Kimia Larutan

2.1 Komponen Larutan

Larutan adalah campuran homogen (komposisinya sama), serba sama (ukuran partikelnya), tidak ada bidang batas antara zat pelarut dengan zat terlarut (tidak dapat dibedakan secara langsung antara zat pelarut dengan zat terlarut), partikel- partikel penyusunnya berukuran sama (baik ion, atom, maupun molekul) dari dua zat atau lebih. Dalam larutan fase cair, pelarutnya (solvent) adalah cairan, dan zat yang terlarut di dalamnya disebut zat terlarut (solute), bisa berwujud padat, cair, atau gas. Dengan demikian, larutan = pelarut (solvent) + zat terlarut (solute). Khusus untuk larutan cair, maka pelarutnya adalah volume terbesar.

Ada 2 reaksi dalam larutan, yaitu:

a) Eksoterm, yaitu proses melepaskan panas dari sistem ke lingkungan, temperatur dari campuran reaksi akan naik dan energi potensial dari zat- zat kimia yang bersangkutan akan turun.

b) Endoterm, yaitu menyerap panas dari lingkungan ke sistem, temperatur dari campuran reaksi akan turun dan energi potensial dari zat- zat kimia yang bersangkutan akan naik.

Larutan dapat dibagi menjadi 3, yaitu:

a) Larutan tak jenuh yaitu larutan yang mengandung solute (zat terlarut) kurang dari yang diperlukan untuk membuat larutan jenuh. Atau dengan kata lain, larutan yang partikel- partikelnya tidak tepat habis bereaksi dengan pereaksi (masih bisa melarutkan zat). Larutan tak jenuh terjadi apabila bila hasil kali konsentrasi ion < Ksp berarti larutan belum jenuh ( masih dapat larut).

b) Larutan jenuh yaitu suatu larutan yang mengandung sejumlah solute yang larut dan mengadakan kesetimbangn dengan solut padatnya. Atau dengan kata lain, larutan yang partikel- partikelnya tepat habis bereaksi dengan pereaksi (zat dengan konsentrasi maksimal). Larutan jenuh terjadi apabila bila hasil konsentrasi ion = Ksp berarti larutan tepat jenuh.

c) Larutan sangat jenuh (kelewat jenuh) yaitu suatu larutan yang mengandung lebih banyak solute daripada yang diperlukan untuk larutan jenuh. Atau dengan kata lain, larutan yang tidak dapat lagi melarutkan zat terlarut sehingga terjadi endapan. Larutan sangat jenuh terjadi apabila bila hasil kali konsentrasi ion > Ksp berarti larutan lewat jenuh (mengendap).

Berdasarkan banyak sedikitnya zat terlarut, larutan dapat dibedakan menjadi 2, yaitu:

a) Larutan pekat yaitu larutan yang mengandung relatif lebih banyak solute dibanding solvent.

b) Larutan encer yaitu larutan yang relatif lebih sedikit solute dibanding solvent.

Dalam suatu larutan, pelarut dapat berupa air dan tan air.

Contoh soal komponen larutan

Tentukan pelarut dan zat terlarut dalam larutan alkohol 25% dan 75%?

Jawab:

a. Dalam larutan alkohol 25% misalnya terdapat 100 gram larutan alkohol.

Zat terlarut = 25 % x 100 gram = 25 gram (alkohol)

Zat pelarut = 75% x 100 gram = 75 gram ( air)

b. Dalam larutan alkohol 75% misalnya terdapat 100 gram larutan alkohol.

Zat terlarut = 25% x 100 gram = 25 gram (air)

Zat pelarut = 75% x 100gram = 75 gram (alkohol)

Jadi, untuk larutan cair maka pelarutnya adalah volume terbesar.

2.2 Konsentrasi Larutan

Konsentrasi larutan dapat dibedakan secara kualitatif dan kuantitatif. Secara kualitatif, larutan dapat dibedakan menjadi larutan pekat dan larutan encer. Dalam larutan encer, massa larutan sama dengan massa pelarutnya karena massa jenis larutan sama dengan massa jenis pelarutnya. Secara kuantitatif, larutan dibedakan berdasarkan satuan konsentrasinya. Ada beberapa proses melarut (prinsip kelarutan), yaitu:

a) Cairan- cairan

Kelarutan zat cair dalam zat cair sering dinyatakan “Like dissolver like” maknanya zat- zat cair yang memiliki struktur serupa akan saling melarutkan satu sama lain dalam segala perbandingan. Contohnya: heksana dan pentana, air dan alkohol => H- OH dengan C2H5- OH.

Perbedaan kepolaran antara zat terlarut dan zat pelarut pengaruhnya tidak besar terhadap kelarutan. Contohnya: CH3Cl (polar) dengan CCl4 (non- polar).Larutan ini terjadi karena terjadinya gaya antar aksi, melalui gaya dispersi (peristiwa menyebarnya zat terlarut di dalam zat pelarut) yang kuat. Di sini terjadi peristiwa soluasi, yaitu peristiwa partikel- partikel pelarut menyelimuti (mengurung) partikel terlarut. Untuk kelarutan cairan- cairan dipengaruhi juga oleh ikatan Hydrogen.

b)Padat- cair

Padatan umumnya memiliki kelarutan terbatas di cairan hal ini disebabkan gaya tarik antar molekul zat padat dengan zat padat > zat padat dengan zat cair. Zat padat non- polar (sedikit polar) besar kelarutannya dalam zat cair yang kepolarannya rendah. Contohnya: DDT memiliki struktur mirip CCl4 sehingga DDT mudah larut di dalam non- polar (contoh minyak kelapa), tidak mudah larut dalam air (polar).

c) Gas- cairan

Ada 2 prinsip yang mempengaruhi kelarutan gas dalam cairan, yaitu:

Ø Makin tinggi titik cair suatu gas, makin mendekati zat cair gaya tarik antar molekulnya. Gas dengan titik cair lebih tinggi, kelarutannya lebih besar.

Ø Pelarut terbaik untuk suatu gas ialah pelarut yang gaya tarik antar molekulnya sangat mirip dengan yang dimiliki oleh suatu gas.

Titik didih gas mulia dari atas ke bawah dalam suatu sistem periodik, makin tinggi, dan kelarutannya makin besar.

Pengaruh temperatur (T) dan tekanan (P) terhadap kelarutan, yaitu peningkatan temperatur menguntungkan proses endotermis, sebaliknya penurunan temperatur menguntungkan proses eksotermis. Proses kelarutan zat padat dalam zat cair umumnya berlangsung endoterm akibatnya kenaikan temperatur menaikkan kelarutan. Proses kelarutan gas dalam cair berlangsung eksoterm akibatnya kenaikan temparatur menurunkan kelarutan.

Proses melarut dianggap proses kesetimbangan,

Solute + Solvent Larutan DH = – (eksoterm)

DH = + (endoterm)

Faktor tekanan sangat besar pengaruhnya pada kelarutan gas dalam cair. Hubungan ini dijelaskan dengan Hukum Henry, yaitu Cg = k . Pg (tekanan berbanding lurus dengan konsentrasi).

Panas pelarutan yaitu banyaknya energi/ panas yang diserap atau dilepaskan jika suatu zat terlarut dilarutkan dalam pelarut. Ada beberapa 3 tahap pada proses melarutkan suatu zat, yaitu:

Tahap 1, yaitu: Baik zat terlarut maupun zat pelarut masih tetap molekul- molekulnya berikatan masing- masing.

Tahap 2,yaitu:Molekul- molekul yang terdapat pada zat terlarut memisahkan diri sehingga hanya terdiri dari 1 molekul tanpa adanya ikatan lagi dengan molekul- molekul yang terdapat di dalamnya, begitu pula molekul- molekul yang terdapat pada zat pelarut.

Tahap 3, yaitu: Antara molekul pada zat terlarut akan mengalami ikatan dengan molekul pada zat pelarut.

Pada umumnya: Tahap 1 memerlukan panas.

Tahap 2 memerlukan panas.

Tahap 3 menghasilkan panas.

Eksoterm: 1+2 < 3 dengan DH = – (eksoterm)

Endoterm: 1+2 > 3 dengan DH = + (endoterm)

Konsentrasi akan lebih eksak jika dinyatakan secara kuantitatif, menggunakan satuan- satuan konsentrasi:

1. Fraksi mol (X)

2. Persentase : a. Persentase berat per berat (% b/b)

b. Persentase berat per volume (% b/v)

c. Persentase volume per volume (% v/v)

3. Bagian per sejuta

4. Kemolaran atau molaritas (M)

5. Kemolalan atau molalitas (m)

Fraksi mol (X)

Fraksi mol suatu zat adalah perbandingan jumlah mol suatu zat terhadap jumlah total mol seluruh zat yang menyusun suatu larutan.

X = X pelarut + Xterlarut = 1

Persentase (%)

1. Persentase berat per berat (% b/b)

Persen b/b adalah jumlah gram zat terlarut dalam tiap 100 gram larutan.

%b/b =x100%

Contoh: Larutan cuka sebanyak 40 gram mengandung asam asetat sebanyak 2 gram. Hitunglah konsentrasi larutan itu dalam satuan % b/b?

Solusi: % b/b = 2/40 x 100%= 5%

2. Persentase berat per volume (% b/v)

Persentase b/v adalah jumlah gram zat terlarut dalam tiap 100 ml larutan.

%b/v=x100%

Satuan %b/v umumnya dipakai untuk zat terlarut padat dalam pelarut cair.

Contoh: Untuk membuat larutan infus glukosa, 45 gram glukosa murni dilarutkan dalam akuades hingga volume larutan menjadi 500 ml. Hitunglah konsentrasi larutan itu dalam satuan %b/v?

Solusi:%b/v= 45/100 x 100%= 90 %

3. Persentase volume per volume (% v/v)

Persentase v/v adalah jumlah ml zat terlarut dalam tiap 100 ml larutan.

%v/v=x100%

Satuan %v/v umumnya dipakai untuk zat terlarut cair dalam pelarut cair.

Contoh: Etanol sebanyak 150 ml dicampur dengan 350 ml akuades. Hitunglah konsentrasi etanol dalam satuan %v/v?

Solusi:Volume larutan = 150 + 350 = 500 ml.

%v/v= 150/500 x 100%= 30 %

Bagian per sejuta (ppm/ part per million)

Satuan ppm menyatakan satu gram zat terlarut dalam satu juta gram pelarut.

ppm =x100%

Dalam rumus di atas satu gram zat terlarut dibagi massa larutan karena massa jenis larutan sama dengan massa jenis pelarutnya sehingga massa larutan = massa pelarutnya.

Kemolaran atau molaritas (M)

Kemolaran atau konsentrasi molar adalah jumlah mol zat terlarut dalam tiap liter larutan atau jumlah mmol zat terlarut dalam tiap ml larutan.

M==

M=x

Keterangan: gr = massa zat terlarut (gram)

Mr= Mr zat terlarut

v = volume larutan (mL)

Kemolalan atau molalitas (m)

Kemolalan adalah jumlah mol zat terlarut dalam tiap 1000 gram pelarut.

m= atau m = x mol zat terlarut = x

Keterangan: p= gram pelarut

2.3 Larutan Asam-basa

2.3.1 Konsep Asam- Basa

2.3.1.1 Asam- Basa Arrhenius

Asam adalah zat yang dalam air dapat menghasilkan ion H+ . Contoh asam: HCl, H2SO4, H3PO4. Sifat- sifat larutan asam adalah sebagai berikut:

§ Dalam air menghasilkan ion H+ .

§ Menyebabkan warna kertas lakmus menjadi merah.

§ Larutannya dalam air dapat menghantarkan arus listrik.

§ Menyebabkan perkaratan logam (korosif).

Jumlah ion H+ yang dapat dibebaskan oleh satu molekul asam disebut valensi atau martabat asam tersebut. Berdasarkan valensinya, asam dibedakan atas:

1) Asam bervalensi satu, misalnya: HCl, HCN, HNO3, CH3COOH, dll.

2) Asam bervalensi dua, misalnya: H2SO4, H2CrO4, H2CO3, dll.

3) Asam bervalensi tiga, misalnya: H3PO4, H3AsO­4, dll.

Basa adalah zat yang dalam air dapat menghasilkan ion OH- . Contoh basa: NaOH, Ca(OH)2 , Al2(OH)3 , NH3, dll. Sifat- sifat larutan basa adalah sebagai berikut:

§ Dalam air dapat menghasilkan ion OH- .

§ Menyebabkan warna kertas lakmus menjadi biru.

§ Larutannya dalam air dapat menghantarkan arus listrik.

§ Jika mengenai kulit, maka kulit akan melepuh (kaustik).

Jumlah ion OH- yang dapat dihasilkan oleh satu molekul basa disebut valensi atau martabat basa. Berdasarkan valensinya basa dibedakan atas:

1) Basa bervalensi satu, misalnya: NaOH, KOH, AgOH, NH4OH, dll.

2) Basa bervalensi dua, misalnya: Ca(OH)2, Mg(OH)2,Fe(OH)2, dll.

3) Basa bervalensi tiga, misalnya: Fe(OH)3, Cr(OH)3, dll.

Jadi di sini ion H+ tidak berikatan dengan air, atau bebas di air tanpa adanya ikatan.

2.3.1.2. Asam- Basa Bronsted- Lowry

Asam adalah suatu zat yang dapat menyumbang proton (H+), sehingga disebut donor proton. Basa adalah zat yang dapat menerima proton, sehingga disebut akseptor proton. Jadi di sini ion H+ berikatan dengan air.

Contoh H2O + HCl H3O+ + Cl-

Dalam reaksi di atas,

HCl termasuk asam karena memberi proton.

H2O termasuk basa kare4na menerima proton.

Zat yang telah menerima proton disebut asam konjugasi, sedangkan yang telah memberi proton disebut basa konjugasi. Dalam contoh reaksi di atas, H3O+ adalah asam konjugasi, sedangkan Cl-adalah basa konjugasi.

2.3.1.3 Asam- Basa Lewis

Asam adalah senyawa penerima (akseptor ) pasangan elektron, sedangkan basa adalah senyawa pemberi (donor) pasangan elektron. Reaksi asam- basa Lewis tergolong reaksi pembentukan ikatan koordinasi. Contoh reaksi BF3 (asam Lewis) dengan NH3 (basa Lewis).

2.3.2 Kekuatan Asam- Basa

Asam dapat dibedakan menjadi asam kuat dan asam lemah, begitu pula basa. Reaksi ionisasi asam kuat, secara umum dapat ditulis :

HxA(aq) à xH+(aq) + Ax-(aq). Yang termasuk asam kuat, meliputi: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4, dll. Reaksi asam kuat bersifat satu arah karena asam kuat mudah terionisasi dalam air.

Reaksi ionisasi asam lemah, secara umum dapat ditulis :

HzB(aq) à zH+(aq) + B z- (aq). Yang termasuk asam lemah, meliputi: CH3COOH, HF, HCN, H2CO3, dll. Reaksi asam lemah bersifat reversibel karena asam lemah tidak terionisasi sempurna di dalam air.

Basa kuat meliputi senyawa- senyawa hidroksida alkali dan beberapa hidroksida alkali tanah. Selain hidroksida- hidroksida tersebut semuanya tergolong basa lemah.

Asam kuat dan basa kuat dalam air mudah terionisasi , dengan derajat ionisasi (a) » 1, sehingga jumlah ion- ionnya relatif banyak. Akibatnya, larutan asam kuat dan basa kuat mudah menghantarkan arus listrik, sehingga disebut larutan elektrolit kuat. Sebaliknya, larutan basa lemah dan asam lemah sukar terionisasi (a £ 1), sehingga tergolong larutan elektrolit lemah.

Senyawa- senyawa yang dapat bertindak sebagai asam (melepaskan H+) dan juga dapat bertindak sebagai basa (melepaskan OH-) disebut senyawa amfoter. Senyawa- senyawa amfoter, meliputi: Be(OH)2, Al(OH)3, Zn(OH)2,dll.

2.3.3 Indikator

Indikator asam basa adalah suatu zat yang dapat berubah warna apabila pH lingkungannya berubah atau larutan yang berisi indikator berubah pH. Atau dengan kata lain, suatu senyawa yang berbeda warnanya dalam larutan asam dengan larutan basa.Dalam indikator terdapat dua warna dalam keadaan basa (warna basa) dan sebaliknya

Nama Indikator Pki

(konstanta kesetimbangan)

Jenis Trayek pH Warna

Asam- Basa

Fenoftalin - Asam 8,0- 9,6 Tidak berwarna- Merah
Brom Timol Biru 7,3 Asam 6,0- 7,6 Kuning- Biru
Metil Jingga 3,4 Basa 3,1- 4,4 Merah- Jingga
Lakmus - - 4,5- 8,3 Merah- Biru

Biasanya indikator yang dipilih yaitu:a) harganya relatif murah.

b) sesuai trayek pH.

2.3.4 Titrasi Asam- Basa

Untuk menentukan konsentrasi suatu larutan dapat dilakukan titrasi yaitu dengan menambahkan tetes demi tetes larutan standar ke dalam larutan yang akan ditentukan konsentrasinya.Pada saat banyaknya zat penitrasi sebanding/ setara dengan zat yang ditetapkan konsentrasinya disebut titik ekuivalen/ titik akhir titrasi yang ditunjukkan oleh perubahan warna indikator. Suatu analisis yang berkaitan dengan volume larutan pereaksi disebut analisis volumetri. Analisis volumetri dilaksanakan melalui metode titrasi. Salah satu larutan ditempatkan dalam buret yang merupakan larutan penitrasi. Larutan yang satu lagi ditempatkan dalam labu titrasi atau Erlenmeyer, yang merupakan larutan yang dititrasi.

Titrasi yang melibatkan reaksi asam dengan basa disebut titrasi asam- basa atau asidimetri dan alkalimetri.

1) Asidimetri dilakukan untuk menentukan konsentrasi larutan basa dengan menggunakan larutan standar asam.

2) Alkalimetri dilakukan untuk menentukan konsentrasi larutan asam dengan menggunakan larutan standar basa.

2.4 Derajat Keasaman (pH)

2.4.1 pH Asam- Basa

Air murni tergolong elektrolit yang sangat lemah. Reaksi ionisasi air adalah sebagai berikut: H2O(l) = H+(aq) + OH-(aq). Mengingat reaksinya tergolong reaksi kesetimbangan, maka berlaku hukum kesetimbangan:

K =

Karena hampir tetap, maka dianggap sebagai tetapan, sehingga dapat dipindah ke ruas kiri. Dengan demikian K. = .. Selanjutnya, K. disebut tetapan ionisasi air dan ditulis Kw. Kw=.. Pada suhu 25°C, harga Kw adalah 1,0 x 10-14. Karena yang dihasilkan sama dengan , maka dan masing- masing dalam air murni adalah = 10-7 M.

Asam lemah dan basa lemah dalam air tidak terionisasi sempurna, sehingga dari asam lemah dan dari basa lemah, dihitung dari harga tetapan kesetimbangannya. Untuk asam lemah bervalensi satu berlaku:

= =

Analog dengan asam lemah bervalensi satu, untuk basa lemah bervalensi satu berlaku = = dengan a =

2.4.2 Larutan Penyangga (Larutan Buffer/ Larutan dapar)

Larutan Penyangga adalah campuran asam lemah dengan basa konjugasinya atau campuran basa lemah dengan asam konjugasinya. Contoh CH3COOH dengan CH3COO- dan NH4OH dengan NH4+. Atau dengan kata lain, campuran asam lemah dan garamnya, atau basa lemah dan garamnya.

Sifat Larutan Penyangga

pH larutan penyangga tidak akan berubah, jika:

1. ditambahkan sedikit asam/basa

2. ditambahkan sedikit air (diencerkan)

Penentuan pH larutan Penyangga

Reaksi kesetimbangan asam lemah, berlaku:

 

Ka= = Ka .

Mengingat kesetimbangan di atas berlangsung dalam wadah yang sama, maka secara umum pH larutan buffer yang terdiri atas asam lemah dan garamnya dapat dirumuskan sebagai berikut.

pH = – log Ka .

Analog dengan larutan yang terdiri atas asam lemah dan garamnya; pOH larutan penyangga yang terdiri atas basa lemah dan garamnya dapat dirumuskan sebagai berikut.

pOH = – logKb .

Kegunaan Larutan Penyangga

  1. Dalam tubuh manusia terdapat sistem penyangga yang berperan dalam mempertahankan pH, seperti:
    1. Buffer darah, pH darah berkisar 7,35- 7,45. pH darah < 7,35 disebut keadaan asidosis. Jika pH darah lebih kecil dari 7,0 atau lebih besar dari 7,8 ; maka akan menimbulkan kematian. Untuk menjaga agar pH darah tidak banyak berubah, maka dalam darah terdapat sistem penyangga H2CO3 / HCO3-‑.
    2. Bffer cairan tubuh. Dalam cairan sel tubuh terdapat sistem penyangga H2PO4- / HPO42-. Campuran penyangga tersebut berperan juga dalam ekskresi ion H+ pada ginjal
  2. Dalam industri farmasi, larutan penyangga berperan dalam pembuatan obat- obatan, agar zat aktif obat tersebut mempunyai pH tertentu Larutan penyangga yang umum digunakan dalam industri farmasi adalah larutan asam basa konjugasi senyawa fosfat.

2.4.3 Hidrolisis garam

Hidrolisis adalah proses penguraian suatu senyawa (garam) oleh air. Sifat larutan setelah terjadi hidrolisis tergantung pada kekuatan asam dan basa pembentuk garam tersebut.

Garam yang berasal dari basa kuat dan asam lemah dalam air mengalami hidrolisis parsial (hidrolisis terhadap anion), dan larutannya bersifat basa.

Kh = selanjutnya sama- sama dikalikan agar didapatkan hasil sesuai dengan tetapan- tetapan yang sudah diketahui, yaitu Ka dan Kw.

Kh = x

=

Kembali kepada kesetimbangan hdrolisis di atas, konsentrasi OH- yang dihasilkan sama dengan konsentrasi CH3COOH, sehingga:

Kh =

==

pOH = – log

Garam yang berasal dari asam kuat dan basa lemah dalam air mengalami hidrolisis parsial (hidrolisis terhadap kation), dan larutannya bersifat asam.

= dengan pH = – log

Garam yang berasal dari basa lemah dan asam lemah dalam air mengalami hidrolisis total (hidrolisis terhadap kation dan anion), sifat larutannya tergantung pada harga Ka dan Kb. Jika Ka> Kb, maka larutannya bersifat asam; sebaliknya jika Kb >Ka, maka larutannya bersifat basa.

pH = – log

pOH = – log

2.5 Sifat Koligatif Larutan

Koligatif artinya bersama- sama yang berasal dari kata koligeal yang berarti sifat bersama. Jadi sifat koligatif larutan adalah sifat fisik larutan yang hanya dipengaruhi oleh jumlah partikel yang tidak dipengaruhi oleh sifat zat.Perhitungan sifat koligatif larutan elektrolit hanya dikalikan faktor van¢t Hoff (i) terhadap rumusan sifat koligatif larutan non elektrolitnya, kecuali pada penurunan tekanan uap ada perbedaan perhitungan Xterlarut untuk elektrolit.

Sifat Koligatif Larutan non- elektrolit Larutan elektrolit
1. Penurunan tekanan uap (DP) DP = P0 . Xt

P= P0 – DP

DP = P0 . x i
2. Kenaikan titik didih (Dt­b) Dt­b= Kb . m Dt­b= Kb . m. i
3. Penurunan titik beku (Dtf) Dtf = Kf . m Dtf = Kf . m. i
4. Tekanan osmotik (p) p= M. R.T p= M. R.T. i

Keterangan: i= = Faktor Van¢t Hoff

R= tetapan gas= 0,082 liter atm/ mol°K

N= jumlah koefisien kation dan anion

a= derajat ionisasi

Kb= konstanta kenaikan titik didih molal pelarut.

Kf= konstanta penurunan titik beku molal pelarut.

nt= mol terlarut

np= mol pelarut

T= derajat Kelvin

M= molar= mol/liter

P= tekanan uap larutan.

Untuk senyawa garam yang sangat encer, dengan konsentrasi zat terlarut jauh lebih kecil dari batas kelarutannya, harga derajat ionisasi sama dengan satu (a=1), sehingga harga i = n.

  1. Penurunan tekanan uap (DP), Kenaikan titik didih (Dt­b) dan Penurunan titik beku (Dtf)

Menguap adalah peristiwa partikel- partikel zat cair meninggalkan permukaan. Mendidih adalah temperatur titik didih dimana tekanan uap jenuh di dalam larutan sama dengan tekanan udara luar. Ketika tekanan di dalam sama dengan tekanan di luar disebut temperatur didih.

 

 

 

Air + zat terlarut yang tidak mudah menguap

(2)

Air

(Pelarut murni)

(1)

 

 

 

 

Tekanan udara,1 atm= 76 cmHg berada di permukaan laut laut. Jika kita naik 100 m di atas permukaan air laut maka tekanan udara berkurang sebesar 1 cmHg.

Tekanan uap pada pelarut murni (1) lebih besar karena pada larutan nomor 2 terdapat hambatan yang menghalangi terjadinya penguapan sehingga pada larutan nomor 2 dalam proses penguapan diperlukan suhu lebih tinggi sehingga titik didih menjadi tinggi, di sini pula mengalami penurunan titik beku.

  1. Tekanan osmotik (p)

Tekanan osmosis adalah tekanan yang diperlukan untuk melawan terjadinya peristiwa osmosis. Osmosis adalah peristiwa berpindahnya partikel- partikel dari larutan encer (hipotonik) ke larutan pekat (hipertonik) melalui membran semi permiabel(bersifat selektif, hanya pelarut yang dapat masuk). Larutan encer, berarti tekanan osmotiknya rendah.

Contoh tekanan osmosis, salak yang berada pada larutan gula. Jika p larutan > p salak maka salak akan mengkerut. Jika p larutan < p salak maka sel salak pecah dan salah akan mengembung.

Pada infus, tekanan osmosis berbanding lurus dengan konsentrasi infus karena mempertimbangkan tekanan osmosis. Konsep ini penting dalam penggantian cairan tubuh/ bahan makanan yang tidak bisa dimasukkan melalui pembuluh darah. Cairan infus harus bersifat isotonis dengan cairan darah. Jika tidak maka terjadi kerusakan pada sel darah. Jika p infus lebih tinggi, cairan dalam darah keluar sehingga menyebabkan sel darah mengkerut (krenasi). Jika p infus < p darah, sel darah akan pecah (hemolisis).

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

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.

Titrasi

Titrasi 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%

 

 

 

 

 

 

 

 

Larutan Elektrolit dan Non Elektrolit

 Perbedaan Larutan Berdasarkan Daya Hantar Listrik

 

Berdasarkan daya hantar listriknya, larutan terbagi menjadi 2 golongan yaitu larutan elektrolit dan larutan non elektrolit. Sedangkan elektrolit dapat dikelompokkan menjadi larutan elektrolit kuat dan elektrolit lemah sesuai skema penggolongan berikut.

 

Bagaimanakah Anda dapat dengan mudah mengelompokkan larutan ke dalam elektrolit kuat, elektrolit lemah ataupun non elektrolit?

 

Larutan elektrolit adalah larutan yang dapat menghantarkan arus listrik. Sedangkan larutan non elektrolit tidak dapat menghantarkan listrik.

 

Elektrolit Kuat

 

- terionisasi sempurna

- menghantarkan arus listrik

- lampu menyala terang

- terdapat gelembung gas

 

Larutan elektrolit kuat dapat berupa :

Asam Kuat : HCl, H2SO4, HNO3, HClO4

Basa Kuat : NaOH, KOH, Ca(OH)2

Garam : NaCl, K2SO4, CaCl2

Garam adalah senyawa yang terbentuk dari sisa asam dan basa dengan reaksi sebagai berikut :

 

Asam + Basa —> Garam + H2O misal,

 

2HCl + Ca(OH)2 —> CaCl2 + 2H2O

 

dari reaksi di atas terlihat garam tersusun dari gabungan Cl- sebagai ion negatif (anion) dan Ca2+ sebagai ion positif (kation), contoh ion2 lain yang dapat membentuk garam yakni :

 

Kation : Na+, L+, K+, Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+, NH4+
Anion : Cl-, Br-, I-, SO42-, NO3-, ClO4-, HSO-, CO32-, HCO32-

sebagai contoh garam yang dapat terbentuk dari gabungan kation dan anion di atas antaralain :

 

Penggabungan ion2 di atas berdarkan prinsip KPK yang kita pelajari sewaktu di SD….sebagai contoh muatan Mg adalah +2 sedangkan Br adalah -1 agar seimbang Mg cukup sebuah sedangkan Br nya dua buah sehingga menjadi MgBr2. Saat terurai Br tidak menjadi Br2 namun kembali ke bentuk semula Br sebanyak dua buah.

 

Elektrolit Lemah

 

- terionisasi sebagian

- menghantarkan arus listrik

- lampu menyala redup

- terdapat gelembung gas

 

Daya hantarnya buruk dan memiliki derajat ionisasi (kemampuan mengurai menjadi ion2nya) kecil. Makin sedikit yang terionisasi, makin lemah elektrolit tersebut. Dalam persamaan reaksi ionisasi elektrolit lemah ditandai dengan panah dua arah (bolak-balik) artinya reaksi berjadal dua arah…di satu sisi terjadi peruraian dan di sisi lain terbentuk kembali ke bentuk senyawa mula2.

 

Contoh larutan elektrolit lemah adalah semua asam lemah dan basa lemah…..asam adalah yang menghasilkan/melepas H+ dan basa yang menghasilkan OH- atau menangkap H+

 

misalnya :

kekuatan elektrolit lemah ditentukan oleh derajad dissosiasinya…..yang dirumuskan :

 

 

maka berdasarkan rumus di atas untuk mendapatkan jumlah zat mengion dilakukan dengan cara mengalikan jumlah sat mula2 dengan derajat dissosiasinya….semakin besar harga derajat dissosiasinya maka semakin banyak konsentrasi larutan yang terurai menjadi ion2ya (mengion)

 

 

Non Elektrolit

 

- tidak terionisasi

- tidak menghantarkan arus listrik

- lampu tidak menyala

 

Contoh :

C6H12O6 (amilum/karbohidrat), C12H22O11, CO(NH2)2 (Urea) dan C2H5OH (Alkohol/etanol), dll

 

 

Penyebab Larutan Elektrolit dapat Menghantarkan Listrik

 

Sebagai contoh larutan elektrolit adalah HCl….Larutan HCl di dalam air mengurai menjadi kation (H+) dan anion (Cl-). Terjadinya hantaran listrik pada larutan HCl disebabkan ion H+ menangkap elektron pada katoda dengan membebaskan gas Hidrogen (H2). Sedangkan ion-ion Cl- melepaskan elektron pada anoda dengan menghasilkan gas klorin (Cl2).

 

Perhatikan gambar berikut.

 

 

Hubungan Elektrolit dengan Jenis Ikatan Kimia

 

Jika diperhatikan lebih teliti dari jenis ikatannya, larutan elektrolit ada yang berasal dari ikatan ionik dan ada juga yang berasal dari ikatan kovalen polar….Sebagai contoh larutan NaCl dan NaOH berasal dari senyawa ion, sedangkan HCl, CH3COOH, NH4Cl berasal dari senyawa kovalen (tentang jenis2 akan saya bahas dalam artikel tersendiri)

Daya Hantar Listrik Senyawa Ion :

Dapatkah Anda membedakan daya hantar listrik untuk garam pada saat kristal, lelehan dan larutan?

 

NaCl adalah senyawa ion, jika dalam keadaan kristal sudah sebagai ion-ion, tetapi ion-ion itu terikat satu sama lain dengan rapat dan kuat, sehingga tidak bebas bergerak. Jadi dalam keadaan kristal (padatan) senyawa ion tidak dapat menghantarkan listrik, tetapi jika garam yang berikatan ion tersebut dalam keadaan lelehan atau larutan, maka ion-ionnya akan bergerak bebas, sehingga dapat menghantarkan listrik.

Pada saat senyawa NaCl dilarutkan dalam air, ion-ion yang tersusun rapat dan terikat akan tertarik oleh molekul-molekul air dan air akan menyusup di sela-sela butir-butir ion tersebut (proses hidasi) yang akhirnya akan terlepas satu sama lain dan bergerak bebas dalam larutan.

 

NaCl (s) + air  —> Na+(aq) + Cl-(aq)

 

 

Daya Hantar Listrik Senyawa Kovalen

 

Senyawa kovalen terbagi menjadi senyawa kovalen non polar misalnya : F2, Cl2, Br2, I2, CH4 dan kovalen polar misalnya : HCl, HBr, HI, NH3. Dari hasil percobaan, hanya senyawa yang berikatan kovalen polarlah yang dapat menghantarkan arus listrik.

 

Bagaimanakah hal ini dapat dijelaskan?

 

Kalau kita perhatikan, bahwa HCl merupakan senyawa kovalen di atom bersifat polar, pasangan elektron ikatan tertarik ke atom Cl yang lebih elektro negatif dibanding dengan atom H. Sehingga pada HCl, atom H lebih positif dan atom Cl lebih negatif.

 

Struktur lewis:

 

Jadi walaupun molekul HCl bukan senyawa ion, jika dilarutkan ke dalam air maka larutannya dapat menghantarkan arus listrik karena menghasilkan ion-ion yang bergerak bebas. Jadi ikatan kovalen polar di dalam air mampu terurai menjadi ion2 penyusunnya.

 

Apakah HCl dalam keadaan murni dapat menghantarkan arus listrik? 

 

Karena HCl dalam keadaan murni berupa molekul-molekul tidak mengandung ion-ion, maka cairan HCl murni tidak dapat menghantarkan arus listrik. namun dalam kenyataannya karena HCl berbentuk cair tidak ada HCl yang benar2 murni 100% sehingga HCl dan ikatan kovalen lainnya yang berbentuk cair bukannya tidak dapat menghantarkan listrik namun sukar dalam menghantarkan listrik.

 

Untuk dapat membedakan larutan elektrolit ionik dan kovalen perhatikanlah contoh2 di bawah ini :

 

Cara Menentukan Kekuatan Larutan Elektrolit

 

kekuatan larutan elektroit ditentukan oleh beberapa faktor :

 

  • Jenis larutan elektrolit, tentu saja elektrolit kuat dalam konsentrasi yang sama atau hampir sama mempunyai kekuatan jauh lebih besar jika dibanding larutan nonelektrolit. Sebab dalam larutan non elektrolit lemah hanya sebagian kecil larutan yang terurai menjadi ion2nya (misal dengan derajat dissosiasi = 0,00001 berarti yang terurai hanya  0,001% dari total konsentrasinya) sedangkan larutan elektrolit kuat hampir semuanya terurai (100% dari konsentrasi terurai)
  •  Kadar/Konsentrasinya, bila sama jenisnya (sama2 elektrolit lemah atau sama2 elektrolit kuat) kekuatan larutan elektrolit ditentukan oleh konsentrasinya…semakin besar konsentrasi maka semakin besar kekuatannya. karena semakin banyak yang mengion.
  • Jumlah ion yang terbentuk per molekul, konsentrasi larutan bukan satu2nya faktor yang mempengaruhi kekuatan larutan elektrolit….jumlah ion yang terbentuk per molekul pun juga punya pengaruh. sebagai contoh coba kalian perhatikan reaksi penguraian KCl dan CaCl2 pada contoh penguraian sebelumnya….dalam reaksi tersebut tiap satu molekul KCl menghasilkan 2 ion yaitu  satu ion K+ dan satu ion Cl- sedangkan dalam reaksi penguraian CaCl2 menghasilkan satu ion Ca+ dan dua ion Cl-….sehingga total Kcl menghasilkan 2 ion dan CaCl menghasilkan 3 ion.

misalnya :

 

Bandingkan kekuatan 0,3 K KCl dengan  0,2 M CaCl…?

Jawab :

Karena keduanya merupakan elektrolit kuat maka konsentrasi dan jumlahion per molekol lah yang menentukan…

Konsentrasi Ion pada KCl = 0,3 M.2 ion = 0,6 M

Konsentrasi Ion CaCl2 = 0,2 M.3 ion = 0,6 M

 

berarti kekuatan elektrolit kedua laratan tersebut sama….

 

 

Berikan Balasan

Isikan data di bawah atau klik salah satu ikon untuk log in:

WordPress.com Logo

You are commenting using your WordPress.com account. Logout / Ubah )

Twitter picture

You are commenting using your Twitter account. Logout / Ubah )

Facebook photo

You are commenting using your Facebook account. Logout / Ubah )

Google+ photo

You are commenting using your Google+ account. Logout / Ubah )

Connecting to %s

Ikuti

Get every new post delivered to your Inbox.

%d blogger menyukai ini: