Pengertian Metabolisme. Metabolisme adalah semua proses kimiawi yang terjadi dalam tubuh makhluk hidup. Metabolisme berasal dari bahasa Yunani yaitu dari kata metabole yang artinya berubah. Berubah di sini memiliki dua pengertian, Yaitu Anabolisme dan Katabolisme.
Pertama, berubah menjadi senyawa yang lebih kompleks disebut anabolisme, asimilasi, atau sintesis. Kedua, berubah menjadi senyawa yang lebih sederhana disebut katabolisme atau disimilasi. Dengan demikian metabolisme meliputi dua macam reaksi, yaitu anabolisme dan katabolisme.
Proses metabolisme ini melibatkan berbagai reaksi kimia dengan sejumlah energi yang menyertainya. Metabolisme dalam makhluk hidup dapat dibedakan menjadi dua yaitu katabolisme dan anabolisme.
Contoh Soal dan Pembahasan Metabolisme
Contoh Soal Ujian 1
Proses penyusunan energy kimia melalui sintesis senyawa – senyawa organic disebut ….
A.Fotosintesis
B.Anabolisma
C.Katabolisma
D.Metabolism
E.Kemosintesis
Jawaban: B
Pembahasan:
Proses penyusunan energy kimia melalui sintesis senyawa – senyawa organic disebut proses anabolisme.
Energy yang berasal dari cahaya matahari akan disimpan oleh tumbuhan dalam bentuk energy kimia.
Contoh Soal Ujian 3.
Enzim lengkap atau holoenzim tersusun atas ….
A.koenzim dan apoenzim
B.apoenzim dan kofaktor
C.gugus prostetik dan inhibitor
D.apoenzim dan gugus prostetik
E.gugus prostetik dan kofaktor
Jawaban: D
Pembahasan:
Holoenzim tersusun dari apoenzim bagian protein yang bersifat labil atau mudah berubah, dan gugus prostetik bagian bukan protein yang merupakan gugusan yang aktif.
Contoh Soal Ujian 4.
Pernyataan berikut yang sesuai untuk glikolisis adalah ….
Berikut Beberapa Contoh Soal Ujian dan Jawaban Metabolisme: Anabolisme – Katabolisme – Fotosintesis yang merupakan soal soal yang diujikan pada ujian nasional dan ujian masuk perguruan tinggi negeri.
Berikut contoh contoh soal dan jawaban Indera Pendengaran Telinga sebagai Latihan. Soal merupakan modifikasi dari bentuk soal soal ujian agar lebih mudah dipahami dan tentu mudah untuk dihafalkan.
1). Contoh Soal Ujian: Fungsi Gendang Telinga Menerima Getaran Dari Lubang Telinga,
Suara yang dikumpulkan oleh daun telinga kemudian masuk ke lubang telinga dan menggetarkan bagian…
a). saluran telinga
b). gendang telinga.
c). saluran eustachius
d). tulang martil
e). tulang landasan
Jawab: b
2). Contoh Soal Jawaban: Fungsi Daun Telinga Kumpulkan Suara,
Bagian telinga yang berfungsi mengumpulkan suara dan menyalurkannya ke dalam telinga melalui saluran telinga luar adalah…
a). lubang telinga
b). telinga tengah
c). daun telinga
d). tulang pendengaran
e). gendang telinga
Jawab: c
3). Contoh Soal Ujian: Gendang Telinga Batas Telinga Luar Dan Tengah,
Antara telinga bagian luar dan telinga bagian tengah dibatasi oleh sebuah membran yang disebut….
a). inkus
b). jendela oval
c). maleus
d). membran pendengaran
e). gendang telinga
Jawab: e
4). Contoh Soal Jawaban: Saluran Eustachius Penghubung Telinga Tengah – Faring,
Telinga bagian tengah berhubungan dengan faring melalui…
a). tulang sanggurdi
b). jendela oval
c). kupula
d). saluran eustachius
e). saluran tengah telinga
Jawab: d
5). Contoh Soal Jawaban: Fungsi Membran Timpani Menerima Getar Dari Saluran Telinga Luar,
Selaput tipis yang berfungsi untuk menerima getaran suara dari saluran telinga luar adalah…
a). inkus
b). jendela oval
c). maleus
d). membran pendengaran
e). membran tipani
Jawab: e
6). Contoh Soal Ujian: Fungsi Saluran Eustachius Mengurangi Tekanan Udara Di Rongga Telinga Tengah,
Bagian telinga yang dapat mengurangi tekanan udara yang ada di rongga telinga tengah adalah…
a). tulang sanggurdi
b). jendela oval
c). kupula
d). saluran eustachius
e). saluran tengah telinga
Jawab: d
7). Contoh Soal Ujian: Cara Membuka Saluran Eustachius,
Untuk membuka saluran Eustachius dapat dilakukan dengan cara…
a). menutup mulut
b). membuka mulut dan menelan.
c). meludah
d). menggerakan lidah
e). berkurmur kumur
Jawab: b
8). Contoh Soal Ujian: Saluran Telinga Yang Menghasilan Zat Racun Benda Asing,
Saluran yang menghasilkan semacam zat yang berfungsi untuk mencegah masuknya benda asing, seperti debu atau hewan. Zat tersebut dapat menjadi racun bagi hewan-hewan yang mencoba masuk ke dalam telinga. Saluran tersebut adalah…
a). saluran eustachius
b). saluran tengah telinga
c). saluran telinga luar
d). saluran telinga dalam
e). saluran kanalis
Jawab: c
9). Contoh Soal Ujian: Fungsi Bulu Dan Tahi Kuping Dalam Saluran Telinga,
Bulu-bulu tersebut berfungsi untuk penghalang masuknya serangga dan debu. Jika ada serangga atau debu yang berhasil masuk, maka tahi kuping akan menjeratnya. Tahi kuping juga berfungsi mencegah terjadinya infeksi telinga terutama jika kita berenang di air yang kurang bersih. Bulu bulu tersebut berada di…
a). saluran eustachius
b). saluran tengah telinga
c). saluran telinga luar
d). saluran telinga dalam
e). saluran gelung
Jawab: c
10). Contoh Soal Ujian: Penyusun Telinga Bagian Tengah,
Tulang yang yang berfungsi memancarkan getaran bunyi dari gendang telinga menuju ke jendela oval yang menjadi pintu masuk ke telinga dalam. Tulang tersebut adalah…
a). tulang martil, tulang stapes, dan tulang sanggurdi
b). tulang martil, tulang incus, dan tulang landasan
c). tulang martil, tulang landasan, dan tulang malleus
d). tulang martil, tulang landasan, dan tulang sanggurdi
e). tulang dalam, tulang tengah, dan tulang telinga luar
Jawab: d
12). Contoh Soal Jawaban: Saluran Eustachius Menjaga Keseimbagan Tekanan Udara Luar Dalam Telinga,
Saluran yang berfungsi untuk menjaga keseimbangan tekanan udara antara udara luar dan dalam telinga adalah…
a). saluran eustachius
b). saluran tengah telinga
c). saluran telinga luar
d). saluran telinga dalam
e). saluran kanalis
Jawab: a
13). Contoh Soal Ujian: Saluran Eustachius Penghubung Telinga Dengan Rongga Mulut,
Di dalam telinga bagian tengah terdapat saluran berisi udara yang berfungsi untuk menghubungkan telinga dengan rongga mulut. Saluran penghubung tersebut adalah…
a). saluran eustachius
b). saluran tengah telinga
c). saluran teliang luar
d). saluran telingan dalam
e). saluran gelung
Jawab: a
14). Contoh Soal Ujian: Jendela Oval Bagian Telinga Dalam Menerima Getaran Dari Tulamg Sanggurdi,
Getaran dari telinga tengah akan diteruskan oleh tulang sanggurdi ke telinga bagian dalam yang disebut..
a). inkus
b). jendela oval
c). maleus
d). membran pendengaran
e). membran tipani
Jawab: b
15). Contoh Soal Jawaban: Organ Corti Mengandung Sel Sensorik,
Organ yang mengandung sel-sel sensoris untuk menyampaikan getaran bunyi ke otak agar diolah menjadi suara adalah…
a). limfe
b). jendela oval
c). kupula
d). resptor
e). corti
Jawab: e
16). Contoh Soal Ujian: Cairan Limfe Dalam Saluran Kohlea,
Semua saluran dalam kohlea dipenuhi oleh cairan yang sama komposisinya dengan cairan sel. Cairan tersebut adalah…
a). cairan saliva
b). cairan limfe
c). cairan mucus
d). cairan telinga
e). cairan kupula
Jawab: b
17). Contoh Soal Ujian: Fungsi Cairan Limfe Dalam Kohlea,
Cairan yang berfungsi sebagai medium untuk merambatnya bunyi dalam kohlea adalah…
Antara skala vestibuli dan skala timpani dihubungkan dengan lubang kecil yang disebut…
a). jendela oval
b). helikotrema.
c). saluran gelung
d). kanalis semisirkularis
e). saluran eustachius
Jawab: b
19). Contoh Soal Jawaban: Fungsi Kanalis Semisirkulis Sebagai Reseptor Gravitasi,
Saluran setengah lingkaran yang berjumlah 3 buah dan tersusun saling tegak lurus pada sudutnya, dan terdapat pada tulang pelipis serta memiliki fungsi sebagai reseptor gravitasi. Saluran tersebut adalah…
Penyakit yang disebabkan karena virus atau bakteri dan sering menyerang pada anak-anak. Gejalanya adalah sakit pada telinga, demam, dan pendengaran berkurang. Telinga akan mengeluarkan nanah dan kelainan ini dapat memecahkan gendang telinga. Penyakit tersebut adalah…
a). otitis media
b). labirintitis
c). mabuk perjalanan
d). vertigo
e). vestibulum
Jawab: a
24). Contoh Soal Jawaban: Penyakit Telingan Labirintitis,
Gangguan pada labirin dalam telinga yang disebabkan oleh infeksi, gegar otak, dan alergi. Gejalanya antara lain telinga berdengung, mual, muntah, vertigo, dan berkurang pendengaran. Gangguan tersebut adalah…
a). otitis media
b). labirintitis
c). mabuk perjalanan
d). vertigo
e). vestibulum
Jawab: b
25). Contoh Soal Jawaban: Mabuk Perjalanan Gangguan Keseimbangan Vestibulum,
Dalam perjalanan di laut, udara maupun darat kadang-kadang terjadi semacam rasa mual, pusing, dan muntah-muntah. Orang sering mengatakan ini sebagai mabuk perjalanan. Keadaan ini terjadi karena gangguan pada fungsi keseimbangan yang terjadi karena gerakan atau getaran kendaraan. Bagian telinga yang memiliki fungsi keseimbangan adalah…
a). vertigo
b). vestibulum
c). telingan bagian luat,
d). membran timpani
e). tingkap oval
Jawab: b
26). Contoh Soal Ujian: Kanalis Semisirkularis Statoresptor Perubahan Tubuh,
Bagian telinga dalam yang memiliki organ otolith atau makula dan berfungsi sebagai statoreseptor sehingga dapat merespons terhadap perubahan kedudukan tubuh adalah…
Tiga tulang pendengaran yang tersusun seperti rantai menghubungkan gendang telinga dengan…
a). jendela oval
b). kanalis semisirkularis.
c). saluran tengah
d). helikotrema
e). saluran eustachius
Jawab: a
28). Contoh Soa Jawaban: Gangguan Konduktif Penurunan Pendengaran,
Gangguan Pendengaran yang ditandai dengan penurunan pendengaran yang diakibatkan oleh adanya hambatan pada hantaran gelombang suara di telinga luar atau telinga tengah. Gangguan tersebut adalah…
a). sensorineural
b). konduktif
c). otitis media
d). vertigo
e). labirintitis
Jawab: b
29). Contoh Soal Ujian: Penurunan Pendengaran Konduktif Akibat Adanya Benda Asing Infeksi Pada Telinga Tengah,
Gangguan pendengaran yang terjadi karena adanya benda asing, penimbunan kotoran telinga, atau infeksi pada telinga tengah. Gangguan tersebut adalah….
a). sensorineural
b). konduktif
c). otitis media
d). labirintitis
e). vertigo
Jawab: b
30). Contoh Soal Jawaban: Gangguan Pendengaran Sensorineural Akibat Dsfungsi Organ Korti Saraf Auditorius Otak,
Gangguan pendengaran yang ditandai dengan penurunan pendengaran akibat disfungsi dari organ korti, saraf auditorius atau otak.
a). konduktif
b). sensorineural
c). labirintitis
d). vertigo
e). otitis media
Jawab: b
31). Contoh Soal Ujian: Penurunan Pendengaran Sensorineural Akibat Suara Bising Terus Menerus
Gangguan pendengaran yang terjadi karena selalu terpajan pada suara bising secara terus menerus, setelah mendapatkan pengobatan yang bersifat ototoksik, atau karena pengaruh penyakit sistemik.
a). konduktif
b). sensorineural
c). vertigo
d). labirintitis
e). otitis media
Jawab: b
32). Contoh Soal dan Pembahasan Proses Pendengaran
1.. Proses Pendengaran dimulai dengan adanya gelombang bunyi yang masuk melalui lubang telinga dan menggetarkan membrane timpani, selanjutnya getaran akan dilanjutkan ke nervus auditorius melalui ….
Pengertian Fotosintesis. Fotosintesis merupakan proses penyusunan atau pembentuk senyawa organic karbohidrat dengan bantuan energi cahaya atau matahari.
Dengan adanya energi cahaya atau matahari tumbuhan hijau dapat membuat makanannya sendiri. Pembuatan makanan ini hanya terjadi pada bagian tumbuhan yang mengandung klorofil.
Pada tumbuhan tingkat tinggi seperti tumbuhan paku dan tumbuhan biji, klorofil terdapat pada sel batang muda, buah yang belum matang, dan pada daun.
Organ- organ tumbuhan tersebut merupakan tempat terjadinya proses fotosintesis. Karena tumbuhan mampu membuat makanan sendiri, maka tumbuhan disebut sebagai organisme autotrof.
Komponen Proses Fotosintesis
Komponen – komponen yang terlibat selama proses fotosintesis berlangsung adalah cahaya matahari, gas karbondioksida, molekul air, dan pigmen fotosintesis.
Tempat Reaksi Fotosintesis
Fotosintesis terjadi pada sel yang mempunyai klorofil atau pigmen hijau. Klorofil terdapat pada kloroplas. Kloroplas merupakan organel utama dalam proses fotosintesis.
Bentuk kloroplas berlembar- lembar dan dibungkus oleh membran. Bagian di sebelah dalam membran dinamakan stroma, yang berisi enzim-enzim yang diperlukan untuk proses fotosintesis.
Di dalam kloroplas terdapat lembaran- lembaran datar yang saling berhubungan, disebut tilakoid. Beberapa tilakoid bergabung membentuk suatu tumpukan yang disebut grana.
Reaksi total yang terjadi selama proses fotosintesis adalah:
6 CO2 + 6H2O → C6H12O6 + 6O2
Reaksi Terang Dan Gelap Fotosintesis Fotosintesis yang dilakukan oleh tumbuhan, berlangsung melalui dua tahap reaksi, yaitu reaksi terang dan reaksi gelap. Gambar berikut dapat memberikan penjelasan yang lebih sederhana.
Reaksi terang adalah reaksi fotosintesis yang memerlukan cahaya. Reaksi terang merupakan reaksi ketika energy matahari digunakan oleh pigmen fotosintesis dan terjadi di grana atau tumpukan tilakoid. Jadi reaksi ini bergantung pada cahaya matahari.
Pada reaksi gelap terjadi pemecahan molekul- molekul air menjadi hidrogen, oksigen, dan sejumlah energi. Pada reaksi terang, terjadi pengubahan energi cahaya matahari menjadi energi kimia.
Energi yang terbentuk kemudian disimpan dan dimanfaatkan sebagai sumber energi untuk reaksi gelap.
Reaksi terang merupakan tahap awal serangkaian reaksi yang mengubah energi cahaya menjadi energi kimia dalam bentuk ATP (Adenosin Tri Phosphat) dan NADPH (Nicotinamida Adenin Dinucleotid Phosphat).
Jadi Reaksi terang menghasilkan ATP dan NADPH. Untuk menangkap sinar matahari (foton), tumbuhan menggunakan seperangkat alat yaitu fotosistem. Fotosistem merupakan molekul protein yang tertanam pada membrane tilakoid.
Ada dua macam fotosistem yaitu fotosistem I dan fotosistem II.
Fotosistem I.
Di dalam fotosistem I terdapat molekul klorofil yang terletak pada pusat reaksi dari fotosistem I dan dinamakan P700. Disebut dengan P700 karena sangat baik dalam menyerap energy cahaya matahari dengan panjang gelombang 700 nanometer.
Fotosistem II
Di dalam fotosistem II terdapat molekul klorofil yang terletak pada pusat reaksi fotosistem II dan dinamakan P680. Disebut P680 karena sangat baik dalam menyerap energy cahaya dengan panjang gelombang 680 nanometer.
Tehapan Reaksi Terang
Penangkapan cahaya matahari oleh fotosistem. Ketika sinar foton mengenai fotosistem, salah satu elektronnya tereksitasi keluar. Dan ketika electron kembali pada kedudukan semula, electron tersebut mangeluarkan energy.
Setelah fotosistem menyerap energy matahari, energy ini digunakan untuk fotolisis yaitu memecah molekul air.
Air akan pecah menjadi ion hydrogen (2H+), gas oksigen (O2) dan electron (e).
Ion hydrogen 2H+ ditangkap NADP+ menjadi NADPH.
Gas Oksigen O2 dilepas ke udara
Elektron bebas yang terbentuk akan mengalami pemindahan atau transfer electron melalui fosforilasi siklik dan fosforilasi nonsiklik
Foton dari Cahaya matahari yang mengenai fososistem akan menyebabkan elektron tereksitasi dan keluar dari fotosistem.
Elektron yang dihasilkan ini akan keluar dan masuk ke sistem transfer elektron. Reaksi transfer elektron ini dapat dibedakan menjadi reaksi nonsiklik dan reaksi siklik
Jalur Reaksi Transfer Elektron Siklik
Pada jalur transfer electron siklik hanya dihasilkan ATP. Electron bergerak berputar dalam siklus dari fotosistem I ke system transfer electron dan kembali ke fotosistem I.
Gambar berikut dapat menjelaskan perputaran electron dalam siklus dan pembentukan energi ATP dengan lebih sederhana. Istilah Tranfer electron terkadang disebut juga transport electron. Istilah system kadang diganti dengan istilah rantai. Yang sebenarnya digunakan untuk pengertian yang sama.
Rantai Transpor Elektron Siklik Reaksi Terang Fotosintesis
Jalur elektron siklik dimulai setelah kompleks pigmen fotosistem I menyerap energi matahari. Energi foton menyebabkan electron tereksitasi. Electron tereksitasi memiliki energi yang tinggi
Pada jalur ini, elektron berenergi tinggi (e–) meninggalkan pusat reaksi fotosistem I, tetapi akhirnya elektron itu kembali lagi.
Elektron berenergi (e–) meninggalkan fotosistem I (dari pusat reaksi klorofil a) dan ditangkap oleh akseptor elektron kemudian meneruskannya ke system transfer elektron dan akhirnya kembali ke fotosistem I. Electron yang kembali ini akan segera menggantikan electron yang tereksitasi akibat foton sinar matahari.
Pada sistem transferr elektron, pembawa electron (electron carrier) mengalirkan atau memindahkan elektron dari satu pembawa electron ke pembawa electron berikutnya, yaitu dari Feredoksin (Fd), Plastoquinon (Pq), Komplek Sitokrom (Cty), dan terakhir ke Plastosianin (Pc).
Ketika bergerak dalam system transfer electron tersebut, electron akan melepaskan energi yang kemudian energi akan digunakan untuk pembentukan ATP.
ATP terbentuk karena adanya penambahan gugus fosfat P pada senyawa ADP ( Adenosin Di Phosphat) seperti reaksi berikut.
ADP + P –>ATP
Pembentukan ATP yang terjadi melalui rute transfer electron siklis disebut dengan Fotofosforilasi Siklis. Fotosistem I ini umumnya ditemukan pada bakteri dan mikroorganisme autotrof lainnya.
Jalur Reaksi Transfer Elektron Nonsiklik
Pada jalur transfer electron nonsiklik dihasilkan ATP dan NADPH. Electron yang tereksitasi bergerak dari fotosistem II ke system transfer electron kemudian ke fotosistem I lalu ke sistem transfer electron baru dan berakhir pada reaksi pembentukan NADPH. Disini electron tidak kembali ke fotosistem II.
Gambar berikut menjelaskan pergerakan electron dalam jalur nonsiklus yang disertai pembentukan energi ATP dn NADPH dengan cara yang lebih sederhana.
Rantai Transpor Elektron Nonsiklik Reaksi Terang Fotosintesis
Reaksi ini dimulai ketika kompleks pigmen fotosistem II (P 680) menyerap energi cahaya dan menyebabkan terksitasinya electron. Electron yang dihasikan memiliki energi yang tinggi. Kemudian elektron berenergi tinggi ini meninggalkan molekul pusat reaksi (klorofil a) sehingga Fotosistem II kehilangan electron.
Selanjutnya, Fotosistem II mengambil elektron dari hasil penguraian air (fotolisis) melalui reaksi berikut.
H2O –> 2H+ + 2e– + 1/2 O2
Sedangkan Oksigen hasil fotolisis dilepas oleh kloroplas sebagai gas oksigen meninggalkan sel. Sementara itu, ion hidrogen (H+) untuk sementara waktu tinggal di ruang tilakoid.
Elektron- elektron berenergi tinggi meninggalkan fotosistem II dan ditangkap oleh akseptor elektron dan kemudian dikirim ke sistem transfer elektron. Pada system transfer electron, electron ini dibawa oleh pembawa electron plastoquinone (pq), Komplek sitokrom (Cty ), dan plastosianin (pc).
Selama proses transfer electron tersebut, electron melepaskan energi yang kemudian ditangkap oleh ADP menjadi ATP. Selanjutnya elektron mencapai fotosistem I.
Pada reaksi ini, elektron yang dilepas fotosistem II tidak kembali lagi ke fotosistem II. Pembentukan ATP dari reaksi nonsiklik ini disebut juga Fotofosforilasi Nonsiklik.
Ketika fotosistem I menyerap energi cahaya, elektron- elektron berenergi tinggi meninggalkan pusat reaksi (klorofil a) dan ditangkap oleh akseptor elektron. Elektron yang terlepas dari fotosistem I segera digantikan oleh elektron dari fotosistem II.
System transfer electron memindah elektron- elektron ini melalui pembawa electron Feredoksin (Fd). Selanjutnya Electron ditransfer ke NADP+. Tahap berikutnya NADP+ mengikat ion H+ membentuk NADPH2, seperti reaksi berikut.
NADP+ + 2e– + 2H+ –> NADPH + H+
Electron tersebut digunakan untuk mereduksi NADP+ (Nicotinamide Adenine Dinucleotide Phosphate) menjadi NADPH.
Dengan demikian jalur elektron nonsiklis menghasilkan ATP, dan NADPH. Energi ATP dan NAPDH yang dihasilkan dalam elektron nonsiklik akan digunakan dalam reaksi tahap kedua proses sintesis karbohidrat yaitu pada tahap reaksi gelap.
Catatan: Ion ion hydrogen H+ yang berada dalam kompartemen tilakoid bergerak melalui bagian interior ATP sintase. Gerakan aliran ini disebabkan oleh adanya gradien kosentarasi dari ion hydrogen tersebut.
Aliran ion H+ menyebabkan ATP sintase mengikatkan gugus fosfat P ke ADP sehingga terbentuk ATP.
Reaksi Gelap Pada Fotosintesis.
Reaksi gelap disebut juga reaksi Siklus Calvin Benson. Reaksi gelap adalah reaksi yang tidak tergantung atau memerlukan cahaya secara langsung. Dalam reaksi gelap berlangsung serangkaian reaksi pembentukan gula dengan menggunakan gas karbondioksida CO2 dan hidrogen dari air.
Reaksi ini berlangsung dengan bantuan ATP dan NADPH yang dihasilkan dari reaksi terang. Hasil dari reaksi gelap adalah molekul karbon berenergi tinggi seperti glukosa, fruktosa, dan amilum.
Siklus Calvin Benson
Proses pembentukan glokosa dari CO2 melalui Siklus Calvin berlangsung dalam tiga tahap, yaitu tahap fiksasi, tahap reduksi, dan tahap regenerasi.
Gambar berikut menjelaskan reaksi reaksi yang terjadi pada pembentukan Glukosa melalui siklus Calvin- Benson dengan cara yang lebih sederhana.
Reaksi Pembentukan Glukosa Melalui Siklus Calvin Benson Fotosintesis
Tahapan Reaksi Gelap.
Tahap Fiksasi Karbondioksida.
Gas CO2 dari lingkungan akan berdifusi ke dalam daun dan akan difiksasi (bergabung untuk bereaksi) oleh RuBP (ribulose Biphosphat), suatu molekul yang mengandung atom 5-C hingga terbentuk molekul fosfogliserat (PGA = 3-fosfogliserat atau 3-phosphoglycerate). PGA ini memiliki tiga karbon.
Penambatan enam CO2 oleh enam RuBP akan menghasilkan dua belas PGA. Reaksi ini dikatalisis oleh enzim ribulose bifosfat karboksilase (Rubisco). Adapun Reaksinya adalah sebagai berikut:
6 CO2 +6 RuBP –> 12 PGA
Tahap Reduksi PGA
Pada tahap ini, tiap molekul PGA menerima gugus fosfat dari ATP serta ion hydrogen H+ dan electron dari NADPH. ATP yang digunakan pada reaksi ini adalah ATP dari reaksi terang.
Reaksi reduksi PGA oleh NADPH ini akan membentuk dua belas PGAL (glyceraldehyde-3-phosphat atau glukosa 3-fosfat, G3P).
Dua PGAL diantaranya bergabung dan membentuk satu molekul glukosa enam karbon. Kemudian Glukosa masuk ke reaksi untuk membentuk karbohidrat lain seperti sukrosa dan kanji.
Tahap Regenerasi
Tahap regenerasi adalah tahap pembentukan kembali RuBP. Sepuluh PGAL yang tersisa dari tahap reduksi akan menerima gugus fosfat dari ATP dan membentuk RuBP.
Dengan terbentuknya RuBP, maka reaksi penambatan CO2 dapat berlangsung lagi, sehingga siklus Calvin berjalan kembali.
Warna hijau klorofil yang tergabung dalam membrane akan memberi warna hijau pada kloroplas dan sel serta jaringan tumbuhan yang terkena cahaya. Baca Selanjutnya …..
Kemosintesis dapat diartikan sebagai salah satu bentuk asimilasi karbon di mana reduksi CO2 berlangsung dalam kondisi gelap (yaitu reaksi tanpa cahaya), reaksinya menggunakan energi murni hasil oksidasi. Baca Selanjutnya …..
Pembongkaran protein menjadi asam amino memerlukan bantuan dari enzim protease dan air untuk melakukan proses hidrolisis pada ikatan- ikatan peptida. Baca Selanjutnya ….
Lemak juga dapat digunakan sebagai sumber energi. Namun Sebelum digunakan, sel akan menghidrolisis lemak menjadi asam lemak dan gliserol, kemudian gliserol diubah menjadi 3 fosfogliseraldehid dan memasuki jalur glikolisis. Baca Selanjutnya ….
Berikut Beberapa Contoh Soal Ujian dan Jawaban Metabolisme: Anabolisme – Katabolisme – Fotosintesis yang merupakan soal soal yang diujikan pada ujian nasional dan ujian masuk perguruan tinggi negeri.
Starr, Cecie. Taggart, Ralph. Evers, Christine. Starr, Lisa, 2012, “Biologi Kesatuan dan Keragaman Makhluk Hidup”, Edisi 12, Buku 1, Penerbit Salemba Teknika, Jakarta.
Ardra.Biz, 2019, “Kata dalam artikel. Contoh Soal Ujian Fotosintesis Pada Tumbuhan dengan Pengertian Fotosintesis. Pengertian Fotosistem atau Pengertian Reaksi Terang dan Gelap.
Arumingtyas, Laras, Estri. Widyarti, Sri. Rahayu, Sri, 2011, “Biologi Molekular, Prinsip Dasar Analisis”, PT Penerbit Erlangga Jakarta.
Kimballl, J.W., Siti Soetarmi Tjitro dan Nawangsari Sugiri,1983, “Biologi”, Jilid 1, Edisi Kelima, Penerbit Erlangga, Jakarta.
Ardra.Biz, 2019, “Tahapan siklus reaksi terang secara singkat. Pengertian Fotosistem I dan II dengan Contoh Reaksi terang dan gelap Fotosintesis.
Kimballl, J.W., Siti Soetarmi Tjitro dan Nawangsari Sugiri. 1983, “Biologi”, Jilid 2, Edisi Kelima, Erlangga, Jakarta.
Schlegel, H.G., 1994, “Mikrobiologi Umum”, Gadjah Mada University Press, Yogyakarta.
Ardra.Biz, 2019, “Kata dalam artikel. Contoh Soal Ujian Fotosintesis Pada Tumbuhan dengan Pengertian Fotosintesis. Pengertian Fotosistem atau Pengertian Reaksi Terang dan Gelap.
Ardra.biz, 2019, “Pengertian Tahap Regenerasi Pada Fotosintesis dengan Tahap Reduksi PGA. Tahapan Reaksi Terang dan Gelap pada Proses Fotosintesis Tumbuhan.
Ardra.Biz, 2019, “Tahapan siklus reaksi terang secara singkat. Pengertian Fotosistem I dan II dengan Contoh Reaksi terang dan gelap Fotosintesis. Tahap Fiksasi Karbondioksida dengan tempat terjadinya reaksi gelap terang fotosintesis.
Ardra.Biz, 2019, “Jalur Reaksi Transfer Elektron Siklik Fotosintesis, Produk Transpor Elektron Siklik, Gambar Sistem Rantai Transfer Elektron Siklik, Pengertian Fungsi Fotosistem, Beda Fotosistem I dan II, Fungsi Energi Foton Fotosintesis, Fungsi Akseptor Elektron, Fungsi Rantai Transpor Elektron,
Ardra.Biz, 2019, “Jenis Pembawa Elektron Fotosintesis, Electron Carrier Feredoksin (Fd), Electron Carrier Plastoquinon (Pq), Electron Carrier Komplek Sitokrom (Cty), Electron Carrier Plastosianin (Pc), Fungsi Electron Carrier Fotosintesis, Fungsi Gugus Fosfat Fotosintesis, Pengertian Fotofosforilasi Siklis, Contoh Tumbuhan dangan Fotosistem I,
Ardra.Biz, 2019, “Jalur Reaksi Transfer Elektron Nonsiklik, Produk dari system transfer electron nonsiklik, Fungsi air pada reaksi nonsiklik, Fungsi NADPH, Gambar Rantai Transpor Elektron Nonsiklik, Fungsi Pusat Reaksi Fotosistem, Pengertian P680 dan P700, Pengertian fotolisis,
Ardra.Biz, 2019, “reaksi fotolisis fotosintesis, Reaksi Pembentukan ATP adenosin trifosfat, Tempat reaksi fotosintesis, fungsi tilakoid, fungsi grana, Fungsi ADP pada rantai transfer electron, Pengertian Fotofosforilasi Nonsiklik,
Ardra.Biz, 2019, “Fungsi pembawa electron Feredoksin (Fd), Reaksi reduksi pembentukan NADPH, Fungsi ATP sintase pada fotosintesis,
Ardra.Biz, 2019, “Gambar Siklus Calvin, Reaksi Siklus Calvin, Fungsi Enzim ribulose bifosfat karboksilase (Rubisco), Reaksi Tahap Fiksasi Karbon Dioksida, Tahap Reduksi Siklus Calvin, Fungsi NADPH pada siklus Calvin, Reaksi reduksi Siklus Calvin, Reaksi Tahap Regenerasi Siklus Calvin,
Pengertian Gen. Gen adalah substansi hereditas yang merupakan persenyawaan kimiawi dan penentu sifat individu.
Sifat -Sifat Gen
Adapun beberapa sifat yang dimiliki oleh gen diantaranya adalah sebagai berikut:
Gen Mengandung informasi genetika
Gen Dapat menduplikasi diri pada peristiwa pembelahan sel
Setiap gen mempunyai tugas dan fungsi tertentu
Sifat gen ditentukan oleh kombinasi basa nitrogennya
Gen tersimpan pada kedudukan tertentu dalam kromosom yang disebut lokus. Manusia setidaknya memiliki 100.000 gen. Secara skematika, lokus merupakan simpul berbentuk bulat yang berderet dengan jarak yang diukur oleh satuan milimorgan, mM.
pengertian fungsi -gen-dan-alel-materi-laporan
Pengertian Alel.
Alel adalah gen – gen yang terletak pada lokus yang bersesuaian pada kromosom homolog.
Gen terdiri dari sepasang alel yang sejenis atau berlainan. Gen pengendali sifat tertentu biasa diberi symbol dengan huruf pertama dari sifat tersebut. Lambang huruf besar merupakan karakter dominan, sedangkan huruf kecil merupakan karakter resesif.
Karakter dominan dan resesif yang dimiliki oleh gen menyebabkan penampakan organisme tidak selalu mengungkapkan komposisi genetiknya.
Contoh Soal Pembahasan dan Penjelasan :
Gen B (huruf besar) adalah symbol untuk sifat bijih bulat, sedangkan gen b (huruf kecil) untuk sifat biji keriput. Istilah dominan digunakan karena gen ini dapat mengalahkan ekspresi gen alelnya.
Jadi gen B mengalahkan ekspresi gen b, sehingga ekspresi tanaman yang bergenotip Bb adalah tanaman biji bulat. Walaupun dalam tanaman tersebut mengandung gen untuk sifat keriput.
Gen b menimbulkan karakter resesif, yang artinya ekspresi gen b ditutupi (tidak memiliki efek yang jelas pada penampakan organisme bila bersama – sama dengan gen B. Pengertian resesif adalah sifat yang ditutup oleh sifat lain sehingga tidak terlihat, tidak tampil, atau tidak tampak.
Gen B menimbulkan karakter dominan terhadap gen b karena geb B diekspresikan sepenuhnya pada penampakan fisik organisme. Dominan adalah sifat yang menutupi sifat lain.
Homozigot.
Homozigot adalah individu yang kromosom – kromosomnya memiliki gen – gen identic dari sepasang atau suatu seri alel. Individu homozigot BB hanya membentuk gamet B saja. Oleh karenanya individu homozigot selalu berkembang biak secara murni.
Heterezigot
Heterezigot adalah individu yang kromosom – kromosomnya memiliki gen – gen berlainan dari sepasang ata suati seri alel tertentu.
Misalnya individu dengan genotip Aa, Bb, AaBb adalah heterezigot. Individu heterezogot membentuk lebih dari satu macam gamet. Contohnya individu Aa membentuk gamet – gamet A dan a.
Fungsi Gen
Adapun beberapa fungsi gen diantaranya adalah sebagai berikut:
Gen berfungsi sebagai pengatur pertumbuhan atau perkembangan dan metabolism individu.
Gen berperan dalam Menyampaikan informasi genetic dari generasi ke generasi berikutnya
Gen juga berfungsi Sebagai penentu sifat yang diturunkan ke generasi berikutnya
Arumingtyas, Laras, Estri. Widyarti, Sri. Rahayu, Sri, 2011, “Biologi Molekular, Prinsip Dasar Analisis”, PT Penerbit Erlangga Jakarta.
Kimballl, J.W., Siti Soetarmi Tjitro dan Nawangsari Sugiri,1983, “Biologi”, Jilid 1, Edisi Kelima, Penerbit Erlangga, Jakarta.
Ardra.Biz, 2019, “Kata dalam artikel Pengertian Gensubstansi hereditas dan penentu sifat individu. Sifat -Sifat Gen yang Mengandung informasi genetika dengan Letak Posisi Gen. Jumlah gen manusia dan Fungsi lokus pada kromoson.
Ardra.Biz, 2019, “Pengertian Alel dan Letak posisi alel pada Kromosom Homolog. Karakter dominan dan resesif pada gen. Lambang huruf pada karakter gen pada Contoh soal ujian Gen dan Alel. Homozigot kromosom gen – gen identic dengan Cara berkembang biak Homozigot.
Ardra,Biz, 2019, “Heterezigot dan Kromosom gen – gen berlainan dengan Jumlah gamet heterezigot. Jumlah gamet homozigot dengan Fungsi Gen. Pembawa informasi genetic dan Gen pengatur pertumbuhan dan perkembangan.
Pengertian. Pengendalian harga barang dan jasa di pasar dapat dikendalikan dengan campur tangan pemerintah secara langsung maupun tidak. Campur tangan ini dimaksudkan untuk melindungi konsumen dan produsen.
Harga yang ditetapkan merujuk pada daya beli masyarakat sebagai konsumen dan harga pokok produksi dari produsen. Produsen mampu menjual barang dan masyarakat masih mampu membelinya.
Penetapan harga minimum atau floor price yang diambil oleh pemerintah dimaksudkan untuk melindungi produsen. Penentuan ini untuk memastikan bahwa harga jual produsen selalu lebih tinggi dari harga pokok produksi. Sehingga produsen masih dapat untung dan mampu memproduksi barang secara kontinyu.
Kebijakan Penetapan harga minimum diambil ketika harga pasar sudah lebih rendah dari harga pokok produksi. Produsen akan merugi jika harus menjual hasil produksi sesuai dengan harga pasar. Produsen tidak akan mampu memproduksi dan pada akhirnya stop produksi.
Namun demikian, mekanisme harga pasar tidak selalu berjalan dengan baik karena dapat menimbulkan pasar gelap, yaitu pasar yang pembentukan harganya di luar ketetapan harga minimum oleh pemerintah.
Penetapan Harga Maksimum
Penetapan harga maksimum atau ceiling price yang diambil oleh pemerintah dimaksudkan untuk melindungi masyarakat konsumen. Penentuan ini untuk memastikan bahwa harga jual produsen tidak terlalu tinggi melebihi daya beli masyarakat konsumen. Sehingga masyarakat masih dapat atau mampu membeli barang dan jasa kebutuhannya.
Penetapan harga maksimum yang lebih rendah daripada harga pasar akan menimbulkan pasar gelap yang memberikan harga barang lebih tinggi.
Operasi Pasar.
Operasi pasar dilakukan oleh pemerintah dalam rangka melindungi konsumen karena harga barang yang berlaku di pasar dirasakan sangat tinggi. Ketika harga bahan pokok di pasar terlalu tinggi, maka pemerintah melalui lembaga terkait menambah jumlah penawaran atau pasokan bahan pokok, sehingga harga bahan pokok dapat normal kembali.
Campur Tangan Pemerintah Secara Tidak Langsung
Campur tangan pemerintah dilakukan dengan mengeluarkan atau membuat beberapa kebijakan yang dapat mempengaruhi atau berdampak pada tingkat harga barang yang berlaku. Kebijakan – kebijakan yang berdampak terhadap pembentukan harga di antaranya adalah:
Subsidi
Subsudi adalah bantuan pemerintah yang diberikan kepada produsen dengan tujuan melindungi, baik produsen maupun konsumen. Subsidi yang diberikan dapat berupa subsidi keuangan dan kemudahan pada suatu urusan agar dapat menekan biaya produksi.
Karena yang disubsidi adalah produsen untuk mempengaruhi biaya produksi menjadi lebih rendah. Maka Subsidi dapat pula meningkatkan daya saing barang local terhadap barang – barang import yang cenderung lebih murah.
Kebijakan subsidi dapat pula digunakan untuk mengendalikan peningkatan harga secara umum. Dengan demikian, subsidi digunakan agar dapat menahan laju inflasi.
Pajak.
Kebijakan pajak dapat diterapkan untuk mengendali harga barang – barang impor yang terlalu menekan barang – barang produksi local. Harga barang impor yang terlalu murah akan berdampak buruk terhadap produksi barang local.
Penerapan pajak pada barang impor dapat meningkatkan harga jual barang sehingga harga barang impor tidak terlalu rendah. Kebijakan pajak diupayakan dapat meningkatkan daya saing barang produksi local terhadap barang impor.
Kebijakan Moneter.
Kebijakan moneter mengacu pada tindakan atau langkah yang diambil oleh otoritas moneter suatu Negara yang berkaitan dengan masalah moneter.
Kebijakan moneter bertujuan untuk mengatur jumlah uang beredar baik secara langsung maupun tidak langsung. Walaupun jumlah uang beredar tidak sepenuhnya ditentukan oleh pemerintah, namun pemerintah baik secara langsung maupun tidak, tetap merupakan pelaku yang paling bertanggung jawab.
Jumlah uang beredar harus disesuaikan dengan jumlah uang yang dibutuhkan oleh masyarakat. Disesuaikan dengan tingkat peredaran atau transaksi barang dan jasa. Kebijakan ini dapat mengendalikan jumlah uang beredar, sehingga harga barang dan jasa dapat terkendali atau tidak naik terlalu tinggi dan inflasi.
Kata dalam artikel Pengendalian harga barang dan jasa di pasar dan campur tangan pemerintah secara langsung. Tujuan Campur Tangan Pemerintah dalam Penentuan harga Pasar dengan Penetapan Harga Minimum dan Penetapan Harga Maksimum. Campur Tangan dengan Kebijakan Operasi Pasar dan Campur tangan Subsidi. Campur tangan kebijakan pajak atau campur tangan kebijakan moneter.
Pengertian floor price tujuan penetapan harga minimum dan maksimum, adalah mekanisme harga pasar. Pengertian ceiling price yang Campur Tangan Pemerintah Secara Tidak Langsung. Tujuan subsidi dalam penetapan harga pasar dengan tujuan campur tangan pemerintah dalam penetapan harga pasar. Contoh campur tangan pemerintah dalam penetapan harg pasar.
Pengertian Sistem Ekonomi. System ekonomi adalah seperangkat mekanisme atau tata cara dan lembaga – lembaga yang paling berkaitan agar perekonomian negara dapat berjalan.
Jenis Bentuk Sistem Ekonomi
Sistem ekonomi yang dijalankan oleh suatu negara dapat dibedakan menjadi bentuk sistem ekonomi tradisional, pasar, terpusat, dan campuran.
Sistem Ekonomi Tradisional
System ekonomi tradisional adalah system ekonomi dimana kegiatan perekonomiannya dilakukan secara sederhana dan dipengaruhi oleh tradisi yang berlaku di masyarakat.
Contoh Negara Sistem Ekonomi Tradisional
Sistem ekonomi tradisional digunakan oleh beberapa suku di Afrika, beberapa wilayah di Amerika Selatan, dan beberapa wilayah Asia.
Ciri – ciri Sistem Ekonomi Tradisional
Hanya memiliki sedikit modal.
Belum mengenal pembagian kerja atau spesialisasi.
Teknik produksi dipelajari secara turun menurun dan bersifat sederhana.
Tidak mengenal alat transsksi, sehingga transaksi dilakukan secara barter yaitu barang tukar dengan barang.
Kegiatan perekonomian masih terkait dengan tradisi.
Tanah merupakan sumber daya kemakmuran.
sistem-perekonomian-suatu-negara
Sistem Ekonomi Komando atau Terpusat – Terpimpin – Planned Economy- Command System,
System ekonomi komando atau terpusat atau sosialis adalah system ekonomi dimana jalannya perekonomian negara dikelola atau diatur atau dikomandoi oleh pemerintah. Masyarakat tidak memiliki kebebasan dalam melakukan kegiatan perekonomian. Masyarakat hanya menjalankan aturan atau kebijakan yang telah ditetapkan.
Pemerintah memegang kekuasaan mutlak dalam mengatur ekonomi negara. Semua persoalan pokok ekonomi sepenuhnya direncanakan oleh pemerintah.
Prinsip Keadilan pada system ekonomi terpusat adalah bahwa setiap individu masyarakat mendapatkan imbalan yang sama. Imbalan yang diberikan berdasarkan kebutuhan bukan berdasarkan jasa yang diberikannya.
Tokoh Sistem Ekonomi Terpusat Komando Sosialis
Tokoh yang memopulerkan sistem ekonomi komando adalah Karl Marx, seorang ahli filsafat berkebangsaan Jerman.
Contoh Negara Sistem Ekonomi Terpusat Komando Sosialis
Sistem ekonomi komando banyak dianut oleh negara- negara di Eropa Timur dan Cina.
Ciri – ciri Sistem Ekonomi Komando atau Terpusat.
kebijakan perekonomian diatur oleh pemerintah. Peran pemerintahan sangat dominan sekali.
semua alat dan sumber daya produksi dimiliki dan dikuasai oleh pemerintah sehingga hak milik perorangan tidak diakui.
masyarakat tidak memiliki kebebasan untuk memiliki pekerjaan.
perekonomian berjalan teratur karena pemerintah sebagai regulator dan penentu kebijakan.
Kelebihan Sistem Ekonomi Komando atau Terpusat
System ekonomi komando memiliki kelebihan di antaranya:
a). Pemerataan pendapatan dan distribusi barang kepada masyarakat dapat dicapai;
b). Perekonomian akan lebih mudah dikendalikan;
c). Pemerintah sepenuhnya bertanggung jawab terhadap kegiatan ekonomi.
Kelemahan Sistem Ekonomi Komando – Terpimpin – Planned Economy
Sistem ekonomi komando memiliki beberapa kelemahan, yaitu sebagai berikut.
a). Individu atau masyarakat tidak diberikan kebebasan dalam mengelola sumber daya ekonomi karena sepenuhnya diatur oleh pemerintah.
b). Pemanfaatan sumber daya ekonomi tidak dapat dimanfaatkan secara maksimal.
c). Ekonomi berjalan stagnan (diam di tempat) karena campur tangan pemerintah yang terlalu dominan.
d). Kualitas barang yang dihasilkan rendah karena diproduksi dalam jumlah banyak.
Sistem Ekonomi Liberal atau Pasar- Market Economy
System ekonomi liberal adalah system ekonomi dimana perekonomian diserahkan kepada masyarakat. Pemerintah tidak ikut campur tangan dalam perekonomian. Pemerintah memberikan pengakuan yang sangat luas terhadap kegiatan perekonomian perorangan.
Pengaturan ekonomi didasarkan pada mekanisme pasar melalui mekanisme permintaan dan penawaran. Sehingga kedudukan pemerintah sangat minim. Pemerintah hanya sebagai pengamat atau pengawas dan pelindung dalam perekonomian.
Tokoh Sistem Ekonomi Pasar – Liberal – Kapitalis
Tokoh yang memopulerkan sistem ekonomi pasar adalah Adam Smith yang menyatakan bahwa “perekonomian akan berjalan dengan baik apabila pengaturannya diserahkan kepada mekanisme pasar atau mekanisme harga”.
Contoh Negara Sistem Ekonomi Pasar – Liberal – Kapitalis
Teori ini kemudian dikenal dengan sebutan TheInvisible Hands. Sistem ekonomi pasar banyak dianut oleh negara maju seperti Eropa Barat dan Amerika Serikat, Perancis, Denmark, Jepang, Korea Selatan, dan Afrika Selatan.
Ciri – ciri Sistem Ekonomi Liberal atau Pasar
Semua sumber produksi menjadi milik masyarakat.
Pemerintah tidak ikut campur secara langsung dalam kegiatan ekonomi.
Masyarakat terbagi menjadi dua golongan yaitu golongan pemberi kerja dan golongan pencari kerja.
Timbul persaingan untuk kemajuan perekonomian, masyarakat berlomba – lomba atau berkompetisi untuk menghasilkan produk bermutu tinggi.
Setiap tindakan ekonomi didasarkan pada motif mencari keuntungan.
Kelebihan Sistem Ekonomi Liberal – Pasar – Kapitalis
System ekonomi kapitalis memiliki beberapa kelebihan di antaranya adalah
a). Menumbuhkan inisiatif dan kreasi masyarakat dalam mengatur kegiatan ekonomi;
b). Setiap individu bebas memiliki sumber- sumber daya produksi yang akan mendorong partisipasi masyarakat dalam perekonomian;
c). Adanya persaingan menimbulkan semangat untuk maju dan berkembang lebih baik;
d). Adanya persaingan dapat menghasilkan barangbarang berkualitas tinggi;
e). Efsiensi dan efektivitas tinggi karena setiap Tindakan ekonomi didasarkan motif mencari keuntungan.
Kelemahan Sistem Ekonomi Liberal – Pasar – Kapitalis
Beberapa kelemahan sistem ekonomi kapitalis diantaranya adalah:
a). Terjadinya persaingan yang tidak sehat;
b). Terjadi kesenjangan yang jauh antara masyarakat yang kaya dan masyarakat miskin;
c). Banyak terjadinya monopoli masyarakat;
c). Banyak terjadinya gejolak dalam perekonomian karena kesalahan alokasi sumber daya individu;
d). Pemerataan pendapatan sulit dilakukan karena adanya persaingan bebas.
System Ekonomi Campuran – Mixed Economy
System ekonomi campuran adalah system ekonomi dimana perekonomian menganut satu atau lebih system ekonomi yang ada. Sebuah negara dapat saja menjalankan perekonomian berdasarkan ekonomi terpusat dan ekonomi liberal secara bersamaan.
Contoh Negara System Ekonomi Campuran – Mixed Economy
Sistem perekonomian campuran banyak diterapkan negara-negara berkembang seperti Malaysia, Brunei Darussalam, India, dan Kanada
Ada dua jenis sistem ekonomi campuran, yaitu market socialism dan social market.
Market Socialism
Marketsocialism adalah sistem ekonomi campuran dengan peran campur tangan pemerintah yang tampak lebih dominan.
Contoh negara yang menganut sistem market socialism adalah Swedia
Social Market
Social Market adalah sistem ekonomi campuran dengan dominasi peran mekanisme pasar, tetapi masih tetap ada peran campur tangan pemerintah.
Contoh negara yang mempraktikkan sistem ekonomi social market adalah Inggris dan Jerman
Ciri – ciri System Ekonomi Campuran – Mixed Economy
Pemerintah dan masyarakat saling berinteraksi dalam menyelesaikan masalah perekonomian.
Kegiatan perekonomian diserahkan kepada kekuatan pasar, namun pemerintah tetap melakukan kendali dan campur tangan.
Sumber daya dimiliki oleh swasta dan pemerintah.
Kelebihan System Ekonomi Campuran – Mixed Economy
Sistem ekonomi campuran memiliki kelebihan di antaranya:
a). Kegiatan ekonomi antara swasta dan pemerintah terpisah secara jelas
b). Kegiatan ekonomi yang dilakukan swasta dan pemerintah sama-sama menguntungkan
c). Kegiatan ekonomi yang dilakukan swasta terikat oleh aturan yang dibuat pemerintah
d). Penggunaan faktor-faktor produksi, terutama tenaga kerja diatur dalam undang-undang ke tenagakerjaan.
Kelemahan System Ekonomi Campuran – Mixed Economy
Adapun kelemahan dari sistem ekonomi campuran, di antaranya:
a). Peran pemerintah dalam kegiatan ekonomi yang lebih berat daripada sektor swasta
b). Adanya anggapan, status pegawai negeri yang lebih tinggi dari pegawai swasta
c). Pengelolaan sektor produksi menimbulkan kerugian pada salah satu pihak
Sistem Ekonomi Indonesia
Sistem ekonomi Indonesia adalah system ekonomi Pancasila atau sistem ekonomi demokrasi, yang pada hakikatnya merupakan sistem ekonomi campuran.
Sistem Ekonomi Demokrasi Indonesia
Sistem ekonomi demokrasi adalah suatu sistem ekonomi yang landasan idiilnya Pancasila, landasan strukturalnya UUD 1945, dan landasan geraknya Pasal 33 ayat 1, 2, dan 3 UUD 1945.
Pada sistem ekonomi demokrasi, rakyat Indonesia berperan sebagai pelaku utama dalam perekonomian.
Prinsip Dasar Sistem Ekonomi Pancasila Indonesia
Prinsip dasar dalam Sistem Ekonomi Pancasila di antaranya adalah
a). Prinsip kemanusiaan;
b). Nasionalisme ekonomi;
c). Demokrasi ekonomi yang diwujudkan dalam ekonomi kerakyatan, dan keadilan.
Ciri Ciri Positif Sistem Demokrasi Ekonomi Indonesia
Adapun ciri-ciri positif demokrasi ekonomi adalah sebagai berikut.
a). Perekonomian disusun sebagai usaha bersama berdasar atas asas kekeluargaan.
b). Cabang-cabang produksi yang penting bagi negara dan menguasai hajat hidup orang banyak dikuasai oleh negara.
c). Bumi, air, dan kekayaan alam yang terkandung di dalamnya, sebagai pokok-pokok kemakmuran rakyat dikuasai oleh negara dan dipergunakan sebesar-besarnya untuk kemakmuran rakyat.
d). Sumber kekayaan dan keuangan negara digunakan dengan permufakatan lembaga perwakilan rakyat dan pengawasan terhadap kebijaksanaannya ada pada lembaga perwakilan rakyat.
e). Warga negara memiliki kebebasan dalam memilih pekerjaan yang dikehendaki serta mempunyai hak akan pekerjaan dan penghidupan yang layak bagi kemanusiaan.
Ciri Ciri Negatif Sistem Demokrasi Ekonomi Indonesia
Adapun ciri ciri negative yang perlu dihindari dari sistem demokrasi ekonomi adalah sebagai berikut.
a). Sentralisasi Kegiatan Ekonomi
Sentralisasi kegiata ekonomini adalah terjadinya pemusatan kegiatan ekonomi di daerah- daerah tertentu yang dapat mengakibatkan ketimpangan pembangunan di daerah lainnya, seperti yang terjadi di Negara Indonesia sebelum era pemberlakuan otonomi daerah Tahun 1999.
Persaingan tidak sehat serta pemusatan kekuatan ekonomi pada satu kelompok dalam berbagai bentuk monopoli dan monopsoni yang merugikan masyarakat dan bertentangan dengan cita-cita keadilan sosial.
b). Sistem Etatisme
Sistem etatisme adalah campur tangan pemerintah yang terlalu dominan dalam kegiatan perekonomian. Sistem etatisme ini dapat mematikan potensi dan daya kreasi sektor ekonomi lainnya.
Pada Sistem etatisme, negara beserta aparatur ekonomi negara bersifat dominan serta mendesak dan mematikan potensi dan daya kreasi unit-unit ekonomi di luar sektor negara.
c). Sistem Free Fight Liberalism
Sistem free fight liberalism adalah system persaingan bebas yang mengarah pada persaingan untuk saling menghancurkan di antara pelaku ekonomi. Persaingan seperti ini harus dihindari karena dapat menimbulkan jurang pemisah yang semakin dalam antara masyarakat yang miskin dan masyarakat yang kaya.
Sistem free fight liberalisme menumbuhkan eksploitasi (penindasan) terhadap manusia dan bangsa lain yang dalam sejarahnya di Indonesia telah menimbulkan dan mempertahankan kelemahan struktural posisi Indonesia dalam ekonomi dunia
Sistem Ekonomi Kerakyatan
Sejak reformasi, terutama sejak SI-MPR 1998, istilah Ekonomi Kerakyatan menjadi populer sebagai sistem ekonomi yang harus diterapkan di Indonesia, yaitu sistem ekonomi yang demokratis yang melibatkan seluruh kekuatan ekonomi rakyat.
Sistem Ekonomi Kerakyatan adalah Sistem Ekonomi Nasional Indonesia yang berasas kekeluargaan, berkedaulatan rakyat, bermoral Pancasila, dan menunjukkan pemihakan sungguh-sungguh pada ekonomi rakyat.
Peran Pemerintah – Sistem Perekonomian Indonesia
Perang pemerintah sebagai pelaku kegiatan ekonomi adalah bertindak sebagai produsen, konsumen, dan distributor.
a). Pemerintah sebagai Pelaku Ekonomi – Produsen
Sebagai produsen pemerintah melakukan kegiatan untuk memenuhi kebutuhan masyarakat, meningkatkan kemakmuran, dan kesejahteraan masyarakat.
b). Pemerintah sebagai Pelaku Ekonomi – Konsumen
Pemerintah dapat bertindak sebagai konsumen dengan melakukan (mengkonsumsi) pembelian barang dan jasa yang dihasilkan perusahaan atau perorangan atau pemerintah sendiri.
c). Pemerintah sebagai Pelaku Ekonomi – Distributor
Pelaksanaan kegiatan distribusi yang dilakukan pemerintah untuk pemerataan dan keadilan demi mencapai kemakmurkan dan kesejahteraan rakyat.
Proses distribusi dilakukan pada barang- barang yang diproduksi oleh perusahaan negara atau swasta untuk masyarakat yang membutuhkan yang tidak dapat langsung memperoleh hasil produksi tersebut sehingga perlu disalurkan terlebih dahulu kepada konsumen.
Peran Pemerintah sebagai Pengatur Kegiatan Ekonomi
Peranan pemerintah sebagai pengatur kegiatan perekonomian di dalam tata perekonomian Indonesia, pada hakikatnya berperan pada semangat ingngarsa sung tulada, ing madya mangun karsa, dan tut wurihandayani.
Tiga masalah pokok yang dihadapi setiap sistem ekonomi yaitu jenis dan jumlah barang dan jasa apa yang harus diproduksi (what), bagaimana cara menghasilkan barang dan jasa (how), dan untuk siapa barang dan jasa diproduksi (for whom).
Putong, Iskandar. Andjaswati, N.D., 2008, “Pengantar Ekonomi Makro”, Edisi Pertama, Penerbit Mitra Wacana Media, Jakarta.
Firdaus, R., Ariyanti, M., 2011, ”Pengantar Teori Moneter serta Aplikasinya pada Sistem Ekonomi Konvensional dan Syariah”, Cetakan Kesatu, AlfaBeta, cv, Bandung.
Ringkasan Rangkuman Sistem Ekonomi – Indonesia Sistem ekonomi merupakan satu keterkaitan aturan dalam suatu rumah tangga keluarga, perusahaan, masyarakat, dan negara untuk memenuhi kebutuhan dalam rangka mencapai kemakmuran.
Bentuk sistem ekonomi dibagi menjadi sistem ekonomi tradisional, pasar, terpusat, dan campuran. Setiap sistem ekonomi mempunyai karakteristik tersendiri.
Sistem ekonomi tradisional adalah sistem yang dijalankan dengan cara tradisi sesuai pola pikiran yang masih tradisional.
Sistem ekonomi pasar adalah sistem ekonomi dimana kehidupan dan kegiatan ekonomi dikuasai oleh swasta tanpa campur tangan pemerintah.
Sistem ekonomi terpusat adalah sistem ekonomi dimana kegiatan ekonomi diatur dan ditentukan oleh pemerintah pusat.
Sistem ekonomi campuran adalah sistem ekonomi yang menggabungkan pelaksanaan sistem ekonomi tradisional, komando, dan pasar.
Indonesia menjalankan sistem ekonomi yang disebut sistem ekonomi Pancasila, walaupun pada hakikatnya merupakan sistem ekonomi campuran.
Sistem ekonomi yang dianut Indonesia adalah sistem demokrasi ekonomi yang berdasarkan UUD 1945 dan GBHN.
Sistem ekonomi Indonesia menekankan pada demokrasi ekonomi yang mempunyai ciri-ciri positif dan ciri-ciri negatif yang harus dihindari berupa free fight liberalism, etatisme, dan monopoli.
Pelaku ekonomi utama di Indonesia adalah BUMN/BUMD, BUMS, dan koperasi yang juga merupakan tiga pilar ekonomi nasional.
Pemerintah sebagai pengatur kegiatan ekonomi mempunyai peranan penting terhadap perusahaan negara dan terhadap ketiga pilar ekonomi.
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.
ContohGaram 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, Na2CO3, 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.
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 = 10-9 M
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+] = √(10-10 x10-14)/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+ + SO42-
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)2CO3 0,1 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+ + CO22-
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+] = √(10-8 x 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:
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,
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 HPO42–
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
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 HPO42–)
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 (HPO42–) dan basa konjugasinya dihydrogen-fostat (H2PO4–).
Apabila proses metabolisme menghasilkan zat asam lebih banyak, maka asam tersebut akan bereaksi dengan ion HPO42– menurut reaksi:
HPO42– + H+ = H2PO4–
Begitu pula sebaliknya, apabila proses metabolisme menghasilkan basa lebih banyak, maka basa tersebut akan bereaksi dengan ion H2PO4– menurut reaksi:
H2PO4– + H+ = HPO42–
Reaksi reaksi di atas menyebabkan perbandingan antara HPO42– 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.
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
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:
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.
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:
Ax + By(s) = xAm+(aq) + yBn-(aq)
Hasil kali kelarutannya dapat ditulis
Ksp = [Am+]x [Bn-]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.
hasil-kali-kelarutan-reaksi-kimia
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
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 CaCl2.
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 10-5 M 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)2 dapat 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
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 10-5 M
Kelarutan CaCO3 adalah 9,5 x 10-5 M
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)2 dalam 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 10-11 M
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) + C2O42– (aq)
Ksp CaC2O4 = 2,3 x 10-9
Menentukan Hasil Kali Konsentrasi Produk Ion Kalsium Oksalat- QspCaC2O4
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 10-7 apakah 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 PbSO4Dalam 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 NO32-
Na2SO4 = 2 Na+ + SO42-
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)2 Dari pH Larutannya,
Pada temperature tertentu, larutan jenuh Mg(OH)2 memiliki keasaman pH 10, tentukan hasil kali kelarutan Ksp Mg(OH)2 tersebut.
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 Ag2CO3 Dalam Campuran Dua Larutan
Zat yang akan mengendap adalah Reaksi Ag2CO3, sehingga reaksi kesetimbangannya adalah reaksi Ag2CO3 dalam 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 Ag2CO3 Dalam Larutan Campuran,
Hasil Kali Konsentrasi Produk Ion Larutan Qsp Ag2CO3 dirumuskan 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+ + CO32-
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 Ag2CO3 Dalam Dua Larutan
Hasil kali produk ion Qsp Ag2CO3 dapat 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 Ag2CO3 lebih besr dari nilai Ksp Ag2CO3
Jadi, dalam campuran larutan Na2CO3 dan larutan AgNO3 terjadi pengendapan Ag2CO3,
13). Contoh Soal Perhitungan Pengendapan Timbal II Klorida PbCl2 Dari 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 = [Pb2+] [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 . 10-3 gram / 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
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,
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;
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-koligatif-larutan-elektrolit
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 = Xp . P0
∆P = Xt . P0
Xp = fraksi mol pelaarut
Xt = 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 = Tblarutan – Tbpelarut
∆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 = Tfpelarut – Tflarutan
∆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 AlCl3 adalah
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 = Xt . 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
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:
xP = mol.p/(mol.p + mol.t)
xP = 6/(6 + 0,2)
xP = 0,9677
Jadi, fraksi mol air sebagai pelarut adalah 0,9677
Fraksi mol thiourea adalah
xt = 1 – xP
xt = 1 – 0,9677
xt = 0,0323
Rumus Menghitung Tekanan Uap Larutan Thiourea Air
Tekanan uap larutan nonelektrolit thiourea dan air dapat dinyatakan dengan menggunakan rumus berikut
P = xP 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
xt = 0,2/(18 + 0,2)
xt = 0,0109
Menentukan Penurunan Tekanan Uap Larutan Glokosa
ΔP = xt 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
ΔTb = Kb x m
ΔTb = 0,52 x 0,4
ΔTb = 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 = Tblarutan – Tbpelarut 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
ΔTb = Kb x m
ΔTb = 0,52 x 3
ΔTb = 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 = Tblarutan – Tbpelarut 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.
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
MenentukanJumlah Ion Ionisasi Larutan Elektrolit Alumunium Sulfat,
Al2(SO4)3 → 2 mol Al3+ + 3 mol SO42-
z = 2 (ion Al3+) + 3 (ion SO42-)
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 ElektrolitAlumunium 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.
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
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
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
Jadi, derajat ionisasi larutan elektrolit MgCl2 adalah 0,972
“Seandainya materi ini memberikan manfaat, dan anda ingin memberi dukungan Donasipada ardra.biz, silakan kunjungi SociaBuzz Tribe milik ardra.biz di tautan berikut”… https://sociabuzz.com/ardra.biz/tribe
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
