Hasil pengendapan kalsium karbonat (CaCO3) dalam pembentukan karang exoskeletons. Peningkatan acidifi kation dari samudra meningkatkan pembubaran struktur ini. 17.1Larutan Homogen Versus Larutan heterogen kesetimbangan 591 17.2 Larutan Buffer 591 Mempersiapkan Larutan Buffer dengan pH spesifik 17.3 Pandangan lebih dekat pada titrasi asam-basa 597 Titrasi Asam Kuat-Basa Kuat Titrasi Asam LemahBasa Kuat Titrasi Asam Kuat-Basa Lemah 17.4 Indikator Asam Basa 603 17.5 Kesetimbangan Kelarutan 606 Kelarutan Produk Kelarutan molar dan Kelarutan Memprediksi Reaksi Pengendapan 17.6 Pengaruh umum Ion dan Kelarutan 613 17.7 Kesetimbangan Ion Kompleks dan Kelarutan 614 17.8 Penerapan Prinsip Produk Kelarutan untuk Analisis Kualitatif 617 Larutan Buffer Sebuah larutan buffer terdiri dari asam lemah dan garam berasal dari asamnya. Untuk mempertahankan pH relatif konstan, komponen asam dan basa dari larutan buffer bereaksi dengan ditambahkan asam atau basa. Larutan penyangga yang memainkan peran penting dalam banyak proses kimia dan biologis. Titrasi Asam-Basa Karakteristik titrasi asam-basa tergantung pada kekuatan asam dan basa yang terlibat. Perberbedaan indikator digunakan untuk menentukan titik akhir titrasi. Kesetimbangan Kelarutan Aplikasi lain konsep kesetimbangan adalah kesetimbangan kelarutan garam sedikit larut, yang dinyatakan sebagai produk kelarutan. Kelarutan suatu zat dapat dipengaruhi oleh adanya kation atau anion, atau pH. Formasi ion kompleks, contohnya dari reaksi asam-basa Lewis, kelarutan garam larut meningkatkan.S

Animasi Larutan Buffer (17,2) Titrasi Asam Basa (17.3) Pekerjaan Rumah Elektronik Contoh Masalah Praktek Akhir dari Masalah Bab

17.1 Larutan Homogen Versus heterogen KesetimbanganPada Bab 16 kita melihat bahwa asam lemah dan basa lemah tidak pernah mengionisasi sepenuhnya dalam air. Dengan demikian, pada kesetimbangan larutan asam lemah, misalnya, mengandung asam non-ionized juga sebagai ion H+ dan basa konjugat. Namun demikian, semua spesies ini dilarutkan, sehingga sistem tersebut adalah contoh kesetimbangan homogen (lihat Bab 15). Tipe lain penting dari keseimbangan, yang akan kita pelajari pada semester kedua bab ini, melibatkan pembubaran dan pengendapan sedikit zat terlarut. Proses-proses ini adalah contoh kesetimbangan heterogen; yaitu, menyangkut reaksi dimana komponen lebih dari satu fasa. Tapi pertama kami akan menyimpulkan diskusi kita tentang asam-basa kesetimbangan dengan mempertimbangkan larutan buffer dan melihat lebih dekat pada titrasi asam-basa.

17.2 Buffer SolusiSebuah larutan buffer adalah larutan dari (1) asam lemah atau basa lemah dan (2) garamnya; kedua komponen harus hadir. Larutannyanya memiliki kemampuan untuk menahan perubahan pH pada penambahan sejumlah kecil baik asam atau basa. Buffer sangat penting untuk sistem kimia dan biologis. PH dalam tubuh manusia sangat bervariasi dari satu cairan ke yang lain, misalnya, pH darah adalah sekitar 7,4, sedangkan lambung dalam perut kita memiliki pH sekitar 1,5. Nilai-nilai pH yang sangat penting untuk berfungsinya enzim dan keseimbangan tekanan osmotik, diselenggarakan oleh buffer dalam banyak kasus. Sebuah larutan buffer harus berisi konsentrasi asam yang relatif besar untuk bereaksi dengan ion OH- yang dapat ditambahkan untuk itu dan harus mengandung konsentrasi basa yang sama untuk bereaksi dengan ion H+ tambah. Selanjutnya, asam dan komponen buffer basa tidak harus mengkonsumsi satu sama lain dalam reaksi netralisasi. Ini persyaratan memenuhi pasangan konjugasi asam-basa (asam lemah dan basa konjugasinya atau basa lemah dan asam konjugasinya). Sebuah larutan penyangga sederhana dapat dibuat dengan menambahkan jumlah yang sebanding dari asetat asam (CH3COOH) dan sodium asetat (CH3COONa) untuk air. Konsentrasi kesetimbangan dari kedua asam dan basa konjugat (dari CH3COONa) diasumsikan sama dengan konsentrasi awal. Hal ini terjadi karena (1) CH3COOH adalah lemah asam dan tingkat hidrolisis ion CH3COO- sangat kecil dan (2) kehadiran dari ion CH3COO- menekan ionisasi CH3COOH, dan adanya CH3COOH menekan hidrolisis dari ion CH3COO-. Suatu larutan yang mengandung dua zat memiliki kemampuan untuk Cairan untuk injeksi intravena menetralisir baik ditambahkan asam atau basa. Natrium asetat, elektrolit kuat, harus mencakup sistem buffer memisahkan secara sempurna dalam air: untuk menjaga pH darah yang tepat. Jika asam ditambahkan, ion H+ akan dikonsumsi oleh basa konjugat dalam buffer, CH3COO-, menurut persamaan

AnimasiJika basa yang ditambahkan ke sistem buffer, OH- ion akan dinetralisir oleh asam dalam buffer: Larutan Buffer

Gambar 17.1 Indikator asam-basa bromofenol biru (ditambahkan ke semua larutan ditampilkan) digunakan untuk menggambarkan reaksi penyangga. Warna indikator itu adalah biru-ungu di atas pH 4,6 dan kuning di bawah pH 3.0. (a) larutan buffer yang terdiri dari 50 mL CH3COOH 0,1 M dan 50 mL 0,1 M CH3COONa. Larutan itu memiliki pH 4,7 dan ternyata indikator berubah menjadi biru-ungu. (b) Setelah penambahan 40 mL 0,1 M larutan HCl pada larutan dalam (a), warna tetap biru-ungu. (c) sebuah larutan 100 mL CH3COOH dengan pH adalah 4,7. (d) Setelah penambahan 6 tetes (sekitar 0,3 mL) larutan HCl 0,1 M, warnanya berubah menjadi kuning. Tanpa tindakan buffer, pH larutan turun dengan cepat menjadi kurang dari 3,0 pada penambahan 0,1 M HCl. Kapasitas buffering yaitu efektivitas larutan buffer, tergantung pada jumlah asam dan basa konjugasi dari buffer yang dibuat. Semakin besar jumlah, semakin besar kapasitas buffering. Secara umum, sistem penyangga dapat direpresentasikan sebagai basa/ asam atau konjugasi basa/asam. Dengan demikian, sistem buffer natrium asetat-asam asetat dapat ditulis sebagai CH3COONa/CH3COOH atau CH3COO-/CH3COOH. Gambar 17.1 menunjukkan tindakan buffer sistem.Permasalahan serupa: 17.5, 17.6.

Dalam larutan buffer diperiksa pada Contoh 17.2, ada penurunan pH (larutan yang menjadi lebih asam) sebagai akibat dari tambah HCl. Kita juga dapat membandingkan perubahan konsentrasi ion H+ sebagai berikut

Dengan demikian, konsentrasi ion H+ meningkat dengan faktor

Untuk menghargai efektivitas buffer CH3COONa/CH3COOH, mari kita temukan apa yang akan terjadi jika 0,10 mol HCl yang ditambahkan dengan 1 L air, dan membandingkan peningkatan konsentrasi ion H+.

Sebagai hasil dari penambahan HCl, konsentrasi ion H+ meningkat dengan faktor

sebesar kenaikan millionfold! Perbandingan ini menunjukkan bahwa buffer benar dipilih sebagai larutan yang dapat mempertahankan konsentrasi ion H+ cukup konstan, atau pH (Gambar 17.2).

Gambar 17.2 Misalkan sekarang kita ingin membuat larutan buffer dengan pH tertentu. Suatu perbandingan dari Bagaimana kita melakukan hal tersebut? Mengacu pada sistem penyangga asam perubahan pH 0,10 mol HCl ketika ditambahkan ke dalam air murni asetat-natrium asetat, kita dapat menulis konstanta kesetimbangan sebagai dan larutan buffer asetat, seperti dijelaskan dalam Contoh 17.2.

Mempersiapkan Larutan Buffer dengan pH spesifik

Perhatikan bahwa ungkapan ini sesuai ketika kita hanya memiliki asam asetat atau campuran asam asetat dan natrium asetat dalam larutan. Dengan menata ulang persamaan memberikan

Dengan mengambil logaritma negatif dari kedua belah pihak, kita memperoleh

Atau

sehingga pKa dihubungkan dengan Ka sebagai mana pH dihubungkan dengan [H+]. Ingatlah bahwa semakin kuat asam (yaitu, Ka besar), semakin kecil pKa tersebut. Perlu diingat bahwa pKa adalah konstan, tetapi rasio dari dua istilah konsentrasi dalam Persamaan (17.3) tergantung pada larutan itu sendiri.

Dimana

Persamaan (17.1) disebut Persamaan Henderson-Hasselbalch. Dalam bentuk yang lebih umum, dapat dinyatakan sebagai

Jika konsentrasi molar asam dan basa konjugasinya kira-kira sama, yaitu, [asam] [konjugat basa], kemudian

Atau

Jadi, untuk membuat larutan buffer, kita memilih asam lemah pKa yang dekat dengan pH yang diinginkan. Pilihan ini tidak hanya memberikan nilai pH yang benar dari sistem buffer, tetapi juga memastikan bahwa kita memiliki jumlah yang sebanding antara asam dan basa konjugatnya; baik merupakan prasyarat untuk sistem penyangga berfungsi efektif. CONTOH 17.3

Masalah yang sama: 17.15, 17.16.

17.3 Pandangan Lebih Dekat pada Titrasi Asam-BasaBerdiskusi tentang larutan buffer, sekarang kita dapat melihat lebih terinci pada aspek kuantitatif titrasi asam-basa (lihat Bagian 4.6). Kita akan mempertimbangkan tiga jenis reaksi: (1) Titrasi yang melibatkan asam kuat dan basa kuat, (2) titrasi yang melibatkan asam lemah dan basa kuat, dan (3) Titrasi yang melibatkan asam kuat dan basa lemah. Titrasi yang melibatkan asam lemah dan basa lemah ini mengalami hidrolisis sempurna dari kedua kation dan anion dari garam yang terbentuk. Titrasi ini tidak akan dibahas di sini. Gambar 17.3 menunjukkan pengaturan untuk memantau pH selama proses titrasi.

Titrasi Kuat Asam-Basa KuatReaksi antara asam kuat (misalnya, HCl) dan basa kuat (misalnya, NaOH) dapat diwakili oleh

atau dalam hal persamaan ion bersih

Gambar 17.3 Sebuah pH meter digunakan untuk memantau titrasi asam-basa.

Gambar 17.4 Profil pH dari sebuah titrasi asam kuat-basa kuat. Sebuah larutan NaOH 0,100 M ditambahkan dari buret ke dalam 25,0 mL larutan HCl 0,100 M dalam labu Erlenmeyer (lihat Gambar 4.18). Kurva ini terkadang disebut sebagai kurva titrasi. Pertimbangkan penambahan larutan NaOH 0,100 M (dari buret) ke dalam sebuah labu Erlenmeyer berisi 25,0 mL HCl 0,100 M. Untuk kenyamanan, kita hanya akan menggunakan tiga angka signifikan untuk volume dan konsentrasi dan dua angka penting untuk pH. Gambar 17.4 memperlihatkan profil pH titrasi (juga dikenal sebagai kurva titrasi). Sebelum penambahan NaOH, diberikan pH asam -log (0,100), atau 1,00. Ketika NaOH ditambahkan, pH larutan meningkat perlahan pada awalnya. Dekat titik ekivalen pH mulai meningkat tajam, dan pada titik ekivalen (yaitu, titik di mana jumlah equimolar asam dan basa yang bereaksi) kurva naik hampir vertikal. Dalam titrasi asam kuat-basa kuat baik konsentrasi ion hidrogen dan konsentrasi ion hidroksida sangat kecil pada titik ekivalen (sekitar 1x10-7 M); akibatnya, penambahan satu setetes basa dapat menyebabkan peningkatan besar dalam [OH-] dan pH larutan. Di luar titik ekivalen, pH kembali meningkat perlahan dengan penambahan NaOH. Hal ini dimungkinkan untuk menghitung pH larutan pada setiap tahap titrasi. Di sini tiga contoh perhitungan: 1. Setelah penambahan 10,0 mL NaOH 0,100 M untuk 25,0 mL HCl 0,100 M. Total volume larutan adalah 35,0 mL. Jumlah mol NaOH dalam 10,0 mL adalah

Cara yang lebih cepat untuk menghitung jumlah mol NaOH adalah menulis

Jumlah mol HCl awalnya hadir dalam 25,0 mL larutan adalah

Dengan demikian, jumlah HCl kiri setelah netralisasi parsial adalah Perlu diketahui bahwa 1 mol NaOH (2,50 x 10-3) - (1,00 x 10-3), atau 1,50 x 10-3 mol. Selanjutnya, konsentrasi ion 1 mol HCl. H+ di 35,0 mL larutan ditemukan sebagai berikut:

Jadi, [H ] = 0.0429 M, dan pH larutan adalah

+

2. Setelah penambahan 25,0 mL NaOH 0,100 M untuk 25,0 mL HCl 0,100 M. Baik Na+ Ini adalah perhitungan sederhana, karena melibatkan reaksi netralisasi hidrolisis. lengkap dan garam (NaCl) tidak mengalami hidrolisis. Pada titik ekivalen, [H+] = [OH-] = 1,00 x 10-7 M dan pH larutan adalah 7,00. 3. Setelah penambahan 35,0 mL NaOH 0,100 M untuk 25,0 mL HCl 0,100 M. Volume total larutan sekarang 60,0 mL. Jumlah mol NaOH yang ditambahkan adalah

atau Cl-

mengalami

Jumlah mol HCl dalam 25,0 mL larutan adalah 2,50 x 10-3 mol. setelah netralisasi lengkap HCl, jumlah mol NaOH yang tersisa adalah (3,50 x 10-3) - (2,50 x 10-3), atau 1,00 x 10-3 mol. Konsentrasi NaOH dalam 60,0 mL larutan adalah

Jadi, [OH-] = 0,0167 M dan pOH = -log 0,0167 = 1,78. Oleh karena itu, pH larutannya adalah

Titrasi Asam Lemah-Basa KuatPertimbangkan reaksi netralisasi antara asam asetat (asam lemah) dan natrium hidroksida (basa kuat):

Persamaan ini dapat disederhanakan menjadi

Ion asetat mengalami hidrolisis sebagai berikut:

Gambar 17.5 Profil pH sebuah titrasi asam lemah-basa kuat. Sebuah larutan NaOH 0,100 M ditambahkan dari buret ke dalam 25,0 mL larutan CH3COOH 0,100 M dalam labu Erlenmeyer. Karena hidrolisis garam yang terbentuk, pH pada titik ekivalen lebih besar dari 7. Oleh karena itu, pada titik ekivalen, ketika kita hanya memiliki natrium asetat, pH akan lebih besar dari 7 sebagai akibat dari terbentuknya kelebihan ion OH- (Gambar 17.5). Perhatikan bahwa situasi ini dapat disamakan dengan hidrolisis natrium asetat (CH3COONa) (lihat hal 573).

Masalah yang sama: 17.21 (b)

Titrasi Asam Kuat-Basa LemahPertimbangkan titrasi HCl, asam kuat, dengan NH3, basa lemah:

Atau hanya

PH pada titik ekivalen kurang dari 7 karena hidrolisis dari ion NH4+

Atau hanya

Karena volatilitas dari suatu larutan amonia encer, itu lebih nyaman untuk menambahkan asam klorida dari buret ke larutan amonia. Gambar 17.6 menunjukkan titrasi kurva untuk percobaan ini.

Gambar 17.6 Profil pH sebuah titrasi asam kuat-basa lemah. Sebuah larutan HCl 0,100 M ditambahkan dari buret ke dalam 25,0 mL larutan NH3 0,100 M dalam labu Erlenmeyer. Sebagai hasil dari hidrolisis garam, pH pada titik ekivalen lebih rendah dari 7.

17.4 Indikator Asam-BasaTitik ekivalen, seperti telah kita lihat, adalah titik di mana jumlah mol dari ion OH- ditambahkan ke larutan adalah sama dengan jumlah mol ion H+ pada awalnya. Untuk menentukan titik ekivalen dalam titrasi, maka, kita harus tahu persis berapa banyak volume basa ditambahkan dari buret ke dalam sebuah asam di dalam labu. Salah satu cara untuk mencapai tujuan ini adalah dengan Sebuah indikator biasanya adalah menambahkan beberapa tetes indikator asam-basa dengan larutan asam pada asam lemah organik atau basa awal titrasi. Anda akan ingat dari Bab 4 bahwa indikator memiliki warna yang jelas organik. berbeda dalam bentuknya nonionized dan terionisasi. Dua bentuk ini terkait dengan pH larutan di mana indikator akan dibubarkan. Titik akhir titrasi terjadi ketika indikator berubah warna. Namun, tidak semua indikator perubahan warna pada pH yang sama, sehingga pilihan indikator tertentu titrasi tergantung pada sifat asam dan basa yang digunakan dalam titrasi (yaitu, apakah mereka kuat atau lemah). Dengan memilih indikator yang tepat untuk titrasi, kita dapat menggunakan titik akhir untuk menentukan titik ekivalen, seperti yang kita akan lihat berikutnya. Mari kita mempertimbangkan asam monoprotik lemah yang akan kita sebut HIn. Untuk menjadi indikator efektif, HIn dan basa konjugatnya, in-, harus memiliki warna khas yang berbeda. Larutan In, asam mengionisasi untuk sebagian kecil: Jika indikator dalam media kompe menciptakan kerjasama asam, kesetimbangan,

menurut Prinsip Le Chatelier, bergeser ke kiri dan warna dominan dari indikator bahwa dari bentuk nonionized (HIn). Di sisi lain, dalam medium dasar kesetimbangan bergeser ke kanan dan warna solusi akan terutama disebabkan bahwa dari basa konjugasi (In-). Secara kasar, kita dapat menggunakan rasio konsentrasi berikut untuk memprediksi warna yang dirasakan dari indikator:

Khas indikator perubahan warna selama kisaran pH tertentu pH = pKa 1, di mana Ka adalah indikator ionisasi asam.

Jika , maka warna indikator adalah kombinasi dari warna-warna HIn dan In . Titik akhir dari indikator tidak terjadi pada pH spesifik, melainkan ada rentang nilai pH dimana titik akhir akan terjadi. Dalam prakteknya, kita memilih indikator yang akhir rentang titik terletak pada bagian yang curam dari kurva titrasi. Karena titik ekivalen juga berada pada bagian kurva yang curam, pilihan ini memastikan bahwa pH pada titik ekivalen akan jatuh dalam rentang dimana indikator perubahan warna. Pada bagian 4.6 kita menyebutkan bahwa fenolftalein adalah indikator yang cocok untuk titrasi NaOH dan HCl. Fenolftalein tidak berwarna dalam asam dan larutan netral, tapi kemerahan-merah muda dalam larutan basa. Pengukuran menunjukkan bahwa pada pH < 8,3 indikator tidak berwarna tetapi itu mulai menjadi merah mudakemerahan ketika pH melebihi 8,3. Seperti ditunjukkan pada Gambar 17.4, kecuraman kurva pH dekat titik ekivalen berarti bahwa penambahan jumlah yang sangat kecil NaOH (katakanlah, 0,05 mL, yang tentang volume setetes dari buret) membawa kenaikan besar dalam pH larutan. Yang penting, bagaimanapun, adalah kenyataan bahwa bagian curam profil pH mencakup rentang di mana fenolftalein berubah dari tidak berwarna kemerahan-merah muda. Setiap kali seperti korespondensi terjadi, indikator tersebut dapat digunakan untuk mencari titik ekivalen titrasi (Gambar 17.7). Banyak indikator asam-basa adalah pigmen tumbuhan. Misalnya, dengan mendidihkan kubis merah dalam air kita dapat mengekstrak pigmen yang menunjukkan warna yang berbeda pada berbagai pH (Gambar 17.8). Tabel 17.1 berisi daftar sejumlah indikator yang umum digunakan dalam titrasi asam-basa. Pemilihan indikator tertentu tergantung pada kekuatan asam dan basa yang akan dititrasi.

Gambar 17.7 Kurva titrasi asam kuat dengan basa kuat. Karena daerah indikator metil merah dan fenolftalein berubah warna sepanjang curam bagian kurva, mereka dapat digunakan untuk memantau titik ekivalen titrasi. Thymol biru, di sisi lain, tidak bisa digunakan untuk tujuan yang sama karena perubahan warna tidak cocok dengan bagian curam dari titrasi kurva (lihat Tabel 17.1).

Gambar 17.8 Larutan yang mengandung ekstrak kubis merah (diperoleh dengan mendidihkan kubis dalam air) menghasilkan berbeda warna ketika direaksikan dengan asam dan basa. pH larutan meningkat dari kiri ke kanan.

Masalah yang sama: 17.29