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.
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
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
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 = penunman tekanan uap jenuh pelarut
po = tekanan uap pelarut murni
XA = fraksi mol zat terlarut
P = penunman 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
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
Kb = tetapan kenaikan titik didih molal
m = molalitas larutan
Kb = 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
Kf = tetapan penurunan titik beku molal
W = massa zat terlarut
Mr = massa molekul relatif zat terlarut
p = massa pelarut
m = molalitas larutan
Kf = tetapan penurunan titik beku molal
W = massa zat terlarut
Mr = massa molekul relatif zat terlarut
p = massa pelarut
Apabila
pelarutnya air dan tekanan udara 1 atm, maka titik beku larutannya
dinyatakan sebagai:
Tf = (O - Tf)oC
Tf = (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).
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/moloK
T = suhu mutlak (oK)
C = konsentrasi larutan (mol/liter= M)
R = tetapan gas universal = 0.082 liter.atm/moloK
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.
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.
- 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:
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.
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.
- 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
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
- 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
s n.s s
Larutan AX
:
AX(aq) A+(aq) + X-(aq)
b b b
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
[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
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
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:
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.
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:
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: pKw = pH + pOH = 14
- Jika nilai pH < 7, maka larutan bersifat asam
- Jika nilai pH > 7, maka larutan bersifat basa
- Pada suhu kamar: pKw = 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
Ka = tetapan ionisasi asam lemah
Ka = 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
[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
Kb = tetapan ionisasi basa lemah
Kb = 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
pOH = - log 10-4 = 4
pH = 14 - pOH = 14 - 4 = 10
- Larutan Buffer
Larutan
buffer adalah:
a.
|
Campuran asam
lemah dengan
garam
dari
asam lemah tersebut.Contoh:
- CH3COOH dengan CH3COONa - H3PO4 dengan NaH2PO4 |
b.
|
Campuran basa
lemah dengan
garam
dari
basa lemah tersebut.Contoh: - NH4OH dengan NH4Cl |
Sifat
larutan buffer:
- pH larutan tidak berubah jika diencerkan.
- pH larutan tidak berubah jika ditambahkan ke dalamnya sedikit asam atau basa.
- 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:
Ca = konsentrasi asam lemah Cg = konsentrasi garamnya Ka = 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 !
Ka bagi asam asetat = 10-5
Jawab:
Ca
= 0.01 mol/liter = 10-2
M
Cg = 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:
Cb = konsentrasi base lemah Cg = konsentrasi garamnya Kb = 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 NH4OH sisa = 0.2 - 0.1 = 0.1 mol mol NH4Cl yang terbentuk = mol NH40H yang bereaksi = 0.1 mol Karena basa lemahnya bersisa dan terbentuk garam (NH4Cl) maka campurannya akan membentuk Larutan buffer.
Cb
(sisa) = 0.1 mol/liter = 10-1
M
Cg (yang terbentuk) = 0.1 mol/liter = 10-1 M pOH = pKb + log Cg/Cb = -log 10-5 + log 10-1/10-1 = 5 + log 1 = 5
pH
= 14 - p0H = 14 - 5 = 9
|
- 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. |
- 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 |
- 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)
- Cg = 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:
- Cg = 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
= 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+.
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)
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.
Asam ialah proton donor, sedangkan basa adalah proton akseptor.
Contoh:
1) HAc(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Ac-(aq)
asam-1 basa-2 asam-2 basa-1
1) HAc(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Ac-(aq)
asam-1 basa-2 asam-2 basa-1
HAc
dengan Ac-
merupakan pasangan asam-basa konyugasi.
H3O+ dengan H2O merupakan pasangan asam-basa konyugasi.
H3O+ dengan H2O merupakan pasangan asam-basa konyugasi.
2)
H2O(l)
+ NH3(aq)
NH4+(aq)
+ OH-(aq)
asam-1 basa-2 asam-2 basa-1
asam-1 basa-2 asam-2 basa-1
H2O
dengan OH-
merupakan pasangan asam-basa konyugasi.
NH4+ dengan NH3 merupakan pasangan asam-basa konyugasi.
NH4+ 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).
- 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% |