Contoh menghitung molaritas ion dalam larutan berair

Melarutkan elektrolit dalam air memisahkannya menjadi ion bermuatan berlawanan, yang memungkinkan larutan yang dihasilkan menghantarkan listrik. Beberapa contoh elektrolit yang umum adalah berbagai jenis garam, seperti natrium klorida dan kalium nitrat, asam seperti asam sulfat dan nitrat, dan beberapa basa seperti natrium hidroksida.

Pada bagian berikut dijelaskan secara rinci melalui contoh, bagaimana menghitung konsentrasi molar ion dalam larutan untuk berbagai jenis elektrolit, termasuk elektrolit kuat dan lemah.

Mengapa penting untuk dapat menghitung konsentrasi molar ion dalam larutan?

Karena berbagai alasan, perlu ditentukan atau dihitung konsentrasi molar ion-ion ini saat menyiapkan larutan. Di satu sisi, konsentrasi total ion memungkinkan kita untuk mengetahui kemampuannya menghantarkan listrik. Di sisi lain, konsentrasi ion total juga mempengaruhi kekuatan ionik suatu larutan, yang mempengaruhi kesetimbangan kimia dari berbagai sistem nyata seperti asam lemah dan basa lemah.

Akhirnya, konsentrasi ion yang berbeda sangat penting dalam bidang biologi dan biokimia. Ini karena konsentrasi ion seperti natrium dan kalium, serta klorida dan anion lainnya, merupakan faktor penting dalam menentukan potensial membran, kecenderungan ion untuk lewat secara spontan melintasi satu sisi membran ke sisi lainnya, dan a banyak fenomena transportasi lain yang sangat penting untuk berfungsinya sel.

Perhitungan konsentrasi ion dalam larutan elektrolit kuat

Elektrolit kuat adalah zat ionik yang, ketika dilarutkan dalam air, menjadi terionisasi sepenuhnya. Ini berarti bahwa reaksi disosiasi tidak dapat diubah, dan semua unit rumus senyawa terpisah untuk menghasilkan jumlah ion maksimum yang mungkin dalam larutan.

Untuk alasan ini, dalam kasus elektrolit kuat, perhitungan konsentrasi ion terdiri dari perhitungan stoikiometri sederhana, tergantung pada reaksi kimia yang seimbang atau seimbang. Ambil kasus berikut sebagai contoh.

Contoh menghitung konsentrasi ion untuk elektrolit kuat.

Penyataan:

Hitung konsentrasi molar ion fosfat dan konsentrasi molar ion kalium dalam larutan yang dibuat dengan melarutkan 10,00 gram kalium fosfat dalam 500,0 mL larutan.

Larutan:

Jenis masalah ini dapat diselesaikan dengan mengikuti serangkaian langkah yang diurutkan. Beberapa langkah tidak diperlukan tergantung pada data yang diberikan oleh pernyataan, tetapi secara umum, Anda selalu dapat menggunakan:

Langkah #1: Ekstrak data dan yang tidak diketahui, tentukan berat molekul yang relevan, dan lakukan transformasi unit yang diperlukan.

Ini hampir selalu merupakan langkah pertama dalam menyelesaikan semua jenis masalah. Dalam hal ini, pernyataan tersebut menunjukkan bahwa larutan dibuat dengan melarutkan 10,00 g kalium fosfat (K ₃ PO ₄ ) , yang sesuai dengan massa zat terlarut.

Karena molaritas ion diminta, pada titik tertentu kita memerlukan massa molar garam yaitu:

Pernyataan tersebut juga menunjukkan bahwa 500,00 mL larutan akan dibuat, yang sesuai dengan volume larutan. Karena mereka meminta molaritas, volume ini harus diubah menjadi liter.

Langkah #2: Hitung konsentrasi molar elektrolit. Ini juga sering disebut sebagai konsentrasi analitik.

Secara umum, lebih mudah menghitung konsentrasi ion dalam garam dari konsentrasi molar garam itu sendiri. Kami melakukan ini dengan menggunakan rumus molaritas dan data yang disajikan di atas.

Dimana C _K3PO4 mengacu pada konsentrasi molar garam.

CATATAN PENULIS: Secara umum, biasanya digunakan C untuk mewakili setiap konsentrasi analitik dalam unit konsentrasi apa pun. Yang kami maksud dengan konsentrasi analitik adalah konsentrasi yang dihitung dari jumlah zat terlarut, pelarut, dan larutan yang terukur. Ini untuk membedakan mereka dari konsentrasi spesies yang berbeda setelah reaksi kimia atau ketika membangun kesetimbangan kimia.

Langkah #3: Tulis persamaan disosiasi seimbang

Dalam hal ini, ini adalah elektrolit kuat, sehingga reaksinya tidak dapat diubah (kesetimbangan tidak terbentuk):

Langkah #4: Gunakan hubungan stoikiometri yang diperoleh dari persamaan setimbang untuk menentukan konsentrasi ion yang diinginkan.

Setelah persamaan ditulis, yang diperlukan hanyalah menggunakan stoikiometri untuk menentukan konsentrasi ion. Kita dapat melakukan perhitungan stoikiometri secara langsung menggunakan konsentrasi molar daripada mol, karena semua perhitungan yang kita lakukan mengacu pada larutan tunggal yang volumenya tidak berubah, sehingga konsentrasinya berbanding lurus dengan mol masing-masing spesies.

Ini berarti bahwa konsentrasi kedua ion ditentukan oleh:

Perhitungan konsentrasi ion dalam larutan elektrolit lemah

Dalam kasus elektrolit lemah, perbedaan mendasarnya adalah bahwa reaksi disosiasi bersifat reversibel, dan hanya sebagian kecil dari molekul zat terlarut yang terdisosiasi membentuk ion bebas. Untuk alasan ini, untuk menghitung konsentrasi ion dalam kasus ini, kesetimbangan kimia harus diselesaikan.

Contoh perhitungan konsentrasi ion untuk elektrolit lemah.

Penyataan:

Hitung konsentrasi molar ion asetat dan ion hidronium dalam larutan yang dibuat dengan melarutkan 10,00 gram asam asetat dalam 500,0 mL larutan, diketahui bahwa asam tersebut memiliki tetapan keasaman 1,75 ,10 ^-5 .

Larutan:

Karena kasus ini berkaitan dengan larutan asam asetat, yang merupakan elektrolit lemah, kita harus melanjutkan untuk menyelesaikan kesetimbangan ionik yang terbentuk dengan melarutkan zat terlarut ini dalam air. Langkah pertama sama seperti di atas, tetapi dari langkah 4 dan seterusnya prosedurnya berubah. Begini caranya:

Langkah #1: Ekstrak data dan yang tidak diketahui, tentukan berat molekul yang relevan, dan lakukan transformasi unit yang diperlukan.

Massa zat terlarut lagi 10,00g dan volume larutan juga 500,0 mL, yang setara dengan 0,5000 L seperti yang kita lihat sebelumnya. Berat molekul asam asetat (CH ₃ COOH) adalah 60,052 g/mol.

Langkah #2: Hitung konsentrasi molar elektrolit.

Menggunakan data yang disajikan di atas, konsentrasi molar awal atau analitis asam asetat adalah:

Langkah #3: Tulis persamaan disosiasi seimbang

Berbeda dengan kasus sebelumnya, karena merupakan elektrolit lemah, reaksinya dapat dibalik, sehingga terbentuk kesetimbangan:

Langkah #4: Selesaikan kesetimbangan kimia untuk menentukan konsentrasi semua spesies.

Bagian dari proses ini benar-benar berbeda dari yang sebelumnya, karena konsentrasi akhir ion tidak dapat ditentukan secara langsung dari konsentrasi awal asam dengan stoikiometri, karena konsentrasi ini juga harus memenuhi kondisi kesetimbangan yang diberikan oleh hukum aksi massa. .

Dalam kasus khusus ini, kondisi kesetimbangan ditentukan oleh ekspresi konstanta kesetimbangan:

Tabel ICE berikut menghubungkan konsentrasi awal dengan konsentrasi akhir. Dalam hal ini, karena kita tidak mengetahui sebelumnya berapa banyak asam yang sebenarnya berdisosiasi, maka perubahan konsentrasinya harus dinyatakan sebagai suatu yang tidak diketahui (X). Kemudian, dengan stoikiometri, ditetapkan bahwa X juga harus dibentuk dari ion asetat dan dari proton:

Untuk menemukan yang tidak diketahui, X, cukup menggunakan persamaan konstanta keasaman:

Persamaan ini dapat ditulis ulang sebagai:

yang merupakan persamaan derajat kedua yang solusinya, setelah mensubstitusi nilai konstanta keasaman, adalah:

Seperti yang dapat kita lihat pada tabel ICE, konsentrasi kedua ion dalam hal ini sama dengan X, sehingga kita dapat menulis

Konsentrasi kedua ion tersebut sama dengan 2,41,10 ^-3 molar.

Referensi

Bolivar, G. (2020, 9 Juli). Elektrolit lemah: konsep, karakteristik, contoh. Diperoleh dari https://www.lifeder.com/electrolitos-debiles/

Brown, T. (2021). Kimia: Sains Pusat (edisi ke-11). London, Inggris: Pearson Education.

Chang, R., Manzo, Á. R., Lopez, PS, & Herranz, ZR (2020). Kimia (edisi ke-10). Kota New York, NY: MCGRAW-HILL.

Garcia, J. (2002). Konsentrasi dalam solusi klinis: teori dan interkonversi. Pendeta costarric. sains. med. , 23 , 81–88. Diperoleh dari https://www.scielo.sa.cr/scielo.php?script=sci_arttext&pid=S0253-29482002000100008

Sarica, S. (nd). Konsentrasi ion dengan contoh. Diperoleh dari https://www.chemistrytutorials.org/ct/es/44-Concentraci%C3%B3n_de_iones_con_ejemplos