larutan_elektrokimia

7/26/2019 larutan_elektrokimia

1/46

17

Bab 2. KIMIA LARUTAN

Jika dua zat atau lebih dicampur sedemikian rupa sehingga membentuk campuran yang

homogen dalam ukuran molekuler maka dihasilkan larutan. Sehingga suatu larutan

ditandai dengan adanya homogenitas serta tidak adanya perbedaan yang tampak antara

komponen penyusunnya. Tidak seperti pada senyawa kimia, larutan mempunyai komposisi

yang sangat bervariasi. Secara kuantitatip, komponen larutan yang jumlahnya lebih banyak

disebut pelarut, sedangkan komponen yang lain (yang jumlahnya lebih sedikit) disebut zat

terlarut. Nama larutan selalu disebut dengan nama pelarut dan zat terlarutnya, misalnya

larutan gula di dalam alkohol, larutan garam di dalam air, dll. Tetapi, pada umumnya

larutan dengan pelarut air sering hanya disebut dengan larutan ditambah nama zat

terlarutnya, misalnya, jika disebut larutan garam berarti larutan garam di dalam air.

Larutan memegang peranan sangat penting dalam kehidupan sehari-hari. Banyak reaksi

kimia hanya dapat berlangsung di dalam larutan, terutama reaksi kimia yang berlangsung

di dalam mahluk hidup dan di lingkungan alam. Transportasi oksigen dan karbon dioksida

dalam tubuh menggunakan system larutan dalam darah. Vitamin dan obat-obatan dapat

diserap dan digunakan oleh tubuh jika mereka dapat berada dalam bentuk larutan. Proses

melarutnya gas di udara dan mineral di dalam tanah ke dalam air dan air hujan berperan

sangat penting terhadap kesuburan tanah. Proses rusaknya batuan pualam karena hujan

asam juga melibatkan reaksi kimia dalam larutan. Analisa kimia dalam kehidupa sehari-hari pada umumnya melibatkan reaksi dalam larutan, seperti analisa kimia secara

gravimetry, volumetry dan titrasi, dll.

Konsentrasi suatu larutanmenggambarkan jumlah zat terlarut yang terdapat di dalam

sejumlah tertentu larutan. Jika suatu larutan terlibat di dalam suatu reaaksi kimia, maka

perhitungan stokiometrinya didasarkan pada konsentrasidan volumelarutan. Larutan

dengan konsentrasi kecil biasanya disebut dengan larutan encer dan larutan dengan

konsentrasi besar disebut larutan pekat. Larutan yang mempunyai konsentrasi zat terlarut

berada dalam kesetimbangan dengan zat terlarut berlebih yang tidak terlarutkan disebut

dengan larutan jenuh. Besarnya jumlah maksimum zat terlarut yang dapat dilarutkan dalam

sejumlah tertentu pelarut sehingga menghasilkan larutan jenuh disebut dengan kelarutan.

Besar-kecilnya kelarutan suatu zat di dalam suatu pelarut dipengaruhi oleh beberapa factor.

Misalnya kelarutan gas di dalam cairan dipengaruhi oleh jenis gas dan jenis pelarut, serta

suhu dan tekanan larutan. Kelarutan suatu gas di dalam suatu cairan akan bertambah pada

tekanan yang lebih besar dan pada suhu lebih rendah, terutama untuk gas-gas yang tidak

bereaksi dengan pelarutnya. Menurut hukum Henry, berat gas yang dapat dilarutkan di

dalam volume tertentu cairan sebanding dengan tekanan gas. Misalnya gas CO2di dalam

soft drink dipaksa untuk dilarutkan dengan menggunakan tekanan yang tinggi, dan soft


2/46

18

drink tersebut disimpan dalam wadah yang tertutup rapat untuk menjaga agar kelarutan

CO2tersebut tetap tinggi. Pada saat soft drink dibuka dari tempatnya (botol atau kaleng)

sebagian gas CO2akan dilepaskan sebagai gelembung gas karena tekanan larutan

diturunkan. Lepasnya gelembung gas dari cairan disebut dengan effervescence.Larutan zat cair di dalam zat cair lainnya umumnya terjadi jika kedua zat cair tersebut

dapat saling berinteraksi, misalnya karena pelarut dan zat terlarut sama-sama bersifat polar

atau sama-sama berisfat tidak polar. Sebagai contoh, zat cair yang dapat bercampur secara

homogen dengan air dengan segala perbandingan adalah zat cair yang dapat menghasilkan

ion di dalam larutan seperti asam sulfat atau yang bersifat polar seperti alkohol dan

acetone. Jika zat cair polar dilarutkan dalam air, ujung negatip zat terlarut polar akan

menarik ujung positip molekul air dan sebaliknya. Sedangkan untuk zat cair non polar,

seperti CCl4, CS2dan bensena, tidak memiliki total muatan positip dan muatan negatip

yang dipisahkan oleh suatu jarak, maka tidak dapat berinteraksi dengan air.

Pada proses pelarutan zat padat di dalam zat cair, terjadi perubahan fisika zat terlarut.

Karena adanya interaksi pelarut-zat terlarut dalam proses pelarutan zat padat atau zat cair

di dalam zat cair maka dalam proses pelarutan tersebut terjadi perubahan energi, yang

disebut dengan panas pelarutan. Berbeda dengan kelarutan gas di dalam zat cair, kelarutan

zat padat umumnya akan bertambah bila suhu dinaikkan dan pengaruh tekanan umumnya

sangat kecil dan dapat diabaikan.

2.1. Konsentrasi larutan

Ada beberapa cara yang dapat digunakan untuk menyatakan konsentrasi larutan, misalnya

molaritas, molalitas, prosentase, fraksi mol, fraksi berat, ppm, ppb, dll.

i. Molaritas (M)

Larutan yang mengandung satu mol zat terlarut di dalam satu liter atau satu dm 3larutan

disebut dengan larutan satu molar. Secara umum,

Molaritas larutan = M=larutanliter

terlarutzatmol

Untuk membuat larutan dengan konsentrasi molar tertentu dari zat terlarut padatan dan

pelarut cair, dapat dilakukan dengan menimbang padatan dan melarutakannya di dalam

sedikit pelarut, kemudian ditambahkan pelarut sampai volume larutan yang diinginkan,biasanya menggunakan labu ukur. Larutan yang dapat dibuat dengan melarutkan zat

terlarut yang dapat ditimbang secara teliti di dalam volume larutan tertentu sehingga


3/46

19

menghasilkan larutan yang konsentrasinya diketahui dengan pasti disebut dengan larutan

standar (larutan baku).

Contoh 7.

Bagaimana cara membuat 250 ml larutan AgNO30,1 M dari padatan AgNO3dengan air

suling?

Jawab:

Dari volume larutan yang diminta, anda dapat menghitung berat AgNO3yang diperlukan

berdasarkan pengertian molar:

M =mol zat terlarut

liter larutan

0,1 M =

1000mL/L

250mL

molAgNO3

mol AgNO3= 0,1mol

l x250ml

1000ml/l

Berat AgNO3Berat molar AgNO3g/mol

= 0,1 moll

xLmL

mL/1000

250

Berat AgNO3= 0,1mol

lx 0,25 l x 169,9

gmol

Berat AgNO3= 4,25 g

Jadi larutan tersebut dibuat dengan cara menimbang 5,309 g AgNO3, kemudian dilarutkan

pada sedikit air, setelah larut tambahkan air sampai volume larutan menjadi 250 ml.

Jangan melarutkan 5,309 g AgNO3ke dalam 250 air, karena volume laru tan

mungkin menjadi lebih besar atau lebih kecil dari 250 ml karena adanya interaksi antara air

dengan AgNO3.

Beberapa zat padat murni merupakan hidrat, yaitu senyawa yang mengikat molekul air

secara kimia, misalnya HOOC-COOH.2H2O, Na2CO3.2H2O, CuSO4.5H2O, dll. Untukmembuat larutan dari padatan yang mengandung air kristal (air hidrat), misalnya


4/46

20

CuSO4.5H2O, maka berat padatan yang ditimbang harus memperhitungkan berat air

hidratnya.

Contoh 8.

Berapa gram CuSO4.5H2O harus dilarutkan untuk membuat 100 ml larutan CuSO40,2 M ?

Jawab:

M =mol zat terlarut

liter larutan =

berat CuSO4.5H2O

berat molar CuSO4.5H2O

ml larutan1000ml/l

Berat CuSO4.5H2O = M x berat molar CuSO4.5H2O xml larutan1000 ml/l

Berat CuSO4.5H2O = 0,2 mol/l x 249,5 g/mol x100 ml

1000 ml/l

Berat CuSO4.5H2O = 4,99 g.

Jadi berat CuSO4.5H2O yang harus dilarutkan di dalam 100 ml larutan adalah 4,99 g.

ii.Molalitas (m)Dalam beberapa kasus, misalnya pada saat membahas sifat koligatif larutan, adalah lebih

penting menyatakan konsentrasi larutan dengan molalitas (m), yaitu banyaknya mol zat

terlarut di dalam satu kg pelarut. Sehingga larutan yang mengandung satu mol zat

terlarut di dalam satu kg pelarut disebut dengan larutan satu molal.

molalitas = m=mol zat terlarut

kg pelarut

Untuk larutan encer di dalam air, besarnya molaritas hampir sama dengan molalitasnya,

karena massa jenis air 1 g/ml. Sedangkan untuk sistem pelarut bukan air nilai molaritas

suatu larutan berbeda cukup jauh dengan molalitasnya.

Contoh 9.

Bagaimanakah harus dibuat larutan 2 m naftalen (C10H8) menggunakan pelarut 50 g

CCl4?

Jawab,


5/46

21

m =mol zat terlarut

kg pelarut

m =mol naftalen

kg CCl4

m =

berat naftalenberat molar naftalen

50 g naftalen1000 g/kg

Berat naftalen = 2 mol/kg x50 g

1000 g/kg x 128 g/mol

Berat naftalen = 12,8 g

Jadi larutan di atas dibuat dengan melarutkan 12,8 g naftalen ke dalam 50 gram CCl4.

iii. Prosentase, ppm dan ppb.

Prosentase menyatakan prosen (per seratus) zat terlarut dengan larutan. Untuk pelarut cair

dan zat terlarut padat atau cair biasanya digunakan prosen berat, sedangkan larutan gas di

dalam gas dinyatakan dalam prosen volum. Misalnya cairan yang digunakan untuk infus

adalah larutan garam 1%, artinya setiap 100 g larutan terdiri dari 1 g garam dan 99 g air.

Konsentrasi oksigen di udara adalah 20%, artinya bahwa setiap 100 L udara mengandung

20 L oksigen diukur pada suhu dan tekanan yang sama, maka:

% berat =berat zat terlarut

berat larutan x 100%

% volum =volum zat ter;arut

volum larutanx 100%

Untuk larutan-larutan yang sangat encer, sering digunakan satuan konsentrasi ppm (part

per million) yaitu bagian zat terlarut dalam setiap sejuta bagian larutan. Larutan zat padat

atau zat cair di dalam zat cair umumnya digunakan ppm berat. Misalnya, air minum

mengandung ion Na+150 ppm, artinya setiap sejuta g air minum mengandung 150 g ion

Na+. Konsentrasi helium di udara adalah 5 ppm, artinya setiap satu juta liter udara

mengandung 5 liter helium.


6/46

22

Satuan konsentrasi ppm larutan-larutan encer di dalam air juga sering dinyatakan dengan

mg/l, karena dianggap bahwa massa jenis larutan sangat encer adalah 1 g/ml, sehingga :

larutanliter

terlarutzatmgmg/Lppm ==

Sedangkan untuk larutan-larutan yang sangat-sangat encer juga digunakan ppb (part per

billion), larutan 1 ppb adalah satu bagian setiap satu billion (satu bagian per 109), karena

massa jenis larutan encer di dalam air adalah 1 g/ml , maka ppb sering dinyatakan sebagai:

ppb = g/l =g zat terlarutliter larutan

iv. Fraksi mol (x)

Cara lain untuk menyatakan konsentrasi larutan yang umumnya digunakan untuk

menghitung sifat koligatif larutan adalah fraksi mol, yaitu fraksi mol untuk suatu

komponen adalah jumlah mol komponen yang ditanyakan dibagi dengan jumlah mol total

komponen-komponen dalam larutan. Misalnya, suatu larutan yang terdiri dari tiga

komponen A, B dan C, maka fraksi mol komponen A adalah xA:

xA=mol A

mol A + mol B + mol C

Contoh 10.

Bagaimana harus dibuat larutan yang mengnadung 0,05 fraksi mol gula tebu (C12H22O11)

menggunakan 100 g air.

jawab,

xgula tebu=mol gula tebu

mol air + mol gula tebu

Misal mol gula tebu = n

0,05 =nmolgg

n+/18/100


7/46

23

n = 0,292

mol gula tebu =massa gula tebu

342 g/mol = 0,292

Berat gula tebu yang diperlukan 100 g

Jadi larutan gula tersebut dibuat dengan melarukan 100 g gula tebu di dalam 100 ml air.

v. Pengenceran larutan

Beberapa larutan dengan konsentrasi tertentu tidak dapat dibuat dengan menimbang

sejumlah tertentu zat terlarut diikuti dengan melarutkannya di dalam volume tertentu

pelarut, misalnya karena zat terlarut tersebut mudah menyerap uap air dan gas CO2(KOH,

NaOH) ataupun zat terlarut tersebut berupa gas (HCl, H2SO4, NH3, dll). Karena itu zat-zat

tersebut tersedia dalam bentuk larutannya yang sudah dibuat di pabrik atau disiapkan

sebagai larutan stok. Sehingga untuk membuat larutan dari zat-zat seperti di atas dengan

konsentrasi yang lebih kecil dilakukan dengan mengencerkan larutan stoknya.

Contoh 11.

Asam sulfat H2SO4pekat yang diperdagangkan pada lebelnya tertulis mempunyai massa

jenis 1,84 g/ml dan kandungan asam sulfat 96%. Berapa konsentrasi molar asam sulfat

tersebut?

Jawab:

Molaritas =mol asam sulfat

liter larutan

1 liter larutan massanya = 1,84 g/ml x 1000 ml/l = 1840 g

Jumlah asam sulfat dalam satu liter larutan =96100 x 1840 = 1766,4 g

jumlah mol asam sulfat (H2SO4) =molg

g

/98

4.1766= 18,02

Jadi konsentrasi larutan asam sulfat pekat= 18,02 M

Salah satu cara yang sering digunakan untuk menyiapkan larutan dengan konsentrasitertentu adalah dengan mengencerkan larutan persediaan (larutan stok) yang sudah ada. Di


8/46

24

dalam proses pengenceran ditambahkan sejumlah pelarut dengan volume tertentu,

sehingga jumlah mol zat terlarut tidak berubah. Oleh karena pada pengenceran tidak terjadi

penambahan mol zat terlarut, maka mol zat terlarut sesudah dan sebelum pengenceran

adalah sama. Jika V1dan M1adalah volume dan molaritas sebelum pengenceran, V2dan

M2adalah setelah pengenceran, maka:

(M1molliter ) V1liter = (M2

molliter ) V2liter

M1.V1 = M2.V2.

Contoh 12.

Berapakah volume asam sulfat 18,4 M yang diperlukan untuk membuat 3 liter larutan asam

sulfat 0,5 M ?

Jawab:

M1.V1 = M2.V2.

18,4 M . V1= 0.5 M . 3 liter

V1 =0.5 M . 3 liter

18.4 M

V1= 0,0815 liter atau = 81,5 ml

Jadi untuk membuat 3 liter asam sulfat 0,5 M diperlukan 81,5 ml asam sulfat 18,4 M yang

ditambahkan sedikit demi sedikit ke dalam air sampai volume larutan 3 liter (3000 ml)

Seperti sudah dijelaskan bahwa konsentrasi larutan merupakan cara menyatakan kuantitas

komponen larutan. Sehingga konsentrasi suatu larutan dapat dinyatakan dengan berbagai

cara seperti sudah dijelaskan, suatu satuan konsentrasi dapat diubah menjadi satuan

konsentrasi yang lain, misalnya dari molar menjadi normal, molal, fraksi mol, atau seba-

liknya.

Contoh 13.


9/46

25

Larutan elektrolit yang terdapat di dalam aki mobil adalah larutan H2SO43,75 M dan

mempunyai massa jenis 1,23 g.ml-1.

Hitunglah konsentrasi larutan H2SO4 di atas dalam (a) prosen massa, (b) fraksi mol, (c)molalitasnya.

Jawab:

(a) Massa jenis larutan adalah:

1,23ml

gx

1000 mlliter

= 1,23 x 103g

liter

Jadi 1 liter larutan massanya = 1230 g.

Di dalam 1 liter larutanterdapat 3,75 mol H2SO4, atau dalamsatu liter larutan H2SO4

mengandung sebanyak:

3,75 mol H2SO4x98 g H2SO4mol H2SO4

= 368 g H2SO4

% massa H2SO4=massa H2SO4massa larutan x 100% =

368 g1230 g x 100% = 29,9 %.

(b) Massa air dalam 1 liter larutan H2SO4 tersebut adalah:

1230 g - 368 g = 862 g.

Mol air dalam satu liter larutan =862g air

18 g/mol air = 47,9 mol .

Sehingga fraksi mol H2SO4

xH2SO4=

mol H2SO4

(mol H2SO4 + mol air) =

3.75

(3.75 + 47.9) = 0,0726

(c) Berdasarkan mol zat terlarut dan massa pelarut maka dapat dihitung molalitas larutan.

Molalitas =mol H2SO4

kg air =3.75 mol

862 g air X1 kgair

1000 g/kg

= 4,35 m.


10/46

26

Soal-soal latihan:

1. Bagaimana harus dibuat larutan-larutan berikut dari zat terlarutnya:

a. 200 ml NH4Cl 0,6 M dari NH4Cl padat

b. 50 ml NaCl 2 M dari NaCl padat

c. 500 ml H2SO40,5 M dari larutan H2SO412 M

d. 3 liter Ni(NO3)20,2 M dari Ni(NO3)2.6H2O

e. 2 liter Cu2+1000 ppm dari larutan 1 M CuSO4(massa jenis 1 g/ml)

2. Berapakah prosen berat dan fraksi mol larutan HCl 7 M yang massa jenisnya 1,113

g/ml?

3. Jika 500 ml H2SO43 M dicampurkan dengan 1,5 liter larutan H2SO40,2 M, berapakah

konsentrasi akhir (setelah dicampur)?

4. Berapa ml HNO370% yang jenisnya 1,42 g/ml diperlukan untuk membu-at 2 liter

larutan HNO30,1 M ?

5. Suatu larutan Benzena (C6H6) di dalam kloroform (CHCl3) mengandung fraksi mol

Benzena 0,24.

Berapakah % fraksi mol kloroform dan berapa prosen massa benzena dan kloroform?

6. Salah satu zat disinfektan yang banyak digunakan adalah larutan 3% H2O2. Jika massa

jenis larutan tersebut adalah 1 g.ml-1, hitunglah molaritas, molalitas dan fraksi mol

larutan 3% H2O2 tersebut.

7. Larutan stok beberapa reagen asam dan basa yang dapat dibeli di pasaran umumnya

mempunyai sifat sbb:

Jenis larutan Massa jenis, (g/ml) Prosen massa

HCl 1,19 38HNO3 1,42 70

H2SO4 1,84 95

CH3COOH 1,05 99

NH3 0,90 28

Hitunglah konsentasi molar, molal dan fraksi mol larutan-larutan di atas.


11/46

27

2. 2. Hukum Raoult dan Sifat Koligatif Larutan

Larutan mempunyai sifat fisik yang cukup berbeda dengan sifat fisik pelarut murninya,

sehingga dapat menimbulkan pemanfataan yang berguna. Sifat larutan yang hanyatergantung dari jumlah partikel zat terlarut (baik molekul maupun ion) serta tidak tergan-

tung pada jenis partikelnya disebut dengan sifat koligatif larutan. Sifat-sifat koligatif

tersebut meliputi penurunan tekanan uap, penurunan titik beku, kenaikan titik didih dan

tekanan osmosis.

i.Penurunan Tekanan Uap Larutan (P)

Molekul-molekul di dalam cairan saling tarik menarik, tiap molekul di dalam cairan akan

ditarik ke segala arah oleh molekul-molekul yang terdapat di sekelilingnya, namun

demikian molekul-molekul zat cair masih mudah bergerak ke segala arah. Di antara

molekul-molekul dalam zat cair terdapat molekul-molekul yang memiliki energi kinetik

yang cukup besar untuk lepas dari cairannya dan membentuk uap dari cairan tersebut. Di

antara molekul-molekul dari uap cairan tersebut terdapat molekul-molekul yang kembali

lagi terikat dan menjadi zat cair. Pada suhu yang tetap, akan terbentuk suatu keadaan di

mana jumlah molekul uap yang berubah menjadi uap (gas) sama dengan jumlah molekul

yang menjadi cair dan terbentuklah kesetimbangan uap cairan. Tekanan yang diakibatkan

oleh molekul-molekul uap pada kesetimbangan uap cairan disebut dengan tekanan uap.

Jika suatu zat terlarut yang tidak mudah menguap (tidak mudah lepas dari larutan)

dilarutkan ke dalam pelarut cair maka akan menurunkan jumlah molekul-molekul pelarut

cair pada setiap satu satuan volum. Sehingga dengan adanya zat terlarut maka akan

mengurangi jumlah molekul-molekul pelarut yang terdapat pada permukaan pelarut

tersebut dan hal itu akan mengurangi molekul-molekul pelarut yang lepas dari cairannya.

Karena itu tekanan uap larutan menjadi lebih kecil dari pada tekanan uap pelarut murni.Studi secara detail tentang penurunan tekanan uap larutan yang mengandung zat terlarut

yang tidak mengalami disosiasi pada awalnya dilakukan oleh Francois M. Raoult, sehingga

menghasilkan hukum Raoult. Hukum Raoult tentang tekanan uap larutan encer dapat

dituliskan secara matematika sbb.

P = P . xA

di mana P = tekanan uap larutan, P = tekanan uap pelarut murni dan xA= fraksi mol

pelarut.


12/46

28

Perbedaan tekanan uap pelarut murni dengan tekanan uap larutan disebut penurunan

tekanan uap larutan (P), maka :

P = P - P

P = P -(P.xA) atau P = P (1-xA),

sedangkan (1-xA) = fraksi mol zat terlarut (xB), sehingga:

P = P . xB

Peristiwa penurunan tekanan uap larutan dapat digunakan sebagai cara yang

menguntungkan untuk menentukan jumlah mol zat terlarut dan massa molar zat terlarut.

Demikian juga hukum Raoult juga sangat berguna untuk menjelaskan apa yang terjadi jika

suatu zat terlarut dilarutkan dalam suatu pelarut. Misalnya jika satu mol NaCl dilarutkan

dalam air ternyata penurunan uap larutannya hampir dua kali dari yang diperkirakan, ini

menunjukkan bahwa dalam larutan NaCl akan pecah atau mengurai menjadi dua ion.

ii. Kenaikan titik didih (Td) dan penurunan titik beku larutan (Tb).

Di atas telah dijelaskan bahwa terdapatnya zat terlarut yang tak mudah menguap

menyebabkan penurunan tekanan uap larutan. Karena perubahan wujud suatu zat

berhubungan dengan tekanan uapnya, maka terdapatnya zat terlarut juga akan

mempengaruhi titik didih dan titik beku larutan larutannya. Misalnya, pada tekanan normal

satu atmosfer, air mendidih pada suhu 100oC, artinya tekanan uap air pada suhu itu adalah

satu atmosfer. Pada saat mendidih, tekanan uap cairan sama dengan tekanan udara luar.

Karena adanya penurunan tekanan uap larutan, maka tekanan uapnya pada suhu 100oC

adalah kurang dari satu atmosfer, sehingga pada suhu itu larutan belum mendidih. Agartekanan uap larutan sama dengan satu atmosfer, di mana larutan mendidih, maka suhu

larutan harus dinaikkan menjadil lebih dari 100oC. Karena itu larutan mendidih pada suhu

yang lebih tinggi dari air (pelarut murninya) dan juga larutan membeku pada suhu lebih

rendah dari air atau pelarut murninya.

Besarnya kenaikan titik didih larutan (Td) dan penurunan titik beku larutan (Tb) untuk

larutan encersebanding dengan jumlah mol zat terlarut. Hubungan matematika antara Td

dan Tb dan konsentrasi larutan adalah sbb.


13/46

29

Tb = kb. m

Td =kd. m

di mana:

kb= Tetapan penurunan titik beku molal, yaitu penurunan titik beku larutan dengan

konsentrasi satu molal. Satuan untuk kbadalah C.kg.mol-1.

kd= Tetapan kenaikan titik didih molal dan m = molalitas larutan.

Besarnya kenaikan titik didih molal (kd) dan penurunan titik beku molal (kb) beberapa

pelarut dicantumkan dalam table 2.

Tabel 2 .Harga Titik beku (Tb), Titik didih (Td), kbdan kdbeberapa pelarut

Pelarut Tb (C)kb(

C.kgmol )

Td (C)kd(

C.kgmol )

H2O, air 0 1,86 100 0,51

CCl4, tetra -23 30 76,5 5,03

CHCl3, kloroform -63,5 4.70 61,2 3,63

C6H6,bensena 5,5 5,12 80 2,53

C10H16O, Kamfor 180 40 208 5,95

Contoh 14

Air radiator mobil pada musim dingin di banyak negara, harus dicampur dengan zat anti

beku, yaitu glikol C2H6O2(Mr = 62). Berapa banyak glikol harus ditambahkan ke dalam

10 l air agar menghasilkan larutan pendingin radiator yang mempunyai titik beku -23,3C

pada tekanan 1 atm.

Massa jenis air = 1 g.ml-1.

Jawab:

Titik beku larutan = -23,3C. Titik beku air = 0C, maka Tb = 23,3C


14/46

30

Tb = kb. m atau m =Tbkb

kb

air = 1,86C.kg

mol

maka:

m =23.3C

1.86C.kgmol

= 12,5 mol/kg

Berarti dalam setiap 1 kg air terdapat 12,5 mol glikol, maka untuk 10 kg air diperlukan

125 mol glikol, atau:

massa glikol yang diperlukan = 125 mol x 62 g/mol = 7760 g.

Jadi jumlah glikol yang diperlukan = 7,76 kg.

iii. Tekanan Osmosis ()

Osmosis adalah peristiwa berpindahnya pelarut dari larutan yang encer ke larutan yang

lebih pekat yang dipisahkan dengan membran semipermeabel, yaitu suatu membran yang

secara selektif dapat melewatkan molekul-molekul pelarut tetapi tidak melewatkan zat

terlarut. Peristiwa osmisis terjadi karena adanya perbedaan tekanan osmosis yang terjadiantara dua larutan yang konsentrasinya berbeda dan dipisahkan oleh membran

semipermeabel tersebut.

Hubungan antara konsentrasi larutan dengan tekanan osmosis, pada suatu suhu adalah:

= M.R.T

di mana:

= tekanan osmosis

M = Konsentrasi molar larutan

R = Tetapan umum gas ideal = 8,314 J.mol-1.K-1= 0,082 l.Atm.mol-1.K-1.

T = suhu dalam K

Tekanan osmosis yang cukup besar dapat terjadi pada dua larutan yang perbedaan

konsentrasinya kecil, oleh karena itu pengukuran tekanan osmosis bisa digunakan untuk

menentukan massa molekul relatif dengan cukup teliti. Pengetahuan tentang tekanan

osmosis juga sangat penting pada berbagai proses biologis, misalnya pemakaian cairan

infus yang dimasukkan ke dalam tubuh, agar tidak terjadi keluarnya air dari sel maka

cairan infus harus dibuat encer dan isotonik terhadap cairan tubuh. Larutan isotonik adalah


15/46

31

larutan-larutan yang mempunyai tekanan osmosis sama. Sedangkan larutan-larutan yang

tekanan osmosisnya lebih besar disebut dengan hipertonic dan yang lebih kecil adalah

hipotonik.

Konsep tekanan osmosis juga sangat penting pada proses pengawetan bahan makanan.

Misalnya bahan makanan dapat diawetkan dengan melapisi permukaannya dengan zat

terlarut yang akan bersifat hipertotnik terhadap cairan sel bakteri, sehingga jika terdapat

bakteri yang menempel pada permuakaan luar bahan makan tersebut, maka air dalam sel

bakteri akan mengalir keluar dan bakteri mengalami lisis, sehingga bakteri mati. Karena

alasan itulah garam sering digunakan untuk mengawetkan ikan (ikan asin) dan gula untuk

mengawetkan buah-buahan.

Jika antara larutan dan pelarut murni dipisahkan oleh membran semipermeable dan kepada

larutan diberikan tekanan luar yang lebih besar dari pada tekanan osmosisnya, maka akan

terjadi peristiwa Reverse osmosis (osmosis balik). Tekanan pada reverse osmosis akan

mengakibatkan aliran pelarut dari larutan ke dalam pelarut murni dan membran

semipermeabel berfungsi sebagai filter molekuler. Konsep reverse osmosis telah banyak

digunakan untuk mendapatkan air murni, misalnya dari air laut yang disebut dengan proses

desalinasi. Salah satu penyediaan air minum dengan proses desalinasi terdapat di pulau

Seribu.

Contoh 15

Tekanan osmosis dari larutan 1,35 g suatu protein di dalam 100 ml larutan pada suhu 27C

adalah 1216 Pa. Berapa massa molekul relatif protein tersebut ?

Jawab:

mol protein = X =1.35 g

Mr g/mol

Volume larutan =100 ml

1000ml/l = 0,1 l

maka konsentrasi larutan; M =X mol0.1 l = 10 X mol/l

= M.R.T

1216 N/m2= 10X mol/dm-3*103dm-3/m3* 8,314 N.m.mol-1.K-1* 300K

maka : X = 4,875 . 10-5mol


16/46

32

4,875 . 10-5mol =1.35 g

Mr

Mr = 27690

Jadi massa molekul relatif protein tersebut adalah 27690.

2. 3 Larutan Elektrolit dan sifat-sifatnya

Pada pembahasan sifat-sifat larutan di atas hanya dibatasi pada larutan non elektrolit, yaitu

larutan yang jumlah partikelnya sama dengan jumlah mol yang dilarutkan. Sedangkan jika

ke dalam air dimasukkan zat elektrolit seperti NaCl atau HCN maka sebagain zat elektrolit

akan mengurai (mengion) menghasilkan ion-ionnya dan larutan yang dihasilkan disebut

larutan elektrolit. Karena itu, jumlah partikel (ion dan molekul) di dalam larutan elektrolit

akan selalu lebih besar dari jumlah mol zat elektrolit yang dilarutkan , sehingga akan

mempengaruhi sifat koligatif larutan.

Pada contoh di atas, semua zat elektrolit NaCl yang dilarutkan dalam air akan mengurai

menghasilkan Na+dan Cl-, sedangkan HCN di dalam air hanya mengurai sebagian

menghasilkan H+dan CN-serta sisa molekul HCN yang tidak menguari. Zat elektrolit

yang mengurai sempurna seperti NaCl disebut dengan elektrolit kuat, sedangkan jika

hanya sebagaian kecil yang mengurai menjadi ion, seperti HCN disebut elektrolit lemah.

Jika satu mol NaCl di larutkan di dalam air maka akan dihasilkan satu mol Na +dan satu

mol Cl-, maka dapat diharapkan bahwa larutan NaCl yang konsentrasinya sama dengan

larutan gula akan menghasilkan sifat koligatif yang dua kali lebih besar.

Contoh 16.

Berapakah tekanan uap larutan yang dibuat dari 15 g CaCl2di dalam 300 ml air pada suhu

27C, massa jenis air 1 g/ml dan tekanan uap air pada suhu itu 3,56 kPa, dan berapa

tekanan uapnya jika CaCl2tidak mengion ?

Jawab:

Di dalam air, satu mol CaCl2akan menguarai menjadi satu mol Ca2+dan dua mol Cl-,

CaCl2 Ca2+ + 2Cl-.


17/46

33

15 g CaCl2=15 g

111 g/mol = 0,135 mol

300 ml air = 300 g air =

300 g

18 g/mol = 16,7 mol

karena 1 mol CaCl2di dalam air mengurai menjadi 3 mol ion, maka fraksi mol air xA

adalah:

xA =16.7 mol

16.7 mol + 3 (0.135 mol)

xA = 0,976

Maka tekanan uap larutan P adalah:

P = P . xAp = 3,56 kPa * 0,976

P = 3,48 kPa

Jadi tekanan uap larutan adalah 3,48 kPa.

Seandainya CaCl2tidak mengurai menjadi ion-ionnya, maka fraksi mol air xAadalah:

xA=16.7 mol

16.7 mol + 0.135 mol

xA= 0,992

dan tekanan uap larutan P adalah:

P = 3,56 kPa x 0,992

P = 3,53 kPa

Di dalam larutan elektrolit lemah, pada suhu yang tetap akan terjadi kesetimbangan

pengionan yang dinamis. Yaitu jumlah zat elektrolit yang mengurai menjadi ion akan sama

dengan jumlah ion-ion yang bergabung kembali setiap satuan waktu, misalnya

kesetimbangan ionisasi HCN dituliskan:

HCN H+ + CN-.

Banyaknya bagian/prosentase zat yang mengion dalam kesetimbangan pengionan sering di

sebut derajad ionisasi (

). Oleh karena itu bila mula-mula dilarutkan nmol HCN dan

sebanyak bagian mengion, maka akan dihasilkan n ion H+dan n ion CN-serta sisa


18/46

34

HCN yang tidak mengion dalam kesetimbangan (n-n), sehingga jumlah partikel total di

dalam larutan menjadi :

n+ n+ n - n= n + n= n (1 + ).

(untuk elektrolit kuat= 1).

Oleh karena itu zat terlarut elektrolit lemah akan mempunyai pengaruh terhadap sifat

koligatif larutan di antara zat non elektrolit dan zat elektrolit kuat.

Contoh 17.

Pada pengukuran yang teliti menunjukkan bahwa larutan 1 M HNO2mempunyai titik beku

-2,10C, jika massa jenis larutan 1 g/mL dan kb= 1,86C.kgmol , berapa prosen HNO2yang

menguarai menjadi ion-ionnya?

Jawab:

Di dalam air HNO2akan mengalami kesetimbangan ionisasi sbb:

HNO2 H++ NO2-.

Tb = 2,10 C

massa I liter larutan = 1000 g, maka dalam 1000 g larutan terdiri dari 1

mol HNO2atau 47 g HNO2dan (1000 - 47) g = 953 g air.

Jumlah mol HNO2 dalam 1 kg air =1000953

x 1mol = 1,05 mol

sehingga molalitas larutan = 1,05 m,

Jika tidak ada HNO2yang mengurai, maka Tb seharusnya:

Tb = kb. m = 1,86 .1,05 = 1,94C

kenyataannya bahwa Tb = 2,10C, maka dari jumlah HNO2yang dimasukkan di dalam

air yaitu 1,05 mol, terdapat sebagian HNO2

yang mengurai sehingga jumlah mol totalnya

misalnya menjadi ndan molalitasnya menjadi nm, maka

Maka:


19/46

35

Tb = kb. m atau n =Tbkb

=2.101.86 = 1,13 m

Jika HNO2

yang mengurai tersebut adalah abagian dan jumlah mol totalnya adalah n,

maka:

n = 1,05 (1+ )

1,13 = 1,05 + 1,05

1,05 = 1,13 - 1,05 = 0,08

= 0,076

Jadi prosentase yang mengion adalah: = 0,076 x 100% = 7,6 %

Harga-harga sifat koligatif larutan dengan konsentrasi tertentu yang dihitung dari

persamaan di atas tidak selamanya cocok seratus persen dengan harga-harga hasil

pengukuran. Misalnya harga-harga hasil perhitungan penurunan tekanan uap larutan 1 M

suatu garam (NaCl, KCl, CaCl2, dll) ternyata lebih kecil dari pada yang diperoleh dari

hasil pengukuran. Hal itu dipastikan karena adanya interaksi/ asosiasi (penggabungan) ion-

ion yang terdapat di dalam larutan. Sehingga, semakin pekat konsentrasi larutan, assosiasi

ini makin besar pula. Demikian juga pada konsentrasi yang cukup pekat untuk larutan-

larutan non elektrolit juga menunjukkan harga-harga sifat koligatif yang lebih kecil dari

pada yang dihitung, ini juga karena adanya asosiasi, misalnya terbentuk dimer. Oleh

karena itu perhitungan sifat-sifat koligatif tersebut pada dasarnya hanya cocok untuk

larutan-larutan encer.


20/46

36

Soal-soal latihan

1. Tekanan uap metanol (CH3OH) pada suhu 30C adalah 21,3 kPa. Berapa gram gliserol

(C3H

8O

3) harus dilarutkan di dalam 100 g metanol agar tekanan uap larutan turun

menjadi 17,2 kPa ?

2. Suatu larutan dibuat dengan melarutkan 1,28 g naftalena (C10H8) di dalam 10 g

benzena. Dengan menggunakan data dalam tabel di halaman 12

a. Berapakah penurunan titik beku larutan?

b. Berapakah titik beku larutan?

c. Berapakah tekanan uap larutan, jika pada kondisi yang sama tekanan uap benzena

13,33 kPa.

d. Berapakah titik didih larutan?

3. Jika 2,848 g belerang di larutkan ke dalam 50 ml CS2(massa jenis 1,263 g/ml), larutan

mendidih pada suhu 0,411C lebih tinggi dari CS2murni. Bagaimanakah rumus

molekul belerang ?

4. Larutan CH3COOH 0,1 M (massa jenis 1 g/ml) membeku pada suhu -0,19C. Hitunglah

prosentase ionisasi asam asetat.

5. Larutan yang terdiri dari 0,4 g protein di dalam 1 liter larutan mempunyai tekanan

osmosis 0,499 kPa pada suhu 27C. Berapakah massa molekul relatif protein tersebut?

6. Air laut merupakan larutan NaCl dengan konsentrasi sekitar 0,5 M. Berapa tekanan

minimum harus diberikan kepadanya agar pemurnian air laut dengan proses reverse

osmosis pada suhu 25C dapat terjadi.

7. Berapa gram urea (CO(NH2)2) harus dilarutkan di dalam 500 g air agar diperoleh

larutan yang membeku pada suhu -3C.

8. Berapakah titik beku larutan sukrosa 10% C12H22O11dalam air?

9. Mengapa satuan konsentrasi molar dipengaruhi oleh suhu sedangkan molal tidak?


21/46

37

10. Suatu larutan yang dibuat dengan melarutkan 1 g Ba(OH)2.8H2O ke dalam 200 g air

mempunyaititik beku = -0,083C. Hitunglah prosentase Ba(OH)2 yang mengion pada

suhu itu.

2. 4 Reaksi Ion

Seperti sudah dijelaskan bahwa pengionan elektrolit lemah di dalam air pada suatu suhu

membentuk suatu sistem kesetimbangan ionisasi dengan tetapan kesetimbangan K.

Misalnya, K sistem kesetimbangan ionisasi HCN adalah :

HCN H+ + CN-.

K =[H+].[CN-]

[HCN]

Kesetimbangan ionisasi di atas terjadi di dalam air, sehingga penulisan yang tepat untuk

kesetimbangan di atas adalah:

HCN (g) H+ (aq) + CN-(aq)

(aq) = aqueous, di dalam larutan air (g) = gas

(s) = solid, padat (l) = liquid, cairan

Banyak rekasi penting yang berlangsung di dalam sistem larutan air, maka penulisan yang

tepat untuk rekasi di dalam sistem larutan air adalah de-ngan reaksi ion. Yaitu dengan

hanya menuliskan zat-zat yang benar-benar bereaksi:

Misalnya, pada kimia dasar 1, reaksi antara larutan KI dengan larutan Pb(NO3)2, yang

mana baik KI maupun Pb(NO3)2di dalam larutan menguarai menjadi ion-ionnya:

Pb2+(aq)+ 2NO3-(aq)+ 2K+(aq)+ 2I-(aq) PbI2(s) + 2K

+(aq)+ 2NO3-(aq)

Pada rekasi di atas terdapat spesies-spesies yang sama di sebelah kanan dan di sebelah kiri

tanda reaksi, maka spesies-psesies itu pada dasarnya tidak terlibat dalam rekasi, karena ada

pada saat sebelum dan sesudah reaksi. Oleh karena itu persamaan reaksi di atas harus

ditulis dengan rekasi ion sbb:

Pb2+(aq)+ 2I-(aq) PbI2(s)


22/46

38

2. 5 Teori Asam Basa

i. Konsep asam-basa Arrhenius.Asam adalah suatu zat yang dapat menghasilkan H+di dalam air dan basa adalah zat

yang dapat menghasilkan OH-di dalam air.

Misalnya;

HCl adalah suatu asam, karena bila dilarutkan di dalam air akan menghasilkan H+:

HCl + H2O H3O+

+ Cl-

atau bisa dituliskan sebagai:

HCl (g) H+ (aq) + Cl-(aq)

KOH adalah suatu basa, karena bila dilarutkan di dalam air akan menghasilkan OH -.

KOH (s) K+(aq) + OH-(aq)

Sedangkan reaksi netralisai, yang merupakan reaksi antara asam dengan basa dapat

dituliskan menurut reaksi ion:

H+(aq) + OH-(aq) H2O (l)

ii. Defenisi Asam-Basa Brnsted-Lowry.

Pada konsep asam-basa Arrhenius hanya berlaku di dalam sistem larutan air. Defenisi

asam basa Brnsted-Lowry merupakan konsep yang lebih luas, menyakatan bahwa: Asam

adalah zat yang dapat memberikan proton (H+) kepada zat lain dan basa adalah zat yang

dapat menerima proton.

Salah satu contoh asam basa Brnsted-Lowry adalah reaksi antara HCl dengan air:

HCl + H2O H

3O+ + Cl-

asam basa asam basa

Pada rekasi ke kanan, HCl berfungsi sebagai asam, karena memberikan H+kepada H2O

dan H2O berfungsi sebagai basa. Pada reaksi sebaliknya Cl-merupakan basa, karena

menerima H+dari asam H3O+. Pasangan HCl dengan Cl-disebut dengan pasanagan asam

basa konjugat. Cl-adalah basa konjugat dari asam HCl.

Contoh lain dari sistem asam basa Brnsted-Lowry:


23/46

39

NH3+ H2O NH4++ OH- ,

pada sistem ini,H2O berfungsi sebagai asam, sedangkan NH3sebagai basa.

Di dalam konsep asam basa Brnsted-Lowry dapat dilihat adanya kompetisi kemudahan

memberikan proton, yang lebih mudah memberikan proton akan berfungsi sebagai asam.

Jika dua zat, misalnya HCl dan HF dilarutkan di dalam air dengan konsentrasi yang sama,

dengan mengukur penurunan titik bekunya, maka akan dapat diukur zat mana yang lebih

mudah memberikan proton. Dalam hal ini HCl jauh lebih mudah memberikan proton dari

pada HF, sehingga dikatakan HCl merupakan asam yang lebih kuat dari pada HF.

Demikian juga basa kuat adalah basa yang lebih mudah menerima proton.

iii. Asam Basa Lewis

Meski definisi asam basa Brnsted-Lowry merupakan konsep yang lebih luas dari pada

konsep Arrhenius, namun masih terbatas pada sistem trasfer proton. Konsep asam basa

yang lebih luas adalah asam basa Lewis, yang memberikan perhatian pada basa. Yaitu,

basa adalah zat yang dapat memberikan sepasang elektron untuk pembentukan satu ikatan

kovalen koordinasi, sedangkan asam adalah zat yang dapat menerima sepasang elektron

untuk membentuk ikatan.

Misalnya:

: Cl :

..

..+

+

HH : O :..

..HH

..

..H : O :+

..

..

H : Cl :

asam basa

2. 6 Ionisasi air

Air murni dapat mengalami autoionisasi membentuk sistem kesetimbangan yang dapat

dituliskan sbb:

H2O + H2O H3O++ OH- ,

K =[H3O

+] [ OH-]

[H2O] [H2O]


24/46

40

Karena air yang mengion sangat sedikit, maka konsentrasi air dianggap tetap, yaitu 55,6

M, karena itu tetapan kesetimbangan ionisasi air di atas bisa ditulis:

K [H2O]2= [H3O

+] [ OH-]

harga di sebelah kiri adalah tetap, maka persamaan di atas dapat ditulis:

Kw= [H3O+] [ OH-]

Kwdi sebut dengan tetapan ionisasi air yang harganya pada suhu 25C adalah 10-14.

Persamaan tetapan ionisasi air sering disederhanakan dengan menghilangkan molekul

airnya, sehingga menjadi:

Kw= [H+] [OH-]

Persamaan ionisasi air di atas berlaku umum untuk semua larutan dalam air, harga Kw

pada suhu itu tidak dipengaruhi oleh kesetimbangan lain yang ada di dalam larutan.

Misalnya karena adanya asam, maka [H+] bertambah dan [OH-] kerkurang, sehingga Kw

tetap.

Dalam kesetimbangan ionisasi air murni, [H+] = [OH-], maka:

Kw= [H+] [H+] = 10-14

[H+] = 10-7M

Jadi pada suhu 25C besarnya [H+] = [OH-] = 10-7M.

Contoh 18.

Berapakah besarnya [H+] dan [OH-] larutan HCl 0,1 M ?

Jawab:

Di dalam larutan ada dua kesetimbangan ionisasi yang menghasilkan H+, yaitu ionisasi

HCl dan ionisasi [H2O].

[H+] dari ionisasi air adalah 10-7M,


25/46

41

[H+] dari ionisasi HCl 0,1 M adalah 0,1 M, kerena HCl asam kuat maka akan mengion

sempurna:

HCl (g) H+(aq) + Cl-(aq)

Jadi [H+] di dalam larutan = (0,1 + 10-7 )M 0,1 M = 10-1M

Kw= [H+] [OH-]

10-14= 10-1[OH-]

Jadi [OH-] di dalam larutan = 10-13 M

dari perhitungan di atas terlihat bahwa pengaruh [H+(aq)] dari ionisasi air terabaikan.

2. 7 Konsep pH

Konsentrasi H+merupakan faktor penting dalam berbagai reaksi di dalam larutan,

terutama reaksi-reaksi di dalam mahluk hidup. Perubahan kecil konsentrasi H+dapat

mengakibatkan gangguan reaksi-reaksi lain dalam tubuh. Misalnya perubahan konsentrasi

H+dalam air ludah dari 10-7M menjadi 10-5M akan menyebabkan kerusakan gigi yang

lebih cepat. Untuk menyederhanakan perhitungan konsentasi H+yang bervariasi sangat

besar, misalnya dari 10 M sampai 10-14M, digunakan konsep pH.

pH = - log [H+]

hal yang sama, pOH = - log [OH-]

dan pKw = - log Kw,

sehingga: pKw = pH + pOH

Jika Kw pada 25C adalah 10-14, maka pKw = 14.

Di dalam larutan netral [H+] = [OH-] = 10-7M maka pH = pOH = 7.

Di dalam larutan asam, [H+] > [OH-] ; maka pH < 7

Di dalam larutan basa, [H+] < [OH-] ; maka pH > 7

Contoh 19.

Berapakah pH dan pOH larutan HCl 0,1 pada contoh 12 di atas?


26/46

42

Jawab:

[H+] = 0,1 M ; maka pH = - log 10-1= 1

[OH-] = 10

-13M ; maka pOH = - log [OH

-] = 13

2. 8 Perhitungan pH asam basa

Perhitungan pH larutan asam kuat dan basa kuat dapat dilakukan dengan mudah, karena

asam kuat dan basa kuat di dalam air hampir mengion secara sempurna, kesetimbangan

ionisasinya jauh ke arah hasil.

Contoh 20.

Berapa pH dan pOH larutan (a) KOH 0,05 M (b) H2SO40,01 M

Jawab:

(a) KOH (s) K+ (aq) + OH- (aq)

Jika dilarutkan KOH 0,05 M maka [OH-] yang dihasilkan juga 0,05 M.

pOH = - log [OH-]

pOH = - log 0,05 = 1,3

pKw = pH + pOH

pH = pKw - pOH

pH = 14 - 1,3 = 12,7

Jadi pH larutan = 12,7

(b) H2SO4 2 H+(aq) + SO4

2-(aq)

Dari persamaan ionisasi di atas, setiap satu mol H2SO4 akan mengion mengahasilkan 2

mol H+ . Karena itu dalam larutan H2SO4 0,01 M akan mengion menghasilkan [H+]

sebesar 2 x 0,01 M atau sama dengan 0,02 M. Maka

pH = - log 0,02

pH = 1,7

pOH = 14 - 1,7

pOH = 12,3

2. 9 Ionisasi Elektrolit Lemah

i. pH dan Kesetimbangan Ionisasi Asam Lemah


27/46

43

Kekuatan suatu asam ditunjukkan oleh posisi kesetimbangan ionisasinya. Seperti diuraikan

dalam teori asam basa Bronsted-Lowry, semakin kuat suatu asam semakin mudah

memberikan proton (kepada basa). Artinya, semakin kuat suatu asam akan memiliki posisi

kesetimbangan ionisasi ke arah hasil ionisasi yang lebih besar. Sebaliknya, posisi

kesetimbangan ionisasi asam lemah hanya sedikit ke arah hasil ionisasinya. Misalnya

lautan asam cuka, adalah suatu asam lemah, maka di dalam larutan akan mengion

membentuk sistem kesetimbangan ionissi asam lemah sbb:

CH3COOH (aq) CH3COO-(aq) + H+(aq)

Tetapan kesetimbangan ionisasinya disebut tetapan ionisasi asam Kadapat dituliskan:

Ka =[CH3COO

-(aq)] [H+(aq)]

[CH3COOH (aq)]

[CH3COOH (aq)] adalah konsentrasi asam asetat di dalam kesetimbangan, yaitu

konsentrasi yang tersisa setelah sebagian asam asetat mengurai (mengion). Karena hanya

sebagian kecil dari asam asetat yang mengion, konsentrasi ion-ion yang dihasilkan sangat

kecil dibandingkan dengan konsentrasi asam yang dilarutkan. Sehingga dalam perhitungantetapan ionisasi asam sering disederhanakan, yaitu konsentrasi asam asetat dalam

kesetimbangan dianggap sama dengan konsentrasi asam asetat semula. Semakin banyak

asam lemah mengion, semakin banyak ion H+dan ion negatip sisa asam yang dihasilkan,

dikatakan semakin kuat asam tersebut. Sehingga semakin besar harga Kasuatu asam

semakin kuat asm tersebut. Harga Ka beberapa asam lemah pada suhu 25oC di berikan

dalam table 3.

Secara umum, untuk asam lemah berbasa satu HA, kesetimbangan ionisasinya dituliskan

sbb:

HA (aq) H+(aq) + A-(aq),

tetapan ionisasi asam Kaadalah:

Ka=[H+] [A-]

[HA]

Sesuai dengan persamaan kesetimbangan ionisasinya, [H+] = [A-], maka

Ka=[H+]2[HA]


28/46

44

atau

[H+]2= Ka [HA] atau [H+] = Ka . [HA]

Tabel 3; Harga Ka beberapa asam lemah pada suhu 25C

No. ASAM KESETIMBANGAN IONISASI Ka

1 Asam floridaHF H+ + F-

6,5 x10-4

2 Asam bensoatC6H5COOH C6H5COO

-+ H+6,5 x 10-5

3 Asam nitritHNO2 NO2

- + H+4,5 x 10-4

4 Asam format HCOOH HCOO- + H+ 1,8 x 10-4

5 Asam asetatCH3COOH CH3COO

- + H+1,8 x 10-5

6 Asam hipokloridHOCl OCl - + H+

3,1 x 10-8

7 Asam sianidaHCN CN - + H+

4,9 x 10-10

8 Asam butiratC3H7COOH C3H7COO

-+ H+1,5 x 10-5

Contoh 20:

Cuka yang dijual untuk kebutuhan dapur mengandung 15% asam asetat (CH3COOH). Jika

massa jenis cuka = 1 g/ml dan Ka = 1,8 x 10-5, berapakah pH cuka tersebut ?

Jawab:

massa 1 liter cuka = 1000 g

1 liter cuka mengandung15100

x 1000 g = 150 g asam asetat.

150 g asam asetat = 150 g60 g/mol = 2,5 mol

konsentrasi cuka = 2,5 M

CH3COOH (aq) CH3COO-(aq) + H+ (aq)

Ka =[CH3COO

-(aq)] [H+ (aq)]

[CH3COOH (aq)]

Dari ionisasi asam asetat diketahui bahwa [CH3COO -(aq)] = [H+ (aq)]


29/46

45

maka: 1,8 x 10-5 =[H+]2

2.5

[H+]2 = 2,5 x 1,8 x 10-5

[H+] = 6,7 x 10-3M

pH = - log 6,7 x 10-3= 2,17

Jadi pH cuka tersebut adalah 2,17.

ii. pH dan Kesetimbangan Ionisasi Basa Lemah

Dengan pendekatan yang sama seperti pada kesetimbangan ionisasi asam lemah,

kesetimbangan ionisasi basa lemah, misalnya NH3dapat dituliskan:

NH3+ H2O NH4++ OH-

Dengan tidak memasukkan konsentrasi pelarut, tetapan ionisasi basa lemah Kbadalah:

Kb=[NH4

+] [OH-]

[NH3]

Kb suatu basa menggambarkan posisi kesetimbangan ionisasi basa. Semakin besar harga

Kb suatu basa, posisi kesetimbangan ionisasi basa semakin ke arah hasil ionisasi dan

dikatakan semakin kuat basa tersebut. Harga Kb untuk beberapa basa dapat dilihat dalam

table 4.

Tabel 4 - Harga Kbuntuk beberapa basa lemah

No. NAMA BASA KESETIMBANGAN IONISASI Kb

1 ammoniaNH3+ H2O NH4

++ OH-1,8 x 10-5

2 metilamina

CH3NH2+ H2O CH3NH3++ OH

-

3,7 x 10-4

3 piridinC5H5N+ H2O C5H5NH

++ OH-1,7 x 10-9

4 anilinC5H6NH2+ H2O C5H6NH3

++ OH-3,8 x 10-10

Secara umum, untuk basa lemah B kesetimbangan ionisasinya adalah:

B + H2O BH++ OH-

tetapan ionisasi basa Kbadalah:

Kb =[BH+] [OH-]

[B]


30/46

46

Karena: [BH+] = [OH-]

maka [OH-]2= Kb [B]

Contoh 22.

Berapa prosen NH3mengion di dalam air, jika larutan NH30,01 M mempunyai pH =10,6

dan Kb = 1,8 x 10-5.

Jawab:

NH3+ H2O NH4+

+ OH-

Diketahui pH = 10,6 , maka pOH = 14 - 10,6 = 3,4

sehingga [OH-] = 3,98 x 10-4M

diketahui konsentrasi NH3= 0,01 M ,

sedangkan yang mengurai 3,98 x 10-4M

Jadi % NH3yang mengion =3.98 x 10-4

0.01 x 100% = 3,98 %

Prosentase NH3 yang mengion = 3,98 %

iii. Pengaruh ion senama/sejenis.

Untuk menghitung pH larutan yang terdiri lebih dari satu macam asam atau basa maka

terlebih dahulu harus dihitung konsentrasi H+total. Misalnya larutan yang terdiri dari asam

kuat dan asam lemah, maka yang berasal dari ionisasi asam kuat akan mempengaruhi

kesetimbangan pengionan asam lemahnya, ingat prisip Le Chatelier yang diurakan dalam

kesetimbangan kimia.

Contoh 23.

Berapakah pH larutan yang mengandung campuran 0,1 M HCl dengan 0,2 M CH3COOH?

Ka asam asetat = 1,8 x 10-5.

Jawab:

HCl adalah asam kuat, maka dianggap mengion secara sempurna, sehingga

[H+] yang berasal dari HCl = 0,1 M


31/46

47

Asam asetat merupakan asam lemah, kesetimbangan ionisasinya :


dan tetapan kesetimbangan ionisasi asam Ka dapat dituliskan:

Ka =[CH3COO

-] [H+]

[CH3COOH]

Misalnya asam asetat yang mengurai adalah X M, maka [H+] larutan = (X + 0,1) M.

Masukkan di dalam tetapan kesetimbangan:

1,8 x 10-5 =X.(X+0.1)(0.2 - X)

di dalam persamaa di atas, X sangat kecil di bandingkan dengan 0,1 dan 0,2 sehingga (X

+0,1) 0,1 dan (0,2 -X) 0,2 maka:

1,8 x 10-5=0.1 X0.2 ;

X = 3,6 x 10-5M

[H+] total = (0,1 + 3,6 x 10-5) M 0,1 M

Jadi larutan pH 1.

Dalam contoh di atas terlihat bahwa kontribusi asam lemah terhadap [H+] adalah sangat

kecil, sehingga pH larutan hanya ditentukan oleh [H+

] yang berasal dari asam kuat.

iv. Kesetimbangan ionisasi asam poliprotik.

Beberapa asam yang dijumpai dan peiting dalam kehidupan adalah asam yang dapat

melepaskan lebih dari satu mol H+untuk setiap mol asamnya. Asam yang mengandung

lebih dari satu proton yang dapat dilepaskan ke dalam larutan disebut asam poliprotik atau

asam berbasa banyak. Misalnya asam yang mengandung dua atom H (asam berbasa dua)

adalah H2SO4, H2CO3, H2S, dll. dan asam berbasa tiga misalnya H3PO4, H3BO3, dll.

Semua asam berbasa banyak akan melepaskan ion hidrogen di dalam larutan secara

bertahap, satu demi satu dan tidak sekaligus. Masing-masing tahap kesetimbangan

ionisasinya mempunyai harga Ka nya sendiri-sendiri. Misalnya:

I. H2CO3 H+ + HCO3

- ; Ka1 =[H+] [HCO3

-]

[H2CO3] = 3,4 x 10-7.

II. HCO3- H++ CO3

2- ; Ka2=[H+] [CO3

2-]

[HCO3-]

= 5,6 x 10-11


32/46

48

H2CO3 2 H++ CO3

2- ; Ka1,2= Ka1x Ka2 = 1,9 x 10-17

Untuk menghitung pH larutan asam lemah berbasa banyak umumnya hanya diperhatikanionisasi tahap pertama, karena ionisasi tahap ke dua atau ke tiga sangat kecil dibandingkan

dengan ionisasi tahap perama. (ingat pH larutan yang mengandung campuran asam kuat

dengan asam lemah!).

Di samping itu tetapan kesetimbangan ionisasi total tidak dapat digunakan untuk

menghitung pH larutan secara langsung, karena berapa besarnya konsentrasi kation

(seperti CO32-pada contoh di atas) tidak diketahui secara pasti.

Namun demikian, tetapan kesetimbangan ionisasi total merupakan persamaan yangbermanfaat untuk mengitung besarnya konsentrasi salah satu spesies jika konsentrasi

ketiga spesies yang lain diketahui (contoh 25)

Contoh 24.

Berapakah pH larutan H2S 0,1 M? Ka1= 1,1 x 10-7dan Ka2= 1 x 10

-14

Jawab:

Perhitungan pH hanya didasarkan pada ionisasi tahap pertama;

H2S H+ + HS-

Ka [H2S] = [H+]2

[H+] = 0.1 x 1.1 x 10-7 M

[H+] = 1,05 x 10-4

pH = - log 1,05 x 10-4

pH = 3,98Jadi pH larutan 3,98


33/46

49

Contoh 25.

Berapakan konsentrasi S2-di dalam larutan H2S 0,02 M yang pH nya dibuat sama dengan

3 dengan penambahan HCl. Ka1,2= 1,1 x 10-21

.

Jawab:

Kesetimbangan ionisasi stotal H2S di dalam larutan:

H2S (aq) 2 H+(aq) + S2- (aq)

Ka1,2=[H+]2[S2-]

[H2S]

pH = 3 ; maka [H+] di dalam larutan = 10-3M

masukkan harga-harga konsentrasi dan Ka yang sudah diketahui;

1,1 x 10-21 =[10-3]2[S2-]

0.02

[S2-] = 2,2 x 10-17M

Jadi konsentrasi ion sulfida di dalam larutan = 2,2 x 10-17M

2. 10 Larutan Buffer

Larutan buffer adalah larutan yang mengandung asam lemah dan basa lemah yang

mempunyai kemampuan menyerap basa kuat atau asam kuat sehingga dapat menahan

perubahan pH larutan. Hal itu karena asam yang ditambahkan akan dinetralisir oleh basa

dan basa yang ditambahkan akan dinetralisir oleh asam yang ada di dalam larutan.

Larutan buffer yang pH nya kurang dari 7 disebut buffer asam, dan dapat dibuat dengan

mencampur suatu asam lemah dengan garam dari asam lemah tersebut. Sedangkan yangpH nya lebih dari 7 disebut buffer basa dan dapat dibuat dengan mencampur basa lemah

dengan garam dari basa lemah tersebut.

Salah satu contoh buffer asam adalah larutan yang terdiri dari asam asetat dan natrium

asetat;


CH3COONa CH3COO-(aq) + Na+(aq)


34/46

50

Asam asetat adalah asam lemah dan ion asetat merupakan basa kuat konjugat. Basa kuat

konjugat yang berasal dari ionisasi garam jumlahnya jauh lebih besar dari pada yang

berasal dari asam asetat, sehingga kontribusi basa yang berasal dari ionisasi asam sering

diabaikan. Oleh karena itu tetapan kesetimbangan ionisasi asam Ka dapat dituliskan:

Ka =[CH3COO

-] [H+]

[CH3COOH]

maka:

[H+] = Ka ([CH3COOH]

[CH3COO-]

)

Karena [CH3COO-] = [garam] dan [CH3COOH] = [asam], maka untuk bufer asam secara

umum dapat dituliskan:

[H+] = Ka ([asam][garam])

Jika asam (H+) atau basa (OH-) ditambahkan ke dalam buffer asetat tersebut, maka akan

terjadi reaksi penetralan sbb:

Penambahan asam : H++ CH3COO- CH3COOH

Penambahan basa : OH-+ CH3COOH CH3COO-+ H2O

Salah satu contoh buffer basa adalah larutan yang teridri dari NH3dan NH4Cl.

Dengan cara penurunan yang sama seperti pada buffer asam, maka besarnya [OH-] dari

buffer basa dapat dituliskan:

[OH-] = Kb ( [basa][garam])

Bagaimana rekasi penambahan asam atau basa kuat kepada buffer basa di atas ?

Dari uraian di atas terlihat bahwa pH buffer asam dan pH beffer basa ditentukan oleh

perbandingan konsentrasi asam lemah atau basa lemah dengan konsentrasi garamnya.

Sehingga untuk mendapatkan larutan buffer dengan pH tertentu dapat dilakukan dengan

mengatur perbandingan konsentrasi asam lemah atau basa lemah dengan konsentrasi

garamnya.


35/46

51

Contoh 26.

Bagaimanakah perbandingan konsentrasi asam asetat dan natrium asetat agar diperoleh

larutan buffer yang pH nya 4,97 ? Ka = 1,8 x 10-5.

Jawab:

[H+] = Ka ([asam][garam])

([asam][garam]) =

[H+]Ka

pH = 4,97 , maka [H+] = 1,08 x10-5M

([asam][garam]) = 1.08 x10

-5

1.8 x 10-5 = 0,6

Jadi agar diperoleh buffer dengan pH 4,97 maka [asam] : [garam] = 6 : 10

2.11 Hidrolisis, sifat asam-basa dan pH larutan garam

Garam merupakan senyawa ion yang akan melepaskan ion-ionnya (selain H+dan OH-)

secara sempurna di dalam larutan (terutama larutan encer). Ion-ion tersebut dapat bersifat

sebagai asam atau basa (ingat definisi asam-basa Brnsted Lowry). Dalam ionisasi asamkuat seperti HCl dan HNO3dihasilkan H

+dan ion negatip (anion) yang merupakan basa

lemah conjugate yang mempunyai kemampuan berikatan dengan H+sangat kecil. Basa

kuat seperti NaOH dan KOH akan menghasilkan ion positip (kation) yang tidak

mempunyai kemampuan untuk mengikat H+atau OH-. Karena itu jika ke dalam air murni

ditambahkan garam yang berasal dari asam kuat dan basa kuat, misalnya NaCl, KBr,

KNO3, dll. maka tidak akan mempengaruhi pH larutan, karena kation-kation seperti Na+,

K+

dan anion-anion Cl-, Br

-, NO3

-tidak akan bereaksi dengan H

+atau OH

-dari ionisasi

air.

Jika ke dalam air dilarutkan garam-garam yang berasal dari asam atau basa lemah, maka

ion-ion hasil ionisasi garam tersebut akan bereaksi dengan molekul air atau disebut dengan

hidrolisis. Yaitu, ion dari garam tersebut mengikat H+atau OH-dari air dan membebaskan

ion yang lian. Misalnya, reaksi antara Natrium asetat, suatu garam yang berasal dari asam

lemah dan basa kuat di dalam air:

CH3COONa CH3COO- + Na+


36/46

52

ion Na+ tidak bereaksi dengan air, sedangkan ion CH3COO-akan berekasi dengan air

karena merupakan basa (konjugat) kuat.

CH3COO-+ H2O CH3COOH + OH-

Karena H+dari molekul air diikat oleh ion CH3COO-maka di dalam larutan terdapat

kelebihan OH-, sehingga lautan bersifat basa (pH > 7).

Tetapan kesetimbangan untuk reaksi hidrolisis di atas adalah:

K =[CH3COOH] [OH]

[CH3COO-] [H2O]

[H2O] di dalam kesetimbangan di atas harganya tetap, maka

Kh=[CH3COOH] [OH

-]

[CH3COO-]

Kh disebut tetapan hidrolisis, harganya dengan mudah dapat dihitung menggunakan Ka

dari asam lemah, perhatikan uraian berikut:

Kh=[CH3COOH] [OH

-]

[CH3COO-]

x[H+]

[H+]

Penyusunan persamaan di atas menghasilkan:

Kh=[CH3COOH]

[CH3COO-] [H+]

x [OH-] [H+]

di mana[CH3COOH]

[CH3COO-] [H

+]

=1

Ka

; dan [OH-] [H+] = Kw

maka:

Kh=KwKa

Dengan melihat harga Kapada tabel 3(halaman ...), maka Kh dengan mudah dapat

dihitung.

Garam yang berasal dari asam lemah dan basa kuat, misalnya NH4Cl dan NH4NO3, atau

secara umum dituliskan sebagai LA akan mengalami reaksi hidrolisis sbb:


37/46

53

A- + H2O HA + OH-

Kh=[HA] [OH-]

[A-]

Di dalam larutan garam LA di atas, besarnya [HA] = [OH-] dan [A-] = konsentrasi garam

yang dilarutkan [garam], maka:

[OH-]2= Kh[garam] atau [OH-] = Kh[garam]

Hal yang sama, bila di dalam air dilarutkan NH4Cl, suatu garam yang berasal dari asam

kuat dan basa lemah, maka akan terjadi rekasi hidrolisis:

NH4+ + H2O NH4OH + H+

OH-dari air diikat oleh NH4+, sehingga di dalam larutan terdapat kelebihan H+dan

larutan bersifat asam (pH < 7).

Dengan penurunan yang mirip hidrolisis larutan garam yang berasal dari asam lemah dan

basa kuat, maka pada hidrolisis garam yang berasal dari asam kuat dengan basa lemah

(NH4Cl) akan diperoleh hubungan-hubungan:

Kh =KwKb

dan

[H+]2= Kh[garam] atau [H+] = Kh[garam]

Sedangkan untuk garam yang berasal dari asam lemah dan basa lemah, misalnya NH4CN

akan mengalami hidrolisis total, artinya semua ion-ion hasil ionisasinya akan bereaksi

dengan air. Sifat larutannya tergantung dari kekuatan asam dan kekuatan basanya. Jika

asam lebih kuat, maka larutan akan bersifat asam dan sebaliknya, jika basa lebih kuat,

maka larutan akan bersifat basa.

Misalnya untuk garam NH4CN, akan bersifat basa, karena sifat basa lebih kuat. Tetapan

hidrolisa untuk garam jenis ini adalah:

Kh=Kw

Ka Kb


38/46

54

pH larutan garam asam

Beberapa asam berbasa banyak dapat membentuk garam asam, yaitu jika terjadi netralisasi

parsial. Misalnya KHSO4, KH2PO4, NaHCO3, KHCO3, dll.

Apakah larutan garam asam akan bersifat asam (pH < 7) atau bersifat basa (ph >7) adalah

tergantung pada apakah sisa asam akan berfungsi sebagai asam yang akan mengion lebih

lanjut atau apakah sisa asam tersebut mengalami hidrolisa. Untuk menilai reaksi yang

mana yang akan terjadi dengan mudah (disederhanakan) dapat dilihat dari perbandingan

antara Ka dengan Kh.

Jika Ka > Kh, maka akan terjadi pengionan yang menghasilkan H+,reaksi hidrolisa

diabaikan, sehingga larutan akan bersifat asam.

Jika Kh > Ka, maka akan terjadi hidrolisa, reaksi pengionan diabaikan, sehingga larutan

bersifat basa. Untuk jelasnya perhatikan contoh berikut:

Contoh 27 :

Berapakah pH larutan 0,1 M KHCO3?

H2CO3 HCO3-+ H+ ; Ka1= 4,3 x 10

-7

HCO3- CO32- + H+ ; Ka2 = 5,6 x 10-11

Jawab:

Jika garam asam KHCO3dilarutkan di dalam air, maka akan dihasilkan HCO3- yang

konsentrasinya sama dengan konsentrasi garam asam tersebut. Ada dua reaksi yang terjadi

terhadap HCO3-, yaitu

ionisasi : HCO3- CO32- + H+ ; Ka2 = 5,6 x 10-11

hidrolisis: HCO3- + H2O H2CO3 + OH

-

Kh=KwKa1

=10-14

4.3 x 10-7 = 2,33 x 10-8

Karena Kh > Ka, maka rekasi hidrolisis yang lebih dominan, maka di dalam larutan ada

kelebihan OH-dan larutan bersifat basa.

[OH

-

] = Kh[garam]

[OH-] = 2.33 x 10-8 x 0.1


39/46

55

[OH-] = 4,83 x 10-5

pOH = 4,32

pH = 14 - 4,32

pH = 9,68

Jadi pH larutan 9,68, larutan bersifat basa

2.12 Indikator Asam Basa

Indikator asam basa adalah asam lemah atau basa lemah yang bentuk asamnya mempunyai

warna yang berbeda tajam dengan warna bentuk basanya. Secara umum indikator asam

basa HInakan mebentuk kesetimbangan ionisasi sbb:

HIn In- + H+bentuk asam bentuk basawarna 1 warna 2

Di dalam larutan asam, [H+] besar, kesetimbangan ionisasi asam basa di atas bergeser ke

kiri, maka warna dari bentuk asam (warna 1) dominan. Sebaliknya di dalam larutan basa,

kesetimbangan akan bergeser ke kanan dan warna bentuk basa (warna 2) menjadi dominan.

Pada kondisi [In-] = [HIn], maka akan tampak warna campuran ke duanya, pada kondisi ini

warna indikator akan berubah dengan tajam dengan sedikit perubahan [H+] yang disebut

dengan daerah kerja indikator. Sehingga perubahan warna indikator bisa digunakan seba-

gai petunjuk besarnya [H+] atau pH di dalam larutan. Daerah kerja pH beberapa indicator

diberikan dalam table 5.

Tabel 5 - Daerah perubahan warna beberapa indikator

No. INDIKATOR PERUBAHAN WARNA DAERAH pH1 Timol biru merah ke kuning 1,2 - 2,8

2 Bromofenol biru kuning ke biru 3,0 - 4,6

3 Metil Orange merah ke kuning 3,2 - 4,4

4 Metil merah merah ke kuning 4,8 - 6,0

5 Bromotimol biru kuning ke biru 6,0 - 7,6

6 Fenolftalin tak berwana ke merah 8,2 - 10,0

Contoh 28:


40/46

56

Berapa kira-kira pH larutan jika dengan:

fenolftalein = tak berwarna

metil orange = kuningbromotimol biru = kuning

metil merah = oranye

Jawab:

pH larutan adalah sekitar 5.

2.13 Titrasi Asam Basa

Larutan kimia sering dilibatkan dalam reaksi-reaksi yang digunakan untuk membuat

senyawa kimia tertentu atau digunakan untuk melakukan analisa kimia. Di dalam

penggunaannya untuk analisa kimia sebenarnya didasarkan pada perhitungan stokiometri,

oleh karena itu pengetahuan tentang konsentrasi dan volume larutan sangat diperlukan.

Contoh 29Cu(NO3)2 dibuat dengan mereaksikan logam Cu dengan larutan HNO3

6 M. Berapakah volume HNO36 M diperlukan untuk membuat 10 g Cu(NO3)2 . ?

Reaksi pembuatan Cu(NO3)2:

3Cu (s) + 8HNO3(aq) 3Cu(NO3)2(aq) + 2NO (g) + 4H2O (l)

Jawab:

10 g Cu(NO3)2 =

10 g

187.5 g/mol = 0,053 mol Cu(NO3)2

Sesuai dengan persamaan reaksinya maka:

mol Cu(NO3)2 : mol HNO3= 3 : 8

0,053 : mol HNO3=38

mol HNO3=8 x 0.053

3 = 0,141

HNO3yang diperlukan adalah 0,141 mol, sehingga volume HNO3yang diperlukan

adalah:


41/46

57

molartitas =mol terlarut

volume larutan

atau: Volume HNO3=

mol HNO3

molaritas

Volume HNO3=0.141 mol6 mol/ltier

Volume HNO3= 0,0235 liter

Jadi Volume HNO36 M yang diperlukan adalah 23,5 ml.

Proses penentuan konsentrasi suatu sampel dalam larutan dengan penambahan sejumlah

(volume) larutan standar sampai terjadi reaksi secara sempurna, umumnya ditujukkan

dengan perubahan warna suatu indikator, disebut dengan titrasi. Larutan standar biasanya

ditambahkan dari buret ke dalam sejumlah volume tertentu larutan sampel sampai jumlah

ke duanya ekivalen.

Ekivalen asam basa

Berat ekivalen asam basa adalah berat suatu zat (dalam gram) yang akan menghasilkan,bereaksi dengan, atau ekivalen dengan satu mol H+.

berat ekivalen =berat molar

jumlah mol H+yang dihasilkan atau diperlukan

Misalnya, satu mol H2SO4(Mr= 98 g/mol) akan menghasilkan dua mol H+, sehingga

berat ekivalen asam basa H2SO4= 49 g/ekivalen. Namun demikian, untuk menentukan

berat ekivalen suatu zat harus diperhatikan reaksi asam basanya. Misalnya dua reaksi yang

dapat terjadi antara K2CO3dengan HCl:

1. 2 HCl + K2CO3 2KCl + CO2+ H2O

2. HCl + K2CO3 KHCO3+ KCl

pada reaksi 1, K2CO3 akan menghasilkan 2 ekivalen /mol

pada reaksi 2, K2CO3 akan menghasilkan 1 ekivalen/mol.


42/46

58

ekivalen asam basa =berat zat

berat ekivalen

Larutan yang mengandung 1 ekivalen zat terlarut per liter larutan disebut dengan larutan

satu normal.

Normalitas; N =ekivalen

liter

Di dalam titrasi asam basa, jika suatu asam atau basa dititrasi, pada setiap penambahan

larutan penitrasi akan terjadi perubahan pH. Plot dari pH lawan volume penitrasi yang

ditambahkan disebut dengan kurva titrasi. Perubahan pH selama titrasi dapat dihitung

menggunakan cara-cara penghitungan pH larutan seperti sudah dijelaskan di muka. Secara

umum dalam pembuatan kurva titrasi melibatkan empat cara penghitungan pH, misalnya

titrasi antara CH3COOH, suatu asam lemah dengan KOH, suatu basa kuat, yaitu :

1. Titik awal, yaitu sebelum basa ditambahkan. Larutan hanya berisi CH3COOH, pH

dihitung berdasarkan kesetimbangan ionisasi asam lemah.

2. Daerah perubahan, yaitu setelah basa ditambahkan tetapi belum mencapai titik

ekivalen, sehingga jumlah asam lebih banyak dari basa. pH larutan dihitung

menggunakan pH buffer

3. Titik ekivalen, yaitu pada saat jumlah ekivalen asam sama dengan jumlah

ekivalen basa. Titrasi asam basa bekerja berdasarkan reaksi netralisasi, reaksi

antara asam dengan basa, maka titik ekivalen tercapai jika jumlah ekivalen asam

sama dengan jumlah ekivalen basa.

Pada titik ekivalen, Ekivalen asam = ekivelen basa

Naekivalen

liter . (Valiter) = Nbekivalen

liter . (Vbliter)

di mana : Na dan Nb = normalitas asam dan normalitas basa

Va dan Vb = molume asam dan volume basa

pH larutan pada titik ekivalen dihitung berdasarkan pH hidrolisa / larutan garam.

4. Setelah titik ekivalen, yaitu terdapat kelebihan basa, maka pH larutan dihitung

berdasarkan pH larutan basa.

Meskipun pembuatan kurva titrasi didasarkan pada empat daerah pH seperti di atas, namun

cara penghitungan pHnya tergantung pada:


43/46

59

1. Larutan standar mana yang ditambahkan dari buret, apakah asamnya atau basanya

2. asam atau basa yang ditambahkan, termasuk asam/basa kuat atau lemah.

504540353025201510500

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

Volume NaOH yang ditambahkan, ml

titik ekivalen

Gambar 2. Grafik titrasi antara basa kuat dengan asam lemah

Jenis kurva titrasi antara asam lemah dengan asam kuat, misalnya 25 ml CH 3COOH 0,1M

dititrasi dengan NaOH 0,1 M adalah seperti pada gambar 2.

Pengetahuan tentang grafik titrasi diperlukan pada pemilihan indikator asam basa yang

sebaiknya digunakan di dalam suatu titrasi asam basa. Indikator yang digunakan

hendaknya mengalami perubahan warna tepat pada titik ekivalen, sehingga titik akhir

(titrasi dihentikan) sama dengan titik ekivalen.

Misalnya pada grafik titrasi seperti pada contoh di atas, titik ekivalen berada pada pH 8,73,

yaitu pada saat volume NaOH yang ditambahkan = 25 ml. Bila dalam titrasi tersebut

digunakan fenolftalin, yang mana warnanya berubah pada pH 8,2 (merah muda), dan titrasi

dihentikan pada titik itu (pH 8,2) berarti NaOH yang ditambahkan sebanyak 24,99 ml,

suatu volume yang sangat dekat dengan 25 ml. Sehingga fenolftalin dapat digunakan

dalam titrasi tersebut.

Contoh 30.


44/46

60

Untuk menentukan konsentrasi larutan HCl, dilakukan pembakuan dengan cara mentitrasi

larutan HCl dengan Na2CO3murni. Jika 40 ml HCl memerlukan 0,21 g Na2CO3.

Berapakah konsentreasi larutan HCl tersebut?

Jawab:

Titrasi HCl dengan Na2CO3di dasarkan reaksi:

2 HCl + Na2CO3 2NaCl + CO2+ H2O

sehingga satu mol Na2CO3setara dengan dua ekivalen Na2CO3:

Berat ekivalen = (106g

mol

) (1 mol

2 ekivalen

) = 53g

ekivalen

Jumlah ekivalen Na2CO3yang diperlukan dalam titrasi =0.21 g

53 g/ekivalen

= 3,96 X 10-3ekivalen

Pada titik ekivalen,

ekivalen HCl = ekivalen Na2CO3

NHClekivalen

liter. (Valiter) = 3,96 X 10

-3ekivalen

NHCl. 40 ml (10-3liter

ml ) = 3,96 X 10-3ekivalen

NHCl = 0,099ekivalen

liter

Jadi normalitas larutan HCl = 0,099 N

Soal-soal latihan

1. Tentukan tetapan kesetimbangan ionisasi larutan-larutan yang pH nya telah diukur

dengan pH meter seperti berikut:

a. larutan CH3COOH 0,1 M mempunyai pH 3,39

b. larutan HCN 0,05 M mempunyai pH 5,25

c. larutan NH3 0,04 M mempunyai pH 10,92

d. larutan HCNO 0,20 M mempunyai pH 2,70

e. larutan CH3NH20,03 M mempunyai pH 11,28


45/46

61

2. Suatu larutan dibuat dengan melarutkan 5 g asam asetat di dalam 500 mL larutan. Ka =

1,8 x 10-5

a. Berapakah pH larutan?

b. Jika ke dalam larutan tersebut ditambahkan 5 g Na-asetat, berapa pH larutan?

3. 50 ml larutan NH30,1 M dititrasi dengan HCl 0,1 M dengan menggunakan indikator

metil merah. Kb NH3= 1,8 x 10-5

a. Berapa pH larutan pada saat penambahan 25 ml, 45 ml, 49,8 ml, 50,1 ml, 55 ml dan

75 ml larutan HCl 0,1 M.

b. Berapa pH pada titik ekivalen

c. Berapa ml HCl 0,1 M diperlukan untuk mencapai titik akhir titrasi?

4. Berapakah konsentrasi HCO3-di dalam lerutan H2CO30,1 M yang pH nya 3 dan

berapakah konsentrasi CO32- di dalam lrutan tersebut?

Ka1= 4,3 x 10-7dan Ka2= 5,6 x 10

-11.

5. Hitunglah pH larutan-larutan:

a. Mg(CO3)2 0,02 M, Ka H2CO3= 4,3 x 10-7dan KaHCO3

- = 5,6 x 10-11

b. H2S 0,1 M, Ka H2S = 10-7; KaHS- = 10-13

c. NH30,05 M, Kb NH3= 1,8 x 10-5

d. NH4NO30,02 M, Kb NH3= 1,8 x 10-5

e. Ca(CH3COO)2 0,5 M, Ka CH3COOH = 1,8 x 10-5

f. KHSO40,05 M, Ka HSO4-= 1,1 x 10-2

6. Untuk mentitrasi secara sempurna 40 ml H2SO40,1 N diperlukan berapa:

a. ml larutan KOH 0,15 N

b. mg KOH

c. mg Zn

d. ml larutan Na2CO30,05 N

7. Tunjukkan mana zat-zat yang berperan sebagai asam, basa serta asam-basa konjugatnya:

a. H2S + NH3 HS-+ NH4+


46/46

62

b. H2PO4-+ H2O H3PO4+ OH

-

c. HCN + H2O CN-+ H3O

+

d. H2PO4-+ H2PO4

- H3PO4+ HPO4=

e. CH3COOH + HCN CH3COOH2++ CN-

8. Bakteri di dalam air dapat dibunuh menggunakan natrium azida (NaN3) yang dilarutkan

di dalamnya dengan konsentrasi kecil. Berapa pH larutan natrium azida 0,001 M jika

Ka asam hidrazoat (HN3) = 1,9 x 10-5.

Documents

larutan_elektrokimia