Terjemahan BAB 15.5 Weak Acids and Acid Ionization Constants dari buku Chemistry Raymond Chang Edisi ke -10

15.5 Asam Lemah dan Konstanta Ionisasi Ion

Seperti yang telah kita lihat, ada relatif sedikit asam kuat. Sebagian besar asam lemah asam. Pertimbangkan asam monoprotik yang lemah, HA. Ionisasi dalam air diwakili oleh

atau sederhana

Kondisi kesetimbangan untuk ionisasi ini:

di mana Ka = konstanta ionisasi asam, adalah konstanta kesetimbangan untuk ionisasi dari asam. Pada suhu tertentu, kekuatan asam HA diukur secara kuantitatif dengan besarnya Ka. Ka yang lebih besar, semakin kuat asam yaitu, lebih besar konsentrasi ion H+ pada kesetimbangan karena ionisasi nya. Tetap diingat. Namun, hanya asam lemah yang memiliki nilai Ka terkait dengannya.

Tabel 15.3 daftar sejumlah asam lemah dan nilai Ka mereka pada 25 ° C dalam urutan menurunkan kekuatan asam. Meskipun semua asam ini lemah, di dalam kelompok di sana adalah variasi hebat dalam kekuatan mereka. Misalnya, Ka untuk HF (7.1 x 10-4) adalah tentang 1,5 juta kali untuk HCN (4,9 x 10-10).

Umumnya, kita dapat menghitung konsentrasi ion hidrogen atau pH asam solusi pada kesetimbangan, mengingat konsentrasi awal asam dan nilai Ka-nya.

Atau, jika kita tahu pH larutan asam lemah dan konsentrasi awalnya, kita bisa menentukan Ka-nya. Pendekatan dasar untuk memecahkan masalah ini, yang berhubungandengan konsentrasi kesetimbangan, adalah yang sama diuraikan dalam Bab 14. Namun,karena ionisasi asam mewakili kategori utama keseimbangan kimia dalam air. Maka, kami akan mengembangkan prosedur yang sistematis untuk memecahkan masalah jenis ini itu juga akan membantu kita memahami kimia yang terlibat. Misalkan kita diminta untuk menghitung pH larutan HF 0,50 M pada 25 ° C. Ionisasi HF diberikan oleh

Dari tabel 15.3 kita tuliskan

Langkah pertama adalah mengidentifikasi semua spesies yang ada dalam larutan yang dapat mempengaruhi pH-nya. Karena asam lemah terionisasi sampai tingkat yang kecil, pada kesetimbangan mayor. Spesies yang ada adalah HF yang tidak terionisasi dan beberapa ion H⁺ dan F^-. Spesies utama lainnya adalah H₂O, tetapi Kw nya yang sangat kecil (1,0 x 10^-14) berarti bahwa air bukanlah penyumbang yang signifikan terhadap konsentrasi ion H⁺. Karena itu, kecuali sebaliknya menyatakan, kita akan selalu mengabaikan ion H⁺ yang dihasilkan oleh autoionisasi air.

Perhatikan bahwa kita tidak perlu khawatir dengan ion OH^- dalam larutan. Konsentrasi OH^- dapat ditentukan dari Persamaan (15,3) setelah kami telah menghitung [H +]. Kita dapat meringkas perubahan konsentrasi HF, H⁺, dan F^- menurut ke langkah-langkah yang ditunjukkan pada hal. 635 sebagai berikut:

Konsentrasi kesetimbangan HF, H⁺, dan F^-, dinyatakan dalam istilah tidak diketahui x, digantikan ke dalam ekspresi konstan ionisasi untuk diberikan

Menata ulang ungkapan ini, kita menulis

Ini adalah persamaan kuadrat yang dapat dipecahkan dengan menggunakan rumus kuadrat (lihat Lampiran 4). Atau kita dapat mencoba menggunakan pintasan untuk menyelesaikan x. Karena HF asam lemah dan asam lemah terionisasi hanya sampai batas tertentu, kita beralasan bahwa x harus kecil dibandingkan dengan 0,50. Karena itu, kita bisa membuat pendekatan

Sekarang kondisi konstan ionisasi menjadi

Menata ulang, kita dapatkan

Dengan demikian, kami telah memecahkan untuk x tanpa harus menggunakan persamaan kuadrat. Pada kesetimbangan, kita punya

Dan pH dari kelarutannya adalah

Seberapa baik pengukuran ini? Karena nilai Ka untuk asam lemah umumnya diketahui hanya memiliki ketelitian  ± 5%, wajar untuk mengharuskan x kurang 5% dari 0,50, jumlah yang dikurangi. Dengan kata lain, pendekatannya adalah valid jika kondisi berikut sama dengan atau kurang dari 5%:

Dengan demikian, pendekatan yang kami buat dapat diterima. Sekarang perhatikan situasi yang berbeda. Jika konsentrasi awal HF adalah 0,050 M, dan kami menggunakan prosedur di atas untuk menyelesaikan x, kami akan mendapatkan 6.0 x 10-3 M. Namun, tes berikut menunjukkan bahwa jawaban ini bukan pendekatan yang valid karena memang demikian

lebih besar dari 5% dari 0,050 M:

Persamaan Kuadrat

Kami mulai dengan menulis kondisi ionisasi dalam hal x yang tidak diketahui:

Kondisi ini sesuai dengan persamaan kuadrat ax2 + bx + c = 0. Menggunakan kuadrat

formula, kami menulis

Solusi kedua (x = -6,4 x 10-3 M) secara fisik tidak mungkin karena konsentrasi ion yang dihasilkan sebagai hasil ionisasi tidak bisa negatif. Memilih x = 5,6 x 10-3 M, kita dapat memecahkan [HF], [H⁺], dan [F^-] sebagai berikut:

Lalu kemudian pH larutan tersebut adalah

 Singkatnya, langkah-langkah utama untuk memecahkan masalah ionisasi asam lemah adalah:

1.    Identifikasi spesies utama yang dapat mempengaruhi pH larutan. Umumnya kita bisa mengabaikan ionisasi air. Kami menghilangkan ion hidroksida karena sifatnya konsentrasi ditentukan oleh ion H⁺.

2.        Nyatakan konsentrasi ekuilibrium dari spesies ini dalam hal inisial konsentrasi asam dan x tidak dikenal tunggal, yang mewakili perubahan dalam konsentrasi.

3.       Tuliskan ionisasi asam lemah dan ungkapkan ionisasi Ka dalam jumlah yang konstan konsentrasi kesetimbangan H⁺, basa konjugat, dan asam beserikat. Pertama, pecahkan untuk x dengan metode perkiraan. Jika metode perkiraan tidak valid, gunakan persamaan kuadrat untuk memecahkan x.

4.        Setelah dipecahkan untuk x, hitung konsentrasi ekuilibrium semua spesies dan / atau pH larutan.

Contoh 15.8 Memberikan gambaran dari langkah-langkah diatas:

Hitung pH larutan asam nitrat 0,036 M (HNO2):

Ingat bahwa asam lemah hanya terionisasi sebagian dalam air. Kami diberi konsentrasi awal asam lemah dan diminta menghitung pH larutan pada keseimbangan. Akan sangat membantu untuk membuat sketsa untuk melacak spesies yang bersangkutan.

Seperti pada Contoh 15.6, kita mengabaikan ionisasi H2O sehingga sumber utama ion H⁺ adalah asam. Konsentrasi OH^- ion sangat kecil seperti yang kita harapkan dari larutan asam sehingga hadir sebagai spesies minor.

Penyelesaian:

Ikuti langkah-langkah yang sudah ditentukan.

Langkah 1:

Spesies yang dapat mempengaruhi pH larutan adalah HNO₂, H ⁺, dan basa konjugasi NO₂^-2. Kami mengabaikan kontribusi air untuk [H +].

Langkah 2:

Membiarkan x adalah konsentrasi kesetimbangan ion H⁺ dan NO₂^-2 dalam mol/L.

Langkah 3:

Dari tabel 15.3, dapat kita tuliskan.

Menerapkan pendekatan 0,036 - x ≈ 0,036, didapatkan:

Maka, untuk menguji perhitungan:

Karena ini lebih besar dari 5%, perkiraan kami tidak valid dan kami harus memecahkan persamaan kuadrat, sebagai berikut:

Solusi kedua secara fisik tidak mungkin, karena konsentrasi ion dihasilkan sebagai hasil dari ionisasi tidak bisa negatif. Karena itu, solusinya adalah diberikan oleh akar positif, x =  3.8 x 10^-3 M.

Langkah 4:

Pada kesetimbangan.

Periksa

Perhatikan bahwa pH yang dihitung menunjukkan bahwa solusinya bersifat asam, yang merupakan apa kita harapkan untuk solusi asam lemah. Bandingkan pH yang dihitung dengan nilai 0,036 M larutan asam kuat seperti HCl untuk meyakinkan diri Anda tentang perbedaannya antara asam kuat dan asam lemah.

Latihan Praktik

Apa pH asam monoprotik 0,122 M yang memiliki Ka 5.7 x 10^-4?

Salah satu cara untuk menentukan Ka asam adalah untuk mengukur pH larutan asam konsentrasi diketahui pada kesetimbangan.

Contoh 15.9 Menunjukkan pendekatan ini.

PH larutan 0,10 M asam format (HCOOH) adalah 2,39. Berapa Ka dari asam lemah tersebut?

Ingat. Asam format adalah asam lemah. Ia hanya terionisasi sebagian dalam air. Perhatikan bahwa

konsentrasi asam format mengacu pada konsentrasi awal, sebelum ionisasi dimulai. PH larutan, di sisi lain, mengacu pada keadaan kesetimbangan. Untuk menghitung Ka, maka, kita perlu mengetahui konsentrasi ketiga spesies: [H⁺], [HCOO₂], dan [HCOOH] pada kesetimbangan. Seperti biasa, kita mengabaikan ionisasi air.

Sketsa berikut ini merangkum situasinya.

Penyelesaian :

Langkah 1: Spesies utama dalam larutan adalah HCOOH, H⁺, dan basa konjugasi HCOO₂.

Langkah 2: Pertama kita perlu menghitung konsentrasi ion hidrogen dari nilai pH

Mengambil antilog dari kedua belah pihak, kita dapatkan,

[H⁺] = 10^-29 = 4,1 x 10^-3 M

Selanjutnya dapat kita buat persamaannya :

Perhatikan bahwa karena pH dan karenanya konsentrasi ion H1 diketahui, maka mengikuti bahwa kita juga tahu konsentrasi HCOOH dan HCOO₂ pada kesetimbangan.

Langkah 3: Konstanta ionisasi asam format diberikan oleh

Periksa

Nilai Ka sedikit berbeda dari yang tercantum pada Tabel 15.3 karena prosedur pembulatan yang kami gunakan dalam perhitungan.

Latihan Praktik

pH asam lemah monoprotic 0,060 M adalah 3,44. Hitung Ka asam.

Persentase Ionisasi

Kita telah melihat bahwa besarnya Ka menunjukkan kekuatan asam. Lain 

ukuran kekuatan asam adalah ionisasi persennya, yang didefinisikan sebagai

Semakin kuat asam, semakin besar persen ionisasi. Untuk asam monoprotik HA, konsentrasi asam yang mengalami ionisasi sama dengan konsentrasi dari ion H⁺ atau konsentrasi ion-ion A pada kesetimbangan. Karena itu, kita bisa tuliskan persen ionisasi sebagai

di mana [H⁺] adalah konsentrasi pada kesetimbangan dan [HA]. 0 adalah konsentrasi awal. Mengacu pada Contoh 15.8, kita melihat bahwa persen ionisasi dari HNO₂ 0,036 M maka solusinya adalah

Dengan demikian, hanya sekitar satu dari setiap 9 molekul HNO₂ telah terionisasi. Ini konsisten dengan fakta bahwa HNO₂ adalah asam lemah. Sejauh mana asam lemah terionisasi tergantung pada konsentrasi awal asam. Semakin encer solusi, semakin besar persentase ionisasi (Gambar 15.4). Diistilah kualitatif, ketika asam diencerkan, konsentrasi dari "partikel" disolusi berkurang. Menurut prinsip Le Châtelier (lihat Bagian 14.5), pengurangan ini dalam konsentrasi partikel (tegangan) dinetralkan dengan menggeser reaksi kesisi dengan lebih banyak partikel; yaitu, pergeseran kesetimbangan dari sisi asam yang tidak terionisasi (satu partikel) ke sisi yang mengandung ion H⁺ dan basa konjugasi (dua partikel):

HA ó H⁺ + A^-. Akibatnya, konsentrasi "partikel" meningkat dalam larutan. Ketergantungan ionisasi persen pada konsentrasi awal dapat diilustrasikan oleh kasus HF yang dibahas pada halaman 672:

0.50 M HF

0.050 M HF

Kami melihat bahwa, seperti yang diharapkan, solusi HF yang lebih encer memiliki ionisasi persen lebih besar dari asam.