Pintar Pelajaran Kesetimbangan Ion Dalam Larutan Asam Basa, Hidrasi Dan Hidrolisis Garam, Larutan Penyangga, Kelarutan, Rumus, Rujukan Soal, Pembahasan, Praktikum Kimia

Kesetimbangan Ion dalam Larutan Asam Basa, Hidrasi dan Hidrolisis Garam, Larutan Penyangga, Kelarutan, Rumus, Contoh Soal, Pembahasan, Praktikum Kimia - Air yang ada di alam, menyerupai air bahari merupakan adonan banyak sekali macam larutan garam yang sanggup memengaruhi pH. Campuran tersebut juga sanggup mempertahankan harga pH, walaupun air sungai yang mengalir ke bahari bersifat asam atau basa. Mengapa hal tersebut sanggup terjadi? Selain itu, ada juga garam-garam yang hampir tidak larut dalam air pada pH tertentu, tetapi sanggup larut dalam pH yang berbeda. Sifat-sifat garam menyerupai ini sanggup dimanfaatkan untuk memisahkan garam-garam yang terkandung dalam mineral untuk kepentingan pemisahan logam-logam. Contoh-contoh di atas terjadi lantaran adanya proses kesetimbangan ion-ion dalam larutan. Apa saja yang sanggup mempengaruhi kesetimbangan larutan? Bagaimanakah pengaruhnya terhadap kelarutan senyawa? Anda akan menemukan jawabannya setelah mempelajari belahan ini. (Baca juga : Kesetimbangan Kimia)

Peta konsep Kesetimbangan Ion.

A. Larutan Asam Basa

Pada materi stoikiometri, Anda sudah mencar ilmu perihal titrasi asam berpengaruh dan basa berpengaruh menghasilkan garam yang bersifat netral (pH = 7). Apa yang terjadi jikalau zat yang dititrasi yakni asam lemah dan basa berpengaruh atau asam berpengaruh dan basa lemah atau asam lemah dan basa lemah? Untuk sanggup menjawab problem ini, Anda perlu memahami konsep hidrolisis dan prinsip larutan penyangga.

Anda sudah memahami bahwa reaksi asam berpengaruh dan basa berpengaruh akan menghasilkan garam yang bersifat netral. Contoh :

HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l)

Di dalam air, garam NaCl bersifat netral lantaran tidak mempunyai kemampuan untuk bereaksi dengan air sebagai pelarutnya sehingga konsentrasi molar H⁺ dan OH^– dalam larutan tidak berubah, masing-masing sebesar 1,0 × 10^–7 M (hasil ionisasi air). Perhatikan kurva titrasi pada Gambar 1.

Gambar 1. Kurva titrasi HCl-NaOH.

Dengan demikian, pada titrasi asam berpengaruh dan basa kuat, titik stoikiometri dicapai pada pH = 7 (netral). Setelah titik setara tercapai, penambahan sedikit basa akan mengubah pH larutan sangat drastis. Jika asam lemah dan basa berpengaruh atau asam berpengaruh dan basa lemah direaksikan, garam yang terbentuk mempunyai sifat berbeda dengan garamgaram netral menyerupai NaCl. Contoh :

HCl(aq) + NH₃(aq) → NH₄Cl(aq)

Garam amonium klorida yang terbentuk bersifat reaktif terhadap air sebagai pelarutnya, khususnya ion NH₄⁺ yang berasal dari basa lemah. Mengapa? Di dalam larutan, NH₄Cl berada dalam bentuk ion-ionnya. Jika Anda bandingkan kekuatan asam antara ion NH₄⁺ dan H₂O, mana yang lebih kuat? Lihat kekuatan asam basa konjugat pada materi Asam dan Basa.

Ion NH₄⁺ merupakan asam konjugat yang lebih berpengaruh dari H₂O sehingga ion NH₄⁺ dapat melepaskan proton membentuk NH₃ dan ion H₃O⁺ (Gambar 2).

Gambar 2. Kurva titrasi HCl-NH₄OH

Persamaan reaksinya : 

NH₄⁺(aq) + H₂O(l) ↔ NH₃(aq) + H₃O⁺(aq)

Pada materi stoikiometri, Anda sudah mencar ilmu perihal titrasi asam berpengaruh dan basa berpengaruh yaitu reaksi yang menghasilkan air hingga air terurai menjadi ion-ionnya. Oleh lantaran dalam larutan tersebut kelebihan ion H₃O⁺ maka sanggup dipastikan larutan bersifat asam. Dengan demikian, jikalau Anda melaksanakan titrasi asam berpengaruh oleh basa lemah, titik stoikiometri tidak pada pH = 7, tetapi di bawah 7. Setelah titik stoikiometri tercapai, penambahan NH₃ tetes demi tetes tidak meningkatkan pH larutan secara drastis, sebagaimana pada titrasi HCl dan NaOH, tetapi naik secara perlahan. Mengapa?

Jika ke dalam larutan NH₄Cl yang sudah terhidrolisis ditambah lagi NH₃ , dalam larutan akan terjadi kesetimbangan antara ion NH₄⁺ (dari NH₄Cl) dan NH₃ dari basa yang ditambahkan. Persamaannya sebagai berikut.

NH₄⁺(aq) ↔ NH₃(aq) + H⁺(aq)

Sistem reaksi tersebut merupakan kesetimbangan basa lemah dan asam konjugatnya (teori asam basa Bronsted-Lowry). Karena membentuk kesetimbangan maka semua Hukum-Hukum Kesetimbangan berlaku di sini. Akibatnya, penambahan NH₃ akan bereaksi dengan proton (ion H⁺  dan sistem akan menggeser posisi kesetimbangan ke arah kiri. Dengan demikian, penambahan NH₃ berlebih dianggap sebagai gangguan dan sistem berupaya meminimalkan gangguan dengan cara menggeser posisi kesetimbangan untuk memperkecil gangguan tersebut.

Dampak dari pergeseran posisi kesetimbangan asam basa konjugat yakni kenaikan pH larutan relatif kecil. Inilah alasan mengapa penambahan basa setelah titik stoikiometri tercapai, perubahan pH larutan relatif kecil. Sistem larutan yang membentuk kesetimbangan antara basa lemah dan asam konjugatnya disebut larutan penyangga. Salah satu sifat penting dari larutan penyangga yakni sanggup mempertahankan pH larutan dari gangguan penambahan asam atau basa.

Formula dari basa konjugat selalu mempunyai jumlah atom H lebih sedikit dan mempunyai muatan lebih negatif dibandingkan formula asam konjugatnya.

B. Hidrasi dan Hidrolisis Garam-Garam

Hidrolisis yakni reaksi dengan air menimbulkan air terionisasi. Suatu zat dikatakan terhidrolisis jikalau zat tersebut dalam larutannya sanggup bereaksi dengan air sehingga air menjadi terionisasi.

2.1. Pengertian Hidrasi dan Hidrolisis

Suatu garam dalam pelarut air terurai membentuk ion-ionnya. Hasil pelarutan garam ini sanggup bersifat netral, asam, atau basa. Sifat larutan garam ini bergantung pada sifat-sifat ionnya. Pelarutan garam sanggup memengaruhi keadaan kesetimbangan ionisasi air. Anda sudah mengetahui bahwa air membentuk kesetimbangan dengan ion-ionnya.

H₂O(l) ↔ H⁺(aq) + OH^–(aq)

atau

2H₂O(l) ↔ H₃O⁺(aq) + OH^–(aq)

Garam-garam yang terlarut di dalam air mungkin terhidrasi atau terhidrolisis. Suatu garam dikatakan terhidrasi di dalam pelarut air jikalau ionionnya dikelilingi oleh molekul air akhir antaraksi dipol antara ion-ion garam dan molekul air. Antaraksi ion-ion garam dan molekul air membentuk kesetimbangan dan tidak mempengaruhi pH larutan. Suatu garam dikatakan terhidrolisis di dalam pelarut air jikalau ionionnya bereaksi dengan molekul air. Reaksi ion-ion garam dan air membentuk kesetimbangan dan mempengaruhi pH larutan.

Solvasi yakni proses ion atau molekul dikelilingi oleh pelarutnya. Jika pelarutnya air, dinamakan hidrasi.

2.1.1. Hidrasi Kation dan Anion

Hidrasi kation terjadi lantaran adanya antaraksi antara muatan positif kation dan pasangan elektron bebas dari atom oksigen dalam molekul air. Kation yang sanggup dihidrasi yakni kation-kation lemah, menyerupai ion kalium (K⁺), yaitu kation yang mempunyai ukuran besar dengan muatan listrik rendah. Kation-kation menyerupai ini berasal dari basa kuat, seperti Na⁺, K⁺, dan Ca²⁺. Contohnya :

K⁺(aq) + nH₂O(l) ↔ [K(H₂O)_n]⁺

Anion-anion yang dihidrasi yakni anion dari asam berpengaruh atau anion yang bersifat basa konjugat sangat lemah. Anion-anion ini dihidrasi melalui antar agresi dengan atom hidrogen dari air. Misalnya :

NO₃^–(aq) + mH₂O(l) ↔ [NO₃(H₂O)_m]^–

Kation dan anion dari garam-garam yang terhidrasi di dalam air tidak bereaksi dengan molekul air. Oleh lantaran itu, anion atau kation menyerupai ini merupakan ion-ion bebas di dalam air (Gambar 3).

Gambar 3. Model hidrasi dari garam NaCl dalam pelarut air.

2.1.2. Hidrolisis Kation dan Anion

Kation-kation garam yang berasal dari basa lemah di dalam air sanggup mengubah larutan menjadi asam. Kation-kation ini merupakan asam konjugat dari basa lemah, seperti Al³⁺, NH₄⁺, Li⁺, Be²⁺, dan Cu²⁺. Karena kation-kation tersebut merupakan asam konjugat dari basa lemah maka tingkat keasamannya lebih berpengaruh daripada air. Oleh karenanya, kation-kation ini sanggup menarik gugus OH^– dari molekul air dan meninggalkan sisa proton (H⁺) sehingga larutan bersifat asam.

Reaksi antara H₂O dan kation logam membentuk kesetimbangan. Dalam hal ini, molekul H₂O berperan sebagai basa Lewis atau penerima proton berdasarkan Bronsted-Lowry. Contohnya :

NH₄⁺(aq) + H₂O(l) ↔ NH₃(aq) + H₃O⁺(aq)

Al³⁺(aq) + 3H₂O(l) ↔ Al(OH)₃(aq) + 3H⁺(aq)

Anion-anion hasil pelarutan garam yang berasal dari asam lemah sanggup mengubah pH larutan menjadi bersifat basa lantaran bereaksi dengan molekul air. Anion-anion menyerupai ini merupakan basa konjugat dari asam lemah, yaitu basa yang lebih berpengaruh dibandingkan molekul H₂O. Karena itu, anion-anion tersebut sanggup menarik proton (H⁺) dari molekul air dan meninggalkan sisa ion OH^– yang menimbulkan larutan garam bersifat basa. Contohnya:

F^–(aq) + H₂O(l) ↔ HF(aq) + OH^–(aq)

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

Semua garam yang anionnya berasal dari asam lemah, seperti CH₃COONa, KCN, NaF, dan Na₂S akan terhidrolisis dikala dilarutkan di dalam air menghasilkan larutan garam yang bersifat basa. Reaksi kation atau anion dengan molekul air disebut hidrolisis. Dengan kata lain, hidrolisis yakni reaksi ion dengan air yang menghasilkan basa konjugat dan ion hidronium atau asam konjugat dan ion hidroksida.

Contoh Soal Garam yang Terhidrolisis (1) :

Manakah di antara NaCl, MgCl₂, dan AlCl₃ yang jikalau dilarutkan dalam air akan terhidrolisis?

Pembahasan :

Ion Cl^– berasal dari asam berpengaruh atau basa konjugat yang lebih lemah dari air. Oleh lantaran itu, ion Cl^– tidak bereaksi dengan air. Kation Na⁺ dan Mg²⁺ berasal dari basa berpengaruh dan merupakan kation berukuran relatif besar dengan muatan rendah sehingga tidak terhidrolisis. Ion Al³⁺ memiliki ukuran relatif sama dengan Mg²⁺, tetapi muatannya tinggi sehingga sanggup bereaksi dengan air. Oleh lantaran itu, ion Al³⁺ terhidrolisis membentuk Al(OH)₃.

2.2. Derajat Keasaman Larutan Garam

Semua garam yang larut dalam air akan terurai membentuk ionionnya. Karena ion-ion garam dalam air ada yang terhidrolisis maka pelarutan garam-garam di dalam air sanggup mengubah pH larutan menjadi bersifat asam atau basa.

2.2.1. Larutan Garam Bersifat Netral

Basa konjugat dari asam berpengaruh tidak mempunyai kemampuan menarik proton dari molekul air. Basa konjugat menyerupai ini merupakan basa-basa yang lebih lemah dari molekul air. Jika anion seperti Cl^– dan NO₃^– berada di dalam air, anion-anion tersebut tidak akan menarik H⁺ dari molekul air sehingga tidak mengubah pH larutan garam. Anion menyerupai itu hanya terhidrasi. Kation seperti K⁺ dan Na⁺ merupakan asam konjugat dari basa kuat. Kation menyerupai ini juga tidak mempunyai kemampuan menarik gugus OH^– dari air sehingga tidak mengubah pH larutan. Ion-ion garam yang berasal dari basa berpengaruh dan asam berpengaruh tidak mengubah konsentrasi ion H⁺ dan OH^– hasil ionisasi air. Jadi, garam tersebut bersifat netral di dalam larutan atau mempunyai pH = 7.

2.2.2. Larutan Garam Bersifat Basa

Dalam larutan CH₃COONa, spesi utamanya yakni ion Na⁺, ion CH₃COO^– , dan molekul H₂O. Ion Na⁺ adalah asam konjugat yang lebih lemah dari air sehingga tidak sanggup menarik gugus OH^– dari air, tentunya tidak mengubah pH larutan. Ion CH₃COO^– merupakan basa konjugat dari asam lemah atau basa yang lebih berpengaruh dari air sehingga CH₃COO^– dapat menarik proton dari molekul air menghasilkan CH₃COOH dan OH^–. Akibatnya, larutan menjadi basa.

Reaksi ion asetat dan air membentuk kesetimbangan, persamaan reaksinya:

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

Tetapan kesetimbangan untuk reaksi ini yakni :

Bagaimanakah memilih nilai K_b dari ion asetat (K_b CH₃COO^–)?

Hal ini sanggup ditentukan dari hubungan K_a, K_b, dan K_w. Jika persamaan K_a asam asetat dikalikan dengan persamaan K_b , ion asetat akan menghasilkan nilai K_w . Penentuan nilai K_b di atas sebagai berikut.

Jadi, untuk setiap pasangan asam lemah dan basa konjugatnya terdapat hubungan K_a, K_b, dan K_w. :

K_w = K_a(asam lemah) × K_b(basa konjugatnya)

Dengan kata lain, jika K_a atau K_w diketahui maka nilai tetapan K_b dapat ditentukan. Tetapan kesetimbangan untuk ion asetat yakni :

K_b (CH₃COO^–) =  =  = 5,6 × 10^–10

Jadi, nilai K_b untuk ion asetat sebesar 5,6 × 10^–10.

Dengan demikian, untuk setiap garam yang mengandung kation dari basa berpengaruh (seperti, Na⁺ atau K⁺) dan anion dari asam lemah akan membentuk larutan bersifat basa. Nilai pH dari larutan garam yang anionnya terhidrolisis sanggup ditentukan berdasarkan nilai K_b basa konjugat dan konsentrasi ion-ion dalam sistem kesetimbangan.

Contoh Soal Perhitungan pH Garam Berasal dari Asam Lemah (2) :

Hitunglah pH larutan NaF 0,3 M. Diketahui nilai K_a HF = 2 × 10^–4.

Penyelesaian :

Spesi utama dalam larutan : Na⁺, F^–, H₂O.

Karena F^– basa konjugat dari asam lemah HF maka F^– merupakan basa yang lebih berpengaruh dari air sehingga sanggup bereaksi dengan air. Persamaannya sebagai berikut.

F^–(aq) + H₂O(l) ↔ HF(aq) + OH^–(aq)

Tetapan kesetimbangan untuk reaksi tersebut:

Nilai K_b dapat dihitung dari K_w dan K_a (HF) :

K_b =  =  = 1,4 × 10^–11.

Konsentrasi pada kesetimbangan yakni :

Konsentrasi Awal (mol L–1)		Konsentrasi Kesetimbangan (mol L–1)
[F–]0 = 0,3	xM	[F–] = 0,3 – x
[HF]0 = 0	→	[HF] = x
[OH–]0 = 0		[OH–] = x

K_b = 1,4 × 10^–10 =  =  ≈ 

Nilai x ≈ 2 × 10^–6

Catatan:

Nilai x sangat kecil dibandingkan 0,3 maka x sanggup diabaikan dalam penyebut.

Dengan demikian,

[OH^–] = x = 2 ×10^–6 M atau pOH = 5,69

pH = 14 – pOH = 8,31

Jadi, larutan bersifat basa.

Contoh Soal SPMB 2002 :

Peristiwa hidrolisis terjadi dalam larutan ....

A. natrium asetat
B. amonium sulfat
C. kalium sianida
D. amonium asetat
E. semua balasan benar

Pembahasan :

Garam yang mengalami reaksi hidrolisis yakni jenis garam yang mengandung ion sisa asam lemah atau ion sisa basa lemah. Dalam hal ini, natrium asetat, amonium sulfat, kalium sianida, dan amonium asetat merupakan garam yang mengalami reaksi hidrolisis. Jadi, semua balasan benar.

Jawabannya (E).

2.2.3. Larutan Garam Bersifat Asam

Beberapa garam menghasilkan larutan asam dikala dilarutkan dalam air. Misalnya, jikalau garam LiCl dilarutkan dalam air, akan terbentuk ion Li⁺ dan Cl^–. Ion Cl^– tidak mempunyai afinitas terhadap proton, melainkan hanya terhidrasi sehingga tidak mengubah pH larutan. Ion Li⁺ adalah asam konjugat dari basa lemah sehingga tingkat keasamannya lebih berpengaruh daripada H₂O. Oleh lantaran itu, asam tersebut sanggup bereaksi dengan air menghasilkan proton. Persamaannya:

Li⁺(aq) + H₂O(l) ↔ LiOH(aq) + H⁺(aq)

Umumnya, garam-garam yang kationnya merupakan asam konjugat dari basa lemah akan membentuk larutan yang bersifat asam. Nilai pH dari larutan garam menyerupai ini sanggup dihitung berdasarkan tetapan kesetimbangan asam konjugatnya.

Contoh Soal Perhitungan pH Garam Berasal dari Basa Lemah (3) :

Berapakah pH larutan NH₄Cl 0,1 M? Diketahui nilai K_b (NH₃) = 1,8 × 10^–5 .

Jawaban :

Spesi utama dalam larutan : NH₄⁺ , Cl–, dan H₂O.

Karena ion NH₄⁺ merupakan asam konjugat dari basa lemah maka ion tersebut lebih asam dari air sehingga sanggup bereaksi dengan air dan melepaskan proton. Persamaannya :

NH₄⁺(aq) + H₂O(l) ↔ NH₃(aq) + H₃O⁺(aq)

Tetapan kesetimbangannya yakni :

Nilai K_a (NH₄⁺) dihitung melalui kekerabatan :

K_a (NH₄⁺) = =  

K_a (NH₄⁺) = 5,6 × 10^–10

Konsentrasi masing-masing spesi yang terdapat dalam keadaan kesetimbangan :

Konsentrasi Awal (mol L–1)		Konsentrasi Kesetimbangan (mol L–1)
[NH4+]0 = 0,1		[NH4+] = 0,1 – x
	xM
[NH3]0 = 0	→	[NH3] = x
[H3O+]0 = 0		[H3O+]0 = x

Dengan demikian,



5,6 x 10^–10 =  = 

nilai x ≈ 7,5 × 10^–6 .

Konsentrasi ion H+ dalam larutan adalah

[H⁺] = x = 7,5 × 10^–6 M

Oleh lantaran itu, nilai pH = 5,13. Dengan demikian, larutan bersifat asam.

2.2.4. Larutan Garam Terhidrolisis Total

Selain garam-garam yang telah disebutkan sebelumnya, masih terdapat garam yang kedua ionnya memengaruhi pH larutan, seperti CH₃COONH₄ dan NH₄CN. Garam-garam tersebut di dalam air akan terurai membentuk ion-ion yang keduanya terhidrolisis. Oleh lantaran perhitungan untuk problem ini sangat kompleks maka di sini hanya akan ditinjau secara kualitatif.

Anda sanggup memperkirakan apakah larutan akan bersifat asam, basa, atau netral dengan cara membandingkan nilai K_a untuk ion asam konjugat terhadap nilai K_b dari ion basa konjugat. Jika nilai K_a lebih besar dari nilai K_b , larutan akan bersifat asam. Sebaliknya, jikalau nilai K_b lebih besar dari nilai K_a , larutan akan bersifat basa. Jika nilai Ka dan nilai K_b sama, larutan bersifat netral.

Tabel 1. Nilai pH Larutan Garam Terhidrolisis Total

Ka > Kb	pH < 7 (asam)
Kb > Ka	pH > 7 ( basa)
Ka = Kb	pH = 7 (netral)

Contoh Soal Penentuan Sifat Larutan Garam dari Tetapan Asam Basa (4) :

Ramalkan apakah larutan garam berikut bersifat asam, basa, atau netral:

(a) NH₄COOCH₃ ;
(b) NH₄CN.

Pembahasan :

a. Spesi utama yakni : NH₄⁺, CH₃COO^–, H₂O.

Nilai K_a(NH₄⁺) = 5,6 × 10^–10; K_b(CH₃COO^–) = 5,6 × 10^–10 (lihat pola soal sebelumnya).

Oleh karena K_a(NH₄⁺) sama dengan K_b(CH₃COO^–) maka larutan bersifat netral.

b. Larutan mengandung ion NH₄⁺ dan ion CN^–. Nilai K_a(NH₄⁺) = 5,6 × 10^–10 , dan nilai K_b(CN^–) yakni :

K_b (CN^–)  =  =  = 1,18 × 10^–5 .

Oleh karena K_b (CN^–) lebih besar dari K_a (NH₄⁺) maka larutan bersifat basa.

C. Larutan Penyangga

Sebagaimana diuraikan sebelumnya, jikalau ke dalam larutan garam yang kation atau anionnya terhidrolisis, contohnya larutan NH₄Cl ditambahkan NH₃ maka akan terbentuk kesetimbangan antara ion NH₄⁺ dan NH₃ . Sistem larutan menyerupai ini dinamakan larutan penyangga. Salah satu sifat penting dari larutan penyangga yakni sanggup mempertahankan pH larutan.

3.1. Prinsip Larutan Penyangga

Berdasarkan Teori Asam-Basa Arrhenius, larutan yang mengandung adonan asam lemah dan garam yang anionnya senama dengan asam lemah tersebut akan membentuk larutan penyangga. Contohnya, NH₃COOH dan CH₃COONa. Demikian juga jikalau larutan mengandung adonan basa lemah dan garam yang kationnya senama dengan basa lemah akan membentuk larutan penyangga. Contohnya, NH₄OH dan NH₄Cl.

Berdasarkan Teori Asam-Basa Bronsted-Lowry, larutan yang mengandung adonan dari pasangan asam lemah dan basa konjugat atau basa lemah dan asam konjugatnya akan membentuk larutan penyangga.

Contoh:

a.	NH3(aq)	+	H2O(l)	↔	NH4+(aq)	+	OH–(aq)
	Basa lemah				Asam konjugat
b.	H2PO4–(aq)			↔	HPO42–(aq)		H+(aq)
	Asam lemah				Basa konjugat

Prinsip larutan penyangga berdasarkan teori asam basa Arrhenius terbatas hanya untuk adonan asam lemah dan garamnya atau basa lemah dan garamnya, sedangkan prinsip berdasarkan Bronsted-Lowry lebih umum, selain asam lemah dan garamnya (contoh a), juga meliputi adonan garam dan garam (contoh b).

Tinjau pola (b), sistem kesetimbangan asam lemah dan basa konjugatnya sanggup berasal dari garam NaH₂PO₄ dan Na₂HPO₄. Jika kedua garam ini dicampurkan, akan terbentuk larutan penyangga.

Amonium hidroksida sanggup dipakai untuk menciptakan larutan penyangga dengan cara mencampurkannya dengan amonium fosfat sebagai garamnya.

Untuk menerangkan prinsip larutan penyangga, Anda sanggup melaksanakan kegiatan berikut.

Praktikum Kimia Larutan Penyangga (1) :

Tujuan :

Membuktikan prinsip larutan penyangga.

Alat :

1. Gelas kimia
2. Batang pengaduk
3. pH meter atau indikator universal
4. Gelas ukur

Bahan :

1. Larutan CH₃COOH 0,5 M
2. Larutan CH₃COONa 0,5
3. Larutan NaH₂PO₄ 0,5 M
4. Larutan Na2HPO4 0,5 M

Langkah Kerja :

Ke dalam gelas kimia masukkan larutan berikut.

1. 100 mL larutan CH₃COOH 0,5 M, ukur pH-nya.
2. 100 mL larutan CH₃COONa 0,5 M, ukur pH-nya.
3. Campuran 50 mL larutan CH₃COOH 0,5 M dan 50 ml larutan CH₃COONa 0,5 M. Kocok dan ukur pH-nya.
4. 100 mL larutan NaH₂PO₄ 0,5 M, ukur pH-nya.
5. 100 mL larutan Na₂HPO₄ 0,5 M, ukur pH-nya.
6. Campuran 50 mL NaH₂PO₄ 0,5 M dan 50 mL Na₂HPO₄ 0,5 M. Kocok dan ukur pH-nya.

Pertanyaan :

1. Berapakah pH masing-masing larutan penyangga?
2. Bagaimanakah kestabilan larutan penyangga tersebut?
3. Apakah yang sanggup Anda simpulkan dari percobaan ini. Diskusikan dengan teman sekelas Anda.

Pada langkah kerja (3), spesi utama yang terdapat dalam larutan penyangga adalah CH₃COOH, CH₃COO^–, Na⁺, H⁺, dan H₂O. Asam asetat yakni asam lemah dan dalam larutan terionisasi sebagian membentuk kesetimbangan :

CH₃COOH(aq) ↔ CH₃COO^–(aq) + H⁺(aq)

Garam natrium asetat terionisasi tepat membentuk ion Na⁺ dan ion CH₃COO^–. Persamaan reaksinya sebagai berikut.

CH₃COONa(aq) → Na⁺(aq) + CH₃COO^–(aq)

Konsentrasi ion CH₃COO^– dari garam lebih banyak dibandingkan dari hasil ionisasi asam asetat. Akibatnya, di dalam larutan, konsentrasi ion CH₃COO^– ditentukan oleh konsentrasi garam. Dengan demikian, konsentrasi ion-ion dalam sistem kesetimbangan ditentukan oleh konsentrasi asam asetat dan konsentrasi ion asetat yang berasal dari garam.

CH3COOH(aq)	↔	CH3COO–(aq)	+	H+(aq)
Asam asetat		Ion asetat

Pada langkah kerja (6), spesi utama yang terdapat dalam larutan penyangga yakni : Na⁺, H₂PO₄^–, HPO₄^2–, H⁺, dan H₂O.

Dalam larutan, garam natrium dihidrogen fosfat dan natrium hidrogen fosfat terionisasi sempurna, persamaan reaksinya sebagai berikut.

NaH₂PO₄(aq) → Na⁺(aq) + H₂PO₄^–(aq)

Na₂HPO₄(aq) → 2Na⁺(aq) + HPO₄^2–(aq)

Kedua anion tersebut membentuk asam basa konjugat dan berada dalam keadaan kesetimbangan. Oleh lantaran ion H₂PO₄^– memiliki tingkat keasaman lebih berpengaruh dibandingkan ion HPO₄^2– maka H₂PO₄^– berperan sebagai asam dan HPO₄^2– sebagai basa konjugatnya. Persamaan reaksinya sebagai berikut.

H₂PO₄^–(aq) ↔ HPO₄^2–(aq) + H⁺(aq)

Oleh lantaran ion H₂PO₄^– berasal dari garam NaH₂PO₄ dan ion HPO₄^2– dari garam Na₂HPO₄ maka konsentrasi ion-ion dalam sistem kesetimbangan ditentukan oleh konsentrasi garam-garamnya.

Contoh Soal UNAS 2004 :

Larutan Ca(CN)₂ memiliki pH = 11 – log 2. Jika Ka(HCN) = 4 × 10–10 dan Mr Ca(CN)₂ = 92, jumlah Ca(CN)₂ yang terlarut dalam 500 mL larutan yakni ....

A. 3,68 g
B. 7,36 g
C. 8,45 g
D. 14,72 g
E. 15,25 g

Pembahasan :

Ca(CN)₂ → Ca²⁺ + 2CN^–
CN^– + H₂O ↔ HCN + OH^–
pH = 11 + log 2
pOH = 3 – log 2
[OH-] = 2 × 10^–3 M

[OH–] = 

2 × 10^–3 = 

4 × 10^–6 =  [CN^–]

16 × 10^–16 = 10^–14 [CN^–]

[CN^–] =  = 16 × 10^–2 M

Ca(CN)2	→	Ca2+ + 2 CN–
8 × 10–2 M		16 × 10–2 M

8 × 10^–2 = 

x =  = 3,68 g

Jadi, jawabannya (A).

3.2. Aplikasi Prinsip Larutan Penyangga

Cairan darah dalam badan insan mempunyai sifat penyangga lantaran bisa mengendalikan pH dalam darah. Salah satu fungsi darah yakni membawa oksigen untuk disebarkan ke seluruh sel. Fungsi ini bergantung pada pH darah.

Sel darah merah, khususnya atau hemoglobin bekerja optimal sebagai pembawa oksigen pada pH sekitar 7,4. Jika pH cairan darah berubah maka kerja hemoglobin akan menurun, bahkan kemampuannya akan hilang jikalau pH cairan darah di atas 10 atau di bawah 5.

Cairan darah mengandung asam lemah H₂CO₃ dan basa konjugatnya : HCO₃^– (dari garam NaHCO₃ dan KHCO₃). Kedua spesi ini bertanggung jawab dalam mempertahankan pH cairan darah biar sel darah merah bekerja secara optimal.

Jika seseorang meminum sedikit asam atau basa, menyerupai air jeruk atau minuman bersoda maka minuman tersebut akan terserap oleh darah. Kemudian, cairan darah akan mempertahankan pH-nya dari gangguan asam atau basa yang dimakan atau diminum seseorang.

Jika cairan darah tidak mempunyai sifat penyangga maka akan bersifat asam, yang tentunya mengganggu kinerja darah. Akan tetapi, lantaran cairan darah mempunyai sifat penyangga, penambahan sedikit asam atau basa tidak mengubah pH cairan darah sehingga kinerja darah tetap optimal.

Air bahari juga mempunyai sifat penyangga yang berasal dari garam-garam dan udara yang terlarut dalam air laut. Di dalam air bahari terkandung garam-garam natrium, kalium, magnesium, dan kalsium dengan anion-anion menyerupai klorida, sulfat, karbonat, dan fosfat.

Sifat penyangga air bahari sanggup berasal dari NaHCO₃ dan gas CO₂ dari udara yang terlarut. Di dalam air laut, gas CO₂ terlarut dan bereaksi dengan air membentuk asam karbonat. Persamaan reaksinya sebagai berikut.

H₂O(l) + CO₂(g) ↔ H₂CO₃(aq)

Oleh lantaran asam karbonat yakni asam lemah dan dalam air bahari terkandung garam natrium hidrogen karbonat maka kedua senyawa itu akan membentuk larutan penyangga, melalui reaksi kesetimbangan:

H₂CO₃(aq) ↔ HCO₃^–(aq) + H⁺(aq)

Konsentrasi H₂CO₃ berasal dari gas CO₂ terlarut dan konsentrasi HCO₃^– berasal dari garam yang terkandung dalam air laut. Jika air hujan yang umumnya besifat asam tercurah ke bahari atau air dari sungai-sungai mengalir ke bahari dengan banyak sekali sifat asam dan basa maka sifat asam dan basa itu tidak akan mengubah pH air laut. Dengan kata lain, pH air bahari relatif tetap.

Jika Anda ingin mempunyai larutan yang mempunyai nilai pH mulai dari 1 hingga 14 dan tahan usang di laboratorium, Anda sanggup menciptakan larutan-larutan tersebut dari larutan penyangga. Nilai pH larutan penyangga tidak berubah walaupun disimpan dalam kurun waktu yang lama.

Penggunaan Larutan Penyangga dalam Pengembangan Padi Hibrida

Kebutuhan akan pangan terus bertambah seiring dengan peningkatan populasi penduduk. Sementara produksi pangan cenderung tetap. Hal ini terjadi disebabkan terbatasnya lahan produksi yang sesuai untuk pertumbuhan tumbuhan pangan. Oleh lantaran itu, perlu adanya penelitian lebih lanjut untuk meningkatkan kapasitas produksi padi nasional. Peningkatan itu dilakukan dengan cara penggunaan bibit unggul dan pemanfaatan lahan-lahan marginal di luar pulau Jawa. Salah satu lahan marginal yang kini sedang diusahakan yakni lahan pasang surut.

Kendala penggunaan lahan pasang surut salah satunya tingkat keasamannya yang tinggi. Beberapa teknik budidaya padi bibit unggul yang diterapkan di lahan pasang surut di antaranya dengan cara penanaman padi tidak terlalu dalam. Kemudian, menambahkan dolomit (basa) untuk menetralkan pH tanah dan larutan penyangga untuk mempertahankan pH sekitar 6–7. (Sumber: www.pu.go.id)

3.3. Penentuan pH Larutan Penyangga

Bagaimana menciptakan larutan penyangga yang mempunyai nilai pH tertentu? Anda sanggup membuatnya dari adonan asam lemah dan basa konjugat atau dari basa lemah dan asam konjugatnya, dengan tetapan ionisasi asam lemah atau basa lemah mendekati konsentrasi ion H⁺ atau pH yang diharapkan.

Sebagai gambaran, contohnya larutan penyangga dibentuk dari asam lemah HA dan basa konjugatnya A^– . Persamaan kesetimbangan ionisasi asam yakni :

HA(aq) ↔ H⁺(aq) + A^–(aq)

Tetapan ionisasi dari asam lemah HA yakni :

K_a = 

Dengan menata ulang persamaan, diperoleh persamaan untuk konsentrasi ion H⁺ , yaitu :

[H⁺] = Ka x 

Persamaan tersebut menyatakan konsentrasi ion H⁺ dalam bentuk K_a asam lemah dikalikan dengan perbandingan konsentrasi HA dan A^– pada keadaan kesetimbangan. Jika [HA] dan [A^–] sama maka konsentrasi ion H⁺ dari larutan penyangga sama dengan nilai K_a.

Anda sanggup memakai persamaan di atas untuk memilih nilai pH larutan penyangga, yaitu :

Ruas kiri persamaan menyatakan pH. Ruas kanan sanggup disederhanakan menjadi pK_a , dimana pK_a = –log K_a . Jadi, persamaan di atas sanggup ditulis dalam bentuk sebagai berikut.

pH = pK_a - log 

Secara umum, persamaan tersebut sanggup dinyatakan sebagai berikut.

a. Berdasarkan teori Bronsted-Lowry

pH = pK_a - log 

b. Berdasarkan teori Arrhenius

pH = pK_a - log 

Untuk larutan penyangga yang dibentuk dari basa lemah dan asam konjugatnya, nilai pOH diperoleh dengan cara serupa.

a. Berdasarkan teori Bronsted-Lowry

pH = pK_a - log 

b. Berdasarkan teori Arrhenius

pH = pK_a - log 

Persamaan ini dikenal sebagai persamaan Henderson-Hasselbalch.

Untuk menciptakan larutan penyangga dengan pH sesuai keinginan, contohnya pH ≈ 4,75, sanggup dilakukan dengan mencampurkan asam lemah yang mempunyai nilai pKa sekitar 4,74. Kemudian, dicampurkan dengan garam yang konsentrasi molarnya sama dengan asam lemah biar -log  = 0 sehingga pH = pK_a.

Contoh Soal pH Larutan Penyangga dari Asam Lemah dan Garamnya (5) :

Berapa pH larutan yang dibentuk dari adonan 50 mL CH₃COOH 0,5 M dan 50 mL NaCH₃COO 0,5 M ? Diketahui K_a (CH₃COOH) = 1,8 × 10–5.

Penyelesaian :

Dalam larutan terdapat: CH₃COOH, CH₃COO^–, H⁺, dan Na⁺. Reaksi kesetimbangannya:

CH₃COOH(aq) ↔ CH₃COO^–(aq) + H⁺(aq)

Konsentrasi CH₃COO^– lebih secara umum dikuasai dari garam dibandingkan hasil ionisasi asam asetat maka dalam perhitungan, konsentrasi CH₃COO^– ditentukan dari garamnya.

Konsentrasi CH₃COOH dalam adonan (100 mL) :

[CH₃COOH] =  = 0,25 M

Konsentrasi CH₃COO^– dalam adonan (100 mL):

[CH₃COO^–] =  = 0,25 M

Nilai pH larutan dihitung dengan rumus:

pH = pK_a – log 

pH = pK_a– log 

= – log (1,8 × 10–5) – log  = 4,74

Jadi, pH larutan penyangga sebesar 4,74. Nilai ini berasal dari nilai pK_a .

Contoh Soal pH Larutan Penyangga dari Campuran Garam (6) :

Berapa pH larutan penyangga yang dibentuk dari adonan 60 mL NaH₂PO₄ 0,5 M dan 40 mL Na₂HPO₄ 0,5 M. Diketahui K_a (H₂PO₄^–) = 7,5 × 10–3.

Jawaban :

Dalam larutan terdapat: Na⁺, H⁺, H₂PO₄^–, dan HPO₄^2–. Reaksi kesetimbangannya:

H₂PO₄^–(aq) ↔ HPO₄^2–(aq) + H⁺(aq)

Oleh lantaran kedua garam tersebut terionisasi tepat maka konsentrasi H₂PO₄^– dan HPO₄^2– sama dengan konsentrasi garam-garamnya.

Konsentrasi H₂PO₄^– dalam adonan (100 mL) :

[H₂PO₄^– ] =  x 0,5 M = 0,3 M

Konsentrasi HPO₄^2– dalam volume adonan :

[HPO₄^2– ] =  x 0,5 M = 0,2 M

Nilai pH larutan :

pH = pK_a – log 

= pK_a – log 

= –log (7,5 × 10^–3) – log  = 1,95

Jadi, pH larutan = 1,95.

3.4. Kinerja Larutan Penyangga

Seperti telah diuraikan sebelumnya, bahwa larutan penyangga mempunyai kemampuan untuk mempertahankan pH larutan jikalau ke dalam larutan itu ditambahkan sedikit asam atau basa; atau diencerkan. Bagaimanakah kinerja larutan penyangga bekerja dalam mempertahankan pH larutannya dari efek asam, basa, atau pengenceran?

Untuk mengetahui hal ini, Anda sanggup melaksanakan kegiatan berikut.

Praktikum Kimia Kinerja Larutan Penyangga (2) :

Tujuan :

Mengamati kinerja larutan penyangga.

Alat :

1. gelas kimia 250 mL
2. pH meter atau indikator universal
3. gelas ukur

Bahan :

1. 100 mL CH₃COOH 0,1 M
2. 100 mL CH₃COONa 0,1 M
3. 50 mL CH₃COOH 0,2 M
4. 50 mL CH₃COONa 0,2 M
5. HCl 0,5 M
6. NaOH 0,5 M

Langkah Kerja :

1. Sediakan 3 buah gelas kimia 250 mL.

a. Gelas kimia 1: 50 mL CH₃COOH 0,1 M, ukur pH-nya.
b. Gelas kimia 2: 50 mL CH₃COONa 0,1 M, ukur pH-nya.
c. Gelas kimia 3: 25 ml larutan CH₃COOH 0,2 M dan 25 mL larutan CH₃COONa 0,2 M. Kocok adonan dan ukur pH-nya.
d. Ke dalam larutan tersebut masing-masing tambahkan 1 mL HCl 0,5 M. Kocok dan ukur pH-nya.

2. Ulangi mekanisme yang sama hingga langkah (c), kemudian tambahkan 1 mL NaOH 0,5 M. Kocok dan ukur pH-nya.

3. Encerkan larutan (gelas kimia 3) hingga volume 1 liter. Kocok dan ukur pH-nya.

Pertanyaan :

1. Apakah terjadi perubahan pH pada masing-masing larutan?
2. Bagaimanakah kestabilan pH pada larutan penyangga?
3. Berapakah pH masing-masing larutan sebelum dan setelah ditambah asam, basa, dan netral?
4. Diskusikan hasil pengamatan dari percobaan ini dengan teman sekelas Anda.

Mengapa larutan penyangga sanggup mempertahankan pH jikalau ditambah sedikit asam atau basa? Tinjau larutan penyangga pada Praktikum Kimia 2.

Larutan mengandung asam lemah CH₃COOH dan basa konjugatnya CH₃COO^–. Jika asam berpengaruh ditambahkan ke dalam larutan penyangga, berarti memasukkan ion H⁺ yang sanggup bereaksi dengan basa konjugatnya.

H⁺(aq) + CH₃COO^–(aq) → CH₃COOH(aq)

Jika basa berpengaruh ditambahkan ke dalam larutan penyangga, berarti memasukkan ion OH^– yang bereaksi dengan asam lemahnya.

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

Penambahan H⁺ atau OH^– ke dalam larutan penyangga akan menggeser posisi kesetimbangan CH₃COOH ↔ CH₃COO^– ke arah pengurangan gangguan sekecil mungkin (prinsip Le Chatelier).

Pergeseran posisi kesetimbangan menimbulkan konsentrasi asam lemah dan basa konjugatnya berubah. Jika H⁺ ditambahkan, konsentrasi asam bertambah, sedangkan konsentrasi basa konjugat berkurang. Pada penambahan OH^– terjadi sebaliknya.

Perubahan konsentrasi asam lemah dan basa konjugat akhir penambahan H⁺ atau OH^– cukup berarti, tetapi pH larutan penyangga relatif tidak berubah lantaran pH larutan ditentukan oleh perbandingan [asam] :[basa konjugat], di samping pK_a atau pK_b. Gambar 4. mengatakan perubahan pH larutan penyangga yang mengandung CH₃COOH dan CH₃COONa terhadap penambahan ion H⁺ dan OH^– . pH berkurang sekitar 0,5 satuan jikalau ditambahkan ion H⁺ atau ion OH^– tidak lebih dari 0,5 mol.

Gambar 4. Pengaruh penambahan asam atau basa ke dalam larutan penyangga (CH₃COOH + CH₃COONa).

Larutan Penyangga dalam Darah

Darah insan mempunyai pH normal sekitar 7,35 – 7,45. Jika pH dalam darah tidak berada dalam keadaan normal maka akan mengganggu kestabilan dari membran sel, struktur protein, dan kegiatan enzim. Kondisi pH darah < 7,35 disebut asidosis dan kondisi pH > 7,45 disebut alkalosis. Darah mempunyai sistem penyangga untuk mengontrol pH biar pH darah stabil. Larutan penyangga dalam darah mengandung asam karbonat (H₂CO₃) dan ion karbonat (HCO₃^–). Dengan persamaan kesetimbangan sebagai berikut.

H⁺(aq) + HCO₃^– (aq) ↔ H₂CO₃(aq) ↔ H₂O(l) + CO₂(g)

Sumber: Chemistry: The Central Science, 2000

a. Penambahan Asam atau Basa Secara Kuantitatif

Gambar 5. Dua prinsip utama dalam memilih pH larutan penyangga setelah asam atau basa ditambahkan.

Ada dua prinsip utama dalam memilih pH larutan penyangga dikala sejumlah kecil asam atau basa ditambahkan (Gambar 5), yaitu:

1. Prinsip Stoikiometri : diasumsikan bahwa penambahan asam atau basa bereaksi tepat dengan ion-ion dalam larutan penyangga.
2. Prinsip kesetimbangan : ion-ion dalam larutan penyangga membentuk kesetimbangan yang gres setelah ditambah sedikit asam atau basa.

Contoh kasus :

Berapakah pH larutan penyangga yang dibentuk dari CH₃COOH 0,5 M dan CH3COONa 0,5 M (lihat Contoh soal 6) jikalau ke dalam 100 mL larutan itu ditambahkan HCl 0,01 mol? Bagaimanakah perubahan pH yang terjadi?

Penyelesaian :

Spesi utama yang terdapat dalam larutan yakni : H⁺ , CH₃COO^– , dan CH₃COOH , persamaan reaksi kesetimbangannya:

CH₃COOH(aq) ↔ CH₃COO^–(aq) + H⁺(aq)

Aspek Stoikiometri :

Jumlah mol CH₃COOH, CH₃COO^–, H⁺ sebelum penambahan HCl adalah

CH₃COOH = 0,05 mol; CH₃COO^– = 0,05 mol; H⁺ = x mol.

Setelah HCl ditambahkan, jumlah mol H⁺ sama dengan jumlah mol HCl yang ditambahkan: H⁺ = 0,01 mol (hasil ionisasi asam asetat diabaikan). Diasumsikan semua ion H⁺ (HCl) yang ditambahkan bereaksi tepat dengan basa konjugatnya, CH₃COO^– .

H⁺(aq) + CH₃COO^–(aq) → CH₃COOH(aq)

Berdasarkan reaksi ini akan dihasilkan komposisi mol yang baru:

CH₃COOH = (0,05 + 0,01) mol = 0,06 mol = 60 mmol
CH₃COO^– = (0,05 – 0,01) mol = 0,04 mol = 40 mmol
H⁺ = 0 mol

Aspek Kesetimbangan :

Setelah terjadi reaksi antara H⁺ (dari HCl) dengan basa konjugat dari larutan penyangga, sistem membentuk kesetimbangan yang baru.

Gambar 6. Prinsip kesetimbangan.

Konsentrasi molar sebelum dan setelah tercapai kesetimbangan yang gres sanggup dihitung sebagai berikut.

[CH₃COOH]₀ =  = 0,6 M; [CH₃COO^–]₀ =  = 0,4 M

Setelah kesetimbangan yang gres tercapai, konsentrasi molar dalam keadaan setimbang yakni sebagai berikut.

Konsentrasi	[CH3COOH] (M)	[CH3COO–] (M)	[H+] (M)
Awal	0,6	0,4	0
Perubahan	– x	+ x	+ x
Kesetimbangan	0,6 – x	0,4 + x	x

Persamaan tetapan ionisasi kesetimbangannya yakni :

Catatan :

Nilai x pada pembilang (0,6 – x) relatif kecil sehingga sanggup diabaikan. Penyelesaian terhadap persamaan tersebut, diperoleh nilai x = 2,7 × 10^–5 . Jadi, konsentrasi H⁺ setelah penambahan HCl sebesar 2,7 × 10^–5 M.

Nilai pH larutan penyangga setelah penambahan HCl 0,01 mol:

pH = – log [H⁺] = –log (2,7 × 10^–5) = 4,57.

Nilai pH sebelum penambahan HCl = 4,74 (lihat Contoh 5). Setelah HCl ditambahkan, pH larutan bermetamorfosis 4,57 (sekitar 0,17 satuan).

b. Pengenceran Larutan Penyangga

Mengapa pH larutan penyangga tidak berubah jikalau diencerkan?

Untuk memahami hal ini, sanggup ditinjau dari persamaan Henderson-Hasselbalch.

pH = pK_a + log 

Nilai pH larutan penyangga hanya ditentukan oleh pK_a dan perbandingan konsentrasi molar pasangan asam basa konjugat. Nilai K_a atau pK_a dari asam lemah tidak bergantung pada konsentrasi asam, tetapi bergantung pada suhu. Oleh lantaran itu, pengenceran larutan penyangga tidak akan mengubah nilai pK_a (lihat Gambar 9).

Gambar 7. Pengenceran larutan penyangga hanya mengubah konsentrasi molar spesi dalam kesetimbangan, tetapi tidak mengubah perbandingan spesi tersebut.

Konsentrasi molar pasangan asam basa konjugat akan berubah jikalau volume larutan berubah lantaran konsentrasi bergantung pada volume total larutan. Pengenceran larutan akan mengubah semua konsentrasi spesi yang ada dalam larutan, tetapi lantaran perubahan konsentrasi dirasakan oleh semua spesi maka perbandingan konsentrasi molar pasangan konjugat asam basa tidak berubah. Akibatnya, pH larutan tidak berubah.

D. Kesetimbangan Kelarutan Garam Sukar Larut

Tidak semua garam sanggup larut dalam air. Banyak garam-garam yang kurang larut bahkan sanggup dikatakan tidak larut di dalam air. Walaupun sepertinya tidak larut, bersama-sama masih ada sebagian kecil dari garam-garam itu yang sanggup larut dalam air. Kelarutan garam-garam ini membentuk kesetimbangan dengan garam-garam yang tidak larut.

4.1. Tetapan Hasil Kali Kelarutan Garam

Banyak garam-garam yang larut dalam air terionisasi tepat membentuk ion-ionnya, tetapi banyak juga garam-garam yang kelarutannya sedikit, bahkan nyaris tidak larut. Garam-garam yang kurang larut, di dalam air membentuk keadaan setimbang antara garam yang tidak larut dengan yang terlarut dalam keadaan larutan jenuh. Contohnya, kalsium oksalat (CaC₂O₄) membentuk kesetimbangan berikut.

	H2O
CaC2O4(s)	↔	Ca2+(aq) + C2O42–(aq)

Tetapan kesetimbangan untuk kelarutan garam ini yakni sebagai berikut.

K = 

Oleh lantaran kelarutan garam relatif sangat kecil maka konsentrasi CaC₂O₄ diasumsikan tetap sehingga sanggup dipersatukan dengan tetapan kesetimbangan, yaitu:

K [CaC₂O₄] = [Ca²⁺] [C₂O₄^2–]

Persamaan ini sanggup ditulis:

K_sp = [Ca²⁺] [C₂O₄^2–]

Lambang K_sp dinamakan tetapan hasil-kali kelarutan (solubility product constant) garam-garam sukar larut. Persamaan K_sp menyatakan bahwa perkalian konsentrasi ion-ion garam dalam larutan jenuh sama dengan nilai K_sp. Oleh lantaran nilai K_sp merupakan suatu tetapan kesetimbangan maka K_sp dipengaruhi oleh suhu larutan.

Pada persamaan Ksp, konsentrasi hasil kali kelarutan ion-ion garam dipangkatkan sesuai dengan nilai koefisien reaksinya. Hal ini sesuai dengan konsentrasi ion-ion dalam sistem kesetimbangan pada umumnya.

Contoh Soal Penulisan Ungkapan Hasil Kali Kelarutan (7) :

Tuliskan persamaan hasil-kali kelarutan untuk garam-garam berikut.

(a) AgCl ; 

(b) Hg₂Cl₂ ; 

(c) Pb₃(AsO₄)₂

Jawaban :

Persamaan kesetimbangan dan tetapan hasil kali kelarutannya adalah

a. AgCl(s) ↔ Ag⁺(aq) + Cl^–(aq)

K_sp = [Ag⁺] [Cl^–]

b. Hg₂Cl₂(s) ↔ Hg₂²⁺(aq) + 2Cl^–(aq)

K_sp = [Hg₂²⁺] [Cl^–]²

c. Pb₃(AsO₄)₂(s) ↔ 3Pb²⁺(aq) + 2AsO₄^3–(aq)

K_sp = [Pb²⁺]³ [AsO₄^3–]²

Tetapan hasil kali kelarutan (K_sp) ditentukan oleh konsentrasi molar ion-ion yang terlarut di dalam air pada keadaan jenuh. Bagaimanakah menghitung tetapan hasil-kali kelarutan dari garam yang sukar larut ini. Simak contoh-contoh berikut.

Contoh Soal Menentukan K_sp dari Kesetimbangan Ion-Ion Terlarut (8) :

Berdasarkan percobaan, ditemukan bahwa PbI₂ dapat larut sebanyak 1,2 × 10^–3 mol per liter larutan jenuh pada 25 ^oC. Berapakah K_sp PbI₂ ?

Pembahasan :

Nilai Ksp ditentukan dari hasil kali konsentrasi ion-ion dalam keadaan kesetimbangan

PbI2(aq)	↔	Pb2+(aq)	+	2I–(aq)
1,2 × 10–3 M		1,2 × 10–3 M		2(1,2 × 10–3) M

K_sp = [Pb²⁺] [I^–]² = (1,2 × 10^–3) (2,4 × 10^–3)² = 6,9 × 10^–9

Contoh Soal Menentukan Kelarutan Garam dari K_sp (9) :

Mineral fluorit mengandung  CaF₂. . Hitung kelarutan  CaF₂. dalam air. Diketahui K_sp (CaF) =3,4 × 10^–11.

Jawaban :

Misalkan, x yakni kelarutan molar CaF₂. Jika padatan  CaF₂, dilarutkan ke dalam 1 liter larutan, dari x mol CaF yang terlarut akan terbentuk x mol Ca²⁺ dan 2x mol F^– .

Lihat diagram berikut.

K_sp = [Ca²⁺][F^–]²

3,4 × 10^–11 = (x) (2x)² → x = 2 × 10^–4

Jadi, kelarutan CaF₂ = 2 × 10^–4 M.

Beberapa tetapan hasil kali kelarutan garam-garam yang sukar larut ditunjukkan tabel berikut.

Tabel 2. Tetapan Hasil Kali Kelarutan (K_sp) Beberapa Garam Sukar Larut

Garam Sukar Larut	Rumus	K sp
Aluminium hidroksida	Al(OH)3	4,6 × 10–33
Barium karbonat	BaCO3	1,2 × 10–10
Barium kromat	BaCrO4	1,0 ×10–6
Barium sulfat	BaSO4	1,1 ×10–10
Besi(II) hidroksida	Fe(OH)2	8,0 ×10–16
Besi(II) sulfida	FeS	6,0 ×10–18
Besi(III) hidroksida	Fe(OH)3	2,5 ×10–39
Kadmium oksalat	CdC2O4	1,5 ×10–8
Kadmium sulfida	CdS	8,0 ×10–27
Kalsium karbonat	CaCO3	3,8 ×10–9
Kalsium fluorida	CaF2	3,4 ×10–11
Kalsium oksalat	CaC2O4	2,3 ×10–9
Kalsium fosfat	Ca3(PO4)2	1,0 ×10–26
Kalsium sulfat	CaSO4	2,4 ×10–5

Contoh Soal UNAS 2004 :

Kelarutan Ag₂CrO₄ dalam air adalah 10^–4 M. Kelarutan Ag₂CrO₄ dalam larutan K2CrO4 0,01 M yakni ....

A. 10–5 M
B. 2 × 10–5 M
C. 4 × 10–5 M
D. 4 × 10–10 M
E. 5 × 10–6 M

Pembahasan :

Ag2CrO4	↔	2 Ag+	+	CrO42–
10–4 M		2 × 10–4 M		10–4 M
s		2s		s

K_sp Ag₂CrO₄ = [Ag⁺]² [CrO₄^2–] = (2 × 10^–4)² (10^–4) = 4 × 10^–12

K2CrO4	→	2K+	+	CrO42–
0,01 M		0,01 M

K_sp Ag₂CrO₄ = [Ag⁺]² [CrO₄^2–]

4 × 10^–12 = [Ag⁺]² [0,01]

[Ag⁺] =  = 2 × 10^–5

Jadi, kelarutan Ag₂CrO₄ dalam K₂CrO₄ :

s = 1/2 x 2 × 10^–5 = 10^–5

Jadi, jawabannya (A).

4.2. Pengaruh Ion Senama

Bagaimanakah kelarutan CaCO₃ jika ke dalam larutan itu ditambahkan CaCl₂ ? Garam yang ditambahkan sama-sama mengandung kation Ca²⁺ . Oleh lantaran kelarutan CaCO₃ membentuk kesetimbangan antara CaCO₃(aq) terlarut dan CaCO₃ s) yang tidak larut maka penambahan ion senama akan menggeser posisi kesetimbangan garam kalisum karbonat.

Ke arah manakah pergeseran kesetimbangan terjadi?

Oleh lantaran yang ditambahkan yakni ion Ca²⁺ maka kesetimbangan akan bergeser ke arah garam yang tidak larut. Tinjaulah sistem kesetimbangan garam kalsium karbonat dalam pelarut air berikut.

CaCO₃(s) ↔ Ca²⁺(aq) + CO₃^2–(aq)

Penambahan ion Ca2+ ke dalam larutan CaCO₃ akan menggeser posisi kesetimbangan ke arah pengendapan CaCO₃ .

CaCO₃(s) ← Ca²⁺(aq) + CO₃^2–(aq)

Dengan demikian, efek ion senama akan menurunkan kelarutan garam-garam yang sukar larut di dalam air. Pengaruh ion senama akan mendesak ion-ion yang sejenis untuk meninggalkan larutan.

Contoh Soal Pengaruh Ion Senama (10) :

Berapakah kelarutan CaC₂O₄ dalam satu liter larutan CaCl₂ 0,15 M? Bandingkan kelarutan CaC₂O₄ dalam air murni. Diketahui Ksp CaC₂O₄ = 2,3 × 10–9.

Jawaban :

Dua macam garam mempunyai ion senama Ca²⁺ . Salah satunya garam CaCl₂ yang larut, menyediakan ion Ca²⁺ dan akan menekan kelarutan CaC₂O₄ . Sebelum CaC₂O₄ dilarutkan, terdapat 0,15 mol Ca²⁺ dari CaCl₂ . Jika kelarutan CaC₂O₄ x M maka akan terbentuk x mol Ca²⁺ tambahan dan x mol C₂O₄^2– , menyerupai ditunjukkan pada tabel berikut.

Konsentrasi	CaC2O4(s)	↔	Ca2+ (aq)	+	C2O42– (aq)
Awal			0,15		0
Perubahan			+ x		+ x
Kesetimbangan			0,15 + x		x

Dengan memasukkan konsentrasi ion-ion ke dalam persamaan K_sp (CaC₂O₄), diperoleh:

K_sp = [Ca²⁺] [C₂O₄^2–]

2,3 × 10^–9 = (0,15 + x) x

Oleh karena CaC₂O₄ kurang larut maka nilai x sanggup diabaikan terhadap nilai 0,15 sehingga :

x =  = 1,5 x 10^–8

Jadi, kelarutan CaC₂O₄ dalam larutan CaCl₂ 0,15 M yakni 1,5 × 10^–8 M.

Kelarutan CaC₂O₄ dalam air murni: 4,8 × 10^–5 M, lebih besar 3.000 kali dibandingkan dalam CaCl₂ 0,15 M.

4.3. Pengaruh pH terhadap Kelarutan

Pada pembahasan sebelumnya, dijelaskan bahwa garam-garam yang ionnya berasal dari asam atau basa lemah akan terhidrolisis dan mengubah pH larutan. Bagaimanakah kelarutan garam-garam yang berasal dari asam atau basa lemah jikalau dilarutkan dalam larutan asam atau basa?

Tinjaulah kesetimbangan MgC₂O₄ dengan ion-ionnya yang terlarut berikut.

MgC₂O₄(s) ↔ Mg²⁺(aq) + C₂O₄^2–(aq)

Oleh lantaran ion oksalat (C₂O₄^2–) yakni basa konjugat dari asam lemah maka ion tersebut sanggup bereaksi dengan ion H⁺ dari asam.

C₂O₄^2–(aq) + H⁺(aq) ↔ HC₂O₄^–(aq)

Menurut Le Chatelier, ion C₂O₄^2– keluar dari kesetimbangan akhir bereaksi dengan ion H⁺ . Hal ini berarti padatan MgC₂O₄ akan bergeser ke arah pelarutan.

MgC₂O₄(s) → Mg²⁺(aq) + C₂O₄^2–(aq)

Dengan demikian, magnesium oksalat menjadi lebih larut dalam larutan asam daripada dalam air murni.

Pengaruh asam terhadap kelarutan garam sanggup diamati pada peluruhan gigi. Bakteri gigi menghasilkan media yang bersifat asam akhir metabolisme gula. Secara normal, gigi tersusun dari mineral hidroksiapatit yang ditulis sebagai Ca₅(PO₄)₃OH atau 3Ca₃(PO₄)₂.Ca(OH)₂. Garam mineral dengan anion dari asam lemah larut dengan adanya medium asam yang sanggup menimbulkan lubang pada gigi.

Pasta gigi yang mengandung ion F^– dapat menggantikan ion OH^– pada gigi membentuk fluorapatit, Ca₅(PO₄)₃F yang kelarutannya lebih rendah dibandingkan hidroksiapatit.

Penyakit gigi berlubang sanggup timbul lantaran sering mengonsumsi makanan yang mengandung gula dan kurangnya menjaga kebersihan gigi.

Contoh Soal Pengaruh pH terhadap Kelarutan Garam (11) :

Di antara garam berikut : CaCO₃ dan CaSO₄ , manakah yang kelarutannya dipengaruhi oleh asam?

Pembahasan :

Kalsium karbonat membentuk kesetimbangan kelarutan sebagai berikut.

CaCO₃(s) ↔ Ca²⁺(aq) + CO₃^2–(aq)

Jika asam berpengaruh ditambahkan, ion H⁺ akan bereaksi dengan ion karbonat lantaran ion ini merupakan basa konjugat dari asam lemah (HCO₃^–).

H⁺(aq) + CO₃^2–(aq) ↔ HCO₃^–(aq)

Oleh lantaran ion CO₃^2– keluar dari kesetimbangan maka kelarutan CaCO₃ menjadi tinggi. Ion HCO₃^– dapat bereaksi lagi dengan ion H⁺ menghasilkan gas CO₂ . Persamaan reaksinya sebagai berikut.

H⁺(aq) + HCO₃^–(aq) → H₂O(l) + CO₂(g)

Gas CO₂ meninggalkan larutan sehingga kelarutan CaSO₄ semakin tinggi lagi.

Adapun pada garam CaSO₄ , reaksi kesetimbangannya yakni :

CaSO₄(s) ↔ Ca²⁺(aq) + SO₄^2–(aq)

Oleh lantaran ion SO₄^2– adalah basa konjugat dari asam lemah maka SO₄^2– dapat bereaksi dengan ion H⁺ :

H⁺(aq) + SO₄^2–(aq) ↔ HSO₄^–(aq)

Oleh lantaran ion HSO₄^– memiliki tingkat keasaman lebih berpengaruh dari HCO₃^– maka ion HSO₄^– tidak bereaksi lagi dengan ion H⁺ . Akibatnya, kelarutan CaSO₄ lebih rendah dibandingkan CaCO₃ di dalam larutan yang bersifat asam.

4.4. Pemisahan Ion-Ion Logam

Umumnya garam-garam sulfida kurang larut dalam air, tetapi kelarutannya tinggi dalam larutan yang bersifat asam. Sifat menyerupai ini dimanfaatkan untuk memisahkan adonan ion-ion logam. Andaikan suatu larutan mengandung adonan ion Zn²⁺ 0,1 M dan ion Pb²⁺ 0,1 M. Bagaimana memisahkan kedua logam tersebut?

Untuk memisahkannya sanggup dilakukan berdasarkan pembentukan logam sulfida dengan cara mengalirkan gas H₂S ke dalam larutan itu. Gas H₂S akan terurai membentuk ion H+ dan S^2– . Ion sulfida (S^2–) yang dihasilkan dengan cara ini sanggup bereaksi dengan ion logam membentuk logam sulfida.

Zn²⁺(aq) + S^2–(aq) ↔ ZnS(s)

Pb²⁺(aq) + S^2–(aq) ↔ PbS(s)

Untuk mengetahui logam sulfida mana yang mengendap sanggup ditentukan berdasarkan nilai hasil kali kelarutan, kemudian dibandingkan dengan nilai K_sp-nya.

Konsentrasi ion S^2– dalam larutan setara dengan K_a (H₂S) = 1,2 × 10–13 sehingga hasil kali kelarutan ion-ion ZnS yakni sebagai berikut.

[Zn²⁺][S^2–] = (0,1) (1,2 × 10^–13) = 1,2 × 10^–14.

Hasil kali konsentrasi molar ion Zn²⁺ dan S^2– lebih besar daripada K_sp (ZnS) yaitu 1,1 × 10^–21 maka seng (II) sulfida mengendap. Demikian juga hasil kali konsentrasi ion-ion [Pb²⁺] [S^2–] =1,2 × 10^–14 lebih besar dari K_sp (PbS) = 2,5 × 10^–27 sehingga timbal (II) sulfida juga mengendap.

Oleh lantaran ZnS dan PbS keduanya mengendap maka kedua ion tersebut belum sanggup dipisahkan. Untuk memisahkan kedua logam tersebut sanggup dilakukan dengan cara mengasamkan larutan. Simak efek penambahan asam berpengaruh ke dalam larutan Zn²⁺ dan Pb²⁺ sebelum dijenuhkan dengan gas H₂S . Ion H⁺ dari asam berpengaruh akan menekan ionisasi H₂S sehingga menurunkan konsentrasi ion S^2– .

H₂S(g) ← H⁺(aq) + S^2–(aq)

Dengan mengatur konsentrasi ion H⁺ (pH larutan) maka kelarutan ion S^2– dapat diatur, tentunya pengendapan ZnS dan PbS sanggup dikendalikan. Oleh karena K_sp PbS jauh lebih kecil dibandingkan ZnS maka PbS akan mengendap lebih dulu pada pH tertentu.

Rangkuman :

1. Garam-garam yang berasal dari asam berpengaruh dan basa berpengaruh di dalam air akan terhidrasi. Garam-garam ini tidak mengubah pH larutan.
2. Garam-garam yang berasal dari asam atau basa lemah di dalam air akan terhidrolisis. Garam-garam menyerupai ini sanggup mengubah pH larutan.
3. Tetapan kesetimbangan untuk garam-garam yang terhidrolisis sanggup ditentukan melalui persamaan, K_w = K_a × K_b.
4. Penambahan ion sejenis ke dalam larutan garam yang terhidrolisis akan membentuk larutan penyangga.
5. Menurut Teori Asam Basa Arrhenius, larutan penyangga yakni adonan asam lemah dan garamnya atau basa lemah dan garamnya
6. Menurut Teori Asam Basa Bronsted-Lowry, larutan penyangga yakni adonan asam lemah dan basa konjugatnya atau basa lemah dan asam konjugatnya.
7. Prinsip larutan penyangga yakni adanya kesetimbangan antara asam lemah atau basa lemah dengan basa atau asam konjugatnya. Sistem kesetimbang ini sanggup mempertahankan pH larutan penyangga.
8. Persamaan untuk memilih pH dan pOH larutan penyangga dirumuskan pertama kali oleh Henderson- Hasselbalch.
9. pH larutan penyangga dikendalikan oleh perbandingan konsentrasi pasangan asam lemah dan basa konjugatnya dan tetapan ionisasi dari asam atau basa lemah.
10. Penambahan sedikit asam atau basa berpengaruh terhadap larutan penyangga tidak mengubah pH larutan penyangga secara signifikan.
11. 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.
12. Hasil kali kelarutan garam-garam sukar larut bersifat tetap selama suhu tetap. Hasil kali ini dilambangkan dengan K_sp , yaitu tetapan hasil kali kelarutan dari garam-garam sukar larut.
13. Penambahan ion senama ke dalam larutan garam yang sukar larut menimbulkan kelarutan garam akan berkurang.
14. Penurunan pH larutan (larutan dibentuk asam) akan meningkatkan kelarutan garam-garam yang berasal dari asam lemah.
15. Campuran ion-ion logam di dalam larutan sanggup dipisahkan satu dengan lainnya berdasarkan harga K_sp dan pengaturan pH larutan.

Anda kini sudah mengetahui Kesetimbangan Ion. Terima kasih anda sudah berkunjung ke Perpustakaan Cyber.

Referensi :

Sunarya, Y. dan A. Setiabudi. 2009. Praktis dan Aktif Belajar Kimia 2 : Untuk Kelas XI Sekolah Menengah Atas/Madrasah Aliyah Program Ilmu Pengetahuan Alam. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, Jakarta. p. 250.