8 Bab 7 Kesetimbangan Elektrolit Mulai 111-135

KIMIA FISIKA

BAB 7KESETIMBANGAN ELEKTROLIT

7.1. Tetapan Hasil Kali Ion dari AirAir merupakan pelarut yang sangat penting. Larutan zat

dalam air juga menjadi bahasan penting dalam bidang kimia. Air dapat bersifat sebagai basa maupun asam. Dalam air selalu terdapat ion walaupun sedikit. Hal ini terjadi dari reaksi transfer proton. H2O (l) + H2O (l) H3O+ (aq) + OH- (aq)Namun kalau arus listrik dialirkan ke dalam air hanya dapat mengalir kalau beda potensialnya cukup besar atau dengan kata lain hanya sedikik dapat menghantarkan listrik.

Besarnya kesetimbangan aktivitas reaksi ionisasi air adalah:

(7-1)

Ionisasi air sangat kecil, sehingga dapat dianggap tetap. Oleh karena itu tetapan kesetimbangan air dapat ditulis dengan persamaan:

(7-2)

Kw disebut tetapan hasil kali ion dari air. Dalam keadaan yang sangat encer, aktivitas dapat diganti dengan konsentrasi. Oleh karena itu persamaan (7-2) dapat ditulis menjadi:

(7-3)

atau (7-4)

Nilai KW dapat ditentukan dengan berbagai cara, dengan cara percobaan maupun dengan perhitungan termodinamika. Nilai KW

yang diterima pada suhu 25 oC adalah 1 X 10-4. Tabel 7.1 berikut menunjukkan nilai KW pada beberapa suhu.

111 Kimia Fisika

112 Kesetimbangan Elektrolit

Tabel 7.1. Nilai tetapan hasil kali ion air pada beberpa suhu

T, oC 0 10 25 30 40 50KWX1014 0,113 0,292 1,000 1,468 2,917 5,474

Dari tabel itu dapat dilihat bahwa makin tinggi suhu nilai KW

semakin besar pula. Air murni pada 25 o C [H+] = [OH-] sehingga :

[H+] . [OH]- = [H+]2 = [OH-]2 = 10 –14

atau [H+] = [OH-] = 10-7.Walaupun ke dalam larutan ditambahkan asam atau basa nilai tetapan kesetimbangan tidak berubah. Oleh karena itu [H+] atau [OH-] dapat dihitung jika konsentrasi salah satu ion diketahui.

atau

Skala pH dan pOHDi dalam larutan air selalu terdapat ion H3O+ atau H+ dan

ion OH- yang hasil kali konsentrasinya pada suhu 25 oC sama dengan 10-14. Penambahan asam ke dalam air akan menaikkan konsentrasi H3O+ atau H+ dan menurunkan konsentrasi OH-.

Tabel berikut ini merupakan pasangan konsentrasi ion H3O+

atau H+ dan ion OH- pada suhu 25 oC. Konsentrasi pada saat konsentrasi H3O+ atau H+ sama dengan konsentrasi ion OH-

dinamakan titik netral. Jika konsentrasi ion H3O+ lebih besar dari 1 X 10-7 M diidentifikasi sebagai asam dan yang lebih kecil dari 1 X 10-7 M diidentifikasi sebagai basa.

Besarnya konsentrasi ion H+ biasanya dinyatakan dengan skala pH. Istilah pH mula-mula diberikan oleh Sorensen pada tahun 1909, yang didefinisikan sebagai nilai negatif logaritma konsentrasi ion H+ dan dapat ditulis dengan persamaan (7-5).

pH = - log [H+] (7-5)untuk air murni (netral) [H+] = 10-7, maka pH =- log 10-7 = 7untuk asam [H+] > 10-7 pH < 7

Kimia Fisika

Kesetimbangan Elektrolit

untuk basa [H+] < 10-7 pH > 7

Kimia Fisika

113


Tabel 7.2. Pasangan konsentrasi H3O+ atau H+ dan ion OH- pada suhu 25 oC yang berada bersama-sama dalam air

Konsentrasi mol/L Keadaan [H3O+] [OH-]

1 1x10-14 asam1x10-1 1x10-13

1x10-2 1x10-12

1x10-3 1x10-11

1x10-4 1x10-10

1x10-5 1x10-9

1x10-6 1x10-8

1x10-7 1x10-7 netral1x10-8 1x10-6 basa1x10-9 1x10-5

1x10-10 1x10-4

1x10-11 1x10-3

1x10-12 1x10-2

1x10-13 1x10-1

1x10-14 1

Bila konsentrasi [H+] dalam larutan diketahui, maka pH dapat dihitung. Sebaliknya, bila pH diketahui, konsentrasi H+

dalam larutan dapat dihitung.

7.2. Kesetimbangan Larutan Asam, Basa, dan GaramTetapan ionisasi asam lemah

Asama lemah dalam larutan air terion sebagian dan membentuk kesetimbangan dengan molekul-molekul asam yang tidak terion:

HA + H2O H3O+ + A-

AsamBesarnya tetapan kesetimbangan K adalah:

Aktivitas air dianggap tetap, sehingga:

Kimia Fisika


Ka disebut tetapan ionisasi asam lemah. Aktivitas asam beserta ion-ion hasil ionisasi dapat dianggap sama dengan konsentrasinya, sehingga berlaku persamaan;

Pada umumnya H3O ditulis sebagai H+, sehingga:

Seperti tetapan kesetimbangan yang lain, Ka juga berubah terhadap suhu. Hubungan Ka dengan derajat ionisasi dapat dijabarkan sebagai berikut:

Reaksi:HA + H2O H3O+ + A-

Awal C 1 0 0Kesetb. C(1-) C CC adalah konsentrasi awal (M)

Untuk asam lemah jauh lebih kecil dari pada 1, sehingga dapat diabaikan terhadap 1 dan persamaan menjadi:

Ka = 2.C

Tetapan ionisasi basa lemahBasa dapat dituliskan sebagai BOH. Namun, basa-basa

hidroksid bersifat basa kuat. Amoniak dan derifat organik bersifat basa lemah. Oleh karena itu unutk basa lemah biasa ditulis dengan RNH2, R adalah alkil, aril, atau atom H:

RNH2 + H2O RNH3+ + OH-

Untuk amoniak:NH3 + H2O NH4

+ + OH-

Kimia Fisika

115


Analog dengan ionisasi asam lemah, hubungan Kb dengan dapat ditulis dengan:

Kb = 2.CContoh

Larutan asam asetat 0,2 M pada suhu 25 oC mempunyai derajat ionisasi 0,95 %. Hitunglah tetapan ionisasi, konsentrasi H+, dan pH larutan pada keadaan itu.

Kimia Fisika


Penyelesaian:Ionisasi asam asetat dapat ditulis:

HAc H+ + Ac-

Mula-mula 0,2 M 0 0Kesetimbangan (1-).0,2 M M M

<<< 0,2, maka Ka= 1,8 .10-5

[H+] = .C = 0,0095.0,2 = 1,95 x 10-3 MpH = - log (1,95 x 10-3) =Bila ke dalam larutan asam asetat ditambahkan ion asetat,

misalnya dari NaAc atau NH4Ac, maka ionisasi akan lebih sedikit, , menjadi lebih kecil. Peristiwa ini disebut pengaruh ion sejenis atau efek ion senama. Perlu difahami bahwa tetapan kesetimbangan, dalam hal ini Ka, bernilai tetap selama suhu tetap.

Asam poliprotikAsam-asam yang mempunyai dua atau lebih atom H yang

dapat terion disebut asam poliprotik. Asam poliprotik selalu terion bertingkat dan masing-masing tingkat mempunyai tetapan kesetimbangan sendiri-sendiri. Ionisasi asam karbonat dapat ditulis dengan persamaan berikut:

H2CO3 + H2O H3O+ + HCO3-

HCO3- + H2O H3O+ + CO3

=

Ion hidronium, H3O+, dapat diganti dengan H+, sehingga tetapan kesetimbangan pertama dan kedua berturut-turut adalah:

Ionisasi pertama selalu lebih mudah dari pada ionisasi kedua. Jadi, nilai K1 selalu lebih besar dari pada K2. Kadang-kadang ionisasi asam karbonat juga ditulis dengan:

H2CO3 + 2H2O 2H3O+ + CO3=

Besarnya tetapan kesetimbangan K merupakan hasil kali K1 dengan K2. K disebut tetapan ionsisasi jumlah atau keseluruhan:

Kimia Fisika

117


Asam fosfat juga merupakan asam poliprotik triprotik. Ionisasi asam fosfat berlangsung 3 tingkat sebagai berikut.

H3PO4 H+ + H2PO4-

K1=7,5x10-3 (25 oC)H2PO4

- H+ + HPO42-

K2=6,2x10-8 (25 oC)HPO4

2- H+ + PO43-

K3=4,8x10-13 (25 oC)

Ionisasi total asam fosfat dapat ditulis:H3PO4 3H+ + PO4

3- K =K1xK2xK3=2,23x10-22 (25 oC)

pH larutan asam dan basaAsam kuat dan basa kuat dalam air terion sempurna. Oleh

karena itu besarnya konsentrasi ion H+ atau OH- adalah sama dengan konsentrasi asam atau basanya. Oleh karena itu pH mudah dihitung.

Untuk asam lemah atau basa lemah konsentrasi H+ atau OH-

tergantung pada nilai Ka atau Kb.

ContohHitunglah pH pada 25 oC larutan 1 M basa lemah

trimetilamin, jika nilai Kb=5,3x10-5.

Penyelesaian: pOH = ½ pKb – ½ log Cb

= ½ (5-log 5,3) – ½ log 1= 2,14

pH = pKw – pOH = 14 – 2,14 = 11,86.

7.3. Hasil kali kelarutan

Kimia Fisika


Kesetimbangan antara zat padat yang sukar larut, seperti perak klorid dan perak kromat, padatan dan ion-ionnya dapat dituliskan dengan persamaan kesetimbangan sebagai berikut.

Ag+Cl- (s) Ag+ + Cl-

Untuk menyatakan bahwa perak klorid padat telah terion ditulis dengan Ag+Cl-. Nilai tetapan kesetimbangan adalah:

Nilai aAgCl = 1, karena berupa padatan dalam larutan. Oleh karena itu

K = Perak klorid merupakan zat yang sukar larut. Oleh karena itu, ion Ag+ dan Cl- dalam larutan sangatlah kecil. Dengan demikian, aktivitas dapat dinyatakan dengan konsentrasi, dan tetapan kesetimbangan untuk zat yang sukar larut biasanya digunakan Ksp = tetapan hasil kali kelarutan. Persamaan ( ) dapat ditulis sebagai:

Ksp = [Ag+] [Cl-].

Nilai Ksp tergantung pada jenis elektrolit dan suhu.Untuk perak kromat, reaksi dan besarnya Ksp dapat

dinyatakan sebagai berikut.

Ag2+CrO4

= (s) 2Ag+ + CrO4=

Ksp = [Ag+]2[CrO4=]

Jadi dapat disimpulkan bahwa elektrolit yang sukar larut dalam larutan jenuh, hasil kali konsentrasi ion-ionnya yang masing-masing berpangkat dengan koefisien persamaan reaksinya, pada suhu tetap bernilai tetap.

Apabila dua buah larutan elektrolit dicampur, maka ada tiga kemungkinan. Sebagai contoh bila larutan AgNO3 dicampur dengan larutan NaCl, bila:

[Ag+] [Cl-] < Ksp berarti larutan tidak jenuh[Ag+] [Cl-] = Ksp berarti larutan tepat jenuh, disini tidak

terjadi endapan[Ag+] [Cl-] > Ksp berarti larutan lewat jenuh, disini terjadi

pengendapan sedemikian sehingga dalam larutan [Ag+] [Cl-] = Ksp.

Kimia Fisika

119


Pengaruh garam atau salt effectBila larutan asam lemah atau basa lemah dalam air, atau

larutan jenuh elektrolit yang sukar larut ditambahkan garam-garam netral seperti NaCl, maka nilai Ka, Kb, atau Ksp akan berubah. Pengaruh elektrolit terhadap nilai Ka, Kb, atau Ksp ini disebut salt effect.

Hal ini tidak berarti bahwa ada penyimpangan terhadap hukum kesetimbangan. Hukum kesetimbangan tetap benar bila digunakan nilai aktivitas, bukan konsentrasi. Nilai Ka, Kb, atau Ksp

elektrolit tidak tergantung pada elektrolit lain, bila dinyatakan dalam aktivitas. Tetapi bila dinyatakan dalam konsentrasi akan ada perbedaan. Hubungan aktivitas dengan konsentrasi dapat ditulis:

a = . C (7-6)

Besarnya dipengaruhi oleh kekuatan ion larutan:log = -K.Z2.1/2 (7-7)

Nilai dipengaruhi oleh konsentrasi semua spesi ion yang ada dalam larutan. Makin besar mengakibatkan nilai semakin kecil. Untuk larutan jenuh AgCl berlaku:

Ag+Cl- (s) Ag+ + Cl-

K = 2. Ksp (7-8)

2 = koefisien aktivitas rata-rata. Tetapan kesetimbangan berdasar aktivitas, K, bernilai tetap. Nilai berubah dengan berubahnya spesi ion yang ada dalam larutan. Oleh karena itu Ksp juga sedikit berubah.

Meskipun demikian, untuk perhitungan praktis dipakai Ksp, Ka, atau Kb.

7.4. Ionisasi AmfolitAda beberapa zat yang dalam keadaan tertentu bersifat

sebagai asam dan dalam keadaan lain bersifat sebagai basa. Zat-zat seperti ini dinamakan amfoter elektrolit atau amfolit. Contohnya

Kimia Fisika


adalah: Zn(OH)2, Al(OH)3, Pb(OH)3, asam-asam amino, dan protein.

Asam amino dan protein selalu berisi gugus amino yang bersifat basa dan karboksil yang bersifat asam.

7.5. Hidrolisis GaramBila garam dilarutkan dalam air, larutannya dapat bersifat

netral, asam, atau basa tergantung pada jenis garamnya. Telah dijelaskan didepan, bahwa air murni mengion menjadi H+ dan OH-.

Bila ion dari garam bereaksi dengan ion H+ atau OH- dari air, maka kesetimbangan air akan tergsanggu dan larutan tidak netral lagi. Dalam hal ini garam mengalami hidrolisis. Jadi hidrolisis adalah reaksi ion dari garam dengan ino dari air.

Garam dari basa kuat-asam kuat seperti NaCl, tidak mengalami hidrolisis, sebab basa kuat dan asam kuat terion sempurna. Larutan garam NaCl terion sempurna menjadi Na+ dan Cl- yang tidak bereaksi dengan ion OH- atau H+:

NaCl Na+ + Cl-

+ _H2O OH- + H+

=1 =1NaOH HCl

Garam-garam yang terjadi dari basa kuat-asam lemah, basa lemah-asam kuat dan dari asam kuat – basa lemah dalam air akan mengalami hidrolisis.

Hidrolisis garam dari basa kuat – asam lemahHidrolisis garam jenis ini akan menghasilkan larutan yang

bersifat basa. Jika NaAc dilarutkan dalam air, ion Ac- akan bereaksi dengan air membentuk HAc yang sedikit terionisasi.

NaAc Na+ + Ac-

+H2O OH- +

H+

Kimia Fisika

121


HAcAkibat ion H+ berkurang, maka reaksi akan bergeser ke

kanan, samapai tercapai kesetimbangan Kw dan Ka untuk air dan asam asetat. Hidrolisis itu juga dapat ditulis:

Ac- + H2O HAc + OH-

Secara umum dapat ditulis:A- + H2O HA + OH-

Dengan A- adalah ion yang berasal dari garam asam lemah B+A-.Konsentrasi ion OH- dan pH larutan dapat dihitung sebagai

berikut.

(7-9)

Kh diebut tetapan nhidrolisis garam yang bersangkutan. Di dalam larutan selalu dipenuhi persamaan:

[H+] [OH-] = Kw

(7-10)

Substitusi persamaan (7-9) ke dalam persamaan (7-8) diperoleh:

(7-11)

Pada hidrolisis di atas [HA] = [OH-], sehingga:

(7-12)

Bila derajat hidrolisis kecil, [A-] = Cs (konsentrasi garam), maka:

Kimia Fisika


(7-13)

Bila derajat hidrolisis besar, yaitu bila asamnya sangat lemah (Ka 1 x 10-10) atau kurang, maka [A-] = Cs – [OH-], sehingga:

besarnya derajat hidrolisis, , yaitu bagian garam yang terhidrolisis adalah:

Keasaman, pH larutan dapat dihitung sebagai berikut:

log [OH-] = ½ log Kw – ½ log Ka + ½ log Cs

-log [OH-] = -½ log Kw + ½ log Ka - ½ log Cs

pOH = -½ log Kw + ½ log Ka - ½ log Cs

pH = pKw – pOH = pKw -½ log Kw + ½ log Ka - ½ log Cs

pH = ½ log Kw + ½ log Ka - ½ log Cs (7-14)

Contoh:Hitunglah konsentrasi ion H+ , pH , dan derajat hidrolisis larutan 0,1 M NaAc pada suhu 25 oC jika Ka= 1,84 x 10-4.

Hidrolisis garam dari basa lemah-asam kuatHidrolisis garam jenis ini menghasilkan larutan yang

bersifat asam . Amonium klorid dalam air terhidrolisis sebagai berikut.

NH4+ + H2O NH3 + H3O+

Secara umum hidrolisis ini dapat ditulis:RNH3

+ + H2O RNH2 + H3O+

Bila RNH3+ berasal dari garam basa lemah asam kuat RNH3A:

Kimia Fisika

123


Kw= [H3O+][OH-]

Pada hidrolisis itu selalu didapatkan bahwa [RNH2} sama dengan [H3O+], maka dapat ditulis:

Bila derajat hidrolisis kecil, [RNH3+] sama dengan konsentrasi

jenuh garamnya, Cs. Oleh karena itu persamaan dapat disederhanakan menjadi:

Bila derajat hidrolisis besar, artinya basanya sangat lemah (Kb 10-10 atau kurang) maka [RNH3

+] sama dengan Cs – [H3O+], sehingga:

Besarnya derajat hidrolisis :

Dari persamaan itu dapat disusun persamaan untuk menghitung pH:log [H+] = ½ log Kw – ½ log Kb + ½ log Cs

-log [H+] = -½ log Kw + ½ log Kb - ½ log Cs

pH = ½ pKw - ½ pKb - ½ logCs (7-15)Latihan:

Hitunglah konsentrasi H+, pH, dan derajat hidrolisis larutan 0,050 M amonium klorid pada 25 oC, Kb = 1,8 x 10-6.

Kimia Fisika


Hidrolisis garam dari basa lemah-asam lemahGaram-garam jenis ini terhidrolisis lebih kuat dari pada

kedua garam yang telah dibahas. Hal ini disebabkan oleh kation atau anionnya bereaksi dengan air. Bila garamnya RNH3

+A- maka hidrolisisnya adalah:

RNH3+ + A- RNH2 + HA

Dari persamaan stoikiometeri maka [RNH2] selalu sama dengan [HA], dan bila derajat hidrolisis kecil, [RNH3

+] sama dengan [A-] sama dengan Cs, maka :

Besarnya derajat hidrolisis=

Besarnya pH dapat dihutung berdasarkan persamaan di atas:

Cs

Ka

log [H+] = ½ log Ka– ½ log Kb + ½ log Kw

-log [H+] = -½ log Ka+ ½ log Kb - ½ log Kw

pH = ½ pKa – ½ pKb + ½ pKw (7-16)

Kimia Fisika

125


Jika Ka sama dengan Kb berarti asamnya sama kuat dengan basanya maka larutan bersifat netral, atau pH sama dengan 7. Jika Ka lebih besar dari Kb berarti asam lebih kuat dari basanya maka larutan bersifat asam, pH < 7. Bila Ka lebih kecil dari Kb berarti asamnya lebih lemah dari basanya maka larutan bersifat basa, dan pH > 7.

Ionisasi dan hidrolisis garam asamGaram-garam asam seperti NaHCO3, KHSO4, KHC2O4,

dapat ditulis secara umum sebagai B+HA-, dengan B+ menunjukkan setiap kation. Dalam larutan garam ini dapat terion sempurna sebagai B+ dan HA-. Ion HA- dapat berfungsi sebagai asam amupun sebagai basa

HA- + H2O H3O+ + A2-

AsamHA- + H3O+ H2A + H2OBasa

Reaksi pertama merupakan merupakan reaksi ionisasi ke dua dari H2A dan reaksi ke dua merupakan ionisasi pertama:

Pada reaksi pertama, [H3O+] lebih kecil dari [A2-] karena sebagian [H3O+] dipaka dalam reaksi ke dua. Oleh karena itu [A2-] = [H3O+] + [H2A].Dari K1 diperoleh:

Dari K2 diperoleh:

[A2-] = [H+] + [H2A]

(7-17)

Kimia Fisika


Bila derajat hidrolisis kecil, maka [HA-] sama dengan Cs atau konsentrasi garam, maka:

(7-18)

Bila K1 jauh lebih kecil dari pada Cs maka persamaan menjadi: (7-19)

Dengan persamaan ini dapat dihitung konsentrasi dan pH garam-garam seperti NaHCO3 dan KHSO4.

Contoh:Hitunglah pH larutan 0,1 M NaHCO3 pada 18 oC, jika K1= 4,3x10-7

dan K2=5,6 x 10-11.Hidrolisis menurut teori Bronsted-Lowry

Menurut teori ini, garam-garam yang terjadi dari basa kuat-asam kuat seperti NaCl, berisi kation Na+ yang bersifat asam sangat lemah dan anion Cl- yang bersifat basa sangat lemah. Bila NaCl dilarutkan dalam air, baik Na+ atau Cl- tidak menerima atau memberi proton. Oleh karena itu garam tidak bereaksi dengan air dan larutan tetap netral.

Garam dari basa kuat – asam lemah seperti NaAc, berisi kation Na+ yang bersifat asam sangat lemah dan anion Ac- yang bersifat basa kuat. Oleh karena itu Ac- dalam air dapat menerima proton, dan terjadi reaksi:

Ac- + H2O HAc + OH-

Oleh karena itu larutan bersifat basaGaram dari basa lemah – asam kuat seperti NH4Cl berisi

kation NH4+ yang bersifat asam kuat dsn snion Cl- yang bersifat

asam lemah. Dalam hal ini NH4+ merupakan proton donor yang

kuat sehingga terjadi reaksi:NH4

+ + H2O NH3 + H3O+

Oleh karena itu larutan bersifat asam.Garam dari basa lemah – asam lemah seperti NH4Ac berisi

kation NH4+ yang berrsifat asam kuat dan Ac- yang bersifat asam

kuat. Oleh karena itu dalam air ada dua asam, yaitu NH4+ dan H2O.

Dalam hal ini NH4+ lebih kuat dari pada H2O, sehingga NH4

+ lebih mudah melepas proton. Sebaliknya, Ac- lebih mudah menerima

Kimia Fisika

127


proton dari pada air. Oleh karena itu, hidrolisis NH4Ac aadalah pemindahan proton dari NH4

+ ke Ac-:NH4

+ + Ac- NH3 + HAcUntuk garam ZnAc2 dan AlAc3 proton dilepaskan dari hidrat logamnya:

Zn(H2O)42+ Zn(H2O)3(OH)+ + H+

Al(H2O)63+ Al(H2O)6

2+OH + H+

7.6. Larutan BufferBanyak proses biologi dan kimia yang memerlukan medium

dengan pH tetap atau hanya sedikit sekali berubah dengan sedikit penambahan asam atau basa. Untuk kerluan ini digunakan larutan buffer. Larutan buffer dapat didefinisikan sebagai larutan yang dapat menahan perubahan konsentrasi ion H+ atau pH, meskipun ke dalam larutan ditambahkan asam kuat atau basa kuat.Kegiatan larutan buffer

Air atau larutan garam dari basa kuat – asam kuat sangat peka terhadap penambahan asam atau basa, artinya pH larutan sangat mudah berubah. Satu tetes HCl yang dimasukkan dalam 1 L air, akan mengubah pH dari 7,0 menjadi kira-kira 3,2. demikian pula bila air ditetesi NaOH, pH akan menjak.

Sebaliknya, pH larutan NaAc tahan terhadap penambahan sedikit asam sedang pH larutan NH4Cl tahan terhadap penambanah sedikit basa. Larutan yang berisi asam lemah dan garamnya atau basa lemah dan garamnya, pH nya tidak mudah berubah. Sedikit penambahan asam atau basa tidak mengubah pH. Larutan seperti ini dinamakan larutan buffer atau larutan penyangga. Tabel 7.3. berikut ini menunjukkan beberapa larutan buffer dan kisaran pH.

Tabel 7.3. Campuran buffer dan kisaran pH

Komponen Interval pH yang dapat bekerja baik

Glisin-glisin klorid 1,0 – 3,7Asam ftalat-kalium dtalat asa, 2,2 – 3,8Asam asetat – natrium asetat 3,7 – 5,6Mononatrium fosfat – dinatrium fosfat

5,8 – 8,0

Asam borat - boraks 6,8 – 9,2Boraks – natriun hidroksid 9,2 – 11,0

Kimia Fisika


Dinatrium fosfat – trinatrium fosfat

11,0 – 12,0

Penambahan larutan asam atau basa pada larutan buffer, dapat dijelaskan dengan contoh larutan buffer yang dibuat dari HAc dan NaAc. Bila ditambah asam, maka H+ akan diikat oleh ion Ac- memebentuk asam asetat sampai dipenuhi tiga nilai Ka.

Ac- + H3O+ HAc + H2ODari asam

HA + OH- H2O + Ac-

Dari basaKarena OH- selalu diikat, maka pH larutan selalu tetap.

Daya tahan pH larutan buffer paling baik jika asam atau basa dan garam dicampur dengan perbandingan mol satu dengan satu.pH larutan buffer

Konsentrasi ion H+ dan pH larutan buffer dapat dihitung dengan konsep ion senama. Buffer dari asam lemah HA dan garam NaA, pH nya dapat dihitung sebagai berikut.

HA H+ + A-

NaA Na+ + A-

Dalam hal ini [HA] adalah sisa asam yang dapat dianggap sama dengan asam mula-mula (Ca) dan [A-] dapat dianggap sama dengan konsentrasi garam (Cs).

- log

pH = pKa+ log (persamaan Henderson-Hassel Barch)

dari persamaan ini dapat diketahui bahwa larutan buffer memiliki daya tahan maksimum terhadap penambahan asam atau basa bila Cs

sama dengan Ca, sehingga pH sama dengan pKa.Larutan buffer basa lemah dan garamnya jarang dipakai.

Hal ini disebabkan oleh basa lemah yang mudah menguap dan

Kimia Fisika

129


tidak stabil. Konsentrasi OH- dan pH larutan buffer semacam ini dapat dihitung sebagai berikut.

RNH2 + H2O RNH3+ + OH-

RNH3A RNH3+ + A-

mula-mula [RNH2] dapat dianggap sama dengan konsentrasi basa awal Cb dan [RNH3

+] dapat dianggap sama dengan konsentrasi garamnya, sehingga berlaku:

ContohHitunglah pH larutan buffer yang dibuat dengan

mencampur HAc dan NaAc hingga konsentrasi masing-masing 0,1 M. Ka = 1,8 x 10-5 .

Efisiensi larutan bufferEfisiensi larutan buffer adalah daya tahan larutan buffer

terhadap penambahan asam atau basa yang dapat dicari dari persamaan Handerson-Hassel Barch. Efisiensi tergantung pada perbandingan konsentrasi garam dan asam yang ada. Efisiesnsi paling besar diperoleh bila konsentrasi garam dan asam sama.

Larutan buffer asam asetat-natrium asetat memiliki pH sama dengan pKa sebesar 4,74. Bila larutan ini ditambah 0,01 M HCl beberapa kali, setiap kali penambahan HCl sebagian ion Ac-

bereaksi membentuk HAc sbegai berikut.Ac- + H3O+ HAc + H2O

Pada penambahan pertama Ph akan berubah menjadi:

Kimia Fisika


pH = pKa + log

pH = 4,74 + log

= 4,65Dengan cara yang sama dapat dihitung pH pada penambahan ke dua menjadi 4,56 dan pada penambahan ke tiga menjadi 4,47.

Jika penambahan HCl dilanjutkan, maka pH akan semakin turun dengan perubahan menjadi semakin besar.

Analog dengan penambahan asam, dapat pula dicari perubahan pH akibat penambahan basa. Dalam hal ini, pH larutan akan semakin besar karena sebagian asamnya akan bereaksi dengan ion OH-.

Sampai di sini diketahui bahwa efisiensi buffer tergantung pada perbandingan konsentrasi asam dengan garamnya. Kapasitas buffer menjadi sangat kecil bila:

Karena pKa merupakan bilangan tetap pada suhu tetap, maka kapasitas buffer terdapat pada dua satuan pH:

pH = pKa log 10Untuk asam asetat – natrium asetat, buffer mempunyai kapasitas baik pada pH antara 3,74 – 5,74 yang dihitung dari:

pH = 4,74 + log 10 = 5,74 danpH = 4,74 + log (1/10) = 3,74 dan

Disamping faktor perbandingan konsentrasi garam dan asam, kepekatan garam dan asam juga berpengaruh pada eefisiensi. Makin pekat larutan buffer, makin besar pula efisiensinya. Namun, kepekatan yang terlalu tinggi juga akan menyebabkan hidrolisis garamnya sehingga akan berpengaruh terhadap nilai pH.

Dalam darah manusia juga terdapat buffer, yang menjaga pH darah tetap 7,4. Perubahan pH sebesar 0,1 sudah menimbulkan gangguan patologis. Ada 5 pasangan buffer dalam darah, yaitu: H2CO3 dengan B+HCO3

-, B+H2PO4- dengan B2

+HPO4-, HhbO2

dengan B+HbO2-, HHb dengan B+Hb-, dan Hprotein dengan B-

Protein. Di sini B+ adalah ion-ion logam monovalen seperti Na+ dan K+, HbO2 adalah oksihemoglobin, HHb adalah hemoglobin bebas, dan Hprotein adalah protein bebas. Dua pasangan buffer pertama memegang peranan penting dalam darah.

Kimia Fisika

131


Soal Latihan dengan Penyelesaian

Kesetimbangan ion kompleks

1. Satu liter larutan yang telah disiapkan mengandung 0,0050 mol perak dengan bilangan oksidasi +1 dan 1,00 mol NH3. Hitunglah konsentrasi Ag+ bebas dalam larutan pada keadaan setimbang jika Kd untuk Ag(NH3) adalah 6,010-8.Reaksi yang terjadi:

Ag(NH3) Ag+ + NH3

atau

Sebagian besar perak. Sekitar 0,0050 mol, akan berada dalam bentuk Ag(NH3) . Karena hanya diperlukan 0,0100 mol untuk membentuk 0,0050 kompleks, maka konsentrasi NH3 bebas pada saat kesetimbangan praktis tidak berubah, yaitu 1,00 mol/L.

Maka [Ag+] = 3,010-10, atau pada saat kesetimbangan konsentrasi Ag+ 3,0 10-10 mol/L.

2. Kelarutan PbSO4 dalam air adalah 0,038 g/L. Hitunglah hasil kali kelarutan PbSO4.

PenyelesaianPersamaan reaksi:

PbSO4 Pb2+ + SO

Konsentrasi ion harus dinyatakan dalam mol per liter. Maka kelarutan PbSO4 harus dinyatakan dalam mol/L. Berat molekul PbSO4 adalah 303 g/mol, maka nilai kelarutannya dalam mol/L adalah:

Kimia Fisika


0,038 g/L =

Karena 1 PbSO4 terlarut menghasilkan ion Pb2+ dan SO masing-masing , maka hasil kali kelarutannya adalah sebagai berikut.

Ksp = [Pb2+][SO42-] = ( )( )=1,6 10-8

3. Hitunglah Ka asam benzoat, jika konsentrasi [H+] dalam larutan 0,072 M adalah 2,1 10-3 mol/L.

Penyelesaian:

Persamaan reaksi:

HC7H5O2 H+ + C7H5O2-

Karena ion H+ dan C7H5O2- hanya dihasilkan dari ionisasi

asam benzoat dan koefisien dalam persamaan reaksi sama, maka konsentrasinya sama. (dalam hal ini ionisasi air diabaikan)

Dengan demikian:

konsentrasi [H+] = konsentrasi [C7H5O2-] = 2,1 10-3 mol/L

Dan konsentrasi [HC7H5O2] = 0,072 - 2,1 10-3 mol/L= 0,070 mol/L

= 6,3 10-5

Soal-soal Latihan

1. Jelaskan arti pH, pOH, Kh, Ka, Kb, pKw, pKa, dan pKb.

2. Jelaskan pengaruh ion sejenis pada asam lemah, basa lemah, dan elektrolit yang sukar larut !.

Kimia Fisika

133


3. Jelaskan pengaruh garam pada asam dan basa lemah serta elektrolit yang sukar larut !.

4. Jelaskan arti amfolit !.

5. Apa yang dimaksud dengan hidrolisis ?.

6. Jelaskan arti larutan buffer !.

7. Hitunglah pH larutan berikut pada suhu 25 oC, dengan menganggap terjadi ionisasi sempurna untuk: a. 0,0025 M HCl, b. 0,8 g NaOH dalam 1 L air.

8. Hitunglah [H+], [OH-], pH, dan POH larutan 0,15 M ammonia !.

9. Hitunglah konsentrasi ion H+ dan OH- pada 25 oC suatu larutan dengan ph 10,27 !.

10. Hitunglah pH dan derajat ionisasi pada 25 oC larutan 0,25 M asam laktat !.

11. Bila kelarutan Mg(OH)2 adalah 2,7 x 10-3 g per 300 mL larutan pada 25 oC, hitunglah hasil kali kelarutannya !.

12. Hitunglah derajat hidrolisis dan pH pada 25 oC larutan 0,5 M amonium asetat.

13. Hitunglah pH, pOH, [H+], dan [OH-] 100 mL larutan yang berisi 0,60 mol asam asetat dan 0,50 mol natrium asetat.

Kimia Fisika

Documents

8 Bab 7 Kesetimbangan Elektrolit Mulai 111-135