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
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
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
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
∆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.
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
∆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)
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
∆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)
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
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)
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.
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.
- 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:
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)]
∏= 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.
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 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.
- 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)
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+ + Cl- à
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.
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
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 OH- dalam 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
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
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
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
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
volume zat terlarut
% volume zat terlarut = -------------------------------------------------- x 100 %
volume zat terlarut + volume pelarut
Atau
volume zat terlarut
% volume zat terlarut = ---------------------------------- x 100 %
volume larutan
% 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
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
% 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
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
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 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
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
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