Ciri penting air cair adalah kemampuannya untuk berdisosiasi secara spontan berdasarkan reaksi:

H 2 O (l) « H + (aq) + OH - (aq)

Proses ini disebut juga self-ionization atau autoprotolysis. Proton H + dan anion OH - yang dihasilkan dikelilingi oleh sejumlah molekul air polar, yaitu. terhidrasi: H + ×nH 2 O; OH - ×mH 2 O. Hidrasi primer dapat diwakili oleh sejumlah kompleks aqua: H 3 O + ; H 5 O 2 + ; H 7 HAI 3 + ; H 9 O 4 + , di antaranya ion H 9 O 4 + mendominasi (H + ×4H 2 O). Masa hidup semua ion ini di dalam air sangat singkat, karena proton terus-menerus bermigrasi dari beberapa molekul

air kepada orang lain. Biasanya, dalam persamaan, untuk mempermudah, hanya kation dengan komposisi H 3 O + (H + ×H 2 O), yang disebut ion hidronium, yang digunakan.

Proses disosiasi air dengan memperhatikan hidrasi proton dan pembentukan ion hidronium dapat dituliskan: 2H 2 O « H 3 O + + OH -

Air merupakan elektrolit lemah yang derajat disosiasinya adalah

Karena à C sama dengan (H 2 O) "Tanpa keluar (H 2 O) atau [H 2 O] sama dengan ≈ [H 2 O] keluar

– jumlah mol yang terkandung dalam satu liter air. C out (H 2 O) dalam larutan encer tetap konstan. Keadaan ini memungkinkan kita untuk memasukkan C sama dengan (H 2 O) ke dalam konstanta kesetimbangan.

Jadi, hasil kali dua konstanta menghasilkan konstanta baru, yang disebut produk ionik air. Pada suhu 298 K.

¾- Keteguhan produk ionik air berarti bahwa dalam larutan berair apa pun: asam, netral, atau basa, selalu terdapat kedua jenis ion (H + dan OH -)

¾- Dalam air murni, konsentrasi ion hidrogen dan hidroksil adalah sama dan dalam kondisi normal adalah:

K w 1/2 = 10 -7 mol/l.

¾- Ketika asam ditambahkan, konsentrasi [H + ] meningkat, mis. kesetimbangan bergeser ke kiri, dan konsentrasi [OH - ] menurun, namun Kw tetap sama dengan 10 -14.

Dalam lingkungan asam > 10 -7 mol/l, dan< 10 -7 моль/л

Dalam lingkungan basa< 10 -7 моль/л, а >10 -7 mol/l

Dalam praktiknya, untuk kenyamanan, mereka menggunakan nilai pH dan indeks hidroksil (pOH) medium.

Ini adalah logaritma desimal terbalik dari konsentrasi (aktivitas) ion hidrogen atau ion hidroksil dalam larutan, masing-masing: pH = - log, pH = - log

Dalam larutan air pH + pH = 14.

Tabel No.14.

K w bergantung pada suhu (karena disosiasi air adalah proses endotermik)

K w (25 o C) = 10 -14Þ pH = 7

K w (50 o C) = 5,47×10 -14 Þ pH = 6,63

Pengukuran pH digunakan secara luas. Dalam biologi dan kedokteran, nilai pH cairan biologis digunakan untuk menentukan patologi. Misalnya pH serum darah normal adalah 7,4±0,05; air liur – 6.35..6.85; jus lambung – 0.9..1.1; air mata – 7,4±0,1. Di bidang pertanian, pH mencirikan keasaman tanah, keadaan ekologi perairan alami, dll.



Indikator asam basa adalah senyawa kimia yang berubah warna tergantung pada pH lingkungan di mana senyawa tersebut ditemukan. Anda mungkin memperhatikan bagaimana warna teh berubah ketika Anda memasukkan lemon ke dalamnya - ini adalah contoh kerja indikator asam-basa.

Indikator biasanya berupa asam atau basa organik lemah dan dapat berada dalam larutan dalam dua bentuk tautomer:

HInd « H + + Ind - , di mana HInd adalah bentuk asam (ini adalah bentuk yang mendominasi dalam larutan asam); Ind adalah bentuk utama (dominan dalam larutan basa).

Perilaku indikator mirip dengan perilaku elektrolit lemah dengan adanya elektrolit kuat dengan ion yang sama. Oleh karena itu, kesetimbangan semakin bergeser ke arah keberadaan bentuk asam HInd dan sebaliknya (prinsip Le Chatelier).

Pengalaman dengan jelas menunjukkan kemungkinan menggunakan beberapa indikator:

Tabel No.15

Perangkat khusus - pengukur pH - memungkinkan Anda mengukur pH dengan akurasi 0,01 dalam kisaran 0 hingga 14. Penentuan tersebut didasarkan pada pengukuran ggl sel galvanik, salah satu elektrodanya, misalnya, kaca.

Konsentrasi ion hidrogen yang paling akurat dapat ditentukan dengan titrasi asam basa. Titrasi adalah proses menambahkan secara bertahap sebagian kecil larutan yang konsentrasinya telah diketahui (titran) ke dalam larutan yang dititrasi, yang konsentrasinya ingin kita tentukan.

Solusi penyangga- ini adalah sistem yang pH-nya berubah relatif sedikit ketika diencerkan atau ditambahkan sedikit asam atau basa ke dalamnya. Paling sering ini adalah solusi yang mengandung:

a) a) Asam lemah dan garamnya (CH 3 COOH + CH 3 COONa) - buffer asetat

c) Basa lemah dan garamnya (NH 4 OH + NH 4 Cl) - buffer amonium-amonium

c) Dua garam asam dengan K d yang berbeda (Na 2 HPO 4 + NaH 2 PO 4) - buffer fosfat

Mari kita perhatikan mekanisme pengaturan larutan buffer dengan menggunakan contoh larutan buffer asetat.

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + ,

CH 3 COONa « CH 3 COO - + Na +

1. 1) jika Anda menambahkan sedikit alkali ke dalam campuran buffer:

CH 3 COOH + NaOH « CH 3 COONa + H 2 O,

NaOH dinetralkan oleh asam asetat untuk membentuk elektrolit lemah H 2 O. Kelebihan natrium asetat menggeser kesetimbangan menuju asam yang dihasilkan.

2. 2) jika Anda menambahkan sedikit asam:

CH 3 COONa + HCl « CH 3 COOH + NaCl

Kation hidrogen H+ mengikat ion CH3COO -

Mari kita cari konsentrasi ion hidrogen dalam larutan buffer asetat:

Konsentrasi kesetimbangan asam asetat adalah C ref,k (karena garam merupakan elektrolit lemah), dan [CH 3 COO -- ] = garam C (karena garam merupakan elektrolit kuat), maka . Persamaan Henderson-Hasselbalch:

Jadi, pH sistem buffer ditentukan oleh rasio konsentrasi garam dan asam. Ketika diencerkan, rasio ini tidak berubah dan pH buffer tidak berubah ketika diencerkan; ini membedakan sistem buffer dari larutan elektrolit murni, yang mana hukum pengenceran Ostwald berlaku.

Ada dua karakteristik sistem buffer:

1.Kekuatan penyangga. Nilai absolut dari gaya penyangga bergantung pada

konsentrasi total komponen sistem buffer, mis. Semakin tinggi konsentrasi sistem buffer, semakin banyak basa (asam) yang dibutuhkan untuk perubahan pH yang sama.

2.Kapasitas penyangga (B). Kapasitas buffer adalah batas terjadinya efek buffering. Campuran buffer mempertahankan pH konstan hanya dengan syarat jumlah asam atau basa kuat yang ditambahkan ke dalam larutan tidak melebihi nilai batas tertentu - B. Kapasitas buffer ditentukan oleh jumlah g/ekuivalen asam kuat (basa). ) yang harus ditambahkan ke dalam satu liter campuran buffer untuk mengubah nilai pH per unit, yaitu. . Kesimpulan: Properti sistem buffer:

1. 1. sedikit bergantung pada pengenceran.

2. 2.Penambahan asam kuat (basa) hanya mengalami sedikit perubahan dalam batas kapasitas buffer B.

3. 3. Kapasitas penyangga tergantung pada gaya penyangga (konsentrasi komponen).

4. 4. Buffer menunjukkan efek maksimum bila asam dan garam terdapat dalam larutan dalam jumlah yang setara:

Dengan garam = Dengan garam; = Kd,k; pH = pK d,k (pH ditentukan oleh nilai K d).

Hidrolisis adalah reaksi kimia air dengan garam. Hidrolisis garam direduksi menjadi proses transfer proton. Sebagai akibat dari kemunculannya, sejumlah ion hidrogen atau hidroksil berlebih muncul, memberikan sifat asam atau basa pada larutan. Jadi, hidrolisis adalah kebalikan dari proses netralisasi.

Hidrolisis garam meliputi 2 tahap:

a) Disosiasi elektrolitik garam dengan pembentukan ion terhidrasi :. KCl à K + + Cl - K + + xH 2 O à K + × xH 2 O (ikatan donor-akseptor, donor adalah atom O yang mempunyai 2 pasangan elektron bebas,

akseptor – kation dengan orbital kosong)

Cl - + yH 2 O « Cl - ×yH 2 O (ikatan hidrogen)

c) Hidrolisis oleh anion. Cl - + HOH dan HCl + OH -

c) Hidrolisis dengan kation. K++HOH dan KOH+

Semua garam terbentuk dengan partisipasi yang lemah

elektrolit:

1.Garam dibentuk oleh anion asam lemah dan kation basa kuat

CH 3 COONa + HOH « CH 3 COOH + NaOH

CH 3 COO - + НОН « CH 3 COН + OH - , рН > 7

Anion asam lemah bertindak sebagai basa dalam hubungannya dengan air, donor proton, yang menyebabkan peningkatan konsentrasi OH -, yaitu. alkalisasi lingkungan.

Kedalaman hidrolisis ditentukan oleh: derajat hidrolisis a g:

– konsentrasi garam yang mengalami hidrolisis

– konsentrasi garam asli

a g kecil, misalnya untuk 0,1 mol larutan CH 3 COONa pada 298 K sama dengan 10 -4.

Selama hidrolisis, kesetimbangan terbentuk dalam sistem, ditandai dengan K p

Oleh karena itu, semakin rendah konstanta disosiasi, semakin tinggi konstanta hidrolisisnya. Derajat hidrolisis berhubungan dengan konstanta hidrolisis dengan persamaan:

Dengan meningkatnya pengenceran, mis. Dengan menurunnya C0, derajat hidrolisis meningkat.

2. 2.Garam dibentuk oleh kation basa lemah dan anion asam kuat

NH 4 Cl + HOH ↔ NH 4 OH +

NH 4 + + HOH ↔ NH 4 OH + H + , pH< 7

Kesetimbangan protolitik bergeser ke kiri, kation basa lemah NH 4 + bertindak sebagai asam terhadap air, yang menyebabkan pengasaman lingkungan. Konstanta hidrolisis ditentukan oleh persamaan:

Konsentrasi kesetimbangan ion hidrogen dapat dihitung: [H + ] sama dengan = a g × C 0 (konsentrasi garam awal), dimana

Keasaman medium tergantung pada konsentrasi awal garam jenis ini.

3. 3.Garam dibentuk oleh anion asam lemah dan kation basa lemah. Menghidrolisis kation dan anion

NH 4 CN + HOH dan NH 4 OH + HCN

Untuk menentukan pH media larutan, bandingkan KD,k dan KD,bas

K D,k > K D,bas à medium yang sedikit asam

KD,k< К Д,осн à среда слабо щелочная

K D,k = K D,bas à lingkungan netral

Akibatnya, derajat hidrolisis garam jenis ini tidak bergantung pada konsentrasinya dalam larutan.

Karena dan [OH - ] ditentukan oleh K D,k dan K D,bas, lalu

PH larutan juga tidak bergantung pada konsentrasi garam dalam larutan.

Garam yang dibentuk oleh anion bermuatan ganda dan kation bermuatan tunggal (sulfida, karbonat, amonium fosfat) hampir terhidrolisis sempurna pada langkah pertama, yaitu. berada dalam larutan berupa campuran basa lemah NH 4 OH dan garamnya NH 4 HS, yaitu dalam bentuk buffer amonium.

Untuk garam yang dibentuk oleh kation bermuatan ganda dan anion bermuatan tunggal (asetat, format Al, Mg, Fe, Cu), hidrolisis meningkat seiring dengan pemanasan dan mengarah pada pembentukan garam basa.

Hidrolisis nitrat, hipoklorit, hipobromit Al, Mg, Fe, Cu berlangsung sempurna dan ireversibel, yaitu. garam tidak diisolasi dari larutan.

Garam: ZnS, AlPO 4, FeCO 3 dan lainnya sedikit larut dalam air, namun beberapa ionnya ikut serta dalam proses hidrolisis, hal ini menyebabkan sedikit peningkatan kelarutannya.

Kromium dan aluminium sulfida terhidrolisis sempurna dan ireversibel untuk membentuk hidroksida yang sesuai.

4. 4.Garam yang dibentuk oleh anion asam kuat dan basa kuat tidak mengalami hidrolisis.

Paling sering, hidrolisis merupakan fenomena berbahaya yang menyebabkan berbagai komplikasi. Jadi, selama sintesis zat anorganik dari larutan berair, pengotor muncul dalam zat yang dihasilkan - produk hidrolisisnya. Beberapa senyawa tidak dapat disintesis sama sekali karena hidrolisis ireversibel.

· - jika hidrolisis berlangsung melalui anion, maka kelebihan alkali ditambahkan ke dalam larutan

· - jika hidrolisis berlangsung melalui kation, maka kelebihan asam ditambahkan ke dalam larutan

Jadi, teori kualitatif larutan elektrolit pertama kali diungkapkan oleh Arrhenius (1883 – 1887). Menurut teori ini:

1. 1. Molekul elektrolit berdisosiasi menjadi ion yang berlawanan

2. 2. Antara proses disosiasi dan rekombinasi terjadi keseimbangan dinamis yang dicirikan oleh KD. Kesetimbangan ini mematuhi hukum aksi massa. Proporsi molekul yang terurai dicirikan oleh derajat disosiasi a. D dan a dihubungkan oleh hukum Ostwald.

3. 3. Larutan elektrolit (menurut Arrhenius) adalah campuran molekul elektrolit, ion-ionnya, dan molekul pelarut, yang tidak terjadi interaksi antara keduanya.

Kesimpulan: Teori Arrhenius memungkinkan penjelasan banyak sifat larutan elektrolit lemah pada konsentrasi rendah.

Namun teori Arrhenius hanya bersifat fisik saja, yaitu tidak mempertimbangkan pertanyaan-pertanyaan berikut:

· Mengapa zat dalam larutan terurai menjadi ion?

· Apa yang terjadi pada ion-ion dalam larutan?

Teori Arrhenius dikembangkan lebih lanjut dalam karya Ostwald, Pisarzhevsky, Kablukov, Nernst, dll. Misalnya, pentingnya hidrasi pertama kali ditunjukkan oleh Kablukov (1891), yang mengawali pengembangan teori elektrolit ke arah yang ditunjukkan oleh Mendeleev (yaitu, ia adalah orang pertama yang menggabungkan teori solvasi Mendeleev dengan teori fisika Arrhenius) . Solvasi adalah proses interaksi elektrolit

molekul pelarut membentuk senyawa kompleks solvat. Jika pelarutnya adalah air, maka proses interaksi elektrolit dengan molekul air disebut hidrasi, dan kompleks aqua disebut hidrat kristalin.

Mari kita perhatikan contoh disosiasi elektrolit dalam keadaan kristal. Proses ini dapat direpresentasikan dalam dua tahap:

1. 1.hancurnya kisi kristal zat DН 0 cr > 0, proses pembentukan molekul (endotermik)

2. 2.pembentukan molekul terlarut, DН 0 pelarut< 0, процесс экзотермический

Kalor pelarutan yang dihasilkan sama dengan jumlah kalor kedua tahap DH 0 dist = DH 0 cr + DH 0 larutan dan dapat bernilai negatif atau positif. Misalnya energi kisi kristal KCl = 170 kkal/mol.

Kalor hidrasi ion K+ = 81 kkal/mol, Cl - = 84 kkal/mol, dan energi yang dihasilkan 165 kkal/mol.

Panas hidrasi sebagian menutupi energi yang dibutuhkan untuk melepaskan ion dari kristal. Sisanya 170 - 165 = 5 kkal/mol dapat ditutupi oleh energi gerak termal, dan pelarutan disertai dengan penyerapan panas dari lingkungan. Hidrat atau solvat memfasilitasi proses disosiasi endotermik, sehingga membuat rekombinasi menjadi lebih sulit.

Namun inilah situasi ketika hanya satu dari dua tahap yang disebutkan yang ada:

1. pelarutan gas - tidak ada tahap pertama penghancuran kisi kristal, solvasi eksotermik tetap ada, oleh karena itu pelarutan gas, pada umumnya, bersifat eksotermik.

2. ketika kristal hidrat dilarutkan, tidak ada tahap solvasi, hanya penghancuran kisi kristal secara endotermik yang tersisa. Misalnya, larutan kristal hidrat: CuSO 4 × 5H 2 O (t) à CuSO 4 × 5H 2 O (p)

DН dist = DН cr = + 11,7 kJ/mol

Larutan garam anhidrat: CuSO 4 (t) à CuSO 4 (r) à CuSO 4 × 5H 2 O (r)

DN dist = DN solv + DN cr = - 78,2 + 11,7 = - 66,5 kJ/mol

Menghantarkan listrik dengan sangat buruk, tapi tetap saja mempunyai konduktivitas listrik yang dapat diukur, bersama yang dijelaskan oleh sedikit disosiasi air menjadi hidrogen dan ion hidroksil:

H2O ⇄ H + OH'

Berdasarkan daya hantar listrik air murni, konsentrasi ion hidrogen dan ion hidroksil dalam air dapat dihitung. Ternyata sama dengan 10 -7 G-dan dia /l.

Dengan menerapkan hukum aksi massa pada disosiasi air, kita dapat menulis:

Mari kita tulis ulang persamaan ini sebagai berikut:

[OH'] = [H2O]K

Karena hanya terdapat sedikit air, konsentrasi molekul H 2 O yang tidak terdisosiasi tidak hanya dalam air, tetapi juga dalam larutan encer dapat dianggap sebagai nilai konstan. Oleh karena itu, dengan mengganti [H 2 O] K dengan konstanta baru KH 2 O, kita mendapatkan:

[H] [OH'] = KE H2O

Persamaan yang dihasilkan menunjukkan bahwa untuk air dan larutan encer pada suhu konstan, hasil kali konsentrasi ion hidrogen dan hidroksil adalah nilai konstan. Konstanta ini disebut produk ionik air. Nilai numeriknya dapat dengan mudah diperoleh dengan mensubstitusi konsentrasi ion hidrogen dan hidroksil ke dalam persamaan terakhir

KE H2O = 10 -7 10 -7 = 10 -14

Larutan yang konsentrasi hidrogen dan konsentrasi ion hidroksilnya sama dan sama setiap 10 —7 g-ion/l disebut larutan netral. Dalam larutan asam konsentrasi ion hidrogen lebih tinggi, dalam larutan basa konsentrasi ion hidroksil lebih tinggi. Namun apa pun reaksi larutannya, hasil kali konsentrasi ion H dan OH' harus tetap konstan.

Jika, misalnya, asam ditambahkan ke dalam air murni secukupnya sehingga konsentrasi ion hidrogen meningkat menjadi 10 -3, konsentrasi ion hidroksil harus dikurangi sehingga produk [H] [OH'] tetap sama dengan 10 - 14. Oleh karena itu, dalam larutan ini konsentrasi ion hidroksil adalah:

10 -14: 10 -3 = 10 -11

Sebaliknya, jika alkali ditambahkan ke dalam air dan dengan demikian meningkatkan konsentrasi ion hidroksil, misalnya menjadi 10 -5, konsentrasi ion hidrogen akan menjadi sama dengan:

10 -14: 10 -5 = 10 -9

Anda sedang membaca artikel dengan topik Disosiasi air

Peran yang sangat penting dalam proses biologis dimainkan oleh air, yang merupakan komponen penting (dari 58 hingga 97%) dari semua sel dan jaringan manusia, hewan, tumbuhan, dan organisme sederhana. ini adalah lingkungan di dalamnya di mana berbagai macam proses biokimia terjadi.

Air memiliki kemampuan melarutkan yang baik dan menyebabkan disosiasi elektrolitik banyak zat terlarut di dalamnya.

Proses disosiasi air menurut teori Brønsted berlangsung menurut persamaan:

N 2 0+H 2 0 N 3 TENTANG + + DIA - ; ΔН dis = +56,5 KJ/mol

Itu. satu molekul air menyumbangkan, dan yang lainnya menambahkan proton, terjadi autoionisasi air:

N 2 0 N + + DIA - - reaksi deprotonasi

N 2 0 + N + N 3 TENTANG + - reaksi protonasi

Konstanta disosiasi air pada 298°K, ditentukan dengan metode konduktivitas listrik, adalah sama dengan:

a(H +) - aktivitas ion H + (untuk singkatnya, alih-alih H3O + tulis H +);

a(OH -) - aktivitas ion OH -;

a(H 2 0) - aktivitas air;

Derajat disosiasi air sangat kecil, sehingga aktivitas ion hidrogen dan hidroksida dalam air murni hampir sama dengan konsentrasinya. Konsentrasi air konstan dan sama dengan 55,6 mol.

(1000g: 18g/mol= 55,6 mol)

Mengganti nilai ini ke dalam ekspresi konstanta disosiasi Kd(H 2 0), dan alih-alih aktivitas ion hidrogen dan hidroksida, konsentrasinya, diperoleh ekspresi baru:

K(H 2 0) = C (H +) × C (OH -) = 10 -14 mol 2 / l 2 pada 298 K,

Lebih tepatnya, K(H 2 0) = a(H +) × a(OH -) = 10 -14 mol 2 l 2 -

K(H 2 0) disebut produk ionik air atau konstanta autoionisasi.

Dalam air murni atau larutan berair apa pun pada suhu konstan, produk dari konsentrasi (aktivitas) ion hidrogen dan hidroksida adalah nilai konstan, yang disebut produk ionik air.

Konstanta K(H 2 0) bergantung pada suhu. Ketika suhu meningkat, suhu meningkat, karena Proses disosiasi air bersifat endotermik. Dalam air murni atau larutan berbagai zat dengan aktivitas (konsentrasi) 298K, ion hidrogen dan hidroksida akan menjadi:

a(H +)=a(OH -)=K(H 2 0) = 10 -14 =10 -7 mol/l.

Dalam larutan asam atau basa, konsentrasi ini tidak lagi sama satu sama lain, tetapi akan berubah secara konjugasi: ketika salah satu dari mereka meningkat, yang lain akan menurun dan sebaliknya, misalnya,

a(H +)=10 -4, a(OH -)=10 -10, hasil kali keduanya selalu 10 -14

nilai pH

Secara kualitatif, reaksi medium dinyatakan melalui aktivitas ion hidrogen. Dalam praktiknya, mereka tidak menggunakan nilai ini, tetapi indikator hidrogen pH - nilai yang secara numerik sama dengan logaritma desimal negatif dari aktivitas (konsentrasi) ion hidrogen, dinyatakan dalam mol/l.

pH= -lga(H + ),

dan untuk larutan encer

pH= -lgC(H + ).

Untuk air murni dan media netral pada 298K pH=7; untuk larutan pH asam<7, а для щелочных рН>7.

Reaksi medium juga dapat dicirikan oleh indeks hidroksil:

pOH= -lga(OH - )

atau kira-kira

pOH= -Aku gBERSAMAH - ).

Oleh karena itu, dalam lingkungan netral pH = pH = 7; dalam lingkungan asam pOH>7, dan dalam lingkungan basa pOH<7.

Jika kita mengambil logaritma desimal negatif dari ekspresi produk ionik air, kita mendapatkan:

pH + pH = 14.

Oleh karena itu, pH dan pOH juga merupakan besaran konjugasi. Jumlahnya untuk larutan encer selalu sama dengan 14. Mengetahui pH, mudah untuk menghitung pOH:

pH=14 – pH

dan sebaliknya:

ROH= 14 - pH.

Larutan dibedakan antara keasaman aktif, potensial (cadangan) dan total.

Keasaman aktif diukur dengan aktivitas (konsentrasi) ion hidrogen dalam suatu larutan dan menentukan pH larutan. Dalam larutan asam dan basa kuat, pH bergantung pada konsentrasi asam atau basa, dan aktivitas ion H + dan dia - dapat dihitung dengan menggunakan rumus:

sebuah + )= C(l/z asam)×α masing-masing; pH= - log a(H + )

a(OH - )=C(l/z basis)×α masing-masing; pH= - log a(OH - )

pH= - logC(l/z asam) – untuk larutan asam kuat yang sangat encer

pOH= - logC(l/z basa) - untuk larutan basa yang sangat encer

Potensi keasaman diukur dengan jumlah ion hidrogen yang terikat dalam molekul asam, mis. mewakili “cadangan” molekul asam yang tidak terdisosiasi.

Keasaman total- jumlah keasaman aktif dan potensial, yang ditentukan oleh konsentrasi analitis asam dan ditentukan dengan titrasi

Salah satu sifat menakjubkan dari organisme hidup adalah asam basa

homeostatis - keteguhan pH cairan biologis, jaringan dan organisme. Tabel 1 menyajikan nilai pH beberapa objek biologis.

Tabel 1

Dari tabel data terlihat bahwa pH berbagai cairan dalam tubuh manusia bervariasi dalam rentang yang cukup luas tergantung lokasinya. DARAH, seperti cairan biologis lainnya, ia berupaya mempertahankan nilai pH yang konstan, yang nilainya disajikan pada Tabel 2

Meja 2

Perubahan pH dari nilai yang ditunjukkan hanya sebesar 0,3 menuju kenaikan atau penurunan menyebabkan perubahan proses enzimatik, yang menyebabkan kondisi menyakitkan yang parah pada manusia. Perubahan pH hanya 0,4 tidak lagi sesuai dengan kehidupan. Para peneliti telah menemukan bahwa sistem penyangga darah berikut terlibat dalam pengaturan keseimbangan asam-basa: hemoglobin, bikarbonat, protein dan fosfat. Porsi masing-masing sistem dalam kapasitas buffer disajikan pada Tabel 3.

Tabel 3

Semua sistem penyangga tubuh mempunyai mekanisme kerja yang sama, karena Mereka terdiri dari asam lemah: karbonat, dihidrofosfor (ion dihidrogen fosfat), protein, hemoglobin (oksohemoglobin) dan garam dari asam ini, terutama natrium, yang memiliki sifat basa lemah. Tetapi karena sistem bikarbonat dalam tubuh tidak ada bandingannya dalam hal kecepatan respons, kami akan mempertimbangkan kemampuan untuk mempertahankan lingkungan yang konstan dalam tubuh dengan menggunakan sistem ini.

Disosiasi air. Indikator hidrogen.

DI DALAM Oda adalah elektrolit yang sangat lemah. (Elektrolit adalah zat yang larutan atau lelehannya dapat menghantarkan arus listrik). Air terdisosiasi (terpecah) menjadi ion-ion penyusunnya:

H 2 O ↔ H + + OH -

Produk ionik air K W = [H + ] · [OH - ] = 10 -14 = konstanta (konsentrasi molar ion mol/l secara konvensional ditunjukkan dalam tanda kurung siku). Dalam praktiknya, indeks hidrogen digunakan untuk menentukan lingkungan. Logaritma desimal negatif eksponen hidrogen dari konsentrasi molar ion hidrogen: pH= - log [H + ] dan berada dalam 0<рН<14

Ion dalam larutan

Rabu

pH

[H + ] > [OH - ]

Kecut

pH< 7

[ H + ] = [OH - ] = 10 -7 mol/l

Netral

pH = - log [ H + ] = - log 10 -7 = - (- 7) = 7

[OH - ] > [H + ]

basa

pH>7

Di mana

pH

Di mana

pH

perut

Hujan

5,5-6,5

usus

8,5 - 9

Keran air

6-6,5-7

kulit

5,5 -6

Air laut

8-8,5

darah

7,35-7,45

Tanah

4-10

Hidrolisis

Interaksi ion garam dengan ion air yang mengubah nilai pH disebut hidrolisis. Ini adalah reaksi yang dapat dibalik.

Jika pH tidak berubah pada saat garam dilarutkan (pH = 7 tetap), maka hidrolisis tidak terjadi.

Kehadiran ion lemah dalam garam menyebabkan hidrolisis - ion lemahlah yang mengikat ion air yang bermuatan berlawanan, sehingga terbentuk baru partikel (dengan atau tanpa muatan), dan ion air yang tersisa mengatur medium: H+ - asam, OH − - basa.

Elektrolit kuat.

Asam kuat

Alasan yang kuat

HCl ↔ H + + Cl −

NaOH↔ Na + + OH −

H 2 JADI 4 ↔ 2 H + + JADI 4 2−

KOH↔ K + + OH −

HNO 3 ↔ H + + NO 3 −

Jika tidak ada partikel dalam tabel, maka akan ada partikel lemah (ion lemah).

Garam terdiri dari kation (ion positif) dan anion (ion negatif):

Saya + n K.O. - N (residu asam)

Ada 4 kemungkinan kombinasi garam: 1. kuat + dan kuat −

2. kuat + dan lemah -

3. lemah + dan kuat -

4.lemah + dan lemah -

Mari kita perhatikan reaksi dengan variasi ion berikut:

1. NaCl + H 2 O tidak ada hidrolisis, karena tidak ada partikel lemah di dalam garam, dan pH tidak berubah (sama dengan 7)

kuat+kuat

reaksinya netral dan berjalan disosiasi menjadi ion: NaCl + H 2 O ↔ Na + + Cl − + H 2 O

2. hidrolisis soda (teknis)

Na 2 CO 3 + H 2 O ↔

Kuat+lemah

CO 3 2− + H + OH - ↔ H + CO 3 2− − + OH - lingkungan basa, pH>7, selanjutnya perlu ditulis dalam bentuk molekul

Na 2 CO 3 + H 2 O ↔ Na + H + CO 3 2− O + Na + OH - O

3. Hidrolisis seng sulfat

ZnSO 4 + H 2 O ↔

Lemah+kuat

Zn +2 + H + OH - ↔ Zn +2 OH - + + H + lingkungan asam, pH<7, нужно далее написать в молекулярном виде

2 ZnSO 4 +2 H 2 O ↔ (Zn +2 OH - ) + 2 SO 4 2- O + H 2 + SO 4 2- O

4. Hidrolisis aluminium karbonat berlangsung sampai selesai, karena garam tersusun dari dua partikel lemah.

Al 2 (С O 3 ) 3 + 6H 2 O ↔ 2Al(OH) 3 + 3H 2 CO 3

Elektrokimia

Jika suatu pelat logam diletakkan dalam larutan garamnya, maka akan terbentuk lapisan listrik ganda pada batas fasa padat dan cair, yang nilainya diperkirakan dengan nilai potensial elektroda φ. Untuk banyak logam, potensial elektroda ditentukan menggunakan elektroda hidrogen, yang potensialnya diasumsikan nol φ=0. Data potensial elektroda disajikan pada Tabel No. 3 Lampiran Metode 4/23/2 “Program kerja dan tugas pengujian”.

Potensi elektroda standar ( 0 )

beberapa logam (rentang tegangan) pada 298K.

Setengah reaksi elektroda

Setengah reaksi elektroda

Li + (aq.) + 1 e - = Li (sol.)

3.045

Cd 2+ (aq) + 2 e - = Cd (sol)

0.403

Rb + (aq) + 1 e - = Rb (sol)

2.925

Co 2+ (aq) + 2e - = Co (sol)

0.277

K + (aq) + 1 e - = K (sol)

2.924

Ni 2+ (aq) + 2 e - = Ni (sol)

0.250

Cs + (aq.) + 1 e - = Cs (sol.)

2.923

Sn 2+ (aq) + 2 e - = Sn (sol)

0.136

Ba 2+ (aq) + 2 e - = Ba (sol)

2.905

Pb 2+ (aq.) + 2 e - = Pb (sol.)

0.126

Ca 2+ (aq) + 2 e - = Ca (sol)

2.866

Fe 3+ (aq.) + 3 e - = Fe (sol.)

0.037

Na + (aq.) + e - = Na (sol.)

2.714

2 H + (aq) + 2 e - = H 2 (g)

0.000

Mg 2+ (aq) + 2 e - = Mg (sol)

2.363

Sb 3+ (aq.) + 3 e - = Sb (sol.)

0.200

Al 3+ (aq.) + 3 e - = Al (sol.)

1.663

Bi 3+ (aq) + 3 e - = Bi (sol)

0.215

Ti 2+ (aq) + 2 e - = Ti (sol)

1.630

Cu 2+ (aq.) + 2 e - = C u (sol.)

0.337

Zr 4+ (aq.) + 4 e - = Zr (sol.)

1.539

Cu + (aq) + e - = Cu (sol)

0.520

Mn 2+ (aq.) + 2 e - = Mn (sol.)

1.179

Ag + (aq.) + e - = Ag (sol.)

0.799

V 2+ (aq.) + 2 e - = V (sol.)

1.175

Hg 2+ (aq) + 2 e - = Hg (l)

0.850

Cr 2+ (aq) + 2 e - = Cr (sol)

0.913

Pd 2+ (aq) + 2 e - = Pd (sol)

0,987

Zn 2+ (aq.) + 2 e - = Zn (sol.)

0.763

Pt 2+ (aq) + 2 e - = Pt (sol)

1,188

Cr 3+ (aq) + 3 e - = Cr (padat)

0.744

Au 3+ (aq.) + 3 e - = Au (sol.)

1,498

Fe 2+ (aq) + 2 e - = Fe (sol)

0.440

Au + (aq.) + e - = Au (sol.)

1,692

Potensial elektroda dengan tanda minus mengacu pada logam yang menggantikan hidrogen dari asam. Judul tabel “Potensial elektroda standar” sesuai dengan potensial yang ditentukan dalam kondisi standar: suhu t =25 0 C (T = 298 K), tekanan P = 1 atm, konsentrasi larutan yang merendam elektroda C = 1 mol/l. φ 0 --- st. konvensional

Semakin rendah potensial elektroda φ, semakin aktif logam tersebut, semakin besar zat pereduksinya.

Contoh . Logam mana yang lebih aktif, seng atau aluminium? Jawaban: Aluminium, karena potensinya (menurut tabel No. 3) lebih kecil dibandingkan seng.

Elemen galvanik.

Sel galvanik (GC) adalah perangkat di mana energi reaksi kimia diubah secara langsung menjadi energi listrik. GE terdiri dari elektroda logam yang saling berhubungan yang direndam dalam larutan garamnya. Pelat logam dihubungkan melalui alat penunjuk. Setengah sel dihubungkan ke rangkaian listrik menggunakan tabung berisi larutan konduktif (disebut jembatan garam). Pada Gambar 1. diagram sel galvanik tembaga-seng (Jacobi-Daniel) ditampilkan. - Zn / Zn 2+ // Cu 2+ / Cu +

Zn Cu

- +

ZnSO 4 CuSO 4

Beras. 1. Diagram sel galvanik: 1 - elektroda (Zn); 2- bejana dengan larutan ZnSO 4 ; 3 - jembatan garam; 4- bejana dengan larutan CuSO 4 ; 5- elektroda (Ci).

Kami menuliskan nilai potensial elektroda seng dan tembaga dari tabel No.3:

 0 = 0,337 V  0 = −0,763 V

Cu 2+ / Cu 0 Zn 2+ / Zn 0

Logam yang memiliki potensial elektroda lebih rendah dipertimbangkan anoda dan teroksidasi.

Kami melihat nilai potensial seng lebih kecil dibandingkan tembaga, kami menyimpulkan bahwa seng

anoda (berfungsi sebagai elektroda negatif) A Zn 0 - 2ē  Zn 2+

Logam yang mempunyai potensial elektroda lebih tinggi dianggap atom dan dia sedang dipulihkan.

Reaksi pada elektroda kanan untuk tembaga, karena merupakan katoda (berfungsi sebagai elektroda positif), berhubungan dengan proses reduksi:

K Cu 2+ + 2ē  Cu 0

Sel galvanik diwakili oleh notasi berikut:

− Zn 0 / ZnSO 4 / / CuSO 4 / Cu 0 + atau dalam bentuk ionik: − Zn 0 / Zn 2+ // Cu 2+ / Cu 0

dimana garis vertikal melambangkan batas larutan logam, dan garis ganda melambangkan batas antar larutan elektrolit.

Pekerjaan GE dinilai berdasarkan nilai EMF-nya (tegangan tertinggi yang dapat dihasilkan GE). EMF sel galvani adalah selisih antara potensial elektroda oksidator dan peredam, yaitu sama dengan selisih antara potensial elektroda katoda dan anoda.

E =  K 0 −  A 0 (1) Teori E =  K dihitung −  A dihitung

Potensial elektroda suatu logam bergantung pada konsentrasi ion-ionnya dalam larutan.

Ketergantungan ini dinyatakan dengan persamaan Nernst:

di mana  - potensial logam standar, R - konstanta gas universal, T - suhu absolut, n - angka elektron yang bekerja , berpindah dari anoda ke katoda, F - Faraday nomor 1 F = 96500 C, C - konsentrasi ion logam.

Jika pada persamaan di atas kita mengganti konstanta R dan F dengan nilai numeriknya, dan logaritma natural dengan bilangan desimal, maka akan berbentuk sebagai berikut:

Jika konsentrasi larutan pada elektroda tidak sama, maka hitung terlebih dahulu nilai potensial baru untuk katoda dan anoda, koreksi konsentrasinya menurut persamaan Nernst, kemudian substitusikan ke dalam persamaan (1).

Sel galvanik konsentrasi (CGE)terdiri dari dua pelat logam yang sama yang dicelupkan ke dalam larutan garamnya, yang hanya berbeda konsentrasinya. - Zn 0 / Zn 2+ // Zn 2+ / Zn 0 +

Zn Zn

- +

ZnSO4 ZnSO4

C 1 C 2 Beras. 2. Diagram sel galvanik: 1,5 - elektroda (Zn); 2, 4 - bejana dengan larutan ZnSO 4 ; 3 - jembatan garam.

Elektroda yang direndam dalam larutan dengankonsentrasi yang lebih rendah dianggap sebagai anoda.

Katakanlah C 1< С 2 , maka elektroda kiri 1 sebagai anoda dan elektroda kanan 2 sebagai katoda. CGE beroperasi sampai konsentrasi C keluar. 1 = C 2.

Korosi logam

Ini adalah penghancuran (oksidasi) logam di bawah pengaruh lingkungan.

Polarisasi memperlambat korosi karena pembentukan pada permukaan logam: 1) lapisan tipis yang tidak terlihat oleh mata, yang mencegah penetrasi lebih lanjut zat pengoksidasi; Saya punya film seperti itu Al, Ti, Zn, Sn, Pb, Mn, Cd, Tl.

2) lapisan produk korosi yang tebal (terlihat), sehingga sulit untuk mendekati logam itu sendiri. Dalam hal ini, derajat polarisasi bergantung pada porositas lapisan ini. Misalnya patina hijau pada tembaga memiliki komposisi ( CuOH) 2 BERSAMA 3 dan porositasnya lebih kecil dibandingkan besi (produknya berkarat Fe 2 O 3 nH 2 O ), oleh karena itu patina melindungi tembaga lebih baik daripada karat melindungi besi.

Depolarisasi percepatan korosi. Ada hidrogen dan oksigen.

1) Depolarisasi hidrogenterjadi pada lingkungan asam (asam encer HCl, H2SO4, HNO3 dll.). Selama korosi elektrokimia, karena aditif paduan logam dimasukkan ke dalam banyak logam dan sel mikrogalvanik terbentuk karena perbedaan potensial, lingkungan di katoda dipulihkan, yaitu hidrogen direduksi dari asam:

K 2Н + + 2ē  Н 0 2,

dan pada anoda A oksidasi logam.

2) Depolarisasi oksigenterjadi di lingkungan netral dan sedikit basa (kami sedang mempertimbangkan korosi atmosferik)

K 2H 2 O + + O 2 + 4ē  4OH − ,

A Fe 0 - 2ē  Fe 2+ oksidasi besi menjadi Fe2+ pada awal korosi, baru kemudian, seiring berjalannya waktu, terjadi oksidasi Fe3+.

Produk korosi Fe (OH) 2 + O 2 → Fe (OH) 3 atau Fe 2 O 3 · nH 2 O gandum hitam.

KESIMPULAN: korosi (oksidasi) suatu logam selalu merupakan proses anodik, dan media dipulihkan di katoda.

Banyak asam pekat pasif (memblokir, secara tajam mengurangi laju korosi) banyak logam. Beginilah cara asam sulfat pekat memasivasi besi: lapisan tipis padat terbentuk di permukaan FeSO4 , yang mencegah penetrasi asam sulfat.

Pengaruh nilai pH terhadap laju korosi.

Bagan 1 untuk logam Al, Zn, Sn, Pb . Logam-logam ini stabil di lingkungan netral karena sifat amfoternya (mereka berada di antara logam asli dan non-logam dalam tabel periodik) dan produk korosi bereaksi dengan asam dan basa. Oleh karena itu, perlu menyiapkan air untuk bekerja dengan penukar panas aluminium (koreksi: Al stabil pada pH=7; Pb pada pH=8; sn pada pH=9; sifat kurvanya sama).

kecepatan V KOR

korosi

V KOR

| |

0 7 pH 0 7 pH

Grafik 1. Grafik 2.

Grafik 2 menunjukkan kurva untuk kelenjar: itu stabil di lingkungan yang sangat basa.

Metode untuk melindungi logam dari korosi.

  1. Paduanlogam pengenalan bahan tambahan logam ke dalam logam dasar untuk memperoleh sifat baru: a) peningkatan kekerasan rel, rodaM N, W, Zn, Kr, Modll.; b) peningkatan ketahanan terhadap korosi berbagai jenis baja tahan karat; c) munculnya plastisitas dan kelembutan; d) sifat feromagnetik.
  2. Perkenalanpenghambat korosizat yang mengurangi agresi lingkungan: penyerap oksigen dalam larutanTidak2 JADI3 ; moderator katodik membentuk lapisan pada logam (kromat, bikromatK2 Kr2 HAI7 , nitrit, dll.); Untuk lingkungan asam, senyawa organik (catapin) digunakan.
  3. Pelapis non-logam: pernis, cat, pelumas, lilin, pasta, polimer, karet, karet keras. Perlindungan dengan karet dan ebonit disebut gumming.
  4. Perlindungan elektrokimia: A)pelapis logam; b) pelindung tapak; c) proteksi katodik.
  5. Perlindungan arus liar: Dipercaya bahwa 50% korosi pada angkutan kereta api terjadi karena arus yang menyimpang, yang mempengaruhi seluruh bagian rolling stock dan apa yang ada di dalam tanah. Ide proteksinya adalah dengan mengalihkan sebagian arus melalui pemandu di dalam tanah, yang dihubungkan ke dioda, yang mengatur aliran arus dalam satu arah (hisap).
  6. Pertahanan darikorosi mikrobiologis: pernis dan cat berbahan dasar polimer, pertukaran udara, kondisi suhu tidak lebih tinggi dari 200 C dan kelembaban tidak lebih dari 80%, bahan pengawet menggunakan inhibitor, proteksi korban dan katodik.

Perlindungan tapak:SAYA- struktur baja,Perlindungan katodik:SAYA- pipa berlapis,

2- pelindung, 3- pengisi, 4- listrik 2- kabel penghubung, 3- sumber

kontak dengan struktur, 5 kontrol DC, 4 anoda.

terminal pengukuran (SAYAPZMekanisme arus pelindung: elektrolisis

perlindungan). Mekanisme: GE

PadatapakPerlindungan elektrokimia (anodik), pelindung dipasang pada struktur logam yang dilindungi - logam dengannilai potensial elektroda yang lebih negatif. Aktivitas logam yang dipilih sebagai pelindung dapat dinilai dari radius aksi pelindung, yaitu. jarak sejauh mana aksi logam yang dipilih meluas. Untuk perlindungan tapak baja, seng, serta aluminium, kadmium, dan magnesium paling sering digunakan. Jari-jari pelindung tapak kurang lebih 50 m.

Saat melindungi kabel, pipa, dan struktur lain yang terletak di dalam tanah, pelindung seng dipasang dengan komposisi pengisi: 25% CaSO4 2 jam2 Oh, 28%Tidak2 JADI4 · 10 N2 Oh, 50% tanah liat. Pelindung untuk pemasangan di dalam tanah biasanya dibuat dalam bentuk silinder. Untuk kontak dengan kabel penghubung yang biasanya disolder, pelindungnya memiliki inti baja galvanis.

Laju korosi dengan proteksi anodik dapat dikurangi hingga nilai minimum sesuai dengan arus polarisasi penuh, namun tidak pernah dikurangi hingga nol, seperti dalam kasus proteksi katodik.

Katodaperlindungan elektrokimia digunakan untuk melindungi produk logam yang terletak di dalam tanah. Hal ini dilakukan dengan menghubungkan struktur logam ke kutub negatif sumber arus searah eksternal. Dengan proteksi katodikBahan yang tidak larut (grafit, batu bara) atau besi tua yang larut (rel, pipa tua) digunakan sebagai elektroda bantu (anoda), yang harus diperbarui secara berkala. Dalam hal memerangi korosi bawah tanah, kutub positif dari sumber arus eksternal dibumikan. Jangkauan proteksi katodik adalah sekitar 2 km.

Perlindungan arus liar: SAYAgardu penyearah, 2- jaringan kontak overhead, 3- rel, 4- tanah, 5- arus sesat, 6- pipa, 7- dioda, 8- jumper logam.

Untuk melindungi struktur logam bawah tanah dari kehancuran oleh arus liar, digunakanperlindungan drainase listrik. Hal ini dilakukan dengan menghubungkan bagian anoda dari struktur bawah tanah (pipa) dengan konduktor logam ke sumber arus liar, misalnya rel. Arus melewati konduktor logam, akibatnya perbedaan potensial rel tanah dihilangkan, dan oleh karena itu bahaya korosi. Karena arus pada kereta api berlistrik seringkali dapat berubah arah, drainase listrik terpolarisasi digunakan untuk keandalan perlindungan yang lebih baik. Untuk melakukan ini, penyearah, misalnya dioda silikon atau germanium, disertakan dalam sambungan logam, yang memastikan bahwa arus hanya mengalir ke arah yang diinginkan.

ELEKTROLISA

Ini adalah transformasi suatu zat di bawah pengaruh arus listrik. Pada saat yang sama, aktifkatodasedang dipulihkanpartikel positif (kation), dan seterusnyaanodamengoksidasipartikel negatif (anion).

Digunakan dalam elektrolisislarut(logam) dantidak larut(batu bara)elektroda.Kelarutan elektroda hanya penting untuk proses anodik. Secara default, elektroda karbon digunakan.

hukum pertama Faraday.

Ketika sejumlah listrik dilewatkan melalui larutan atau lelehan suatu zat 1F= 96500 C, satu ekuivalen produk elektrolisis dilepaskan di katoda dan anoda.

hukum kedua Faraday.

Massa atau volume produk elektrolisis bergantung langsung pada kekuatan arus, waktu aliran listrik, dan sifat produk elektrolisis.

Dan,

Di manaSAYA – kekuatan saat ini, A;T – waktu; Emelecut – setara massa, G;EVmelecut – setara volumetrik, l.Keluaran saat ini

Elektrolisis ditandai dengan nilai efisiensi arus yang tinggi: 97-99%.

Elektrolisis digunakan untuk produksi zat dengan kemurnian tinggi, logam, untuk pelapisan, pelapisan listrik, pembentukan listrik, pemisahan campuran zat, untuk elektrokoagulasi, untuk produksi hidrogen sebagai bahan bakar alternatif, dalam perlindungan korosi katodik, dll.

Aturan penulisan persamaan elektrolisis untuk larutan air.

  1. Reduksi kation di katoda.

a) Jika logam garam berada dalam “seri tegangan” sampaiAlinklusif, maka hidrogen direduksi dari air di katoda, dan logam tetap berada dalam larutan:

KE2 jam+ + 2ē → N0 2

B) Jika logam garam berada dalam “seri tegangan” dariTihingga H inklusif, maka hidrogen dari air dan logam direduksi di katoda:

KE2 jam+ + 2ē → N0 2 DanKr3+ + 3ē →Kr0

V)Jika logam garam berada pada “deret tegangan” setelah hidrogen, maka satu logam tereduksi di katoda:

KEAgustus+ + 1 ē → Agustus0

  1. Oksidasi anion di anoda

A)untuk elektroda (karbon) yang tidak larut:

S2- , SAYA- , Sdr - , Kl- OH- ,TIDAK3 - , JADI4 2- , PO.4 3-

semakin sulitnya oksidasi anion.

B)untuk elektroda (logam) yang larut:

anion garam tetap dalam larutan, danbahan anoda logam larut teroksidasi.

HALAMAN 7


kation+

anion -

Produk ionik air adalah produk konsentrasi ion hidrogen H+ dan ion hidroksida OH? dalam air atau dalam larutan air, autoprotolisis air konstan. Menampilkan nilai produk ionik air

Air, meskipun merupakan elektrolit lemah, sedikit terdisosiasi:

H2O + H2O - H3O+ + OH? atau H2O - H+ + OH?

Kesetimbangan reaksi ini bergeser kuat ke kiri. Konstanta disosiasi air dapat dihitung dengan menggunakan rumus:

Konsentrasi ion hidronium (proton);

konsentrasi ion hidroksida;

Konsentrasi air (dalam bentuk molekul) dalam air;

Konsentrasi air dalam air, mengingat derajat disosiasinya yang rendah, praktis konstan dan berjumlah (1000 g/l)/(18 g/mol) = 55,56 mol/l.

Pada 25 °C, konstanta disosiasi air adalah 1,8×10×16 mol/l. Persamaan (1) dapat ditulis ulang menjadi: Mari kita nyatakan hasil kali K· = Kw = 1,8×10?16 mol/l · 55,56 mol/l = 10?14mol/l = · (pada 25 °C).

Konstanta Kw, sama dengan hasil kali konsentrasi proton dan ion hidroksida, disebut hasil kali ionik air. Ini konstan tidak hanya untuk air murni, tetapi juga untuk larutan encer suatu zat. Dengan meningkatnya suhu, disosiasi air meningkat, oleh karena itu, Kw juga meningkat; dengan menurunnya suhu, sebaliknya. Signifikansi praktis dari produk ionik air

Signifikansi praktis dari produk ionik air sangat besar, karena memungkinkan, dengan keasaman (alkalinitas) larutan apa pun yang diketahui (yaitu, pada konsentrasi yang diketahui atau ), untuk menemukan konsentrasi yang sesuai atau . Meskipun dalam banyak kasus, untuk kemudahan penyajian, mereka tidak menggunakan nilai absolut konsentrasi, tetapi logaritma desimalnya diambil dengan tanda yang berlawanan - masing-masing, indeks hidrogen (pH) dan indeks hidroksil (pOH).

Karena Kb adalah konstanta, ketika asam (ion H+) ditambahkan ke dalam larutan, konsentrasi ion hidroksida OH? akan jatuh dan sebaliknya. Dalam lingkungan netral = = mol/l. Pada konsentrasi > 10?7 mol/l (masing-masing konsentrasi< 10?7 моль/л) среда будет кислой; При концентрации >10?7 mol/l (masing-masing, konsentrasi< 10?7 моль/л) -- щелочной.

Disosiasi elektrolitik air. nilai pH

Air adalah elektrolit amfoter lemah:

H2O H+ + OH- atau lebih tepatnya: 2H2O H3O+ + OH-

Konstanta disosiasi air pada 25°C sama dengan: Nilai konstanta ini setara dengan disosiasi satu dari seratus juta molekul air, oleh karena itu konsentrasi air dapat dianggap konstan dan sama dengan 55,55 mol/l (densitas air 1000 g/l, massa 1 liter 1000 g, jumlah zat air 1000g: 18g/mol=55,55 mol, C=55,55 mol: 1 l = 55,55 mol/l). Kemudian

Nilai ini konstan pada suhu tertentu (25°C), disebut produk ionik air KW:

Disosiasi air merupakan proses endotermik, oleh karena itu dengan meningkatnya suhu, sesuai dengan prinsip Le Chatelier, disosiasi semakin intensif, produk ionik meningkat dan mencapai nilai 10-13 pada 100°C.

Dalam air murni pada suhu 25°C, konsentrasi ion hidrogen dan hidroksil adalah sama:

10-7 mol/l Larutan yang konsentrasi ion hidrogen dan hidroksilnya sama disebut netral. Jika suatu asam ditambahkan ke dalam air murni, konsentrasi ion hidrogen akan meningkat dan menjadi lebih besar dari 10-7 mol/l, medium akan menjadi asam, dan konsentrasi ion hidroksil akan langsung berubah sehingga produk ionik air tetap ada. nilainya 10-14. Hal yang sama akan terjadi ketika menambahkan alkali ke dalam air bersih. Konsentrasi ion hidrogen dan hidroksil berhubungan satu sama lain melalui produk ionik, oleh karena itu, dengan mengetahui konsentrasi salah satu ion, mudah untuk menghitung konsentrasi ion lainnya. Misalnya, jika = 10-3 mol/l, maka = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 mol/l, atau jika = 10-2 mol/l, maka = KW/ = 10-14 /10-2 = 10-12 mol/l. Dengan demikian, konsentrasi ion hidrogen atau hidroksil dapat berfungsi sebagai karakteristik kuantitatif keasaman atau alkalinitas suatu medium.

Dalam praktiknya, mereka tidak menggunakan konsentrasi ion hidrogen atau hidroksil, tetapi indikator pH hidrogen atau hidroksil pOH.Indikator pH hidrogen sama dengan logaritma desimal negatif dari konsentrasi ion hidrogen:

Indeks hidroksil pOH sama dengan logaritma desimal negatif dari konsentrasi ion hidroksil:

pOH = - catatan

Hal ini mudah untuk ditunjukkan dengan mengambil logaritma produk ionik air itu

pH + pH = 14

Jika pH lingkungan 7 maka lingkungan bersifat netral, jika kurang dari 7 maka bersifat asam, dan semakin rendah pH maka semakin tinggi konsentrasi ion hidrogen. pH lebih besar dari 7 berarti lingkungan bersifat basa; semakin tinggi pH, semakin tinggi konsentrasi ion hidroksil. Air murni menghantarkan listrik dengan sangat buruk, namun masih memiliki konduktivitas listrik yang terukur, yang dijelaskan oleh sedikit disosiasi air menjadi ion hidrogen dan ion hidroksida. Berdasarkan daya hantar listrik air murni, konsentrasi ion hidrogen dan hidroksida dalam air dapat ditentukan.

Karena derajat disosiasi air sangat kecil, konsentrasi molekul-molekul yang tidak terdisosiasi dalam air praktis sama dengan konsentrasi total air, oleh karena itu, dari persamaan konstanta disosiasi air, setengahnya, yaitu untuk air dan air encer. larutan pada suhu konstan, hasil kali konsentrasi ion hidrogen dan ion hidroksida adalah nilai konstan. Konstanta ini disebut produk ionik air.

Larutan yang konsentrasi ion hidrogen dan hidroksidanya sama disebut netral. Larutan asam mengandung lebih banyak ion hidrogen, sedangkan larutan basa mengandung lebih banyak ion hidroksida. Namun hasil kali konsentrasinya selalu konstan. Artinya jika konsentrasi ion hidrogen dalam suatu larutan air diketahui, maka konsentrasi ion hidroksida juga ditentukan. Oleh karena itu, derajat keasaman dan derajat alkalinitas suatu larutan dapat dikarakterisasi secara kuantitatif berdasarkan konsentrasi ion hidrogen:

Keasaman atau alkalinitas suatu larutan dapat dinyatakan dengan cara yang lebih mudah: alih-alih konsentrasi ion hidrogen, tunjukkan logaritma desimalnya, yang diambil dengan tanda sebaliknya. Nilai terakhir disebut indeks hidrogen dan dilambangkan dengan pH:. Dari sini jelas bahwa dalam larutan netral pH = 7; dalam larutan asam pH<7 и тем меньше, чем кислее раствор; в щелочных растворах рН>7, dan semakin banyak, semakin besar alkalinitas larutan.

Ada berbagai metode untuk mengukur pH. Perkiraan reaksi suatu larutan dapat ditentukan dengan menggunakan reaktor khusus yang disebut indikator, yang warnanya berubah tergantung pada konsentrasi ion hidrogen. Yang paling umum adalah metil jingga, metil merah, fenolftalein, dan lakmus.