Background

Reaksi dalam Larutan Berair

A. Pendahuluan
LARUTAN adalah campuran homogen dua zat atau lebih yang saling melarutkan dan masing-masing zat penyusunnya tidak dapat dibedakan lagi secara fisik.
Larutan terdiri atas zat terlarut dan pelarut.
Berdasarkan daya hantar listriknya (daya ionisasinya), larutan dibedakan dalam dua macam, yaitu larutan elektrolit dan larutan non elektrolit.

Larutan elektrolit adalah larutan yang dapat menghantarkan arus listrik.


A. Sifat Koligatif Larutan Non Elektrolit
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).
Sifat koligatif meliputi:
1. Penurunan tekanan uap jenuh
2. Kenaikan titik didih
3. Penurunan titik beku
4. Tekanan osmotik
Banyaknya partikel dalam larutan ditentukan oleh konsentrasi larutan dan sifat Larutan itu sendiri. Jumlah partikel dalam larutan non elektrolit tidak sama dengan jumlah partikel dalam larutan elektrolit, walaupun konsentrasi keduanya sama. Hal ini dikarenakan larutan elektrolit terurai menjadi ion-ionnya, sedangkan larutan non elektrolit tidak terurai menjadi ion-ion. Dengan demikian sifat koligatif larutan dibedakan atas sifat koligatif larutan non elektrolit dan sifat koligatif larutan elektrolit.

B. Penurunan Tekanan Uap Jenuh Dan Kenaikan Titik Didih
PENURUNAN TEKANAN UAP JENUH
Pada setiap suhu, zat cair selalu mempunyai tekanan tertentu. Tekanan ini adalah tekanan uap jenuhnya pada suhu tertentu. Penambahan suatu zat ke dalam zat cair menyebabkan penurunan tekanan uapnya. Hal ini disebabkan karena zat terlarut itu mengurangi bagian atau fraksi dari pelarut, sehingga kecepatan penguapanberkurang.
Menurut RAOULT:
p = po . XB
dimana:
p = tekanan uap jenuh larutan
p
o = tekanan uap jenuh pelarut murni
X
B = 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 = penunman tekanan uap jenuh pelarut
p
o = tekanan uap pelarut murni
X
A = 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 20
oC 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

KENAIKAN TITIK DIDIH
Adanya penurunan tekanan uap jenuh mengakibatkan titik didih larutan lebih tinggi dari titik didih pelarut murni.
Untuk larutan non elektrolit kenaikan titik didih dinyatakan dengan:
Tb = m . Kb
dimana:
Tb = kenaikan titik didih (oC)
m = molalitas larutan
K
b = tetapan kenaikan titik didih molal
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
C. Penurunan Titik Beku Dan Tekanan Osmotik
PENURUNAN TITIK BEKU
Untuk penurunan titik beku persamaannya dinyatakan sebagai :
Tf = m . Kf = W/Mr . 1000/p . Kf
dimana:
Tf = penurunan titik beku
m = molalitas larutan
K
f = tetapan penurunan titik beku molal
W = massa zat terlarut
M
r = massa molekul relatif zat terlarut
p = massa pelarut
Apabila pelarutnya air dan tekanan udara 1 atm, maka titik beku larutannya dinyatakan sebagai:
T
f = (O - Tf)oC

TEKANAN OSMOTIK
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 = C R T
dimana := tekanan osmotik (atmosfir)
C = konsentrasi larutan (mol/liter= M)
R = tetapan gas universal = 0.082 liter.atm/mol
oK
T = suhu mutlak (
oK)
- 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.
D. 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:
= 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 < < 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 + (n-1)] = W/Mr . 1000/p . Kb [1+ (n-1)] 
n menyatakan jumlah ion dari larutan elektrolitnya.
2. Untuk Penurunan Titik Beku dinyatakan sebagai:
Tf = m . Kf [1 + (n-1)] = W/Mr . 1000/p . Kf [1+ (n-1)]
3. Untuk Tekanan Osmotik dinyatakan sebagai:= C R T [1+ (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) --> NaF+ (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.
Bila sejumlah garam AB yang sukar larut dimasukkan ke dalam air maka akan terjadi beberapa kemungkinan:
- Garam AB larut semua lalu jika ditambah garam AB lagi masih dapat
   larut larutan tak jenuh.
- Garam AB larut semua lalu jika ditambah garam AB lagi tidak dapat
   larut larutan jenuh.
- Garam AB larut sebagian larutan kelewat jenuh.
Ksp = HKK = hasil perkalian [kation] dengan [anion] dari larutan jenuh suatu elektrolit yang sukar larut menurut kesetimbangan heterogen.
Kelarutan suatu elektrolit ialah banyaknya mol elektrolit yang sanggup melarut dalam tiap liter larutannya.
Contoh:
AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)
K = [Ag+] [Cl-] / [AgCl]
K . [AgCl] = [Ag+][Cl-]
KspAgCl = [Ag+] [Cl-]
Bila Ksp AgCl = 10-10 , maka berarti larutan jenuh AgCl dalam air pada suhu 25oC, Mempunyai nilai [Ag+] [Cl-] = 10-10

E. Kelarutan
1. Kelarutan zat AB dalam pelarut murni (air).

AnB(s)   nA+(aq) + Bn-(aq)
   s           n.s         s
Ksp AnB = (n.s)n.s = nn.sn+1   s = n+i Ksp AnB/nn 
dimana: s = sulobility = kelarutan
Kelarutan tergantung pada:
- suhu
- pH larutan
- ada tidaknya ion sejenis
2. Kelarutan zat AB dalam larutan yang mengandung ion sejenisAB(s)   A+ (aq) + B- (aq)
  s           n.s         s
Larutan AX :
AX(aq)   A+(aq) + X-(aq)
   b            b         b
maka dari kedua persamaan reaksi di atas:

[A+] = s + b = b, karena nilai s cukup kecil bila dibandingkan terhadap nilai b sehingga dapat diabaikan.
[B-1] = s
Jadi :   Ksp AB = b . s
Contoh: 
Bila diketahui Ksp AgCl = 10-10 ,berapa mol kelarutan (s) maksimum AgCl dalam 1 liter larutan 0.1 M NaCl ?
Jawab:
AgCl(s)   Ag+(aq) + Cl-(aq)
    s           s           s
NaCl(aq)   Na+(aq) + Cl-(aq)
Ksp AgCl = [Ag+] [Cl-] = s . 10-1
Maka s = 10-10/10-1 = 10-9 mol/liter
Dari contoh di atas. kita dapat menarik kesimpulan bahwa makin besar konsentrasi ion sojenis maka makin kecil kelarutan elektrolitnya.



a. 


Pembentukan garam-garam

Contoh: kelarutan CaCO3(s) pada air yang berisi CO2 > daripada dalam air.

CaCO3(s) + H2O(l) + CO2(g)   Ca(HCO3)2(aq)
                                               larut




b.


Reaksi antara basa amfoter dengan basa kuat

Contoh: kelarutan Al(OH)3 dalam KOH > daripada kelarutan Al(OH)3 dalam air.

Al(OH)3(s) + KOH(aq)   KAlO2(aq) + 2 H2O(l)
                                    larut




c. 


Pembentukan senyawa kompleks

Contoh: kelarutan AgCl(s) dalam NH4OH > daripada AgCl dalam air.

AgCl(s) + NH4OH(aq)   Ag(NH3)2Cl(aq) + H2O(l)
                                       larut



F. Mengendapkan Elektrolit
Untuk suatu garam AB yang sukar larut berlaku ketentuan, jika:



- [A+] x [B-] < Ksp 


larutan tak jenuh; tidak terjadi pengendapan




- [A+] x [B-] = Ksp 


larutan tepat jenuh; larutan tepat mengendap




- [A+] x [B-] > Ksp 


larutan kelewat jenuh; di sini terjadi pengendapan zat

Contoh:
Apakah terjadi pengendapan CaCO3. jika ke dalam 1 liter 0.05 M Na2CO3 ditambahkan 1 liter 0.02 M CaCl2, dan diketahui harga Ksp untuk CaCO3 adalah 10-6.
Jawab:
Na2CO3(aq)   2 Na+(aq) + CO3- (aq)
[CO32-] = 1 . 0.05 / 1+1 = 0.025 M = 2.5 x 10-2 M
CaCl2(aq)   Ca2+(aq) + 2Cl-(aq)
[Ca2+] = 1 . 0.02 / 1+1 = 0.01 = 10-2 M
maka :   [Ca2+] x [CO32-] = 2.5 x 10-2 x 10-2 = 2.5 x 10-4
karena : [Ca2+] x [CO32-] > Ksp CaCO3, maka akan terjadi endapan CaCO3
Larutan ini dibedakan atas :


1.


ELEKTROLIT KUAT
Larutan elektrolit kuat adalah larutan yang mempunyai daya hantar listrik yang kuat, karena zat terlarutnya didalam pelarut (umumnya air), seluruhnya berubah menjadi ion-ion (alpha = 1).

Yang tergolong elektrolit kuat adalah:

a.

Asam-asam kuat, seperti : HCl, HCl03, H2SO4, HNO3 dan lain-lain.


b.

Basa-basa kuat, yaitu basa-basa golongan alkali dan alkali tanah, seperti: NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 dan lain-lain.


c.

Garam-garam yang mudah larut, seperti: NaCl, KI, Al2(SO4)3 dan lain-lain



2.

ELEKTROLIT LEMAH

Larutan elektrolit lemah adalah larutan yang daya hantar listriknya lemah dengan harga derajat ionisasi sebesar: O < alpha < 1.

Yang tergolong elektrolit lemah:
a. Asam-asam lemah, seperti : CH3COOH, HCN, H2CO3, H2S dan lain-lain

b. Basa-basa lemah seperti : NH4OH, Ni(OH)2 dan lain-lain
c. Garam-garam yang sukar larut, seperti : AgCl, CaCrO4, PbI2 dan lain-lain

Larutan non elektrolit adalah larutan yang tidak dapat menghantarkan arus listrik, karena zat terlarutnya di dalam pelarut tidak dapat menghasilkan ion-ion (tidak mengion).
Tergolong ke dalam jenis ini misalnya:
- Larutan urea

- Larutan sukrosa
- Larutan glukosa
- Larutan alkohol dan lain-lain
B. Konsentrasi Larutan Konsentrasi merupakan cara untuk menyatakan hubungan kuantitatif antara zat terlarut dan pelarut.
Menyatakan konsentrasi larutan ada beberapa macam, di antaranya:


1.

FRAKSI MOL
Fraksi mol adalah perbandingan antara jumiah mol suatu komponen dengan jumlah mol seluruh komponen yang terdapat dalam larutan.

Fraksi mol dilambangkan dengan X.

Contoh:
Suatu larutan terdiri dari 3 mol zat terlarut A den 7 mol zat terlarut B. maka:
XA = nA / (nA + nB) = 3 / (3 + 7) = 0.3
XB = nB /(nA + nB) = 7 / (3 + 7) = 0.7
* XA + XB = 1


2.

PERSEN BERAT
Persen berat menyatakan gram berat zat terlarut dalam 100 gram larutan.
Contoh:
Larutan gula 5% dalam air, artinya: dalam 100 gram larutan terdapat :
- gula = 5/100 x 100 = 5 gram
- air = 100 - 5 = 95 gram


3.

MOLALITAS (m)

Molalitas menyatakan mol zat terlarut dalam 1000 gram pelarut.

Contoh:
Hitunglah molalitas 4 gram NaOH (Mr = 40) dalam 500 gram air !
- molalitas NaOH = (4/40) / 500 gram air = (0.1 x 2 mol) / 1000 gram air = 0,2 m


4.

MOLARITAS (M)

Molaritas menyatakan jumlah mol zat terlarut dalam 1 liter larutan.
Contoh:Berapakah molaritas 9.8 gram H2SO4 (Mr= 98) dalam 250 ml larutan ?
- molaritas H2SO4 = (9.8/98) mol / 0.25 liter = (0.1 x 4) mol / liter = 0.4 M


5.

NORMALITAS (N)

Normalitas menyatakan jumlah mol ekivalen zat terlarut dalam 1 liter larutan.
Untuk asam, 1 mol ekivalennya sebanding dengan 1 mol ion H+.
Untuk basa, 1 mol ekivalennya sebanding dengan 1 mol ion OH-.
Antara Normalitas dan Molaritas terdapat hubungan :

N = M x valensi

Besarnya konsentrasi ion H+ dalam larutan disebut derajat keasaman.
Untuk menyatakan derajat keasaman suatu larutan dipakai pengertian pH.
pH = - log [H+]
Untuk air murni (25oC): [H+] = [OH-] = 10-7 mol/l
pH = - log 10-7 = 7

Atas dasar pengertian ini, ditentukan:
- Jika nilai pH = pOH = 7, maka larutan bersifat netral

- Jika nilai
pH < 7, maka larutan bersifat asam

- Jika nilai
pH > 7, maka larutan bersifat basa

- Pada suhu kamar: pK
w = pH + pOH = 14

B. Menyatakan pH Larutan Asam
Untuk menyatakan nilai pH suatu larutan asam, maka yang paling awal harus ditentukan (dibedakan) antara asam kuat dengan asam lemah.


1.

pH Asam KuatBagi asam-asam kuat ( = 1), maka menyatakan nilai pH larutannya dapat dihitung langsung dari konsentrasi asamnya (dengan melihat valensinya).Contoh: 
1. Hitunglah pH dari 100 ml larutan 0.01 M HCl !Jawab:
HCl(aq)   H+(aq) + Cl-(aq)
[H
+] = [HCl] = 0.01 = 10-2 M
pH = - log 10
-2 = 2
2. Hitunglah pH dari 2 liter larutan 0.1 mol asam sulfat !Jawab:
H2SO4(aq)   2 H+(aq) + SO42-(aq)
[H+] = 2[H2SO4] = 2 x 0.1 mol/2.0 liter = 2 x 0.05 = 10-1 M
pH = - log 10
-1 = 1
 


2.


pH Asam Lemah
Bagi asam-asam lemah, karena harga derajat ionisasinya 1 (0 < < 1) maka besarnya konsentrasi ion H+ tidak dapat dinyatakan secara langsung dari konsentrasi asamnya (seperti halnya asam kuat). Langkah awal yang harus ditempuh adalah menghitung besarnya [H+] dengan rumus

[H+] = Ca . Ka)

dimana:
Ca = konsentrasi asam lemah
K
a = tetapan ionisasi asam lemah
Contoh:
Hitunglah pH dari 0.025 mol CH3COOH dalam 250 ml larutannya, jika diketahui Ka = 10-5
Jawab:
Ca = 0.025 mol/0.025 liter = 0.1 M = 10-1 M
[H
+] = Ca . Ka) = 10-1 . 10-5 = 10-3 M
pH = -log 10
-3 = 3



C. Menyatakan pH Larutan Basa
Prinsip penentuan pH suatu larutan basa sama dengan penentuan pH larutam asam, yaitu dibedakan untuk basa kuat dan basa lemah.


1.

pH Basa Kuat
Untuk menentukan pH basa-basa kuat ( = 1), maka terlebih dahulu dihitung nilai pOH larutan dari konsentrasi basanya.
Contoh:
a. Tentukan pH dari 100 ml larutan KOH 0.1 M !
b. Hitunglah pH dari 500 ml larutan Ca(OH)
2 0.01 M !
Jawab:
a. KOH(aq)   K+(aq) + OH-(aq)
[OH
-] = [KOH] = 0.1 = 10-1 M
pOH = - log 10
-1 = 1
pH = 14 - pOH = 14 - 1 = 13
b. Ca(OH)2(aq)   Ca2+(aq) + 2 OH-(aq)
[OH
-1] = 2[Ca(OH)2] = 2 x 0.01 = 2.10-2 M
pOH = - log 2.10
-2 = 2 - log 2
pH = 14 - pOH = 14 - (2 - log 2) = 12 + log 2



2.


pH Basa Lemah
Bagi basa-basa lemah, karena harga derajat ionisasinya 1, maka untuk menyatakan konsentrasi ion OH- digunakan rumus:

[OH-] = Cb . Kb)

dimana:
Cb = konsentrasi basa lemah
K
b = tetapan ionisasi basa lemah
Contoh:
Hitunglah pH dari 100 ml 0.001 M larutan NH4OH, jika diketahui tetapan ionisasinya = 10-5 !
Jawab:
[OH-] = Cb . Kb) = 10-3 . 10-5 = 10-4 M
pOH = - log 10
-4 = 4
pH = 14 - pOH = 14 - 4 = 10



  1. Larutan Buffer
Larutan buffer adalah:


a.

Campuran asam lemah dengan garam dari asam lemah tersebut.Contoh:
- CH
3COOH dengan CH3COONa
- H
3PO4 dengan NaH2PO4


b.

Campuran basa lemah dengan garam dari basa lemah tersebut.Contoh:
- NH
4OH dengan NH4Cl

Sifat larutan buffer:
- pH larutan tidak berubah jika diencerkan.
- pH larutan tidak berubah jika ditambahkan ke dalamnya sedikit asam atau basa.

CARA MENGHITUNG LARUTAN BUFFER


1.

Untuk larutan buffer yang terdiri atas campuran asam lemah dengan garamnya (larutannya akan selalu mempunyai pH < 7) digunakan rumus:
[H+] = Ka. Ca/Cg
pH = pKa + log Ca/Cg
dimana:
C
a = konsentrasi asam lemah
C
g = konsentrasi garamnya
K
a = tetapan ionisasi asam lemah
Contoh:
Hitunglah pH larutan yang terdiri atas campuran 0.01 mol asam asetat dengan 0.1 mol natrium Asetat dalam 1 1iter larutan !
K
a bagi asam asetat = 10-5
Jawab:
Ca = 0.01 mol/liter = 10-2 M
C
g = 0.10 mol/liter = 10-1 M
pH= pKa + log Cg/Ca = -log 10-5 + log-1/log-2 = 5 + 1 = 6
 


2.

Untuk larutan buffer yang terdiri atas campuran basa lemah dengan garamnya (larutannya akan selalu mempunyai pH > 7), digunakan rumus:
[OH-] = Kb . Cb/Cg
pOH = pKb + log Cg/Cb
dimana:
C
b = konsentrasi base lemah
C
g = konsentrasi garamnya
K
b = tetapan ionisasi basa lemah
Contoh:
Hitunglah pH campuran 1 liter larutan yang terdiri atas 0.2 mol NH4OH dengan 0.1 mol HCl ! (Kb= 10-5)
Jawab:
NH4OH(aq) + HCl(aq)  NH4Cl(aq) + H2O(l)
mol NH4OH yang bereaksi = mol HCl yang tersedia = 0.1 mol
mol NH
4OH sisa = 0.2 - 0.1 = 0.1 mol
mol NH
4Cl yang terbentuk = mol NH40H yang bereaksi = 0.1 mol
Karena basa lemahnya bersisa dan terbentuk garam (NH
4Cl) maka campurannya akan membentuk
Larutan buffer.
Cb (sisa) = 0.1 mol/liter = 10-1 M
C
g (yang terbentuk) = 0.1 mol/liter = 10-1 M
pOH = pK
b + log Cg/Cb = -log 10-5 + log 10-1/10-1 = 5 + log 1 = 5
pH = 14 - p0H = 14 - 5 = 9



  1. Hidrolisis
Hidrolisis adalah terurainya garam dalam air yang menghasilkan asam atau basa.ADA EMPAT JENIS GARAM, YAITU :


1.

Garam yang terbentuk dari reaksi asam kuat dengan basa kuat (misalnya NaCl, K2SO4 dan lain-lain) tidak mengalami hidrolisis. Untuk jenis garam yang demikian nilai pH = 7 (bersifat netral).


2.

Garam yang terbentuk dari reaksi asam kuat dengan basa lemah (misalnya NH4Cl, AgNO3 dan lain-lain) hanya kationnya yang terhidrolisis (mengalami hidrolisis parsial). Untuk jenis garam yang demikian nilai pH < 7 (bersifat asam).


3.

Garam yang terbentuk dari reaksi asam lemah dengan basa kuat (misalnya CH3COOK, NaCN dan lain-lain) hanya anionnya yang terhidrolisis (mengalami hidrolisis parsial). Untuk jenis garam yang demikian nilai pH > 7 (bersifat basa).


4.

Garam yang terbentuk dari reaksi asam lemah dengan basa lemah (misalnya CH3COONH4, Al2S3 dan lain-lain) mengalami hidrolisis total (sempurna). Untuk jenis garam yang demikian nilai pH-nya tergantung harga Ka den Kb.


  1. Garam Yang Terbentuk Dari Asam Kuat Dan Basa Lemah
Karena untuk jenis ini garamnya selalu bersifat asam (pH < 7) digunakan persamaan:


[H+] = Kh . Cg

dimana :


Kh = Kw/Kb

Kh = konstanta hidrolisis
Jika kita ingin mencari nilai pH-nya secara langsung, dipergunakan persamaan:


pH = 1/2 (pKW - pKb - log Cg)


Contoh:
Hitunglah pH dari 100 ml larutan 0.1 M NH4Cl ! (Kb = 10-5)
Jawab:
NH4Cl adalah garam yang bersifat asam, sehingga pH-nya kita hitung secara langsung.


pH

= 1/2 (pKw - pKb - log Cg)
= 1/2 (-log 10
-14 + log 10-5 - log 10-1)
= 1/2 (14 - 5 + 1)
= 1/2 x 10
= 5



  1. Garam Yang Terbentuk Dari Asam Lemah Dan Basa Lemah
Untuk jenis garam ini larutannya selalu bersifat basa (pH > 7), dan dalam perhitungan digunakan persamaan:


[OH-] = Kh . Cg

dimana:


Kh = Kw/Ka

Kh = konstanta hidrolisis
Jika kita ingin mencari nilai pH-nya secara langsung, dipergunakan persamaan:


pH = 1/2 (pKw + pKa + log Cg)


Contoh:
Hitunglah pH larutan dari 100 ml 0.02 M NaOH dengan 100 ml 0.02 M asam asetat ! (Ka = 10-5).
Jawab:
NaOH + CH3COOH CH3COONa + H2O
- mol NaOH = 100/1000 x 0.02 = 0.002 mol
- mol CH3COOH = 100/1000 x 0.02 = 0.002 mol
Karena mol basa yang direaksikannya sama dengan mol asam yang direaksikan, maka tidak ada yang tersisa, yang ada hanya mol garam (CH3COONa) yang terbentuk.
- mol CH3COONa = 0.002 mol (lihat reaksi)
- C
g = 0.002 mol/200 ml = 0.002 mol/0.2 liter = 0.01 M = 10-2 M
- Nilai pH-nya akan bersifat basa (karena garamnya terbentuk dari asam lemah dengan basa kuat), besarnya:
pH = 1/2 (pKw + pKa + log Cg)
= 1/2 (14 + 5 + log 10
-2)
= 1/2 (19 - 2)
= 8.5
A. Teori Asam Basa
1. MENURUT ARRHENIUS
Asam ialah senyawa yang dalam larutannya dapat menghasilkan ion H+.
Basa ialah senyawa yang dalam larutannya dapat menghasilkan ion OH-.
Contoh:
1) HCl(aq)   
  H+(aq) + Cl-(aq)
2) NaOH(aq)
  Na+(aq) + OH-(aq)
2. MENURUT BRONSTED-LOWRY
Asam ialah proton donor, sedangkan basa adalah proton akseptor.
Contoh:
1) HAc(aq) + H
2O(l)   H3O+(aq) + Ac-(aq)
    asam-1    basa-2        asam-2       basa-1
HAc dengan Ac- merupakan pasangan asam-basa konyugasi.
H
3O+ dengan H2O merupakan pasangan asam-basa konyugasi.
2) H2O(l) + NH3(aq)   NH4+(aq) + OH-(aq)
    asam-1   basa-2          asam-2     basa-1
H2O dengan OH- merupakan pasangan asam-basa konyugasi.
NH
4+ dengan NH3 merupakan pasangan asam-basa konyugasi.
Pada contoh di atas terlihat bahwa air dapat bersifat sebagai asam (proton donor) dan sebagai basa (proton akseptor). Zat atau ion atau spesi seperti ini bersifat ampiprotik (amfoter).
  1. Stokiometri Larutan
Pada stoikiometri larutan, di antara zat-zat yang terlibat reaksi, sebagian atau seluruhnya berada dalam bentuk larutan.


1.

Stoikiometri dengan Hitungan Kimia Sederhana
Soal-soal yang menyangkut bagian ini dapat diselesaikan dengan cara hitungan kimia sederhana yang menyangkut hubungan kuantitas antara suatu komponen dengan komponen lain dalam suatu reaksi.
Langkah-langkah yang perlu dilakukan adalah:
a. menulis persamann reaksi
b. menyetarakan koefisien reaksi
c. memahami bahwa perbandingan koefisien reaksi menyatakan perbandingan mol
Karena zat yang terlibat dalam reaksi berada dalam bentuk larutan, maka mol larutan dapat dinyatakan sebagai:
n = V . M
dimana:
n = jumlah mol
V = volume (liter)
M = molaritas larutan
Contoh:
Hitunglah volume larutan 0.05 M HCl yang diperlukan untuk melarutkan 2.4 gram logam magnesium (Ar = 24).
Jawab:
Mg(s) + 2HCl(aq) MgCl2(aq) + H2(g)
24 gram Mg = 2.4/24 = 0.1 mol
mol HCl = 2 x mol Mg = 0.2 mol
volume HCl = n/M = 0.2/0.25 = 0.8 liter



2.

TitrasiTitrasi adalah cara penetapan kadar suatu larutan dengan menggunakan larutan standar yang sudah diketahui konsentrasinya. Motode ini banyak dilakukan di laboratorium. Beberapa jenis titrasi, yaitu:
1. titrasi asam-basa
2. titrasi redoks
3. titrasi pengendapan
Contoh:
1. Untuk menetralkan 50 mL larutan NaOH diperlukan 20 mL larutan 0.25 M HCl.
Tentukan kemolaran larutan NaOH !
Jawab:
NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O(l)
mol HCl = 20 x 0.25 = 5 m mol
Berdasarkan koefisien reaksi di atas.
mol NaOH = mol HCl = 5 m mol
M = n/V = 5 m mol/50mL = 0.1 M
2. Sebanyak 0.56 gram kalsium oksida tak murni dilarutkan ke dalam air. Larutan ini tepat dapat dinetralkan dengan 20 mL larutan 0.30 M HCl.Tentukan kemurnian kalsium oksida (Ar: O=16; Ca=56)!
Jawab:
CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2(aq)
Ca(OH)
2(aq) + 2 HCl(aq) CaCl2(aq) + 2 H2O(l)
mol HCl = 20 x 0.30 = 6 m mol
mol Ca(OH)
2 = mol CaO = 1/2 x mol HCl = 1/2 x 6 = 3 m mol
massa CaO = 3 x 56 = 168 mg = 0.168 gram
Kadar kemurnian CaO = 0.168/0.56 x 100% = 30%




Categories: Share

Leave a Reply