Pertemuan <<10>> <<LARUTAN>> Matakuliah : <<DO572><<<KIMIA DASARl>> Tahun : <<2005>> Versi : <<i>>

<< TIK-99>> Learning Outcomes Pada akhir pertemuan ini, diharapkan mahasiswa akan mampu : << TIK >> << TIK-99>>

Larutan elektrolit & Non Elektrolit Konsentrasi Larutan Outline Materi Larutan elektrolit & Non Elektrolit Konsentrasi Larutan Derajat Keasaman ( pH ) pH asam dan basa KSp

LARUTAN DIKELOMPOKAN MENJADI : LARUTAN ELEKTROLIT, yaitu larutan yang dapat menghantarkan arus listrik. Contohnya : asam, basa dan garam LARUTAN NON ELEKTROLIT, yaitu larutan yang tidak dapat menghantarkan listrik. Contohnya : urea, gula dll

1. MOLARITAS ( M ) M = gr/Mr x 1000/v 2. FRAKSI MOL Fa = mol A KONSENTRASI LARUTAN 1. MOLARITAS ( M ) M = gr/Mr x 1000/v 2. FRAKSI MOL Fa = mol A mol A + mol B 3. PROSEN ( % ) = gr A/gr B x 100 %

Asam Kuat => (H+) = n. M Asam Lemah => (H+) = M.Ka DERAJAT KEASAMAN ( pH ) pH = - log (H+) Asam Kuat => (H+) = n. M Asam Lemah => (H+) = M.Ka Basa Kuat => (OH-) = n. M Basa Lemah => (OH-) = M.Kb

<<HASIL KALI KELARUTAN ( KSp)>> 1.Kelarutan ( s ) 2.Hasil Kali Kelarutan (KSp) 3.Pengaruh ion senama terhadap kelarutan 4.Pengaruh pembentukan kompleks pada kelarutan

HASIL KALI KELARUTAN 1. Energetika Proses Pelarutan 1.1 Energi Kisi, Energi Solvasi dan Entalpi Pelarutan Proses pelarutan melibatkan energi untuk memutuskan ikatan dalam padatan (energi kisi) dan energi interaksi antara partikel-partikel terlarut dengan pelarutnya (energi solvasi). Entalpi pelarutan merupakan gabungan dari kedua jenis energi ini. 1.2 Pelarutan Garam Dalam Air Untuk pelarutan garam dalam air, energi solvasi disebut juga energi hidrasi. Sebagai contoh untuk garam dapur, energi kisi dan energi hidrasi didefinisikan sebagai: NaCl(s)  Na+(g) + Cl-(g) H = energi kisi NaCl Na+(g) + air  Na+(aq) H = - (energi hidrasi ion natrium) Cl-(g) + air  Cl-(aq) H = - (energi hidrasi Cl-) 1.3 Spontanitas Pelarutan Seperti proses lainnya, spontanitas proses pelarutan pada suhu dan tekanan tertentu ditentukan oleh nilai perubahan energi bebas Gibbs, G = H - TS Perubahan entropi pelarutan padatan dalam pelarut cair adalah positif (mengapa?) Jadi, proses pelarutan padatan yang eksoterm selalu spontan, sedangkan spontanitas proses pelarutan yang endoterm masih bergantung perbedaan nilai H dan TS. Contoh: NaCl, AgCl, PbCl2

KELARUTAN (S) 2. Kelarutan dan Hasil Kali Kelarutan 2.1 Kelarutan (s) Kelarutan adalah konsentrasi maksimum yang dapat larut pada suhu tertentu. Contoh: Kelarutan AgCl dalam air adalah 1,3  10-5 M. Kelarutan AgCl dalam larutan NaCl 0,1 M adalah 1,7  10-9 M. 2.2 Hasil Kali Kelarutan (Ksp) Jika garam AxBy dilarutkan dalam air, maka hasil kali kelarutan (Ksp) garam ini didefinisikan sebagai: AxBy(s) xAy+(aq)+ yBx-(aq) Ksp = [Ay+]x[Bx+]y Ag2SO4(s) 2Ag+(aq) + SO4=(aq) Ksp = [Ag+]2[SO42-] 2.3 Hubungan Antara Kelarutan dan Ksp Untuk larutan garam dalam air, tanpa kehadiran zat terlarut lainnya, hubungan antara keduanya dapat diturunkan secara sederhana. Jika kelarutan garam perak sulfat dalam air murni adalah 1,5  10-5 M, tentukan hasil kali kelarutan garam tersebut! Jawab: Ag2SO4(s) 2Ag+(aq) + SO4=(aq) 3  10-5 1,5  10-5

PENGARUH ION SENAMA 3.1 Perubahan Kelarutan Akibat Ion Senama Kelarutan garam dalam larutan yang telah mengandung elektrolit lain dengan ion yang sama dengan salah satu ion garam tersebut, akan lebih kecil dari kelarutan garam dalam air murni. Yang tidak berubah adalah Ksp garam tersebut. Contoh: AgCl dilarutkan dalam larutan NaCl 0,1 M. Dalam larutan ini, terjadi reaksi ionisasi NaCl dan AgCl. NaCl  Na+(aq) + Cl-(aq) AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) Kesetimbangan kelarutan yang digambarkan dalam persamaan ionisasi yang terakhir, bergeser ke kiri akibat kehadiran ion Cl- yang dihasilkan dari ionisasi sempurna garam NaCl. Hal ini menyebabkan kelarutan AgCl lebih kecil dari kelarutannya dalam air murni.

Contoh : Catatan : Ksp tetap (pada suhu tertentu), kelarutan bisa berubah, bergantung pada ion-ion yang hadir dalam larutan. Contoh: Tentukan kelarutan AgCl(s) dalam larutan NaCl 0,1 M, jika hasil kali kelarutan AgCl(s) adalah 1,7  10-10. Jawab: Misalkan kelarutan AgCl(s) dalam larutan

Misalkan kelarutan AgCl(s) dalam larutan Jawab : Misalkan kelarutan AgCl(s) dalam larutan NaCl  Na+(aq) + Cl-(aq) -- 0,1 M 0,1 M AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) s M s M Lihat

Ion sejenis mengisi nilai s Cl- Menjadi :

PENGARUH PEMBENTUKAN KOMPLEKS Garam yang sulit larut dalam air, dapat dilarutkan dengan membentuk kompleks garam tersebut. Misalnya, AgBr yang sulit larut dalam air, dapat dilarutkan dengan penambahan NH3, sehingga terbentuk Ag(NH3)2Br yang mudah mengion dalam air. AgBr(s) + 2NH3  Ag(NH3)2+(aq) + Br-(aq) Dalam proses ini, terkait dua reaksi kesetimbangan, yaitu: AgBr(s) Ag+(aq) + Br-(aq) Ksp = 5  10-13 Ag(NH3)2+(aq) Ag+(aq) + 2NH3(aq) K = 6  10-8

Dari reaksi kesetimbangan ionisiasi AgBr, CONTOH : Tentukan jumlah minimum amoniak yang diperlukan dalam 1 L air untuk melarutkan 0,01 mol AgBr. Jawab: Jika AgBr melarut, maka dalam larutan akan terdapat ion Br- sebanyak 0,01 M, sedangkan jumlah ion Ag+ akan sangat sedikit karena sebagian besar akan hadir dalam bentuk ion Ag(NH3)2+. Dari reaksi kesetimbangan ionisiasi AgBr, Dari reaksi kesetimbangan pembentukan kompleks,

PERHITUNGANNYA ION Ag+ diabaikan :

Sehingga : untuk melarutkan AgBr, dibutuhkan sedikitnya 1,10 M amoniak dalam larutan. Karena 0,02 mol NH3 dibutuhkan untuk pembentukan 0,01 mol ion Ag(NH3)2+, maka total amoniak yang dibutuhkan adalah 1,12 M.

<< KESIMPULAN>> Derajat keasaman ( pH ) larutan asam < 7, pH basa > 7 pH asam lemah/basa lemah tergantung pada harga Ka/Kb nya. Suatu kelarutan garam-garam yang sukar larut dipengaruhi oleh adanya ion sejenis dan terbentuknya senyawa kompleks. Makin banyak ion sejenis, makin kecil kelarutannya.