| ardra.biz

Hukum Proust Perbandingan Tetap Reaksi Kimia: Pengertian Rumus Contoh Soal Perhitungan,

Pada tahun 1799 seorang ahli kimia bernama Joseph Louis Proust telah melakukan sejumlah percobaan dalam penelitiannya terkait dengan perbandingan jumlah zat – zat yang bereaksi. Misalnya pada reaksi pembentukan senyawa natrium klorida NaCl dari unsur – unsurnya.

Perbandingan jumlah natrium dan klorida dalam suatu reaksi selalu tetap yaitu 39 % untuk natrium dan 61% untuk klor. Begitu pula untuk reaksi kimia yang lain.

Hukum Proust

Hukum Proust menyatakan bahwa Massa unsur – unsur yang membentuk suatu senyawa komposisinya selalu tetap. Dengan kata lain, senyawa tersusun atau terbentuk dari unsur – unsur dengan perbandingan tertentu dan tetap.

Hukum proust tidak berlaku untuk senyawa yang nonstoikiometris. Contohnya besi (II) oksida, mempunyai rumus kimia nominal FeO (dengan 22,27% berat oksigen) tergantung pada teknik pembuatannya.

Contoh Reaksi Kimia Hukum Proust Perbandingan Tetap

Perbandingan Hidrogen dan Oksigen pada pembentukan molekul air H₂O dapat dilihat pada persamaan reaksi berikut:

Hydrogen + Oksigen → Air

Pada reaksi kimia tersebut perbandingan atom hydrogen dan atom oksigen yang membentuk molekul air selalu tetap yaitu:

Hydrogen : Oksigen = 1 : 8 atau

Hidrogen = 11,11 % ]dan

Oksigen = 88, 89 %.

Contoh Perbandingan Tetap Hukum Proust Besi Sulfida:

Reaksi pembentukan Besi sulfida adalah sebagai berikut:

Besi + Sulfur (belerang) → Besi Sulfida

Pada reaksi kimia tersebut, perbandingan jumlah besi dan sulfur dalam besi sulfide selalu bernilai tetap yaitu

Besi : Sulfur = 7:4 atau

Besi = 63,64% dan

Sulfur = 36,37%.

Contoh Reaksi Hukum Proust Perbandingan Tetap Karbon Dioksida:

Reaksi Pembakaran karbon oleh oksigen membentuk karbon dioksida seperti berikut:

Karbon + Oksigen → Karbon Dioksida.

Pada reaksi kimia ini perbandingan jumlah karbon dan oksigen dalam karbon dioksida adalah selalu 3 : 8

Karbon = 3

Okigen = 8 atau

Karbon = 27,27% dan

Oksigen = 72,73%.

1). Contoh Soal Reaksi Kimia Perbandigan Tetap Hukum Proust.

Berapa gram ammonia dapat dibuat dari 12,0 gram nitrogen dan 12 gram hydrogen? Diketahui ammonia tersusun dari 82% nitrogen dan 18% hydrogen.

Reaksi Pembentukan Amonia dapat dilihat seperti berikut:

Nitrogen + Hydrogen → Ammonia

Disederhanakan menjadi

m (N) + m (H) → m (NH₃)

82 % + 18 % → 100%

m (N) = massa nitrogen

m (H) = massa hydrogen

m (NH₃) = massa amonia

Sehingga Persentase tersebut dapat diartikan sebagai perbandingan massa unsur – unsur yang terlibat atau bersenyawa. Sehingga dapat dikatakan bahwa 82 g nitrogen tepat bereaksi dengan 18 gram hydrogen membentuk senyawa ammonia.

82g (N) + 18g (H) → 100g (NH₃)

Disederhanakan lagi sesuai dengan Hukum Proust Perbandingan Tetap menjadi seperti ini

8,2g (N) + 1,8g (H) → 10,0g (NH₃)

Menghitung Perbandingan Massa Hidrogen Nitrogen Hukum Proust

Jika tersedia 12 gram nitrogen dan 12 hydrogen maka reaksi massanya seperti berikut:

12g (N) + 12g (H) → m (NH₃)

Perbandingan Tetap dari Hukum Proust untuk soal ini dapat dinyatakan seperti berikut:

Perbandingan Massa Nitrogen

(N) = 12/8,2

(N) = 1,46

Perbandingan Massa Hidrogen

(H) = 12/1,8

(H) = 6,66

Perbandingan nitrogen tidak sama dengan perbandingan hydrogen, artinya tidak memenuhi Hukum Perbandingan Tetap Proust.

Perbandingan Massa nitrogen lebih kecil daripada perbandingan massa hydrogen. Nilai perbandingan tidak memenuhi Hukum Proust, artinya ada zat pereaksi yang akan tersisa.

Untuk perhitungan, gunakan nilai perbandingan kecil yaitu nitrogen sebagai basis perhitungan.

Rumus Menghitung Jumlah Massa Hidrogen Yang Bereaksi Sesuai Hukum Proust

Jumlah massa hydrogen yang bereaksi dapat ditentukan dengan perbandingan massa sesuai Hukum Proust seperti beikut:

Perdingan massa hydrogen = Perbandingan massa nitrogen

$\mathrm{\frac{m(H)}{1,8g(H)}= \frac{12g(N)}{8,2g(N)}}$ atau

m (H)/1,8g (H) = 12g (N)/8,2g (N)

m (H) = 1,8g x (12g/8,2g)

m (H) = 2,63 gram

Jadi hydrogen yang dibutuhan untuk bereaksi dengan 12 gram nitroge adalah 2,63 gram.

Rumus Menghitung Sisa Massa Hidrogen Hukum Proust Perbandingan Tetap.

Jumlah massa hidrogen yang bereaksi adalah 2,63 gram sehingga ada sisa hydrogen yang tidak bereaksi.

sisa m (H) = 12 – 2,63 gram

sisa m (H) = 9,37 gram

Jadi sisa massa hydrogen yang tidak bereaksi dengan nitrogen adalah 9,37 gram.

Rumus Menghitung Jumlah Massa Amonia Hukum Proust Perbandingan Tetap.

Perbandingan tatap massa untuk menentukan jumlah produk reaksi ammonia adalah

m (NH₃)/100g (NH₃) = 12g (N)/82g(N)

m (NH₃) = 100g x (12g/82g)

m (NH₃) = 14,63

Atau dapat pula dihitung dengan cara berikut:

12g Nitrogen + 2,6 g Hydrogen →14,6 g Amonia

Dengan demikian, banyaknya senyawa ammonia yang dihasilkan dari reaksi 12 gram nitrogen dan12 gram hydrogen adalah 14,6 gram. Hal ini sesuai dengan hukum Proust yang menyatakan bahwa berapapun jumlah hydrogen yang ditambahkan dalam campuran itu, hydrogen yang bereaksi tetap 2,6 gram atau sebanyak 18% nya.

Pernadingan Nitrogen (N)

(N) = 12g (N)/8,2g (N)

(N) = 1,463

Perbandingan Hidrogen

(H) = 2,634g (H)/1,8g (H)

(H) = 1,463

Perbandingan Amonia

(NH₃) = 14,63g (NH₃)/10g (NH₃)

(NH₃) = 1,463

Kesimpulan:

Perbandingan Nitrogen = Perbandingan Hidrogen = Perbandingan Amonia

2). Contoh Soal Perhitungan Hukum Proust Reaksi Besi Sulfida

Perbandingan massa Fe : massa S yaitu 7 : 4, untuk membentuk senyawa besi sulfida. Apabila 28 gram Fe dan 8 gram S direaksikan untuk dibentuk menjadi senyawa besi sulfida, maka massa besi sulfida yaitu:

Jawab

Perbandingan massa Besi dan belerang dalam besi belerang (FeS)

m (Fe) : m (S) = 7:4

m (Fe) = massa Besi

m (S) = massa belerang

ambil asumsinya seperti berikut

m (Fe) = 7 gram, maka

m (S) = 4

Dengan demikian massa besi belerang, m (FeS) adalah

7 g (Fe) + 4 (S) = m (FeS)

m (FeS) = 11 gram

Dengan demikian persamaan reaksi massanya adalah

7 g (Fe) + 4 (S) → 11g (FeS)

Rumus Menghitung Perbandingan Massa Besi Sulfida Hukum Proust

Ditanya reaksi 28 g besi dan 8 gr belerang, maka reaksi massa besi belerang adalah:

Jadi tersedia 28 gram besi dan 8 g belerang, maka reaksi massanya seperti berikut:

28g (Fe) + 8g (S) → m (FeS)

Perbandingan Tetap dari Hukum Proust untuk soal ini dapat dinyatakan seperti berikut:

Perbandingan Massa Besi

(Fe) = 28g(Fe)/7g(Fe)

(Fe) = 4

Perbandingan Massa Sulfida

(S) = 8g(S)/4g(S)

(S) = 2

Perbandingan besi tidak sama dengan perbandingan belerang, artinya tidak memenuhi Hukum Perbandingan Tetap Proust.

Perbandingan Massa belerang lebih kecil daripada perbandingan massa besi. Nilai perbandingan tidak memenuhi Hukum Proust, artinya ada zat pereaksi yang akan tersisa.

Untuk perhitungan, gunakan nilai perbandingan kecil yaitu belerang sebagai basis perhitungan.

Rumus Menghitung Jumlah Massa Besi Yang Bereaksi Sesuai Hukum Proust

Jumlah massa besi yang berreaksi dapat ditentukan dengan perbandingan massa sesuai Hukum Proust seperti beikut:

Perdingan massa besi = Perbandingan massa belerang

m (Fe)/7g (Fe) = 8g (S)/4g (S)

m (Fe) = 7g x (8g/4g)

m (Fe) = 14gram

Jadi massa besi yang dibutuhkan untuk bereaksi dengan 8 gram belerang adalah 14 gram.

Menghitung Sisa Massa Besi Hukum Proust Perbandingan Tetap.

Jumlah massa besi yang bereaksi adalah 14 gram sehingga ada sisa besi yang tidak bereaksi.

sisa m (Fe) = 28 – 14 gram

sisa m (Fe) = 14 gram

Jadi sisa massa besi yang tidak bereaksi dengan belerang adalah 14 gram.

Rumus Menghitung Jumlah Massa Besi Sulfida Hukum Proust Perbandingan Tetap.

Perbandingan tetap massa untuk menentukan jumlah produk reaksi besi sulfida sesuai dengan Hukum Proust

Perbandingan Besi Sulfida = Perbandingan Belerang

m (FeS)/11g (FeS) = 8g (S)/4g(S)

m (FeS) = 11g x 8g/4g

m (FeS) = 22 gram

Atau dapat pula dihitung dengan cara berikut:

14g Besi + 8 g Belerang = 22 Besi Sulfida

Perbandingan Tetap Massa Besi – Belerang – Besi Sulfida Hukum Proust

Pernadingan Besi (Fe)

(Fe) = 14g (Fe)/7g (Fe)

(Fe) = 2

Perbandingan Belerang

(S) = 8g (S)/4g (S)

(S) = 2

Perbandingan Besi Sulfida

(FeS) = 22 (FeS)/11g (FeS)

(FeS ) = 2

Kesimpulan:

Perbandingan Besi = Perbandingan Belarang = Perbandingan Besi Sulfida

3). Contoh Saol Perhtiungan Hukum Proust Perbandingan Tetap Reaksi Kimia

Perbandingan unsur nitrogen dan unsur hidrogen pada pembentukan amonia adalah 14 : 3. Jika 28 gram gas nitrogen dan 9 gram gas hidrogen direaksikan, maka tentukanlah massa amonia yang terbentuk dan jumlah zat yang tersisa

Jawab:

Perbandingan massa nitrogen dan hydrogen pada pembentukan ammonia NH₃ adalah 14 : 3

m (N) : m (H) = 14:3

kalau ditulis dalam persamaan reaksi massanya seperti berikut:

m (N) + m (H) → m (NH₃)

m (N) = massa nitrogen

m (H) = massa hidrogen

m (NH₃) = massa ammonia

Jadi persamaan reaksi sesuai dengan hukum kekekalan massanya yaitu

14g (N) + 3g (H) → 17g (NH₃)

Ditanya jumlah massa amonia yang terbentuk jika 28 g nitrogen dan 9 gram hydrogen. atau jika ditulis dalam persamaan reaksi massanya adalah:

28g (N) + 9g (H) → m (NH₃)

Sehingga Reaksi perbandingan massanya menjadi seperti berikut:

28g (N)/14g (N) + 9g(H)/3g (H) → m (NH₃)/17(NH₃) atau

$\mathrm{\frac{28g(N)}{14g (N)} + \frac{9g(H)}{3g(H)}\rightarrow \frac{m(NH_{3})}{17g(NH_{3})}}$

Perbandingan massa nitrogen adalah

(N) = 28/14 =2

Perbandingan massa hydrogen adalah

(H) = 9/3 = 3

Dari perhitungan di atas, diketahui bahwa perbanding massa nitrogen lebih kecil daripada dari perbandingan massa hidrogen, sehingga nitrogen yang akan habis selama reaksi menjadi ammonia.

Catatan: Zat yang habis bereaksi yang digunakan untuk basis perhitungan selanjutnya yaitu massa nitrogen.

Rumus Menghitung Jumlah Massa Produk Reaksi Ammonia Hukum Proust Perbandingan Tetap.

Jumlah massa ammonia dapat dinyatakan dengan rumus berikut:

m (NH₃)/17(NH₃) = 28g(N)/14g(N) atau

$\mathrm{\frac{m(NH_{3})}{17g(NH_{3})}= \frac{28g(N)}{14g(N)}}$

m (NH₃) = 17 x (28/14)

m (NH₃) = 34 gram

Jadi Jumlah massa ammonia yang terbentuk dari 28 gram nitrogen adalah 34 gram

Rumus Menghitung Jumlah Massa Hidrogen Hukum Proust Perbandingan Tetap.

Jumlah massa hydrogen dapat dinyatakan dengan rumus berikut:

m (H)/3g(H) = 28g(N)/14g(N)

m (H) = 6 gram

Jadi jumlah massa hidrogen yang bereaksi adalah 6 gram sehingga ada sisa hydrogen yang tidak bereaksi.

Rumus Menghitung Sisa Zat Reaksi Hukum Proust Perbandingan Tetap

Jumlah massa hydrogen yang tidak berreaksi adalah

sisa m (H) = 9 – 6

sisa m (H) = 3 gram

Jadi Perbandingan massa nitrogen, hydrogen dan ammonia adalah seperti berikut:

28g (N)/14g (N) + 6g(H)/3g (H) → 34 (NH₃)/17(NH₃) atau

Perbandingan Massa Nitrogen

(N) = 28g (N)/14g (N)

(N) = 2

Perbandingan Massa Hidrogen

(H) = 6g(H)/3g (H)

(H) = 2

Perbandingan Massa Amonia

(NH₃) = 34 (NH₃)/17(NH₃)

(NH₃) = 2

Kesimpulan:

Perbandingan Nitrogen = Perbandingan Hidrogen = Perbandingan Amonia

4). Contoh Soal Hukum Perbandingan Proust Reaksi Kalsium Oksida

Perbandingan massa kalsium dan massa oksigen membentuk kalsium oksida adalah 5 : 2. Jika 10 gram kalsium direaksikan dengan 5 gram oksigen, kalsium oksida yang terbentuk adalah

Jawab

Perbandingan kalsium dan Oksigen adalah

m (Ca) : m (O) = 5:2

Asumsikan

m (Ca) = 5 gram maka

m (O) = 2 gram

Sehingga persamaan reaksi massanya adalah

5g (Ca) + 2g (O) → 7g (CaO)

Ditanya 10g kalsium dan 5g oksigen direaksikan, maka persamaan reaksi massanya

10g (Ca) + 5g (O) → m (CaO)

Perbandingan massa kalsium

(Ca) = 10g (Ca)/5g (Ca)

(Ca) = 2

Permandingan massa oksigen

(O) = 5g (O)/2g (O)

(O) = 2,5

Perbandingan massa kalsium dan perbandingan massa oksigen tidak sama, Artinya tidak memenuhi Hukum Proust. Sehingg akan ada sisa zat yang tidak bereaksi.

Untuk perhitungan, diambil zat yang nilai perbandingannya kecil yaitu kalsium (Ca).

Rumus Menghitung Perbandingan Massa Oksigen Hukum Proust

Perbandingan oksigen = perbanding kalsium

m (O)/2g (O) = 10g (Ca)/5g (Ca)

m (O) = 2g (O) x 10g (Ca)/5g (Ca)

m (O) = 2 x 10/5

m (O) = 4 gram

Jadi massa oksigen yang bereaksi adalah 4 gram. Sehingga sisa oksigen adalah

sisa m (O) = 5 – 4

sisa m (O) = 1 gram

Rumus Menghitung Perbandingan Massa Kalsium Oksida Hukum Proust

Perbandingan kalsium oksigen = perbanding kalsium

m (CaO)/7g (CaO)) = 10g (Ca)/5g (Ca)

m (CaO) = 7g (CaO) x 10g (Ca)/5g (Ca)

m (CaO) = 7 x 10/5

m (CaO) = 14 gram

Jadi Massa Kalsium oksida yang terbentuk adalah 14 gram

Persamaan reaksi massanya adalah

5g (Ca) + 2g (O) → 7g (CaO)

10g (Ca) + 4g (O) → 14g (CaO)

Perbandingan Kalsium

(Ca) = 10/5

(Ca) = 2

Perbandingan Oksigen

(O) = 4/2

(O) = 2

Perbandingan Kalsium Oksida

(CaO) = 14/7

(CaO) = 2

Kesimpulan

Perbandingan Kalsium = Perbandingan Oksigen = Perbandingan Kalsium Oksida

Buku Forex Trading

Buku: Simple Concept untuk Forex Online Trading.Lihat Harga KLIK DI SINIDAFTAR ISIBAB I Landasan PemahamanBAB II Pemahaman Analisis Te...

Ekonomi

Sejarah Kelahiran Ilmu Ekonomi. Istilah ekonomi sudah muncul sejak zaman Yunani kuno atau sejak Romawi. Istilah ini mulai digunakan oleh ilmuwan bernama ...

Data Harian Ekonomi-Live Chart Kurs Valas Dan Komoditi

Informasi penting dari pasar internasional yang berlaku pada hari ini, secara realtime dapat dilihat dalam artikel/halaman di bawah. Untuk dapat melihat...

Analisis Harian Harga Emas, Indikator Teknikal

Analisis Indikator Teknikal Harga Emas Dan Minyak Hari Ini. Rangkuman analisis indikator untuk beberapa komoditas pada hari ini seperti: harga emas...

Analisis Harian Harga Minyak Mentah Dunia, Indikator Teknikal

Analisis Indikator Teknikal Harga Minyak Mentah Dunia Hari Ini. Rangkuman analisis indikator teknikal untuk harga minyak mentah pada hari ini baik Brent ...

Analisis Harian Kurs Dollar Amerika Terhadap Euro. Indikator Teknikal

Analisis Indikator Teknikal Kurs EUR/USD Rangkuman analisis indikator teknikal untuk Kurs EUR/USD, kurs Dollar Amerika terhadap Euro Eropa dan mata...

Analisis Harian Kurs Rupiah Dollar Amerika, Teknikal Indikator

Tabel di Bawah menampilkan resume dari beberapa indikator teknikal untuk kurs Rupiah terhadap Dollar Amerika yang berlaku pada hari ini. Kurs Rupiah terhadap...

Analisis Harian Pergerakan Harga Komoditi Emas, Minyak Mentah,Tembaga, Indikator Teknikal

Rangkuman Analisis Harian Teknikal Komoditi Hari Ini. Rangkuman analisis indikator teknikal untuk beberapa komiditi yang berlaku hari ini di pasar internasional ...

Grafik, Kurva Pergerakan Kurs Valuta Asing Dunia Hari Ini

Perubahan beberapa Kurs valuta asing seperti EUR/USD, GBP/USD, EUR/JPY dan USD/JPY dapat dilihat pada tabel di bawah. Data menampilkan kurs dari mata...

Harga Baja Dunia Hari Ini

Harga Baja Cold Rolled Coil Dan Hot Rolled Coil Enam Bulan Terakhir. Grafik di bawah menunjukkan harga baja lembaran dingin, CRC dan Hot Rolled Coil,...

Harga Bijih Besi Dan Pellet Hari Ini

Harga bijih besi untuk iron ore fine dan pellet dapat dilihat pada kurva pergerakan harga di bawah. Data harga akan ter-update secara otomatis sesuai dengan...

Harga Komoditi Hari Ini. Emas, Minyak Mentah, Perak, Tembaga

Data dalam tabel menunjukkan perubahan harga beberapa komoditi di pasar internasional, seperti harga emas, minyak mentah, perak dan tembaga. Data ini adalah...

Harga Minyak Bensin Dunia Hari Ini

Kurva Pergerakan Harga Bensin/Gasoline Dunia Hari Ini Pergerakan Harga bensin dunia yang berlaku pada hari ini dapat dilihat pada tabel di bawah. Data...

Harga Minyak Mentah Dunia Hari Ini

Perubahan Harga Minyak Dunia Hari Ini. Perubahan harga minyak dunia, crude oil dan brent oil yang berlaku hari ini dapat dilihat pada tabel di bawah....

Kalender Berita Ekonomi, Forex Calendar Hari Ini

Beberapa Berita atau laporan yang akan diliris oleh lembaga resmi negara di dunia pada hari ini dapat diluhat pada tabel di bawah. Data akan ter update...

Daftar Pustaka:

Sunarya, Yayan, 2014, “Kimia Dasar 1, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Ketiga, Yrama Widya, Bandung.
Hiskia Achmad, 1996, “K imia Larutan”, Citra Aditya Bakti, Bandung.
Sunarya, Yayan, 2013, “Kimia Dasar 2, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Kedua, Yrama Widya, Bandung.
Syukri, S., 1999, “Kimia Dasar 2”, Jillid 2, Penerbit ITB, Bandung
Chang, Raymond, 2004, “Kimia Dasar, Konsep -konsep Inti”, Edisi Ketiga, Jilid Satu, Penerbit, Erlangga, Jakarta.
Brady, James, E,1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Satu, Binarupa Aksara, Jakarta,
Brady, James, E., 1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Dua, Binarupa Aksara, Jakarta.
Versi Lama: Contoh Reaksi Kimia Hukum Proust
Pada reaksi kimia tersebut perbandingan atom hydrogen dan atom oksigen yang membentuk molekul air selalu tetap yaitu: Hydrogen : Oksigen = 1 : 8 atau 11,11 % hydrogen dan 88, 89 % oksigen. Contoh lainnya adalah:
Besi + Sulfur (belerang) → Besi Sulfida
Pada reaksi kimia tersebut, perbandingan jumlah besi dan sulfur dalam besi sulfide selalu bernilai tetap yaitu 7:4 atau 63,64% besi dan 36,37% sulfur. Dan contoh reaksi lainnya yang dapat menjelaskan hukum Proust adalah:
Karbon + Oksigen → Karbon Dioksida.
Pada reaksi kimia ini perbandingan jumlah karbon dan oksigen dalam karbon dioksida adalah selalu 3 : 8 atau 27,27% karbon dan 72,73% oksigen.
Contoh Soal Reaksi Kimia Hukum Proust.
Berapa gram ammonia dapat dibuat dari 12,0 gram nitrogen dan 12 gram hydrogen? Diketahui ammonia tersusun dari 82% nitrogen dan 18% hydrogen.
Jawab/ Penyelesaian dan Pembehasan.
Persentase tersebut dapat diartikan sebagai perbandingan massa unsur – unsur yang terlibat atau bersenyawa. Sehingga dapat dikatakan bahwa 82 g nitrogen tepat bereaksi dengan 18 gram hydrogen membentuk senyawa ammonia.
Dengan demikian, banyaknya senyawa ammonia yang dihasilkan dari reaksi 12 gram nitrogen dan12 gram hydrogen adalah 14,6gram. Hal ini sesuai dengan hukum Proust yang menyatakan bahwa berapapun jumlah hydrogen yang ditambahkan dalam campuran itu, hydrogen yang bereaksi tetap 2,6 gram atau sebanyak 18%.

Ikatan Kovalen: Pengertian Tunggal Rangkap Dua Dan Tiga Contoh Soal.

Pengertian Ikatan Kimia Atom. Bagian terkecil dari suatu materi baik gas, cairan maupun zat padat adalah atom. Atom-atom tersebut umumnya saling berinteraksi satu dengan yang lainnya menggunakan gaya tarik menarik dan gaya tolak menolak antar sesamanya.

Ikatan yang paling kuat dimiliki oleh zat padat sehingga letak atom-atomnya selalu tetap. Sedangkan ikatan yang paling lemah dimiliki oleh gas. Akibat lemahnya ikatan pada gas, maka atom-atom gas dapat bergerak dengan energinya sendiri secara bebas.

Salah satu jenis ikatan atom adalah ikatan kovalen yang terdiri dari ikatan kovalen tunggal dan rangkap.

Ikatan Kovalen Tunggal Dan Rangkap

Ikatan kovalen terjadi akibat kecenderungan atom – atom bukan logam untuk mencapai konfigurasi electron gas mulia. Senyawa yang terbentuk dinamakan sebagai senyawa kovalen.

Ikatan Kovalen Tunggal

Ikatan kovalen tunggal adalah suatu ikatan yang terbentuk dari penggunaan bersama sepasang electron. Masing – masing atom memberikan kontribusi satu electron untuk digunakan secara bersama.

Contoh Ikatan Kovalen Tunggal.

Contoh ikatan kovalen tunggal adalah ikatan antara ataom H dan atom Cl membentuk senyawa HCL.

Perhatikan konfigurasi electron atom H dan atom Cl berikut:

₁H = 1s² dan ₁₇Cl = [Ne] 3s² 3p⁵

Agar electron valensi atom H (1) sama dengan atom He (2), maka diperlukan satu electron. Sedangkan atom Cl, agar electron valensinya sesuai dengan konfigurasi electron Ar: [Ne] 3s² 3p⁶, maka diperlukan satu electron.

Oleh karena kedua atom tersebut masing – masing membetuhkan satu electron, maka cara yang paling sesuai adalah kesua atom saling memberikan kontribusi satu electron valensi untuk membentuk sepasang ikatan.

Pada atom klorin, selain pasangan electron yang digunakan untuk membentuk pasangan electron, terdapat juga tiga pasang electron bebas atau lone pair electron. Ketiga pasangan electron tersebut tidak digunakan untuk berikatan.

Ikatan Kovalen Rangkap, Dua.

Ikatan kovalen rangkap dua terjadi pada dua atom yang berikatan kovalen dengan menggunakan bersama dua electron valensi dalam satu paket ikatan.

Contoh Ikatan Kovalen Rangkap Dua.

Contoh Ikatan Kovalen Rangkap Dua adalah ikatan pada molekul gas oksigen O₂ dan gas karbon dioksida CO₂. Dalam molekul O₂ kedua atom oksigen berikatan dengan cara masing – masing atom memberikan sumbangan dua electron valensi membentuk dua pasang electron ikatan. Sehingga terbentuk ikatan rangkap dua.

contoh-senyawa-molekul-ikatan-kovalen-rangkap-dua-tiga

Ikatan Kovalen Rangkap Tiga.

Ikatan kovalen rangkap tiga terjadi pada dua atom yang berikatan kovalen dengan menggunakan bersama tiga electron valensi dalam satu paket ikatan.

Contoh Ikatan Kovalen Rangkap Tiga.

Contoh Ikatan Kovalen Rangkap Tiga adalah ikatan pada molekul N₂. Ikatan kovalen rangkap tiga dalam molekul N₂ dapat dijelaskan sebagai berikut. Konfigurasi electron atom ₇N: 1s² 2s² 2p³. Untuk mencapai konfigurasi oktet diperlukan tiga electron tambahan.

Ketiga electron yang dibutuhkan ini dapat diperoleh dengan cara menggabungkan tiga electron valensi dari masing – masing atom nitrogen N membentuk tiga pasang electron (tiga rangkap electron). Dengan demikian terbentuk ikatan kovalen rangkap tiga.

1). Contoh Soal Pembentukan Ikatan Kovalen Rangkap Dua Molekul O₂

Gambarkan dan jelaskan bagaimana pembentukan ikatan kovalen rangkap dua molekul O₂ dapat terjadi,

Jawab:

Konfigurasi elektron atom oksigen adalah

₈O= 2, 6.

Atom O akan stabil jika konfigurasi elektronnya serupa dengan gas mulia yaitu ₁₀Ne=2 8. Agar atom O bisa stabil, maka membutuhkan 2 elektron tambahan. Kedua elektron ini dapat diperoleh dengan cara penggunaan berasama 2 elektron valensi dari masing masing atom O untuk membentuk ikatan kovalen rangkap dua.

Lambang Rumus Titik Elektron Struktur Lewis Ikatan Kovalen Rangkap Dua O₂

Lambang Struktur Lewis ikatan antara dua atom O dalam O₂ adalah sebagai berikut

Lambang Rumus Titik Elektron Struktur Lewis Ikatan Kovalen Rangkap Tiga O2 — Lambang Rumus Titik Elektron Struktur Lewis Ikatan Kovalen Rangkap Dua O2

2). Contoh Soal Ikatan Kovalen Rangkap Dua Molekul CO₂

Gambarkan dan jelaskan pembentukan ikatan kovalen rangkap dua dalam molekul CO₂.

Jawab

Konfigurasi elektron atom Karbon adalah

₆C = 2, 4

Agar atom karbon bisa stabil, maka atom harus membentuk konfigurasi electron seperti gas mulia Ne (2 8). Untuk itu, atom karbon membutuhkan empat elektron tambahan.

Konfigurasi elektron atom oksigen adalah

₈O= 2, 6.

Atom oksigen O membutuhkan dua electron tambahan agar stabil. Atom O akan menjadi stabil jika konfigurasi elektronnya serupa dengan gas mulia ₁₀Ne = 2 8.

Agar atom Karbon C dan atom oksigen O menjadi stabil seperti dengan gas mulia, maka atom karbon dan oksigen harus membentuk ikatan kovalen.

Kedua elektron yang diperlukan oleh atom oksigen diperoleh dengan cara penggunaan bersama 2 elektron valensi dengan atom karbon dan membentuk ikatan kovalen rangkap dua.

Hal yang sama, ke-4 elektron yang diperlukan oleh atom karbon akan diperoleh dari atom O. Setiap atom O menyumbang 2 elektron valensi sehingga membentuk dua buah ikatan kovalen rangkap dua.

Lambang Rumus Titik Elektron Struktur Lewis Ikatan Kovalen Rangkap Dua CO₂

Lambang struktur Lewis ikatan antara C dengan O dalam senyawa CO₂ dapat dilihat pada gambar berikut:

Lambang Rumus Titik Elektron Struktur Lewis Ikatan Kovalen Rangkap Dua CO2

3). Contoh Soal Pembentukan Ikatan Kovalen Rangkap Tiga Struktur Lewis N₂

Jelaskan bagaimana struktur lewis pembentukan ikatan kovalen antara 2 atom Nitrogen saling berikatan membentuk N₂.

Jawab:

Konfikgurasi Atom Nitrogen adalah

N = 2, 5

Atom nitrogen akan mencapai kestabilannya seperti gas mulia ketika menerima 3 elektron tambahan. Elektron tambahan yang diperlukan ini dapat diperoleh dari jenis atom yang sama yaitu dari atom nitrogen.

Jika 2 atom N saling berikatan, maka setiap atom N harus menyumbangkan 3 elektron untuk digunakan secara bersama. Sehingga electron yang digunakan bersama berjumlah 6 elektron.

Ikatan yang terjadi antara dua atom nitrogen membentuk ikatan kovalen tiga rangkap. Ini artinya ada tiga pasang electron yang digunakan oleh kedua atom nitrogen untuk membentuk senyawa yang atomnya stabil.

Lambang Rumus Titik Elektron Struktur Lewis Ikatan Kovalen Rangkap Tiga N₂

Lambang Struktur Lewis ikatan antara dua atom N dalam N₂ adalah sebagai berikut

Lambang Rumus Titik Elektron Struktur Lewis Ikatan Kovalen Rangkap Tiga N2

3). Contoh Soal Ikatan Kovalen Rangkap Tiga Pada Molekul C₂H₂

Tentukan ikatan apa yang terjadi antara atom karbon dan hodrogen pada senyawa C₂H₂.

Jawab:

Konfigurasi elektron atom Hidrogen adalah

₁H = 1

Agar atom H stabil seperti gas mulia, maka atom H membutuhkan satu electron tambahan sehingga membentuk konfigurasi electron seperti gas mulia He,

Atom H memiliki konfigurasi elektron 1 sehingga elektron valensinya 1. Untuk mencapai kestabilannya, atom H cenderung menerima 1 elektron.

Konfigurasi elektron atom Karbon

₆C = 2, 4

Atom karbon akan stabil jika membentuk konfigurasi electron seperti gas mulia Ne (2 8). Dengan demikian atom karbon membutuhkan 4 elektron tambahan.

Atom hydrogen menyumbangkan satu electron untuk digunakan secara bersama dengan satu atom karbon.

Masing masing atom karbon menerima satu electron dari atom hydrogen yang yang berbeda. Kedua Atom karbon masih membutuhkan tiga electron untuk mencapai kesetabilan seperti gas mulia.

Dengan demikian, untuk memenuhui kekurangan tiga electron, kedua atom karbon tersebut saling menggunakan ketiga elektronnya dengan membentuk ikatan kovalen rangkap tiga.

Lambang Rumus Titik Elektron Struktur Lewis Ikatan Kovalen Rangkap Tiga C₂H₂

Lambang Struktur Lewis ikatan antara dua atom C dan dua H adalah sebagai berikut

Lambang Rumus Titik Elektron Struktur Lewis Ikatan Kovalen Rangkap Tiga C2H2

Pada struktur Lewis C₂H₂ terdapat dua ikatan kovalen tunggal dan satu ikatan kovalen rangkap tiga.

Ikatan rangkap tiga dibangun oleh dua atom karbon dengan melibatkan enam electron yang digunakan secara bersama. Sedangan dua ikatan kovalen tunggal dibentuk oleh atom karbon dan hydrogen.

Daftar Pustaka:

Sunarya, Yayan, 2014, “Kimia Dasar 1, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Ketiga, Yrama Widya, Bandung.
Brady, James, E., 1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Dua, Binarupa Aksara, Jakarta.
Syukri, S., 1999, “Kimia Dasar 2”, Jillid 2, Penerbit ITB, Bandung
Chang, Raymond, 2004, “Kimia Dasar, Konsep -konsep Inti”, Edisi Ketiga, Jilid Satu, Penerbit, Erlangga, Jakarta.
Brady, James, E,1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Satu, Binarupa Aksara, Jakarta.
Ringkasan Rangkuman: Unsur-unsur kimia dikelompokkan menjadi tiga kelompok, yaitu unsur logam, unsur nonlogam, dan unsur gas mulia. Susunan elektron valensi unsur digambarkan dengan struktur Lewis.
Ikatan Ion adalah ikatan kimia antaratom dengan cara serah terima elektron. Contoh senyawa yang berikatan ion adalah NaCl, CaCl, dan KBr.
Ikatan Kovalen adalah ikatan kimia antaratom dengan cara pemakaian elektron bersama. Contoh senyawanya adalah CH₄, HCl, H₂O, dan NH₃.
Ikatan Kovalen dapat dibedakan menjadi ikatan kovalen tunggal dan ikatan kovalen rangkap.
Ikatan Kovalen Koordinasi adalah ikatan kimia yang terbentuk dari pemakaian bersama pasangan elektron yang berasal dari salah satu atom yang memiliki pasangan elektron bebas. Contoh senyawa yang berikatan kovalen koordinasi adalah NH₄OH, HNO₂, dan H₂SO₄.
Kepolaran Senyawa Kovalen dapat ditentukan dari perbedaan keelektronegatifan atom-atom yang berikatan.
Ikatan Logam adalah ikatan kimia yang terbentuk akibat penggunaan bersama elektron-elektron oleh atom-atom logam.
Ardra.Biz, 2019, “Kata dalam artikel Pengertian Itakan Atom atau pengertian dan contoh ikatan kovalen serta Ikatan Kovalen Tunggal Dan Rangkap. Penyebab ikatan kovalen, adalah Ikatan Kovalen Tunggal atau contoh ikatan dengann satu electron valensi.
Sunarya, Yayan, 2013, “Kimia Dasar 2, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Kedua, Yrama Widya, Bandung.
Ardra. Biz, 2019, “Contoh Ikatan Kovalen Tunggal yang konfigurasi electron pada ikatan kovalen. Ikatan Kovalen Rangkap Dua. Contoh Ikatan Kovalen Rangkap Dua dan Ikatan Kovalen Rangkap Tiga.
Ardra.Biz, 2019, “Untuk contoh ikatan dengan tiga electron valensi dan contoh ikatan dengan dua electron valensi. Contoh Ikatan Kovalen Rangkap Tiga.
Ikatan Kovalen Rangkap Dua Tiga Contoh Soal Rumus Lewis, Pengertian Ikatan Kovalen Rangkap Dua, Pengertian Ikatan Kovalen Rangkap Tiga, Contoh Gambar Lambang Struktur Lewis Ikatan Kovalen Rangkap Dua Tiga,
Contoh Gambar Rumus Titik Elektron Ikatan Kovalen Rangkap Dua Tiga, Ikatan Kovalen, Ikatan Kovalen Tunggal Dan Rangkap, Ikatan Kovalen Tunggal, Contoh Ikatan Kovalen Tunggal, Ikatan Kovalen Rangkap Dua, Contoh Ikatan Kovalen Rangkap Dua, Ikatan Kovalen Rangkap Tiga,
Contoh Ikatan Kovalen Rangkap Tiga, Contoh Soal Pembentukan Ikatan Kovalen Rangkap Dua Molekul O2, Lambang Rumus Titik Elektron Struktur Lewis Ikatan Kovalen Rangkap Tiga O2, Struktur Lewis Ikatan Kovalen O2, Contoh Soal Ikatan Kovalen Rangkap Dua Molekul CO2, Lambang Rumus Titik Elektron Struktur Lewis Ikatan Kovalen Rangkap Dua CO2,
Struktur Lewis Ikatan Kovalen CO2, Contoh Soal Pembentukan Ikatan Kovalen Rangkap Tiga Struktur Lewis N2, Lambang Rumus Titik Elektron Struktur Lewis Ikatan Kovalen Rangkap Tiga N2, Contoh Soal Ikatan Kovalen Rangkap Tiga Pada Molekul C2H2, Rumus Titik Elektron Molekul N2,
Lambang Rumus Titik Elektron Struktur Lewis Ikatan Kovalen Rangkap Tiga C2H2, Struktur Lewis C2H2, ,contoh ikatan dengan dua electron valensi, contoh ikatan dengan tiga electron valensi, contoh ikatan dengann satu electron valensi, Contoh Ikatan Kovalen Rangkap Dua, Contoh Ikatan Kovalen Rangkap Tiga, Contoh Ikatan Kovalen Tunggal, Ikatan Kovalen Rangkap Dua,
Ikatan Kovalen Rangkap Tiga, Ikatan Kovalen Tunggal, Ikatan Kovalen Tunggal Dan Rangkap, Konfigurasi Electron Atom Ikatan Kovalen Rangkap Dua, Konfigurasi Electron Atom Ikatan Kovalen Rangkap Tiga, Konfigurasi Electron Atom Ikatan Kovalen Tunggal, Konfigurasi Electron Atom Ikatan Kovalen Tunggal Dan Rangkap, konfigurasi electron pada ikatan kovalen,
pengertian dan contoh ikatan kovalen, Pengertian ikatan dengan dua electron valensi, Pengertian ikatan dengan tiga electron valensi, Pengertian ikatan dengann satu electron valensi, Pengertian Ikatan Kovalen Rangkap Dua, Pengertian Ikatan Kovalen Rangkap Tiga, Pengertian Ikatan Kovalen Tunggal, Pengertian Itakan Atom, penyebab ikatan kovalen,

Ikatan Kovalen Polar Non Polar: Pengertian Sifat Contoh Soal Rumus Keelektronegatifan Momen Dipol.

Ikatan Kovalen Polar. Ikatan polar kovalen terjadi jika pasangan electron yang dipakai bersama, tertarik lebih kuat ke salah satu atom yang berikatan. Kepolaran suatu senyawa akan bertambah besar jika perbedaan keelektronegatifan atom – atom yang berikatan semakin besar.

Senyawa kovalen polar biasanya terjadi antara atom-atom unsur yang beda keelektronegatifannya besar, mempunyai bentuk molekul asimetris, dan mempunyai momen dipol tidak sama dengan nol (0).

Proses Mekanisme Terjadinya Kepolaran Senyawa Kovalen

Ikatan kovalen polar akan terjadi jika atom – atom yang berikatan adalah heterointi. Sebaran muatan electron di sekitar dua inti yang berikatan tidak homogen. Hal ini disebabkan oleh kemampuan menarik pasangan electron ikatan tidak sama.

Kepolaran adalah adanya gejala pengkutuban (kelektronegatifan) muatan di antara atom yang berikatan. Atom yang satu lebih bermuatan positif dan atom yang lain lebih bermuatan negatif.

Perbedaan keelektronegatifan dua atom menimbulkan kepolaran senyawa. Adanya perbedaan keelektronegatifan tersebut menyebabkan pasangan elektron ikatan lebih tertarik ke salah satu unsur sehingga membentuk dipol. Adanya dipol inilah yang menyebabkan senyawa menjadi polar.

ikatan-kovalen-polar-dan-nonpolar-perbedaan-sifat-pengetian-pembahasan-contoh-soal-ujian-nasional

Menentukan Kepolaran Senyawa Molekul

Kepolaran suatu senyawa dapat ditentukan dari perbedaan keelektronegatifan atom- atom yang membentuk suatu senyawa kovalen.

Jika selisih keelektronegatifan nol atau sangat kecil, ikatan yang terbentuk cenderung kovalen murni. Jika selisihnya besar, ikatan yang terbentuk polar. Jika selisihnya sangat besar, berpeluang membentuk ikatan ion.

Rumus Momen Dipol

Kepolaran dinyatakan dengan momen dipol (μ), yaitu hasil kali antara muatan (Q) dengan jarak (r).

μ = q × r

μ = momen dipol dalam satuan Debye (D)

q = muatan dalam satuan elektrostatis (ses)

r = jarak dalam satuan cm

Jika jumlah momen dipol = 0, senyawanya bersifat nonpolar. Jika momen dipol tidak sama dengan 0 maka senyawanya bersifat polar.

Keelektronegatifam Dan Momen Dipol Molekul Ikatan Kovalen Polar

Keelektronegatifam Dan Momen Dipol Senyawa HF, HCL, HBr, HI dapat dilihat pada table berikut:

Satuan momen dipol adalah debye (D), di mana 1 D = 3,33 × 10^–30 C m. Momen dipol dari beberapa senyawa diberikan dalam table.

Contoh Ikatan Kovalen Polar.

Contoh Senyawa kovalen polar diantaraya adalah HCl, HBr, HI, HF, H₂O, NH₃. Senyawa HCl merupakan contoh senyawa dibentuk dengan ikatan kovalen polar. Pada ikatan ini pasangan electron ditarik oleh atom Cl.

Ikatan Kovalen Nonpolar.

Ikatan Kovalen Nonpolar terjadi jika pasangan electron yang dipakai bersama, tertarik ke semua atom yang berikatan. Ikatan ini terjadi pada atom – atom yang homointi. Kedua inti atom yang menarik electron valensi adalah sama besar. Sehingga sebaran muatan electron di antara kedua inti atom yang berikatan homogen.

Contoh Ikatan Kovalen Nonpolar.

Contoh Senyawa kovalen nonpolar diantaranya adalah H₂, O₂, Cl₂, N₂, CH₄, C₆H₆, BF₃. Senyawa H₂ merupakan contoh senyawa yang terbentuk melalui ikatan kovalen nonpolar. Pada ikatan kovalen ini tidak terjadi pengkutuban karena electron tidak ditarik oleh salah satu atom.

Sifat – sifat Senyawa Kovalen:

Pada temperature kamar umumnya senyawa yang dibentuk melalui ikatan kovalen adalah berupa gas, misalanya H₂, O₂, N₂, Cl₂, CO₂ atau cair misalnya H₂O dan HCl ataupu berupa padatan.

Titik didih dan titik leleh dari senyawa yang berikatan secara kovalen adalah rendah. Hal ini karena gaya Tarik menarik antara molekulnya tidak terlalu kuat seperti pada senyawa – senyawa yang dibentuk dengan ikatan ion.

Senyawa kovalen larut dalam pelarut nonpolar dan beberapa di antaranya dapat berintegrasi dengan pelarut polar.

Senyawa ikatan kovalen polar dapat menghantarkan arus listrik.

1). Contoh Soal Menentukan Kepolaran Senyawa Ikatan Kovalen Polar.

Manakah di antara senyawa berikut yang memiliki kepolaran tinggi?

a). CO, b). NO, c). HCl

Diketahui;

Masing masing Keelektronegatifan atom adalah

C = 2,5;

O = 3,5;

N = 3,0;

Cl = 3,0;

H = 2,1

Jawab:

Selisih keelektronegatifan Molekul CO adalah 3,5 – 2,5 = 1,0.

Selisih keelektronegatifan molekul NO adalah 3,5 – 3,0 = 0,5.

Selisih keelektronegatifannya molekul HCl adalah 3,0 – 2,1 = 0,9.

Jadi, kepolaran molekul dapat diurutkan sebagai berikut: CO > HCl > NO.

2). Contoh Soal Perhitunga Kelektronegatifan Ikatan Kovalen Polar HF

Hitung nilai keelektronegatifan senyawa HF

Diketahui

Momen dipol HF = 1,91 Debye

Keelektronegatifan atom Hidrogen adalah = 2,1

Keelektronegatifan atoam Fluor adalah = 4,0

Jawab:

Beda keelektronegatifan HF = 4,0 – 2,1 = 1,9

3). Contoh Soal Perhitunga Kelektronegatifan Ikatan Kovalen Polar Molekul H₂O

Hitung nilai keelektronegatifan untuk senyawa H₂O

Momen Dipol H₂O = 1,85 Debye

Diketahui

Keelektronegatifan atom hydrogen adalah = 2,1

Keelektronegatifan atom oksigen adalah = 3,5

Jawab:

Beda keelektronegatifan H₂O = 3,5 – 2,1 = 1,4

4). Contoh Soal Perhitunga Keelektronegatifan Senyawa Polar NH₃

Hitung berapa keelektronegatifan senyawa NH₃ dengan Bentuk molekul simetri

Diketahui

Momen Dipol NH₃ = 1,47 Debye

Keelektronegatifan Nitrogen = 2,1

Keelektronegatifan Hidrogen = 3,0

Jawab:

Beda keelektronegatifan = 3,0 – 2,1 = 0,9

1) H2

H – H

Diketahui

Keelektronegatifan H = 2,1

Jawab:

Beda keelektronegatifan H₂ = 2,1 – 2,1 = 0

Momen Dipol = 0 Debye

5). Contoh Soal Perhitungan Keelektronegatifan Ikatan Polar Moleku CH₄

Hitung berapa keelektronegatifan senyawa CH₄ dengan Bentuk molekul simetri

Diketahui

Keelektronegatifan Hidrogen = 2,1

Keelektronegatifa karbon = 2,5

Jawab

Beda keelektronegatifan CH₄ = 2,5 – 2,1 = 0,4

Momen Dipol = 0 Debye

6). Contoh Soal Perhitungan Momen Dipol Ikatan Kovalen Polar HCl

Hitung momen dipol dari molekul HCl jika diketahui Panjang ikatan kesetimbangan antar atom adalah 1,2746 Angstrom (A^o).

Diketahui:

r = 1,2746 A^o atau

r = 1,2746 x 10^-10 meter

q = 1,6022 x 10^-19 C

Jawab

Besar momen dipol molekul HCl dapat dinyatakan dengan rumus berikut:

μ = q × r

μ = 1,6022 x 10^-19C x 1,2746 x 10^-10 m

μ = 1,999 x 10^-29 C.m

1 D = 3,33 × 10^–30 C m. atau

1 C.m = 1 D /(3,33 × 10^–30)

μ = 1,999 x 10^-29 C.m x [1D/(3,33 × 10^–30)]

μ = 1,999 x 10^-29 C.m x 0,30 × 10⁺³⁰ D

μ = 5,97 D

6). Contoh Soal Perhitungan Momen Dipol Ikatan Kovalen Polar H₂O

Hitung muatan ikatan kovalen yang dimiliki oleh molekul H₂O jika diketahui Panjang ikatan kesetimbangan antar atom adalah 0,958 Angstrom (A^o) dan momen dipol 1,85 Debye.

Diketahui:

r = 0,958 A^o atau

r = 0,958 x 10^-10 meter

Momen dipol H₂O = 1,85 Debye

Jawab:

Rumus Menghitung Muatan Ikatan Kovalen Polar H₂O

Besarnya Muatan Molekul H₂O dapat dinyatakan denga rumus berikut:

μ = q × r atau

q = μ/r

Konversikan dahulu besaran momen dipol 1,85 Debye menjadi satuan C. m (Coulomb meter).

Diketahui

1 Debye = 3,33 x 10^-30 C.m, maka

μ = 1,85 D x 3,33 x 10^-30 C.m/D

μ = 6,16 x 10^-30 C.m

Sehingga besar muatan pada H₂O adalah

q = (6,16 x 10^-30 C.m)/(0,958 x 10^-10m)

q = 6,43 x 10^-20 Coulomb

Jadi muatan yang dimiliki oleh molekul H₂O dengan membentuk ikatan kovalen polar adalah 6,43 x 10^-20 Coulomb.

Daftar Pustaka:

Sunarya, Yayan, 2014, “Kimia Dasar 1, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Ketiga, Yrama Widya, Bandung.
Hiskia Achmad, 1996, “K imia Larutan”, Citra Aditya Bakti, Bandung.
Sunarya, Yayan, 2013, “Kimia Dasar 2, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Kedua, Yrama Widya, Bandung.
Syukri, S., 1999, “Kimia Dasar 2”, Jillid 2, Penerbit ITB, Bandung
Chang, Raymond, 2004, “Kimia Dasar, Konsep -konsep Inti”, Edisi Ketiga, Jilid Satu, Penerbit, Erlangga, Jakarta.
Brady, James, E,1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Satu, Binarupa Aksara, Jakarta,
Brady, James, E., 1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Dua, Binarupa Aksara, Jakarta.
Ringkasan Rangkuman: Konfigurasi elektron yang stabil terdiri atas delapan elektron pada kulit terluar (oktet) sebagaimana yang dimiliki oleh atom-atom gas mulia, kecuali helium (dua elektron).
Menurut teori oktet, untuk mencapai keadaan stabil dari unsur-unsur dapat terjadi melalui penerimaan atau pelepasan satu/lebih elektron atau melalui penggunaan bersama pasangan elektron untuk membentuk ikatan suatu senyawa.
Lambang Lewis digunakan untuk menjelaskan ikatan kimia antara atom-atom. Rumus yang disusun menggunakan lambang Lewis dinamakan rumus Lewis atau rumus titik-elektron. Lambang tersebut berguna dalam menerangkan ikatan kimia.
Ikatan ion terbentuk akibat gaya elektrostatik antara ion-ion berlawanan muatan yang terjadi karena adanya serah terima elektron dari satu atom ke atom lain sebagai pasangannya.
Menurut Lewis, ikatan kovalen yang terjadi pada atom yaitu dengan cara membentuk pasangan elektron yang disumbangkan oleh kedua atom dan menjadi milik bersama atom-atom yang berikatan.
Pada umumnya, jumlah ikatan yang dapat dibentuk oleh suatu atom sama dengan jumlah elektron yang tidak berpasangan menurut aturan Lewis atau sama dengan delapan dikurangi nomor golongan.
Ikatan kovalen rangkap melibatkan penggunaan bersama lebih dari sepasang elektron oleh dua atom yang berikatan. Terdapat ikatan kovalen rangkap dua dan ikatan kovalen rangkap tiga.
Pada ikatan kovalen koordinasi, pasangan electron yang dipakai bersama berasal dari salah satu atom yang berikatan.
Ikatan pada logam diterangkan melalui teori lautan elektron atau teori elektron bebas. Menurut teori ini, dalam kristal logam, inti atom terpateri pada kisi-kisi atom, sedangkan elektron valensi bergerak bebas di seluruh kristal logam.
Teori lautan elektron dapat menerangkan sifat kilap logam, daya hantar listrik, panas, dan dapat ditempa.
Ikatan Kovalen Polar adalah Kepolaran dan keelektronegatifan senyawa. Heterointi ikatan kovalen polar dengan Pengertian Kepolaran dan Contoh Ikatan Kovalen Polar. Ikatan Kovalen Nonpolar adalah homointi ikatan kovalen nonpolar. Contoh Ikatan Kovalen Nonpolar dan Sifat – sifat Senyawa Kovalen. Sifat kelistrikan senyawa kovalen.
Ikatan Kovalen Polar Non Polar: Pengertian Sifat Contoh Soal Rumus Keelektronegatifan Momen Dipol, Rumus Cara Menentukan Momen Dipol Ikatan Kovalen Polar,
Pengertian Ikatan Kovalen Polar Non Polar, Rumus Perhitungan Keelektronegatifan Ikatan Kovalen Polar, Contoh Ikatan Kovalen Polar Non Polar, Menentukan Keelektronegatifan Molekul Ikatan Kovalen Polar, Rumus Keelektronegatifan Ikatan Kovalen Polar,
Cara Menentukan Arah Momen Dipol, Cara Menentukan Momen Dipol Ikatan Kovalen Polar, Ikatan Kovalen Polar dan Nonpolar, Pengertin Ikatan Kovalen Polar Non Polar, Perbedaan Sifat Pengetian Pembahasan Contoh Soal Ujian Nasional, Ikatan Kovalen Polar,
Momen Dipol Polar, Momen Dipol Non Polar, Proses Mekanisme Terjadinya Kepolaran Senyawa Kovalen, Momen Dipol Ikatan Kovalen Polar Non Polar, Menentukan Kepolaran Senyawa Molekul, Rumus Kepolaran Molekul, Rumus Momen Dipol Ikatan Kovalen,
Pengertian Momen Dipol, Satuan Lambang Momen Dipol Ikatan Kovalen, Keelektronegatifam Dan Momen Dipol, Contoh Ikatan Kovalen Polar, Cara Menentukan Ikatan Kovalen Polar Non Polar, Debye ke Coulomb Meter Momen Dipol, Ikatan Kovalen Nonpolar, Contoh Ikatan Kovalen Nonpolar, Sifat – sifat Senyawa Kovalen,
Contoh Soal Menentukan Kepolaran Senyawa Ikatan Kovalen, Contoh Soal Perhitunga Kelektronegatifan Molekul HF, Contoh Soal Perhitunga Kelektronegatifan Molekul H2O, Contoh Soal Perhitunga Keelektronegatifan Senyawa NH3, Contoh Soal Perhitungan Keelektronegatifan Moleku CH4, Contoh Soal Perhitungan Momen Dipol HCl,
Contoh Soal Perhitungan Momen Dipol H2O, Rumus Menghitung Muatan Ikatan Kovalen H2O, Polar Non Polar, Beda Polar Non Polar, Menentukan Polar Non Polar, Pengaruh Panjang Ikatan Pada Momen Dipol, Pengaruh Bentuk Molekul Pada Momen Dipol, Pengaruh Bentuk Molekul Pada Kepolaran, Pengaruh Ikatan Pada Momen Dipol, Ikatan Kovalen Polar dan Nonpolar, Perbedaan Sifat Pengetian Pembahasan Contoh Soal Ujian Nasional,

Hidrolisis Garam: Pengertian Sifat Rumus Tetapan Reaksi Hidrolisis Garam Basa Kuat Asam Lemah Contoh Soal Perhitungan 7

Pengertian Hidrolisis Garam. Hidrolisis berasal dari kata hidro yang berarti air dan lisis yang berarti pernguraian. Hidrolisis adalah istilah umum untuk reaksi zat dengan air. Hidrolisis garam merupakan reaksi antara air dengan ion- ion yang berasal dari asam lemah atau basa lemah dari suatu garam.

Pengertian Garam.

Garam adalah senyawa elektrolit yang dihasilkan dari reaksi netralisasi antara asam dengan basa. Sebagai elektrolit, garam akan terionisasi dalam larutannya menghasilkan kation dan anion.

Kation yang dimiliki garam adalah kation dari basa asalnya, sedangkan anion yang dimiliki oleh garam adalah anion yang berasal dari asam pembentuknya. Kedua ion inilah yang nantinya akan menentukan sifat dari suatu garam jika dilarutkan dalam air.

Komponen Larutan Garam

Komponen garam terdiri dari kation atau anion yang berasal dari asam lemah atau basa lemah bereaksi dengan air (terhidrolisis) membentuk ion H₃O⁺ (biasa ditulis H⁺) ion OH^–.

Jika hidrolisis menghasilkan ion H₃O⁺ maka larutan bersifat asam, tetapi jika hidrolisis menghasilkan ion OH^– maka larutan bersifat basa.

Syarat Hidrolisis Garam.

Hidrolisis garam hanya terjadi jika salah satu komponen penyusun garam tersebut berupa asam lemah dan atau basa lemah. Jika garam terbentuk berasal dari asam kuat dan basa kuat, maka garam tersebut bersifat netral sehingga tidak akan terhidrolisis.

Garam – Garam yang Mengalami Hidrolisis

Adapun garam yang akan terhidrolisis adalah garam garam yang berasal dari

garam dari asam kuat dan basa lemah,
garam dari asam lemah dan basa kuat,
garam dari asam lemah dan basa lemah,

Anion dan kation penyusun garam yang berasal dari asam lemah atau basa lemah dapat bereaksi dengan air. Kation dari basa lemah akan menghasilkan ion H⁺ dan anion dari asam lemah akan menghasilkan ion OH^– .

Hidrolisis garam hanya terjadi jika salah satu komponen penyusun garam tersebut berupa asam lemah dan atau basa lemah. Jika garam yang terbentuk berasal asam kuat dan basa kuat, maka garam tersebut bersifat netral sehingga tidak akan terhidrolisis.

Sifat Sifat Garam

Adapun sifat sifat garam adalah sebagai berikut

1). Sifat garam sangat tergantung pada kuat lemahnya asam dan basa yang membentuknya.

2).Sifat garam yang terbentuk dari hasil reaksi asam kuat dan basa kuat adalah netral seperti air yang ber pH = 7

3). Garam yang dihasilkan dari asam kuat dengan basa lemah akan memiliki sifat asam yang ber pH kurang dari 7.

4). Garam yang dihasilkan dari reaksi basa kuat dengan asam lemah akan menghasilkan sifat basa yang ber pH lebih dari 7

konsep-hidrolisis-garam-dari-asam-dan-basa

Hidrolisis Garam Dari Asam Kuat Dan Basa Kuat

Jika garam jenis ini dilarutkan ke dalam air, baik kation maupun anionnya tidak akan bereaksi dengan air karena ion- ion yang dilepaskan akan segera terionisasi kembali secara sempurna.

Sehingga perbandingan konsentrasi ion H⁺ atau H₃O⁺ dan ion OH^– akan tetap sama. Kondisi ini menghasilkan larutan yang bersifat netral.

Contoh Garam Dari Asam Kuat Dan Basa Kuat

Contoh garam yang terbuat dari asam kuat dan basa kuat diantaranya adalah: NaCl, K₂SO₄, Ba(NO₃)₂

Sebagai contoh adalah garam NaCl yang terdiri dari kation Na⁺ dan anion Cl^–.

Ion Na⁺ berasal dari basa kuat

Ion Cl^– berasal dari larutan asam kuat.

Reaksi Ionisasi Garam Dari Asam Kuat Dan Basa Kuat

Di dalam air, NaCl terionisasi sempurna membentuk ion Na⁺ dan Cl^– menurut reaksi berikut:

NaCl (aq) → Na⁺ (aq) + Cl^– (aq)

Baik ion Na⁺ maupun ion Cl^– tidak bereaksi dengan air.

Na⁺(aq) + H₂O (l) ≠ tidak ada reaksi

Cl^–(aq) + H₂O (l) ≠ tidak ada reaksi

Pelarutan garam NaCl tidak mengubah jumlah [H⁺] dan [OH^–] dalam air, sehingga larutannya bersifat netral yaitu ber pH=7.

Dengan demikian, dapat diketahui bahwa garam yang berasal dari asam kuat dan basa kuat tidak mengalami hidrolisis dalam air.

Hidrolisis Garam Dari Asam Kuat dan Basa Lemah

Pada hidrolisis garam ini, kation dari basa lemah akan terhidrolisis, sedangkan anion dari asam kuat tidak mengalami hidtrolisis.

Garam jenis ini bersifat asam dalam air karena kationnya terhidrolisis yaitu memberikan proton kepada air, sedangkan anionnya tidak.

Contoh Garam Dari Asam Kuat dan Basa Lemah

Beberapa contoh garam yang dibentuk dari asam kuat dan basa lemah diantaranya adalah Al₂(SO₄)₃, AgNO₃, CuSO₄, NH₄Cl, AlCl₃.

Sebagai contoh adalah garam ammonium klorida NH₄C

Amonium klorida, NH₄Cl terdiri dari kation NH₄⁺ dan anion Cl^–

Ion NH₄⁺ berasal dari basa lemah yaitu NH₃

Ion Cl^– berasal dari asam kuat HCl

Reaksi Ionisasi Garam Dari Asam Kuat dan Basa Lemah

NH₄Cl (aq) → NH₄⁺(aq) + Cl^– (aq)

Ion NH4⁺ bereaksi dengan air membentuk kesetimbangan sebagai berikut:

NH₄⁺ (aq) + H₂O (l) → NH₄OH (aq) + H⁺ (aq)

Pada Reaksi ini terjadi hidrolisis dan menghasilkan ion H⁺ atau H₃O⁺, sehingga sifat larutan menjadi asam.

Sedangkan ion Cl^– tidak berreaksi

Cl^–(aq) + H₂O (l) ≠ tidak terjadi reaksi.

Adanya Ion H⁺ yang dihasilkan dari reaksi kesetimbangan tersebut menyebabkan konsentrasi ion H⁺ di dalam air lebih banyak daripada konsentrasi ion OH^–. Hal ini mengakibatkan larutan akan bersifat asam dengan nilai pH kurang dari tujuh (atau pH < ).

Dengan demikian, garam yang berasal dari asam kuat dan basa lemah mengalami hidrolisis sebagian atau mengalami hidrolisis parsial di dalam air dan larutannya bersifat asam.

Tetapan Hidrolisis Garam Asam Kuat Basa Lemah

Tetapan hidrolisis garam asam kuat basa lemah dapat dinyatakan dengan persamaan berikut

Kh = Kw/Kb

Kh = Tetapan hidrolisis

Kw = tetapan kesetimbangan air

Kb = tetapan ionisasi basa lemah

Konsentrasi Ion H⁺ Larutan Garam Asam Kuat Basa Lemah

Konsentrasi ion H⁺ larutan garam dapat dinyatakan dengan rumus berikut

[H⁺] = √(Kh x [G])

[G] = konsentrasi ion garam yang terhidrolosis

Garam Dari Asam Lemah dan Basa Kuat

Jika suatu garam dari asam lemah dan basa kuat dilarutkan dalam air, maka kation dari basa kuat tidak terhidrolisis sedangkan anion dari asam lemah akan mengalami hidrolisis.

Garam yang berasal dari asam lemah dan basa kuat akan menghasilkan anion yang berasal dari asam lemah jika dilarutkan dalam air. Anion inilah yang menghasilkan ion OH^– bila bereaksi dengan air.

Contoh Garam Dari Asam Lemah dan Basa Kuat

Beberapa contoh Garam yang berasal dari asam lemah dan basa kuat adalah: CH₃COONa, NaF, Na₂CO_3, KCN, CaS.

Sebagai contoh garam Natrium asetat CH₃COONa

Natrium asetat CH₃COONa terdiri dari kation Na⁺ dan anion CH₃COO^–

Ion Na⁺ berasal dari basa kuat NaOH,

Ion CH₃COO^– berasal dari asam lemah CH₃COOH

Reaksi Ionisasi Garam Dari Asam Lemah dan Basa Kuat

CH₃COONa (aq) → CH3COO^–(aq) + Na⁺ (aq)

Reaksi Kesetimbangan Ion Garam Dalam Air

Ion CH3COO^– bereaksi dengan air membentuk kesetimbangan sebagai berikut:

CH3COO^– (aq) + H₂O (l) → CH₃COOH (aq) + OH^– (aq)

Pada reaksi ini terjadi hidrolisis dan menghasilkan ion OH^–, sehingga sifat larutan menjadi basa.

Sedangan ion natrium Na⁺ tidak terjadi reaksi

Na⁺ + H₂O (l) ≠ tidak terjadi reaksi.

Reaksi kesetimbangan tersebut menghasilkan ion OH^– sehingga konsentrasi ion H⁺ dalam air menjadi lebih sedikit. Jadi, garam yang berasal dari asam kuat dan basa lemah mengalami hidrolisis sebagian (parsial) di dalam air dan larutannya bersifat basa.

Tetapan Hidrolisis Garam dari Asam Lemah dan Basa Kuat

Tetapan Hidrolisis garam dari asam lemah dan basa kuat dirumuskan seperti persamaan berikut

Kh = Tetapan hidrolisis

Kw = tetapan kesetimbangan air

Ka = tetapan ionisasi asam lemah

Konsentrasi Ion [OH^–] Larutan Garam Asam Lemah Basa Kuat

Konsentrasi ion OH^– larutan garam dapat dinyatakan dengan rumus berikut

[G] = konsentrasi ion garam terhidrolisis

Rumus pH Larutan Garam Asam Lemah Basa Kuat

Hidrolisis Garam dari Asam Lemah dan Basa Lemah

Jika garam jenis ini dilarutkan ke dalam air, maka kation dan anionnya akan mengalami hidrolisis.

Contoh Garam dari Asam Lemah dan Basa Lemah

Contoh garam yang berasal dari asam lemah dan basa lemah diantaranya adalah NH₄CN, (NH₄)₂CO₃, CH₃COONH₄.

Reaksi Ionisasi Garam dari Asam Lemah dan Basa Lemah

NH₄CN (aq) → NH₄⁺ (aq) + CN^– (aq)

Reaksi Kesetimbangan Ion Garam dari Asam Lemah dan Basa Lemah Dalam Air

Ion NH₄⁺ bereaksi dengan air membentuk kesetimbangan:

NH₄⁺ (aq) + H₂O (l) → NH₄OH (aq) + H⁺ (aq)

Ion CN^– bereaksi dengan air membentuk kesetimbangan:

CN^–(aq) + H₂O (l) → HCN (aq) + OH^– (aq)

Kedua reaksi kesetimbangan tersebut menghasilkan ion H⁺ dan ion OH^–. Sehingga dapat dikatakan bahwa garam yang dihasilkan dari reaksi asam lemah dan basa lemah mengalami hidrolisis sempurna (total) di dalam air.

Sifat larutannya ditentukan oleh harga tetapan kesetimbangan asam (Ka) dan tetapan kesetimbangan basa (Kb) dari kedua reaksi tersebut. Harga Ka dan Kb menyatakan kekuatan relatif dari asam dan basa yang bersangkutan.

Pada hasil reaksi terdapat ion H⁺(H₃O⁺) dan OH^–. Jadi, garam ini bisa bersifat asam, basa, atau netral tergantung dari kekuatan relatif asam dan basa. Kekuatan asam dan basa bersangkutan ditunjukkan oleh harga Ka (tetapan ionisasi asam lemah) dan Kb (tetapan ionisasi basa lemah).

Jika harga Ka > Kb, berarti [H⁺] > [OH^–] sehingga garam bersifat asam.
Jika harga Ka < Kb, berarti [H⁺] < [OH^–] sehingga garam bersifat basa.
Jika harga Ka = Kb berarti [H⁺] = [OH^–] sehingga garam bersifat netral.

1). Contoh Soal Perhitungan Tetapan Hidrolisis Dan pH Larutan Garam NH₄Cl

Hitung tetapan hidrolisis dan pH larutan garam NH₄Cl 0,1 M jika harga Kb = 10^–5.

Diketahui:

M [NH₄Cl] = 0,1 M

Kb = 10^–5

Rumus Menghitung Tetapan Hidrolisis Garam NH₄Cl

NH₄Cl akan terionisasi sempurna dalam air dan membentuk NH4⁺ dan Cl^–. NH4⁺ merupakan asam konjugasi kuat dari NH₄OH, maka NH4⁺ yang mengalami hidrolisis.

Persamaan reaksinya adalah sebagai berikut.

NH₄⁺(aq) = NH₃ (aq) + H⁺(aq)

Tetapan hidrolisis suatu garam dapat dinyatakan dengan menggunakan rumus persamaan seperti berikut:

Kh = Kw/Kb

Kh = 10^-14/10^-5

Kh = 10^-9M

Jadi, tetapam hidrolisis garam NH₄Cl adalah Kh = 10^-9 M

Cara Menghitung pH Larutan Garam

Agar dapat menghitung pH larutan garam, maka molaritas NH₄⁺ harus diketahui terlebih dahulu.

Menghitung Konsentrasi NH₄⁺ Larutan Garam

Reaksi ionisasi garam NH₄Cl ditunjukkan dengan persamaan reaksi berikut

NH₄Cl(aq) → NH₄⁺(aq) + Cl^–(aq)

m: 0,1 – –

r : 0,1 0,1 0,1

a : – 0,1 0,1

m = konsentrasi mula mula

r = konsentrasi bereaksi

a = konsentrasi akhir

Dari Persamaan reaksi dan kesetaraan molnya dapat diketahui bahwa konsentrasi NH₄⁺ adalah:

[NH₄⁺] = 0,1 M

Jadi, molaritas NH₄⁺ adalah 0,1 M

Rumus Menghitung Konsentrasi [H⁺] Larutan Garam

[H⁺] larutan garam dapat dihitung dengan rumus berikut:

[H⁺] = √(Kh x[NH₄⁺])

[H⁺] = √(10^-9 x 0,1)

[H⁺] = 10^-5 M

Rumus Menghitung pH Larutan Garam

pH larutan garam dapat dihitung dengan rumus berikut

pH = – log [H⁺]

pH = – log 10^–5

pH = 5

Jadi, pH larutan garam NH₄Cl adalah 5

2). Contoh Saoal Perhitungan pH Larutan KOH dan CH₃COOH

Jika 100 mL larutan KOH 0,5 M dicampur dengan 100 mL larutan CH₃COOH 0,5 M, hitung pH campuran yang terjadi (diketahui Ka = 10^–6)

Diketahui

[KOH] = 0,5 M

V KOH = 100 mL

mol KOH = 100 x 0,5 = 50 mmol

[CH₃COOH] = 0,5 M

V CH₃COOH = 100 mL

mol CH₃COOH = 100 x 0,5 = 50 mmol

Ka = 10^–6

Reaksi Pembentukan Garam Dari Basa Kuat Asam Lemah

Pembentukan garam dari basa kuat dan asam lemah beserta konsentrasinya ditunjukkan oleh persamaan reaksi berikut

KOH + CH₃COOH → CH₃COOK + H₂O

m:50 50 – –

r : 50 50 – –

a : 0 0 50

Menghitung Konsentrasi Molaritas Garam CH₃COOK

Kosentrasi garam CH₃COOK adalah

mol CH₃COOK = 50 mmol

V CH₃COOK = 100 + 100 = 200 mL

Sehingga molaritas CH₃COOK adalah

M [CH₃COOK] = 50/200 = 0,25 M

Rumus Menghitung Konsentrasi [OH^–]

Konsentrasi OH^–] larutan garam CH₃COOK dapat dinyatakan dengan rumus berikut:

[OH^–] = √((Kw/Ka) x[CH₃COOK])

[OH^–] = √(10^-14/10^-6) x 0,25)

[OH^–] = 5 x 10^-5 M

Jadi, konsentrasi ion OH^-1 adalah 5 x 10^-5 M

Rumus Menghitung pH Larutan Garam Dari Basa Kuat dan Asam Lemah

Nilai pH larutan garam dapat dihitung dengan rumus berikut

pH = 14 – pOH

pOH = – log5 x 10^-5

pOH = 4,301

pH = 14 – 4,301

pH = 9,699

Jadi, larutan garam memiliki pH = 9,699

3). Contoh Soal Perhitungan pH Larutan Garam Dari Asam Lemah Basa Lemah

Hitunglah pH larutan CH₃COONH₄ 0,05 M, jika diketahui Ka = 10^–10 dan Kb NH₃ = 10^–5

Diketahui

Ka = 10^–10

Kb NH₃ = 10^–5

Menentukan Konsentrasi Ion H⁺ Larutan Garam Dari Asam Lemah Basa Lemah

Konsentrasi ion H⁺ dapat dihitung dengan rumus berikut

[H⁺] = √(Kw x Ka)/Kb)

[H⁺] = √(10^-10x10^-14)/10^–5)

[H⁺] = 3,162 x 10^-10

Jadi, konsentrasi ion H⁺ adalah 3,162 x 10^-10

Rumus Perhitungan pH Larutan Garam Asam Lemah Basa Lemah

pH larutan garam dari asam lemah basa lemah dinyatakan dengan rumus berikut

pH = – log [H⁺]

pH = – log 3,162 x 10^-10

pH = 9,5

Jadi, pH larutan garam CH₃COONH₄ adalah 9,5

4). Contoh Soal Perhitungan pH Larutan Garam Asam Kuat Basa Lemah

Hitunglah pH larutan (NH₄)₂SO₄ 0,01 M. jika tetapan basa lemah Kb NH₃ = 1 x 10^–5

Diketahui:

M [(NH₄)₂SO₄] = 0,01 M

Kb NH₃= 1 x 10^–5

(NH₄)₂SO₄ merupakan garam yang dihasilkan dari asam kuat dan basa lemah. Komponen garam yang kuat menentukan sifat garam dalam air, maka garam bersifat asam, artinya dalam air ada ion H⁺.

Menentukan Konsentrasi Ion Garam NH₄⁺

Untuk menentukan konsesntrasi ion garam dapat dicari dengan membuat reaksi ionisasi garamnya dan setarakan konsentrasinya, seperti berikut

Reaksi Ionisasi Garam (NH₄)₂SO₄

Persamaan reaksi ionisasi garam dapat dinyatakan dengan persamaan reaksi berikut

(NH₄)₂SO₄ → 2 NH₄⁺ + SO₄^2-

0,01 M 0,02 M

Konsentrasi ion garam adalah

M [NH₄⁺] = 0,02 M

Menentukan Tetapan Hidrolisis Garam (NH₄)₂SO₄

Tetapakan hidrolisis garam dapat dinyatakan dengan rumus berikut

Kh = Kw/Kb

Kh = 10^-14/10^-5

Kh = 10^-9

Menentukan Konsentrasi Ion Hydrogen [H⁺] Larutan Garam

Konsentrasi ion hydrogen dapat dapat dirumuskan seperti berikut

[H⁺] = √(Kh x[NH₄⁺])

[H⁺] = √(10^-9 x 0,02)

[H⁺] = 4,47 x 10^-6 M

Menentukan pH Larutan Garam (NH₄)₂SO₄

pH larutan garam dapat dirumuskan dengan persamaan berikut

pH = – log 4,47 x 10^-6

pH = 5,349

Jadi, pH larutan garam (NH₄)₂SO₄ adalah 5,349

5). Contoh Soal Menentukan pH Larutan Garam Asam Lemah Basa Kuat

Tentukan pH larutan yang terbentuk pada hidrolisis garam NaCN 0,02 M, jika diketahui Ka HCN = 1x 10^–10

Diketahui:

M [NaCN] = 0,02 M

Ka HCN = 1x 10^–10

NaCN merupakan garam yang dihasilkan dari reaksi asam lemah dan basa kuat. Sifat garam dalam air ditentukan oleh komponen paling kuat.

Kompenen paling kuat adalah basa yaitu basa kuat, sehingga larutan garam bersifat basa yang artinya larutan memiliki ion OH^–.

Menentukan Konsentrasi Ion OH^– Larutan Garam Asam Lemah Basa Kuat

Untuk dapat menentukan konsentrasi ion hidroksida dalam larutan garam, maka harus dibuatkan persamaan reaksi berserta kesetaraan konsentrasinya seperti berikut

Reaksi Ionisasi NaCN Dalam Air

NaCN + H₂O → HCN + Na⁺+ OH^– atau

NaCN → Na⁺ + CN^–

0,02 M 0,02 M

Konsentrasi ion garamnya adalah

[CN^–] = 0,02M

Menentukan Tetapan Hidrolisis Garam NaCN

Tetapakan hidrolisis garam dapat dirumuskan dengan persamaan berikut

Kh = Kw/Ka

Kh = 10^-14/10^-10

Kh = 10^-4

Jadi, tetapan hidrolisis larutan garamnya adalah Kh = 10^-4

Rumus Menentukan Konsentrasi Ion OH^– Larutan Garam Asam Lemah Basa Kuat

Konsentrasi Ion OH^– Larutan Garam NaCN dapat dirumuskan dengan persamaan berikut

[OH^–] = √(Kh x[CN^–])

[OH^–] = √(10^-4 x 0,02)

[OH^–] = 1,41 x 10^-3

Jadi, konsentrasi ion [OH^–] dalam larutan garam adalah 1,41 x 10^-3

Rumus Menentukan pH Larutan Garam NaCN

pH larutan garam dapat dihitung dengan persamaan berikut

pH = 14 – pOH

pOH = -log [OH^–]

pOH = – log(1,41 x 10^-3)

pOH = 2,85

Sehingga pH nya adalah

pH = 14 – 2,85

pH = 11,15

Jadi, pH larutan garam NaCN adalah 11,15

6). Contoh Soal Perhitungan Garam Asam Lemah Basa Lemah

Hitunglah pH larutan yang terbentuk dari hidrolisis garam (NH₄⁾₂CO₃0,1 M jika diketahui tetapan ionisassi asam Ka H₂CO₃ = 10^-8 dan tetapan ionisasi basa Kb NH₄OH = 10^-5

Diketahui:

M [(NH₄⁾₂CO₃] = 0,1 M

Ka H₂CO₃ = 10^-8

Kb NH₄OH = 10^-5

Garam (NH₄⁾₂CO₃ merupakan garam dari asam lemah dan basa lemah. Sehingga pH larutan tergantung pada tetapan ionisasi dari asam lemah dan basa lemah

Reaksi Ionisasi Garam (NH₄⁾₂CO₃

Garam (NH₄⁾₂CO₃ akan terionisasi sesuai dengan reaksi berikut:

(NH₄⁾₂CO₃ → 2 NH₄⁺ + CO₂^2-

0,1 M 0,2 M

Menentukan Konsentrasi Ion Hidrogen H⁺ Larutan Garam (NH₄⁾₂CO₃ Asam Lemah Basa Lemah

Konsentrasi ion hydrogen H⁺ Larutan Garam (NH₄⁾₂CO₃ yang dihasilkan dari Asam Lemah Basa Lemah dapat dinyatakan dengan menggunakan rumus berikut

[H⁺] = √((Ka x Kw)/Kb)

[H⁺] = √(10^-8x 10^-14)/10^-5)

H⁺] = 3,1622 x 10^-9 M

Jadi, konsentrasi ion hydrogen larutan garam (NH₄⁾₂CO₃ adalah 3,1622 x 10^-9 M

Rumus Menghitung pH Larutan Garam (NH₄⁾₂CO₃ Asam Lemah Basa Lemah

pH larutan garam yang dibentuk dari asam lemah dan basa lemah dapat dinyatakan dengan persamaan berikut

pH = – log [H⁺]

pH = – log 3,1622 x 10^-9

pH = 8,5

Jadi, pH larutan garam (NH₄⁾₂CO₃ adalah 8,5

7). Contoh Soal Perhitungan pH Larutan garam Natriuam Format

Tentukanlah pH Larutan garam Natrium Format HCOONa 0,2 M. Jika diketahui tetapan ionisasi asam Ka HCOOH = 1,8 x 10^-4

Diketahui:

M HCOONa = 0,2 M

Ka HCOOH = 1,8 x 10^-4

Natrium format HCOONa merupakan garam yang dihasilkan dari reaksi asam lemah dan basa kuat. Komponen yang mempengaruhi keasaman adalah basa kuat sehingga sifat garamnya basa. Sehingga pH tergantung pada konsentrasi ion OH^–

Reaksi Ionisasi Garam Natrium Format HCOONa Dalam Air

HCOONa + H₂O → HCOOH + Na⁺ + OH^– atau

HCOONa + H₂O → (HCOO^– + H⁺) + (Na⁺ + OH^–) atau

HCOONa → HCOO^– + Na⁺

0,2 M 0,2M

Menentukan Tetapan Hidrolisis Garam HCOONa

Tetapakan hidrolisis garam dapat dirumuskan dengan persamaan berikut

Kh = Kw/Ka

Kh = 10^-14/1,8 x 10^-4

Kh = 5,56 x 10^-11

Rumus Menentukan Ion [OH^–] Larutan Garam HCOONa

Konsentrasi ion OH^– dapat dirumuskan dengan persamaan berikut

[OH^–] = √(Kh x[HCOO^–])

[OH^–] = √(5,56 x10^-11 x[0,2])

[OH^–] = 3,33 x 10^-6 M

Jadi, konsentrasi ion OH^– dalam larutan garam adalah 3,33 x 10^-6 M

Rumus Menghitung pOH Larutan Garam HCOONa

pOH larutan garam dapat dihitung dengan persamaan berikut:

pOH = -log OH^–

pOH = – log 1,05 x 10^-6

pOH = 5,4771

sehingga pH nya adalah

pH = 14 – pOH

pH = 14 – 5,477

pH = 8,523

Jadi, pH larutan garam HCOONa adalah 8,523

Daftar Pustaka:

Sunarya, Yayan, 2014, “Kimia Dasar 1, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Ketiga, Yrama Widya, Bandung.
Hiskia Achmad, 1996, “K imia Larutan”, Citra Aditya Bakti, Bandung.
Sunarya, Yayan, 2013, “Kimia Dasar 2, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Kedua, Yrama Widya, Bandung.
Syukri, S., 1999, “Kimia Dasar 2”, Jillid 2, Penerbit ITB, Bandung
Chang, Raymond, 2004, “Kimia Dasar, Konsep -konsep Inti”, Edisi Ketiga, Jilid Satu, Penerbit, Erlangga, Jakarta.
Brady, James, E,1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Satu, Binarupa Aksara, Jakarta,
Brady, James, E., 1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Dua, Binarupa Aksara, Jakarta.
Hidrolisis Garam: Pengertian Sifat Rumus Tetapan Reaksi Hidrolisis Garam Basa Kuat Asam Lemah Contoh Soal Perhitungan 7, Contoh Soal Perhitungan Rumus Hidrolisis Garam Asam Lemah Basa Kuat, Contoh Soal Pembahasan Rumus pH pOH Larutan Garam Dari Asam Kuat Basa Lemah, Contoh Soal Perhitungan Rumus Konsentrasi Ion Hidrogen H+ Hidroksida OH- Larutan Garam Basa Lemah Asam Kuat, Satuan Rumus Tetapan Hidrolisis Ionisasi Garam Asam Basa Lemah,

Larutan Penyangga Buffer: Pengertian Prinsip Kerja Sifat Manfaat Jenis Cara Buat Contoh Soal Rumus Perhitungan pH 7,

Pengertian Larutan Penyangga. Larutan penyangga atau buffer solution adalah larutan yang berfungsi untuk mempertahankan pH meskipun ditambahkan sedikit asam, basa ataupun pengenceran.

Jenis Larutan Buffer

Larutan penyangga terdiri dari dua jenis buffer yaitu buffer asam dan buffer basa.

Larutan Buffer Asam

Buffer asam merupakan campuran asam lemah dengan garam atau basa konjugasi yang berasal dari basa kuat.

Contoh Larutan Penyangga Buffer Asam

Larutan penyangga asam mengandung suatu asam lemah (HA) dan basa konjugasinya (A^–). Larutan penyangga asam mempertahankan pH pada daerah asam (pH < 7),

Persamaan Reaksi Larutan Buffer Asam

Persamaan umum reaksi larutan buffer dapat dituliskan sebagai berikut:

HA(aq) = H⁺(aq) + A^–(aq)

HA = asam lemah

A^– = basa konjugasi

Contoh larutan penyangga asam adalah

CH₃COOH dengan CH₃COO^–.

H₂CO₃ dengan HCO₃^–

H₂PO₄^–dengan HPO₄^2–

NaH₂PO4 dan Na₂HPO₄.

Rumus Konsentrasi Ion [H⁺] Larutan Buffer Asam

Nilai konsentrasi [H⁺] dalam larutan dapat ditentukan dengan menggunakan formala sebagai berikut,

[H⁺] = Ka x (mol asam/ mol garam)

Rumus pH Larutan Buffer Asam

Sedangkan pH larutannya dapat diperoleh dengan rumus yang diformulakan seperti berikut:

pH = – log[H⁺]

Larutan Buffer Basa

Buffer Basa merupakan campuran antara basa lemah dengan garam atau asam konjugasi yang berasal dari asam kuat.

Contoh Larutan Penyangga Buffer Basa

Larutan penyangga basa mengandung basa lemah (B) dan asam konjugasinya (BH⁺). Larutan penyangga basa mempertahankan pH pada daerah basa (pH > 7).

Persamaan Reaksi Larutan Buffer Basa

Persamaan umum reaksi larutan penyangga basa dapat dituliskan sebagai berikut.

B (aq) + H₂O(l) = BH⁺(aq) + OH^–(aq)

B = basa lemah

BH⁺ = Asam konjugasi

Contoh larutan penyangga basa adalah

NH₃ dengan NH₄⁺

NH₄OH dengan NH₄Cl

Rumus Konsentrasi Ion [OH^–] Larutan Buffer Basa

Besar Konsentrasi [OH^–] dalam larutannya dapat ditentukan dengan menggunakan rumus yang diformulasikan seperti berikut.

[OH^–] = Kb x (mol basa/ mol garam)

Rumus pOH Larutan Buffer Basa

Sedangkan pOH larutan dapat ditentukan dengan menggunakan rumus yang diformulasikan sebagai berikut:

pOH = – log[OH^–]

pH = 14 – pOH

sifat-larutan-penyangga — Rumus Sifat-Larutan-Penyangga Buffer Asam Basa

Prinsip Kerja Larutan Penyangga Buffer

Larutan penyangga asam lemah CH₃COOH – CH₃COO^– mengandung asam lemah CH₃COOH dan basa konjugasi CH3COO^–.

Jika ditambah NaOH, maka ion OH^– hasil ionisasi NaOH akan dinetralisir oleh asam lemah CH₃COOH. Sehingga pH tidak berubah. Reaksi penetralan ion OH^– oleh CH₃COOH mengikuti persamaan reaksi berikut

CH₃COOH (aq) + OH^– (aq) → CH₃COO^– (aq) + H₂O (l)

Jika Asam kuat HCl ditambahkan pada larutan penyangga tersebut, maka Ion H⁺ hasil ionisasi HCl akan dinetralisir oleh basa konjugasi CH3COO^–. Sehingga pH tidak berubah sesuai reaksi kimia berikut.

CH₃COO^– (aq) + H⁺ (aq) → CH₃COOH (aq)

Larutan penyangga akan mempertahankan pH pada kisarannya jika ditambahkan sedikit asam, sedikit basa, dan pengenceran.

Jika asam kuat (HCl) ditambahkan terlalu banyak, maka basa konjugasi CH3COO^– akan habis bereaksi. Begitu juga, jika basa kuat (NaOH) ditambahkan terlalu banyak, maka asam CH₃COOH akan habis bereaksi.

Sebagi akibatnya larutan penyangga tidak dapat mempertahankan pH. Jadi, larutan penyangga mempunyai keterbatasan dalam menetralisir asam atau basa yang ditambahkan.

Sifat Sifat Larutan Penyangga Buffer

Adapun sifat-sifat larutan buffer diantaranya adalah sebagai berikut.

1). pH larutan buffer tidak berubah pada penambahan sedikit asam kuat atau sedikit basa kuat.

2). pH larutan buffer tidak berubah jika larutan diencerkan;

3). pH larutan buffer dapat berubah dengan penambahan asam kuat atau basa kuat yang relatif banyak. Apabila asam kuat atau basa kuat yang ditambahkan menghabiskan komponen larutan buffer, maka pH larutan akan berubah drastis.

3). Daya penyangga suatu larutan buffer tergantung pada konsentrasi atau jumlah mol komponennya, yaitu jumlah mol asam lemah dan basa konjugasinya atau jumlah mol basa lemah dan asam konjugasinya.

Manfaat Fungsi Larutan Penyangga Tubuh Manusia Dan Industri

Kebanyakan reaksi-reaksi biokimia dalam tubuh makhluk hidup hanya dapat berlangsung pada pH tertentu. Oleh karena itu, cairan tubuh harus merupakan larutan penyangga agar pH senantiasa konstan ketika metabolisme berlangsung.

Kebanyangan cairan tubuh memiliki rentang nilai pH tertentu. Sebagai contoh, darah tubuh memiliki nilai pH 7,35 sampai dengan 7,45. Asam lambung memiliki pH 1 – 2 dan nilai pH kelenjar pancreas antara 7 – 8.

1). Larutan Penyangga Dalam Darah

Organ yang paling berperan untuk menjaga pH darah adalah paru paru dan ginjal.

Asidosis

Asidosis adalah suatu keadaan di mana pH darah kurang dari 7,35.

Faktor Penyebab Asidosis

Faktor- faktor yang mempengaruhi terjadinya kondisi asidosis antara lain penyakit jantung, penyakit ginjal, kencing manis, dan diare yang terus-menerus.

Alkolosis

Alkolosis adalah kondisi di mana pH darah lebih dari 7,45

Faktor Penyebab Alkolosis

Kondisi alkolosis disebabkan muntah yang hebat, hiperventilasi yaitu kondisi ketika bernafas terlalu cepat karena cemas atau histeris pada ketinggian.

Jenis Larutan Buffer Darah

Larutan buffer dalam darah yang berfungsi untuk menjaga pH darah stabil diantaraya adalah

a). Larutan Penyangga Hemoglobin Dalam Darah

Oksigen merupakan zat utama yang dibutuhkan oleh sel tubuh yang diperoleh melalui proses pernapasan. Di dalam darah oksigen diikat oleh hemoglobin dan O₂ sangat sensitif terhadap pH.

Reaksi kesetimbangan antara hemoglobin dengan oksigen dapat dituliskan sebagai berikut.

HHb⁺ + O₂ = H⁺ + HbO₂

Campuran asam haemoglobin (HHb⁺) dan basa konjugasinya haemoglobin (Hb).

Produk buangan dari tubuh adalah CO₂ yang di dalam tubuh bisa membentuk senyawa H₂CO₃ yang nantinya akan terurai menjadi H⁺ dan HCO₃^–.

Penambahan H⁺dalam tubuh akan mempengaruhi pH, tetapi hemoglobin yang telah melepaskan O₂ dapat mengikat H⁺ membentuk asam hemoglobin.

b). Larutan Buffer Karbonat Darah (H₂CO₃ dengan HCO₃^–)

Darah memiliki keasaman yang relatif tetap, yaitu antara pH 7,0 –8,0. Keasaman yang tetap ini karena adanya larutan buffer karbonat.

Larutan buffer karbonat dalam darah mempunyai komposisi yang selalu tetap, sehingga mampu menjaga pH darah selalu stabil.

Organ yang paling berperan untuk menjaga pH darah adalah paruparu dan ginjal.

Reaksi Larutan Penyangga Darah

Reaksi larutan penyangga dalam darah dalam merespon hasil metabolisme tubuh adalah sebagai berikut

Jika metabolisme mengahasilkan penambahan suatu basa, maka ion OH^– yang dihasilkan akan bereaksi dengan asam bikarbonat (H₂CO₃) sesuai dengan reaksi berikut

H₂CO₃ + OH^– = HCO₃^– + H₂O

Jika proses metabolisme menghasilkan asam seperti asam laktat, asam fosfat, dan asam sulfat, maka asam- asam tesebut memasuki pembuluh darah membawa ion H⁺ yang dihasilkan dari asam tersebut.

Kemudian ion H⁺ akan diikat oleh ion HCO₃^– dan akan diubah menjadi H₂CO₃, sesuai dengan reaksi berikut

H⁺ + HCO₃^– = H₂CO₃

Kemudian H₂CO₃ akan terurai membentuk CO₂.

H₂CO₃(aq) = H₂O (aq) + CO₂(aq)

Reaksi reaksi larutan penyangga tersebut akan menghasilkan perbandingan konsentrasi karbonat dan bikarbonat selalu tetap, sehingga pH darah relatif tetap.

Perbandingan Molaritas HCO₃^– terhadap H₂CO₃

Perbandingan molaritas HCO₃^– terhadap H₂CO₃ yang diperlukan untuk mempertahankan pH darah 7,4 adalah 20:1.

c). Larutan Buffer Fosfat Dalam Cairan Intrasel (H₂PO₄^–dengan HPO₄^2–)

Cairan intrasel dalam tubuh makhluk hidup berperan sebagai media metabolisme. Cairan intrasel bersifat asam atau basa, sehingga dapat berubah menjadi asam atau basa.

Metabolisme dapat dipercepat oleh enzim. Enzim dapat bekerja secara optimal pada pH tertentu yang disebut dengan pH optimum.

pH cairan intrasel tetap optimum, dalam tubuh mahluk hidup karena terdapat larutan buffer fosfat.

Larutan buffer fosfat ini berasal dari asam lemah hydrogen-fosfat (HPO₄^2–) dan basa konjugasinya dihydrogen-fostat (H₂PO₄^–).

Apabila proses metabolisme menghasilkan zat asam lebih banyak, maka asam tersebut akan bereaksi dengan ion HPO₄^2– menurut reaksi:

HPO₄^2– + H⁺ = H₂PO₄^–

Begitu pula sebaliknya, apabila proses metabolisme menghasilkan basa lebih banyak, maka basa tersebut akan bereaksi dengan ion H₂PO₄^–menurut reaksi:

H₂PO₄^– + H⁺ = HPO₄^2–

Reaksi reaksi di atas menyebabkan perbandingan antara HPO₄^2– dengan H₂PO₄^– tetap, sehingga harga pH pada cairan intrasel selalu tetap.

d). Larutan Buffer Asam Amino

Asam amino adalah senyawa organik yang memiliki gugus fungsional karboksil (-COOH) dan amina (biasanya -NH₂).

Gugus karboksil memberikan sifat asam dan gugus amina memberikan sifat basa. Dalam bentuk larutan, asam amino bersifat amfoterik: cenderung menjadi asam pada larutan basa dan menjadi basa pada larutan asam. Perilaku ini terjadi karena asam amino mampu menjadi zwitter-ion.

Apabila asam amino larut dalam air, maka gugus karboksilat akan melepaskan ion H⁺, sedangkan gugus amina akan menerima ion H⁺.

Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut.

–COOH = –COO^–+ H⁺

–NH₂ + H⁺= –NH₃⁺

Karena kedua gugus tersebut dapat membentuk ion positif (asam) dan membentuk ion negatif (basa), maka asam amino memiliki zwitter ion (besifat amfoter).

Apabila tubuh kelebihan asam, maka kelebihan ion H⁺ akan diikat oleh gugus basa, begitu pula sebaliknya.

Karena kelebihan asam atau basa dinetralkan oleh asam atau basa dari gugus asam amino, maka pH asam amino relatif bersifat tetap. Berikut struktur beberapa asam amino.

e). Larutan Penyangga Dalam Ginjal

Ginjal tubuh manusia berfugsi untuk mengatur konsentrasi H₃O⁺ dalam darah agar tetap konstan, dengan jalan mengeluarkan kelebihan asam melalui urine, sehingga pH urine dapat berada sekitar 4,8 – 7,0.

2). Larutan Penyangga Obat- Obatan Industri Farmasi

Dalam industri farmasi atau obat-obatan, banyak zat aktif yang harus berada dalam keadaan pH stabil. Perubahan pH akan menyebabkan khasiat zat aktif tersebut berkurang atau hilang sama sekali.

Obat penghilang rasa nyeri seperti aspirin mengandung asam asetilsalisilat sebagai penyangga. Beberapa merek aspirin juga ditambahkan zat untuk menetralisir kelebihan asam di perut, seperti penyangga MgO.

Obat suntik atau obat tetes mata, pH-nya harus disesuaikan dengan pH cairan tubuh. Obat tetes mata harus memiliki pH yang sama dengan pH air mata agar tidak menimbulkan iritasi yang mengakibatkan rasa perih pada mata. Begitu pula obat suntik harus disesuaikan dengan pH darah.

3). Larutan Penyangga Industri

Dalam industri, larutan penyangga digunakan untuk penanganan limbah. Larutan penyangga ditambahkan pada limbah untuk mempertahankan pH antara 5 – 7,5.

Larutan penyangga pada pH 5 – 7,5 digunakan untuk memisahkan materi organik pada limbah sehingga layak di buang ke perairan.

Reaksi-reaksi kimia di laboratorium dan di bidang industri juga banyak menggunakan larutan penyangga. Reaksi kimia tertentu ada yang harus berlangsung pada suasana asam atau suasana basa. Buah-buahan dalam kaleng perlu dibubuhi asam sitrat dan natrium sitrat untuk menjaga pH agar buah tidak mudah dirusak oleh bakteri.

Membuat Larutan Penyangga Asam Basa

Berikut adalah cara membuat larutan penyangga yang biasa dilakukan.

1). Membuat Larutan Penyangga Asam

Larutan penyangga asam yang dapat dibuat misalnya larutan yang berbasis asam lemah asetat CH₃COOH dengan basa konjugasinya CH3COO^–.

Asam asetat (CH₃COOH) di dalam air akan terionisasi sebesar α (derajat ionisasinya) sesuai reaksi berikut

CH3COOH (aq) = CH₃COO^– (aq) + H⁺ (aq)

Unutk meningkatkan molaritas basa konjugasi CH₃COO^– dapat dilakukan dengan dua cara, yaitu

a). Menambahkan garam seperti CH₃COONa ke dalam asam lemah CH₃COOH. Garam yang ditambahkan tersebut akan terionisasi menurut reaksi berikut.

CH₃COONa (aq) → CH₃COO^– (aq) + Na⁺ (aq)

b). Menambahkan basa kuat seperti NaOH ke dalam asam lemah CH₃COOH berlebih. Reaksi yang terjadi dapat dituliskan sebagai berikut.

CH₃COOH (aq) + NaOH (aq) → Na⁺ (aq) + CH₃COO^– (aq) + H₂O (aq)

2). Membuat Larutan Penyangga Basa

Larutan penyangga basa yang dapat dibuat adalah berbasis basa lemah NH₃ dengan asam konjugasi NH4⁺.

NH₃ akan terionisasi sebesar α (derajat ionisasinya) di dalam air. Reaksi ionisasinya adalah

NH₃(aq) + H₂O (l) = NH₄⁺(aq) + OH^– (aq)

Besarnya molaritas asam konjugasi NH₄⁺ dapat dinaikan dengan cara seperti berikut

a). Menambahkan garam seperti NH₄Cl ke dalam asam lemah NH₃. Garam tersebut akan terionisasi menurut reaksi berikut

NH₄Cl(aq) → NH₄⁺ (aq) + Cl^– (aq)

b). Menambahkan asam kuat seperti HCl ke dalam basa lemah NH₃ berlebih. Reaksi yang terjadi adalah

NH₃(aq) + HCl (aq) → NH₄⁺(aq) + Cl^– (aq)

1). Contoh Soal Perhitungan Larutan Penyangga Asam Lemah

Berapakah pH larutan penyangga yang terbuat dari asam lemah CH₃COOH 0,3 M dan NaCH₃COO 0,1 M, jika tetapan ionisasi asam Ka CH₃COOH diketahui bernilai 1,8 x 10^-5.

Diketahui

M [CH₃COOH] = 0,3 M

M [NaCH₃COO] = 0,1 M

Ka = 1,8 x 10^-5.

Rumus Menghitung pH Larutan Penyangga

pH larutan penyangga dapat dirumuskan dengan menggunakan persamaan berikut

pH = pKa – log a/g

Ka = tetapan ionisasi asam lemah

a = jumlah mol asam lemah

g = jumlah mol basa konjugasi

pH = – log (1,8 x 10^-5) – log (0,3/0,1)

pH = 4,7447 – 0,4771

pH = 4,2676

Jadi, pH larutan penyangga adalah 4,2676

2). Contoh Soal Perhitungan pH Larutan Penyangga Basa NH₃ dan NH₄Cl

Sebanyak 25 mL larutan NH₃ 0,1 M (Kb = 10^–5) dicampur dengan 50 mL larutan NH₄Cl 0,5 M. Hitunglah pH larutan tersebut!

Reaksi Larutan Penyangganya

25 mL NH₃ 0,1 M + 50 mL NH₄Cl 0,5 M

Menghitunga Konsentrasi Larutan Penyanggga Basa Lemah Dan Asam Konjugasi

Konsentrasi basa lemah dan asam konjugasi dinyatakan dalam mol yang dihitung dengan rumus berikut

mol (n) = V x M

V = volume larutan

M = molaritas, mol/liter

mol NH₃ = 25 mL × 0,1 mmol/mL = 2,5 mmol

mol NH₄Cl = 50 mL × 0,5 mmol/mL = 25 mmol

Rumus Menghitung pH Larutan Penyangga Basa Lemah Asam Konjugasi

pH larutan penyangga basa dapat dirumuskan dengan persamaan berikut

pH = 14 – pOH

Menghitung pOH Larutan Penyangga Basa Lemah Asam Konjugasi

pOH larutan penyangga dapat dihitung dengan rumus seperti berikut

pOH = pKb – log b/g

Kb = tetapan ionisasi basa lemah

b = jumlah mol basa lemah

g = jumlah mol asam konjugasi

pOH = – log (10^–5) – log 2,5/25

pOH = – log (10^–5) – log 0,1

pOH = 5 + 1

pOH = 6

Sehingga pH larutan penyangga basa adalah

pH = 14 – 6

pH = 8

Jadi, pH larutan buffer basa adalah 8

3). Contoh Soal Perhitungan Larutan Penyangga Ditambah Sedikit Asam Lemah

Larutan buffer dibuat dari 500 mL CH₃COOH 0,1 M dan 500 mL CH₃COONa 0,1 M. Dengan harga Ka = 1,8 x10^–5, tentukan besarnya:

a). pH campuran buffer

b). pH campuran setelah ditambah 10 mL CH₃COOH 0,1 M

Diketahui

V CH₃COOH = 500 mL

M [CH₃COOH] = 0,1 M

V CH₃COONa = 500 mL

M [CH₃COONa] = 0,1 M

Ka = 1,8 x10^–5

Rumus Menentukan Konsentrasi Ion Hidrogen Larutan Penyangga Asam

Konsentrasi asam lemah dan asam konjugasinya (garam) dihitung dengan cara berikut

mol CH₃COOH = 500 x 0,1 = 50 mmol

mol CH₃COONa = 500 x 0,1 = 50 mmol

maka konsentrasi ion hidrogenya adalah

[H⁺] = Ka [asam]/[garam] atau

[H⁺] = Ka [CH₃COOH]/[CH₃COONa]

[H⁺] = (1,8 x10^–5) x (50/50)

[H⁺] = 1,8 x10^–5

Rumus Menghitung pH Larutan Buffer Asam

pH larutan buffer asam dapat dinyatakan dengan rumus berikut

pH = – log [H⁺]

pH = – log1,8 x10^–5

pH = 4,745

Jadi pH larutan buffer asam adalah 4,745

Menghitung Konsentrasi Ion Hidrogen Setelah Ditambah Asam Lemah

Konsentrasi ion hydrogen setelah ditambah 10 ml CH₃COOH 0,1 M dapat dihitung dengan cara berikut:

mol penambahan CH₃COOH = 10 x 0,1 = 1,0 mmol

mol mula-mula CH₃COOH = 50 mmol

sehingga mol CH₃COOH dalam campuran berubah menjadi:

mol CH₃COOH = 50 + 1 = 51 mmol

mol CH₃COONa = 50 mmol (tetap)

Konsentrasi ion hidrogennya adalah

[H⁺] = Ka [CH₃COOH]/[CH₃COONa]

[H⁺] = (1,8 x10^–5) x (51/50)

[H⁺] = 1,836 x10^–5

Menghitung pH Larutan Penyangga Setelah Ditambah Asam Lemah

pH larutan penyangga setelah ditambah asam lemah dapat dinyatakan dengan menggunakan rumus berikut

pH = – log[H⁺]

pH = – log(1,836 x10^–5)

pH = 4,7361

Jadi, pH larutan penyangga setelah ditambah asam lemah adalah 4,7361

5). Contoh Soal Perhitungan pH larutan Penyangga Asam Setelah Ditambah Basa Lemah

Campuran terdiri atas 200 mL CH₃COOH 0,2 M dan 200 mL CH₃COONa 0,2 M. Dengan harga Ka = 1,8 10^–5, tentukan besarnya:

a). pH campuran buffer

c). pH campuran setelah ditambah 5 mL NH₄OH 0,2 M

Diketahui:

V CH₃COOH = 200 mL

V CH₃COONa = 200 mL

M [CH3COOH] = 0,2 M

M [CH3COONa] = 0,2 M

Ka = 1,8 10^–5

Rumus Menentukan Konsentrasi Ion Hidrogen Larutan Penyangga Asam

Konsentrasi asam lemah dan asam konjugasinya (garam) dihitung dengan cara berikut

mol CH₃COOH = 200 x 0,2 = 40 mmol

mol CH₃COONa = 200 x 0,2 = 40 mmol

maka konsentrasi ion hidrogenya adalah

[H⁺] = Ka [asam]/[garam] atau

[H⁺] = Ka [CH₃COOH]/[CH₃COONa]

[H⁺] = (1,8 x10^–5) x (40/40)

[H⁺] = 1,8 x10^–5

Rumus Menghitung pH Larutan Buffer Asam

pH larutan buffer asam dapat dinyatakan dengan rumus berikut

pH = – log [H⁺]

pH = – log1,8 x10^–5

pH = 4,745

Jadi pH larutan buffer asam adalah 4,745

Menghitung Konsentrasi Ion Hidrogen Setelah Ditambah Basa Lemah

Konsentrasi ion hydrogen setelah ditambah 5 mL NH₄OH 0,2 M dapat dihitung dengan cara berikut:

mol CH₃COOH mula mula= 40 mmol

mol CH₃COO^–mula mula = 40 mmol

mol NH₄OH yang bereaksi

mol NH₄OH = 5 mL x 0,2 M

mol NH₄OH = 1 mmol

Reaksi Asam Lemah dan Basa Lemah Larutan Penyangga

CH₃COOH + NH₄OH → CH₃COONH₄ + H2O

m: 40 1

r : 1 1 1 1

s : 39 0 1 1

Dari reaksi di atas diketahui data data berikut

Dari 40 mol CH₃COOH, yang beraksi dengan 1 mol NH₄OH adalah 1 mol, sehingga sisanya adalah

jumlah mol CH₃COOH yang bereaksi = 1 mol

sisa mol CH₃COOH = 40 – 1 = 39 mol

1 mol CH₃COOH yang bereaksi dengan 1 mol NH₄OH menghasilkan 1 mol CH₃COONH₄, ini berarti menghasilkan 1 mol ion CH₃COO^– sesuai reaksi ionisasi berikut

CH₃COONH₄ → CH₃COO^– + NH₄⁺

1 mol 1 mol

Jadi dalam larutan bertambah 1 mol ion CH₃COO^–, sehingga total ion ion CH₃COO^– dalam larutan adalah

mol CH₃COO^– = 40 + 1 = 41 mmol

Konsentrasi ion hidrogennya adalah

[H⁺] = Ka [CH₃COOH]/[CH₃COO^–]

[H⁺] = (1,8 x10^–5) x (39/41)

[H⁺] = 1,7122 x10^–5

Menghitung pH Larutan Penyangga Setelah Ditambah Basa Lemah

pH larutan penyangga setelah ditambah basa lemah dapat dinyatakan dengan menggunakan rumus berikut

pH = – log[H⁺]

pH = – log(1,7122 x10^–5)

pH = 4,76

Jadi, pH larutan penyangga setelah ditambah basa lemah adalah 4,76

6). Contoh Soal Perhitungan Konsentrasi pH Larutan Buffer Diencerkan

Sebanyak 0,5 liter larutan buffer dibuat dengan mereaksikan asam lemah CH₃COOH 0,05 M dengan CH₃COONa 0,1 M. Kemudian larutan tersebut diencerkan dengan menambahkan akuades sebanyak 1,5 L. Jika Ka = 1,8 10^–5, maka tentukan:

a). pH larutan buffer sebelum sebelum pengenceran atau sebelum ditambah akuades

b). pH larutan setelah pengenceran

Diketahui

V larutan = 0,5 Liter

M [CH₃COOH] = 0,05 M

M [CH₃COONa] = 0,1 M

Ka = 1,8 10^–5

Menghitung Konsentrasi Ion H⁺ Larutan Buffer Sebelum Pengenceran

Konsentrasi ion hydrogen larutan buffer sebelum pengenceran dapat dinyatakan dengan persamaan berikut

[H⁺] = Ka [asam]/[garam] atau

H⁺] = Ka .[CH₃COOH]/[ CH₃COONa]

[H⁺] = (1,8 10^–5) x (0,05/0,1)

[H⁺] = 9 x 10^-6 M

Jadi, konsentrasi ion hydrogen larutan buffer adalah 9 x 10^-6 M

Menghitung pH Larutan Penyangga Sebelum Pengenceran

pH larutan penyangga sebelum pengenceran dapat dirumuskan seperti berikut

pH = – log [H⁺]

pH = – log 9 x 10^-6

pH = 5,0457

Jadi, pH larutan buffer sebelum pengenceran adalah pH = 5,0457

Cara Menghitung Konsesntrasi Ion Hidrogen Setelan Pengenceran

Konsentrasi ion hydrogen setelah pengenceran dapat dicari dengan cara menghitung perubahan konsentrasi CH₃COOH dan konsentrasi CH₃COONa terlebih dahulu seperti berikut:

Volume larutan sebelum diencerkan

V₁ = 0,5 L

Volume setelah diencerkan

V₂ = 0,5 L + 1,5 L = 2L

Rumus Pengenceran Larutan Buffer

Perubahan konsentrasi setelah pengenceran dapat ditentukan seperti berikut

V₁ x M₁ = V₂ x M₂ atau

M₂ = (V₁ x M₁)/ V₂ sehingga

Konsentrasi CH₃COOH adalah

M [CH₃COOH] = (V₁ x M₁)/ V₂

M [CH₃COOH] = (0,5 x 0,05)/2

M [CH₃COOH] = 0,0125

Konsentrasi CH₃COONa adalah

M [CH₃COONa] = (V₁ x M₁)/ V₂

M [CH₃COONa] = (0,5 x 0,1)/2

M [CH₃COONa] = 0,025 M

Rumus Konsentrasi Ion Hidrogen Setelah Pengenceran

Konsentrasi ion hydrogen setelah pengenceran dapat dinyatakan dengan menggunakan rumus berikut

[H⁺] = Ka [asam]/[garam]

[H⁺] = Ka [CH₃COOH]/[ CH₃COONa]

[H⁺] = 1,8 x 10^-5 (0,0125/0,025)

[H⁺] = 9 x 10^-6 M

Jadi konsentrasi ion hydrogen larutan buffer adalah 9 x 10^-6 M

Rumus Menghitung pH Larutan Penyangga Setelah Pengenceran

pH larutan buffer setelah pengenceran dapat dihitung dengan rumus berikut

pH = – log [H⁺]

pH = – log(9 x 10^-6)

pH = 5,0457

Jadi, perubahan pH sebelum dan setelah pengenceran adalah

pH = 5,0457– 5,0457

pH = 0,0

Pada kasus ini. pengenceran tidak menyebabkan perubahan pH larutan buffer

Fungsi Larutan Penyangga

Larutan penyangga Buffer memiliki keunggulan yang dapat dimanfaatkan untuk kehidupan sehari hari maupun keperluan industri. Addapun manfaat atau fungsi dari larutan penyangga diantarannya adalah:

Di dalam tubuh manusia, larutan penyangga berfungsi untuk menjaga pH darah, sehingga darah memiliki keasaman yang sesuai dengan karakteristik reaksi enzim.
Dalam kehidupan sehari – hari, larutan penyangga digunakan untuk menjaga pH makanan yang dikemas menggunakan kaleng. Sehingga makanan tidak mudah rusak oleh serangan bakteri.

7). Contoh Soal Ujian Perhitungan dan Pembahasan

Larutan penyangga dibuat dengan mencampurkan 50 ml larutan CH₃COOH 0,1 M dengan 50 ml NaCH₃COO 0,1M. Dengan Ka CH₃COOH = 1,8 x 10^-5, maka pH larutan tersebut adalah:

Pembahasan Jawaban Soal

Hitung jumlah mol masing – masing larutan.

50 ml CH₃COOH 0,1 M + 50 ml NaCH₃COO 0,1M

Jumlah mol CH₃COOH adalah:

mol CH₃COOH = 50 ml x 0,1 mmol/ml

mol CH₃COOH = 5 mmol/ml

jumlah mol NaCH₃COO adalah

mol NaCH₃COO = 50 ml x 0,1 mmol/ml

mol NaCH₃COO = 5 mmol

substitusi nilai-nilai yang ada dari soal maupun dari hasil perhitungan ke persamaan berikut:

[H⁺] = Ka x (mol asam/ mol garam)

[H⁺] = 1,8 x 10^-5 x (5 mmol/ 5 mmol)

[H⁺] = 1,8 x 10^-5

pH = – log [H⁺]

pH = – log (1,8 x 10^-5)

pH = 5 – log1,8

Daftar Pustaka

Syukri, S., 1999, “Kimia Dasar 2”, Jillid 2, Penerbit ITB, Bandung
Chang, Raymond, 2004, “Kimia Dasar, Konsep -konsep Inti”, Edisi Ketiga, Jilid Satu, Penerbit, Erlangga, Jakarta.
Brady, James, E,1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Satu, Binarupa Aksara, Jakarta,
Sunarya, Yayan, 2014, “Kimia Dasar 1, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Ketiga, Yrama Widya, Bandung.
Sunarya, Yayan, 2013, “Kimia Dasar 2, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Kedua, Yrama Widya, Bandung.
Brady, James, E., 1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Dua, Binarupa Aksara, Jakarta.
Ringkasan Rangkuman: Prinsip larutan penyangga adalah adanya kesetimbangan antara asam lemah atau basa lemah dengan basa atau asam konjugatnya. Sistem kesetimbang ini dapat mempertahankan pH larutan penyangga.
Persamaan untuk menentukan pH dan pOH larutan penyangga dirumuskan pertama kali oleh Henderson- Hasselbalch.
pH larutan penyangga dikendalikan oleh perbandingan konsentrasi pasangan asam lemah dan basa konjugatnya dan tetapan ionisasi dari asam atau basa lemah.
Penambahan sedikit asam atau basa kuat terhadap larutan penyangga tidak mengubah pH larutan penyangga secara signifikan.
Prinsip kesetimbangan juga terdapat pada garam garam yang sukar larut dalam air. Garam-garam ini membentuk kesetimbangan di antara padatan dan ion-ion yang larut dengan konsentrasi sangat kecil.

Tetapan Hasil Kali Kelarutan Ksp: Pengertian pH Pengendapan Pengaruh Ion Sesama Contoh Soal Perhitungan 12

Pengertian Kelarutan: Istilah kelarutan atau solubility digunakan untuk menyatakan jumlah maksimal zat yang dapat larut dalam sejumlah tertentu pelarut. Kelarutan (khususnya untuk zat yang sukar larut) dinyatakan dalam satuan mol.L^–1. Jadi, kelarutan (dinotasikan dengan huruf (s) sama dengan molaritas (M).

Hasil Kali Kelarutan

Hasil kali kelarutan ialah hasil kali konsentrasi ion- ion dari larutan jenuh garam yang sukar larut dalam air, setelah masing- masing konsentrasi dipangkatkan dengan koefisien menurut persamaan ionisasinya.

Senyawa ion yang terlarut dalam air akan terurai menjadi ion positif dan ion negatif. Jika dalam larutan jenuh ditambahkan kristal senyawa ion, maka kristal tersebut tidak akan melarut tetapi mengendap. Berarti kristal tidak mengalami ionisasi.

Jika dalam sistem tersebut ditambahkan air, maka Kristal akan larut dan terionisasi. Jika larutan kristal dipanaskan kembali, maka akan terbentuk endapan kristal. Sehingga dapat dikatakan dalam sistem tersebut terjadi kesetimbangan

Rumus Tetapan Hasil Kali Kelarutan

Nilai hasil kelarutan dinotasikan dengan Ksp. Untuk elektrolit sejenis, Nilai Ksp yang semakin besar menunjukkan semakin mudah larut.

Perhatikan contoh reaksi berikut:

A_x + B_y(s) = xA^m+_(aq) + yB^n-_(aq)

Hasil kali kelarutannya dapat ditulis

Ksp = [A^m+]^x [B^n-]^y

Memperkirakan Terjadinya Proses Pengendapan Zat Elektrolit

Pengendapan zat elektrolit dalam suatu larutan dapat diperkirakan dengan membandingkan nilai Ksp terhadap nilai Qsp. Nilai Qsp adalah hasil kali konsentrasi molar awal dai ion – ion dalam larutan dengan asumsi zat terionisasi sempurna.

Qsp < Ksp, nilai Qsp lebih kecil daripada Ksp ini artinya tidak terjadi pengendapan

Qsp = Ksp, nilai Qsp sama dengan nilai Ksp, maka larutan sudah jenuh, namun demikian masih belum menunjukkan terjadinya proses pengendapan

Qsp > Ksp, nilai Qsp lebih besar daripada nilai Ksp, ini artinya reaksi sudah terjadi proses pengendapan.

Pengaruh Ion Sejenis Sesama Terhadap Kelarutan.

Kehadiran ion sejenis dalam larutan akan mempengaruhi kelarutan. Ion – ion sejenis akan memperkecil atau mengurangi kelarutan suatu senyawa elektrolit. Ini artinya, semakin tinggi konsentrasi ion sejenis, maka semakin kecil kelarutan elektrolitnya.

1). Contoh Soal Menghitung Hasil Kali Kelarutan PbCl₂ Dalam Air

Jika kelarutan PbCl₂ dalam air adalah 0,016 M, tentukanlah hasil kali kelarutannya (Ksp PbCl₂)

Diketahui

Kelarutan (s) PbCl₂ = 0,016 M

Menentukan Perasamaan Reaksi Kesetimbangan Kelarutan PbCl₂ Dalam Air

Reaksi kesetimbangan PbCl₂ di dalam air dapat dinyatakan dengan persamaan berikut

PbCl₂ = Pb²⁺ + 2 Cl^–

s s 2 s

s = kelarutan PbCl₂

Rumus Menghitung Hasil Kali Kelarutan PbCl₂

Tetapan Hasil Kali Kelarutan Ksp PbCl₂ dapat dinyatakan dengan menggunakan rumus peramaan berikut:

Ksp PbCl₂ = [Pb²⁺] [Cl^–]²

Kelarutan PbCl₂ = s

Konsentrasi Pb²⁺ = s

Konsentrasi Cl^– = 2 s

Maka Hasil Kali Kelarutannya adalah

Ksp PbCl₂ = [s ][2 s]²

Ksp PbCl₂ = 4 s³

Ksp PbCl₂ = 4 x (0,016)³

Ksp PbCl₂ = 1,64 x 10^-5

Jadi, tetapan hasil kali kelarutan Ksp PbCl₂ adalah 1,64 x 10^-5

2). Contoh Soal Perhitungan Menentukan Kelarutan Pb(OH)₂

Tentukan kelarutan Pb(OH)₂ apabila hasil kali kelarutannya pada temperature 25⁰C adalah 2,8 x 10^-16

Diketahui

Ksp Pb(OH)₂ = 2,8 x 10^-16

Menentukan Perasamaan Reaksi Kesetimbangan Kelarutan Pb(OH)₂

Reaksi kesetimbangan Pb(OH)₂ dapat dinyatakan dengan persamaan reaksi seperti berikut

Pb(OH)₂ = Pb²⁺ + 2 OH^–

s s 2 s

s = kelarutan Pb(OH)₂

Rumus Menghitung Kelarutan PbCl₂

Kelarutan Pb(OH)₂dapat dinyatakan dengan menggunakan rumus peramaan berikut:

Ksp Pb(OH)₂= [Pb²⁺] [OH^–]²

Kelarutan Pb(OH)₂= s

Konsentrasi Pb²⁺ = s

Konsentrasi OH^– = 2 s

Maka Kelarutan Pb(OH)₂adalah

Ksp Pb(OH)₂= [s ][2 s]²

Ksp Pb(OH)₂= 4 s³

s³ = (Ksp Pb(OH)₂)/4

s³ = (2,8 x 10^-16)/4

s³ = (7 x 10^-17)

s = 4,12 x 10^-6

Jadi, kelarutan kelarutan Pb(OH)₂ adalah 4,12 x 10^-6 M

3). Contoh Soal Menentukan Jumlah Zat Terlarut Jika Ksp Larutan Diketahui

Tentukan berapa gram Mg(OH)₂ yang dapat larut dalam 2000 mL air, jika Ksp Mg(OH)₂ = 7,1 x10^–12 dan massa molekul Mr Mg(OH)₂ = 58

Diketahui:

Ksp Mg(OH)₂ = 7,1 x10^–12

Mr Mg(OH)₂ = 58

V = 2000 mL = 2 L

Menentukan Reaksi Kesetimbangan Mg(OH)₂ Dalam Air

Kesetimbangan reaksi Mg(OH)₂ dalam air dapat dinyatakan dengan persamaan sebagai berikut.

Mg(OH)₂ (s) = Mg⁺²(aq) + 2 OH^– (aq)

s s 2 S

s = kelarutan Mg(OH)₂

Menentukan Kelarutan Mg(OH)₂ Dalam Air

Kelarutan Mg(OH)₂dapat dinyatakan dengan menggunakan rumus peramaan berikut:

Ksp Mg(OH)₂= [Mg⁺] [OH^–]²

Kelarutan Mg(OH)₂= s

Konsentrasi Mg⁺ = s

Konsentrasi OH^– = 2 s

Maka Kelarutan Mg(OH)₂ adalah

Ksp Mg(OH)₂= [s ][2 s]²

Ksp Mg(OH)₂= 4 s³

s³ = (Ksp Mg(OH)₂)/4

s³ = (7,1 x10^–12)/4

s³ = (1,8 x 10^-12)

s = 1,2 x 10^-4 mol/L (M)

Menentukan Massa Mg(OH)₂ Yang Terlarut Dalam Air

Jumlah massa Mg(OH)₂ yang dapat larut dalam air dapat dinyatakan dengan rumus berikut

M = n/V atau

M = m/(Mr xV) atau

m = M x Mr x V

m = (1,2 x 10^-4) x 58 x 2

m = 0,0139 gram

Jadi, massa Mg(OH)₂ adalah 0,0139 gram.

4). Contoh Soal Menghitung Tetapan Hasil Kali Kelarutan Ksp Kalsium Hidroksida Ca(OH)₂

Tentukan tetapan hasil kali kelarutan kalsium hidroksida Ca(OH)₂, jika kelarutan Ca(OH)₂ adalah 11,8 mmol/L.

Dketahui

Kelarutan Ca(OH)₂ = 11,8 mmol/L = 0,0118 M

Menentukan Reaksi Kesetimbangan Ca(OH)₂

Reaksi kesetimbangan Ca(OH)₂ dapat dituliskan dengan persamaan reaksi berikut.

Ca(OH)₂ (s) = Ca⁺²(aq) + 2 OH^– (aq)

s s 2 S

s = kelarutan Ca(OH)₂

Rumus Menentukan Hasil Kali Kelarutan Ca(OH)₂

Hasil Kali Kelarutan Ca(OH)₂dapat dirumuskan dengan menggunakan rumus berikut:

Ksp Ca(OH)₂= [Ca⁺] [OH^–]²

Kelarutan Ca(OH)₂= s

Konsentrasi Ca⁺ = s

Konsentrasi OH^– = 2 s

Maka Hasil Kali Kelarutan Ca(OH)₂ adalah

Ksp Ca(OH)₂= [s ][2 s]²

Ksp Ca(OH)₂= 4 s³

Ksp Ca(OH)₂= 4 (0,0118)³

Ksp Ca(OH)₂= 6,57 x 10^-6

Jadi, hasil kali kelarutan Ksp Ca(OH)₂adalah 6,57 x 10^-6

5). Contoh Soal Menentukan Kelarutan Kalium Klorida AgCl dalam Kalsium Klorida CaCl₂

Kelarutan perak klorida AgCl dalam air adalah 1,3 x 10^-5 mol/L. Tentukan kelarutan AgCl dalam kalsium klorida CaCl₂ 0,1 M.

Diketahui

Kelarutan (s) AgCl = 1,3 x 10^-5 mol/L

Konsesntrasi CaCl₂ = 0,1 M

Menentukan Reaksi Kesetimbangan Kalium Klorida AgCl

AgCl = Ag⁺ + Cl^–

s s s

s = kelarutan AgCl

Menentukan Hasil Kali Kelarutan AgCl

Hasil kali kelarutan AgCl dapat dihitung dengan menggunakan persamaan rumus berikut

Ksp AgCl = [Ag⁺][Cl^–]

Ksp AgCl = [s][s]

Ksp AgCl = s²

Ksp AgCl = (1,3 x 10^-5)²

Ksp AgCl = 1,7 x 10^-10

Menentukan Konsentrasi [Cl^–] Dalam Larutan CaCl₂

Kesetimbangan Reaksi CaCl₂

CaCl₂ = Ca⁺² + 2 Cl

0,1 0,1 0,2

Total Konsentrasi [Cl^–] dalam larutan CaCl₂ adalah konsentrasi Cl dari AgCl ditambah Cl dari CaCl_2.

Total [Cl^–] = [Cl^–]_a + [Cl^–]_c

Total [Cl^–] = [1,3 x 10^-5] + [0,2]

Total [Cl^–] = 0,2 M

Konsetrasi [Cl^–]_a yang berasal dari AgCl = 1,3 x 10^-5M sangat kecil dibandingkan [Cl^–]_c yang berasal dari CaCl₂, maka [Cl^–]_a yang berasal dari AgCl dapat diabaikan. Jadi, total konsentrasi [Cl^–] ketika AgCl berada dalam larutan CaCl₂ adalah 0,2 M

Menentukan Kelarutan AgCl Dalam Larutan CaCl₂

Kelarutan AgCl dalam larutan CaCl₂ dapat dinyatakan dengam rumus berikut

Ksp AgCl = [Ag⁺][Cl^–]

[Ag⁺] adalah konsentrasi Ag⁺ yang ada dalam larutan CaCl₂ dan merupakan Ag⁺ yang berasal dari AgCl.

[Ag⁺] = (Ksp AgCl)/ [Cl^–]

[Ag⁺] =(1,7 x 10^-10)/(0,2)

[Ag⁺] = 8,5 x 10^-10 M

Sesuai dengan reaksi kesetimbangan bahwa konsentrasi [Ag⁺] yang ada dalam larutan sama dengan kelarutan AgCl.

Jadi, kelarutan AgCl dalam larutan CaCl₂ 0,1 M adalah sama dengan konsentrasi Ag⁺ dalam larutan CaCl₂ yaitu 8,5 x 10^-10 M

6). Contoh Soal Menentukan pH Larutan Dari Hasil Kali Kelarutan Mangan Hidroksida Ksp Mn(OH)₂

Tentukan pH larutan jenuh mangan hidroksida Mn(OH)₂ yang memiliki hasil kali kelarutan Ksp 1,2 x 10^-11

Diketahui

Ksp Mn(OH)₂ = 1,2 x 10^-11

Menentukan Reaksi Kesetimbangan Mn(OH)₂ Dalam Air

Larutan jenuh Mn(OH)₂ akan terbentuk kesetimbangan reaksi sebagai berikut.

Mn(OH)₂ = Mn⁺²(aq) + 2 OH^– (aq)

s s 2 s

s = kelarutan Mn(OH)₂

Menentukan Kelarutan Mn(OH)₂ Dalam Air

Kelarutan Mn(OH)₂dapat dirumuskan dengan peramaan berikut:

Ksp Mn(OH)₂= [Mn⁺] [OH^–]²

Kelarutan Mn(OH)₂= s

Konsentrasi Mn⁺ = s

Konsentrasi OH^– = 2 s

Maka Kelarutan Mn(OH)₂ adalah

Ksp Mn(OH)₂= [s ][2 s]²

Ksp Mn(OH)₂= 4 s³

s³ = (Ksp Mn(OH)₂)/4

s³ = (1,2 x10^–11)/4

s³ = (1,4 x 10^-4)

s = 1,4 x 10^-4 mol/L (M)

Kelarutan Mn(OH)₂ adalah 1,4 x 10^-4 mol/L (M), maka sesuai dengan reaksi kesetimbangannya, konsentrasi OH adalah

[OH^–] = 2 s

[OH^–] = 2 x (1,4 x 10^-4 mol/L)

[OH^–] = 2,8 x 10^-4 mol/L

Rumus Menghitung pH Larutan Mangan Hidroksida Mn(OH)₂

Keasaman larutan dapat dinyatakan dengan persamaan rumus pH berikut

pOH = – log [OH^–]

pOH = – log (2,8 x 10^-4)

pOH = 3,398.

Menghtiung pH larutan seperti berikut

pH = 14 – pOH

pH = 14 – 3,539

pH = 10,46

Jadi, pH larutan mangan hidroksida adalah 10,46.

7). Contoh Soal Menentukan pH Pengendapan Mg(OH)₂ Dari Larutan MgCl₂ Dan NaOH,

Pada suatu percobaan, larutan MgCl₂ 0,8 M ditetesi oleh larutan NaOH. Tentukan pada pH berapakah mulai terjadi endapan Mg(OH)₂. Ksp Mg(OH)₂ = 7,2 x10^–12

Diketahui:

M MgCl₂ = 0,8 M

Ksp Mg(OH)₂ = 7,2 x10^–12

Menentukan Reaksi Kesetimbangan Mg(OH)₂

Mg(OH)₂ = Mg²⁺ + 2 OH^–

s s 2 s

s = kelarutan Mg(OH)₂

Rumus Menentukan pH Pengendap Mg(OH)₂ Dari Larutan MgCl₂ Dan NaOH,

pH pengendapan Mg(OH)₂ yang terbentuk dari larutan MgCl₂ dan NaOH dapat dinyatakan dengan persamaan berikut

pH = 14 – pOH

Agar dapat menghitung pH, maka harus mencari pOH, sehingga perlu mencari konsentrasi OH terlebih dahulu. Konsentrasi OH berasal dari NaOH namun tidak diketahui molaritasnya.

Konsesntrasi OH dapat ditentukan dengan menggunakan hasil kali kelarutan Mg(OH)₂ dengan menggunakan rumus berikut

Ksp Mg(OH)₂ = [Mg²⁺][OH^–]² atau

[OH^–]² = (Ksp Mg(OH)₂)/[Mg²⁺]

[Mg²⁺] = konsentrasi yang diperoleh dari MgCl₂ yaitu 0,8 M sesuai dengan reaksi berikut

MgCl₂ = Mg²⁺ + 2Cl^–

Dari reaksinya dapat diketahui konsentrasi [Mg²⁺] sama dengan konsentrasi MgCl₂

Sehingga konsentrasi molar [OH^–] adalah

[OH^–]² = (7,2 x10^–12)/(0,8)

[OH^–]² = 9 x 10^-12

[OH^–] = 3 x 10^-6

pOH = – log(3 x 10^-6)

pOH = 5,53

pH = 14 – 5,53 = 8,47

Jadi, pH larutan Mg(OH)₂ adalah 8,47

8). Contoh Soal Perhitungan Jumlah Massa Kalsium Karbonat CaCO₃ Dari Hasil Kali Kelarutan Ksp.

Berapa gram kalsium karbonat CaCO₃ yang dapat larut dalam 500 mL air, Jika Ksp CaCO₃ = 9 x 10^–9 dan Mr CaCO₃ = 100 g/mol

Diketahui:

Mr CaCO₃ = 100 g/mol

Ksp CaCO₃ = 9 x 10^–9

V = 500 mL = 0,500 L

Menentukan Reaksi Kesetimbangan Kalsium Karbonat CaCO₃ Dalam Air

CaCO₃ = Ca²⁺ + CO₃^-2

s s s

s = kelarutan CaCO₃

Menentukan Kelarutan CaCO₃

Ksp CaCO₃ = [Ca²⁺][CO₃^-2]

Ksp CaCO₃ = (s) x (s)

Ksp CaCO₃ = (s)²

s² = 9 x 10^–9

s = 9,5 x 10^-5M

Kelarutan CaCO₃ adalah 9,5 x 10^-5M

Menentukan Jumlah Massa CaCO₃ Terlarut

M = n/V atau

M = m/(Mr xV) atau

m = M x Mr x V

m = massa CaCO₃ yang terlarut

n = mol CaCO₃

V = volume

M = molaritas CaCO₃

m = (9,5 x 10^-5) (100)(0,5)

m = 4,75 mg

Jadi, massa CaCO₃ yang terlarut adalah 4,75 mg.

9). Contoh Soal Menentukan Kelarutan Pb(OH)₂ Dalam pH Larutan,

Diketahui tetapan hasil kali kelarutan Ksp Pb(OH)₂ adalah 4 x 10^-15, tentukan kelarutan Pb(OH)₂dalam larutan yang memiliki pH 12

Diketahui

Ksp Pb(OH)₂ = 4 x 10^-15,

pH = 12

Menentukan Reaksi Kesetimbangan Pb(OH)₂ Dalam Larutan pH 12

Pb(OH)₂ = Pb²⁺ + 2 OH^–

s s 2 s

s = kelarutan Pb(OH)₂

Rumus Menentukan Konsentrasi OH^– Dalam Larutan

pOH = 14 – pH

pOH = 14 – 12

pOH = 2

pOH = – log[OH]

2 = – log[OH]

[OH] = anti log(-2)

[OH] = 10^-2 M

Konsentrasi [OH] = 10^-2 M adalah konsentrasi OH^– yang berasal dari larutan pH 12 belum termasuk konsentrasi OH^– dari Pb(OH)₂.

Menentukan Kelarutan Pb(OH)₂ Dalam Larutan pH 12

Sesuai dengan reaksi kesetimbangannya, maka kelarutan Pb(OH)₂ dan konsentrasi ion ionnya dalam larutan pH 12 adalah

Kelarutan Pb(OH)₂ = s

Konsentrasi [Pb²⁺] = s

Konsentrasi OH^–dari Pb(OH)₂ adalah 2s, sedangan konsentrasi OH^– dari larutan pH 12 adalah10^-2 M. Sehingga total OH^– dalam larutan adalah

Konsentrasi [OH^–] = 2s + 10^-2

Nilai konsentrasi OH (2s) dari Pb(OH)₂ sangat kecil jika dibandingkan dengan konsentrasi OH dari larutan ber pH 12. Sehingga nilai 2s dapat diabaikan dan konsentrasi OH seteleh Pb(OH) dalam larutan pH 12 menjadi:

Konsentrasi [OH^–] = 10^-2 M

Rumus Menentukan Kelarutan Pb(OH)₂ Dalam Larutan pH 12

Sesuai reaksi kesetimbangannya, kelarutan Pb(OH) dalam larutan pH 12 sama dengan konsentrasi [Pb²⁺] dalam larutan pH 12. Dengan demikian, kelarutan Pb(OH) dapat dinyatakan dengan rumus berikut

Ksp Pb(OH)₂ = [Pb²][OH^–]²

[Pb²]= Ksp Pb(OH)₂/[OH^–]²

[Pb²] = (4 x 10^-15)/(10^-2)²

[Pb²] = 4 x 10^-11

Jadi, kelarutan Pb(OH) dalam larutan pH 12 adalah 4 x 10^-11M

Meramalkan Pengendapan

Harga Ksp suatu elektrolit dapat digunakan untuk memperkirakan apakah elektrolit tersebut dapat larut atau mengendap dalam suatu larutan. Semakin besar harga Ksp suatu senyawa, maka semakin mudah larut senyawa tersebut.

Dengan membandingkan harga Ksp dengan harga hasil kali konsentrasi ion-ion (Qsp) yang ada dalam larutan yang dipangkatkan dengan koefisien reaksi masing masing, maka ada tiga kemungkinan yang akan terjadi jika dua buah larutan elektrolit dicampurkan, yaitu:

Jika Qsp < Ksp, larutan belum jenuh (tidak ada endapan)

Jika Qsp = Ksp, larutan tepat jenuh (belum ada endapan)

Jika Qsp > Ksp, larutan lewat jenuh (ada endapan)

9). Contoh Soal Memperkirakan Pengendapan Zat Kalsium Oksalat Dari Ksp Hasil Kali Kelarutan.

Konsentrasi ion kalsium dalam plasma darah adalah 0,003 M dan konsentrasi ion oksalat 1,2 x 10^-8 M. Apakah terjadi pengendapan kalsium oksalat CaC₂O₄ jika Ksp CaC₂O₄ = 2,3 x 10^-9

Diketahui

Ksp CaC₂O₄ = 2,3 x 10^-9)

[Ca⁺] = 0,003 M

[C₂O₄^-2] = 1,2 x 10^-8 M

Menentukan Kesetimbangan Reaksi Kalsium Oksalat CaC₂O₄ Dalam Darah

Reaksi kesetimbangan kalsium oksalat dalam darah adalah

CaC₂O₄ = Ca²⁺ (aq) + C₂O₄^2– (aq)

Ksp CaC₂O₄ = 2,3 x 10^-9

Menentukan Hasil Kali Konsentrasi Produk Ion Kalsium Oksalat- Qsp CaC₂O₄

Qsp = [Ca⁺²] [C₂O₄^-2]

Qsp = (2 x 10^-3) x (1,2 x 10^-8)

Qsp = 3,6 x 10^-11

Karena Qsp < Ksp, maka tidak terjadi pengendapan kalsium oksalat dalam darah.

10). Contoh Soal Perhitungan Memperkirakan Pengendapan Dua Campuran Larutan,

Sebanyak 200 mL Larutan Pb(NO₃)₂ 0,005 M dicampur dengan 300 larutan Na₂SO₄ 0,03 M dalam sebuah bejana. Jika Ksp PbSO₄ adalah 6,3 x 10^-7apakah terjadi endapan PbSO₄ pada larutan campuran tersebut.

Diketahui

Konsentrsi Pb(NO₃)₂ = 0,005 M

Konsentrasi Na₂SO₄ = 0,03 M

V₁ Pb(NO₃)₂ = 200 mL = 0,2 L

V₂ Na₂SO₄ = 300 mL = 0,3 L

Ksp PbSO₄ = 6,3 x 10^-7

Menentukan Reaksi Kesetimbangan PbSO₄ Dalam Campuran Dua Larutan

Reaksi Kesetimbangan PbSO₄ dalam campuran larutan dapat dirumuskan dengan persamaan reaksi berikut

PbSO₄ = Pb⁺² + SO₄^-2

Ksp PbSO₄ = 6,3 x 10^-7

Rumus Menentukan Hasil Kali Konsentrasi Produk Ion Larutan Qsp PbSO₄ Dalam Larutan Campuran,

Hasil Kali Konsentrasi Produk Ion Larutan Qsp PbSO₄ dirumuskan seperti berikut

Qsp PbSO₄ = [Pb⁺²][SO₄^-2]

Perlu menentukan konsentarsi molar ion [Pb⁺²] dan [SO₄^-2] setelah kedua larutan dicampur menjadi 500 mililiter.

Rumus Menghitung Konsentrasi [Pb⁺²] dan [SO₄^-2] Dalam Campuran Larutan

Reaksi kesetimbangan masing masing larutan adalah

Pb(NO₃)₂ = Pb²⁺ + 2 NO₃^2-

Na₂SO₄ = 2 Na⁺ + SO₄^2-

Dari reaksinya dapat diketahui bahwa konsentrasi [Pb⁺²] sama dengan konsetrasi Pb(NO₃)₂ dan konsentrasi [SO₄^-2] sama dengan konsentrasi Na₂SO₄.

Menentukan Mol Pb⁺² Dalam campuran

n Pb⁺² = V x M =

n Pb⁺² = 0,2 x 0,005

n Pb⁺² = 0,001 mol

Konsentrasi Molar M [Pb⁺²] Dalam campuran

Konsentrasi M [Pb⁺²] = (n Pb⁺²)/(V₁ + V₂)

V₁ + V₂= 0,2 + 0,3 = 0,5 Liter

M [Pb⁺²] = (0,001)/0,5

M [Pb⁺²] = 0,002 M

Menentukan Mol SO₄^-2 Dalam campuran

n SO₄^-2 = V x M =

n SO₄^-2 = 0,3 x 0,03

n SO₄^-2 = 0,009 M

Menentukan Konsentrasi Molar M[SO₄^-2] Dalam campuran

Konsentrasi M [SO₄^-2] = (n SO₄^-2)/(V₁ + V₂)

M[SO₄^-2] = (0,009)/0,5

M[SO₄^-2] = 0,018 M

Menentukan Hasil Kali Konsentrasi Porduk Ion Qsp PbSO₄ Dalam Dua Larutan

Hasil kali produk ion Qsp PbSO₄ dapat dinyatakan dengn rumus berikut

Qsp PbSO₄ = [Pb⁺²][SO₄^-2]

Qsp PbSO₄ = (0,002) x (0,018)

Qsp PbSO₄ = 3,6 x 10^-5

Nilai Qsp PbSO₄ lebih besar dari nilai Ksp PbSO₄

Qsp PbSO₄ > Ksp PbSO₄

Jadi, pada campuran kedua larutan terjadi pengendapan PbSO₄.

11). Contoh Soal Menghitung Hasil Kali Kelarutan Ksp Mg(OH)₂Dari pH Larutannya,

Pada temperature tertentu, larutan jenuh Mg(OH)₂ memiliki keasaman pH 10, tentukan hasil kali kelarutan Ksp Mg(OH)₂ tersebut.

Diketahui:

pH Mg(OH)₂ = 10

Menentukan Reaksi Kesetimbangan Larutan Magnesium Hidroksida Mg(OH)₂

Reaksi kesetimbangan larutan jenuh Mg(OH)₂ dapat dinyatakan dengan persamaan reaksi berikut

Mg(OH)₂ = Mg⁺² + 2 OH^–

s s 2 s

Menentukan Konsentrasi Molar Ion OH^– Dalam Larutan pH 10

Konsentrasi molar ion OH^– Dalam Larutan ber pH 10 dapat dihitung dengan menggunakan rumus pH berikut

pH = 14 – pOH

pOH = 14 – pH

pOH = 14 – 10

pOH = 4

pOH = – log[OH]

4 = – log[OH]

[OH] = anti log(-4)

[OH] = 10^-4 M

Dengan demikian konsentrasi molar [Mg²⁺] dapat dicari seperti berikut

Dari reaksi kesetimbangan, diketahui konsentrasi molar [OH^–] = 2 s

2 s = 10^-4 M

s = 5 x 10^-5 M

Dan konsentarsi [Mg²⁺] = s

[Mg²⁺] = 5 x 10^-5 M

Rumus Menentukan Hasil Kali Kelarutan Magnesium Hidroksida Ksp Mg(OH)₂ Pada pH 10,

Ksp Mg(OH)₂ = [Mg⁺²][OH^–]²

Ksp Mg(OH)₂ = (5 x 10^-5)(10^-4)²

Ksp Mg(OH)₂ = 5 x 10^-13

Jadi, hasil kali kelarutan Ksp Mg(OH)₂ pada pH 10 adalah 5 x 10^-13_.

12). Contoh Soal Menentukan Pengendapan Ag₂CO₃ Dari Larutan Na₂CO₃ Dan AgNO₃

Sebanyak 100 mL larutan Na₂CO₃ 0,001 M ditambahkan ke dalam 100 mL larutan AgNO₃ 0,001 M. Apakah menyebabkan terjadinya endapan jika Ksp Ag₂CO₃ = 6,3 x10^–12

Diketahui

V Na₂CO₃ = 100 mL

M Na₂CO₃= 0,001 M

V AgNO₃= 100 mL

M AgNO₃ = 0,001 M

Ksp Ag₂CO₃ = 6,3 x 10^–12

Menentukan Reaksi Kesetimbangan Ag₂CO₃Dalam Campuran Dua Larutan

Zat yang akan mengendap adalah Reaksi Ag₂CO₃, sehingga reaksi kesetimbangannya adalah reaksi Ag₂CO₃dalam campuran larutan dan dapat dirumuskan dengan persamaan reaksi berikut

Ag₂CO₃= 2 Ag⁺ + CO₃^-2

Ksp Ag₂CO₃= 6,3 x 10^-12

Rumus Menentukan Hasil Kali Konsentrasi Produk Ion Larutan Qsp Ag₂CO₃Dalam Larutan Campuran,

Hasil Kali Konsentrasi Produk Ion Larutan Qsp Ag₂CO₃dirumuskan seperti berikut

Qsp Ag₂CO₃= [Ag⁺]² [CO₃^-2]

Perlu menentukan konsentarsi molar ion [Ag⁺] dan [CO₃^-2] setelah kedua larutan dicampur menjadi 200 mililiter.

Rumus Menghitung Konsentrasi [Ag⁺] dan [CO₃^-2] Dalam Campuran Larutan

Reaksi kesetimbangan masing masing larutan adalah

AgNO₃= Ag⁺ + NO₃^–

Na₂CO₃ = 2 Na⁺ + CO₃^2-

Dari reaksinya diketahui bahwa konsentrasi [Ag⁺] sama dengan konsetrasi AgNO₃ dan konsentrasi [CO₃^-2] sama dengan konsentrasi Na₂CO₃.

Menentukan Mol Ag⁺ Dalam campuran

n Ag⁺= V x M

n Ag⁺= 0,1 x 0,001

n Ag⁺= 0,0001 mol

Menentukan Konsentrasi Molar M [Ag⁺] Dalam campuran

Konsentrasi M [Ag⁺] = (n Ag⁺)/(V₁ + V₂)

V₁ + V₂= 0,1+ 0,1 = 0,2 Liter

M [Ag⁺] = (0,0001)/0,2

M [Ag⁺] = 0,0005 M

Menentukan Mol CO₃^-2 Dalam campuran

n CO₃^-2 = V x M =

n CO₃^-2 = 0,1 x 0,001

n CO₃^-2 = 0,0001 M

Menentukan Konsentrasi Molar M [CO₃^-2] Dalam campuran

Konsentrasi M [CO₃^-2] = (n CO₃^-2)/(V₁ + V₂)

M[CO₃^-2] = (0,001)/0,2

M[CO₃^-2] = 0,0005 M

Menentukan Hasil Kali Konsentrasi Porduk Ion Qsp Ag₂CO₃Dalam Dua Larutan

Hasil kali produk ion Qsp Ag₂CO₃dapat dinyatakan dengn rumus berikut

Qsp Ag₂CO₃= [Ag⁺]² [CO₃^-2]

Qsp Ag₂CO₃= (0,0005)² x (0,0005)

Qsp Ag₂CO₃ = 1,25 x 10^-10

Nilai Qsp Ag₂CO₃lebih besr dari nilai Ksp Ag₂CO₃

Jadi, dalam campuran larutan Na₂CO₃dan larutan AgNO₃terjadi pengendapan Ag₂CO₃,

13). Contoh Soal Perhitungan Pengendapan Timbal II Klorida PbCl₂Dari Campuran Timbal(II) Nitrat Pb(NO₃)₂ Dan Asam Klorida HCl,

Pada larutan Pb(NO₃)₂ 0,02 M ditambahkan larutan HCl 0,02 M. Apakah pada larutan campuran tersebut terjadi endapan PbCl₂ jika Ksp PbCl₂ = 1,6 × 10^–5

Diketahui

Konsentrasi Pb(NO₃)₂ = 0,02 M

Konsentrasi HCl = 0,02 M.

Ksp PbCl₂ = 1,6 × 10^–5

Menentukan Konsentrasi Ion [Pb²⁺] Dan [Cl^–]

Konsentrasi ion [Pb²⁺] Dan [Cl^–] adalah

[Pb²⁺] = 0,02 M

[Cl^–] = 0,02 M

Rumus Menentukan Hasil Kali Konsentrasi Produk Ion Qsp PbCl₂

Qsp PbCl₂ = [Pb^2+] [Cl^–]²

Qsp PbCl₂ = 0,02 × (0,02)²

Qsp PbCl₂ = 8 × 10^–6

Oleh karena Qsp PbCl₂ lebih kecil dari Ksp PbCl₂, maka PbCl₂ dalam larutan itu tidak akan mengendap.

Contoh Soal Ujian Perhitungan dan Pembahasan.

Hitung berapa kelarutan Mg(OH)₂ jika berada dalam NaOH 0,1 M dengan Ksp Mg(OH)₂ = 1,8 x 10^-11 mol³ L^-3

Jawab.

Persamaan reaksinya adalah

Mg(OH)₂ → Mg²⁺+ 2OH^-1

Dengan demikian, Hasil Kali kelaruran Ksp nya dapat ditulis seperti berikut:

Ksp = [Mg²⁺] [OH^-1]²

1,8 x 10^-11 = [Mg²⁺] (1. 10^-1)²

[Mg²⁺] = (1,8 x 10^-11)/ (10^-2)

[Mg²⁺] = 1,8 x 10^-9

Contoh Soal Perhitungan dan Pembahasan

Jika Dalam 100 cm³ air dapat larut 1,16 mg Mg(OH)₂ dengan Mr = 58. Hitung Berapa Harga Ksp untuk Mg(OH)₂ tersebut?

Jawab:

Hitung dulu konsentrasi, M untuk 1,16 mg Mg(OH)₂ yang berada dalam air.

M = [massa/Mr] x [1000/V(ml)]

M = [1,16 . 10^-3gram / 58 ] x [1000/100]

M = 2 x 10^-4 M

Reaksinya dapat dituliskan seperti berikut

Mg(OH)₂ →Mg²⁺ + 2OH^-1

2 x 10^-4 → 2 x 10^-4 + 2 x (2 x 10^-4)

Dengan demikian hasil kali kelarutan Ksp nya adalah

Ksp = [Mg²⁺] [OH^-1]²

Ksp = [2 x 10^-4] [4 x 10^-4]²

Ksp = [2 x 10^-4] [16 x 10^-8]

Ksp = 32 x 10^-12

Ksp = 3,2 x 10^-11

Daftar Pustaka:

Syukri, S., 1999, “Kimia Dasar 2”, Jillid 2, Penerbit ITB, Bandung
Chang, Raymond, 2004, “Kimia Dasar, Konsep -konsep Inti”, Edisi Ketiga, Jilid Satu, Penerbit, Erlangga, Jakarta.
Sunarya, Yayan, 2014, “Kimia Dasar 1, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Ketiga, Yrama Widya, Bandung.
Sunarya, Yayan, 2013, “Kimia Dasar 2, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Kedua, Yrama Widya, Bandung.
Brady, James, E,1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Satu, Binarupa Aksara, Jakarta,
Brady, James, E., 1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Dua, Binarupa Aksara, Jakarta.
Ringkasan Rangkuman: Kelarutan adalah jumlah maksimum zat yang dapat larut dalam jumlah tertentu larutan atau pelarut.
Kelarutan digunakan untuk menyatakan jumlah maksimum zat yang dapat larut dalam larutan jenuh.
Kelarutan dipengaruhi oleh jenis pelarut, suhu, dan pengadukan.
Nilai kelarutan dapat ditentukan dari harga Ksp, begitu juga sebaliknya.
Hasil kali kelarutan merupakan tetapan kesetimbangan dalam larutan jenuh antara ion-ion hasil disosiasi dengan kemolaran pereaksi.
Hasil kali konsentrasi ion-ion dalam keadaan jenuh yang dipangkatkan dengan koefisien tiap-tiap ion disebut tetapan hasil kali kelarutan (Ksp).
Hasil kali kelarutan dapat dipakai sebagai prediksi apakah senyawa itu akan mengendap atau tidak mengendap.
Penambahan ion senama akan memperkecil kelarutan, tetapi ion senama tidak memengaruhi harga tetapan hasil kali kelarutan, jika suhu tidak berubah.
Tingkat keasamaan larutan juga akan memengaruhi kelarutan suatu senyawa.
Suatu senyawa akan mengendap jika hasil konsentrasi ion-ion dalam keadaan jenuh lebih besar daripada harga Ksp.
Tetapan Hasil Kali Kelarutan Ksp: Pengertian Contoh Soal Perhitungan pH Pengendapan Pengaruh Ion Sesama, Contoh Soal Menghitung Kelarutan Molar Dari Ksp Hasil Kali Kelarutan,
Menentukan Meramalkan Prediksi Endapan Larutan Dari Hasil Kali Konsentrasi Produk Ion Qsp Dan Ksp, Rumus Perhitungan Hasil Kali Kelarutan Ksp, Menentukan pH Pengendapan Dari Qsp dan Ksp Larutan, Pengertian Ksp, Pengertian Qsp, Pengertian Contoh Perhitungan Ksp Dan Qsp,

Sifat Kologatif Larutan: Pengertian Penurunan Tekanan Uap Kenaikkan Titik Didih Penurunan Titik Beku Tekanan Osmotis Elektrolit Nonelektrolit Contoh Soal Rumus Perhitungan 15

Pada tahun 1880-an F.M. Raoult, seorang ahli kimia Prancis, menyatakan bahwa melarutkan zat terlarut mempunyai efek menurunkan tekanan uap dari pelarut.

Pernyataan Bunyi Hukum Raoult

Adapun bunyi hukum Raoult yang berkaitan dengan penurunan tekanan uap adalah sebagai berikut.

1). Penurunan tekanan uap jenuh tidak bergantung pada jenis zat yang dilarutkan, tetapi tergantung pada jumlah partikel zat terlarut.

2). Penurunan tekanan uap jenuh berbanding lurus dengan fraksi mol zat yang dilarutkan.

Pengaruh Temperatur Pada Tekanan Uap Jenis Air

Tekanan Uap Jenuh Air pada Berbagai Suhu dapat dilihat pada gambar grafik berikut;

Sifat Kologatif Larutan: Penurunan Tekanan Uap Kenaikkan Titik Didih Titik Beku Tekanan Osmotik Larutan Elektrolit Nonelektrolit Contoh Soal Rumus Menentukan Faktor Van’t Hoff i Larutan Elektrolit, — Pengaruh Temperatur Pada Tekanan Uap Jenis Air

Pengertian Sifat Kologatif.

Sifat koligatif adalah sifat – sifat fisik larutan yang hanya bergantung pada konsentrasi pertikel zat terlarut, bukan karena jenisnya.

Jenis Kologatif Larutan

Sifat koligatif larutan terdiri dari dua jenis, yaitu sifat koligatif larutan elektrolit dan sifat koligatif larutan nonelektrolit.

Pada konsentrasi yang sama, Larutan elektrolit mempunyai sifat koligatif yang lebih besar daripada larutan nonelektrolit. Hal ini disebabkan karena larutan elektrolit mempunyai jumlah pertikel yang lebih banyak.

Sifat Kologatif Penurunan Tekanan Uap Jenuh

Tekanan uap suatu zat adalah tekanan yang ditimbulkan oleh uap jenuh zat tersebut. Semakin tinggi temperature, maka semakin tinggi tekanan uapnya. Apabila zat terlarut tidak menguap, maka tekanan uap larutan akan menjadi lebih rendah daripada tekanan uap pelarutnya.

Rumus Penurunan Tekanan Uap

Selisih tekanan uap antara uap pelarut murni dengan tekanan uap larutan disebut sebagai penurunan tekanan uap larutan. Kondisi ini dapat ditulis dalam persamaan matematika sebagai berikut:

∆P = P⁰ – P

∆P = penurunan tekanan uap larutan

P⁰ = tekanan uap pelarut murni

P = tekanan uap larutan

Berdasarkan Raoult, jika zat terlarut tidak menguap, maka penurunan tekanan uap larutan sebanding dengan fraksi mol zat terlarut. Sedangkan tekanan uap larutan sebanding dengan fraksi mol pelarut.

P = X_p . P⁰

∆P = X_t . P⁰

X_p = fraksi mol pelaarut

X_t = fraksi mol terlarut

Adanya zat terlarut akan menurunkan tekanan uap pelarut.

Sifat Kologatif Kenaikkan Titik Didih

Titik didih suatu zat cair adalah suhu pada saat tekanan uap jenuh zat cair tersebut sama dengan tekanan luar atau udara di sekitarnya.

Jika tekanan uap sama dengan tekanan luar, maka gelembung uap yang terbentuk dalam cairan dapat mendorong diri ke permukaan menuju fase gas.

Yang dimaksud dengan titik didih adalah titik didih normal, yaitu titik didih pada tekanan 760 mmHg. Titik didih normal air adalah 100 ^oC.

Rumus Kenaikan Titik Didih

Kenaikan titik didih hanya tergantung pada jenis pelarut dan molalitas larutan, tidak tergantung pada jenis zat terlarut.

Untuk larutan encer, hubungan antara kenaikan titik didih dengan molalitas larutan dinyatakan sebagai berikut

Larutan memiliki titik didih lebih tinggi dan titik beku lebih rendah daripada pelarutnya. Selisih titik didih antara larutan dengan pelarut disebut kenaikkan titik didih.

∆Tb = Kb . m

∆Tb = Tb_larutan– Tb_pelarut

∆Tb = kenaikkan titik didih larutan

Kb = tetapan kenaikkan titik didih molal

m = molalitas

Tb = titik didih

Tetapan Kenaikan Titik Didih Molal Kb

Tetapan kenaikan titik didih molal Kb adalah nilai kenaikan titik didih jika molalitas larutan sebesar 1 molal. Nilai Kb ini tergantung pada jenis pelarut.

Sifat Kologatif Penurunan Titik Beku

Titik beku larutan adalah suhu pada saat tekanan uap cairan sama dengan tekanan uap padatannya. Tekanan luar tidak terlalu berpengaruh pada titik beku. Pada tekanan 760 mmHg, air membeku pada suhu 0 ^oC,

Rumus Penurunan Titik Beku

Titik beku larutan lebih rendah dibandingkan dengan titik beku pelarutnya. Penurunan titik beku larutan nonelektrolit dapat dinyatakan dalam persamaan berikut:

∆Tf = Kf . m

∆Tf = Tf_pelarut– Tf_larutan

∆Tf = penurunan titik beku larutan

Kf = tetapan penurunan titik beku molal

m = molalitas

Tf = titik beku

Tetapan Penurunan Titik Beku Molal Kf

Tetapan penuruan titik beku molal Kb adalah nilai penurunan titik beku jika molalitas larutan sebesar 1 molal.

Sifat Kologatif Tekanan Osmotik

Osmotic adalah perpindahan air melalui membrane semipermeable dari bagian yang lebih encer ke bagian yang lebih pekat.

Tekanan osmotic adalah tekanan yang harus diberikan pada permukaan larutan untuk mencegah terjadinya osmosis dari pelarut murni.

Rumus Tekanan Osmosis

Tekanan osmotik bergantung pada konsentrasi dan bukan pada jenis partikel zat terlarut. Menurut Van’t Hoof, tekanan osmotik larutan encer dapat dihitung dengan rumus yang serupa dengan persamaan gas ideal.

Besarnya tekanan osmotic dapat dinyatakan dengan menggunakan rumus sebagai berikut

P = M . R . T

M = molaritas larutan (mol/L)

R = 0,082 L atm mol^-1 K^-1

T = temperature Kelvin

Larutan Elektrolit

Elektrolit ialah zat yang larutannya dalam air atau leburannya dapat menghantarkan aliran listrik. Berdasarkan derajat ionisasinya, elektrolit digolongkan menjadi tiga, yaitu

Larutan Elektrolit Kuat Dan Contohnya

Elektrolit kuat, elektrolit yang dalam air terurai sempurna. Contoh HNO₃, HCl, H₂SO₄, NaOH, dan MgCl₂.

Larutan Elektrolit Lemah Dan Contohnya

Elektrolit lemah, elektrolit yang dalam air terurai sangat sedikit, seperti asam-asam organik (asam propionat dan asam benzoat), HCN, NH₄OH, dan HClO.

Elektrolit Antara Lemah Kuat Dan Contohnya

Elektrolit yang terletak antara a dan b, seperti o-klorobenzoat, o-nitro benzoat, dan asam siano asetat.

Sifat Koligatif Larutan Elektrolit

Pada konsentrasi yang sama, jumlah partikel larutan elektrolit lebih besar dibandingkan dengan larutan nonelektrolit.

Pada larutan elektrolit terdapat perbandingan antara nilai sifat koligatif yang terukur dari suatu larutan elektrolit dengan nilai sifat koligatif yang diharapkan dari suatu larutan nonelektrolit pada konsentrasi yang sama.

Faktor Van’t Hoff

Perbandingan sifat koligatif larutan elektrolit yang terukur dengan sifat koligatif larutan nonelektrolit yang diharapkan pada konsentrasi yang sama disebut Faktor Van’t Hoff. Perbandingan tersebut biasa dinotasikan dengan huruf “i”.

Rumus Faktor Van’t Hoff Elektrolit Lemah

Elektrolit lemah yang tidak terionisasi dengan sempurna, maka nilai i-nya dapat ditinjau dari derajat ionisasinya.

i = 1+(z – 1) α

Dengan demikian derajat ionisasi dapat dinyatakan dengan menggunakan rumus sebagai berikut.

α = (i – 1)/(z – 1)

α = derajat ionisasi

i = faktor Van’t Hoff

z = jumlah ion hasil ionisasi, koefisien reaksi ionisasi

Rumus Faktor Van’t Hoff Elektrolit Kuat

Jika elektrolit kuat terionisasi sempurna, maka derajat ionisasinya adalah α = 1

Sehingga nilai i dapat dinyatakan sebagai berikut:

i = 1 + (z – 1)

Nilai z sering didefinisikan sebagai jumlah ion atau jumlah total koefisien ruas kanan reaksi

z = 2 (larutan biner)

z = 3 (larutan terner)

z = 4 (larutan kuartener)

z = 5 (larutan pentaner)

Nilai α derajat ionisasi larutan

α = 1 (larutan elektrolit kuat)

α = 0 (larutan nonelektrolit)

0 < α < 1 (larutan elektrolit lemah)

Contoh Menentukan z dan i Pada Reaksi Ionisasi Elektrolit Kuat.

Ionisasi NaCl

1 mol NaCl → 1 mol Na⁺ + 1 mol Cl^–

z = 1 (ion Na⁺) + 1 (ion Cl^–) = 2

nilai i untuk NaCl adalah

i = 1 + (2 – 1) = 2

Ionisasi CaCl₂

1 mol CaCl₂ → 1 mol Ca²⁺ + 2 mol Cl^–

z = 1 (ion Ca²⁺) + 2 (ion Cl^–)

nilai i untuk CaCl₂ adalah

i = 1 + (3 – 1) = 3

Ionisasi AlCl₃

1 mol AlCl₃ → 1 mol Al³⁺ + 3 mol Cl^–

z = 1 (ion Al³⁺) + 3 (ion Cl^–)

nilai i untuk AlCl₃adalah

i = 1 + (4 – 1) = 4

Sifat koligatif larutan elektrolit dapat dinyatakan dalam persamaan – persamaan berikut. Nilai sifat koligatif merupakan nilai sifat koligatif dikali dengan Factor Van’t Hoff. Sehingga persamaan untuk larutan elektrolit menjadi seperti berikut:

Penurunan Tekanan Uap Jenuh Larutan Elektrolit

Rumus penurunan tekanan uap jenuh dengan memakai faktor Van’t Hoff hanya berlaku untuk fraksi mol zat terlarutnya saja (zat elektrolit yang mengalami ionisasi), sedangkan pelarut air tidak terionisasi.

Rumus Penurunan Tekanan Uap Larutan Elektrolit

∆P = X_t . P⁰ . i

Rumus Kenaikkan Titik Didih Larutan Elektrolit

Kenaikan titik didih dan penurunan titik beku untuk larutan elektrolit dikalikan dengan Faktor Van’t Hoff seperti persamaan berikut

∆Tb = Kb . m . i

Rumus Penurunan Titik Beku Larutan Elektrolit

∆Tf = Kf . m . i

Rumus Tekanan Osmosis Larutan Elektrolit

Tekanan osmotik untuk larutan elektrolit diturunkan dengan mengalikan Faktor Van’t Hoff seperti berikut

P = M . R . T . i

1). Contoh Soal Sifat Kologatif: Perhitungan Tekanan Uap Larutan Nonelektrolit Sukrosa Dalam Air

Hitunglah tekanan uap larutan 4 mol sukrosa dalam 100 mol air pada 300 °C jika tekanan uap air murni pada 300 °C adalah 31,80 mmHg.

Diketahui

mol.t = mol sukrosa = 4 mol

mol.p = mol air = 100 mol

T = 300 ⁰C

P⁰ = 31,80 mmHg

Menghitung Fraksi Mol Sukrosa Sebagai Zat Terlarut

Fraksi mol sukrosa dapat dinyatakan dengan menggunakan rumus berikut

x_t = mol.t/(mol.t + mol.p)

x_t = fraksi mol telarut (mol sukrosa)

x_t = 4/(4 + 100)

x_t = 0,0385

Menghitung Fraksi Mol Air Sebagai Pelarut

x_p = fraksi mol air (pelarut)

x_p= 1 – 0,0385

x_p= 0,9615

Rumus Menghitung Tekanan Uap Larutan Nonelektrolit

Tekanan uap larutan nonelektrolit dapat dihitung dengan menggunakan persamaan rumus berikut

P = x_p P⁰

P = 0,962 × 31,8 mmHg

P = 30,59 mmHg

Jadi, tekanan uap larutan adalah 30,59 mmHg.

2). Contoh Soal Sifat Kologatif: Perhitungan Penurunan Tekanan Uap Larutan Nonelektrolit

Sebanyak 648 gram sukrosa C₁₂H₂₂O₁₁ dilarutkan dalam 1800 gram air. Bila tekanan uap jenuh air adalah 31,82 mmHg, hitunglah

a). tekanan uap larutan (P);

b). penurunan tekanan uap (ΔP)

Diketahui

massa sukrosa = 648 gram

massa air = 1800 gram

Ar C = 12,

Ar H = 1,

Ar O = 16

Mr sukrosa = 12(12) + 22(1) + 11(16)

Mr sukrosa = 342

Mr air = 2(1) + 16

Mr air = 18

Menghitung Jumlah Mol Sukrosa Dan Jumlah Mol Air

Mol sukrosa dan sir dihitung dengan menggunakan rumus berikut

Jumlah mol sukrosa (mol.t) adalah

mol.t = 684/342

mol.t = 2 mol

Jumlah mol air (mol.p)

mol.p = 1800/18 = 100 mol

Mengitung Fraksi Mol Pelarut (Air) Larutan Nonelektrolit

x_P = mol.p/(mol.t + mol.p)

x_P = 100/(2 + 100)

x_P = 0,98

Jadi fraksi mol air sebagai pelarut adalah 0,98

Menghitung Tekanan Uap Larutan Nonelektrolit Sukrosa Dalam Air

Tekanan uap larutan nonelektrolit dapat dihitung dengan menggunakan persamaan berikut

P = x_P P⁰

P = 0,98 x 31,82

P = 31,18 mmHg

Jadi, tekanan uap larutan kologatif sukrosa air adalah 30,60 mmHg

Menghitung Penurunan Tekanan Uap Larutan Nonelektrolit Sukrosa Dalam Air

Besarnya penurunan larutan nonelektrolit dapat dirumuskan dengan persamaan berikut

ΔP = P⁰ – P

ΔP = 31,82 – 31,18

ΔP = 0,64 mmHg

Jadi, penurunan tekanan uap larutan adalah 0,64 mmHg

3). Contoh Soal Perhitungan Penurunan Tekanan Uap Larutan Thiourea

Hitunglah penurunan tekanan uap yang dibuat dari pelarutan 15,2 g thiourea (Mr CH₄N₂S = 76) ke dalam 108 g air (tekanan uap air pada 25°C adalah 23,76 mmHg).

Diketahui

m thiourea = 15,2 gram

m air = 108 gram

P⁰ =23,76 mmHg

Mr thiourea = 76

Rumus Menghitung Jumlah Mol Thiourea Dan Jumlah Mol Air

Jumlah mol thiourea dan air dapat dihitung dengan rumus berikut

Jumlah mol thiourea adalah

mol tiourea = mol.t

mol.t = 15,2/76 = 0,2 mol

Jumlah mol air adalah

mol air = mol.p

mol.p = 108/18 = 6 mol

Menghitung Fraksi Mol Air Dan Fraksi Mol Thiourea

Fraksi mol air dapar dihitung dengan persamaan berikut:

x_P = mol.p/(mol.p + mol.t)

x_P = 6/(6 + 0,2)

x_P = 0,9677

Jadi, fraksi mol air sebagai pelarut adalah 0,9677

Fraksi mol thiourea adalah

x_t = 1 – x_P

x_t= 1 – 0,9677

x_t = 0,0323

Rumus Menghitung Tekanan Uap Larutan Thiourea Air

Tekanan uap larutan nonelektrolit thiourea dan air dapat dinyatakan dengan menggunakan rumus berikut

P = x_P P⁰

P = 0,9677 x 23,76

P = 22,99 mmHg

Jadi tekanan uap larutan tiourea air adalah 22,99 mmHg

Rumus Menghitung Penurunan Tekanan Uap Larutan Oleh Thiourea

Penurunan tekanan uap larutan nonelektrolit dapat dinyatakan dengan menggunakan rumus berikut

ΔP = (23,76 – 22,99) mmHg

ΔP = 0,7665 mmHg

Jadi, tekanan uap air turun dengan adanya thiourea. Besarnya penurunan tekanan uap adalah 0,7665 mmHg

4). Contoh Soal Menghitung Penurunan Tekanan Uap Jenuh Air Oleh Glokosa

Tentukan penurunan tekanan uap jenuh larutan 10% massa glukosa (C₆H₁₂O₆) dalam 360

gram air, jika diketahui tekanan uap air pada suhu 25 °C adalah 24 mmHg

Diketahui

P⁰ = 24 mmHg

massa air = 360 gram

Menentukan Massa Relatif Mr Dan Jumlah Mol Glukosa

Mr Glokosa = 6(12) + 12(1) + 6(16)

Mr Glokosa = 180

Jumlah Mol Glukosa

n Glukosa = (10% x 360)/180

n Glukosa = 0,2 mol

Menentukan Jumlah Mol Air

n Air = (90% x 360)/18

n Air = 18 mol

Menentukan Fraksi Mol Glukosa Dalam Larutan

x_t = 0,2/(18 + 0,2)

x_t = 0,0109

Menentukan Penurunan Tekanan Uap Larutan Glokosa

ΔP = x_t P⁰

ΔP = 0,0109 x 24 mmHg

ΔP = 0,2637 mmHg

Jadi penurunan tekanan uap larutan glukosa adalah 0,2637 mmHg

Contoh Soal Sifat Kologatif Perhitungan Kenaikkan Titik Didih Larutan Nonelektrolit

Hitunglah titik didih larutan nonelektrolit yang mengandung 36 g glukosa C₆H₁₂O₆. dalam 500 g air. Kb air adalah 0,52 °C/m

Diketahui

(Ar C = 12 g/mol,

Ar H = 1g/mol, dan

Ar O = 16 g/mol).

Kb air = 0,52 °C/m

Tb.air = 100 ⁰C

massa glukosa = 36 gram

massa air = 500 gram

Menghitung Mr Glukosa dan Mr Air

Mr glukosa = 6(12) + 12(1) + 6(16)

Mr glukosa = 180

Mr Air adalah

Mr air = 2(1) + 16

Mr air = 18

Menghitung Molalitas Laruta Nonelektrolit Glukosa Dalam Air

Molalitas glokosa dalam 500 gram air dapat dirumuskan dengan menggunakan persamaan berikut

Molalitas glukosa = (m/Mr) x (1000/m.p)

m.p = massa pelarut (air)

Molal glukosa = (36/180)/(1000/500)

Molal glukosa = 0,4 m

Perhitungan Kenaikkan Titik Didih Larutan Nonelektrolit Glukosa Air

Kenaikkan temperature didih air setelah penambahan glokosa dapat dirumuskan dengan persamaan berikut

ΔT_b = Kb x m

ΔT_b = 0,52 x 0,4

ΔT_b = 0,208 ^0C

Menghitung Titik Didih Larutan Nonelektrolit Glukosa Air

Titik didih larutan glukosa air yang mengandung glukosa dan air dapat dihitung dengan menggunakan persamaan berikut

ΔTb = Tb_larutan – Tb_pelarut atau

Tb.lar = 100 + ΔTb

Tb.lar = 100 + 0,208

Tb.lar = 100,208 ⁰C

Jadi, titik didih larutan adalah 100,208 °C.

Contoh Soal Pehitungan Kenaikkan Temperatur Didih Larutan Terbuat Urea Dan Air

Tentukan titik didih larutan nonelektrolit yang dibuat dari 45 gram urea CO(NH₂)₂ dalam 250 gram air.

Diktahui

m urea = 45 gram

Kb air = 0,52 °C/m

Ar C = 12

Ar H = 1

Ar O = 16

Ar N = 14

Tb.air = 100 ⁰C

massa urea = 45 gram

massa air = 250 gram

Massa Relatif Molekul Mr Urea Dan Air

Mr Urea = 12 + 16 +2(14+2(1))

Mr Urea = 60

Mr air = 18

Menghitung Molalitas Urea

Molalitas Urea dihitung dengan cara seperti beriktut

Molalitas urea = (45/60)(1000/250)

Molalitas urea = 3 m

Menghitung Kenaikkan Temperatur Titik Didih Larutan Nonelektrolit Urea Dan Air

Kenaikkan titik didih larutan nonelektrolit yang terbuat dari urea dan air dapat dirumuskan dengan persamaan berikut

ΔT_b = Kb x m

ΔT_b = 0,52 x 3

ΔT_b = 1,56 ⁰C

Jadi, Kenaikkan titik didih air setelah penambahan urea adalah 1,56 ⁰C

Menghitung Titik Didih Larutan Nonelektrolit Urea Dalam Air

Titik didih larutan nonelektrolit yang terbuat dari air ditambah urea dapat dinyatakan dengan persamaan berikut

ΔTb = Tb_larutan – Tb_pelarut atau

Tb.lar = 100 + ΔTb

Tb.lar = 100 + 1,56

Tb.lar = 101,56 ⁰C

Jadi, titik didih air setelah ditambah urea adalah 101,56 ⁰C

Contoh Soal Penurunan Titik Beku Larutan Nonelektrolit Urea Dan Air

Berapakah titik beku larutan yang terbuat dari 24 g urea CO(NH₂)₂ dan 200 g air. Kf air adalah 1,86 °C/m

Diketahui

massa molar urea = Mr

Mr urea = 60 g/mol,

Kf air = 1,86 °C/m

m urea = 24 g

m air = 200 g = 0,2 kg

Menghitung Molalitas Urea

Molalitas urea dapat dihitung dengan menggunakan rumus berikut

Molalitas urea = mol urea/massa air (kg)

Jumlah mol urea adalah

mol urea = 24/60

mol urea = 0,4 mol

Jumlah Molalitas urea adalah

Molalistas urea = 0,4/0,2

Molalitas urea = 2 m

Rumus Menghitung Penurunan Titik Beku Larutan Nonelektrolit Urea Dalam Air

Titik beku larutan Nonelektrolit yang terbuat dari urea dan air dapat dihitung dengan menggunakan rumus berikut

ΔTf =Kf x m

ΔTf = 1,86 °C/m × 2 m

ΔTf = 3,72 °C

Jadi, penurunan titik beku larutan 3,72 °C

Menghitung Titik Beku Larutan Urea dan Air

Titik beku pelarut (air) adalah 0 ⁰C jadi, titik beku larutan adalah

ΔTf = Tf.pel – Tf.lar

Tf.lar = 0 – ΔTf

Tf = 0 – 3,72

Tf = – 3,72 ⁰C

jadi, titik beku larutan yang terbuat dari air ditambah urea adalah – 3,72 ⁰C

Contoh Soal Sifat Kologatif: Menghitung Massa Molekul Relatif Zat Nonelektrolit

Sebanyak 45 gram zat nonelektrolit dilarutkan dalam 250 gram air mendidih pada suhu 101,56 ⁰C (Kb air = 0,52 °C/m). Berapakah massa molekul relatif (Mr) zat tersebut?

Diketahui

m Zat = 45 gram

Tb = 101,56 ⁰C

Kb air = 0,52 °C/m

m air = 250 gram

Menghitung Perubahan Titik Didih Larutan Nonelektrolit

Perubahan atau kenaikkan titik didih larutan dapat dirumuskan dengan persamaan berikut

ΔTb = Tb larutan – Tb pelarut

ΔTb = 101,56 – 100

ΔTb = 1,56 °C

Menghitung Molalitas Larutan Zat Pada Kenaikkan Titik Didih

Molalitas suatu zat dalam larutan dapat dihitung dengan cara berikut

ΔTb = Kb . m

m = ΔTb/Kb

m = 1,56/0,52

m = 3 m

Menghitung Massa Relatif Molekul Mr

Massa relative molekul dapat dihitung dengan rumus berikut

Molalitas = (massa Zat/Mr) x (1000/m.p) atau

m.p = massa pelarut (air)

Mr = (massa/molalitas) (1000/m.p)

Mr = (45/3) x (1000/250)

Mr = 60

Jadi, massa relative zat (molekul) yang ditambahkan untuk membuat larutan adalah 60 gram/mol.

Contoh Soal Sifat Kologatif Larutan Nonelektrolit: Menghitung Tekanan Osmosis Larutan Urea

Tentukan tekanan osmosis larutan urea yang dibuat dengan melarutkan 12 gram urea dalam 200 mL air pada suhu 27 ^oC?

m urea = 12 gram

Mr urea = 60

volume air = 200 mL = 0,2 Liter

T = 27 + 273 = 300 K

Menghitung Jumlah Mol Urea Dalam Larutan Nonelektrolit

Mol urea dihitung dengan cara berikut

n = mol urea = m/Mr

n = 12//60 = 0,2 mol

Menghitung Tekanan Osmosis Larutan Nonelektrolit Dari Urea Dan Air

Tekanan osmosis laturan yang terbuat dari urea dan air dapat dihitung dengan menggunakan rumus berikut

P = (n/V) RT

n = mol urea

V = volume air

R = 0,08205 L atm/mol.K

P = (0,2/0,2) (0,08205 x 300)

P = 24,615 atm

Jadi, tekanan osmosis larutan urea adalah 24,615 atm.

Contoh Soal Sifat Kologatif Tekanan Osmosis: Menentukan Massa Relatif Zat

Suatu larutan dibuat dengan mencampurkan 6 gram suatu zat ke dalam 100 mL larutan yang mempunyai tekanan osmosis 24,615 atm pada suhu 27 ^oC. Tentukan massa molekul relatif zat tersebut.

Diketahui:

m Zat = 6 gram

Vol Larutan = 100 mL = 0,1 Liter

P = 24,615 atm

T = 27 + 273 = 300 K

Menentukan Molaritas Larutan Nonelektrolit Yang Memiliki Tekanan Osmosis

Molaritas zat dalam suatu larutan bertekanan osmosis dapat dinyatakan dengan rumus berikut

P = (n/V) RT atau

P = M RT

M = molaritas

M = P/RT

M = 24,615/(0,082 x 300)

M = 1 M

Menghitung Massa Relatif Zat

Molaritas = M = (m)/(Mr xV) atau

Mr = m/(M x V)

Mr = 6/(1 x 0,1)

Mr = 60

Jadi, Massa relative Mr zat adalah 60 gram/mol

Contoh Soal Sifat Kologatif: Menentukan Kenaikan Titik Didih Larutan Elektrolit Alumunium Sulfat.

Hitung kenaikan titik didih larutan aluminium sulfat 0,4 molal, jika derajat ionisasinya 0,9 dengan Kb = 0,52 °C/molal.

Diketahui:

α = 0,9

Kb = 0,52 °C/molal

Molal Al₂(SO₄)₃ = 0,4 m

Menentukan Jumlah Ion Ionisasi Larutan Elektrolit Alumunium Sulfat,

Al₂(SO₄)₃ → 2 mol Al³⁺ + 3 mol SO₄^2-

z = 2 (ion Al³⁺) + 3 (ion SO₄^2-)

z = 5

Menentukan Faktor Van’t Hoff I Alumunium Sulfat

i = 1+(z – 1) α

i = 1 + (5 – 1) 0,9

i = 4,6

Rumus Menentukan Kenaikan Titik Didih Larutan Elektrolit Alumunium Sulfat

ΔTb = Kb x m x i

ΔTb = 0,52 °C x 0,4 x 4,6

ΔTb = 0,9568 ^oC

Jadi, kenaikan titik didih (ΔTb) larutan alumunium sulfat adalah 0,9568 ^oC.

Contoh Soal Sifat Kologatif Larutan Elektrolit Menentukan Titik Didih Larutan NaCl

Berapakah titik didih larutan elektrolit yang dibuat dengan melarutkan 11,7 gram NaCl dalam 500 gram air (Kb air = 0,52 ⁰C/m, Ar Na = 23, Cl = 35,5)

Diketahui:

Kb air = 0,52 ⁰C/m

massa NaCl = 11,7 gram

Mr NaCl = 23 + 35,5 = 58,5

massa air = 500 g = 0,5 kg

Menghitung Jumlah Mol dan Molalitas NaCl

Jumlah mol NaCl

Mol NaCl = 11,7/58,5

Mol NaCl = 0,2 mol

Jumlah Molalitas NaCl

Molalitas NaCl = 0,2/0,5 = 0,4 m

Menentukan Derajat Ionisasi NaCl

NaCl adalah elektrolit kuat sehingga derajat ionisasinya α = 1

Menentukan Jumlah Ion Larutan NaCl

Jumlah ion NaCl

NaCl = Na⁺ + Cl^–

z = banyaknya ion (NaCl)

z= 1 (ion Na⁺) + 1 (ion Cl^–)

z = 2 ion

Menentukan Faktor Van’t Hoff i Larutan Elektrolit NaCl

Nilai Faktor Van’t Hoff i adalah

i = 1 + (z – 1) α

i = 1 + (2 – 1 )1

i = 1 + 1 = 2

Menghitung Kenaikkan Titik Didih Larutan Elektrolit NaCl

Kenaikan titik didih larutan elektrolit dapat dinyatakan dengan rumus berikut

ΔTb = m × Kb × i

ΔTb = 0,4 x 0,52 x 2

ΔTb = 0,416 ⁰C

Kenaikkan titik didih larutan NaCl adalah 0,416 ⁰C

Menghitung Titik Didih Larutan Elektrolit NaCl

Titil didih larutan elektrolit dapat dirumuskan dengan persamaan berikut

Tb.lar = Tb.pel + ΔTb

Tb = 100 + 0,416

Tb = 100,416 ⁰C

Jadi, Temperatur atau titik didih larutan elektrolit adalah 100,416 ⁰C

Contoh Soal Sifat Kologatif: Menentukan Tekanan Uap Larutan Elektrolit NaOH

Hitunglah tekanan uap larutan 0,4 mol NaOH dalam 180 gram air jika tekanan uap air pada suhu tertentu adalah 100 mmHg.

Diketahui:

mol NaOH = 0,4 mol

mol air = 180/18 = 10 mol

P⁰ = 100 mmHg

Menentukan Derajat Ionisasi NaOH

Karena NaOH merupakan elektrolit kuat, maka α = 1

Menentukan Fraksi Mol NaOH

x_t = mol NaOH/(mol NaOH + mol Air)

x_t = 0,4/(0,4 + 10)

x_t= 0,0385

Menentukan Jumlah Ion NaOH

NaOH → Na⁺ + OH^–

z = 1 (ion Na⁺) + 1 (ion OH^–)

z = 2 ion

Menentukan Faktor Van’t Hoff i

i = 1 + (z – 1) α

i = 1 + (2 – 1) 1

i = 2

Menentukan Penurunan Tekanan Uap Larutan Elektrolit NaOH

ΔP = x_t P⁰ i

ΔP = (0,0385) x (100) x (2)

ΔP = 7,7 mmHg

Menentukan Tekanan Uap Larutan Elektrolit NaOH

P = P⁰ – ΔP

P = 100 – 7,7

P = 92,3 mmHg

jadi tekanan uap larutan elektrolit NaOH adalah = 92,3 mmHg

Contoh Soal Sifat Kologatif Larutan Elektrolit Menentukan Penurunan Titik Beku Larutan

Suatu larutan elektrolit biner 0,1 mol dalam 200 gram air mempunyai α = 3/4. Jika Kf = 1,86 °C/m, tentukan penurunan titik beku larutan tersebut.

Diketahui

mol larutan biner = 0,1 mol

massa air = 200 g = 0,2 kg

α = 3/4

Kf = 1,86 °C/m,

Menentukan Molalitas Larutan Biner Elektrolit

Molal = 0,1/0,2 = 0,5 M

Menentukan Jumlah Ion Larutan Elektrolit Biner

Larutan elekrtolit biner memiliki 2 ion sehingga

z = 2

Menentukan Faktor Van’t Hoff i

i = 1 + (z – 1) α

i = 1 + (2 – 1)3/4

i = 1,75

Menghitung Penurunan Titik Beku Larutan Elektrolit Biner

Penurunan titik beku larutan elektrolit dapat dirumuskan dengan persamaan berikut

ΔTf = Kf x m x i

ΔTf = 1,86 x 0,5 x 1,75

ΔTf = 1,63 ⁰C

Jadi penurunan titik beku larutan elektrolit biner adalah 1,63 ⁰C

Contoh Soal Perhitungan Tekanan Osmosis Larutan Elektrolit NaCL

Sebanyak 11,7 gram NaCl (Mr = 58,5 g/mol) dilarutkan dalam air sampai volume 2000 mL. Hitunglah tekanan osmotik larutan yang terbentuk jika diukur pada suhu 27 °C dan R = 0,082 L atm/mol K.

Diketahui,

massa NaCl = 11,7 g

Mr NaCl = 58,5

Volume air = 2000 mL

T = 27 + 373 = 300 K

Menentukan Derajat Ionisasi Natrium Klorida

NaCl adalah elektrolit kuat sehingga derajat ionisasi natrium klorida α = 1

Menentukan Molaritas Larutan Elektrolit NaCl

Molar NaCl = (11,7/58,5) x (1000/2000)

Molar NaCl = 0,1 M

Menentukan Jumlah Ion Larutan Elektrolit Biner

NaCl → Na⁺ + Cl^–

z = 1 (ion Na⁺) + 1 (ion Cl^–)

z = 2 ion

Menentukan Faktor Van’t Hoff i

i = 1 + (z – 1) α

i = 1 + (2 – 1) 1

i = 2

Menentukan Tekanan Osmosis Larutan Elektrolit NaCl

P = M R T i

P = 0,1 x 0,082 x 300 x 2

P = 4,92 atm

Jadi, tekanan osmosis laruatan elektrolit adalah 4,92 atm

Contoh Soal Perhitungan Derajat Ionisasi Larutan Elektolit Biner

Sebanyak 76 g elektrolit biner (Mr = 95 g/mol) dilarutkan dalam air sampai dengan volume 2 L pada suhu 27 °C dan memiliki tekanan osmotik 10 atm. Hitunglah derajat ionisasi elektrolit biner tersebut.

Diketahui:

massa zat biner = 76 g

Mr Zat biner = 95

P = 10 atm

T = 27 + 273 = 300 K

volume air = 2 liter

Menentukan Mol dan Molaritas Larutan ELektrolit Biner

mol zat = 76/95 = 0,8 mol

Molar = 0,8 mol/2L= 0,4 M

Menentukan Jumlah Ion, Bilangan Koefisien Larutan Elektrolit Biner

Nilai z atau jumlah ion elektrolit biner adalah 2

z = 2

Menentukan Faktor Van’r Hoff i Larutan Elektrolit Biner

P= M R T i atau

i = P/(M R T)

i = 10/(0,4 x 0,082 x 300)

i = 1,016

Menentukan Derajat Ionisasi Larutan Elektrolit Biner

i = 1 + (z – 1) α atau

α = (i – 1)/(z – 1)

α = (1,016 – 1)/(2 – 1)

α = 0,016

Jadi, derajat ionisasi larutan tersebut adalah 0,016.

Contoh Soal Sifat Kologatif: Perhitungan Derajat Ionisasi Larutan Elektrolit MgCl₂

Sebanyak 2 gram MgCl₂ dilarutkan dalam 500 gram air ternyata membeku pada suhu -0,23 °C (Kf air = 1,86 Ar Mg = 24, Cl = 35,5). Tentukan derajat ionisasi MgCl₂

Diketahui:

massa MgCl₂ = 2 gram

Mr MgCl₂ = 95

Kf air = 1,86

massa air = 500 gram = 0,5 kg

Tf = -0,23 °C

Menentukan Mol Dan Molalitas MgCl₂

mol MgCl₂ = 2/95 =0,021 mol

Molal MgCl₂ = 0,021/0,5 = 0,042 m

Menentukan Jumlah Ion, Koefisien Reaksi Larutan Elektrolit MgCl₂

MgCl₂ → Mg⁺ + 2 Cl^–

z = 1 (ion Mg⁺) + 2 (ion Cl^–)

z = 3

Menentukan Penurunan Titik Beku Larutan Elektrolit MgCl

ΔTf = Tf/.pel – Tf.lar

ΔTf = 0 – (-0,23)

ΔTf = 0,23 ⁰C

Menentukan Faktor Vant’t Hoff i Larutan Elektrolit MgCl₂

ΔTf = Kf . m . i

i = ΔTf/(Kf . m)

i = 0,23/(1,86 x 0,042)

i = 2,944

Menentukan Derajat Ionisasi Larutan Elektrolit MgCl₂

i = 1 + (z – 1) α

2,944 = 1 + (3 – 1) α

2,944 = 1 +2 α

2 α = 2,944 – 1

α = 0,972

Jadi, derajat ionisasi larutan elektrolit MgCl₂ adalah 0,972

“Seandainya materi ini memberikan manfaat, dan anda ingin memberi dukungan Donasi pada ardra.biz, silakan kunjungi SociaBuzz Tribe milik ardra.biz di tautan berikut”… https://sociabuzz.com/ardra.biz/tribe

Daftar Pustaka:

Sunarya, Yayan, 2014, “Kimia Dasar 1, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Ketiga, Yrama Widya, Bandung.
Chang, Raymond, 2004, “Kimia Dasar, Konsep -konsep Inti”, Edisi Ketiga, Jilid Satu, Penerbit, Erlangga, Jakarta.
Brady, James, E,1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Satu, Binarupa Aksara, Jakarta.
Sunarya, Yayan, 2013, “Kimia Dasar 2, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Kedua, Yrama Widya, Bandung.
Ardra.Biz, 2019, “Tekanan Osmotik permukaan larutan dan rumus persamaan Cara Menghitung Tekanan Osmotik Permukaan larutan.
Syukri, S., 1999, “Kimia Dasar 2”, Jillid 2, Penerbit ITB, Bandung
Brady, James, E., 1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Dua, Binarupa Aksara, Jakarta.
Ringkasan Rangkuman: Larutan merupakan campuran homogen antara zat terlarut (solute) dengan zat pelarut (solven).
Hubungan secara kuantitatif antara zat terlarut dengan larutan atau antara zat terlarut dengan zat pelarut dinyatakan dengan istilah konsentrasi. Konsentrasi ada beberapa macam, diantaranya molaritas, molalitas, fraksi mol, dan persen (%).
Molaritas merupakan perbandingan antara jumlah mol zat terlarut dengan volume dalam liter larutan.
Molalitas merupakan perbandingan antara jumlah mol zat terlarut dengan massa dalam kilogram zat pelarut.
Fraksi mol menyatakan perbandingan antara salah satu komponen larutan (zat terlarut atau pelarut) dengan jumlah mol total komponen dalam larutan.
Persentase (%) menyatakan hubungan antara bagian zat terlarut atau pelarut ( dalam satuan massa atau volume) dengan jumlah total larutan dikalikan dengan 100 %.
Salah satu sifat larutan adalah sifat koligatif, yaitu sifat fisika yang hanya tergantung pada jumlah partikel zat terlarut dan bukan pada jenis zat terlarut. Ada empat macam sifat koligatif yang dipelajari yaitu, penurunan tekanan uap, kenaikan titik didih, penurunan titik beku, dan munculnya tekanan osmosis
Sifat Kologatif Larutan: Pengertian Penurunan Tekanan Uap Kenaikkan Titik Didih Penurunan Titik Beku Tekanan Osmotis Elektrolit Nonelektrolit Contoh Soal Rumus Perhitungan 15

Teori Sifat Larutan Asam Basa

Teori Arrhenius

Asam adalah senyawa yang jika dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion H⁺ sebagai satu satunya ion positf (+). Sedangnkan basa adalah senyawa yang jika dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion OH^– sebagai satu satunya ion negative (-). Contohnya adalah:

Basa : H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄^2-

Asam : KOH → K⁺ + OH^–

Teori Bronsted – Lowry

Asam adalah senyawa yang memberikan atau mendonor proton (H⁺). Sedangkan basa adalah senyawa yang menerima atau akseptor proton (H⁺). Contoh larutan asam basa dari teori Bronsted – Lowry adalah

NH₃ + H₂O → NH₄⁺ + OH^–

Basa I + Asam II →Asam I + Basa II

Pasangan asam I dengan basa I dan asam II dengan basa II disebut sebagai pasangan asam basa konjugasi.

Teori Lewis

Teori asam basa yang dikemukakan oleh Lewis didasarkan pada transfer pasangan electron. Asam adalah senyawa yang menerima atau akseptor pasangan electron bebas. Sedangkan basa adalah senyawa yang memberikan atau donor pasangan elekron bebas.

Derajat Keasaman Larutan. pH

Derajat keasaman merupakan konsentrasi ion H⁺ dalam larutan. Konsentrasi pH diajukan oleh Sorensen dan dinotasikan dengan pasangan huruf kecil ‘p’ dan huruf besar ‘H’ ditulis pH. Huruf p berasal dari kata potenz yang berarti pangkat dan H menyatakan atam hydrogen.

Untuk menentukan nilai pH dapat menggunakan persamaan berikut:

pH = – log [H⁺]

sedangkan untuk menghitung pOH dapat menggunakan persamaan berikut:

pOH = – log [OH^–] atau

pOH = 14 – pH

Pembahasan Contoh Soal Perhitungan

Hitung nilai pH dari 100 ml Ca(OH)₂ 0,02M ?

Untuk dapat menjawab soal ini, maka tulis lebih dahulu persamaan reaksi kimianya agar dapat diketahui valensi yang terlibat.

Persamaan reaksi dari Ca(OH)₂ adalah:

Ca(OH)₂→ Ca⁺² + 2OH^-1

Untuk menghitung pH larutan basa bisa menggunakan rumus – rumus berikut

[OH^–] = b . Mb

b = valensi basa = 2

Mb = konsentrasi asam = 0,02M

[OH^–] = 2 . 0,02 M

[OH^–] = 4. 10^-2M

pOH = – log [OH^–]

pOH = – log [4. 10^-2]

pOH = 2 – log 4

pH = 14 – pOH

pH = 14 – (2 – log4)

pH = 12 + log 4

Daftar Pustaka:

Chang, Raymond, 2004, “Kimia Dasar, Konsep -konsep Inti”, Edisi Ketiga, Jilid Satu, Penerbit, Erlangga, Jakarta.
Brady, James, E,1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Satu, Binarupa Aksara, Jakarta,
Ardra.biz, 2019, “Konfigurasi oktet teori asam Lewis dengan Keunggulan Teori Asam Basa Lewis dan sifat basa zat organic DNA dan RNA.
Sunarya, Yayan, 2014, “Kimia Dasar 1, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Ketiga, Yrama Widya, Bandung.
Sunarya, Yayan, 2013, “Kimia Dasar 2, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Kedua, Yrama Widya, Bandung.
Syukri, S., 1999, “Kimia Dasar 2”, Jillid 2, Penerbit ITB, Bandung
Brady, James, E., 1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Dua, Binarupa Aksara, Jakarta.
Ardra.Biz, 2019, “Teori Asam Basa Arrhenius dengan Pengertian Senyawa asam dan basa sebagai contoh senyawa asam dan Contoh senyawa basa. Konsep teori asam basa Arrhenius dengan Pengertian Asam Kuat dan Pengertian asam lemah sebagai contoh asam kuat.
Ardra.Biz, 2019, “Contoh asam lemah dengan Jumlah ion H⁺sebagai pengertian valensi asam. Pengaruh jumlah ion H terhadap keasaman larutan senyawa dan Jenis Jenis Senyawa Asam.
Ardra.Biz, 2019, “Asam Monoprotik sebagai Contoh Asam monoprotic dan Asam Diprotik dengan Contoh asam diprotic. Asam Triprotik dengan Contoh asam tripotik dengan Senyawa Basa beserta Contoh Senyawa Basa. Pengaruh jumlah Ion OH terhadap keasaman senyawa dan senyawa basa lemah.
Ardra.Biz, 2019, “Contoh basa lemah dengan Jenis Jenis Senyawa Basa dan Senyawa Basa Monohidroksi sebagai Contoh Senyawa Basa Monohidroksi. Basa Polihidroksi dengan contoh Basa polihidroksi. Basa Dihidroksi dengan Contoh Senyawa Basa Dihidroksi dan Basa Trihidroksi sebagai Contoh Senyawa Basa Trihidroksi.
Ardra.Biz, 2019, “Teori Asam Basa Lewis dengan Pengertian Asam Basa Lewis dan Teori asam basa beradasarkan serah terima pasangan elektron bebas. Senyawa Asam Lewis menerima pasangan electron dan Senyawa Basa Lewis memberikan pasangan electron.
Ardra.Biz, 2019, “Senyawa Asam sebagai akseptor pasangan electron sedangkan senyawa basa donor pasangan electron. Contoh Asam Basa Teori Lewis sebagai Contoh gambar teori asam basa Lewis.

Teori Laju Reaksi Kimia: Pengertian Rumus Menentukan Konstanta Persamaan Kecepatan Orde Satu Dua Contoh Soal Percobaan Perhitungan 10

Pengertian Kecepatan Reaksi. Laju reaksi merupakan laju berkurangnya jumlah reaktan atau laju bertambahnya jumlah produk dalam satuan waktu. Laju reaksi ditentukan melalui percobaan dengan cara mengukur banyaknya pereaksi yang dihabiskan atau dengan mengukur banyaknya produk yang dihasilkan pada selang waktu tertentu.

Pada system homogen, laju reaksi umumnya dinyatakan sebagai laju pengurangan konsentrasi molar pereaksi atau laju pertambahan konsentrasi molar produk dalam waktu tertentu.

Grafik Laju Reaksi Konsentrasi Waktu

Jumlah suatu zat yang dihabiskan dalam reaksi maupun yang dihasilkan dalam reaksi dapat dinyatakan dengan berbagai macam satuan, misalnya gram, mol, atau konsentrasi, sedangkan satuan waktu dapat berupa detik, menit, jam, hari ataupun tahun.

Apabila reaksi seperti berikut

R → P, maka laju reaksinya adalah

v_R = – ∆[R]/∆t = laju pengurangan konsentrasi molar reaktan dalam waktu tertentu

v_P = +∆[P]/∆t = laju pertambahan konsentrasi molar produk dalam waktu tertentu

1). Contoh Soal Perhitungan Laju Reaksi

Pada reaksi zat A menjadi zat B diketahui bahwa konsentrasi zat A mula-mula 8 M, setelah 3 detik menjadi 2 M. Tentukan laju reaksinya?

Jawab:

∆c = Perubahan konsentrasi

∆c = (8 – 2) M = 6 M

∆t = Perubahan waktu

∆t = 3 detik

Dengan demikian, laju reaksi dari zat A menjadi Zat B adalah:

v=∆c/∆t

v= 6/3

v = 2 M/detik

Contoh Soal dan Pembahasan Di Akhir Artikel

Untuk system reaksi yang lebih kompleks, maka laju reaksi akan sama dengan berkurangnya konsentrasi masing – masing reaktan atau bertambahnya konsentrasi setiap produknya.

Apabila reaksi seperti berikut:

aA + bB → cC + dD

Maka Laju reaksinya adalah:

v_A = – ∆[A]/∆t

v_B = – ∆[B]/∆t

v_D = + ∆[C]/∆t

v_D = + ∆[D]/∆t.

Perbandingan laju reaksi zat – zat dalam reaksi sama dengan perhitungan koefiensi reaksinya

v_A : v_B : v_c : v_D = a : b : c : d

Persamaan Laju Reaksi Kimia Hukum Laju Reaksi

Persamaan laju reaksi kimia menyatakan hubungan antara konsentrasi reaktan dengan laju reaksi. Secara umum, persamaan laju reaksi dituliskan sebagai berikut:

aA + bB → cC + dD

Rumus Persamaan Laju Reaksi

Persamaan laju reaksi kimianya adalah:

v = k [A]^m [B]ⁿ

Dengan

v = laju reaksi

[A] = konsentrasi zat A

[B] = konsentrasi zat B

m = order reaksi zat A

n = order reaksi zat B

k = konstanta laju reaksi

Persamaan laju reaksi di atas disebut persamaan laju reaksi atau hukum laju reaksi. Persamaan laju reaksi seperti itu menyatakan hubungan antara konsentrasi pereaksi dengan laju reaksi. Bilangan pangkat pada persamaan di atas disebut sebagai orde reaksi atau tingkat reaksi pada reaksi yang bersangkutan.

Nilai Orde reaksi hanya dapat ditentukan dari percobaan atau eksperimen. Orde reaksi pada reaksi secara keseluruhan disebut seaagai orde reaksi total. Besarnya orde reaksi total adalah jumlah semua orde reaksi pereaksi. Sehingga, orde reaksi total (orde reaksi) pada reaksi tersebut di atas adalah m + n.

Contoh Penentuan Orde Reaksi

Perhatikan Contoh reaksi berikut

2H₂(g) + 2NO(g) → H₂O(g) + N₂(g)

Persamaan laju reaksinya dapat ditulis sebagai berikut:

v = k . [H₂] [NO₂]²,

Reaksi tersebut mempunyai tingkat (atau orde) pertama terhadap H₂ dan tingkat (atau orde) kedua terhadap NO. Sehingga secara keseluruhan reaksi tersebut merupakan tingkat (atau orde) ketiga.

Contoh Soal dan Pembahasan Di Akhir Artikel

Tetapan kesetaraan (k) bergantung pada macam pereaksi dan suhu reaksi. Untuk reaksi yang sama, harga k tetap selama suhu reaksi tidak berubah. Jika suhu atau pereaksi berubah, harga k juga berubah.

Pengertian Orde Reaksi Kimia

Pada dasarnya Orde reaksi merupakan suatu bilangan pangkat dan faktor konsentrasi dalam persamaan laju reaksi seperti berikut

v = k [A]^m [B]ⁿ

Konsentrasi [A] berpangkat m atau m merupakan orde reaksi terhadap konsentrasi [A]

konsentrasi [B] berpangkat n atau n merupakan orde reaksi terhadap konsentrasi [B].

Penentuan Orde Laju Reaksi

Orde reaksi ditentukan dari hasil eksperimen. Orde reaksi tidak dapat ditentukan dari bentuk persamaan reaksinya.

Penentuan orde reaksi memerlukan beberapa eksperimen dengan cara merubah – ubah variabel tekanan khusus untuk reaksi berwujud gas atau merubah molaritas untuk reaksi berupa larutan atau dapat pula gas.

Orde reaksi pada reaksi keseluruhan disebut orde reaksi total. Besarnya orde reaksi total adalah jumlah semua orde reaksi pereaksi. Jadi, orde reaksi total (orde reaksi) pada reaksi tersebut adalah m + n.

Reaksi Kimia Orde Nol

Laju reaksi tetap walaupun ada penambahan konsentrasi reaktan.

Contoh Reaksi Kimia Orde Nol

Contoh reaksi kimia orde nol adalah reaksi pada proes fotosintetis, reaksi penguraian ammonia

Reaksi Kimia Orde Satu

Kenaikan laju reaksi akan sebanding dengan penambahan konsentrasi reaktan

Contoh Reaksi Kimia Orde Satu

Contoh reaksi kimia orde satu adalah reaksi penguraian gas N₂O₄

Reaksi Kimia Orde Dua

Kenaikan laju reaksi sebanding dengan kuadrat penambahan konsentrasi reaktan

Contoh Reaksi Kimia Orde Dua adalah reaksi pembetukan gas Nitrogen dioksida NO₂ dari reaksi nitogen monoksida dengan oksigen.

2). Contoh Soal Perhitungan Laju Reaksi Kimia CH₄ Dan Br₂

Reaki kimia CH₄ Dan Br₂ memenuhi persamaan reaksi berikut:

CH₄ (g) + Br₂ (g) → CH₃Br (g) + HBr (g)

Pada keadaan tertentu laju pengurangan terhadap gas CH₄ adalah 2 M/s, maka tentukanlah laju penambahan gas CH₃Br

Diketahui:

v(CH₄) = 2 M/s

Rumus Menghtiung Laju Penambahan Produk Hasil Reaksi

Untuk reaksi yang setara, Laju penambahan gas CH₃Br dapat dihitung dengan menggunakan rumus seperti berikut:

Perbandingn laju = perbandingan koefisien

v(CH₄) : v(CH₃Br) = coef (CH₄) : coef (CH₃Br)

2 : v(CH₃Br) = 1: 1 atau dapat pula ditulis

2/v(CH₃Br) = 1/1

v(CH₃Br) = 2 M/s

Jadi, Laju penambahan gas CH₃Br adalah 2 M/s

3). Contoh Soal Perhitungan Kecepatan Reaksi Penguraian Batu Kapur Kalsium Karbonat CaCO₃

Persamaan reaksi penguraian kalsium karbonat memenuhi persamaan reaksi berikut

CaCO₃ → CaO + CO₂

Bila 30 gram CaCO₃ (Mr 100) pada temperature dan tekanan tertentu terurai secara sempurna seluruhnya menjadi CaO dan gas CO₂ dalam waktu 5 menit, maka hitunglah kecepatan pengurainya.

Diketahui

m(CaCO₃) = 30 gram atau

mol(CaCO₃) = 30/100

mol(CaCO₃) = 0,3 mol

t = 5 x 60 = 300 detik

Rumus Menentukan Kecepatan Reaksi Penguraian

Kecepatan reaksi penguraian kalsium karbonat dapat dinyatakan dengan rumus seperti berikut

v(CaCO₃) = Δmol/Δt

v(CaCO₃) = 0,3/300

v(CaCO₃) = 1,0 x 10^-3 mol/detik

Jadi, kecepatan reaksi penguraian batu kapur kalsium karbonat adalah 1,0 x 10^-3mol/detik

4). Contoh Soal Perhitungan Kecepatan Pembentukan Nitrogen Dioksida NO₂

Reaksi pembentukan nitrogen dioksida NO₂ dari Dinitrogen pentoksida N₂O₅ memenuhi persamaan reaksi berikut;

N₂O₅ → 2 NO₂ + ½ O₂

Tentukan laju pembentukan NO₂ jika laju penguraian senyawa N₂O₅ adalah 2 x 10^-6mol/L.detik

Diketahui.

v(N₂O₅) = 2 x 10^-6mol/L.detik

Rumus Menghitung Laju Pembentukan Nitrogen Dioksida NO₂

Kecepatan reaksi pembentukan Nitrogen Dioksida NO₂ dapat dinyatakan dengan menggunakan rumus berikut:

v(N₂O₅)/v(NO₂) = koef (N₂O₅)/koef (NO₂) atau

(2 x 10^-6)/v(NO₂) = 1/(2)

(2 x 10^-6)/v(NO₂) = 1/2

v(NO₂) = 2 x (2 x 10^-6)

v(NO₂) = 4 x 10^-6mol/L.detik

Jadi, kecepatan reaksi pembentukan Nitrogen Dioksida NO₂ adalah v(NO₂) = 4 x 10^-6mol/L.detik

5). Contoh Soal Perhitungan Kecepatan Reaksi Pembakaran Gas Amonia NH₃

Reaksi pembakaran gas ammonia NH₃ sesuai dengan reaksi seperti berikut

4 NH₃ + 5 O₂ → 4 NO + 6 H₂O

Jika laju reaksi ammonia NH₃ adalah 0,4 mol/Ldetik, berapakah kebutuhan gas oksigen setiap detiknya pada pembakaran ammonia tersebut

diketahui:

v(NH₃) = Kecepatan reaksi NH₃

v(NH₃) = 0,4 mol/L.detik

Rumus Menentukan Kebutuhan Gas Oksigen Pada Pembakaran Amonia NH₃

Kebutuhan gas oksigen per detik dalam pembakaran ammonia sama dengan laju reaksi gas oksigen yang dapat dihitung dengan persamaan berikut

v(O₂)/v(NH₃) = koef (O₂)/koef (NH₃) atau

v(O₂) = v(NH₃) x koef (O₂)/koef (NH₃)

v(O₂) = 0,4 x (5/4)

v(O₂) = 0,5 mol/L.detik

Jadi kebutuhan gas oksigen adalah 0,5 mol/L.detik

6). Contoh Soal Perhitungan Kecepatan Reaksi Dekomposisi Nitrogen Dioksida NO₂

Reaksi dekomposisi Nitrogen Dioksida NO₂ merupakan reaksi elementer dan dinyatakan dengan persamaan reaksi berikut

2 NO₂ → 2 NO + O₂

Pada awal reaksi [NO₂] adalah 0,01 M dan laju reaksinya adalah 5 x 10^-4 M/detik, tentukan laju reaksi ketika [NO₂] sudah terurai 90% nya.

Diketahui

[NO₂] = 0,01 M

v₁(NO₂) = 5 x 10^-4 M/detik,

Rumus Menghitung Kecepatan Reaksi Dekomposisi Nitrogen Dioksida NO₂

Kecepatan reaksi Dekomposisi Nitrogen Dioksida NO₂ dapat dinyatakan dengan rumus berikut;

konsentrasi awal NO₂

[NO₂]₁ = 0,01 M sehingga v₁adalah

v₁ = k [0,01]² = 5 x 10^-4 M/detik

konsentrasi NO₂yang tersisa setelah 90% terurai adalah

[NO₂]₂ = 0,01 – (90% x 0,01)

[NO₂]₂ = 0,001 M sehingga v₂adalah

v₂ = k [0,001]²

Dengan demikian, kecepatan setelah 90% NO₂ terurai adalah

v₁/v₂ = (k [0,01]²)/(k [0,001]²) atau

v₂ = v₁ x (0,001/0,01)²

v₂ = 5 x 10^-4 (0,01)

v₂ = 5 x 10^-6 M/detik

Jadi Kecepatan reaksi Dekomposisi Nitrogen Dioksida NO₂ adalah 5 x 10^-6 M/detik

7). Contoh Soal Perhitungan Kecepatan Penguraian Dinitrogen Pentoksida N₂O₅

Reaksi penguraian Dinitrogen Pentoksida N₂O₅ menjadi Nitrogen dioksida NO₂ dan gas oksigen memenuhi persamaan reaksi berikut;

N₂O₅ → 2 NO₂ + ½ O₂

Pada reaksi diketahui bahwa N₂O₅ berkurang dari 4 mol/liter menjadi 1 mol/liter dalam waktu 20 detik. Hitung Berapakah laju reaksi berkurang konsentarsi N₂O₅

Rumus Menghitung Laju Penguraian Dinitrogen Pentoksida N₂O₅

Laju pengurangan konsentrasi Dinitrogen Pentoksida N₂O₅ dapat dirumuskan dengan menggunakan persamaan berikut:

v(N₂O₅) =∆c/∆t atau

v(N₂O₅) =∆[N₂O₅]/∆t

v(N₂O₅) = (4 – 1)/20

v(N₂O₅) = 0,15 M/detik

Jadi laju pengurangan konsentrasi N₂O₅ adalah 0,15 M/detik

8). Contoh Soal Penentuan Persamaan Laju Reaksi Kimia Brom dan Nitrogen Monoksida

Percobaan penentuan laju reaksi, gas brom dapat bereaksi dengan gas nitrogen monoksida menurut persamaan reaksi:

NO + Br₂ → NOBr₂

Dari percobaan reaksi tersebut diperoleh data seperti ditunjukkan pada table

Contoh Soal Penentuan Persamaan Laju Reaksi Kimia Brom dan Nitrogen Monoksida

Tentukan persamaan laju reaksi tersebut

Rumus Menentukan Persamaan Laju Reaksi Kimia

Persamaan laju reaksi kimia secara umum dapat dinyatakan denga persamaan berikut

v = k [NO]^m [Br₂]ⁿ

Menentukan Orde Reaksi Kimia Brom dan Nitrogen Monoksida

Untuk mencari orde m, dapat gunakan nilai konsentrasi awal [NO] yang berbeda, namun konsentrasi [Br₂] sama, yaitu pada percobaan 2 dan 3, dan dapat dinyatakan dengan rumus berikut

v₂= k [0,1]^m [0,2]ⁿ

v₃ = k [0,2]^m [0,2]ⁿ

Orde m dapat dicari cara seperti ini

v₃/v₂ = (k [0,2]^m [0,2]ⁿ)/(k [0,1]^m [0,2]ⁿ)

8/4 = [0,2]^m/[0,1]^m

2 = [2]^m

m = 1

Jadi orde reaksi terhadap konsentrasi [NO] adalah 1

Untuk mencari orde n, dapat gunakan nilai konsentrasi awal [NO] yang sama, namun konsentrasi [Br₂] yang berbeda, yaitu pada percobaan 1 dan 2, dan dapat dinyatakan dengan rumus berikut

v₁= k [0,1]^m [0,1]ⁿ

v₂ =k [0,1]^m [0,2]ⁿ

Orde n dapat dicari cara seperti ini

v₂/v₁ = (k [0,1]^m [0,2]ⁿ)/(k [0,1]^m [0,1]ⁿ)

4/2 = [0,2]ⁿ/[0,1]ⁿ

2 = [2]ⁿ

n = 1

Jadi orde reaksi terhadap konsentrasi [Br₂] adalah 1

Dengan demikian persamaan laju reaksinya adalah

v = k [NO]¹ [Br₂]¹ atau

v = k [NO] [Br₂]

9). Contoh Soal Perhitungan Konstanta Persamaan Laju Reaksi Kimia Hidrogen Nitrogen Monoksida

Dari percobaan untuk penentuan laju reaksi, gas hidrogen dapat bereaksi dengan gas nitrogen monoksida menurut persamaan reaksi:

2 H₂ + 2 NO → 2 H₂O + N₂

Dari percobaan reaksi tersebut diperoleh data seperti ditunjukkan pada table berikut

Contoh Soal Perhitungan Konstanta Persamaan Laju Reaksi Kimia Hidrogen Nitrogen Monoksida

Tentukanlah orde reaksi, persamaan laju reaksi dan konstanta laju reaksi

Rumus Menentukan Persamaan Laju Reaksi Kimia

Persamaan laju reaksi kimia secara umum dapat dinyatakan denga persamaan berikut

v = k [H₂]^m [NO]ⁿ

Menentukan Orde Reaksi Kimia Hidrogen dan Nitrogen Monoksida

Untuk mencari orde m, dapat gunakan nilai konsentrasi awal [H₂] yang berbeda, namun konsentrasi [NO] sama, yaitu pada percobaan 1 dan 2, dan dapat dinyatakan dengan rumus berikut

v₁= k [0,01]^m [0,02]ⁿ

v₂ = k [0,02]^m [0,02]ⁿ

Orde m dapat dicari dengan cara seperti ini

v₂/v₁ = (k [0,02]^m [0,02]ⁿ)/(k [0,01]^m [0,02]ⁿ)

8/4 = [0,02]^m/[0,01]^m

2 = [2]^m

m = 1

Jadi orde reaksi terhadap konsentrasi [H₂] adalah 1

Untuk mencari orde n, dapat gunakan nilai konsentrasi awal [H₂] yang sama, namun konsentrasi [NO] yang berbeda, yaitu pada percobaan 2 dan 3, dan dapat dinyatakan dengan rumus berikut

v₂= k [0,02]^m [0,02]ⁿ

v₃ =k [0,02]^m [0,04]ⁿ

Orde n dapat dicari cara seperti ini

v₃/v₂ = (k [0,02]^m [0,04]ⁿ)/(k [0,02]^m [0,02]ⁿ)

32/8 = [0,04]ⁿ/[0,02]ⁿ

4 = [2]ⁿ

n = 2

Jadi orde reaksi terhadap konsentrasi [NO] adalah 2

Dengan demikian persamaan laju reaksinya adalah

v = k [H₂] [NO]²

Rumus Cara Menentukan Konstanta Laju Persamaan Reaksi Hidrogen dan Nitrogen Monoksida

Konstanta laju persamaan reaksi dapat dihitung dengan rumus seperti berikut

v = k [H₂] [NO]²

k = v/([H₂] [NO]²)

nilai nilai v, [H₂] dan [NO] dapat menggunakan salah satu data percobaan, misal data dari percobaan nomor 2,

v = 8 M/detik

[H₂] = 0,02 M

[NO] = 0,02 M

Sehingga nilai k dapat dicari seperti berikut

k = 8/(0,02 x (0,02)²)

k = 1 x 10⁶ M/detik

Jadi, konstanta persamaan laju reaksinya adalah 1 x 10⁶ M/detik

10). Contoh Soal Perhitungan Laju Reaksi Volume Diperkecil

Laju reaksi suatu gas memenuhi Hukum laju reaksi berikut

v = k [A]²[B]

Bila volume diperkecil menjadi ¼ kali volume mula mula, tentukan laju reaksi jika dibandngkan dengan laju reaksi mula mula

Diketahui

Vol₂ = ¼ Vol₁

Rumus Menentukan Laju Reaksi Volume Diperkecil

Laju reakis Ketika volume diperkecil menjadi ¼ volume semula dapat dihitung dengan menggunakan rumus berikut:

v₁ = k [A]²[B]

v₂ = k [A/(¼)]²[B/(1¼)]

v₂/v₁ = (k [A/(¼)]²[B/(¼)])/(k [A]²[B])

v₂/v₁ = ([4A]²[4B])/([A]²[B])

v₂/v₁ = ([4]²[4])/([1]²[1])

v₂/v₁ = (16 x4)

v₂/v₁ = 64

v₂ = 64 v₁

Dengan demikian, laju reaksi menjadi 64 kali laju reaksi mula mula

11). Contoh Soal Menentuka Persamaan Laju Reaksi Dari Data Percobaan

Reaksi fase gas memenuhi persamaan reaksi berikut:

2 NO + Br₂ → 2NOB₂

dilakukan dalam kondisi tertutup dengan konsentrasi awal reaktan yang berbeda beda. Pada table waktu reaksi adalah waktu dari awal reaksi sampai hilangnya warna Br₂.

Teori Laju Reaksi Kimia: Pengertian Rumus Menentukan Konstanta Persamaan Kecepatan Orde Satu Dua Contoh Soal Percobaan Perhitungan 10, — Contoh Soal Menentuka Persamaan Laju Reaksi Dari Data Percobaan

Tentukanlah orde reaksi dan laju reaksi fase gas tersebut

Rumus Menentukan Persamaan Laju Reaksi Kimia

Persamaan laju reaksi kimia secara umum dapat dinyatakan denga persamaan berikut

v = k [NO]^m [Br₂]ⁿ

Menentukan Orde Reaksi Kimia Dari Data Percobaan

Untuk mencari orde m, dapat gunakan nilai konsentrasi awal [NO] yang berbeda, namun konsentrasi [Br₂] sama, yaitu pada percobaan 1 dan 3, dan dapat dinyatakan dengan rumus berikut

v₁= k [0,1]^m [0,05]ⁿ

v₃ = k [0,2]^m [0,05]ⁿ

Perlu diingat bahwa laju reaksi berbanding terbalik dengan waktunya. Sehingga

v₃/v₁ = t₁/t₃

Orde m dapat dicari dengan cara seperti ini

t₁/t₃ = (k [0,2]^m [0,05]ⁿ)/(k [0,1]^m [0,05]ⁿ)

4/1 = [0,2]^m/[0,1]^m

4 = [2]^m

m = 2

Jadi orde reaksi terhadap konsentrasi [NO] adalah 2

Untuk mencari orde n, dapat gunakan nilai konsentrasi awal [NO] yang sama, namun konsentrasi [Br₂] yang berbeda, yaitu pada percobaan 1 dan 2, dan dapat dinyatakan dengan rumus berikut

v₁= k [0,1]^m [0,05]ⁿ

v₂ =k [0,1]^m [0,1]ⁿ

Perlu diingat bahwa laju reaksi berbanding terbalik dengan waktunya. Sehingga

v₂/v₁ = t₁/t₂

Orde n dapat dicari cara seperti ini

t₁/t₂ = (k [0,1]^m [0,1]ⁿ)/(k [0,1]^m [0,05]ⁿ)

4/2 = [0,1]ⁿ/[0,05]ⁿ

2 = [2]ⁿ

n = 1

Jadi orde reaksi terhadap konsentrasi [Br₂] adalah 1

Dengan demikian persamaan laju reaksinya adalah

v = k [NO]² [Br₂]

Daftar Pustaka:

Sunarya, Yayan, 2014, “Kimia Dasar 1, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Ketiga, Yrama Widya, Bandung.
Brady, James, E,1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Satu, Binarupa Aksara, Jakarta,
Brady, James, E., 1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Dua, Binarupa Aksara, Jakarta.
Sunarya, Yayan, 2013, “Kimia Dasar 2, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Kedua, Yrama Widya, Bandung.
Syukri, S., 1999, “Kimia Dasar 2”, Jillid 2, Penerbit ITB, Bandung
Chang, Raymond, 2004, “Kimia Dasar, Konsep -konsep Inti”, Edisi Ketiga, Jilid Satu, Penerbit, Erlangga, Jakarta.
Teori Laju Reaksi Kimia: Pengertian Rumus Menentukan Konstanta Persamaan Kecepatan Orde Satu Dua Contoh Soal Percobaan Perhitungan 10,

Tetapan Kesetimbangan Reaksi: Pengertian Hukum Rumus Hubungan Kc – Kp Contoh Soal Perhitungan 10

Pengertian Persamaan Tetapan Kesetimbangan Reaksi Kimia. Pada tahun 1864 Cato Gulberg dan Peter Wage menemukan adanya suatu hubungan yang tetap antara konsentrasi komponen dalam kesetimbangan, hubungan yang tetap ini disebut dengan hukum kesetimbangan atau hukum massa.

Pada dasarnya Tetapan kesetimbangan menunjukkan komposisi pereaksi dan hasil reaksi dalam keadaan setimbang pada temperature tertentu.

Hukum Kesetimbangan Reaksi Kimia

Hukum kesetimbangan menyatakan bahwa: “Hasil kali konsentrasi setimbang zat di ruas kanan dibagi dengan hasil kali konsentrasi setimbang zat ruas kiri, masing – masing dipangkatkan dengan koefisien reaksinya, mempunyai nilai tetap pada temperature tetap”

Hukum kesetimbangan tersebut merupakan persamaan tetapan kesetimbangan sesuai stoikiometri reaksinya.

Rumus Tetapan Kesetimbangan Reaksi Kimia

Tetapan kesetimbangan kimia dapat dinyatakan dengan notasi sebagai berikut.

K_c = tetapan kesetimbangan kimia yang dinayatakan dalam konsentrasi molar. Tetapan ini hanya berlaku untuk zat- zat dengan fase gas dan larutan (aqueous), sedangkan zat yang berfase padat (atau solid) dan cair (atau liquid) tidak disertakan dalam persamaan tetapan kesetimbangannya.

K_p = tetapan kesetimbangan yang dinyatakan dalam tekanan parsial dan hanya berlaku untuk fase gas.

K_x = tetapan kesetimbangan yang dinyatakan dalam fraksi mol

Secara umum untuk reaksi seperti ditunjukkan berikut,

Aa + Bb = Cc + Dd

maka nilai tetapan kesetimbangan adalah:

Hubungan Tetapan Kesetimbangan Kimia K_c dengan K_p

Tetapan parsial gas bergantung pada konsentrasi gas dalam ruangan, maka tetapan kesetimbangan parsial K_p dari gas dapat dihubungkan dengan tetapan kesetimbangan konentrasi K_c dari gas tersebut.

Hal ini sesuai dengan persamaan gas ideal, yaitu

P. V = n. R. T

Karena n/V = C

Maka P = C.R.T, sehingga persamaan menjadi

K_p = K_c (RT)^∆n

Dengan

∆n = jumlah koefisien kanan – jumlah koefisien kiri

R = tetapan gas = 0,0826 L,atm.mol^-1.K^-1

T = temperature (K) = (Celcius + 273)

Contoh Tetapan Kesetimbangan K_c

Perhatikan reaksi berikut yang hanya berfase gas dan tetapan kesetimbangan K_c dihitung berdasarkan konsentrasinya.

2SO₂(g) + O₂(g) = 2SO₃(g)

Tetapan Kesetimbangan reaksi kimianya dapat dituliskan sebagai berikut:

Contoh Tetapan Kesetimbangan K_c

Berikut contoh reaksi dengan Senyawa atau zat yang terlibat berfase aqueous dan solid, sedangkan yang ikut dihitung hanya yang berfase aqueous saja.

AgNO₃(aq) + NaCl(aq) = AgCl(s) + NaNO₃(aq)

Dengan demikian, maka tetapan kesetimbangan K_c adalah:

Konsentrasi senyawa AgCl tidak ikut dihitung karena berfase padat / solid

Contoh Tetapan Kesetimbangan K_p

Perhatikan reaksi di bawah yang hanya melibatkan zat berfase gas, baik reaktan maupun produk reaksi. Tetapan kesetimbangan K_p dihitung dari tekanannya seperti berikut:

P = (mol gas tersebut/mol total) x Ptotal

2SO₂(g) + O₂(g) = 2SO₃(g)

Meramalkan Arah Reaksi Dan Tetapan Kesetimbangan Qc Kc

Apabila ke dalam persamaan tetapan kesetimbangan, zat- zat hasil reaksi dan zat-zat pereaksi yang dimasukkan bukan merupakan keadaan setimbang, maka harga yang diperoleh disebut kuotion reaksi (Qc).

Pengertian Kuotion Reaksi Qc

Kuotion reaksi merupakan perbandingan konsentrasi- konsentrasi yang bentuknya sama dengan persamaan Kc.

Ketentuannya:

Jika Qc < Kc, berarti reaksi akan berlangsung dari kiri ke kanan sampai dengan tercapai keadaan setimbang
Jika Qc > Kc, berarti reaksi akan berlangsung dari kanan ke kiri sampai dengan tercapai keadaan setimbang
Jika Qc = Kc, berarti reaksi dalam keadaan setimbang

Contoh Soal dan Pembahasan Kesetimbangan Reaksi Kimia

1). Contoh Soal Perhitungan Tetapan Kesetimbangan Reaksi Kp Penguraian IBr

Gas IBr terurai sesuai dengan kesetimbangan reaksi berikut:

2 IBr (g) = Br₂ (g) + I₂ (g)

Dalam bejana 10 liter dimasukan 0,4 mol gas IBr. Setelah tercapai kesetimbangan, diperoleh 0,1 mol gas Br₂. Tentukanlah ketetapan kesetimbangan Kp reaksi tersebut;

Diketahui

[IBr] = 0,4 mol (konsentrasi mula mula)

[Br₂] = 0,1 mol (konsentrasi kesetimbangan)

Volume = 10 L

Menentukan Konsntrasi Mol Kesetimbangan Reaksi Penguraian IBr

Konsentrasi mol kesetimbangan reaksi dapat ditentukan dengan cara seperti berikut

2 IBr (g) = Br₂ (g) + I₂ (g)

m : 0,4 – –

r : 0,2 0,1 0,1

s : 0,2 0,1 0,1

Keterangan

Untuk Reaktan

s = m – r

Untuk Produk Reaksi

s = m + r

m = konsentrasi mula mula

[IBr] = 0,4 mol/10L atau

[IBr] = 0,04 M (Molaritas = mol/liter)

r = konsentrasi yang bereaksi

[Br₂] = 0,1 mol/10L = 0,01 M

[I₂] = 0,1mol/10L = 0,01 M

[IBr] = 0,2 mol/10L = 0,02 M

s = konsentrasi kesetimbangan

[Br₂] = 0,1 mol/10L = 0,01 M

[ I₂] = 0,1mol/10L = 0,01 M

[IBr] = 0,2 mol/10L = 0,02M

Dengan menggunakan data baris s yaitu jumlah mol kesetimbangan, maka tetapan kesetimbangannya dapat dirumus dengan persamaa berikut

Kp = [Br₂][ I₂]/[IBr]²

Kp = [0,01][0,01]/[0,02]²

Kp = 0,25

Jadi tetapan kesetimbangan reaksinya adalah 0,25

2). Contoh Soal Perhitungan Tetapan Kesetimbangan Reaksi Penguraian PCl₅

Sebanyak 5 mol PCl₅ dimasukkan dalam bejana tertutup sehingga tercapai reaksi kesetimbangan seperti berikut;

PCl₅ (g) = PCl₃ (g) + Cl₂ (g)

Jika pada keadaan setimbang terdapat 2 mol gas klor dan tekanan total adalah 2 atm, tentukanlah tetapan kesetimbangan reaksi tersebut:

Diketahui

[Cl₂] = 2 mol (keadaan setimbang)

P(tot) = 2 atm

Cara Mencari Jumlah Mol Kesetimbangan Reaksi Penguraian PCl₅

Jumlah mol pada reaksi kesetimbangan PCl₅ dapat ditentukan dengan cara seperti berikut

PCl₅ (g) = PCl₃ (g) + Cl₂ (g)

m : 5 – –

r : 2 2 2

s : 3 2 2

Menentukan Tekanan Parsial Reaksi Kesetimbangan PCl₅

Tekanan parsial gas reaksi kesetimbangan dapat dinyatakan dengan rumus berikut

P = (mol/mol tot) x Ptot

mol total = 3 + 2 + 2 = 7 mol

Tekanan Parsial P(PCl₅)

P(PCl₅) = 3/(3+2+2) x (2 atm)

P(PCl₅) = (3/7) x (2 atm)

P(PCl₅) = 6/7 atm

Tekanan Parsial P(PCl₃)

P(PCl₃) = 2/(3+2+2) x (2 atm)

P(PCl₃) = (2/7) x (2 atm)

P(PCl₃) = 4/7 atm

Tekanan Parsial P(Cl₂)

P(Cl₂) = 2/(3+2+2) x (2 atm)

P(Cl₂) = 4/7 atm

Rumus Cara Menghitung Tetapan Kesetimbangan Reaksi Penguraian PCL₅

Tetapan kesetimbangan reaksi Kp dapat dirumuskan dengan persamaan seperti berikut

Kp = [P(PCl₃) x P(Cl₂)]/[P(PCl₅)]

Kp = (4/7 x 4/7)/(6/7)

Kp = 8/21

Jadi Tetapan kesetimbang reaksinya adalah 8/21

3). Contoh Soal Perhitungan Tetapan Kesetimbangan Reaksi Sintesis Oksigen Difluorida OF₂

Gas oksigen difluoride OF₂ disintesis dari reaksi antara gas F₂ dengan gas O₂ sesuai reaksi berikut;

2 F₂(g) + O₂ (g) = 2 OF₂ (g)

Reaksi dilakukan dalam bejana dengan volume tertentu. Tekanan awal gas F₂ dan gas O₂ diketahui masing masing 1 atm.

Jika pada kesetimbangan tekanan total gas adalah 1,75 atm, tentukan nilai ketetapan kesetimbangan Kp reaksi tersebut

Diketahui:

P(F₂) = 1 atm

P(O₂) = 1 atm

Ptot = 1,75 atm

Cara Menghitung Tekanan Parsial Kesetimbangan Reaksi Sintesis OF₂

Tekanan parsial pada kesetimbangan reaksi OF₂ dapat ditentukan dengan cara seperti berikut

2 F₂(g) + O₂ (g) = 2 OF₂ (g)

m : 1 1 –

r : 2x x 2x

s : 1-2x 1-x 2x

x = tekanan pada saat reaksi terjadi

m = tekanan mula mula

r = tekanan saat reaksi

s = tekanan kesetimbangan

P(F₂) = 1 – 2(x)

P(O₂) = 1 – x

P(OF₂) = 2(x)

Ptot = (1-2x) + (1-x) + (2x)

Ptot = 2 – x

1,75 = 2 – x

x = 2 – 1,75

x = 0,25 atm

Sehingga tekanan parsial pada keadaan setimbang dapat dihitung dengan cara berikut

P(F₂) = 1 – 2(0,25) = 0,5 atm

P(O₂) = 1 – 0,25 = 0,75 atm

P(OF₂) = 2(0,25) = 0,5 atm

Rumus Menentukan Tetapan Kesetimbangan Reaksi Sintesis Oksigen Difluorida OF₂

Tetapan kesetimbangan reaksi sintesis OF₂ dapat dirumuskan dengan menggunakan persamaan berikut

Kp = (P.OF₂)²/[(P.F₂)² (P.O₂)]

Kp = (0,5)²/[(0,5)²x (0,75)]

Kp = 1,333

Jadi, tetapan kesetimbangan reaksi sistesis adalah 1,333

4). Contoah Soal Perhitungan Tetapan Kesetimbangan Reaksi Nitrogen Monoksida NO dan Gas Hidrogen H₂.

Campuran 0,08 mol NO, 0,06 mol H₂, 0,12 mol N₂ dan 0,36 mol H₂O dimasukkan dalam bejana 2 L sehingga membentuk reaksi kesetimbangan berikut

2NO(g) + 2H₂(g) = N₂(g) + 2H₂O(g)

Pada keadaan kesetimbangan konsentrasi NO adalah 0,02 M, tentukan nilai Kc untuk reaksi tersebut:

diketahui:

volume = 2 L

[NO] = 0,02 M (kesetimbangan) atau

[NO] = 0,02 M x 2 L = 0,04 mol

Menghitung Jumlah Mol Kesetimbangan Reaksi Nitrogen Monoksida dan Gas Hidrogen.

Konsentrasi pada keadaan kesetimbangan dapat dihitung dengan cara seperti berikut:

2NO(g) + 2H₂(g) = N₂(g) + 2H₂O(g)

m: 0,08 0,06 0,12 0,36

r : 0,04 0,04 0,02 0,04

s : 0,04 0,02 0,14 0,40

Konsentrasi keadaan setimbangnya adalah

[NO] = 0,04 mol/2L = 0,02 M

[H₂] = 0,02 mol/2L = 0,01 M

[N₂] = 0,14 mol/2L = 0,07 M

[H₂O] = 0,40 ol/2L = 0,20 M

Rumus Menghitung Tetapan Kesetimbangan Reaksi Nitrogen Monoksida dan Gas Hidrogen.

Tetapan kesetimbangan reaksi Kc dapat dihitung seperti berikut

Kc = [N₂] H₂O]²/[NO]²[H₂]²

Kc = [0,07 x (0,20)²]/[(0,02)² x (0,01)²]

Kc = (0,0028)/(4 x 10^-8)

Kc = 7 x 10⁴

Jadi, tetapan kesetimbangan reaksinya adalah 7 x 10⁴

5). Contoh Soal Perhitungan Jumlah Mol Kesetimbangan Reaksi Disosiasi Hidrogen Sulfida H₂S

Reaksi kesetimbangan disosiasi hydrogen sulfida H₂S mengikuti reaksi berikut

2H₂S(g) = 2H₂(g) + S₂(g)

Reaksi kesetimbangan memiliki tetapan Kc = 1 x 10^-4 pada temperature 450 ⁰C. Bila pada kondisi kesetimbangan dalam bejana bervolume 10 liter secara tertutup diperoleh 0,2 mol H₂ dan 0,1 mol S₂, maka tentukanlah jumlah H₂S pada saat reaksi dalam keadaan setimbang tersebut.

Diketahui:

Konsentrasi dalam keadaan kesetimbangan

[H₂] = 0,2 mol

[S₂] = 0,1 mol

Kc = 1 x 10^-4

Menentukan Jumlah Mol Kesetimbangan Reaksi Hidrogen Sulfida H₂S

Konsentrasi pada keadaan kesetimbangan dapat dihitung dengan cara seperti berikut:

2H₂S(g) = 2H₂(g) + S₂(g)

m: a – –

r : 0,2 0,2 0,1

s : a-0,2 0,2 0,1

Dimisalkan a = konsentrasi mula mula H₂S

Konsentrasi keadaan setimbangnya adalah

[H₂S] = a – 0,2 mol atau

[H₂S] = (a – 0,2)mol/10L

[H₂S] = 0,1a – 0,02 M

[H₂] = 0,2 mol/10L = 0,02 M

[S₂] = 0,1 mol/10L = 0,01 M

Rumus Menghitung Tetapan Kesetimbangan Reaksi Reaksi Hidrogen Sulfida H₂S

Tetapan kesetimbangan reaksi Kc dapat dihitung seperti berikut

2H₂S(g) = 2H₂(g) + S₂(g)

Kc = [H₂]² [S₂]/[H₂S]²

Kc = [(0,02)² (0,01)]/(0,1a – 0,02)²

10^-4 = (4 x 10^-6)/(0,1a – 0,02)²

(0,1a – 0,02)² = (4 x 10^-6)/10^-4

(0,1a – 0,02)² = 4 x 10^-2

(0,1a – 0,02) = 0,2

0,1a = 0,2 + 0,02

0,1a = 0,22

a = 2,2 mol

Jumlah H₂S mula mula adalah 2,2 mol

Jumlah H₂S dalam keadaan kesetimbangan adalah

mol H₂S = a – 0,2

mol H₂S = 2,2 – 0,2 = 2,0 mol

Jadi, konsentrasi H₂S mula mula adalah 2,0 mol

6). Contoh Soal Perhitungan Jumlah Massa Kesetimbangan Isobutana

Tetapan kesetimbangan butana dan isobutana pada temperature 299 K adalah Kc = 9,0 dengan reaksi kesetimbangan mengikuti reaksi berikut:

CH₃CH₂CH₂CH₃ (g)= CH₃CH(CH₃)CH₃ (g)

Sebanyak 5,8gram butana dimasukkan ke dalam 10 Liter bejana pada temperature 299 K, Hitunglah massa isobutana saat tercapai kesetimbangan

Diketahui:

Konsentrasi mula mula butana

massa CH₃CH₂CH₂CH₃ = 5,8 gram

mol CH₃CH₂CH₂CH₃ = 5,8/58 = 0,1 mol

Menentukan Jumlah Mol Kesetimbangan Reaksi Butana – Isobutana

Jumlah mol yang terlibat pada reaksi kesetimbangan butana – isobutana dapat dicari seperti berikut:

CH₃CH₂CH₂CH₃ (g) = CH₃CH(CH₃)CH₃ (g)

m : 0,1 –

r : a a

s : 0,1 – a a

a = konsentrasi butana yang bereaksi

Konsentrasi Kesetimbangan Butana

[CH₃CH₂CH₂CH₃] = (0.1 – a)/10

[CH₃CH₂CH₂CH₃] = (0.01 – 0,1a)

Konsentrasi Kesetimbangan Isobutana

[CH₃CH(CH₃)CH₃] = a/10 = 0,1a

Rumus Menghitung Tetapan Kesetimbangan Reaksi Kc Butana – Isobutana

Tetapan kesetimbangan reaksi Butana – Isobutana dapat dirumuskan dengan persamaan berikut:

Kc = [CH₃CH(CH₃)CH₃]/ [CH₃CH₂CH₂CH₃]

9 = 0,1a/(0.01 – 0,1a)

9 x (0.01 – 0,1a) = 0,1a

0,1a = 0,09 – 0,9a

a = 0,09 mol

jumlah konsentrasi isobutana dalam kesetimbangan adalah 0,09 mol atau

mol CH₃CH(CH₃)CH₃ = 0,09 mol

Massa Isobutana dalam kesetimbangan dapat dihitung dengan rumus berikut

massa CH₃CH(CH₃)CH₃ = 0,09 (58)

massa CH₃CH(CH₃)CH₃ = 5,22 gram

Jadi, massa isobutana dalam kesetimbangan adalah 5,22 gram

7). Contoh Soal Perhitungan Ramalan Arah Kesetimbangan Reaksi

Pada suatu bejana bervolume 50 liter dan bertemperatur 410 ⁰C terjadi reaksi sesuai persamaan berikut

N₂ (g) + 3H₂ (g) = 2 NH₃ (g)

Pada bejana tersebut terlarut campuran 1 mol N₂, 3 mol H₂ dan 0,5 mol NH₃. Ramalkan ke arah mana reaksi harus berlangsung untuk mencapi kesetimbangan jika diketahui Kc pada temperature 510 ⁰C adalah 1,0

Menentukan Konsentrasi Molaritas Campuran Sebelum Reaksi Kesetimbangan

Konsentrasi molaritas zat dapat dihitung dengan rumus berikut

[N₂] = 1 mol/50L = 0,02 M

[H₂] = 3 mol/50L = 0,06 M

[NH₃] =0,5 mol/50L = 0,01 M

Cara Menentukan Meramalkan Arah Reaksi Kesetimbangan

Untuk dapat meramalkan arah suatu reaksi kimia, maka yang harus dikehatui terlebih dahulu adalah nilai Q_c yang dirumuskan eperti berikut

Qc = [NH₃]²/[N₂][H₂]³

Qc = (0,01)²/(0,02)(0,06)³

Qc = 23.15

diketahui bahwa Kc = 1,0 sehingga

Qc > Kc

Agar kesetimbangan reaksi dapat tercapai, maka reaksi harus berlangsung ke arah kiri.

8). Contoh Soal Perhitungan Hubungan Tetapan Kesetimbangan Kc Kp

Reaksi gas nitrogen dan hydrogen membentuk gas ammonia mengikut persamaan reaksi berikut

N₂(g) + 3 H₂ (g) → 2 NH₃ (g)

Pada temperature 298 K harga tetapan kesetimbangan Kp = 6,02 x 10⁵. Tentukan harga tetapan kesetimbangan Kc pada termperatur tersebut

Diketahui:

Selisih koefisien reaksi Δn

Δn = 2 – (3 +1) = -2

Kp = 6,02 x 10⁵

T = 298 K

R = 0,08206 L atm mol^-1 K^-1

Rumus Menghitung Kc dari Harga Kp

Hubungan tetapan kesetimbangan Kc dan Kp dapat dinyatakan dengan persamaan berikut

Kp = Kc (RT)^Δn

Kc = Kp/(RT)^Δn

Kc = (6,02 x 10⁵)/(0,082 x 298)^-2

Kc = (6,02 x 10⁵) x(0,082 x 298)²

Kc = (6,02 x 10⁵) x 597,1181

Kc = 3,594 x 10⁸

Jadi harga tetapan kesetimbangan Kc adalah 3,594 x 10⁸

9). Contoh Soal Perhitungan Tetapan Kesetimbangan Kp Dari Tetapan Kesetimbangan Kc

Reaksi gas karbon dioksida dengan karbon solid menhasilkan gas karbon monoksida memenuhi persamaan reaksi berikut:

CO₂(g) + C (s) → 2 CO (g)

Pada suhu 27 °C, diperoleh harga tetapan kesetimbangan Kc = 3,2 × 10^–2. Hitunglah tetapan kesetimbangan Kp – nya

Diketahui:

T = 27 + 273 = 300 K

R = 0,08206 L atm mol^-1 K^-1

Kc = 3,2 × 10^–2

Cara Menghitung Koefisien Reaksi Kesetimbangan Δn

Selisih jumlah koefisien gas kanan dan jumlah koefisien gas kiri dihitung hanya koefisien gas (koefsien zat padat tidak dihitung).

Koefisien kanan = 2

Koefisien kiri = 1

Δn = 2 – 1 = 1

Rumus Menghitung Tetapan Kesetimbangan Tekanan Parsial Gas Kp,

Tetapan kesetimbagan tekanan parsial gas dapat dirumuskan dengan persamaan seperti berikut

Kp = Kc (RT)^Δn

Kp = (3,2 x 10^–2) (0,082 x 300)¹

Kp = 0,787

Jadi tetapan kesetimbangan Kp adalah 0,787

10). Contoh Soal Perhitungan Penambanhan Jumlah Mol Pada Reaksi Setimbanga

Sebanyak 3,2 mol HCL (g) dimasukkan pada bejana bervolume 4 liter dan mengalami reaksi kesetimbangan menurut persamaan reaksi berikut

2 HCl (g) = H₂ (g) + Cl₂ (g)

Pada saat terjadi kesetimbangan terdapat 0,8 mol Cl₂, tentukan

a). Harga Kc

b). Pada kedaan setimbang dimasukkan 1,2 mol gas HCL, tentukan zat zat pada saat keadaan kesetimbangan yang baru.

Menentukan Konsentrasi Jumlah Mol Kesetimbangan Reaksi HCl

Jumlah mol yang terlibat pada reaksi kesetimbangan asam klorida dapat dicari seperti berikut:

2 HCl (g) = H₂ (g) + Cl₂ (g)

m: 3,2 – –

r :1,6 0,8 0,8

s :1,6 0,8 0,8

Konsentrasi Kesetimbangan

[H₂] = 0,8 mol/4L = 0,2 M

[Cl₂] = 0,8 mol/4L = 0,2 M

[HCl] = 1,6 mol/4L = 0,4 M

Rumus Menghitung Tetapan Kesetimbangan Reaksi Asam Klorida

Tetapan kesetimbangan reaksi Kc dapat dihitung seperti berikut

Kc = [H₂][Cl₂]/[HCL]²

Kc = (0,2)(0,2)/(0,4)²

Kc = (0,04)/(0,16)

Kc = 0,25

Menentukan Konsentrasi Kesetimbangan Baru Ketika Ditambah Sejumlah Mol Zat

Pada keadaan setimbang dimasukkan 1,2 mol gas HCL maka konsentrasi mula mula setelah ditambah sejumlah mol HCL menjadi

mol HCL= 1,6 + 1,2 = 2,8 mol

mol H₂ = 0,8 mol

mol Cl₂ = 0,8 mol

Reaksi bergeser ke kanan dan misalkan HCL yang bereaksi sebesar a mol, sedangkan harga Kc tidak berubah oleh perubahan konsentrasi

2 HCl (g) = H₂ (g) + Cl₂ (g)

m: 2,8 0,8 0,8

r : x 0,5x 0,5x

s : 2,8-x 0,8+0,5x 0,8+0,5x

Konsentrasi Kesetimbangan Reaksi

[H₂] = 0,8+0,5x

[Cl₂] = 0,8+0,5x

[HCL] = 2,8-x

Rumus Menentukan Konsentrasi Kesetimbangan Baru Setaleh Ditambah Sejumlah Mol Zat

Konsentrasi kesetimbangan baru setelah penambahan sejumlah mol HCL dapat dinyatakan dengan rumus berikut

Kc = [H₂][Cl₂]/[HCL]²

Kc = (0,8+0,5x)(0,8+0,5x)/(2,8-x)²

0,25 = (0,8+0,5x)²/(2,8-x)²

0,5 = (0,8+0,5x)/(2,8-x)

1,4 – 0,5x = 0,8 + 0,5x

1,4 – 0,8 = 0,5x + 0,5x

x = 0,6

Konsentrasi kesetimbangan yang baru tercapai adalah

[H₂] = 0,8 + 0,5(0,6)

[H₂] = 0,3 mol

[Cl₂] = 0,8 + 0,5(0,6)

[Cl₂] = 0,3 mol

[HCL] = 2,8 – 0,6

[HCL] = 2,2 mol

Daftar Pustaka:

Sunarya, Yayan, 2014, “Kimia Dasar 1, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Ketiga, Yrama Widya, Bandung.
Sunarya, Yayan, 2013, “Kimia Dasar 2, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Kedua, Yrama Widya, Bandung.
Syukri, S., 1999, “Kimia Dasar 2”, Jillid 2, Penerbit ITB, Bandung
Chang, Raymond, 2004, “Kimia Dasar, Konsep -konsep Inti”, Edisi Ketiga, Jilid Satu, Penerbit, Erlangga, Jakarta.
Brady, James, E,1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Satu, Binarupa Aksara, Jakarta,
Brady, James, E., 1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Dua, Binarupa Aksara, Jakarta.
Rangkuman Ringkasan: Reaksi-reaksi kimia pada umumnya berlangsung satu arah atau reaksi ireversibel. Tetapi ada juga reaksi yang dapat berlangsung dua arah atau dapat balik. disebut dengan reaksi reversibel
Kesetimbangan homogen adalah sistem kesetimbangan yang ada pada reaksi dimana semua zat yang terlibat memiliki fasa yang sama. Kesetimbangan heterogen adalah sistem kesetimbangan yang komponennya lebih dari satu jenis fasa.
Hukum Kesetimbangan Reaksi Kimia berbunyi “Pada reaksi kesetimbangan, hasil kali konsentrasi hasil reaksi yang dipangkatkan koefisiennya dibagi dengan hasil kali konsentrasi zat pereaksi yang dipangkatkan koefisiennya akan tetap, pada suhu tetap.”
Kesetimbangan berdasarkan tekanan dinyatakan dengan notasi Kp, yaitu hasil kali tekanan parsial gas-gas hasil reaksi dibagi dengan hasil kali tekanan parsial gas-gas pereaksi, setelah masing-masing gas dipangkatkan dengan koefisiennya menurut persamaan reaksi
Pergeseran kesetimbangan akibat perubahan konsentrasi, suhu, tekanan dan volume terjadi sesuai dengan azas Le Chatalier yang berbunyi: “Jika suatu sistem kesetimbangan menerima suatu aksi maka sistem tersebut akan mengadakan reaksi, sehingga pengaruh aksi menjadi sekecil-kecilnya.”