Larutan

LARUTAN adalah campuran homogen dua zat atau lebih yang saling melarutkan dan masing-masing zat penyusunnya tidak dapat dibedakan lagi secara fisik.

Larutan terdiri atas zat terlarut dan pelarut.
Berdasarkan daya hantar listriknya (daya ionisasinya), larutan dibedakan dalam dua macam, yaitu larutan elektrolit dan larutan non elektrolit.

Larutan elektrolit adalah larutan yang dapat menghantarkan arus listrik.

Larutan ini dibedakan atas :

1.

ELEKTROLIT KUAT Larutan elektrolit kuat adalah larutan yang mempunyai daya hantar listrik yang kuat, karena zat terlarutnya didalam pelarut (umumnya air), seluruhnya berubah menjadi ion-ion (alpha = 1). Yang tergolong elektrolit kuat adalah: a. Asam-asam kuat, seperti : HCl, HCl03, H2SO4, HNO3 dan lain-lain. b. Basa-basa kuat, yaitu basa-basa golongan alkali dan alkali tanah, seperti: NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 dan lain-lain. c. Garam-garam yang mudah larut, seperti: NaCl, KI, Al2(SO4)3 dan lain-lain

2.

ELEKTROLIT LEMAH Larutan elektrolit lemah adalah larutan yang daya hantar listriknya lemah dengan harga derajat ionisasi sebesar: O < alpha < 1. Yang tergolong elektrolit lemah: a. Asam-asam lemah, seperti : CH3COOH, HCN, H2CO3, H2S dan lain-lain b. Basa-basa lemah seperti : NH4OH, Ni(OH)2 dan lain-lain c. Garam-garam yang sukar larut, seperti : AgCl, CaCrO4, PbI2 dan lain-lain

Larutan non elektrolit adalah larutan yang tidak dapat menghantarkan arus listrik, karena zat terlarutnya di dalam pelarut tidak dapat menghasilkan ion-ion (tidak mengion).

Tergolong ke dalam jenis ini misalnya:

- Larutan urea
- Larutan sukrosa
- Larutan glukosa
- Larutan alkohol dan lain-lain

Konsentrasi merupakan cara untuk menyatakan hubungan kuantitatif antara zat terlarut dan pelarut.
Menyatakan konsentrasi larutan ada beberapa macam, di antaranya:

1.	FRAKSI MOL Fraksi mol adalah perbandingan antara jumiah mol suatu komponen dengan jumlah mol seluruh komponen yang terdapat dalam larutan. Fraksi mol dilambangkan dengan X. Contoh: Suatu larutan terdiri dari 3 mol zat terlarut A den 7 mol zat terlarut B. maka: XA = nA / (nA + nB) = 3 / (3 + 7) = 0.3 XB = nB /(nA + nB) = 7 / (3 + 7) = 0.7 * XA + XB = 1
2.	PERSEN BERAT Persen berat menyatakan gram berat zat terlarut dalam 100 gram larutan. Contoh: Larutan gula 5% dalam air, artinya: dalam 100 gram larutan terdapat : - gula = 5/100 x 100 = 5 gram - air = 100 - 5 = 95 gram
3.	MOLALITAS (m) Molalitas menyatakan mol zat terlarut dalam 1000 gram pelarut. Contoh: Hitunglah molalitas 4 gram NaOH (Mr = 40) dalam 500 gram air ! - molalitas NaOH = (4/40) / 500 gram air = (0.1 x 2 mol) / 1000 gram air = 0,2 m
4.	MOLARITAS (M) Molaritas menyatakan jumlah mol zat terlarut dalam 1 liter larutan. Contoh: Berapakah molaritas 9.8 gram H2SO4 (Mr= 98) dalam 250 ml larutan ? - molaritas H2SO4 = (9.8/98) mol / 0.25 liter = (0.1 x 4) mol / liter = 0.4 M
5.	NORMALITAS (N) Normalitas menyatakan jumlah mol ekivalen zat terlarut dalam 1 liter larutan. Untuk asam, 1 mol ekivalennya sebanding dengan 1 mol ion H+. Untuk basa, 1 mol ekivalennya sebanding dengan 1 mol ion OH-. Antara Normalitas dan Molaritas terdapat hubungan : N = M x valensi

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

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

- Jika nilai pH < 7, maka larutan bersifat asam

- Jika nilai pH > 7, maka larutan bersifat basa

- Pada suhu kamar: pK_w = pH + pOH = 14

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

1.

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

2.

pH Asam Lemah Bagi asam-asam lemah, karena harga derajat ionisasinya  1 (0 <  < 1) maka besarnya konsentrasi ion H+ tidak dapat dinyatakan secara langsung dari konsentrasi asamnya (seperti halnya asam kuat). Langkah awal yang harus ditempuh adalah menghitung besarnya [H+] dengan rumus [H+] = Ca . Ka) dimana: Ca = konsentrasi asam lemah Ka = tetapan ionisasi asam lemah Contoh: Hitunglah pH dari 0.025 mol CH3COOH dalam 250 ml larutannya, jika diketahui Ka = 10-5 Jawab: Ca = 0.025 mol/0.025 liter = 0.1 M = 10-1 M [H+] = Ca . Ka) = 10-1 . 10-5 = 10-3 M pH = -log 10-3 = 3

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

1.

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

2.

pH Basa Lemah Bagi basa-basa lemah, karena harga derajat ionisasinya  1, maka untuk menyatakan konsentrasi ion OH- digunakan rumus: [OH-] = Cb . Kb) dimana: Cb = konsentrasi basa lemah Kb = tetapan ionisasi basa lemah Contoh: Hitunglah pH dari 100 ml 0.001 M larutan NH4OH, jika diketahui tetapan ionisasinya = 10-5 ! Jawab: [OH-] = Cb . Kb) = 10-3 . 10-5 = 10-4 M pOH = - log 10-4 = 4 pH = 14 - pOH = 14 - 4 = 10

Larutan buffer adalah:

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

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

CARA MENGHITUNG LARUTAN BUFFER

1.

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

2.

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

Hidrolisis adalah terurainya garam dalam air yang menghasilkan asam atau basa.

ADA EMPAT JENIS GARAM, YAITU :

1.	Garam yang terbentuk dari reaksi asam kuat dengan basa kuat (misalnya NaCl, K2SO4 dan lain-lain) tidak mengalami hidrolisis. Untuk jenis garam yang demikian nilai pH = 7 (bersifat netral).
2.	Garam yang terbentuk dari reaksi asam kuat dengan basa lemah (misalnya NH4Cl, AgNO3 dan lain-lain) hanya kationnya yang terhidrolisis (mengalami hidrolisis parsial). Untuk jenis garam yang demikian nilai pH < 7 (bersifat asam).
3.	Garam yang terbentuk dari reaksi asam lemah dengan basa kuat (misalnya CH3COOK, NaCN dan lain-lain) hanya anionnya yang terhidrolisis (mengalami hidrolisis parsial). Untuk jenis garam yang demikian nilai pH > 7 (bersifat basa).
4.	Garam yang terbentuk dari reaksi asam lemah dengan basa lemah (misalnya CH3COONH4, Al2S3 dan lain-lain) mengalami hidrolisis total (sempurna). Untuk jenis garam yang demikian nilai pH-nya tergantung harga Ka den Kb.

Garam Yang Terbentuk Dari Asam Kuat Dan Basa Lemah

Karena untuk jenis ini garamnya selalu bersifat asam (pH < 7) digunakan persamaan:

[H+] = Kh . Cg

dimana :

Kh = Kw/Kb

K_h = konstanta hidrolisis

Jika kita ingin mencari nilai pH-nya secara langsung, dipergunakan persamaan:

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

Contoh:

Hitunglah pH dari 100 ml larutan 0.1 M NH₄Cl ! (Kb = 10^-5)

Jawab:

NH₄Cl adalah garam yang bersifat asam, sehingga pH-nya kita hitung secara langsung.

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

Garam Yang Terbentuk Dari Asam Lemah Dan Basa Lemah

Untuk jenis garam ini larutannya selalu bersifat basa (pH > 7), dan dalam perhitungan digunakan persamaan:

[OH-] =  Kh . Cg

dimana:

Kh = Kw/Ka

K_h = konstanta hidrolisis

Jika kita ingin mencari nilai pH-nya secara langsung, dipergunakan persamaan:

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

Contoh:

Hitunglah pH larutan dari 100 ml 0.02 M NaOH dengan 100 ml 0.02 M asam asetat ! (K_a = 10^-5).

Jawab:

NaOH + CH₃COOH  CH₃COONa + H₂O

- mol NaOH = 100/1000 x 0.02 = 0.002 mol

- mol CH₃COOH = 100/1000 x 0.02 = 0.002 mol

Karena mol basa yang direaksikannya sama dengan mol asam yang direaksikan, maka tidak ada yang tersisa, yang ada hanya mol garam (CH₃COONa) yang terbentuk.

- mol CH₃COONa = 0.002 mol (lihat reaksi)
- C_g = 0.002 mol/200 ml = 0.002 mol/0.2 liter = 0.01 M = 10^-2 M
- Nilai pH-nya akan bersifat basa (karena garamnya terbentuk dari asam lemah dengan basa kuat), besarnya:

pH = 1/2 (pK_w + pK_a + log C_g)
= 1/2 (14 + 5 + log 10^-2)
= 1/2 (19 - 2)
= 8.5