Hasil Kali Kelarutan

KELARUTAN DAN HASIL KALI KELARUTAN

 

Apabila suatu zat kita larutkan ke dalam suatu pelarut, ternyata ada yang mudah larut (kelarutannya besar), ada yang sukar larut (kelarutannya kecil), dan ada yang tidak larut (kelarutannya dianggap nol). Sebenarnya, tidak ada zat yang tidak larut dalam pelarut. Misalnya, dalam pelarut air semua zat (termasuk logam) dapat larut, hanya saja kelarutannya sangat kecil. Jika suatu zat terlarut dalam pelarut sangat sedikit, misalnya kurang dan 0,1 gram zat terlarut dalam 1.000 gram pelarut, maka zat tersebut kita katakan tidak larut (insoluble). Di sini, kita akan membicarakan zat padat yang sedikit kelarutannya dalam air.

Jika suatu zat padat, contohnya padatan PbI ₂, kita larutkan ke dalam air maka molekul-molekul padatan PbI ₂ akan terurai, selanjutnya melarut dalam air. Untuk melarutkan PbI ₂ ke dalam air akan ada dua proses yang berlawanan arah (proses bolak-balik), yaitu proses pelarutan padatan PbI ₂ dan proses pembentukan ulang padatan PbI ₂ . Mula-mula, laju pelarutan padatan PbI ₂ sangat cepat dibandingkan dengan laju pembentukan ulang padatan tersebut. Makin lama, konsentrasi PbI ₂ yang terlarut meningkat dengan teratur dan laju pembentukan ulang padatan juga meningkat. Pada saat laju pelarutan padatan PbI ₂ sama dengan pembentukan ulang padatan, proses yang saling berlawanan arah tersebut kita katakan berada dalam kondisi kesetimbangan .

Pada kondisi kesetimbangan ini, larutan PbI ₂ pada kondisi tepat jenuh. Jumlah PbI ₂ yang dapat larut sampai dengan tercapainya kondisi tepat jenuh dinamakan kelarutan PbI ₂ . Secara umum, pengertian kelarutan suatu zat dalam air adalah batas maksimum dari jumlah suatu zat yang dapat larut dalam sejumlah tertentu air.

PbI ₂ melarut dalam air dalam bentuk ion Pb ²⁺ dan 2 ion I ^-, sehingga proses kesetimbangan PbI ₂ dalam air merupakan kesetimbangan ionisasi PbI ₂ dalam air, yaitu sebagai berikut.

PbI _{2 (s)} --> Pb ²⁺ _(aq) + 2 I ^- _(aq)

Dalam larutan PbI ₂ jenuh terdapat reaksi ionisasi PbI ₂ dalam keadaan setimbang. Tetapan kesetimbangan ini kita namakan tetapan hasil kali kelarutan (solubility product constant) dan disimbolkan dengan K _sp .

Adanya ion sejenis yang ditambahkan ke dalam larutan akan mempengaruhi kesetimbangan larutan.

Ca(OH)_2(s)   ↔  Ca²⁺_(aq)  +   2 OH^-_(aq)

NaOH_(s)      ↔  Na⁺_(aq)    +  OH^-_(aq)

Menurut azas Le Chatelier, penambahan ion OH^- menyebabkan kesetimbangan bergeser ke kiri, ke arah pembentukan endapan Ca(OH)₂ yang makin meningkat.

            Misalkan kita mencampurkan larutan, akan diketahui 3 kemungkinan hasil :

1.    jika Q_sp < K_sp, maka tidak terbentuk endapan.

2.    jika  Q_sp = K_sp, maka belum terbentuk endapan.

3.    Jika Q_sp > K_sp, maka terbentuk endapan.

Hidrolisis Garam

HIDROLISIS GARAM

 

Pencampuran larutan asam dengan larutan basa akan menghasilkan garam dan air. Namun demikian, garam dapat bersifat asam, basa maupun netral. Sifat garam bergantung pada jenis komponen asam dan basanya. Garam dapat terbentuk dari asam kuat dengan basa kuat, asam lemah dengan basa kuat, asam kuat dengan basa lemah, atau asam lemah dengan basa lemah. Jadi, sifat asam basa suatu garam dapat ditentukan dari kekuatan asam dan basa penyusunnya. Sifat keasaman atau kebasaan garam ini disebabkan oleh sebagian garam yang larut bereaksi dengan air. Proses larutnya sebagian garam bereaksi dengan air ini disebut hidrolisis (hidro yang berarti air dan lisis yang berarti peruraian).

1. Garam dari Asam Kuat dengan Basa Kuat

Asam kuat dan basa kuat bereaksi membentuk garam dan air. Kation dan anion garam berasal dari elektrolit kuat yang tidak terhidrolisis, sehingga larutan ini bersifat netral, pH larutan ini sama dengan 7.

Contoh :

Larutan KCl berasal dari basa kuat KOH terionisasi sempurna membentuk kation dan anionnya. KOH terionisasi menjadi H ⁺ dan Cl ^- . Masing-masing ion tidak bereaksi dengan air, reaksinya dapat ditulis sebagai berikut.

KCl _(aq) → K ⁺ _(aq) + Cl ^- _(aq)

K ⁺ _(aq) + H ₂ O _(l) →

Cl ^- _(aq) + H ₂ O _(l) →

2. Garam dari Asam Kuat dengan Basa Lemah

Garam yang terbentuk dari asam kuat dengan basa lemah mengalami hidrolisis sebagian (parsial) dalam air. Garam ini mengandung kation asam yang mengalami hidrolisis. Larutan garam ini bersifat asam, pH <7.

Contoh :

Amonium klorida (NH ₄ Cl) merupakan garam yang terbentuk dari asam kuat, HCl dalam basa lemah NH ₃ . HCl akan terionisasi sempurna menjadi H ⁺ dan Cl ^- sedangkan NH ₃ dalam larutannya akan terionisasi sebagian membentuk NH ₄ ⁺ dan OH ^- . Anion Cl ^- berasal dari asam kuat tidak dapat terhidrolisis, sedangkan kation NH ₄ ⁺ berasal dari basa lemah dapat terhidrolisis.

NH ₄ Cl _(aq) → NH ₄ ⁺ _(aq) + Cl ^- _(aq)

Cl ^- _(aq) + H ₂ O _(l) →

NH ₄ ⁺ _(aq) + H ₂ O _(l) → NH _{3 (aq)} + H ₃ O ⁺ _(aq)

Reaksi hidrolisis dari amonium (NH ₄ ⁺ ) merupakan reaksi kesetimbangan. Reaksi ini menghasilkan ion oksonium (H ₃ O ⁺ ) yang bersifat asam (pH<7). Secara umum reaksi ditulis:

BH ⁺ + H ₂ O → B + H ₃ O ⁺

3. Garam dari Asam Lemah dengan Basa Kuat

Garam yang terbentuk dari asam lemah dengan basa kuat mengalami hidrolisis parsial dalam air. Garam ini mengandung anion basa yang mengalami hidrolisis. Larutan garam ini bersifat basa (pH > 7).

Contoh :

Natrium asetat (CH₃COONa) terbentuk dari asam lemah CH₃COOH dan basa kuat NaOH. CH₃COOH akan terionisasi sebagian membentuk CH₃COO^- dan Na ⁺ . Anion CH₃COO ^- berasal dari asam lemah yang dapat terhidrolisis, sedangkan kation Na ⁺ berasal dari basa kuat yang tidak dapat terhidrolisis.

CH₃COONa _(aq) → CH₃COO ^- _(aq) +  Na ⁺ _(aq)

Na ⁺ _(aq) + H ₂ O _(l) →

CH₃COO^- _(aq) +  H₂O_(l)  → CH₃COOH _(aq)  +   OH ^- _(aq)

Reaksi hidrolisis asetat (CH₃COO^‑) merupakan reaksi kesetimbangannya. Reaksi ini menghasilkan ion OH ^‑ yang bersifat basa (pH > 7). Secara umum reaksinya ditulis:

A ^- + H₂O → HA + OH ^-

4. Garam dari Asam Lemah dengan Basa Lemah

Asam lemah dengan basa lemah dapat membentuk garam yang terhidrolisis total (sempurna) dalam air. Baik kation maupun anion dapat terhidrolisis dalam air. Larutan garam ini dapat bersifat asam, basa, maupun netral. Hal ini bergantung dari perbandingan kekuatan kation terhadap anion dalam reaksi dengan air.

Contoh :

Suatu asam lemah HCN dicampur dengan basa lemah, NH ₃ akan terbentuk garam NH₄CN. HCN terionisasi sebagian dalam air membentuk H ⁺ dan CN ^- sedangkan NH ₃ dalam air terionisasi sebagian membentuk NH₄⁺ dan OH-. Anion basa CN ^- dan kation asam NH₄ ⁺ dapat terhidrolisis di dalam air.

NH₄CN _(aq)  →   NH ₄ ⁺ _(aq) +   CN ^- _(aq)

NH ₄ ⁺ _(aq) + H ₂ O → NH _3(aq) + H ₃ O _(aq) ⁺

CN ^- _(aq) + H ₂ O _(e) → HCN _(aq) + OH ^- _(aq)

Sifat larutan bergantung pada kekuatan relatif asam dan basa penyusunnya (Ka dan Kb)

- Jika Ka < Kb (asam lebih lemah dari pada basa) maka anion akan terhidrolisis lebih banyak dan larutan bersifat basa.

- jika Ka > Kb (asam lebih kuat dari pada basa) maka kation akan terhidrolisis lebih banyak dalam larutan bersifat asam.

- Jika Ka = Kb (asam sama lemahnya dengan basa) maka larutan bersifat netral.

            Cara menentukan pH larutan garam:

1.    pH larutan garam dari asam kuat dan basa lemah

sebagai contoh NH₄Cl yang terbentuk dari HCl asam kuat dan NH₃ basa lemah.

NH₄Cl_(aq)  → NH₄⁺_(aq) +  Cl^-_(aq)

NH₄⁺_(aq)  → NH_3(aq)   +   H⁺

Dari persamaan reaksi diperoleh [NH₃] = [H⁺], sehingga dapat disubtitusikan dalam rumus:

  menjadi  

[H⁺] =

pH = - log [H⁺]

, sehingga

Dimana Kw adalah tetapan kesetimbangan air = 10^-14

2.    pH larutan garam dari asam lemah dan bas kuat

sebagai contoh garam KCN yang terbentuk dari asam lemah HCN dan basa kuat KOH.

KCN_(aq)  → K⁺_(aq)  + CN^-_(aq) 

CN^-_(aq)  + H₂O_(l) → HCN_(aq)  + OH^-_(aq) 

Dari persamaan reaksi tersebut dapat ditemukan bahwa [HCN] = [OH^-], sehingga dapat disubtitusikan ke dalam rumus :

   menjadi 

[OH^-] =

pOH = - log [OH^-] sehingga pH = 14 - pOH

Larutan Buffer

LARUTAN BUFFER

·      Larutan buffer adalah:

Larutan yang dapat mempertaankan pH dengan menahan perubahan pH menjadi sekecil mungkin terhadap penambahan sedikit asam, basa, dan pengenceran.

Hal tersebut dikarenakan dalam larutan buffer terdapat zat terlarut yang memiliki komponen asam dan basa yang merupakan suatu pasangan konjugasi.

Ada 2 jenis larutan buffer :

a.	Campuran asam lemah dengan garam dari asam lemah tersebut. Contoh: - CH3COOH dengan CH3COONa - H3PO4 dengan NaH2PO4
b.	Campuran basa lemah dengan garam dari basa lemah tersebut. Contoh: - NH4OH dengan NH4Cl

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

Cara Menghitung Larutan Buffer:

1.

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

2.

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

Aktivitas dan Koefisien Aktivitas

Aktivitas dan Koefisien Aktivitas

AKTIVITAS DAN KOEFISIEN AKTIVITAS

            Sifat-sifat fisis dari larutan garam, seperti konduktivitas dan titik beku memberi kesan bahwa ion-ionnya mungkin terklaster bersama dengan ion-ion positif yang memiliki lebih banyak ion negative daripada ion positive dalam lingkungan sekitar mereka, dan ion-ion negative pada gilirannya memiliki kelebihan ion positive di sekitar ion-ion negative. Dalam kondisi seperti ini, efektivitas dari ion dalam menentukan laju reaksi kimia, dan juga dalam mengubah sifat-sifat fisik dari zat pelarutnya, akan lebih  rendah dibandingkan efektivitas seandainya setiap ion mampu bertindak sendiri-sendiri. Hanya dalam larutan yang encer sajalah ion-ion bisa cukup bebas dari pengaruh ion-ion sekitarnnya sehingga dapat bertindak sebagai partikel-partikel yang indipenden.

            Untuk mencapai kesepakatan antara perhitungan kesetimbangan eksperimental dengan hitungan yang teoritis, seorang kimiawan mengalikan konsentrasi actual (molaritas, sebagai contoh) dengan bilangan tertentu disebut“koefiensi aktivitas” , untuk mendapatkan konsentrasi efektif disebut“aktivitas”.

Aktivitas dari spesies A dapat didefinisikan sebagai berikut:

Ɑ_A = f_A [A]

dimana Ɑ_A adalah aktivitas, f_A koefisien aktivitas, dan [A] molaritas dari spesies A. Sebagai contoh, aktivitas dari ion hidronium adalah

Ɑ_H3O⁺ = f _H3O^+ - [H3O⁺]

Dan aktivitas ion hidroksinya adalah

Ɑ_OH^-= f_OH^- [OH^-]

Tetapan sebenarnya untuk disosiasi air, K_w adalah

K_w = Ɑ_H3O⁺ x Ɑ_OH^-

Semakin ideal suatu larutan berarti semakin dekatya aktivitas dengan konsentrasi, koefisien aktivitas akan semakin mendekati satu. Pada pengenceran tak terhingga, f_A= 1 dan Ɑ_A = [A].

Persamaan Debye-Huckel:

-log⁡〖fx= (0,51Zx² √μ)/(1+0,33αx√μ)〗

αx = diameter ion x (Å)

μ= 1/2 ∑▒〖C Z²〗

Z = muatan

C = konsentrasi

K’a =  (f _H+ . f_A )/ f_HA . Ka , dimana K’a = K aktivitas.