3. H 3 PO 4 + 3NaOH  Na 3 PO 4 + 3H 2 O.

Sesuai dengan pengertian ekuivalen, pada reaksi ke-1 terjadi penggantian satu proton, sehingga massa molar zat ekuivalen sama dengan massa molar, yaitu z  l dan . Pada kasus ini:

Pada reaksi ke-2, dua proton diganti, sehingga massa molar ekuivalennya akan menjadi setengah massa molar H 3 PO 4, yaitu. z  2, dan
. Di Sini:

Pada reaksi ke-3, tiga proton diganti dan massa molar ekuivalennya akan menjadi sepertiga massa molar H 3 PO 4, yaitu. z  3, a
. Masing-masing:

Dalam reaksi pertukaran di mana proton tidak terlibat langsung, persamaannya dapat ditentukan secara tidak langsung dengan memasukkan reaksi tambahan, analisis hasil yang memungkinkan kita untuk menurunkan aturan bahwa z untuk semua reaksi sama dengan Total biaya pertukaran ion dalam molekul suatu zat yang berpartisipasi dalam reaksi kimia tertentu.

1. AlCl 3 + 3AgNO 3 = Al(NO 3) 3 + 3AgCl.

Untuk AlCl 3, 1 ion Al 3+ yang bermuatan +3 ditukar, sehingga z = 13 = 3. Jadi:

Kita juga dapat mengatakan bahwa 3 ion klor dengan muatan 1 ditukar. Maka z = 31 = 3 dan

Untuk AgNO 3 z = 11 = 1 (1 ion Ag+ yang bermuatan +1 ditukar atau 1 ion NO 3 ditukar dengan muatan 1).

2. Al 2 (SO 4) 3 + 3BaCl 2 = 3BaSO 4  + 2AlCl 3.

Untuk Al 2 (SO 4) 3 z = 23 = 6 (2 ion Al 3+ bermuatan +3 atau ion 3 SO 4 2 bermuatan 2 ditukar). Karena itu,

Jadi, penulisan C(H 2 SO 4) = 0,02 mol/l berarti terdapat larutan yang 1 liternya mengandung 0,02 mol ekuivalen H 2 SO 4, dan massa molar ekuivalen H 2 SO 4 adalah molar massa H 2 SO 4 yaitu mengandung 1 liter larutan
H2SO4.

Dengan faktor kesetaraan konsentrasi molar ekuivalen sama dengan konsentrasi molar larutan.

4. Titer T(X) adalah perbandingan massa zat dengan volume larutan (dalam ml):

6. Fraksi mol N(X) adalah perbandingan jumlah zat suatu komponen tertentu yang terkandung dalam sistem dengan jumlah total zat dalam sistem:

Dinyatakan dalam pecahan satuan atau dalam % .

7. Koefisien kelarutan zat R(X) adalah massa maksimum suatu zat, dinyatakan dalam g, yang dapat larut dalam 100 g pelarut.

SOLUSI

Informasi Umum

Solusi - komponen.

"pelarut" Dan "larutan" kutub non-polar

hidrofilik(menarik air) dan hidrofobik difilik

Teori solusi

Teori fisika solusi.

ideal

Teori kimia tentang larutan.

Dalam hal ini, interpretasi konsep “solusi” berikut harus diterima:

Solusi adalah sistem komposisi variabel yang homogen, terdiri dari dua atau lebih komponen dan produk interaksinya.

Hubungan antara metode yang berbeda

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 OH -.

Misalnya:

HA ⇄ H + + A - nH + +MeO n n - ⇄Me(OH) n ⇄Me n + +nOH -

Menurut teori ionik, asam dapat berupa molekul atau ion netral, misalnya:

HF ⇄ H + + F -

H 2 PO 4 - ⇄ H + + HPO 4 2 -

NH 4 + ⇄H + +NH 3

Contoh serupa dapat diberikan dengan alasan:

KOH K + + OH -

- ⇄Al(OH) 3 + OH -

+ ⇄Fe 2+ + OH -

Amfolit termasuk hidroksida seng, aluminium, kromium dan beberapa lainnya, serta asam amino, protein, dan asam nukleat.

Secara umum, interaksi asam-basa dalam larutan bermuara pada reaksi netralisasi:

H + + OH - H 2 O

Namun, sejumlah data eksperimen menunjukkan keterbatasan teori ionik. Jadi, amonia, amina organik, oksida logam seperti Na 2 O, CaO, anion asam lemah, dll. jika tidak ada air, senyawa tersebut menunjukkan sifat basa yang khas, meskipun tidak mengandung ion hidroksida.

Di sisi lain, banyak oksida (SO 2 , SO 3 , P 2 O 5 , dll.), halida, asam halida, tanpa mengandung ion hidrogen, menunjukkan sifat asam bahkan tanpa adanya air, mis. menetralisir basa.

Selain itu, perilaku elektrolit dalam larutan berair dan media non-air mungkin berlawanan.

Jadi, CH 3 COOH dalam air adalah asam lemah:

CH 3 COOH⇄CH 3 COO - +H + ,

dan dalam hidrogen fluorida cair ia menunjukkan sifat-sifat basa:

HF + CH 3 COOH⇄CH 3 COOH 2 + +F -

Studi tentang jenis reaksi ini, dan khususnya reaksi yang terjadi dalam pelarut 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 lain untuk mengklasifikasikan zat dari sudut pandang pengklasifikasiannya menjadi asam dan basa adalah teori elektron Lewis. Dalam kerangka teori elektronik:

asam adalah partikel (molekul atau ion) yang mampu mengikat pasangan elektron (akseptor elektron);

Basa adalah suatu partikel (molekul atau ion) yang mampu menyumbangkan pasangan elektron (donor elektron).

Menurut gagasan Lewis, asam dan basa berinteraksi satu sama lain membentuk ikatan donor-akseptor. 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 penerima elektron, dan belum tentu terkait dengan keberadaan atom hidrogen. Asam Lewis yang tidak mengandung atom hidrogen disebut aprotik.

SOLUSI

Informasi Umum

Solusi - ini adalah sistem homogen dengan komposisi variabel, terdiri dari dua atau lebih zat yang disebut komponen. Menurut keadaan agregasinya, larutan dapat berbentuk gas (udara), cair (darah, getah bening) dan padat (paduan). Dalam dunia kedokteran, yang terpenting adalah larutan cair, yang memainkan peran luar biasa dalam kehidupan organisme hidup. Pembentukan larutan berhubungan dengan proses pencernaan makanan dan pembuangan produk limbah dari tubuh. Sejumlah besar obat diberikan dalam bentuk larutan.

Untuk deskripsi kualitatif dan kuantitatif larutan cair, istilah tersebut digunakan "pelarut" Dan "larutan", meskipun dalam beberapa kasus pembagian seperti itu agak sewenang-wenang. Jadi, alkohol medis (larutan etanol 96% dalam air) sebaiknya dianggap sebagai larutan air dalam alkohol. Semua pelarut dibagi menjadi anorganik dan organik. Pelarut anorganik yang paling penting (dan dalam sistem biologis, satu-satunya) adalah air. Hal ini disebabkan oleh sifat-sifat air seperti polaritas, viskositas rendah, kecenderungan molekul untuk berasosiasi, dan titik didih dan titik leleh yang relatif tinggi. Pelarut yang bersifat organik dibagi menjadi kutub(alkohol, aldehida, keton, asam) dan non-polar(heksana, benzena, karbon tetraklorida).

Proses pelarutan bergantung pada sifat pelarut dan sifat zat terlarut. Jelaslah bahwa kemampuan untuk membentuk larutan dinyatakan secara berbeda pada zat yang berbeda. Beberapa zat dapat dicampur satu sama lain dalam jumlah berapa pun (air dan etanol), lainnya - dalam jumlah terbatas (air dan fenol). Namun perlu diingat: tidak ada zat yang benar-benar tidak larut!

Kecenderungan suatu zat untuk larut dalam pelarut tertentu dapat ditentukan dengan menggunakan aturan sederhana: suka larut menjadi suka. Memang, zat dengan jenis ikatan ionik (garam, basa) atau polar (alkohol, aldehida) sangat larut dalam pelarut polar, misalnya air. Sebaliknya, kelarutan oksigen dalam benzena jauh lebih tinggi dibandingkan dalam air, karena molekul O 2 dan C 6 H 6 bersifat non-polar.

Derajat afinitas suatu senyawa terhadap suatu jenis pelarut tertentu dapat diketahui dengan menganalisis sifat dan perbandingan kuantitatif gugus fungsi penyusunnya, di antaranya adalah: hidrofilik(menarik air) dan hidrofobik(penolak air). Gugus hidrofilik meliputi gugus polar, seperti hidroksil (-OH), karboksil (-COOH), tiol (-SH), amino (-NH 2). Gugus non-polar dianggap hidrofobik: radikal hidrokarbon dari seri alifatik (-CH 3, -C 2 H 5) dan aromatik (-C 6 H 5). Senyawa yang mengandung gugus hidrofilik dan hidrofobik disebut difilik. Senyawa tersebut meliputi asam amino, protein, dan asam nukleat.

Teori solusi

Saat ini, ada dua teori utama larutan yang diketahui: fisik dan kimia.

Teori fisika solusi.

Teori fisika larutan dikemukakan oleh S. Arrhenius (1883) dan J. G. Van't Hoff (1885). Dalam teori ini, pelarut dianggap sebagai media inert secara kimia di mana partikel (molekul, ion) zat terlarut terdistribusi secara merata. Hal ini mengasumsikan tidak adanya interaksi antarmolekul baik antara partikel zat terlarut maupun antara molekul pelarut dan partikel zat terlarut. Namun, kemudian menjadi jelas bahwa kondisi model ini dipenuhi oleh perilaku hanya sekelompok kecil solusi, yang disebut ideal. Secara khusus, campuran gas dan larutan nonelektrolit yang sangat encer dapat dianggap sebagai larutan ideal.

Sebagai hasil dari mempelajari topik ini, Anda akan belajar:

Mengapa larutan menempati posisi perantara antara campuran dan senyawa kimia?
Apa perbedaan antara larutan tak jenuh dengan larutan encer dan larutan jenuh dengan larutan pekat?
Aturan apa yang harus diikuti saat menyusun persamaan ionik?
Mengapa reaksi medium berubah ketika beberapa garam dilarutkan dalam air (dari netral menjadi asam atau basa).

Sebagai hasil dari mempelajari topik ini, Anda akan belajar:

Tuliskan persamaan reaksi pertukaran ion.
Buatlah persamaan ionik lengkap dan singkat untuk hidrolisis garam.
Prediksikan reaksi medium dalam larutan garam.
Memecahkan masalah untuk menentukan konsentrasi larutan.

Pertanyaan studi:

9.1. Solusi dan klasifikasinya

Larutan adalah sistem homogen di mana suatu zat terdistribusi di lingkungan zat lain (lainnya).

Larutan terdiri dari pelarut dan zat terlarut. Konsep-konsep ini bersifat kondisional. Jika salah satu penyusun larutan suatu zat adalah cairan, dan yang lainnya adalah gas atau padatan, maka pelarut biasanya dianggap cair. Dalam kasus lain, pelarut dianggap sebagai komponen yang lebih besar.

Larutan gas, cair dan padat

Tergantung dari keadaan agregasi pelarut dibedakan berbentuk gas, cair dan padat solusi. Larutan gas, misalnya, adalah udara dan campuran gas lainnya. Air laut adalah larutan cair paling umum dari berbagai garam dan gas di dalam air. Banyak paduan logam termasuk dalam larutan padat.

Solusi benar dan koloid

Menurut tingkat penyebarannya membedakan larutan sejati dan koloid(sistem koloid). Dalam pembentukan larutan sejati, zat terlarut terdapat dalam pelarut dalam bentuk atom, molekul, atau ion. Ukuran partikel dalam larutan tersebut adalah 10 –7 - 10 –8 cm Larutan koloid mengacu pada sistem heterogen di mana partikel suatu zat (fasa terdispersi) terdistribusi secara merata di zat lain (media pendispersi). Ukuran partikel dalam sistem dispersi berkisar antara 10–7 cm hingga 10–3 cm atau lebih Perlu dicatat bahwa di sini dan di tempat lain kita akan mempertimbangkan solusi yang sebenarnya.

Larutan tak jenuh, jenuh, dan lewat jenuh

Proses pelarutan berhubungan dengan difusi, yaitu dengan distribusi spontan partikel suatu zat antar partikel zat lain. Dengan demikian, proses pelarutan zat padat berstruktur ionik dalam cairan dapat direpresentasikan sebagai berikut: di bawah pengaruh pelarut, kisi kristal zat padat dihancurkan, dan ion-ion didistribusikan secara merata ke seluruh volume pelarut. . Solusinya akan tetap ada tak jenuh sampai beberapa zat lagi dapat masuk ke dalamnya.

Suatu larutan dimana suatu zat tidak lagi larut pada suhu tertentu, mis. larutan yang berada dalam kesetimbangan dengan fasa padat zat terlarut disebut kaya. Kelarutan suatu zat sama dengan konsentrasinya dalam larutan jenuh. Dalam kondisi yang ditentukan secara ketat (suhu, pelarut), kelarutan adalah nilai konstan.

Jika kelarutan suatu zat meningkat dengan bertambahnya suhu, maka dengan mendinginkan larutan jenuh pada suhu yang lebih tinggi, diperoleh terlalu jenuh solusi, yaitu larutan yang konsentrasi suatu zat lebih tinggi dari konsentrasi larutan jenuh (pada suhu dan tekanan tertentu). Larutan lewat jenuh sangat tidak stabil. Menggoyangkan bejana secara perlahan atau memasukkan kristal suatu zat ke dalam larutan menyebabkan kelebihan zat terlarut mengkristal dan larutan menjadi jenuh.

Larutan encer dan pekat

Larutan tak jenuh dan jenuh berbeda dengan larutan encer dan pekat. Konsep larutan encer dan pekat adalah relatif dan tidak ada batas yang jelas antara keduanya. Mereka menentukan hubungan antara jumlah zat terlarut dan pelarut. Secara umum larutan encer adalah larutan yang mengandung sedikit zat terlarut dibandingkan dengan jumlah pelarutnya, sedangkan larutan pekat adalah larutan yang mengandung zat terlarut dalam jumlah besar.

Misalnya, jika 25 g NaCl dilarutkan dalam 100 g air pada suhu 20 o C, larutan yang dihasilkan akan pekat, tetapi tidak jenuh, karena kelarutan natrium klorida pada 20 o C adalah 36 g dalam 100 g air. Massa maksimum AgI yang larut pada 20 o C dalam 100 g H 2 O adalah 1,3·10 –7 g Larutan AgI yang diperoleh pada kondisi ini akan jenuh, tetapi sangat encer.

9.2. Teori larutan fisika dan kimia; fenomena termal selama pelarutan

Teori fisika solusi diusulkan oleh W. Ostwald (Jerman) dan S. Arrhenius (Swedia). Menurut teori ini, partikel pelarut dan zat terlarut (molekul, ion) terdistribusi secara merata ke seluruh volume larutan karena proses difusi. Dalam hal ini, tidak ada interaksi kimia antara pelarut dan zat terlarut.

Teori kimia diusulkan oleh D.I. Mendeleev. Menurut gagasan D.I. Mendeleev, antara molekul zat terlarut dan pelarut, terjadi interaksi kimia dengan terbentuknya senyawa tidak stabil antara zat terlarut dan pelarut yang saling bertransformasi – solvat.

Ilmuwan Rusia I.A. Kablukov dan V.A. Kistyakovsky menggabungkan ide-ide Ostwald, Arrhenius dan Mendeleev, sehingga meletakkan dasar bagi teori solusi modern. Menurut teori modern, tidak hanya partikel zat terlarut dan pelarut yang dapat ada dalam larutan, tetapi juga produk interaksi fisikokimia zat terlarut dengan pelarut - zat terlarut. Pelarut– ini adalah senyawa tidak stabil dengan komposisi bervariasi. Jika pelarutnya adalah air maka disebut hidrat. Solvat (hidrat) terbentuk karena interaksi ion-dipol, interaksi donor-akseptor, pembentukan ikatan hidrogen, dll. Misalnya, ketika NaCl dilarutkan dalam air, terjadi interaksi ion-dipol antara ion Na+ dan Cl – dan molekul pelarut. Pembentukan amonia hidrat bila dilarutkan dalam air terjadi karena terbentuknya ikatan hidrogen.

Air terhidrasi terkadang berikatan sangat kuat dengan zat terlarut sehingga terlepas bersamanya dari larutan. Zat kristal yang mengandung molekul air disebut kristal hidrat, dan air yang termasuk dalam kristal tersebut disebut kristalisasi. Contoh kristal hidrat adalah tembaga sulfat CuSO 4 5H 2 O, kalium tawas KAl(SO 4) 2 12H 2 O.

Efek termal selama pembubaran

Akibat perubahan struktur zat selama peralihannya dari wujud individu ke larutan, serta akibat interaksi yang terjadi, sifat-sifat sistem berubah. Hal ini ditunjukkan, khususnya, oleh efek termal dari pelarutan. Selama pelarutan, terjadi dua proses: penghancuran struktur zat terlarut dan interaksi molekul zat terlarut dengan molekul pelarut. Interaksi zat terlarut dengan pelarut disebut solvasi. Energi dikeluarkan untuk menghancurkan struktur zat terlarut, dan interaksi partikel zat terlarut dengan partikel pelarut (solvasi) merupakan proses eksotermik (melibatkan pelepasan panas). Dengan demikian, proses pelarutan dapat bersifat eksotermik atau endotermik, bergantung pada rasio efek termal tersebut. Misalnya, ketika asam sulfat dilarutkan, terjadi pemanasan yang kuat pada larutan, mis. pelepasan panas, dan ketika kalium nitrat larut, larutan menjadi sangat dingin (proses endotermik).

9.3. Kelarutan dan ketergantungannya pada sifat zat

Kelarutan adalah sifat larutan yang paling banyak dipelajari. Kelarutan suatu zat dalam berbagai pelarut sangat bervariasi. Di meja Tabel 9.1 menunjukkan kelarutan beberapa zat dalam air, dan tabel. 9.2 – kelarutan kalium iodida dalam berbagai pelarut.

Tabel 9.1

Kelarutan beberapa zat dalam air pada suhu 20 o C

Zat	Zat	Kelarutan, g per 100 g H 2 O

Tabel 9.2

Kelarutan kalium iodida dalam berbagai pelarut pada suhu 20 o C

Kelarutan bergantung pada sifat zat terlarut dan pelarut, serta kondisi eksternal (suhu, tekanan). Tabel referensi yang digunakan saat ini menyarankan pembagian zat menjadi sangat larut, sedikit larut, dan tidak larut. Pembagian ini tidak sepenuhnya benar, karena tidak ada zat yang benar-benar tidak larut. Meskipun perak dan emas larut dalam air, namun kelarutannya sangat rendah. Oleh karena itu, dalam panduan ini kami hanya akan menggunakan dua kategori zat: sangat larut Dan sedikit larut. Akhirnya, konsep “mudah” dan “sulit larut” tidak berlaku untuk menafsirkan kelarutan, karena istilah-istilah ini mencirikan kinetika proses disolusi, dan bukan termodinamikanya.

Ketergantungan kelarutan pada sifat zat terlarut dan pelarut

Saat ini, tidak ada teori yang dapat digunakan tidak hanya untuk menghitung, tetapi bahkan untuk memprediksi kelarutan. Hal ini dijelaskan oleh kurangnya teori umum tentang solusi.

Kelarutan padatan dalam cairan tergantung pada jenis ikatan dalam kisi kristalnya. Misalnya, zat dengan kisi kristal atom (karbon, intan, dll.) sedikit larut dalam air. Zat dengan kisi kristal ionik biasanya sangat larut dalam air.

Aturan yang ditetapkan berdasarkan pengalaman berabad-abad dalam penelitian kelarutan mengatakan: “yang serupa larut dengan baik dalam yang serupa.” Zat dengan jenis ikatan ionik atau polar larut dengan baik dalam pelarut polar. Misalnya, garam, asam, dan alkohol sangat larut dalam air. Pada saat yang sama, zat nonpolar biasanya larut dengan baik dalam pelarut nonpolar.

Garam anorganik mempunyai ciri kelarutan yang berbeda-beda dalam air.

Jadi, sebagian besar garam logam alkali dan amonium sangat larut dalam air. Nitrat, nitrit dan halida (kecuali perak, merkuri, timbal dan talium halida) dan sulfat (kecuali sulfat dari logam alkali tanah, perak dan timbal) sangat larut. Logam transisi dicirikan oleh kelarutan sulfida, fosfat, karbonat, dan beberapa garam lainnya yang rendah.

Kelarutan gas dalam cairan juga bergantung pada sifatnya. Misalnya, dalam 100 volume air pada suhu 20 o C, 2 volume hidrogen dan 3 volume oksigen larut. Pada kondisi yang sama, 700 volume amonia dilarutkan dalam 1 volume H 2 O. Kelarutan NH 3 yang begitu tinggi dapat dijelaskan oleh interaksi kimianya dengan air.

Pengaruh suhu terhadap kelarutan gas, padatan dan cairan

Ketika gas dilarutkan dalam air, panas dilepaskan karena hidrasi molekul gas terlarut. Oleh karena itu, sesuai dengan prinsip Le Chatelier, dengan meningkatnya suhu maka kelarutan gas menurun.

Suhu mempengaruhi kelarutan padatan dalam air dengan berbagai cara. Dalam kebanyakan kasus, kelarutan padatan meningkat seiring dengan meningkatnya suhu. Misalnya kelarutan natrium nitrat NaNO 3 dan kalium nitrat KNO 3 meningkat bila dipanaskan (proses pelarutan terjadi dengan penyerapan panas). Kelarutan NaCl sedikit meningkat dengan meningkatnya suhu, yang disebabkan oleh hampir nol efek termal dari pelarutan garam meja. Kelarutan kapur mati dalam air menurun dengan meningkatnya suhu, karena entalpi hidrasi melebihi nilai ΔH penghancuran kisi kristal senyawa ini, yaitu. proses pelarutan Ca(OH) 2 bersifat eksotermik.

Dalam kebanyakan kasus, kelarutan timbal balik cairan juga meningkat seiring dengan meningkatnya suhu.

Pengaruh tekanan terhadap kelarutan gas, padatan dan cairan

Tekanan hampir tidak berpengaruh pada kelarutan zat padat dan cair dalam cairan, karena perubahan volume selama pelarutan kecil. Ketika zat gas dilarutkan dalam cairan, volume sistem berkurang, sehingga peningkatan tekanan menyebabkan peningkatan kelarutan gas. Secara umum, ketergantungan kelarutan gas pada tekanan patuh Hukum W.Henry(Inggris, 1803): kelarutan suatu gas pada suhu konstan berbanding lurus dengan tekanannya di atas cairan.

Hukum Henry hanya berlaku pada tekanan rendah untuk gas yang kelarutannya relatif rendah dan tidak adanya interaksi kimia antara molekul gas terlarut dan pelarut.

Pengaruh zat asing terhadap kelarutan

Dengan adanya zat lain (garam, asam dan basa) dalam air, kelarutan gas menurun. Kelarutan gas klor dalam larutan garam meja berair jenuh adalah 10 kali lebih sedikit. Daripada di air bersih.

Akibat berkurangnya kelarutan dengan adanya garam disebut pengasinan keluar. Penurunan kelarutan disebabkan oleh hidrasi garam yang menyebabkan penurunan jumlah molekul air bebas. Molekul air yang terikat dengan ion elektrolit tidak lagi menjadi pelarut zat lain.

9.4. Konsentrasi solusi

Ada berbagai cara untuk menyatakan komposisi larutan secara numerik: fraksi massa zat terlarut, molaritas, titer, dll.

Fraksi massa adalah perbandingan massa zat terlarut m dengan massa seluruh larutan. Untuk larutan biner yang terdiri dari zat terlarut dan pelarut:

dimana ω adalah fraksi massa zat terlarut, m adalah massa zat terlarut, M adalah massa pelarut. Fraksi massa dinyatakan dalam pecahan satuan atau persentase. Misalnya, ω = 0,5 atau ω = 50%.

Perlu diingat bahwa hanya massa yang merupakan fungsi aditif (massa keseluruhan sama dengan jumlah massa komponen). Volume larutan tidak mematuhi aturan ini.

Konsentrasi molar atau molaritas adalah jumlah zat terlarut dalam 1 liter larutan:

dimana C adalah konsentrasi molar zat terlarut X, mol/l; n – jumlah zat terlarut, mol; V – volume larutan, l.

Konsentrasi molar ditunjukkan dengan angka dan huruf “M”, contoh: 3M KOH. Jika 1 liter larutan mengandung 0,1 mol suatu zat, maka disebut desimolar, 0,01 mol disebut sentimolar, 0,001 mol disebut milimolar.

titer adalah banyaknya gram zat terlarut yang terkandung dalam 1 ml larutan, mis.

dimana T adalah titer zat terlarut, g/ml; m adalah massa zat terlarut, g; V – volume larutan, ml.

Fraksi mol zat terlarut– besaran tak berdimensi sama dengan perbandingan jumlah zat terlarut n dengan jumlah total zat terlarut n dan pelarut n":

dimana N adalah fraksi mol zat terlarut, n adalah jumlah zat terlarut, mol; n" – jumlah zat pelarut, mol.

Persen mol adalah pecahan yang bersangkutan dikalikan dengan 100%.

9.5. Disosiasi elektrolitik

Zat yang molekulnya dalam larutan atau lelehnya terurai seluruhnya atau sebagian menjadi ion disebut elektrolit. Larutan dan lelehan elektrolit dapat menghantarkan arus listrik.

Zat yang molekulnya tidak terurai menjadi ion dalam larutan atau meleleh dan tidak menghantarkan arus listrik disebut non-elektrolit.

Elektrolit mencakup sebagian besar asam anorganik, basa, dan hampir semua garam; non-elektrolit mencakup banyak senyawa organik, misalnya alkohol, eter, karbohidrat, dll.

Pada tahun 1887, ilmuwan Swedia S. Arrhenius mengajukan hipotesis disosiasi elektrolitik, yang menyatakan bahwa ketika elektrolit dilarutkan dalam air, mereka terurai menjadi ion bermuatan positif dan negatif.

Disosiasi adalah proses yang dapat dibalik: bersamaan dengan disosiasi, terjadi proses kebalikan dari penggabungan ion (asosiasi). Oleh karena itu, ketika menulis persamaan reaksi disosiasi elektrolit, terutama dalam larutan pekat, ditunjukkan tanda reversibilitas. Misalnya, disosiasi kalium klorida dalam larutan pekat ditulis sebagai:

KS1 K++C1 – .

Mari kita perhatikan mekanisme disosiasi elektrolitik. Zat dengan jenis ikatan ionik paling mudah terdisosiasi dalam pelarut polar. Ketika dilarutkan, misalnya dalam air, molekul H 2 O yang polar tertarik oleh kutub positifnya ke anion, dan oleh kutub negatifnya ke kation. Akibatnya, ikatan antar ion melemah, dan elektrolit terurai menjadi ion terhidrasi, yaitu. ion terikat pada molekul air. Elektrolit yang dibentuk oleh molekul dengan ikatan kovalen polar (HC1, HBr, H2S) berdisosiasi dengan cara yang sama.

Jadi, hidrasi (solvasi) ion merupakan penyebab utama disosiasi. Sekarang secara umum diterima bahwa dalam larutan air sebagian besar ion terhidrasi. Misalnya ion hidrogen H+ membentuk hidrat dengan komposisi H3O+ yang disebut ion hidronium. Selain H 3 O +, larutan juga mengandung ion H 5 O 2 + (H 3 O + ·H 2 O), H 7 O 3 + (H 3 O + · 2H 2 O) dan H 9 O 4 + (H 3 O + 3H 2 O). Saat menyusun persamaan proses disosiasi dan menulis persamaan reaksi dalam bentuk ion, untuk mempermudah penulisan, ion hidronium H 2 O + biasanya diganti dengan ion H + yang tidak terhidrasi. Namun perlu diingat bahwa penggantian ini bersifat kondisional, karena proton tidak dapat berada dalam larutan air, karena reaksi terjadi hampir seketika:

H + + H 2 O = H 3 O + .

Karena jumlah pasti molekul air yang terikat pada ion terhidrasi belum diketahui, simbol ion tak terhidrasi digunakan saat menulis persamaan reaksi disosiasi:

CH3COOH CH3COO – + H + .

9.6. Derajat disosiasi; elektrolit terkait dan tidak terkait

Ciri kuantitatif disosiasi elektrolit menjadi ion-ion dalam larutan adalah derajat disosiasi. Derajat disosiasi α adalah perbandingan jumlah molekul yang terurai menjadi ion N" dengan jumlah total molekul terlarut N:

Derajat disosiasi dinyatakan dalam persentase atau pecahan suatu satuan. Jika α = 0, maka tidak terjadi disosiasi, dan jika α = 1, maka elektrolit terurai sempurna menjadi ion. Menurut konsep teori larutan modern, elektrolit dibagi menjadi dua kelompok: terikat (lemah) dan tidak terikat (kuat).

Untuk elektrolit tak terikat (kuat) dalam larutan encer = 1 (100%), mis. dalam larutan mereka hanya ada sebagai ion terhidrasi.

Elektrolit terkait dapat dibagi menjadi tiga kelompok:

elektrolit lemah ada dalam larutan terutama dalam bentuk molekul yang tidak terdisosiasi; tingkat disosiasinya kecil;

rekan ionik terbentuk dalam larutan sebagai hasil interaksi elektrostatis ion; seperti disebutkan di atas, asosiasi terjadi dalam larutan pekat dari elektrolit yang terdisosiasi dengan baik; contoh rekanan adalah pasangan ion(K + Cl – ,CaCl +), kaos ion(K 2 Cl + , KCl 2 –) dan segi empat ionik(K 2 Cl 2, KCl 3 2–, K 3 Cl 2 +);

kompleks ionik dan molekuler, (misalnya, 2+, 3–) yang sedikit terdisosiasi dalam air.

Sifat disosiasi elektrolit bergantung pada sifat zat terlarut dan pelarut, konsentrasi larutan, dan suhu. Situasi ini dapat diilustrasikan dengan perilaku natrium klorida dalam berbagai pelarut, Tabel. 9.3.

Tabel 9.3

Sifat-sifat natrium klorida dalam air dan benzena pada berbagai konsentrasi dan suhu 25 o C

Elektrolit kuat dalam larutan air mencakup sebagian besar garam, basa, dan sejumlah asam mineral (HC1, HBr, HNO3, H2SO4, HC1O4, dll.). Hampir semua asam organik, beberapa asam anorganik, misalnya H 2 S, HCN, H 2 CO 3, HСlO dan air termasuk dalam elektrolit lemah.

Disosiasi elektrolit kuat dan lemah

Persamaan disosiasi elektrolit kuat dalam larutan encer dapat direpresentasikan sebagai berikut:

HCl = H + + Cl – ,

Ba(OH) 2 = Ba 2+ + 2OH – ,

K 2 Cr 2 O 7 = 2K + + Cr 2 O 7 2– .

Di antara ruas kanan dan kiri persamaan reaksi disosiasi elektrolit kuat dapat juga diberi tanda reversibilitas, tetapi kemudian dinyatakan 1. Contoh:

NaOH Na + + OH – .

Proses disosiasi elektrolit terikat bersifat reversibel, oleh karena itu perlu diberi tanda reversibilitas pada persamaan disosiasinya:

HCN H + + CN – .

NH 3 ·H 2 O NH 4 + + OH – .

Disosiasi asam polibasa terkait terjadi secara bertahap:

H 3 PO 4 H + + HPO 4 – ,

H 2 PO 4 H + + HPO 4 2– ,

HPO 4 2– H + + PO 4 3– ,

Disosiasi garam asam yang dibentuk oleh asam lemah dan garam basa yang dibentuk oleh asam kuat dalam larutan encer terjadi sebagai berikut. Tahap pertama ditandai dengan tingkat disosiasi yang mendekati kesatuan:

NaНCO 3 = Na + + НCO 3 – ,

Cu(OH)Cl = Cu(OH) + + Cl – .

Tingkat disosiasi pada tahap kedua jauh lebih kecil daripada kesatuan:

HCO 3 H + + CO 3 2– ,

Cu(OH) + Cu 2+ + OH – .

Jelas bahwa dengan meningkatnya konsentrasi larutan, derajat disosiasi elektrolit terikat menurun.

9.7. Reaksi pertukaran ion dalam larutan

Menurut teori disosiasi elektrolitik, semua reaksi dalam larutan elektrolit berair tidak terjadi antar molekul, tetapi antar ion. Untuk mencerminkan esensi dari reaksi tersebut, persamaan ionik digunakan. Saat menyusun persamaan ionik, Anda harus dipandu oleh aturan berikut:

Zat yang sedikit larut dan sedikit terdisosiasi, serta gas, ditulis dalam bentuk molekul.

Elektrolit kuat, yang hampir terdisosiasi seluruhnya dalam larutan air, ditulis sebagai ion.

Jumlah muatan listrik di ruas kanan dan kiri persamaan ion harus sama.

Mari kita lihat ketentuan ini dengan menggunakan contoh spesifik.

Mari kita tuliskan dua persamaan reaksi netralisasi dalam bentuk molekul:

KOH + HCl = KCl + H 2 O, (9.1)

2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O. (9.2)

Dalam bentuk ionik, persamaan (9.1) dan (9.2) memiliki bentuk sebagai berikut:

K + + OH – + H + + Cl – = K + + Cl – + H 2 O, (9.3)

2Na + + 2OH – + 2H + + SO 4 2– = 2Na + + SO 4 2– + 2H 2 O. (9.4)

Setelah mereduksi ion yang sama di kedua ruas persamaan (9.3) dan (9.4), kita ubah menjadi satu persamaan ionik yang disingkat untuk interaksi basa dengan asam:

H + + OH – = H 2 O.

Jadi, inti dari reaksi netralisasi adalah interaksi ion H+ dan OH –, yang menghasilkan terbentuknya air.

Reaksi antara ion-ion dalam larutan elektrolit berair hampir selesai jika endapan, gas, atau elektrolit lemah (misalnya, H 2 O) terbentuk dalam reaksi.

Sekarang mari kita perhatikan reaksi antara larutan kalium klorida dan natrium nitrat:

KCl + NaNO 3 KNO 3 + NaCl. (9.5)

Karena zat yang dihasilkan sangat larut dalam air dan tidak dikeluarkan dari bidang reaksi, maka reaksinya bersifat reversibel. Persamaan reaksi ionik (9.5) akan ditulis sebagai berikut:

K + + Cl – + Na + + NO 3 – K + + NO 3 – + Na + + Cl – . (9.6)

Dari sudut pandang teori disosiasi elektrolitik, reaksi ini tidak terjadi, karena semua zat terlarut dalam larutan hanya terdapat dalam bentuk ion, persamaan (9.6). Tetapi jika larutan jenuh panas KCl dan NaNO 3 dicampurkan, akan terbentuk endapan NaCl. Hal ini disebabkan oleh fakta bahwa pada suhu 30 o C ke atas, kelarutan terendah di antara garam-garam yang dipertimbangkan terdapat pada natrium klorida. Jadi, dalam praktiknya harus diperhitungkan bahwa proses yang bersifat reversibel pada kondisi tertentu (dalam kasus larutan encer) menjadi proses ireversibel pada kondisi lain (larutan jenuh panas).

Kasus khusus dari reaksi pertukaran dalam larutan adalah hidrolisis.

9.8. Hidrolisis garam

Pengalaman menunjukkan bahwa tidak hanya asam dan basa, tetapi juga larutan beberapa garam memiliki reaksi basa atau asam. Akibatnya terjadi perubahan reaksi lingkungan hidrolisis suatu zat terlarut. Hidrolisis adalah interaksi pertukaran zat terlarut (misalnya garam) dengan air.

Disosiasi elektrolitik garam dan air menyebabkan hidrolisis. Hidrolisis terjadi ketika ion-ion yang terbentuk selama disosiasi garam mampu memberikan efek polarisasi yang kuat pada molekul air (kation) atau membentuk ikatan hidrogen dengannya (anion), yang mengarah pada pembentukan elektrolit yang sedikit terdisosiasi.

Persamaan hidrolisis garam biasanya ditulis dalam bentuk ionik dan molekul, dan aturan penulisan persamaan ion untuk reaksi pertukaran perlu diperhatikan.

Sebelum kita mulai membahas persamaan reaksi hidrolisis, perlu diperhatikan hal itu garam yang dibentuk oleh basa kuat dan asam kuat(misalnya NaNO 3, BaCl 2, Na 2 SO 4), bila dilarutkan dalam air tidak mengalami hidrolisis. Ion garam tersebut tidak membentuk elektrolit lemah dengan H 2 O, dan larutan garam ini bereaksi netral.

Berbagai kasus hidrolisis garam

1. Garam terbentuk dari basa kuat dan asam lemah, misalnya CH 3 COONa, Na 2 CO 3, Na 2 S, KCN dihidrolisis pada anion. Sebagai contoh, perhatikan hidrolisis CH 3 COONa, yang menghasilkan pembentukan asam asetat dengan disosiasi rendah:

CH3COO – + NON CH 3 COOH + OH – ,

CH3COONa + NON CH3COOH + NaOH.

Karena kelebihan ion hidroksida muncul dalam larutan, larutan menjadi basa.

Hidrolisis garam asam polibasa berlangsung bertahap, dan dalam hal ini garam asam terbentuk, lebih tepatnya, anion garam asam. Misalnya hidrolisis Na 2 CO 3 dapat dinyatakan dengan persamaan:

tahap pertama:

CO 3 2– + HOH HCO 3 – + OH – ,

Na 2 CO 3 + HOH NaHCO 3 + NaOH.

tahap ke-2

HCO 3 – + HOH H 2 CO 3 + OH – ,

NaHCO 3 + HOH H 2 CO 3 + NaOH.

Ion OH- yang terbentuk sebagai hasil hidrolisis pada tahap pertama sebagian besar menekan hidrolisis tahap kedua, akibatnya hidrolisis pada tahap kedua berlangsung sedikit.

2. Garam terbentuk dari basa lemah dan asam kuat, misalnya NH 4 Cl, FeCl 3, Al 2 (SO 4) 3 dihidrolisis pada kation. Contohnya adalah prosesnya

NH 4 + + HOH NH 4 OH + H + ,

NH 4 Cl + HOH NH 4 OH + HCl.

Hidrolisis disebabkan oleh pembentukan elektrolit lemah - NH 4 OH (NH 3 ·H 2 O). Akibatnya, kesetimbangan disosiasi elektrolitik air bergeser, dan ion H+ berlebih muncul dalam larutan. Dengan demikian, larutan NH 4 Cl akan mengalami reaksi asam.

Selama hidrolisis garam yang dibentuk oleh basa poliasam, garam basa terbentuk, lebih tepatnya kation garam basa. Perhatikan, sebagai contoh, hidrolisis besi (II) klorida:

tahap pertama

Fe 2+ + HOH FeOH + + H + ,

FeCl 2 + HOH FeOHCl + HCl.

tahap ke-2

FeOH + + HOH Fe(OH) 2 + H + ,

FeOHCl + HOH Fe(OH) 2 + HCl.

Hidrolisis pada tahap kedua berlangsung tidak signifikan dibandingkan dengan hidrolisis pada tahap pertama, dan kandungan produk hidrolisis pada tahap kedua dalam larutan sangat kecil.

3. Garam terbentuk dari basa lemah dan asam lemah, misalnya CH 3 COONH 4 , (NH 4) 2 CO 3 , HCOONH 4 , dihidrolisis oleh kation dan anion. Misalnya, ketika CH 3 COONH 4 dilarutkan dalam air, terbentuk asam dan basa yang sedikit terdisosiasi:

CH 3 COO – + NH 4 + + HOH CH 3 COOH + NH 4 OH,

CH3COONH 4 + HOH CH 3 COOH + NH 4 OH.

Dalam hal ini, reaksi larutan bergantung pada kekuatan asam dan basa lemah yang terbentuk akibat hidrolisis. Karena dalam contoh yang dibahas, kekuatan CH 3 COOH dan NH 4 OH kira-kira sama, larutan garam akan bersifat netral.

Selama hidrolisis HCOONH 4, reaksi larutan akan sedikit asam, karena asam format lebih kuat dari asam asetat.

Hidrolisis sejumlah garam yang dibentuk oleh basa sangat lemah dan asam lemah, misalnya aluminium sulfida, berlangsung secara ireversibel:

Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S.

4. Sejumlah reaksi pertukaran dalam larutan disertai dengan hidrolisis dan berlangsung secara ireversibel.

A) Ketika larutan garam logam divalen (kecuali kalsium, strontium, barium dan besi) berinteraksi dengan larutan berair karbonat logam alkali, sebagai hasil hidrolisis parsial, karbonat utama mengendap:

2MgSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = Mg 2 (OH) 2 CO 3 + CO 2 + 2Na 2 SO 4,

3 Pb(NO 3) 2 + 3Na 2 CO 3 + H 2 O = Pb 3 (OH) 2 (CO 3) 2 + CO 2 + 6NaNO 3.

B) Ketika larutan berair aluminium trivalen, kromium dan besi dicampur dengan larutan berair karbonat dan sulfida logam alkali, karbonat dan sulfida logam trivalen tidak terbentuk - terjadi hidrolisis ireversibel dan hidroksida mengendap:

2AlCl 3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3CO 2 + 6KCl,

2Cr(NO 3) 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaNO 3.

Solusi(dalam bahasa Latin " larutan") - diperoleh dengan melarutkan zat cair, padat dan gas dalam pelarut yang sesuai, dimaksudkan untuk penggunaan eksternal, internal, parenteral.

Solusi sangat penting dalam alam, ilmu pengetahuan dan teknologi. Perbedaan antara larutan dan campuran lainnya adalah bahwa partikel-partikel penyusunnya terdistribusi secara merata di dalamnya, dan dalam setiap mikrovolume campuran tersebut komposisinya akan sama.

Teori solusi fisika:

Para pendirinya adalah van't Hoff, Ostwald, Lrenius yang meyakini bahwa proses pelarutan merupakan hasil difusi (proses saling bercampurnya zat).

Teori kimia tentang larutan:

Berbeda dengan teori fisika solusi - D.I. Mendeleev berpendapat bahwa pelarutan adalah hasil interaksi kimia suatu zat terlarut dengan molekul air dan lebih tepat mendefinisikan larutan sebagai sistem homogen yang terdiri dari partikel-partikel zat terlarut, pelarut, dan produk interaksinya.

Teori solusi fisikokimia modern:

Hal ini diprediksi pada tahun 1906 oleh D.I.Mendeleev, yang ia jelaskan dalam buku teksnya “Fundamentals of Chemistry”: “ Kedua aspek pembubaran dan hipotesis yang sejauh ini diterapkan pada pertimbangan solusi, meskipun keduanya memiliki titik awal yang agak berbeda, tidak diragukan lagi, kemungkinan besar, akan mengarah pada teori umum solusi, karena hukum umum yang sama berlaku. fenomena fisika dan kimia».

Sifat umum larutan. film video.

Pelarut.

Pelarut- ini adalah senyawa kimia individu atau campurannya yang mampu melarutkan berbagai zat dan membentuk sistem homogen dengannya - larutan yang terdiri dari satu atau lebih komponen.
Pelarut dibagi menjadi anorganik (biasanya berair) dan organik (tidak berair).

Persyaratan pelarut:

Kemampuan melarutkan yang baik;
- Kelambanan terhadap zat dan peralatan terlarut;
- Toksisitas minimal, mudah terbakar;
- Resistensi mikroba;
- Pelarut harus diperoleh dengan cepat dan murah, serta tidak mempunyai rasa atau bau yang tidak sedap;
- Harus acuh tak acuh secara farmakologis.

Kelarutan.

Kelarutan(definisi kelarutan) - kemampuan suatu zat dalam campuran dengan satu atau lebih zat lain untuk membentuk larutan. Kelarutan zat bervariasi. Terdapat tabel di Farmakope Negara yang mencirikan kelarutan bahan obat tergantung pada jumlah pelarut.

Kelarutan tergantung pada:

Suhu di mana pelarutan terjadi (untuk sebagian besar zat, kelarutan meningkat dengan meningkatnya suhu, kecuali kalsium gliserofosfat, kelarutannya menurun dengan meningkatnya suhu);
- Sifat pelarut (seperti larut dalam suka);
- Dari batas kelarutan. Setiap zat mempunyai batas kelarutan (LS) masing-masing.

Batas kelarutan- jumlah terbesar suatu obat yang dapat larut dalam pelarut tertentu pada suhu tertentu.

Tergantung pada jumlah zat terlarut, larutan dibagi menjadi tiga kelompok:
1) Tak jenuh – batas kelarutan belum tercapai;
2) Jenuh – batas kelarutan telah tercapai;
3) Jenuh - batas kelarutan terlampaui (larutan ini dibuat dengan pemanasan, tetapi ketika didinginkan, kelebihan zat mengendap).

Dalam praktik medis, sebagian besar larutan tak jenuh digunakan.

Proses yang mempercepat kelarutan:

Beberapa zat larut secara perlahan meskipun dalam jumlah yang banyak, untuk mempercepat pelarutan zat tersebut digunakan cara sebagai berikut:

1) Pelarutan dengan pemanasan atau menggunakan pelarut panas:
- pelarut panas digunakan dalam pembuatan larutan natrium sulfasil, asam borat, larutan glukosa dalam konsentrasi tinggi, kalium permanganat;
- larutan minyak dan gliserin dibuat dengan pemanasan;
- furatsilin dilarutkan dengan cara memanaskan larutan di atas api terbuka.

2) Sebelum larut, zat dihancurkan (kristal hidrat - magnesium sulfat, natrium tetraborat, tembaga sulfat);

3) Percampuran;

4) Zat ditempatkan pada lapisan atas pelarut (protargol, yodium).

Teman-teman, Anda dapat berkontribusi pada pengembangan situs, cukup klik "Suka" dan "Beri tahu teman", dan mereka yang berlangganan pembaruan situs akan menjadi orang pertama yang mengetahui tentang rilis artikel baru!

Di akhir artikel, kita melihat eksperimen “Hujan Emas”, yang menakjubkan keindahannya.

Materi tambahan dengan topik: “Teori fisika larutan. Teori kimia tentang larutan. Teori solusi oleh I. A. Kablukova. Teori solusi terpadu". Semua aktivitas praktis manusia sejak zaman kuno telah dikaitkan dengan penggunaan air dan larutan air. Berbagai solusi digunakan dalam pembuatan bahan bangunan, cat, kaca, dan keramik. Produk tanah liat, resep yang belum terpecahkan untuk glasir berwarna yang menutupi dinding makam bawah tanah para firaun, seni pembalseman, yang mencapai perkembangan luar biasa di Mesir Kuno - semua ini lagi-lagi merupakan solusi, terlebih lagi, komposisinya cukup rumit dan disiapkan dengan sangat terampil oleh para ahli. naturalis pertama. Berabad-abad yang lalu, untuk memperoleh larutan, harus melalui proses pelarutan, yang, seperti reaksi kimia lainnya, disertai dengan pelepasan panas (proses eksotermik) atau penyerapannya (proses endotermik). Hal ini dapat dibuktikan dengan eksperimen sederhana. Jika Anda menurunkan termometer ke dalam gelas yang setengah berisi air dan menambahkan asam sulfat pekat, merkuri dalam termometer akan meningkat tajam. Bahkan sulit untuk mengambil gelas seperti itu - panas sekali. Jika Anda mulai melarutkan amonium nitrat atau amonium tiosianat dengan menuangkan sedikit air ke dalam gelas tempat garam-garam ini berada, gelas akan menjadi sangat dingin bahkan dapat membeku di meja laboratorium. Senyawa apa yang terdapat dalam larutan? DI Mendeleev, yang paling mendalam mengembangkan teori kimia larutan, mengusulkan untuk menyebutnya solvat (dari kata Latin solvere - larut). Bila dilarutkan dalam air, proses pembentukan senyawa tersebut disebut hidrasi, dan produk yang dihasilkan disebut hidrat. Oleh karena itu, teori kimia larutan disebut teori larutan solvat atau hidrat. Berdasarkan teori ini, fenomena seperti transformasi campuran kalsium sulfat dan air menjadi massa padat menjadi jelas. Proses ini digunakan saat memasang gips untuk patah tulang. Kalsium sulfat dan air membentuk senyawa kuat sehingga air sangat sulit dipisahkan. Sifat perubahan warna garam yang mengendap dari larutan pada kondisi berbeda juga menjadi jelas. Misalnya garam CuSO4 diketahui berwarna putih. Namun, larutan biru dari zat ini terbentuk dalam air, dan ketika garamnya diendapkan, kristal biru diperoleh. Dengan mengkalsinasinya pada suhu 250°C maka dapat dibuat putih kembali. Uap yang terkumpul ternyata adalah air biasa. Jadi biru atau

Kristal biru terdiri dari molekul garam dan air, yang memberi warna pada kristal. Garam biru terlihat dan terasa benar-benar kering. Senyawa semacam itu dengan air, yang berbentuk kristal, disebut kristal hidrat. Komposisinya dapat ditentukan dengan menimbang kristal per molekul garam, misalnya:  10H2O CuSO4  5H2O H2SO4  H2O MgSO4 Namun, teori kimia tidak memungkinkan prediksi kuantitatif perubahan sifat larutan tergantung pada konsentrasi zat terlarut , juga tidak menjelaskan bagaimana molekul terlarut dapat terbentuk. Para penulis teori kimia larutan mentransfer hubungan gas yang terkenal dengan zat dalam keadaan terlarut. Benar, masalahnya hanya terbatas pada larutan yang sangat encer. “Saya menetapkan,” tulis Van't Hoff, “untuk solusi lemah, hukum serupa dengan hukum Boyle – Mariotte dan Gay-Lussac untuk gas…” Dengan menggunakan persamaan hukum yang dikenal luas untuk gas, kita dapat membuat perhitungan yang cukup akurat. Teori Van't Hoff berlaku untuk larutan encer banyak zat. Namun, untuk larutan garam anorganik, seperti NaCl, KNO3, hasil percobaan dan perhitungannya berbeda hampir dua kali lipat, dan untuk MgCl2 atau Ca(NO3)2 bahkan lebih berbeda. Selain itu, semakin encer larutan dalam air, semakin banyak penyimpangan dari nilai yang dihitung. Hal serupa juga terjadi pada larutan asam dan basa. S. Arrhenius mengemukakan bahwa zat yang larutannya menghantarkan arus listrik terurai menjadi partikel bermuatan individu - ion, dan ion berperilaku seperti partikel "bebas" dan tidak berinteraksi dengan medium. Dalam teori S. Arrhenius juga disebutkan bahwa ketika dilarutkan, elektrolit tidak terurai sempurna menjadi ion: hanya sebagian zat yang berada dalam larutan dalam bentuk ion. Untuk menyederhanakan gambaran fisika, penulis teori berasumsi bahwa tidak ada interaksi elektrostatik antara ion-ion yang terbentuk, karena rendahnya konsentrasi zat. Penentang teori disosiasi elektrolitik segera melihat kelemahan utamanya: teori ini tidak menunjukkan alasan disosiasi elektrolit. Tidak mengherankan jika teori S. Arrhenius mendapat kritik tajam dari banyak ilmuwan. Pada masa puncak pergulatan antara pendukung teori fisika dan kimia di laboratorium salah satu pencipta kimia fisika - W. Ostwald

- seorang ahli kimia muda Rusia I.A.Kablukov muncul, dikirim dari Universitas Moskow untuk membiasakan diri dengan metode bidang kimia baru. Dia segera berteman dengan S. Arrhenius dan ahli kimia Rusia V. A. Kistyakovsky. Setelah mempelajari berulang kali tentang ketergantungan konduktivitas listrik larutan elektrolit dalam air pada konsentrasinya, I. A. Kablukov mengkonfirmasi kebenaran kesimpulan S. Arrhenius. Ini berarti bahwa dalam larutan air, molekul elektrolit sebenarnya berdisosiasi menjadi ion. Tapi apakah ada pelarut yang terlibat dalam hal ini? I. A. Kablukov membandingkan perilaku elektrolit dalam berbagai pelarut dan sampai pada kesimpulan bahwa alasan disosiasi elektrolit dalam air adalah hidrasi. Proses inilah yang menyebabkan melemahnya ikatan molekul dan disintegrasinya menjadi ion. Para pendukung teori kimia, meskipun menegaskan gagasan interaksi zat terlarut dan pelarut, tidak mengizinkan gagasan penguraian suatu zat menjadi ion-ion bermuatan individu. I. A. Kablukov menetapkan bahwa interaksi kimia pelarut dengan molekul elektrolit menyebabkan disintegrasi menjadi ion. Air, membentuk senyawa dengan molekul elektrolit, “memisahkannya” dan memisahkannya menjadi ion. Selain itu, ia membentuk senyawa dengan ion-ion ini. Alhasil, gagasan hidrasi ion pun dikemukakan. (Harus dikatakan bahwa gagasan interaksi ion dengan air, hampir bersamaan dengan I. A. Kablukov, juga diungkapkan oleh ahli kimia muda Rusia lainnya V. A. Kistyakovsky.) I. A. Kablukov secara konsisten mengembangkan gagasan ini dan mempertahankannya dalam sebuah perselisihan dengan pendukung teori fisika dan kimia. Ia menunjukkan bahwa prinsip dasar teori interaksi kimia zat dan teori fisika Van't Hoff yang saling melengkapi satu sama lain mampu menjelaskan hampir semua fakta yang berkaitan dengan pelarutan zat dan perilakunya dalam larutan. Jadi, jika asam sulfat dicampur dengan eter, maka larutan tersebut tidak menghantarkan arus: interaksi zat-zat ini kecil. Dalam hal ini rumus Van't Hoff ternyata valid. Ternyata ini merupakan kasus khusus dari teori umum. Ketika zat terlarut berinteraksi kuat dengan pelarut (misalnya, asam sulfat atau tembaga sulfat CuSO4 dengan air), terjadi dekomposisi menjadi ion. Namun, mustahil melihat ion hanya sebagai partikel “bebas” yang mirip gas. Kablukov percaya bahwa air, yang menguraikan molekul-molekul benda terlarut, masuk bersama ion ke dalam senyawa rapuh yang berada dalam keadaan terdisosiasi. Menurut S. Arrhenius, ion bergerak bebas seperti atom. Ion ada dalam larutan, dikelilingi oleh molekul

air. Setiap ion berhubungan dengan sejumlah molekul tertentu yang termasuk dalam “pengiringnya”. Jadi, tembaga sulfat memiliki rumus CuSO4  5H2O. Dari jumlah tersebut 2–. Ada empat molekul air yang mengelilingi ion tembaga dan hanya satu – anion SO4.Ion negatif umumnya tidak terhidrasi dengan baik. Penafsiran ionisasi zat terlarut yang dikemukakan oleh I.A.Kablukov telah diterima secara umum. “Pelarut, yang bekerja pada benda terlarut, mengubah sifat fisik dan kimianya,” tulis I. A. Kablukov, “dan semua sifat larutan bergantung pada besarnya interaksi antara benda terlarut dan pelarut.” Gagasan hidrasi ion oleh I.A. Kablukov dan V.A. Kistyakovsky memungkinkan untuk menjelaskan dengan tepat peluruhan suatu zat menjadi ion bermuatan individu, yaitu disosiasi elektrolitik: molekul elektrolit (asam, basa dan garam) dalam larutan air terurai menjadi ion di bawah pengaruh molekul air. Sejumlah kecil pelarut mempunyai efek disosiasi yang sama, tetapi air tetap terpisah. Efek disosiasinya yang kuat disebabkan oleh fakta bahwa molekul air bersifat polar. Dalam molekul air, pusat muatan positif dan negatif tidak berhimpitan, dan tampak seperti batang dengan muatan berlebih di ujungnya. Elektrolit juga memiliki muatan positif dan negatif yang tidak merata dalam molekulnya. Mari kita perhatikan proses disosiasi molekul elektrolit apa pun, menggunakan konsep teori larutan terpadu (Mendeleev - Van't Hoff - Arrhenius - Kablukov). Mari kita pilih, misalnya, hidrogen klorida (HCl), suatu zat yang konduktivitas listriknya dalam larutan dalam berbagai pelarut telah dipelajari secara ekstensif oleh I. A. Kablukov. Molekul zat ini bersifat polar. Atom hidrogen dan klor memiliki muatan berlebih: muatan pertama positif, dan muatan kedua negatif. Molekul pelarut, jika mereka juga mempunyai perpindahan muatan (+ dan –), berorientasi di sekitar molekul HCl dengan cara yang sangat spesifik. Kutub-kutub yang berlawanan dari molekul-molekul ini akan tarik menarik. Sekarang semuanya tergantung seberapa kuat interaksi kimia antara ion-ion penyusun HCl dan pelarutnya. Jika kecil, maka zat tersebut sebagian besar akan berbentuk molekul utuh dan praktis tidak dapat menghantarkan arus listrik. Ini adalah larutan HCl dalam eter dan benzena. Dalam air dan pelarut lain yang kurang lebih polar (misalnya metil alkohol), interaksi pelarut dengan ion-ion yang membentuk hidrogen klorida sangat besar. Misalnya, kation hidrogen H+ tidak bisa berdiri sendiri: kation (proton) ini berikatan sangat erat dengan molekul air sehingga hanya ada dalam bentuk ion hidronium:

H+ + H2O  H3O+ Molekul pelarut polar tertarik pada ion lebih kuat daripada ikatan kation dan anion satu sama lain dalam molekul zat. Akibatnya, elektrolit terdisosiasi: HCl ⇄ H+ + Cl–, atau, lebih tepatnya, Ion berada dalam larutan dalam kompleks dengan molekul pelarut, seperti, khususnya, ion Cu2+ dengan 4H2O; Fe2+ dengan 6H2O, dll. Hal ini menentukan perubahan sifat larutan dibandingkan dengan karakteristik pelarut dan zat terlarut yang diambil secara terpisah. I. A. Kablukov melakukan sejumlah studi mendasar tentang berbagai solusi. Hasil karyanya memungkinkan untuk memperluas batas-batas teori larutan dan memperluasnya ke semua media berair dan non-air, termasuk media campuran yang terdiri dari beberapa pelarut. Hal ini memberikan dorongan yang kuat untuk pengembangan lebih lanjut doktrin ion dalam larutan, kemampuan larutan untuk mentransfer muatan listrik, dll.

Tampilan