Larutan Dan Sifat-sifatnya

Larutan Dan Sifat - Sifatnya

Sumber : www.belajar-gratis.com

               

I. LARUTAN DAN SIFAT-SIFATNYA

Larutan adalah campuran homogen antara dua zat atau lebih.

Komponen larutan :

Pelarut / solven, jumlahnya banyak.

Zat larut/salut, jumlahnya sedikit

II. SATUAN KONSENTRASI

Prosentase (%)

Adanya jumlah gram zat mol terlarut dalam tiap 100 gram larutan.

Fraksi mol (x)

Adalah perbandingan jumlah mol suatu zat dalam larutan tehadap jumlah mol seluruh zat dalam larutan.

Molalitas (m)

Adalah jumlah mol zat terlarut dalam tiap 1000 gram pelarut.

Normalitas (N)

Adalah jumlah gram ekivalen zat terlarut dalam tiap liter larutan.

III.PENGENCERAN LARUTAN

Pada pengenceran larutan berlaku rumus :

V1M1 = V2M2

Keterangan:

V1 = Volume sebelum pengenceran

M1 = Konsentrasi sebelum pengenceran

V2 = Volume setelah pengenceran

M2 = Konsentrasi setelah pengenceran

Pada pengenceran terjadi pertambahan volume, sedang jumlah zat terlarut tetap, maka

ini berakibat

M2 < M1

Untuk mencari konsentrasi campuran berlaku rumus :

V1M1 + V2M1 = V3M3

Keterangan:

V3 = volume campuran

M3 = konsentrasi campuran

IV. LARUTAN ELEKTROLIT

Larutan yang terdiri dari zat-zat yang dilarutkan ke dalam air akan terironisasi, maka

larutan elektrolit mempunyai sifat dapat menghantar listrik.

Zat-zat yang tergolong elektrolit adalah : Asam, basa, dan garam.

Zat-zat elektrolit terbagi 2 yaitu :

Elektrolit Kuat

Sifat sifat :

dalam air terironisasi dengan sempurna (reaksi berkesudahan)

 = 1

daya listrik kuat

Contoh:

asam (asam - asam halogen)

H2SO4

HNO3, HCL

basa (basa - basa alkali)

Sr (OH)2

Ba (OH)

garam : hampir semua garam elektrolit kuat       

Elektrolit Lemah

Sifat - sifat :

dalam air terironisasi sebagai reaksi keseimbangan

asam lemah punya harga Ka

basa lemah punya harga Kb

0 <  < 1

daya hantar listrik lemah

Contoh:

CH3COOOH,H2CO3,H3PO4,HCN

NH4 OH, Al(OH)3, Fe(OH)3

garam: garam rangkap

IV. SIFAT KOLIGATIF LARUTAN

Tidak tergantung pada jenis zat terlarut, tetapi hanya tergantung pada konsentrasi zat

terlarut.

Yang tergolong sifat koligatif yaitu :

1. Penurunan tekanan uap (P).

2. Kenaikan titik didih (Td).

3. Penurunan titik beku (Tb)

4. Tekanan Osmose ().

1. Penurunan Tekanan Uap ( P )

Menurut Rault : tekanan uap larutan sama dengan tekanan uap jenuh pelarut murninya

dikalikan dengan fraksi mol pelarutnya.

Dirumuskan :

P = Po.XB

Keterangan:

P  = Penurunan tekanan uap larutan

XB = Fraksi mol zat terlarut

2. Kenaikan titk didih ( Td )

Menurut Rault : Kenaikan titik didih larutan sebanding dengan jumlah mol zat terlarut.

Td = m . Kd

Keterangan:

Td = kenaikan titik didih larutan

m = molalitas larutan

Kd = konstanta kenaikan titik didih molekuler

3. Penurunan Titik Beku ( Tb )

Menurut Rault : Penurunan titik beku larutan sebanding dengan jumlah mol zat terlarut.

Tb = m . Kb

Keterangan:

Tb = penurunan titik didih larutan

m = molalitas larutan

Kb = konstanta penurunan titik didih molekuler

4. Tekanan Osmose ()

Tekanan Osmose adalah beda tekanan antara pelarut dan larutan karena bergeraknya

molekul pelarut ke arah larutan melalui dinding semi permiabel. Dirumuskan :

 = C . R . T

Keterangan:

 = Tekanan Osmose

C = konsentrasi

R = tetapan = 0,082 lt atm/mol K

Sifat Koligatif larutan Elektrolit

Senyawa elektrolit (asam, basa,garam) dalam air terurai menjadi ion-ionnya, maka

jumlah partikel dalam larutan akan menjadi lebih besar dibanding zat non elektrolit

karena sifat koligatif ditentukan oleh jumlah (konsentrasi) zat terlarut, maka dengan

teorinya zat elektrolit menyebabkan sifat koligatifnya mengalami penyimpangan.

Mudah tidaknya zat elektrolit terionisasi ditentukan oleh derajad ionisasi ( ).

Misalnya zat A adalah elektrolit, maka larutan akan terjadi :

Jadi jumlah seluruh partikel setelah terion

= (a - a) + n a

= a - a + n a

= a + na - a

= a { 1 + (n -1)  }

Jumlah partikel sebelum terion = a mol

Jumlan partikel sesudah terion = a 1 + ( 1 + (n -1)  mol

Perbandingan :

a : a { 1 + (n - 1)  }

1 : { 1 + (n - 1) }

harga : { 1+ (n -1) } disebut faktor Van'Hoff

Sehingga rumus untuk kenaikan titik didih, penurunan titik beku dan tekanan osmose untuk zat elektrolit adalah :

Td = m Kb { 1 + (n - 1)  }

Tb = m Kb { 1 + (n - 1)  }

 = C RT; n : banyaknya ion yang terjadi tiap molekul elektrolit

V. DERAJAD KESAMAAN (pH)

Untuk mentukan asam digunakan istilah derajad kesamaan (pH).

Dirumuskan :

pH = - log [H+]

pOH = - log [H-]

Menurut penelitian, air H2O bersifat eletkrolit lemah yang dapat terionisasi

menghasilkan ion H+ dan ion H-

H2O = H+ + OH-

Dari perhitungan 25oC diperoleh:

pH + pOH = pKw

pH + pOH = 14

Catatan :

- pH larutan > 7 : larutan bersifat asam

- pH larutan < 7 : larutan bersifat basa

- pH larutan = 7 : larutan bersifat netral

1. Asam Kuat

Asam kuat dalam air terionisasi sempurna membentuk ion H+ dan ion sisa asamnya

HX -> H+ + X-

Harga pH langsung dicari dari konsentrasi ion H+ dalam larutan :

pH = -log [H+]

2. Basa Kuat

Basa kuat dalam air terionisasi sempurna membentuk ion positif (dari logamnya) dan ion H-

M OH -> M+ + OH-

Harga pH dicari dari konsentrasi OH- dalam larutan sehingga diperoleh:

pOH = -long [OH-]

pH   = 14 - pOH

3. Asam Lemah

Asam dalam air terionisasi sebagian, sehingga :

membentuk keseimbangan

mempunyai harga Ka

 kecil

Rumus - rumus untuk basa lemah:

VI. HIDROLISIS

Adalah peruraian garam oleh air

Garam yang mengalami proses hidrolisis adalah garam yang terbentuk dari:

Asam Lemah + Basa Kuat, tepat bereaksi (tidak ada sisa asam lemah atau sisa basa kuatnya.

Rumus - rumus pH:

pH = 1/2 pKw + 1/2 p Ka + 1/2 log (garam)

Asam Kuat + Basa Lemah, tepat bereaksi ( tidak ada sisa asam kuat atau sisa asam lemahnya)

Rumus mencari pH:

pH = 1/2 pKw + 1/2 pKb + 1/2 log (garam)

Asam Lemah + Basa Lemah, tepat bereaksi ( tidak ada sisa asam lemah atau basa lemah)

Rumus mencari pH:

pH = 1/2 pKw + 1/2 pKa - 1/2 pKb -> hidrolisis total

Jika :

- Ka < Kb -> pH > 7

- Ka > Kb -> pH < 7

- Ka = Kb -> pH = 7

VII. LARUTAN BUFFER

Disebut juga larutan penyangga / larutan datar.

Sifat : mempunyai pH tetap, tidak terpengaruh oleh pengenceran maupun penambahan asam atau basa.

Larutan Buffer terbentuk apabila :

Larutan mengandung campuran asam lemah dengan garamnya

Contoh :

CH3COOH dengan CH 3COONa

Rumus pH:

Larutan mengandung campuran basa lemah dengan garamnya

Contoh:

NH4OH dengan NH 4Cl

Rumus pH:

VIII.TEORI ASAM BASA

1. Teori Arhenius

· Asam adalah zat yang dalam pelarut air menghasilkan ion hodrogen (H+ )

Contoh :

HCl, H2SO, HNO3, dan sebagainya

· Basa adalah zat yang dalam pelarut air menghasilkan ion hidroksil (H- )

Contoh:

NaOH, KOH, Ca(OH) 2 ,Mg(OH)2 dan sebagainya.

2. Teori Bronsted - Lowry

· Asam adalah zat yang dapat melepaskan proton/donor proton.

· Basa adalah zat yang dapat menerima proton/aseptor proton.

Contoh:

H2O + NH3 ====== OH+ + NH3+

3. Teori Lewis

· Asam adalah zat yang dapat menerima pasangan elektron.

· Basa adalah zat yang dapat melepas pasangan elektron.

Contoh:

NH3 + H+ ® NH3+

IX. KELARUTAN DAN HASIL KALI KELARUTAN

Kelarutan (Solubility) adalah banyaknya mol zat yang terlarut tiap liternya (disingkat S). Zat elektrolit yang sukar larut, membentuk sistem kesetimbangan.

Misalnya Am Bn adalah elektrolit, maka :

(Am Bn) adalah suatu konstanta yang disebut Ksp.(hasil kali kelarutan) yaitu hasil kali

konsentrasi ion-ion zat elektrolit saat tetap jenuh.

Jadi :

Ksp = [A+n]m . [B-m]n

Ingat :

Jika hasil kalii konsentrasi ion-ion > Ksp, maka larutan lewat jenuh (terjadi endapan).

Jika hasil kalii konsentrasi ion-ion < Ksp, maka larutan belum jenuh (tidak terjadi endapan).

Jika hasil kali konsentrasi ion-ion = Ksp, maka larutan tepat jenuh.

Contoh :

Hubungan kelarutan dan Hasil Kelarutan

Ksp = (n - 1)n - 1 Sn

Keterangan:

S = kelarutan dalam molar

n = jumlah mol ion dari zat elektrolit; untuk n = 2, Ksp = S2

n = 3, Ksp = 4 S3

n = 4, Ksp = 27 S4

X. PENGARUH ION SEJENIS

Pada kesetimbangan elektrolit yang sukar larut, jika ditambah asam, basa atau garam

yang mengandung ion sejenis dengan elektrolit tersebut, maka kesetimbangan akan

bergeser ke arah pembentukan endapan atau akan memperkecil kelarutan elektrolit

tersebut.

Contoh :

Ke larutan AgCl paling besar jika AgCl di larutkan dalam :

a) HCl. 0,005 M

b) BaCl2 0,1 M

c) AgNO3 0,1 M

d) Air

Jawab :

Kelarutan AgCl paling besar dalam air, sebab air tidak mengandung ion sejenis.

Kelarutan AgCl paling kecil dalam larutan BaCl 2 0,1 M air, sebab larutan mengandung ion sejenis (yaitu Cl- )dengan konsentrasi terbesar yaitu

[Cl + ] = 0,2 M