KIMIA SMK

Daftar Blog Saya: Kimiatomesemka, Kimiatomeemkaku, so-soal

Minggu, 26 Februari 2012

7. MEMAHAMI KONSEP LARUTAN***kimiatomesemka***

7.1 Mengidentifikasi dan Mengklasifikasi Berbagai Larutan
  • Larutan dijelaskan sebagai campuran homogen dari zat terlarut dan pelarut
  • Keadaan Larutan dijelaskan berdasarkan perbandingan jumlah zat terlarut dengan kelarutannya
  • jenis-jenis larutan dibedakan berdasarkan komponen-komponen penyusunnya
Rangkuman Materi
 A. Defisi Larutan
Larutan adalah suatu campuran homogen antara dua zat atau lebih dimana partikel  partikel dari komponen penyusunnya tersebar secara  merata.  Larutan terdiri dari dua komponen yaitu zat terlarut (solut) dan pelarut (solvent). Zat terlarut (komponen minor) biasanya jumlahnya yang lebih kecil dibandingkan dengan pelarut (komponen utama).
B. Keadaan Larutan
Suatu larutan yang jumlah zat terlarutnya sama dengan kelarutannya disebut larutan jenuh (saturated). Jika jumlah zat terlarutnya lebih kecil dari kelarutannya disebut larutan tak jenuh (unsaturated), sedangkan jika zat terlarutnya melebihi batas kelarutannya disebut larutan lewat-jenuh (super-saturated). Untuk larutan lewat-jenuh akan terbentuk endapan.
Contoh
Suatu larutan pada suhu 25°C mengandung 0,018 gram perak klorida (AgCl) per 100 gram air. Jika lebih banyak perak klorida yang ditambahkan, maka akan terlihat zat tersebut tidak larut lagi, tetapi juga tidak ada yang mengkristal / mengendap dari larutan. Jelaskan larutan berikut ini apakah termasuk larutan jenuh, larutan tak jenuh atau larutan lewat jenuh.
(a)   Jika 0,010 gram  perak klorida dilarutkan dalam 100 gram air       pada 25°C.
(b) Jika 0,025  gram  perak klorida dilarutkan dalam 100 gram air        pada 25°C.
(c)   Jika 0,180 gram  perak klorida dilarutkan dalam 1 kilogram air       pada 25°C.

Jawab: 
(a)   Larutan tersebut tidak-jenuh, karena jumlah zat terlarutnya yang dilarutkan masih dibawah batas kelarutannya.
(b)  Larutan tersebut lewat-jenuh, karena jumlah zat terlarutnya sudah melebihi batas kelarutannya yaitu 0,018 gram per 100 gram pelarutnya.
(c)   Larutan ini jenuh, karena jumlah zat terlarut yang dilarutkan sama dengan batas kelarutannya.
C. Jenis-jenis Larutan
Larutan digolongkan berdasarkan wujud pelarut dan daya hantar listrik. Berdasarkan wujud pelarutnya, larutan dibedakan menjadi padat ,cair dan gas. Berdasarkan daya hantar listriknya, larutan dibedakan menjadi larutan elektrolit dan non elektrolit. Larutan elektrolit adalah larutan dalam air menghantarkan listrik , sedangkan larutan non elektrolit tidak.
jenis larutan berdasarkan komponen penyusunnya.
Tabel 7.1. Beberapa jenis larutan berdasarkan wujud pelarut
Zat terlarut
Pelarut
Sifat larutan
Contoh
Gas
Gas
Gas
Udara (oksigen dan gas gas lain dalam nitrogen)
Gas
Cairan
Cairan
Oksigen dalam air.
Air soda (CO2 dalam air)
Gas
Padatan
Padatan
Hidrogen larut dalam logam platina
Cairan
Cairan
Cairan
Alkohol dalam air
Padatan
Cairan
Cairan
Uap air dalam kayu
Gas
Cairan
Cairan
Uap air di udara (kelembaban)
Padatan
Padatan
Padatan
Kuningan ( tembaga + seng)
Gas
Padatan
Padatan
Batu apung
Cairan
Padatan
Padatan
Garam dapur (NaCl) dalam air
7.2  Memahami sifat koligatif larutan 
  • Sifat koligatif larutan dijelaskan sebagai sifat-sifat fisis larutan yang tidak bergantung pada jenis zat terlarut, tetapi hanya pada konsentrasi partikel terlarutnya
  • Tekanan uap, titik beku, titik didih dan tekanan osmose dari larutan ditentukan oleh jumlah partikel yang terlarut di dalamnya dan tidak bergantung pada jenis partikel (zat) terlarut.
  • Sifat koligatif larutan elektrolit dibedakan dengan sifat koligatif larutan non elektrolit berdasarkan jumlah partikel zat terlarut
Rangkuman Materi
Sifat Koligatif Larutan
Sifat  koligatif  larutan  adalah  sifat  larutan  yang  tidak tergantung pada macamnya zat terlarut tetapi semata-mata hanya ditentukan oleh banyaknya zat terlarut (konsentrasi zat terlarut).
  A.   Sifat koligatif non elektrolit
Sifat koligatif larutan non elektrolit merupakan sifat koligatif yang dimilki oleh larutan yang zat terlarutnya tidak terurai menjadi ion-ionnya.
Apabila suatu pelarut ditambah dengan sedikit zat terlarut akan menghasilkan titik didih larutan lebih tinggi dari pada titik didih pelarut, tekanan uap dan titik bekunya lebih rendah dari pada pelarutnya. Hal ini berlaku untuk zat terlarut tidak mudah menuap (non volatile). Menurut hukum Raoult dapat dihitung melalui empat rumus:
         1.1           Penurunan Tekanan Uap Jenuh
Penurunan tekanan uap jenuh terjadi akibat gaya tarik menarik antara molekul zat terlarut dengan pelarut cair.
Tekanan uap jenuh (P) merupakan tekanan uap tertinggi suatu zat pada suhu tertentu. Semakin mudah zat menguap (volatile), semakin tinggi tekanan uap jenuhnya. Sebaliknya sukar zat menguap(nonvolatile) semakin rendah tekanan uap jenuhnya.
P = P° - P
P = penurunan tekanan uap jenuh (cmHg)
P° = tekanan uap jenuh pelarut murni (cmHg)
P  = tekanan uap jenuh larutan (cmHg)

p = po . XB
dimana:
p = tekanan uap jenuh larutan
po = tekanan uap jenuh pelarut murni
XB = fraksi mol pelarut
Karena XA + XB = 1, maka persamaan di atas dapat diperluas menjadi:
P = Po (1 - XA)
P = Po - Po . XA
Po - P = Po . XA
sehingga:
P = po . XA
dimana:
P = penurunan tekanan uap jenuh pelarut
po = tekanan uap pelarut murni
XA = fraksi mol zat terlarut
Contoh:
Hitunglah penurunan tekanan uap jenuh air, bila 45 gram glukosa (Mr = 180) dilarutkan dalam 90 gram air !
Diketahui tekanan uap jenuh air murni pada 20oC adalah 18 mmHg.
Jawab:
mol glukosa = 45/180 = 0.25 mol
mol air = 90/18 = 5 mol
fraksi mol glukosa = 0.25/(0.25 + 5) = 0.048
Penurunan tekanan uap jenuh air:
P = Po. XA = 18 x 0.048 = 0.864 mmHg
  1.2 Kenaikan Titik Didih (Tb)
Kenaikan titik didih disebabkan oleh adanya penambahan zat terlarut non volatile ke dalam suatu zat pelarut. Zat tersebut menghalangi gerakan molekul-molekul air atau molekul-molekkul pelarut sehingga mempersulit lepasnya molekul dari dari fase cair ke fase gas.
Tb = m . Kb
dimana:
Tb = titik didih (oC)
Tb = kenaikan titik didih (oC)
m = molalitas larutan (m)
Kb = tetapan kenaikan titik didih molal (oC/m)
Karena : m = (W/Mr) . (1000/p) ; (W menyatakan massa zat terlarut)
Maka kenaikan titik didih larutan dapat dinyatakan sebagai:
Tb = (W/Mr) . (1000/p) . Kb
Apabila pelarutnya air dan tekanan udara 1 atm, maka titik didih larutan dinyatakan sebagai:
Tb = (100 + Tb)oC
  1.3 Penurunan Titik Beku
Penurunan titik beku disebabkan oleh adanya penambahan zat terlarut nonvolatile ke dalam suatu zat pelarut. Zat-zat ini menghalangi proses pengaturan molekul-molekul pembentuk Kristal padat. Sehingga diperlukan suhu yang lebih rendah untuk memperoleh kristal padat.
Untuk penurunan titik beku persamaannya dinyatakan sebagai :
Tf = m . Kf
Tf = W/Mr . 1000/p . Kf
dimana:
Tf  = titik beku (oC)
Tf = penurunan titik beku (oC)
m = molalitas larutan (m)
Kf = tetapan penurunan titik beku molal (oC/m)
W = massa zat terlarut (gram)
Mr = massa molekul relatif zat terlarut
p = massa pelarut (gram)
Apabila pelarutnya air dan tekanan udara 1 atm, maka titik beku larutannya dinyatakan sebagai:
Tf = (O -
Tf)oC
Contoh :
Apabila sukrosa (Mr=342) sebanyak 6,84gram dilarutkan ke dalam 100 ml air, tentukanlah:
    1.4 Penurunan titik beku larutan
b.    kenaikan titik beku larutan
(diketahui Kb air 0,52 oC/m, Kf air = 1,86 oC/m , ρ air = 1 gram/ml)
Penyelesaian :
ρ air = 1 gram/ml, jika volume air = 100 ml, berarti massa air = 100 gram
p = 100 gram
Kb air = 0,52 oC/m        Kf air = 1,86 oC/m
A.   T = m.Kf
      = x  x Kf
      =  x  x 1,86
      = 0,372 oC
B.   Tb = m . Kb
       = x  x Kb
         =  x  x 0,52
      = 0,104 oC
  1.4 Tekanan Osmotik
Peristiwa osmosis adalah proses merembesnya pelarut dari larutan yang lebih encer ke larutan yang lebih pekat atau pelarut murni ke suatu larutan melalui membrane semipermiabel. Jika kedua larutan mencapai konsentrasi sama, osmosis akan berhenti atau dapat dihentikan dengan memberi tekanan pada larutan pekat. Tekanan ini disebut tekanan osmotic.
Tekanan osmotik adalah tekanan yang diberikan pada larutan yang dapat menghentikan perpindahan molekul-molekul pelarut ke dalam larutan melalui membran semi permeabel (proses osmosis).
Menurut VAN'T HOFF tekanan osmotik mengikuti hukum gas ideal:
PV = nRT
Karena tekanan osmotik = , maka :
= n/V R T = M R T
dimana := tekanan osmotik (atmosfir)
M = konsentrasi larutan (mol/liter= M)
R = tetapan gas universal = 0.082 liter.atm/moloK
T = suhu mutlak (oK)
contoh  :
tentukan besarnya tekanan osmotic 5 gram zat X(Mr=492) dalam 500 mL larutan pada suhu 27 oC! (R= 0,082 L atm mol-1 K-1)
pembahasan :
massa zat X = 5 gram
Mr zat X = 492
V larutan = 500 mL = 0,5 L
T = 27 oC = 300 K
R = 0,082 L atm mol-1 K-1
= M.R.T
    =  x  x R.T
    =  x  x 0,082 x 300
    = 0,5 atm
- Larutan yang mempunyai tekanan osmotik lebih rendah dari yang lain
  disebut larutan Hipotonis.
-
Larutan yang mempunyai tekanan osmotik lebih tinggi dari yang lain
  disebut larutan Hipertonis.
- Larutan-larutan yang mempunyai tekanan osmotik sama disebut 
   Isotonis.
B. Sifat koligatif larutan elektrolit
Seperti yang telah dijelaskan sebelumnya bahwa larutan elektrolit di dalam pelarutnya mempunyai kemampuan untuk mengion. Hal ini mengakibatkan larutan elektrolit mempunyai jumlah partikel yang lebih banyak daripada larutan non elektrolit pada konsentrasi yang sama
Contoh:
Larutan 0.5 molal glukosa dibandingkan dengan iarutan 0.5 molal garam dapur.- Untuk larutan glukosa dalam air jumlah partikel (konsentrasinya) tetap, yaitu 0.5 molal.
- Untuk larutan garam dapur: NaCl(aq) --> Na+ (aq) + Cl- (aq) karena terurai menjadi 2 ion, maka konsentrasi partikelnya menjadi 2 kali semula = 1.0 molal.
Yang menjadi ukuran langsung dari keadaan (kemampuannya) untuk mengion adalah derajat ionisasi.
Besarnya derajat ionisasi ini dinyatakan sebagai:
α= jumlah mol zat yang terionisasi/jumlah mol zat mula-mula
Untuk larutan elektrolit kuat, harga derajat ionisasinya mendekati 1, sedangkan untuk elektrolit lemah, harganya berada di antara 0 dan 1 (0 < α < 1).
Atas dasar kemampuan ini, maka larutan elektrolit mempunyai pengembangan di dalam perumusan sifat koligatifnya.
1. Untuk Kenaikan Titik Didih dinyatakan sebagai:
     ∆Tb = m . Kb [1 + α(n-1)] = W/Mr . 1000/p . Kb [1+ α(n-1)] 
    n menyatakan jumlah ion dari larutan elektrolitnya.
2. Untuk Penurunan Titik Beku dinyatakan sebagai:
     ∆Tf = m . Kf [1 + α(n-1)] = W/Mr . 1000/p . Kf [1+ α(n-1)]
3. Untuk Tekanan Osmotik dinyatakan sebagai:
     ∏= C R T [1+ α(n-1)]
Contoh:
Hitunglah kenaikan titik didih dan penurunan titik beku dari larutan 5.85 gram garam dapur (Mr = 58.5) dalam 250 gram air ! (bagi air, Kb= 0.52 dan Kf= 1.86)
Jawab:
Larutan garam dapur, NaCl(aq) --> Na+ (aq) + Cl- (aq)
Jumlah ion = n = 2.
Tb = 5.85/58.5 x 1000/250 x 0.52 [1+1(2-1)] = 0.208 x 2 = 0.416oC
Tf = 5.85/58.5 x 1000/250 x 0.86 [1+1(2-1)] = 0.744 x 2 = 1.488oC
Catatan:
Jika di dalam soal tidak diberi keterangan mengenai harga derajat ionisasi, tetapi kita mengetahui bahwa larutannya tergolong elektrolit kuat, maka harga derajat ionisasinya dianggap 1.
 7.3. Mendeskripsikan teori Asam Basa dengan menentukan sifat larutan dan menghitung pH larutan 
  • Teori asam basa dijelaskan berdasarkan sifat ionisasi asam basa dalam bentuk larutan
  • Identifikasi sifat asam dan basa dapat dilakukan dengan uji organoleptis dan uji kertas lakmus
  • Derajat keasaman (pH) suatu larutan dihitung berdasarkan ukuran konsentrasi ion Hidrogen
  • pH larutan untuk larutan asam lemah dihitung berdasarkan nilai derajat disosiasi (α) dan tetapan asam (Ka)
  • pH larutan basa lemah dihitung berdasarkan nilai derajat disosiasi dan tetapan basa (Kb)
  • pH larutan penyangga bersifat asam dihitung berdasarkan konsentrasi asam lemah, konsentrasi garam dan tetapan asam (Ka)
  • pH larutan penyangga bersifat basa dihitung berdasarkan konsentrasi basa lemah, konsentrasi garam dan tetapam basa (Kb)
Rangkuman Materi

7.3.1 Teori asam basa
1. Teori Arrhenius :  (Svante Arhenius)
          Asam adalah senyawa yang melepaskan H+ dalam air.
          Contoh :
          HCl     -----u H+ + Cl-
          HNO3 -----u H+ + NO3-
Basa  adalah senyawa yang melepaskan OH- dalam air
Contoh :
NaOH    -----> Na+ + OH-
NH4OH   -----> NH4+ + OH-
Kelemahan : hanya berlaku untuk larutan dalam air saja.
2.  Teori Bronsted – Lowry ( Johannes Nicolaus Brosted-Thomas Martin Lowry)
Asam : senyawa yg dapat memberikan
proton ( H+ ) / donor proton.
Basa: senyawa yg dapat menerima
proton (H+) / akseptor proton.   
Reaksi tanpa Pelarut Air
HCl(g) +  NH3(g)  <==> NH4+ + Clà NH4Cl(s)
Asam     Basa
Reaksi dengan Pelarut Air
HCl(g) + H2O(aq)  <==>  H3O+(aq)  + Cl-(aq)
Asam       Basa
NH4OH(g) + H2O(aq)  <==>NH4OH2+(aq) + OH-(aq)
Basa            Asam
Air dapat bersifat asam atau basa à Amfoter
Pasangan Asam Basa Konjugasi
     HCl     +   H2O  <==>    H3O+   +     Cl-
     Asam 1      Basa 1               Asam 2      Basa 2
                               Konjugasi
                         Konjugasi
Pasangan asam basa konjugasi :
pasangan asam 1 – basa 2 dan basa 1 – asam 2 à HCl – Cl-  dan H2O – H3O+
Asam konjugasi  : Asam yg terbentuk dari basa yang menerima Proton à H3O+
Basa konjugasi   : Basa yg terbentuk dari asam yang melepaskan Proton à Cl-
3.   Teori Lewis (Gilbert N Lewis)

Teori berdasarkan ikatan kimia. Asam adalah penerima (akseptor) pasangan electron bebas. Basa adalah pemberi (donor) pasangan electron bebas. Contoh asam lewis : H+ , B2H6 , BF3 , AlF3 , Fe2+ , Cu2+ , dan Zn2+. Contoh basa lewis : ion halide ( Cl- , F- , Br- , dan I- ), NH3 , OH- , H2O, senyawa yang mengandung unsure N, O atau S, senyawa golongan eter, keton dan CO2.

                                                             
Reaksi asam dan basa lewis
 Keunggulan dan kelemahan Teori asam basa Lewis
 a) Keungulan dari teori asam basa Lewis adalah dapat menggembarkan asam basa yang tidak dapat   digambarkan oleh Arrhenius damn Bronsted-Lowry. Teori asam basa Lewis memeperluas pengertian  asam basa.  Menurut  Lewis, asam basa bukan hanya merupakan pelepasan ion H+ atau   OH- atau transfer proton (ion H+), melainkan senyawa yang melibatkan pasangan electron.
 b) Adapun kelemahannya, teori Teori asam basa Lewis agak sukar menggambarkan rekasi asam   basa,  seperi antara ion Fe3+ dan ion CN- karena keduanya tidak melibatkan ion H+ atau ion OH-   Selain itu, teori ini juga agak sukar menentukan kekuatan asam atau basa dari reaksi yang   terjadi.
         7.3.2 Sifat larutan asam dan basa
a. Sifat larutan asam : berasa asam, korosif, terurai menjadi ion positif hydrogen dan ion negative sisa asam, mengubah lakmus biru menjadi merah, bereaksi dengan logam, basa, dan karbonat
b. Sifat larutan basa : pahit, mengenai kulit licin, mengubah lakmus merah menjadi biru, terionisasi menjadi ion posotif logam dan ion negative hidroksil, bereaksi dengan aasam, bereaksi dengan garam
7.3.3  Derajad Keasaman (pH) larutan asam dan basa
pH (potensial of hydrogen) digunakan untuk menyatakan keasaman atau kebasaan yang dimiliki oleh suatu larutan. Menurut Soren peter Laurith, pH dinyatakan sebagai ukuran konsentrasi ion hydrogen dirumuskan :
pH = - log [ H+ ]
Kw = [ H+ ] [ OH- ]     
Berdasarkan eksperimen nilai Kw = 10-14 pada suhu 25 °C ,
Maka   [ H+ ] = 10-7 mol/L, [ OH- ] =10-7 mol/L dan
14 = pH + pOH
Nilai pH air murni = 7  disebut netral
Nilai pH larutan asam dalam air < 7
Nilai pH larutan larutan basa dalam air > 7
7.3.4 Derajad ionisasi , tetapan asam, tetapan basa
Secara kuantitatif, untuk menyatakan kuat lemahnya larutan elektrolit dapat dinyatakan dalam istilah ”derajat ionisasi / disosiasi” yang disimbolkan dengan lambang alpha ” α” .
Derajat ionisasi  (α) merupakan banyaknya zat yang terionisasi
      mol zat terionisasi
α = ---------------------
      mol zat mula-mula 
Larutan dikelompokkan menjadi larutan asam : asam kuat dan asam lemah dan larutan basa : basa kuat dan basa lemah
Asam kuat : mengalami ionisasi sempurna ( α= 1), nilai pH rendah ( konsentrasi molar ion H+ tinggi).
Larutan asam kuat:
  •  Mengandung ion H+ dan ion sisa asam
  • Tidak dijumpai molekul-molekul asam
  •  Reaksi berkeesudahan
  •  Ka sangat besar, maka tidak digunakan
Asam lemah : mengalami ionoisasi sebagian (α < 1) , pH sedang .
Larutan asam lemah:
  • mengandung molekul-molekul asam, ion-ion H+ dan ion-ion sisa asam berada dalam kesetimbangan
  • harga Ka kecil, semakin kecil α semakin kecil Ka
              Ka
α = V( --------- )                     [ H+ ] = V( Ka.a)
                  a 
[ H+ ] = konsentrasi ion H+ dalam larutan
α = derajat ionisasi
Ka = tetapan kesetimbangan asam
a = konsentrasi molar asam mula-mula
Basa kuat : ionisasi sempurna ( α = 1 ), pH sangat tinggi
Larutan basa kuat :
- mengandung ion-ion OH- dan ion logam
- tidak mengandung molekul-molekul basa
- harga Kb besar tidak diperhitungkan
Basa lemah : ionisasi sebagian ( α < 1),
Larutan basa lemah:
- mengandung molekul-molekul basa, ion OH- dan ion logam dalam kesetimbangan
- harga Kb kecil, semakin α semakin kecil nilai Kb
                Kb
α = V(  --------)            [ OH- ] = V(Kb . b)              
                 b 
[ OH- ] = konsentrasi ion OH- dalam larutan
α = derajat ionisasi
Kb = tetapan kesetimbangan ion basa
b = konsentrasi basa mula-mula
harga pH larutan asam kuat dan basa kuat dihitung dari konsentrasi H+ dan OH-.
Harga pH larutan asam lemah dihitung dengan rumus :
pH = - log ( V(Ka . a )
harga pH larutan basa lemah dihitung dengan rumus:
pOH = - log ( V(Kb . b) 
pH = pKw - pOH
7.3.5 pH larutan penyangga
Larutan penyangga adalah larutan yang pH nya tidak mudah berubah dengan penambahan sedikit asam , basa, atau air. Disebut juga larutan buffer atau dapar. Dapat dibuat dengan mencampurkan asam lemah dengan aramnya atau basa lemah dengan garamnya.
pH larutan penyangga bersifat asam dapat dihitung dengan rumus:
                               mol asam
 pH = -log Ka –log (------------  )
                              mol garam
pH larutan penyangga bersifat basa dapat dihitung dengan rumus:
                                  mol basa
pOH = -log Kb – log ( ------------ )
                                mol garam
pH = 14 - pOH
7.4 Menentukan hidrolisis garam, kelarutan dan hasil kali kelarutan
  • Hidrolisis garam ditentukan berdasarkan asam dan basa pembentuknya
  • Kelarutan ditentukan berdasarkan jumlah ion yang dihasilkan dari reaksi ionisasi garam elektrolit dan harga Ksp
  • Hasil kali kelartutan ditentukan berdasarkan perkalian konsentrasi ion-ion elektrolit yang sukar larut dalam larutan jenuhnya dipangkatkan koefisiennnya masing-masing
Rangkuman Materi

A. Reaksi Hidrolisis
Adalah reaksi penguraian garam dalam air membentuk ion positif dan ion negative. Ciri-ciri larutan garam yang terhidrolisis  seperti perubahan warna kertas lakmus untuk menunjukkan harga pH tertentu. Jika suatu garam dilarutkan dalam air, ada dua kemungkinan yang dapat terjadi:
1.  Garam akan bereaksi dengan pelarut air (mengalami hidrolisis) membentuk ion H+ atau OH-. Akibatnya larutan akan bersifat asam atau basa. Yang dapat mengalami hidrolisis adalah garam yang mengandung ion elektrolit lemah.
2.  Garam tidak bereaksi dengan pelarut air (tidak terhidrolisis) sehingga larutan tetap bersifat netral. Yang tidak terhidrolisis adalah garam yang tidak mengandung ion elektrolit lemah
Garam dapat terbentuk dari :
a.    Garam dari asam kuat dan basa kuat:
Kation dan anion yang dilepaskan oleh garam ini tidak mengalami hidrolisis, sehingga tidak mengubah jumlah ion H+ dan OH- dalam air. Jadi larutan bersifat netral dimana pH larutan = 7
b.    Garam dari asam lemah dan basa kuat
Dalam air garam ini akan terhidrolisis sebagian (anion terhidrolisis, kation tidak). Contoh :
CH3COONa -------> CH3COO-  + Na+
CH3COO- (aq) +  H2O (l) ------>  CH3COOH(aq)  + OH-(aq)
Jumlah ion OHdalam air akan bertambah, sehingga, larutan bersifat basa, pH>7                                                   
                              
 Dimana:

                                                     Ka = Konstanta asam
                                                     Kw= Konstanta air=10-14
                                                     M= Molaritas garam
c.    Garam berasal dari asam kuat dengan basa lemah
Dalam air, garam ini akan terhidrolisis sebagian (kation yang terhidrolisis, anion tidak). Contoh :
NH4Cl(aq) ------->  NH4+(aq)  + Cl-(aq)
NH4+(aq)  + H2O(l) -------> NH4OH(aq)  +  H+(aq)
Jumlah ion H+  dalam air akan bertambah, sehingga larutan bersifat asam, pH <7
 
     Dimana :
                    Kb= Konstanta Basa
                    Kw= Konstanta air
                      M= Molaritas garam
d.    Garam berasal dari asam lemah dengan basa lemah
Dalam air, garam ini terhidrolisis sempurna sehingga baik kation maupun anion akan bereaksi dengan pelarut air menghasilkan ion H+ dan OH-.
Contoh : hidrolisis garam NH4CN
NH4CN(aq) -------> NH4+ (aq) +  CN- (aq)
H2O (l)  ------->    H+(aq)   +   OH-(aq)
NH4+(aq)   +   H2O(l)  ------>   NH4OH (aq)  +   H+(aq)       atau
CN- (aq)     +   H2O(l) ------->  HCN (aq)      +  OH-(aq)
pH larutan tergantung pada Ka asam lemah dan Kb basa lemah, tidak bergantung pada konsentrasi garam.
                                           Dimana :
                                                  Ka= Konstanta asam
                                                  Kb= Konstanta basa
                                                  Kw= Konstanta air  
B. Kelarutan dan hasil kalikelarutan
Kelarutan adalah jumlah maksimum zat terlarut yang dapat larut dalam pelarut tersebut.
Misalnya kelarutan AgCl =1,25x10-5 mol/L, berarti jumlah maksimumAgCl yang dapat larut hanya 1,25x10-5 mol/L larutan.
AgCl yang terlarut dalam air akan terurai menjadi ion-ionnya(ion Ag+ dan ion Cl-),maka garam-garam yang dapat larut dalam air akan mengalami ionisasi dan bersifat elektrolit
Adalah perkalian konsentrasi ion-ion elektrolit yang sukar larut dalam larutan jenuhnya dipangkatkan koefisiennya masing-masing
Misalnya larutan jenuh AxBy dalam air terjadi kesetimbangan:
   AxBy  (aq)            xAy+ (aq)+ yBx-(aq)
   Sehingga secara umum kita dapat tuliskan untuk reaksi senyawa AxBy(s) adalah:
   Ksp = [Ay+]x[Bx-]y     
Contoh :
Larutan jenuh AgCl dalam air terjadi reaksi kesetimbangan:
Rumus :
Ksp = [ Ag+ ] [ Cl- ]
Konsentrasi ion Ay+ dan Bx- dalam suatu larutan mempengaruhi kejenuhan larutan:
1. Jika [Ay+]x[Bx-]y < Ksp AxBy maka larutan belum jenuh
2. Jika [Ay+]x[Bx-]y  = Ksp AxBy maka larutan tepat jenuh atau mulai mengendap
3. Jika [Ay+]x[Bx-]y > Ksp AxBy maka larutan lewat jenuh atau sudah mengendap
Contoh :
1) Tuliskan kesetimbangn larutan jenuh dan Ksp dari Al(OH)3!
Pembahasan :
Reaksi kesetimbangan larutan jenuh Al(OH)3
Al(OH)3 (aq)  <==>    Al3+(aq) + 3OH- (aq)
                                l mol/L       3l mol/L
Ksp Al(OH)3 =  [ Al3+] [OH-]3
                  = (l) (3l)3
                  = 27 l3
Jadi Ksp Al(OH)3 sebesar 27 l3
2) Berapakah kelarutan CaSO4 jika Ksp CaSO4 = 2,5 . 10-5?
Pembahasan :
CaSO4 (s) <==> Ca2+(aq) + SO42-(aq)
                           l mol/L        l mol/L
Ksp CaSO4 = [ Ca2+ ] [ SO42- ]
                 =  (l) (l) = l2
Ksp CaSO4 = l2
2,5 . 10-5 = l2
              =   = 5 . 10-3 mol/L
Jadi kelarutan CaSO4 sebesar 5 . 10-3 mol/L
 7.5. Menggunakan satuan konsentrasi dalam membuat larutan

  • Molaritas larutan ditentukan berdasarkan jumlah mol zat terlarut tiap satuan volum (liter) larutan tersebut
  •  Larutan dengan konsentrasi kemolaran  tertentu dapat dibuat melalui pengenceran larutan pekatnya
  •  Konsentrasi asam atau basa dapat diukur dengan cara titrasi asam basa
 Rangkuman Materi

Konsentrasi yaitu banyaknya zat terlarut yang ada dalam sejumlah tertentu pelarut atau larutan.
Beberapa cara yang sering digunakan untuk menyatakan konsentrasi larutan adalah Molaritas (M), Molalitas (m), Normalitas (N), persen berat atau persen volum dan fraksi mol (Xi).
 A. Molaritas (M)
Molaritas didefinisikan sebagai jumlah mol zat terlarut yang dilarutkan dalam satu  Liter larutan.
                          mol zat terlarut                            gram zat terlarut
Molaritas = M = ------------------------    atau    M = -------------------------------
                          Liter larutan                               Mr zat terlarut x liter larutan
     
Satuan molaritas (M) adalah mol per Liter (mol/L)
Contoh:
Berapa molaritas larutan yang dihasilkan jika 3 mol zat A dimasukkan dalam labu ukur 250 mL, kemudian dilarutkan dengan air hingga volume 250 mL.
Jawab :       mol zat terlarut        3 mol               mol
Molaritas = -------------------- =   ----------- = 12  ----
                   Liter larutan            0,25 liter         liter 
B. Molalitas (m)
Molalitas didefinisikan sebagai jumlah mol zat terlarut yang dilarutkan dalam satu Kg (1000 gram) pelarut.
                         mol zat terlarut                           gram zat terlarut
molalitas = m = -------------------- atau molalitas = -------------------------------
                         1 kg pelarut                               Mr zat terlarut x kg pelarut
Satuan Molalitas (m) adalah mol per kg pelarut (mol/Kg pelarut).
Contoh.
Suatu larutan diperoleh dengan cara melarutkan 1,60 gram NaCI dalam 875 gram air. Hitung molalitas larutan tersebut, jika Mr NaCl adalah 58,5 gram/mol.
Jawab :
                 gram NaCl      1,60 gram
mol NaCl = ------------- = ------------------ = 0,0274 mol
                 Mr NaCl          58,5 gram/mol
                0,0274 mol NaCl
molalitas = -------------------- = 0,0313 molal
                  0,875 kg air
Maka harga molalitas NaCl adalah: 0,0313 molal
         
C. Normalitas
Normalitas didefinisikan sebagai jumlah mol-ekivalen zat terlarut dalam satu Liter larutan.
                          mol ekivalen zat terlarut
Normalitas = N = ----------------------------
                                 liter larutan 
               gram zat terlarut
atau N = -------------------------
              berat-ekivalen x liter larutan
Contoh :
Suatu larutan Mg(OH)2 mempunyai konsentrasi 0,2 M. Berapa Normalitas larutan tersebut?
Jawab: N  Mg(OH)2 = n x M Mg(OH)2 = 2 x 0,2 mol = 0,4 mol
D. Persen massa (m/m) dan persen volum (v/v)
Persen massa didefinisikan sebagai massa zat terlarut per massa total larutan.
                                        massa zat terlarut
% massa zat terlarut = ------------------------------------------------------ x 100 %
                                       massa zat terlarut + massa zat pelarut
  atau 
                                               massa zat terlarut
% massa zat terlarut = --------------------------------- x 100 %
                                              massa larutan
Persen volum didefinisikan sebagai volum zat terlarut per volum larutan.
                                          volume zat terlarut
% volume zat terlarut = -------------------------------------------------- x 100 %
                                        volume zat terlarut + volume pelarut
Atau    
                                            volume zat terlarut
% volume zat terlarut = ---------------------------------- x 100 %
                                              volume larutan
Contoh :
Hitung berapa % NaCI dalam suatu larutan yang dibuat dengan melarutkan 20 gram NaCl dalam 55 gram air.
Jawab :
                         massa NaCl
% massa NaCl = -------------------------- x 100 %
                        massa NaCl + massa air
                                  20 gram                               20
% massa NaCl = ---------------------------- X 100 % = ------- x 100 % = 26,67 %
                           20 gram + 55 gram                     75
Contoh :
50 mL alkohol dicampur dengan 50 mL air menghasilkan 96,54 mL larutan. Hitung % volum masing-masing komponen.
Jawab:
                                    volume alkohol                 50 mL
% volume alkohol = --------------------- x 100 % = ------------- x 100 % = 51,8 %
                                  volume larutan                   96,54 mL
                               volume air                         50 mL
% volume air = ----------------------- x 100 % = ----------- x 100 % = 51,8 %
                             volume larutan                    96,54 mL
E. Fraksi mol ( X)         
Fraksi mol didefinisikan sebagai perbandingan mol zat terlarut atau mol zat pelarut terhadap total mol larutan.
Atau fraksi mol suatu komponen adalah perbandingan mol komponen tersebut terhadap mol total semua komponen yang ada.
Jumlah fraksi mol total adalah satu.
                                                      mol zat A
 Fraksi mol zat A = X A = -------------------------------------
                                        jumlah mol semua komponen
                                                           mol zat terlarut
Fraksi mol zat terlarut = ------------------------------------------------------------
                                      jumlah mol zat terlarut + jumlah mol zat pelarut
                                                            
Contoh .
          Suatu larutan dibuat dengan mencampurkan 128 gram metanol, CH3OH dengan 108 gram air, H2O. Berapa fraksi mol masing-masing komponen tersebut?
Jawab:
                        128 gram metanol
mol metanol = --------------------------- = 4 mol
                      32 gram/mol metanol
                     108 gram air
mol air = ------------------------------ = 6 mol
                        18 gram/mol air  
                                                4 mol metanol                     4
Fraksi mol metanol = --------------------------------------- = ---------- = 0,4              
                                          4 mol metanol + 6 mol air         10
                                               6 mol air                            6
Fraksi mol air = -------------------------------------------- = -------- = 0,6
                                 4 mol metanol + 6 mol air             10
Sekarang kita menghitung fraksi mol masing masing komponen.
F. Pembuatan dan Pengenceran Larutan
gambar 7.18, yaitu pembuatan larutan KMnO4 0,01 M dengan volume 250 mL, dimana mengandung 0,395 g padatan KMnO4 ( 1 mol=158 gram). Pada gambar (a) KMnO4 sebanyak 0,395 g diletakkan dengan hati hati kedalam labu ukur 250 mL. Gambar (b) KMnO4 dilarutkan dalam air, dan gambar (c) Air ditambahkan kembali sampai volume larutan tepat 250 ml. Labu ditutup dan larutan dikocok hingga homogen, maka jadilah larutan KMnO4 0,01 M.
Pengenceran adalah penambahan sejumlah tertentu pelarut yang sama kedalam larutan awal. Persamaan matematis yang digunakan untuk menghitung konsentrasi pengenceran adalah: V1 . M1  =  V2 . M2
                                   dimana :
V1 = volume larutan sebelum pemgenceran
V2 = volume larutan setelah pengenceran
M1 = molaritas larutan sebelum pengenceran
M2 = molaritas larutan sessudah pengenceran
Contoh :
Berapa mili Liter larutan Asam Sulfat, H2SO4 18 M yang harus dipipet untuk membuat  1 Liter larutan H2SO4 0,9 M.
Jawab :                                            V2 . M2          1 lter . 0,9 M
 V1 . M1 = V2 . M2 -------------> V1 = ------------- = ----------------- = 0,05 L = 50 mL
                                                             M1                18 M
Atau
Titrasi asam basa
Titrasi asam basa melibatkan asam maupun basa sebagai titer ataupun titrant. Titrasi asam basa berdasarkan reaksi penetralan. Kadar larutan asam ditentukan dengan menggunakan larutan basa dan sebaliknya.
Titrant ditambahkan titer sedikit demi sedikit sampai mencapai keadaan ekuivalen ( artinya secara stoikiometri titrant dan titer tepat habis bereaksi). Keadaan ini disebut sebagai “titik ekuivalen”.
Pada saat titik ekuivalent ini maka proses titrasi dihentikan, kemudian kita mencatat volume titer yang diperlukan untuk mencapai keadaan tersebut. Dengan menggunakan data volume titrant, volume dan konsentrasi titer maka kita bisa menghitung kadar titrant.
Ketika titik ekuivalen dicapai , mol ekuivalen asam sama dengan mol ekuivalen basa. Hal tersebut dirumuskan :
N x V asam = N x V basa
n x M x V asam = n x M x V basa
keterangan :
N = Normalitas        M = molaritas
V = volume          n = jumlah mol ion H+ (asam) atau ion OH- (pada basa)
Contoh :
Sebanyak 30 ml larutan H2SO4 dititrasi dengan larutan baku NaOH 0,1 N sebanyak 15 ml. Hitunglah kemolaran H2SO4!
Jawab :
V1 = 30 ml
V2 = 15 ml
N2 = 0,1 N
V1 . N1 = V2 . N2
30 . N1 = 15 . 0,1
N1 = 0,05    , maka M H2SO4 =  = 0,025 M