Teori pelarutan solvat (hidrat). Teori larutan Proses pembubaran teori fisika dan kimia larutan
Kuliah 1.
“KONSEP “SOLUSI”. TEORI LARUTAN KIMIA"
Solusi penting dalam kehidupan manusia dan aktivitas praktis. Solusinya adalah semua cairan fisiologis terpenting (darah, getah bening, dll.). Tubuh adalah sistem kimia yang kompleks, dan sebagian besar reaksi kimia dalam tubuh terjadi dalam larutan air. Karena alasan inilah tubuh manusia terdiri dari 70% air, dan dehidrasi parah pada tubuh terjadi dengan cepat dan merupakan kondisi yang sangat berbahaya.
Banyak proses teknologi, seperti produksi soda atau asam nitrat, isolasi dan pemurnian logam langka, pemutihan dan pewarnaan kain, dilakukan dalam larutan.
Untuk memahami mekanisme banyak reaksi kimia, perlu dipelajari proses yang terjadi dalam larutan.
Konsep "solusi". Jenis solusi
Larutan- padat, cair atau gas sistem homogen, terdiri dari dua atau lebih komponen.
Sistem homogen terdiri dari satu fase.
Fase- bagian dari sistem yang dipisahkan dari bagian lainnya melalui suatu antarmuka, ketika melewatinya sifat-sifat (densitas, konduktivitas termal, konduktivitas listrik, kekerasan, dll.) berubah secara tiba-tiba. Fasanya bisa padat, cair, gas.
Jenis larutan yang paling penting adalah larutan cair, tetapi dalam arti luas, larutan juga berbentuk padat (paduan kuningan: tembaga, seng; baja: besi, karbon) dan gas (udara: campuran nitrogen, oksigen, karbon dioksida dan berbagai kotoran).
Solusinya mengandung setidaknya dua komponen, salah satunya adalah pelarut, dan lain-lain - zat terlarut.
Pelarut adalah komponen solusi yang berada dalam keadaan agregasi yang sama dengan solusi. Selalu ada lebih banyak pelarut dalam suatu larutan dibandingkan berat komponen lainnya. Zat terlarut ditemukan dalam larutan dalam bentuk atom, molekul atau ion.
Mereka berbeda dari solusi:
Penangguhan adalah sistem yang terdiri dari partikel padat kecil yang tersuspensi dalam cairan (bedak dalam air)
Emulsi- ini adalah sistem di mana satu cairan dihancurkan menjadi cairan lain yang tidak melarutkannya (yaitu, tetesan kecil cairan yang terletak di cairan lain: misalnya bensin dalam air).
Aerosol– gas dengan partikel padat atau cair tersuspensi di dalamnya (kabut: tetesan udara dan cairan)
Suspensi, emulsi dan aerosol terdiri dari beberapa fase, tidak homogen dan homogen sistem tersebar . Suspensi, emulsi dan aerosol bukanlah solusi!
Teori kimia tentang larutan.
Pelarut bereaksi secara kimia dengan zat terlarut.
Teori kimia larutan diciptakan oleh D.I. Mendeleev pada akhir abad ke-19. berdasarkan fakta eksperimental berikut:
1) Pelarutan suatu zat disertai dengan penyerapan atau pelepasan panas. Artinya, pelarutan merupakan reaksi eksotermik atau endotermik.
Proses eksotermik– suatu proses yang disertai dengan pelepasan panas ke lingkungan luar (Q>0).
Proses endotermik– suatu proses yang disertai dengan penyerapan panas dari lingkungan luar (Q<0).
(contoh: pelarutan CuSO 4 berlangsung eksotermik, NH 4 Cl berlangsung endotermik). Penjelasan: agar molekul pelarut dapat merobek partikel zat terlarut satu sama lain, energi harus dikeluarkan (ini adalah komponen endotermik dari proses pelarutan); ketika partikel zat terlarut berinteraksi dengan molekul pelarut, energi dilepaskan (proses eksotermik). Akibatnya, efek termal dari pelarutan ditentukan oleh komponen yang lebih kuat. ( Contoh: ketika 1 mol suatu zat dilarutkan dalam air, dibutuhkan 250 kJ untuk memecah molekulnya, dan ketika ion-ion yang dihasilkan berinteraksi dengan molekul pelarut, 450 kJ dilepaskan. Berapakah efek termal bersih dari pelarutan? Jawaban: 450-250=200 kJ, efek eksotermik, karena komponen eksotermik lebih besar dibandingkan komponen endotermik ).
2) Pencampuran komponen-komponen suatu larutan dengan volume tertentu tidak menghasilkan jumlah volume ( contoh: 50 ml etil alkohol + 50 ml air bila dicampur menghasilkan 95 ml larutan)
Penjelasan: Karena interaksi molekul zat terlarut dan pelarut (tarikan, ikatan kimia, dll.), volume “disimpan”.
Perhatian! Berat larutan sama dengan jumlah massa pelarut dan zat terlarut.
3) Bila beberapa zat tak berwarna dilarutkan, larutan berwarna akan terbentuk. ( contoh: CuSO 4 – tidak berwarna, menghasilkan larutan berwarna biru ).
Penjelasan: Ketika beberapa garam tak berwarna dilarutkan, kristal hidrat berwarna terbentuk.
Kesimpulan: Pelarutan merupakan suatu proses fisikokimia yang kompleks dimana terjadi interaksi (elektrostatis, donor-akseptor, pembentukan ikatan hidrogen) antara partikel pelarut dan zat terlarut.
Proses interaksi antara pelarut dan zat terlarut disebut solvasi. Produk dari interaksi ini adalah pelarut. Untuk larutan dalam air, istilah yang digunakan adalah hidrasi Dan hidrat.
Kadang-kadang ketika air menguap, kristal zat terlarut meninggalkan sebagian molekul air dalam kisi kristalnya. Kristal seperti itu disebut kristal hidrat. Ditulis seperti ini: CuSO 4 * 5H 2 O. Artinya, setiap molekul tembaga sulfat CuSO 4 menahan 5 molekul air di dekatnya, menyatukannya ke dalam kisi kristalnya.
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 = 13 = 3. Jadi:
Kita juga dapat mengatakan bahwa 3 ion klor dengan muatan 1 ditukar. Maka z = 31 = 3 dan 
Untuk AgNO 3 z = 11 = 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 = 23 = 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
Salah satu komponen harus berupa pelarut, komponen sisanya adalah zat terlarut.
Pelarut adalah zat yang dalam bentuk murninya mempunyai wujud yang sama dengan larutan. Jika komponen tersebut ada beberapa, maka pelarutlah yang kandungannya dalam larutan lebih besar.
Solusinya adalah:
1. Cairan (larutan NaCl dalam air, larutan I 2 dalam alkohol).
2. Gas (campuran gas, contoh: udara – 21% O 2 + 78% N 2 + 1% gas lainnya).
3. Keras (paduan logam, contoh: Cu + N, Au + Ag).
Yang paling umum adalah larutan cair. Terdiri dari pelarut (cair) dan zat terlarut (gas, cair, padat).
| Solusi cair | ||
Solusi seperti itu bisa saja terjadi akuatik dan non-akuatik.
Air
Non-akuatik
Sejak lama, ada dua sudut pandang tentang sifat pelarutan: fisik dan kimia. Menurut yang pertama, larutan dianggap sebagai campuran mekanis, menurut yang kedua - sebagai senyawa kimia yang tidak stabil dari molekul zat terlarut dan pelarut. Pandangan terakhir diungkapkan oleh D.I. Mendeleev pada tahun 1887 dan sekarang diterima secara umum.
KETENTUAN DASAR TEORI LARUTAN KIMIA, dibuat oleh Mendeleev, diringkas sebagai berikut:
1. Terbentuknya dan adanya suatu larutan terjadi karena adanya interaksi antara semua partikel, baik yang sudah ada sebelumnya maupun yang terbentuk pada saat pelarutan.
2. Larutan adalah sistem dinamis di mana senyawa yang meluruh berada dalam kesetimbangan gerak dengan produk peluruhan sesuai dengan hukum aksi massa.
Ketika suatu zat dilarutkan, terjadi dua proses yang berhubungan dengan perubahan energi sistem “zat-pelarut”:
1) penghancuran struktur zat terlarut (ini memerlukan sejumlah energi) – reaksi endotermik.
2) interaksi pelarut dengan partikel zat terlarut (panas dilepaskan) - reaksinya eksotermik.
Tergantung pada rasio efek termal ini, proses pelarutan suatu zat dapat bersifat eksotermik (∆H< O) или эндотермическим (∆H >HAI).
Kalor larutan ∆H adalah banyaknya kalor yang dilepaskan atau diserap ketika 1 mol suatu zat dilarutkan.
Panas larutan berbeda untuk zat yang berbeda. Jadi, ketika kalium hidroksida atau asam sulfat dilarutkan dalam air, suhu meningkat secara signifikan (∆H< O), а при растворении нитратов калия или аммония резко снижается (∆H >HAI).
Pelepasan atau penyerapan panas selama pelarutan merupakan tanda terjadinya reaksi kimia. Akibat interaksi zat terlarut dengan pelarut, terbentuk senyawa yang disebut pelarut (atau hidrat, jika pelarutnya adalah air). Banyak senyawa jenis ini bersifat rapuh, namun dalam beberapa kasus terbentuk senyawa kuat yang dapat dengan mudah diisolasi dari larutan melalui kristalisasi.
Dalam hal ini, zat kristal yang mengandung molekul air rontok, disebut kristal hidrat(misalnya: tembaga sulfat CuSO 4 * 5 H 2 O – kristal hidrat); Air yang termasuk dalam hidrat kristal disebut air kristalisasi.
Ide hidrasi (kombinasi suatu zat dengan air) dikemukakan dan dikembangkan oleh ilmuwan Rusia I.A. Kablukov dan V.A. Kistyakovsky. Berdasarkan gagasan ini, sudut pandang kimia dan fisika tentang larutan digabungkan.
Dengan demikian, pembubaran solusi– sistem fisik dan kimia.
1. Solusi– sistem komposisi variabel homogen (homogen) yang mengandung dua atau lebih komponen dan produk interaksinya.
2. Larutan terdiri dari pelarut dan zat terlarut.
3. Solusinya adalah:
A) Cairan (larutan NaCl dalam air, larutan I 2 dalam alkohol).
B) Gas (campuran gas, contoh: udara – 21% O 2 + 78% N 2 + 1% gas lainnya).
B) Keras (paduan logam, contoh: Cu + N, Au + Ag).
| Solusi cair | ||
| zat cair + gas (larutan O 2 dalam air) | zat cair + cair (larutan H 2 SO 4 dalam air) | cair + padat (larutan gula dalam air) |
Solusi seperti itu bisa saja terjadi akuatik dan non-akuatik.
5.Air– larutan yang pelarutnya adalah air.
6. Non-akuatik– larutan yang pelarutnya adalah cairan lain (benzena, alkohol, eter, dll.)
7. KETENTUAN DASAR TEORI LARUTAN KIMIA :
1. Terbentuknya dan adanya suatu larutan terjadi karena adanya interaksi antara semua partikel, baik yang sudah ada sebelumnya maupun yang terbentuk pada saat pelarutan.
2. Larutan adalah sistem dinamis dimana senyawa pengurai berada dalam kesetimbangan gerak dengan produk penguraian berada di dalamnya sesuai dengan hukum aksi massa.
8. Ketika suatu zat dilarutkan, terjadi dua proses yang berhubungan dengan perubahan energi sistem “zat – pelarut”:
1.penghancuran struktur zat terlarut (ini memerlukan sejumlah energi) – reaksi endotermik.
2. interaksi pelarut dengan partikel zat terlarut (panas dilepaskan) - reaksinya eksotermik.
9. Pelepasan atau penyerapan panas pada saat pelarutan merupakan tanda terjadinya reaksi kimia.
10. Akibat interaksi zat terlarut dengan pelarut, terbentuk senyawa yang disebut pelarut (atau hidrat, jika pelarutnya adalah air)
11. Zat kristal yang mengandung molekul air disebut kristal hidrat(misalnya: tembaga sulfat CuSO 4 * 5 H 2 O – kristal hidrat); air yang termasuk dalam hidrat kristal disebut air kristalisasi
12. Pembubaran- ini bukan hanya proses fisik, tetapi juga proses kimia, dan solusi– sistem fisik dan kimia.
Jenis solusi (tahu).
Pembubaran adalah proses yang dapat dibalik:
Berdasarkan perbandingan jumlah partikel yang masuk ke dalam larutan dan jumlah partikel yang dikeluarkan dari larutan, larutan dibedakan. kaya, tak jenuh Dan terlalu jenuh.
Di sisi lain, berdasarkan jumlah relatif zat terlarut dan pelarut, larutan dibagi menjadi encer pekat
Suatu larutan dimana zat tertentu tidak lagi larut pada suhu tertentu, mis. larutan yang berada dalam kesetimbangan dengan zat terlarut disebut kaya tak jenuh. DI DALAM terlalu jenuh Kelarutan Ukuran kelarutan atau koefisien Kelarutan suatu zat pada suhu tertentu adalah banyaknya gram zat yang larut dalam 100 g air.
Berdasarkan kelarutannya dalam air, padatan secara konvensional dibagi menjadi 3 kelompok:
1. Zat yang sangat larut dalam air (10 g suatu zat dalam 100,0 air. Misalnya, 200 g gula larut dalam 1 liter air).
2. Zat yang sedikit larut dalam air (0,01 sampai 10 g suatu zat dalam 100 g air. Contoh: gipsum CaSO 4 larut 2,0 dalam 1 liter).
3. Zat yang praktis tidak larut dalam air (0,01 g dalam 100,0 air. Misalnya AgCl - 1,5 * 10 -3 g larut dalam 1 liter air).
Kelarutan suatu zat tergantung pada sifat pelarut, sifat zat terlarut, suhu, tekanan (untuk gas).
Kelarutan gas menurun dengan meningkatnya suhu dan meningkat dengan meningkatnya tekanan.
Ketergantungan kelarutan zat padat terhadap suhu ditunjukkan oleh kurva kelarutan.
Kelarutan banyak padatan meningkat seiring dengan meningkatnya suhu.
Dari kurva kelarutan kita dapat menentukan:
1. Koefisien kelarutan zat pada temperatur berbeda.
2. Massa zat terlarut yang mengendap ketika larutan didinginkan dari t 1 0 C sampai t 2 0 C.
Proses mengisolasi suatu zat dengan cara menguapkan atau mendinginkan larutan jenuhnya disebut rekristalisasi. Rekristalisasi digunakan untuk memurnikan zat.
Sayangnya, sampai saat ini belum ada teori yang memungkinkan kita menggabungkan hasil penelitian individu dan menurunkan hukum umum kelarutan. Situasi ini sebagian besar disebabkan oleh fakta bahwa kelarutan berbagai zat bergantung pada suhu dengan cara yang sangat berbeda.
Satu-satunya hal yang dapat dipandu sampai batas tertentu adalah aturan lama, yang ditemukan melalui pengalaman: suka larut menjadi suka. Maknanya berdasarkan pandangan modern tentang struktur molekul adalah jika pelarut itu sendiri memiliki molekul non-polar atau rendah polar (misalnya benzena, eter), maka zat dengan molekul non-polar atau rendah polar akan larut. baik di dalamnya, dan zat dengan polaritas lebih besar akan larut lebih buruk, dan zat yang dibuat menurut tipe ionik praktis tidak akan larut. Sebaliknya, pelarut dengan sifat molekul yang sangat polar (misalnya, air), biasanya, akan melarutkan zat dengan baik dengan molekul berjenis polar dan sebagian ionik, dan sulit melarutkan zat dengan molekul non-polar.
1. Pembubaran adalah proses yang dapat dibalik: zat terlarut + pelarut ↔ zat dalam larutan ± Q.
2. Berdasarkan perbandingan dominasi jumlah partikel yang masuk ke dalam larutan dan keluar dari larutan, larutan dibedakan kaya, tak jenuh Dan terlalu jenuh.
3. Berdasarkan jumlah relatif zat terlarut dan pelarut, larutan dibedakan menjadi encer(mengandung sedikit zat terlarut) dan pekat(mengandung banyak zat terlarut).
4. Larutan yang suatu zat tertentu pada suhu tertentu tidak lagi larut disebut kaya, dan larutan yang masih dapat melarutkan sejumlah tambahan zat tertentu adalah tak jenuh. DI DALAM terlalu jenuh larutan mengandung lebih banyak zat dibandingkan larutan jenuh.
5. Kelarutan adalah sifat suatu zat untuk larut dalam air dan pelarut lainnya.
6. Kelarutan suatu zat tergantung pada sifat pelarut, sifat zat terlarut, suhu, tekanan (untuk gas).
4. Cara menyatakan konsentrasi larutan: fraksi massa
(tahu).
Komposisi kuantitatif larutan ditentukan oleh konsentrasinya.
Konsentrasi adalah jumlah zat terlarut per satuan volume.
Ada dua jenis sebutan konsentrasi zat - analitis dan teknis.
|
Sebagai hasil dari mempelajari topik ini, Anda akan belajar:
Sebagai hasil dari mempelajari topik ini, Anda akan belajar:
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.
