Asam dan basa kuat(Tabel 2.1) setengah- oleh karena itu, konsentrasi ion hidrogen dan ion hidroksil sama dengan konsentrasi total elektrolit kuat. Untuk yang kuat alasan : [ OH - ] = C m;untuk yang kuat asam: [ H + ] = cm. Tabel 2.1 Elektrolit kuatElektrolit lemah Merupakan kebiasaan untuk mempertimbangkan senyawa kimia yang molekulnya, bahkan dalam larutan yang sangat encer, tidak sepenuhnya terdisosiasi menjadi ion. Derajat disosiasi elektrolit lemah untuk larutan desimolar (0,1 M) kurang dari 3%. Contoh elektrolit lemah: semua asam organik, beberapa asam anorganik (misalnya H 2 S, HCN), sebagian besar hidroksida (misalnya Zn(OH) 2 , Cu(OH) 2). Untuk solusi asam lemah konsentrasi ion hidrogen dalam larutan dihitung dengan rumus: di mana: Kc adalah konstanta disosiasi asam lemah; Ck adalah konsentrasi asam, mol/dm 3 . Untuk solusi basa lemah konsentrasi ion hidroksil dihitung dengan rumus:  di mana: Ko adalah konstanta disosiasi basa lemah; Pinus adalah konsentrasi basa, mol/dm 3 . Tabel 2.2 Konstanta disosiasi asam dan basa lemah pada 25 °C2.2. Contoh penyelesaian tugas individu Contoh 1. Kondisi pekerjaan:Mendefinisikan konsentrasi ion hidrogen dan hidroksida dalam larutan, jika pH = 5,5. Larutan Konsentrasi ion hidrogen dihitung dengan rumus: [H +] \u003d 10 -pH [H +] \u003d 10 -5,5 \u003d 3,16 10 -6 mol / dm 3 Konsentrasi ion hidroksida dihitung dengan rumus: 10 -rOH pOH \u003d 14 - pH \u003d 14 - 5,5 \u003d 8,5 10 -8,5 \u003d 3 10 -9 mol / dm 3 Contoh #2. Kondisi pekerjaan: Hitunglah pH larutan HCl 0,001 M. Larutan Asam HC1 adalah elektrolit kuat (Tabel 2.1) dan dalam larutan encer hampir seluruhnya terdisosiasi menjadi ion: HC1⇄ H + + C1 - Oleh karena itu, konsentrasi ion [Н + ] sama dengan konsentrasi total asam: [Н + ] \u003d Cm \u003d 0,001 M. [H +] \u003d 0,001 \u003d 1 10 -3 mol / dm 3 pH \u003d - lg \u003d - lg 1 10 -3 \u003d 3 Contoh #3 Kondisi pekerjaan: Hitung pH larutan NaOH 0,002 M. Larutan Basa NaOH adalah elektrolit kuat (Tabel 2.1) dan dalam larutan encer hampir seluruhnya terdisosiasi menjadi ion: NaOH Na + +OH - Oleh karena itu, konsentrasi ion hidroksida sama dengan konsentrasi total basa: [OH - ]= cm = 0,002 M pOH \u003d - lg [OH -] \u003d - lgSm \u003d - lg 2 10 -3 \u003d 2.7 pH = 14 - 2,7 = 11,3 Contoh nomor 4. Kondisi pekerjaan:Hitung pH larutan NH 0,04 M 4 Oh, jika konstanta disosiasi Kd( NH 4 Oh) = 1,79 10 -5 (Tabel 2.2). Larutan Pendiri NH 4 Oh adalah elektrolit lemah dan dalam larutan encer terdisosiasi sangat sedikit menjadi ion. Konsentrasi ion hidroksil [OH - ] dalam larutan basa lemah dihitung dengan rumus: pOH \u003d - lg [OH - ] \u003d - lg 8.5 10 -2 \u003d 1.1 Berdasarkan rumus: pH + pOH = 14, kita menemukan pH larutan: pH = 14 - pOH = 14 - 1,1 = 12,9 Contoh nomor 5. Kondisi pekerjaan:Hitung pH 0,17 M larutan asam asetat (CH 3 COOH), jika konstanta disosiasi Kd (CH 3 COOH) = 1,86 10 -5 (Tabel 2.2). Larutan Asam CH 3 COOH adalah elektrolit lemah dan dalam larutan encer sangat sedikit terdisosiasi menjadi ion. Konsentrasi ion hidrogen dalam larutan asam lemah dihitung dengan rumus: Menghitung pH larutan menurut rumus: pH = - lg pH \u003d - lg 1,78 10 -3 \u003d 2,75 2.3. tugas individu Kondisi pekerjaan (Tabel 2.3): Tugas nomor 1. Hitung konsentrasi ion hidrogen dan hidroksida dalam larutan pada nilai pH tertentu (lihat contoh No. 1); Tugas nomor 2. Hitung pH larutan elektrolit kuat (asam, basa) pada konsentrasi tertentu (lihat contoh No. 2, 3); Tugas nomor 3. Hitung pH larutan elektrolit lemah (asam, basa) pada konsentrasi tertentu (lihat contoh No. 4, 5). Tabel 2.3 Komposisi air yang dipelajari
Lanjutan tabel. 2.3 Air adalah elektrolit yang sangat lemah, terdisosiasi sedikit, membentuk ion hidrogen (H +) dan ion hidroksida (OH -), Proses ini sesuai dengan konstanta disosiasi: Karena derajat disosiasi air sangat kecil, konsentrasi kesetimbangan molekul air yang tidak terdisosiasi dengan akurasi yang cukup sama dengan konsentrasi total air, yaitu 1000/18 = 5,5 mol / dm 3. Konstanta yang sama dengan produk dari konsentrasi ion H + dan OH - adalah nilai konstan dan disebut produk ion air. Dalam air murni pada 25 , konsentrasi ion hidrogen dan ion hidroksida sama dan adalah Larutan yang konsentrasi ion hidrogen dan ion hidroksidanya sama disebut larutan netral. Jadi, pada 25 > - larutan asam; < – щелочной раствор. Alih-alih konsentrasi ion H + dan OH lebih mudah menggunakan logaritma desimal mereka, diambil dengan tanda yang berlawanan; dilambangkan dengan simbol pH dan pOH: Logaritma desimal dari konsentrasi ion hidrogen, diambil dengan tanda yang berlawanan, disebut indikator pH(pH) . Ion air dalam beberapa kasus dapat berinteraksi dengan ion zat terlarut, yang menyebabkan perubahan signifikan dalam komposisi larutan dan pH-nya. Meja 2 Rumus untuk menghitung nilai pH (pH) * Nilai konstanta disosiasi ( K) tercantum dalam Lampiran 3. p K= -lg K; HAN, asam; KtOH, basa; KtAn - garam. Saat menghitung pH larutan berair, perlu: 1. Tentukan sifat zat yang membentuk larutan, dan pilih rumus untuk menghitung pH (tabel 2). 2. Jika ada asam atau basa lemah dalam larutan, lihat di buku referensi atau di Lampiran 3 p K koneksi ini. 3. Tentukan komposisi dan konsentrasi larutan ( DARI). 4. Substitusikan nilai numerik konsentrasi molar ( DARI) dan p K Tabel 2 menunjukkan rumus untuk menghitung pH dalam larutan asam dan basa kuat dan lemah, larutan penyangga dan larutan garam yang mengalami hidrolisis. Jika hanya asam kuat (HAn) hadir dalam larutan, yang merupakan elektrolit kuat dan hampir sepenuhnya terdisosiasi menjadi ion Jika hanya basa kuat yang ada dalam larutan, yang merupakan elektrolit kuat dan hampir sepenuhnya terdisosiasi menjadi ion, maka pH (pH) akan tergantung pada konsentrasi ion hidroksida (OH -) dalam larutan dan ditentukan oleh rumus ( 2). Jika hanya asam lemah atau hanya basa lemah yang ada dalam larutan, maka pH larutan tersebut ditentukan oleh rumus (3), (4). Jika campuran asam kuat dan asam lemah hadir dalam larutan, maka ionisasi asam lemah praktis ditekan oleh asam kuat; oleh karena itu, ketika menghitung pH dalam larutan seperti itu, keberadaan asam lemah diabaikan dan rumus perhitungan yang digunakan untuk asam kuat, (1), digunakan. Alasan yang sama juga berlaku untuk kasus ketika campuran basa kuat dan basa lemah hadir dalam larutan. perhitungan pH memimpin sesuai dengan rumus (2). Jika ada campuran asam kuat atau basa kuat dalam larutan, maka perhitungan pH dilakukan sesuai dengan rumus untuk menghitung pH asam kuat (1) atau basa (2), setelah sebelumnya menjumlahkan konsentrasi komponen . Jika larutan mengandung asam kuat dan garamnya, atau basa kuat dan garamnya, maka pH hanya bergantung pada konsentrasi asam kuat atau basa kuat dan ditentukan oleh rumus (1) atau (2). Jika asam lemah dan garamnya (misalnya, CH 3 COOH dan CH 3 COONa; HCN dan KCN) atau basa lemah dan garamnya (misalnya, NH 4 OH dan NH 4 Cl) ada dalam larutan, maka ini campuran adalah larutan penyangga dan pH ditentukan dengan rumus (5), (6). Jika ada garam dalam larutan yang dibentuk oleh asam kuat dan basa lemah (dihidrolisis oleh kation) atau asam lemah dan basa kuat (dihidrolisis oleh anion), asam lemah dan basa lemah (dihidrolisis oleh kation) dan anion), maka garam-garam tersebut mengalami hidrolisis, mengubah nilai pH, dan perhitungan dilakukan menurut rumus (7), (8), (9). Contoh 1 Hitung pH larutan berair garam NH 4 Br dengan konsentrasi . Larutan. 1. Dalam larutan berair, garam yang dibentuk oleh basa lemah dan asam kuat dihidrolisis oleh kation menurut persamaan: Dalam larutan berair, ion hidrogen (H +) tetap berlebih. 2. Untuk menghitung pH, kami menggunakan rumus untuk menghitung nilai pH garam yang mengalami hidrolisis kation: Konstanta disosiasi basa lemah (R K = 4,74). 3. Substitusikan nilai numerik ke dalam rumus dan hitung pHnya: Contoh 2 Hitung pH larutan berair yang terdiri dari campuran natrium hidroksida, Larutan. 1. Natrium hidroksida (NaOH) dan kalium hidroksida (KOH) adalah basa kuat yang hampir sepenuhnya terdisosiasi dalam larutan air menjadi kation logam dan ion hidroksida: 2. pH akan ditentukan oleh jumlah ion hidroksida. Untuk melakukan ini, kami merangkum konsentrasi alkali: 3. Kami mengganti konsentrasi yang dihitung ke dalam rumus (2) untuk menghitung pH basa kuat: Contoh 3 Hitung pH larutan penyangga yang terdiri dari asam format 0,10 M dan natrium format 0,10 M yang diencerkan 10 kali. Larutan. 1. Asam format HCOOH adalah asam lemah, dalam larutan berair hanya sebagian terdisosiasi menjadi ion, dalam Lampiran 3 kita menemukan asam format 2. Natrium format HCOONa adalah garam yang terbentuk dari asam lemah dan basa kuat; terhidrolisis oleh anion, kelebihan ion hidroksida muncul dalam larutan: 3. Untuk menghitung pH, kami menggunakan rumus untuk menghitung nilai pH larutan buffer yang dibentuk oleh asam lemah dan garamnya, sesuai dengan rumus (5) Substitusikan nilai numerik ke dalam rumus dan dapatkan 4. pH larutan buffer tidak berubah saat diencerkan. Jika larutan diencerkan 10 kali, pH-nya akan tetap pada 3,76. Contoh 4 Hitung nilai pH larutan asam asetat dengan konsentrasi 0,01 M, yang derajat disosiasinya adalah 4,2%. Larutan. Asam asetat merupakan elektrolit lemah. Dalam larutan asam lemah, konsentrasi ion kurang dari konsentrasi asam itu sendiri dan didefinisikan sebagai: sebuah∙C. Untuk menghitung pH, kami menggunakan rumus (3): Contoh 5 Ke dalam 80 cm 3 0,1 n larutan CH 3 COOH ditambahkan 20 cm 3 0,2 Larutan. 1. Jika larutan mengandung asam lemah (CH 3 COOH) dan garamnya (CH 3 COONa), maka ini adalah larutan penyangga. Kami menghitung pH larutan buffer komposisi ini sesuai dengan rumus (5): 2. Volume larutan yang diperoleh setelah penirisan larutan awal adalah 80 + 20 = 100 cm 3, maka konsentrasi asam dan garam akan sama: 3. Kami mengganti nilai konsentrasi asam dan garam yang diperoleh Contoh 6 Ke dalam 200 cm3 larutan asam klorida 0,1 N ditambahkan 200 cm3 larutan kalium hidroksida 0,2 N, tentukan pH larutan yang dihasilkan. Larutan. 1. Terjadi reaksi netralisasi antara asam klorida (HCl) dan kalium hidroksida (KOH), menghasilkan pembentukan kalium klorida (KCl) dan air: HCl + KOH → KCl + H 2 O. 2. Tentukan konsentrasi asam dan basa: Menurut reaksi, HCl dan KOH bereaksi sebagai 1:1, oleh karena itu, dalam larutan seperti itu, KOH tetap berlebih dengan konsentrasi 0,10 - 0,05 = 0,05 mol / dm 3. Karena garam KCl tidak mengalami hidrolisis dan tidak mengubah pH air, kelebihan kalium hidroksida dalam larutan ini akan mempengaruhi nilai pH. KOH adalah elektrolit kuat, kami menggunakan rumus (2) untuk menghitung pH: 135. Berapa gram kalium hidroksida yang terkandung dalam 10 dm 3 larutan yang pH-nya 11? 136. Indeks hidrogen (pH) dari satu larutan adalah 2, dan yang lainnya adalah 6. Dalam 1 dm 3 larutan manakah konsentrasi ion hidrogen lebih besar dan berapa kali? 137. Tunjukkan reaksi medium dan temukan konsentrasi dan ion dalam larutan yang pH-nya adalah: a) 1,6; b) 10.5. 138. Hitung pH larutan dengan konsentrasi (mol / dm 3): a) 2,0 10 -7; b) 8.1∙10 -3; c) 2,7∙10 -10. 139. Hitung pH larutan dengan konsentrasi ion (mol / dm 3): a) 4,6 10 -4; b) 8.1∙10 -6; c) 9.3∙10 -9. 140. Hitung konsentrasi molar asam monobasa (NAn) dalam larutan jika: a) pH = 4, = 0,01; b) pH = 3, = 1%; c) pH = 6, 141. Hitung pH larutan asam asetat 0,01 N, di mana derajat disosiasi asamnya adalah 0,042. 142. Hitung pH larutan elektrolit lemah berikut ini: 143. Berapa konsentrasi larutan asam asetat yang pH-nya 5,2? 144. Tentukan konsentrasi molar larutan asam format (HCOOH), yang pH-nya 3,2 ( K HCOOH = 1,76∙10 -4). 145. Tentukan derajat disosiasi (%) dan larutan 0,1 M CH 3 COOH, jika konstanta disosiasi asam asetat adalah 1,75∙10 -5. 146. Hitung pH 0,01 M dan 0,05 N larutan H 2 SO 4 . 147. Hitung pH larutan H2SO4 dengan fraksi massa asam 0,5% ( ρ = 1,00 g/cm3). 148. Hitung pH larutan kalium hidroksida jika 2 dm 3 larutan mengandung 1,12 g KOH. 149. Hitung dan pH larutan amonium hidroksida 0,5 M. \u003d 1,76 10 -5. 150. Hitung pH larutan yang diperoleh dengan mencampurkan 500 cm 3 0,02 M CH 3 COOH dengan volume yang sama sebesar 0,2 M CH 3 COOK. 151. Tentukan pH campuran buffer yang mengandung larutan NH 4 OH dan NH 4 Cl dengan volume yang sama dengan fraksi massa 5,0%. 152. Hitung perbandingan natrium asetat dan asam asetat yang harus dicampur untuk mendapatkan larutan penyangga dengan pH = 5. 153. Dalam larutan berair manakah derajat disosiasi paling besar: a) 0,1 M CH 3 COOH; b) 0,1 M HCOOH; c) 0,1 M HCN? 154. Turunkan rumus untuk menghitung pH: a) campuran dapar asetat; b) campuran buffer amonia. 155. Hitung konsentrasi molar larutan HCOOH yang memiliki pH = 3. 156. Bagaimana perubahan pH jika diencerkan dua kali dengan air: a) larutan HCl 0,2 M; b) 0,2 M larutan CH 3 COOH; c) larutan yang mengandung 0,1 M CH 3 COOH dan 0,1 M CH 3 COOHa? 157*. Larutan asam asetat 0,1 N dinetralkan dengan larutan natrium hidroksida 0,1 N sampai 30% dari konsentrasi aslinya. Tentukan pH larutan yang dihasilkan. 158*. Untuk 300 cm 3 0,2 M larutan asam format ( K\u003d 1,8 10 -4) menambahkan 50 cm 3 larutan NaOH 0,4 M. Diukur pHnya kemudian diencerkan sebanyak 10 kali. Hitung pH larutan encer tersebut. 159*. Untuk 500 cm 3 0,2 M larutan asam asetat ( K\u003d 1,8 10 -5) menambahkan 100 cm 3 larutan NaOH 0,4 M. Diukur pHnya kemudian diencerkan sebanyak 10 kali. Hitung pH larutan encer, tulis persamaan reaksi kimianya. 160*. Untuk mempertahankan nilai pH yang diperlukan, ahli kimia menyiapkan larutan: ke dalam 200 cm3 larutan asam format 0,4 M, ia menambahkan 10 cm3 larutan KOH 0,2% ( p\u003d 1 g / cm 3) dan volume yang dihasilkan diencerkan 10 kali. Berapakah nilai pH larutan tersebut? ( K HCOOH = 1,8∙10 -4). Air murni adalah elektrolit yang sangat lemah. Proses disosiasi air dapat dinyatakan dengan persamaan: HOH H + + OH - . Karena disosiasi air, setiap larutan berair mengandung ion H + dan ion OH -. Konsentrasi ion-ion ini dapat dihitung dengan menggunakan persamaan produk ion untuk air C (H +) × C (OH -) \u003d K w, dimana Kw berada konstanta produk ionik air ; pada 25 °C K w = 10 –14 . Larutan yang konsentrasi ion H+ dan OH-nya sama disebut larutan netral. Dalam larutan netral C (H +) \u003d C (OH -) \u003d 10 -7 mol / l. Dalam larutan asam, C(H +) > C(OH -) dan, sebagai berikut dari persamaan produk ionik air, C(H +) > 10 -7 mol / l, dan C (OH -)< 10 –7 моль/л. Dalam larutan basa C (OH -) > C (H +); sedangkan pada C(OH –) > 10 –7 mol/l, dan C(H +)< 10 –7 моль/л. pH adalah nilai yang mencirikan keasaman atau kebasaan larutan berair; nilai ini disebut indikator pH dan dihitung dengan rumus: pH \u003d -lg C (H +) Dalam larutan pH asam<7;>7. Dengan analogi dengan konsep "indeks hidrogen" (pH), konsep indeks "hidroksil" (pOH) diperkenalkan: pOH = –lg C(OH –) Indikator hidrogen dan hidroksil dihubungkan oleh rasio Indeks hidroksil digunakan untuk menghitung pH dalam larutan basa. Asam sulfat adalah elektrolit kuat yang terdisosiasi dalam larutan encer secara ireversibel dan sempurna sesuai dengan skema: H 2 SO 4 ® 2 H + + SO 4 2–. Dapat dilihat dari persamaan proses disosiasi bahwa C (H +) \u003d 2 C (H 2 SO 4) \u003d 2 × 0,005 mol / l \u003d 0,01 mol / l. pH \u003d -lg C (H +) \u003d -lg 0,01 \u003d 2. Natrium hidroksida adalah elektrolit kuat yang terdisosiasi secara ireversibel dan sempurna sesuai dengan skema: NaOH ® Na + +OH -. Dari persamaan proses disosiasi dapat diketahui bahwa C(OH -) \u003d C (NaOH) \u003d 0,1 mol / l. pOH \u003d -lg C (H +) \u003d -lg 0.1 \u003d 1; pH = 14 - pOH = 14 - 1 = 13. Disosiasi elektrolit lemah merupakan proses kesetimbangan. Konstanta kesetimbangan yang ditulis untuk proses disosiasi elektrolit lemah disebut konstanta disosiasi . Misalnya untuk proses disosiasi asam asetat CH 3 COOH CH 3 COO - + H +. Setiap tahap disosiasi asam polibasa dicirikan oleh konstanta disosiasinya. Konstanta disosiasi - nilai referensi; cm. . Perhitungan konsentrasi ion (dan pH) dalam larutan elektrolit lemah direduksi untuk memecahkan masalah kesetimbangan kimia untuk kasus ketika konstanta kesetimbangan diketahui dan perlu untuk menemukan konsentrasi kesetimbangan zat yang terlibat dalam reaksi (lihat contoh 6.2 - masalah tipe 2). Dalam larutan 0,35% NH 4 OH, konsentrasi molar amonium hidroksida adalah 0,1 mol / l (contoh mengubah konsentrasi persentase menjadi konsentrasi molar - lihat contoh 5.1). Nilai ini sering disebut sebagai C 0 . C 0 adalah konsentrasi elektrolit total dalam larutan (konsentrasi elektrolit sebelum disosiasi). NH 4 OH dianggap sebagai elektrolit lemah yang terdisosiasi secara reversibel dalam larutan berair: NH 4 OH NH 4 + + OH – (lihat juga catatan 2 di halaman 5). Konstanta disosiasi K = 1,8 10 -5 (nilai referensi). Karena elektrolit lemah terdisosiasi tidak sempurna, kita akan menganggap bahwa x mol / l NH 4 OH telah terdisosiasi, maka konsentrasi kesetimbangan ion amonium dan ion hidroksida juga akan sama dengan x mol / l: C (NH 4 +) \u003d C (OH -) \u003d x mol/l. Konsentrasi kesetimbangan NH 4 OH yang tidak terdisosiasi adalah: C (NH 4 OH) \u003d (C 0 -x) \u003d (0,1-x) mol / l. Kami mengganti konsentrasi kesetimbangan semua partikel yang dinyatakan dalam x ke dalam persamaan konstanta disosiasi: Elektrolit yang sangat lemah terdisosiasi sedikit (x ® 0) dan x dalam penyebut sebagai suku dapat diabaikan: Biasanya, dalam masalah kimia umum, x dalam penyebut diabaikan jika (dalam hal ini, x - konsentrasi elektrolit terdisosiasi - berbeda 10 kali atau kurang dari C 0 - konsentrasi total elektrolit dalam larutan). C (OH -) \u003d x \u003d 1,34 10 -3 mol / l; pOH \u003d -lg C (OH -) \u003d -lg 1,34 10 -3 \u003d 2,87. pH = 14 - pOH = 14 - 2,87 = 11,13. Derajat disosiasi elektrolit dapat dihitung sebagai rasio konsentrasi elektrolit terdisosiasi (x) dengan konsentrasi elektrolit total (C 0): Pertama, Anda harus mengubah persentase konsentrasi menjadi molar (lihat contoh 5.1). Dalam hal ini, C 0 (H 3 PO 4) = 3,6 mol / l. Perhitungan konsentrasi ion hidrogen dalam larutan asam lemah polibasa dilakukan hanya untuk tahap pertama disosiasi. Sebenarnya, konsentrasi total ion hidrogen dalam larutan asam polibasa lemah sama dengan jumlah konsentrasi ion H + yang terbentuk pada setiap tahap disosiasi. Misalnya, untuk asam fosfat C(H +) total = C(H +) masing-masing 1 tahap + C(H +) masing-masing 2 tahap + C(H +) masing-masing 3 tahap. Namun, disosiasi elektrolit lemah terjadi terutama pada tahap pertama, dan pada tahap kedua dan selanjutnya - sebagian kecil, oleh karena itu C(H +) dalam 2 tahap 0, C(H +) dalam 3 tahap 0 dan C(H +) total C(H +) dalam 1 tahap. Biarkan asam fosfat berdisosiasi pada tahap pertama x mol / l, maka dari persamaan disosiasi H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 - maka kesetimbangan konsentrasi ion H + dan H 2 PO 4 - juga akan menjadi sama dengan x mol / l , dan konsentrasi kesetimbangan H 3 PO 4 tak terdisosiasi akan sama dengan (3,6–x) mol/l. Kami mengganti konsentrasi ion H + dan H 2 PO 4 - dan molekul H 3 PO 4 yang diekspresikan melalui x ke dalam ekspresi untuk konstanta disosiasi untuk tahap pertama (K 1 \u003d 7,5 10 -3 - nilai referensi): K 1 /C 0 \u003d 7,5 10 -3 / 3,6 \u003d 2,1 10 -3< 10 –2 ; следовательно, иксом как слагаемым в знаменателе можно пренебречь (см. также пример 7.3) и упростить полученное выражение. C (H +) \u003d x \u003d 0,217 mol / l; pH \u003d -lg C (H +) \u003d -lg 0,217 \u003d 0,66. Tugas nomor 8 Hitung a) pH larutan asam dan basa kuat; b) larutan elektrolit lemah dan derajat disosiasi elektrolit dalam larutan ini (tabel 8). Ambil kerapatan larutan sama dengan 1 g/ml. Tabel 8 - Kondisi tugas No. 8
Contoh 7.5 200 ml larutan 0,2M H2SO4 dan 300 ml larutan NaOH 0,1M dicampur. Hitung pH larutan yang dihasilkan dan konsentrasi ion Na + dan SO 4 2– dalam larutan ini. Mari kita bawa persamaan reaksi H 2 SO 4 + 2 NaOH → Na 2 SO 4 + 2 H 2 O ke bentuk molekul ion yang disingkat: H + + OH - → H 2 O Dari persamaan reaksi ion-molekul, hanya ion H + dan OH - yang masuk ke dalam reaksi dan membentuk molekul air. Ion Na + dan SO 4 2– tidak berpartisipasi dalam reaksi, oleh karena itu jumlah mereka setelah reaksi sama dengan sebelum reaksi. Perhitungan jumlah zat sebelum reaksi: n (H 2 SO 4) \u003d 0,2 mol / l × 0,1 l \u003d 0,02 mol \u003d n (SO 4 2-); n (H +) \u003d 2 × n (H 2 SO 4) \u003d 2 × 0,02 mol \u003d 0,04 mol; n (NaOH) \u003d 0,1 mol / l 0,3 l \u003d 0,03 mol \u003d n (Na +) \u003d n (OH -). OH ion - - dalam pasokan pendek; mereka bereaksi sepenuhnya. Bersama-sama dengan mereka, jumlah yang sama (yaitu 0,03 mol) ion H + akan bereaksi. Perhitungan jumlah ion setelah reaksi: n (H +) \u003d n (H +) sebelum reaksi - n (H +) bereaksi \u003d 0,04 mol - 0,03 mol \u003d 0,01 mol; n(Na +) = 0,03 mol; n(SO 4 2–) = 0,02 mol. Karena larutan encer dicampur V umum. "Vlarutan H 2 SO 4 + V larutan NaOH" 200 ml + 300 ml \u003d 500 ml \u003d 0,5 l. C(Na+) = n(Na+) / Vtot. \u003d 0,03 mol: 0,5 l \u003d 0,06 mol / l; C(SO 4 2-) = n(SO 4 2-) / Vtot. \u003d 0,02 mol: 0,5 l \u003d 0,04 mol / l; C(H +) = n(H +) / Vtot. \u003d 0,01 mol: 0,5 l \u003d 0,02 mol / l; pH \u003d -lg C (H +) \u003d -lg 2 10 -2 \u003d 1,699. Tugas nomor 9 Hitung pH dan konsentrasi molar kation logam dan anion residu asam dalam larutan yang terbentuk dengan mencampurkan larutan asam kuat dengan larutan alkali (Tabel 9). Tabel 9 - Kondisi tugas No. 9
HIDROLISIS GARAM Ketika garam apapun dilarutkan dalam air, garam ini terdisosiasi menjadi kation dan anion. Jika garam dibentuk oleh kation basa kuat dan anion asam lemah (misalnya, kalium nitrit KNO 2), maka ion nitrit akan mengikat ion H +, memisahkannya dari molekul air, menghasilkan pembentukan asam nitrit lemah. . Sebagai hasil dari interaksi ini, keseimbangan akan terbentuk dalam solusi: NO 2 - + HOH HNO 2 + OH - KNO2 + HOH HNO2 + KOH. Dengan demikian, kelebihan ion OH muncul dalam larutan garam yang dihidrolisis oleh anion (reaksi medium bersifat basa; pH > 7). Jika garam dibentuk oleh kation basa lemah dan anion asam kuat (misalnya, amonium klorida NH 4 Cl), maka kation NH 4 + dari basa lemah akan memisahkan ion OH - dari molekul air dan membentuk disosiasi lemah elektrolit - amonium hidroksida 1. NH 4 + + HOH NH 4 OH + H + . NH 4 Cl + HOH NH 4 OH + HCl. Kelebihan ion H + muncul dalam larutan garam yang dihidrolisis oleh kation (reaksi medium adalah pH asam< 7). Selama hidrolisis garam yang dibentuk oleh kation basa lemah dan anion asam lemah (misalnya, amonium fluorida NH 4 F), kation basa lemah NH 4 + mengikat ion OH -, memisahkannya dari molekul air, dan anion asam lemah F - mengikat ion H + , menghasilkan pembentukan basa lemah NH 4 OH dan asam lemah HF: 2 NH 4 + + F - + HOH NH 4 OH + HF NH 4 F + HOH NH 4 OH + HF. Reaksi medium dalam larutan garam yang dihidrolisis oleh kation dan anion ditentukan oleh elektrolit lemah yang terbentuk sebagai hasil hidrolisis lebih kuat (ini dapat ditemukan dengan membandingkan konstanta disosiasi). Dalam kasus hidrolisis NH 4 F, lingkungan akan menjadi asam (pH<7),> Jadi, hidrolisis (yaitu, dekomposisi oleh air) mengalami garam yang terbentuk: - kation dari basa kuat dan anion dari asam lemah (KNO 2, Na 2 CO 3, K 3 PO 4); - kation dari basa lemah dan anion dari asam kuat (NH 4 NO 3, AlCl 3, ZnSO 4); - kation dari basa lemah dan anion dari asam lemah (Mg (CH 3 COO) 2, NH 4 F). Kation basa lemah dan/atau anion asam lemah berinteraksi dengan molekul air; garam yang dibentuk oleh kation basa kuat dan anion asam kuat tidak mengalami hidrolisis. Hidrolisis garam yang dibentuk oleh kation dan anion bermuatan ganda berlangsung secara bertahap; Di bawah ini, contoh spesifik menunjukkan urutan penalaran yang direkomendasikan untuk diikuti saat menyusun persamaan untuk hidrolisis garam tersebut. Catatan 1. Seperti disebutkan sebelumnya (lihat catatan 2 di halaman 5) ada pandangan alternatif bahwa amonium hidroksida adalah basa kuat. Reaksi asam medium dalam larutan garam amonium yang dibentuk oleh asam kuat, misalnya, NH 4 Cl, NH 4 NO 3, (NH 4) 2 SO 4, dijelaskan dengan pendekatan ini oleh proses disosiasi amonium yang dapat dibalik ion NH 4 + NH 3 + H + atau lebih tepatnya NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O + . 2. Jika amonium hidroksida dianggap sebagai basa kuat, maka dalam larutan garam amonium yang dibentuk oleh asam lemah, misalnya, NH 4 F, kesetimbangan NH 4 + + F - NH 3 + HF harus dipertimbangkan, di mana ada kompetisi untuk ion H + antara molekul amonia dan anion asam lemah. Contoh 8.1 Tuliskan dalam bentuk molekul dan ion-molekul persamaan reaksi hidrolisis natrium karbonat. Tentukan pH larutan (pH>7, pH<7> 1. Persamaan disosiasi garam: Na 2 CO 3 ® 2Na + + CO 3 2– 2. Garam dibentuk oleh kation (Na+) dari basa kuat NaOH dan anion (CO 3 2–) dari asam lemah H2CO3. Oleh karena itu, garam dihidrolisis pada anion: CO 3 2– + HOH ... . Hidrolisis dalam banyak kasus berlangsung secara reversibel (tanda ); untuk 1 ion yang berpartisipasi dalam proses hidrolisis, 1 molekul HOH dicatat . 3. Ion karbonat CO 3 2- bermuatan negatif mengikat ion H + bermuatan positif, memisahkannya dari molekul HOH, dan membentuk ion HCO 3 – hidrokarbonat; larutan diperkaya dengan ion OH - (media alkali; pH> 7): CO 3 2– + HOH HCO 3 – + OH – . Ini adalah persamaan ion-molekul dari tahap pertama hidrolisis Na 2 CO 3 . 4. Persamaan tahap pertama hidrolisis dalam bentuk molekul dapat diperoleh dengan menggabungkan semua anion CO 3 2– + HOH HCO 3 – + OH – (CO 3 2–, HCO 3 – dan OH –) yang ada dalam persamaan dengan kation Na +, membentuk garam Na 2 CO 3 , NaHCO 3 dan basa NaOH: Na2CO3 + HOH NaHCO3 + NaOH. 5. Sebagai hasil hidrolisis pada tahap pertama, ion hidrokarbonat terbentuk, yang berpartisipasi dalam tahap kedua hidrolisis: HCO 3 - + HOH H 2 CO 3 + OH - (ion bikarbonat HCO 3 - bermuatan negatif mengikat ion H + bermuatan positif, memisahkannya dari molekul HOH). 6. Persamaan hidrolisis tahap kedua dalam bentuk molekul dapat diperoleh dengan menghubungkan HCO 3 - + HOH H 2 CO 3 + OH - anion (HCO 3 - dan OH -) yang ada dalam persamaan dengan kation Na +, membentuk garam NaHCO3 dan basa NaOH: NaHCO 3 + HOH H 2 CO 3 + NaOH CO 3 2– + HOH HCO 3 – + OH – Na 2 CO 3 + HOH NaHCO 3 + NaOH HCO 3 - + HOH H 2 CO 3 + OH - NaHCO 3 + HOH H 2 CO 3 + NaOH. Contoh 8.2 Tuliskan dalam bentuk molekul dan ion-molekul persamaan untuk reaksi hidrolisis aluminium sulfat. Tentukan pH larutan (pH>7, pH<7> 1. Persamaan disosiasi garam: Al 2 (SO 4) 3 ® 2Al 3+ + 3SO 4 2– 2. Garam terbentuk kation (Al 3+) dari basa lemah Al (OH) 3 dan anion (SO 4 2–) dari asam kuat H 2 SO 4. Oleh karena itu, garam dihidrolisis pada kation; 1 molekul HOH dicatat per 1 ion Al 3+: Al 3+ + HOH … . 3. Ion Al 3+ yang bermuatan positif mengikat ion OH - yang bermuatan negatif, memisahkannya dari molekul HOH, dan membentuk ion hidroksoaluminium AlOH 2+; larutan diperkaya dengan ion H + (asam; pH<7):<> Al 3+ + HOH AlOH 2+ + H + . Ini adalah persamaan ion-molekul dari tahap pertama hidrolisis Al 2 (SO 4) 3 . 4. Persamaan tahap pertama hidrolisis dalam bentuk molekul dapat diperoleh dengan menghubungkan semua kation Al 3+ + HOH AlOH 2+ + H + (Al 3+ , AlOH 2+ dan H +) yang ada dalam persamaan dengan SO 4 2– anion, membentuk garam Al 2 (SO 4) 3, AlOHSO 4 dan asam H 2 SO 4: Al 2 (SO 4) 3 + 2HOH 2AlOHSO 4 + H 2 SO 4. 5. Sebagai hasil hidrolisis pada tahap pertama, kation hidroksoaluminium AlOH 2+ terbentuk, yang berpartisipasi dalam hidrolisis tahap kedua: AlOH 2+ + HOH Al(OH) 2 + + H + (ion AlOH 2+ bermuatan positif mengikat ion OH - bermuatan negatif, memisahkannya dari molekul HOH). 6. Persamaan hidrolisis tahap kedua dalam bentuk molekul dapat diperoleh dengan menghubungkan semua kation AlOH 2+ + HOH Al(OH) 2 + + H + (AlOH 2+ , Al(OH) 2 + , dan H + ) hadir dalam persamaan dengan anion SO 4 2–, membentuk garam AlOHSO 4, (Al (OH) 2) 2 SO 4 dan asam H 2 SO 4: 2AlOHSO 4 + 2HOH (Al(OH) 2) 2 SO 4 + H 2 SO 4. 7. Sebagai hasil dari hidrolisis tahap kedua, kation dihydroxoaluminum Al (OH) 2 + terbentuk, yang berpartisipasi dalam hidrolisis tahap ketiga: Al(OH) 2 + + HOH Al(OH) 3 + H + (Ion Al(OH) 2 + bermuatan positif mengikat ion OH - yang bermuatan negatif, memisahkannya dari molekul HOH). 8. Persamaan hidrolisis tahap ketiga dalam bentuk molekul dapat diperoleh dengan menghubungkan Al(OH) 2 + + HOH Al(OH) 3 + H + kation (Al(OH) 2 + dan H +) yang ada di persamaan dengan anion SO 4 2–, membentuk garam (Al (OH) 2) 2 SO 4 dan asam H 2 SO 4: (Al(OH) 2) 2 SO 4 + 2HOH 2Al(OH) 3 + H 2 SO 4 Sebagai hasil dari pertimbangan ini, kami memperoleh persamaan hidrolisis berikut: Al 3+ + HOH AlOH 2+ + H + Al 2 (SO 4) 3 + 2HOH 2AlOHSO 4 + H 2 SO 4 AlOH 2+ + HOH Al(OH) 2 + + H + 2AlOHSO 4 + 2HOH (Al(OH) 2) 2 SO 4 + H 2 SO 4 Al(OH) 2 + + HOH Al(OH) 3 + H + (Al(OH) 2) 2 SO 4 + 2HOH 2Al(OH) 3 + H 2 SO 4. Contoh 8.3 Tuliskan dalam bentuk molekul dan ion-molekul persamaan reaksi hidrolisis amonium ortofosfat. Tentukan pH larutan (pH>7, pH<7> 1. Persamaan disosiasi garam: (NH 4) 3 PO 4 ® 3NH 4 + + PO 4 3– 2. Garam terbentuk kation (NH 4 +) dari basa lemah NH4OH dan anion (PO 4 3–) asam lemah H3PO4. Akibatnya, garam menghidrolisis kation dan anion : NH 4 + + PO 4 3– +HOH … ; ( per pasang ion NH 4 + dan PO 4 3– pada kasus ini 1 molekul HOH direkam ). Ion NH 4 + bermuatan positif mengikat ion OH - yang bermuatan negatif, memisahkannya dari molekul HOH, membentuk basa lemah NH 4 OH, dan ion PO 4 3– yang bermuatan negatif mengikat ion H +, membentuk ion hidrogen fosfat HPO 4 2 –: NH 4 + + PO 4 3– + HOH NH 4 OH + HPO 4 2– . Ini adalah persamaan ion-molekul dari tahap pertama hidrolisis (NH 4) 3 PO 4 . 4. Persamaan tahap pertama hidrolisis dalam bentuk molekul dapat diperoleh dengan menghubungkan anion (PO 4 3–, HPO 4 2–) yang ada dalam persamaan dengan kation NH 4 +, membentuk garam (NH 4) 3 PO 4 , (NH 4) 2 HPO 4: (NH 4) 3 PO 4 +HOH NH 4 OH + (NH 4) 2 HPO 4. 5. Sebagai hasil hidrolisis pada tahap pertama, anion hidrofosfat HPO 4 2– terbentuk, yang, bersama dengan kation NH 4 +, berpartisipasi dalam tahap kedua hidrolisis: NH 4 + + HPO 4 2– + HOH NH 4 OH + H 2 PO 4 – (Ion NH 4 + mengikat ion OH -, ion HPO 4 2– - ke ion H +, memisahkannya dari molekul HOH, membentuk basa lemah NH 4 OH dan ion dihidrogen fosfat H 2 PO 4 -). 6. Persamaan hidrolisis tahap kedua dalam bentuk molekul dapat diperoleh dengan menghubungkan NH 4 + + HPO 4 2– + HOH NH 4 OH + H 2 PO 4 – anion yang ada dalam persamaan (HPO 4 2– dan H 2 PO 4 –) dengan kation NH 4 +, membentuk garam (NH 4) 2 HPO 4 dan NH 4 H 2 PO 4: (NH 4) 2 HPO 4 +HOH NH 4 OH + NH 4 H 2 PO 4. 7. Sebagai hasil dari tahap kedua hidrolisis, anion dihidrofosfat H 2 PO 4 - terbentuk, yang, bersama dengan kation NH 4 +, berpartisipasi dalam tahap ketiga hidrolisis: NH 4 + + H 2 PO 4 - + HOH NH 4 OH + H 3 PO 4 (Ion NH 4 + mengikat ion OH -, ion H 2 PO 4 - ke ion H +, memisahkannya dari molekul HOH dan membentuk elektrolit lemah NH 4 OH dan H 3 PO 4). 8. Persamaan hidrolisis tahap ketiga dalam bentuk molekul dapat diperoleh dengan menghubungkan anion NH 4 + + H 2 PO 4 - + HOH NH 4 OH + H 3 PO 4 yang ada dalam persamaan H 2 PO 4 - dan NH 4 + kation dan garam pembentuk NH 4 H 2 PO 4: NH 4 H 2 PO 4 + HOH NH 4 OH + H 3 PO 4. Sebagai hasil dari pertimbangan ini, kami memperoleh persamaan hidrolisis berikut: NH 4 + +PO 4 3– +HOH NH 4 OH+HPO 4 2– (NH 4) 3 PO 4 +HOH NH 4 OH+(NH 4) 2 HPO 4 NH 4 + +HPO 4 2– +HOH NH 4 OH+H 2 PO 4 – (NH 4) 2 HPO 4 +HOH NH 4 OH+NH 4 H 2 PO 4 NH 4 + +H 2 PO 4 - +HOH NH 4 OH + H 3 PO 4 NH 4 H 2 PO 4 +HOH NH 4 OH + H 3 PO 4. Proses hidrolisis berlangsung terutama pada tahap pertama, sehingga reaksi medium dalam larutan garam, yang dihidrolisis oleh kation dan anion, ditentukan oleh elektrolit berdisosiasi lemah yang terbentuk pada tahap pertama hidrolisis lebih kuat. . Dalam kasus yang sedang dipertimbangkan NH 4 + + PO 4 3– + HOH NH 4 OH + HPO 4 2– reaksi medium akan menjadi basa (pH> 7), karena ion HPO 4 2– adalah elektrolit yang lebih lemah daripada NH 4 OH: KNH 4 OH = 1,8 10 –5 > KHPO 4 2– = K III H 3 PO 4 = 1,3 × 10 -12 (disosiasi ion HPO 4 2– adalah disosiasi H 3 PO 4 pada tahap ketiga, oleh karena itu KHPO 4 2– \u003d K III H 3 PO 4). Tugas nomor 10 Tuliskan dalam bentuk molekuler dan ion-molekuler persamaan reaksi hidrolisis garam (tabel 10). Tentukan pH larutan (pH>7, pH<7> Tabel 10 - Kondisi tugas No. 10
Tabel 10 lanjutan
Bibliografi 1. Lurie, Yu.Yu. Buku pegangan kimia analitik / Yu.Yu. Lurie. - M.: Kimia, 1989. - 448 hal. 2. Rabinovich, V.A. Buku referensi kimia singkat / V.A. Rabinovich, Z.Ya. Khavin - L.: Kimia, 1991. - 432 hal. 3. Glinka, N.L. Kimia umum / N.L. Glinka; ed. V.A. Rabinovich. – edisi 26 - L.: Kimia, 1987. - 704 hal. 4. Glinka, N.L. Tugas dan latihan dalam kimia umum: buku teks untuk universitas / N.L. Glinka; ed. V.A. Rabinovich dan H.M. Rubina - edisi ke-22. - L.: Kimia, 1984. - 264 hal. 5. Kimia umum dan anorganik: catatan kuliah untuk mahasiswa spesialisasi teknologi: dalam 2 jam / Mogilev State University of Food; auth.-stat. V.A. Ogorodnikov. - Mogilev, 2002. - Bagian 1: Pertanyaan umum kimia. – 96 hal. edisi pendidikan KIMIA UMUM Instruksi metodis dan tugas kontrol untuk siswa spesialisasi teknologi pembelajaran jarak jauh Disusun oleh: Ogorodnikov Valery Anatolyevich Editor T.L. Mateusz Editor teknis A.A. Shcherbakova Ditandatangani untuk dicetak. Format 60´84 1/16 Pencetakan offset. Waktu Headset. sablon Konv. oven Sinar. ed. l. 3. salinan sirkulasi. Memesan. Dicetak pada risograf departemen editorial dan penerbitan lembaga pendidikan "Universitas Makanan Negeri Mogilev" Indeks hidrogen - pH - adalah ukuran aktivitas (dalam kasus larutan encer, ini mencerminkan konsentrasi) ion hidrogen dalam larutan, yang secara kuantitatif menyatakan keasamannya, dihitung sebagai logaritma desimal negatif (diambil dengan tanda berlawanan) dari aktivitas ion hidrogen, dinyatakan dalam mol per liter. pH = – lg Konsep ini diperkenalkan pada tahun 1909 oleh ahli kimia Denmark Sorensen. Indikatornya disebut pH, setelah huruf pertama dari kata Latin potentia hydrogeni - kekuatan hidrogen, atau pondus hydrogenii - berat hidrogen. Nilai pH timbal balik menjadi agak kurang luas - indikator kebasaan larutan, pOH, sama dengan logaritma desimal negatif dari konsentrasi dalam larutan ion OH: pOH = – lg Dalam air murni pada 25 ° C, konsentrasi ion hidrogen () dan ion hidroksida () adalah sama dan berjumlah 10 -7 mol / l, ini langsung mengikuti konstanta autoprotolisis air K w, yang disebut ion produk air: K w \u003d \u003d 10 -14 [mol 2 / l 2] (pada 25 ° C) pH + pOH = 14 Ketika konsentrasi kedua jenis ion dalam larutan sama, larutan tersebut dikatakan netral. Ketika asam ditambahkan ke air, konsentrasi ion hidrogen meningkat, dan konsentrasi ion hidroksida berkurang, ketika basa ditambahkan, sebaliknya, kandungan ion hidroksida meningkat, dan konsentrasi ion hidrogen berkurang. Bila > dikatakan bahwa larutan bersifat asam, dan bila > - basa. penentuan pH Beberapa metode banyak digunakan untuk menentukan nilai pH larutan. 1) Nilai pH dapat diperkirakan dengan menggunakan indikator, diukur secara akurat dengan pH meter, atau ditentukan secara analitis dengan melakukan titrasi asam basa. Untuk perkiraan kasar konsentrasi ion hidrogen, indikator asam-basa banyak digunakan - zat pewarna organik, yang warnanya tergantung pada pH medium. Indikator yang paling terkenal termasuk lakmus, fenolftalein, metil oranye (metil oranye) dan lainnya. Indikator bisa ada dalam dua bentuk warna yang berbeda, baik asam atau basa. Perubahan warna setiap indikator terjadi pada kisaran keasamannya, biasanya 1-2 satuan (lihat Tabel 1, pelajaran 2). Untuk memperluas jangkauan kerja pengukuran pH, digunakan apa yang disebut indikator universal, yang merupakan campuran dari beberapa indikator. Indikator universal secara konsisten berubah warna dari merah melalui kuning, hijau, biru ke ungu ketika berpindah dari daerah asam ke basa. Penentuan pH dengan metode indikator sulit untuk larutan keruh atau berwarna. 2) Metode volumetrik analitik - titrasi asam-basa - juga memberikan hasil yang akurat untuk menentukan keasaman total larutan. Suatu larutan yang konsentrasinya diketahui (titran) ditambahkan tetes demi tetes ke dalam larutan uji. Ketika mereka dicampur, reaksi kimia terjadi. Titik ekivalen - momen ketika titran cukup tepat untuk menyelesaikan reaksi sepenuhnya - ditetapkan menggunakan indikator. Selanjutnya, dengan mengetahui konsentrasi dan volume larutan titran yang ditambahkan, maka total keasaman larutan dihitung. Keasaman lingkungan penting untuk banyak proses kimia, dan kemungkinan terjadinya atau hasil dari reaksi tertentu seringkali tergantung pada pH lingkungan. Untuk mempertahankan nilai pH tertentu dalam sistem reaksi selama penelitian laboratorium atau dalam produksi, larutan buffer digunakan yang memungkinkan Anda untuk mempertahankan nilai pH yang praktis konstan saat diencerkan atau ketika sejumlah kecil asam atau alkali ditambahkan ke dalam larutan. Nilai pH banyak digunakan untuk mengkarakterisasi sifat asam-basa dari berbagai media biologis (Tabel 2). Keasaman media reaksi sangat penting untuk reaksi biokimia yang terjadi dalam sistem kehidupan. Konsentrasi ion hidrogen dalam larutan sering mempengaruhi sifat fisikokimia dan aktivitas biologis protein dan asam nukleat; oleh karena itu, mempertahankan homeostasis asam-basa adalah tugas yang sangat penting untuk fungsi normal tubuh. Pemeliharaan dinamis dari pH optimal cairan biologis dicapai melalui aksi sistem buffer. 3) Penggunaan perangkat khusus - pH meter - memungkinkan Anda mengukur pH dalam rentang yang lebih luas dan lebih akurat (hingga 0,01 unit pH) daripada menggunakan indikator, nyaman dan sangat akurat, memungkinkan Anda mengukur pH buram dan larutan berwarna dan karena itu banyak digunakan. Menggunakan pH meter, konsentrasi ion hidrogen (pH) diukur dalam larutan, air minum, produk makanan dan bahan baku, objek lingkungan dan sistem produksi untuk pemantauan terus menerus proses teknologi, termasuk di lingkungan agresif. Pengukur pH sangat diperlukan untuk pemantauan perangkat keras terhadap pH larutan pemisahan uranium dan plutonium, ketika persyaratan untuk ketepatan pembacaan peralatan tanpa kalibrasi sangat tinggi. Perangkat ini dapat digunakan di laboratorium stasioner dan bergerak, termasuk laboratorium lapangan, serta diagnostik klinis, forensik, penelitian, industri, termasuk industri daging dan susu serta pembuatan kue. Baru-baru ini, pH meter juga telah banyak digunakan di peternakan akuarium, kontrol kualitas air rumah tangga, pertanian (terutama di hidroponik), dan juga untuk pemantauan diagnostik kesehatan. Tabel 2. Nilai pH untuk beberapa sistem biologis dan larutan lainnya |
Banyaknya ion oh yang dihasilkan oleh larutan koh 0001 m adalah
Pos Terkait
Copyright © 2024 ketiadaan Inc.
