Pertimbangkan elektrolit AB dalam larutan berair:
Ionisasinya (jika AB adalah molekul) atau disosiasinya (jika AB adalah ionik) juga merupakan fenomena reversibel dan, dengan demikian, kesetimbangan kimia akan tiba setelah waktu tertentu. Kesetimbangan ini akan disebut mulai sekarang sebagai kesetimbangan ionik karena ion-ion muncul. Penting untuk dicatat bahwa, dalam kasus basa kuat dan garam larut, kita tidak dapat berbicara tentang kesetimbangan ionik , karena reaksi kebalikannya tidak diproses (disosiasi tidak dapat dibalik).
Contoh
Jika kita mempertimbangkan ionisasi HNO 2 :
Sebagai contoh kesetimbangan sebelumnya, kita dapat menulis bahwa konstanta kesetimbangannya adalah:
Konstanta kesetimbangan ini, K c , menerima nama khusus dari konstanta ionisasi atau konstanta disosiasi ionik dan dilambangkan dengan K i , K a (untuk asam) atau K b (untuk basa).
Pengamatan
- a) K i bervariasi dengan suhu.
- b) Ketika ionisasi elektrolit memiliki beberapa tahap, kami memiliki konstanta ionisasi untuk setiap tahap:
Perhatikan bahwa konstanta ionisasi asam fosfat pertama lebih besar dari yang kedua, yang, pada gilirannya, lebih besar dari yang ketiga, menunjukkan bahwa ionisasi pertama suatu elektrolit terjadi lebih intens daripada yang berikutnya.
- c) Nilai K i yang tinggi menunjukkan elektrolit kuat yang, oleh karena itu, sangat terdisosiasi atau terionisasi; sedangkan nilai yang rendah menunjukkan bahwa elektrolit lemah.
Pada tabel di bawah ini kita memiliki nilai K untuk beberapa asam:
|
AC id |
Suhu (ºC) |
K a |
Memaksa |
|
HCN |
18 C |
4,7 x 10 -10 |
Sangat lemah |
|
H 3 COOH |
20 C |
1,3 x 10 -5 |
Lemah |
|
HNO 2 |
20 C |
7 x 10 -4 |
Sedang |
|
HAI |
25 C |
3 10 +9 |
Kuat |
Hukum Pengenceran Ostwald
Kami menyebut derajat ionisasi elektrolit, yang dapat didefinisikan sebagai fraksi mol yang terionisasi dalam larutan. Oleh karena itu, untuk setiap mol yang awalnya dilarutkan, a mewakili bagian yang terionisasi. Secara umum, kami memiliki:
Pertimbangkan keseimbangan:
AB <==> A + + B –
Dari konsentrasi molar (M) dan derajat ionisasi (α), kita dapat menghubungkan K i dan :
|
|
|
|
Awal |
|
|
Reaksi terhadap |
|
|
Membentuk |
|
|
Dalam keseimbangan |
Rumus ini adalah Hukum Pengenceran Ostwald dan memungkinkan kita untuk menyimpulkan bahwa semakin rendah konsentrasi suatu elektrolit, semakin tinggi derajat ionisasinya, yang berarti bahwa derajat ionisasi meningkat ketika larutan diencerkan.
Untuk elektrolit lemah, di mana nilai-nilai α sangat kecil, kita dapat mempertimbangkan 1 – α untuk bisa dibilang 1, yang menyederhanakan persamaan Ostwald untuk:
Efek Ion Umum
Efek ion umum adalah nama yang diberikan untuk penerapan prinsip Le Chatelier (pergeseran kesetimbangan) ke kesetimbangan ionik.
Contoh
Pertimbangkan keseimbangan yang terbentuk ketika HCN ditempatkan dalam air:
HCN <==> H + + CN –
Misalkan natrium sianat (NaCN) ditambahkan ke dalam larutan. Karena NaCN adalah ionik, disosiasinya adalah total:
NaCN = => Na + + CN –
Ion CN – yang berasal dari natrium sianat adalah umum untuk keseimbangan asam; maka konsentrasinya akan meningkat, menyebabkan kesetimbangan bergeser ke kiri, dalam arti membentuk HCN, sehingga mengurangi ionisasi asam.
Fakta bahwa derajat ionisasi elektrolit berkurang dengan penambahan, dalam larutan, elektrolit lain yang memiliki ion yang sama dengan salah satu ion dari satu atau elektrolit yang disebut efek ion umum.
Penting untuk diingat bahwa ada ion yang, meskipun tidak umum untuk keseimbangan ion, juga dapat menggantikannya. Ambil, misalnya, disosiasi NH 4 OH:
Jika kita menambahkan asam apa pun ke larutan ini, kita akan menambahkan H + , yang akan bereaksi dengan ion OH – dari basa, membentuk air.
Konsentrasi ion OH – akan berkurang dan, oleh karena itu, kesetimbangan akan bergeser ke kanan, meningkatkan disosiasi basa.