Ekuilibrium Kimia Dalam Sistem Asam/Basa Lemah

Ekuilibrium Kimia Dalam Sistem Asam/Basa Lemah – Topik ini membahas penghitungan yang melibatkan Kw, Ka dan Kb untuk sistem asam/basa lemah.

Disosiasi elektrolitik adalah  pemisahan elektrolit menjadi ion positif atau ion negatif dalam larutan yang dipengaruhi oleh molekul pelarut. Sebuah elektrolit adalah substansi yang terdiri dari ion-ion bebas dan dapat menjadi konduktor elektrik.  asam, basa dan garam berdisosiasi dalam air, namun mereka berdisosiasi pada tingkat yang berbeda. Sebuah elektrolit lemah berdisosiasi dalam larutan yang biasanya berbentuk molekul, dan bagian kecil dari elektrolit lemah berada dalam bentuk ion. Disosiasi elektrolit lemah dalam larutan mengandung air adalah sebuah proses berulang dan ekuilibrium dinamis antara senyawa yang tak terdisosiasi dan ion terbentuk dalam larutan.

Contoh:

Dalam sebuah larutan terdapat ionisasi (proteolisis) asam lemah (HA):

HA+H2OH3O++A

atau dalam bentuk lebih sederhana:

HAH++A

Contoh:

H2CO3H++HCO3

Sesuai dengan Hukum Aksi Massa, konstanta ekuilibrium (contoh konstanta disosiasi asam) dapat dihitung sebagai berikut:

Ka=[H3O+][A][HA]

atau

Ka=[H+][A][HA]

Terdapat ekuilibrium pada larutan cair basa lemah B:

B+H2OBH++OH

Contoh:

NH3(aq)+H2ONH4mrow+(aq)+OH(aq)

Konstanta ekuilibrium dari reaksi ini (contoh konstanta disosiasi basa) dapat dihitung sebagai berikut:

Kb=[BH+][OH][B]

Jika besaran konstanta disosiasi lebih tinggi, maka kekuatan elektrolit lebih tinggi. Konstanta disosiasi adalah penghitungan kuantitatif kekuatan elektrolit. Konstanta disosiasi tergantung pada temperatur dan konstanta disosiasi tidak tergantung pada konsentrasi elektrolit. Konstanta disosiasi asam dan konstanta disosiasi basa ditampilkan dalam bentuk logaritma negatif:

pKa=logKapKb=logKb

Sesuai dengan besaran pKa nya, terdapat beberapa jenis asam:

Asam kuat (pKa≤0)

Asam kuat moderat (pKa of 0 to 2)

Asam lemah (pKa from 2 to 7)

Asam sangat lemah (pKa≥7)

Hubungan antara konstanta disosiasi dan derajat disosiasi elektrolit lemah dapat dijelaskan sebagai berikut:

K=α2c

c – konsentrasi kuantitatif elektrolit.

Relasi berikut berlaku untuk menkonjugasikan pasangan asam-basa:

HA+H2OH3O++A

Ka=[H3O+][A][HA]

A+H2OHA+OH

Kb=[HA][OH][A]

Sehingga,

KaKb=[H3O+][OH]=Kw

Air adalah konduktor listik yang sangat buruk,
dan hal itu dapat dijelaskan menggunakan ionisasi insignifikan molekul air menjadi ion hidronium dan hidroksil (contoh autoprotolisis air):

2H2OH3O++OH

Konstanta ekuilibrium proses ini dapat dijelaskan sebagai berikut: 

K=[H3O+][OH][H2O]2

Jadi,

K[H2O]2=[H3O+][OH]

maka [H2O] dapat diterima sebagai besaran konstan.

K[H2O]2=Kw

[H3O+][OH]=Kw

Hasil perkalian dari [H3O+] dan [OH-] dalam larutan cair (konstanta autoprotolisis air) adalah sebuah besaran konstant pada temperatur tertentu dan tidak terpengaruh adanya ion lain.

Pada 25oC, yang merupakan temperatur standar: 

[H3O+][OH]=1014mol2dm6[H+][OH]=1014mol2dm6

Konsentrasi ion H3O+ dan OH- adalah sama dalam air murni, sesuai dengan berikut ini:

[H3O+]=[OH]=107mol/dm3

Penambahan asam atau basa menghasilkan perubahan [H3O+] dan [OH-], namun hasilnya selalu konstan  selama perkalian.

Itulah artikel Ekuilibrium Kimia Dalam Sistem Asam/Basa Lemah. Semoga dapat bermanfaat bagi Anda, baca juga artikel terkait lainnya.

Ekuilibrium Kimia Dalam Sistem Asam/Basa Lemah | lookadmin | 4.5