Pintar Pelajaran Perbedaan Larutan Elektrolit Dan Non Elektrolit, Pengertian, Contoh, Komposisi, Sifat Daya Hantar Listrik, Pola Soal, Pembahasan

Perbedaan Larutan Elektrolit dan Non Elektrolit, Pengertian, Contoh, Komposisi, Sifat Daya Hantar Listrik, Contoh Soal, Pembahasan- Reaksi-reaksi kimia sanggup terjadi dalam keadaan gas, cair, larutan, dan padatan. Reaksi kimia dalam gas memerlukan pengendalian suhu dan tekanan. Reaksi dalam padatan memerlukan suhu sangat tinggi, sedangkan reaksi dalam larutan gampang dikendalikan. Reaksi dalam larutan secara teknologi lebih sederhana dan umumnya dilakukan dalam larutan. Untuk melakukan reaksi dalam larutan, Anda perlu memahami komposisi dan sifat-sifat larutan. Salah satunya ialah sifat kelistrikan larutan. Air bahari merupakan larutan elektrolit lantaran mengandung berbagai mineral, menyerupai NaCl, MgCl₂  dan garam-garam kalium. Larutan dibedakan menjadi larutan elektrolit dan larutan nonelektrolit. Apakah larutan elektrolit itu? Apakah perbedaan larutan elektrolit dan larutan non elektrolit? Semua jawaban tersebut sanggup Anda jawab sesudah mempelajari cuilan ini.

A. Pengertian dan Komposisi Larutan

Setiap hari, Anda bekerjasama dengan air yang digunakan untuk minum, mandi, mencuci, dan keperluan lainnya. Semua air yang Anda gunakan sudah dalam bentuk larutan. Di alam, semua air berupa larutan, tidak ada air dalam keadaan murni (sebagai H₂O). Jika ada, itu merupakan hasil rekayasa manusia.

1. Pengertian Larutan

Larutan didefinisikan sebagai adonan dua atau lebih zat yang membentuk satu macam fasa (homogen) dan sifat kimia setiap zat yang membentuk larutan tidak berubah. Arti homogen mengatakan tidak ada kecenderungan zat-zat dalam larutan terkonsentrasi pada bagian-bagian tertentu, melainkan menyebar secara merata di seluruh campuran. Sifat-sifat fisika zat yang dicampurkan sanggup berubah atau tidak, tetapi sifat-sifat kimianya tidak berubah.

Catatan :

Larutan homogen ialah larutan dengan penyebaran molekul yang merata dalam suatu campuran.

Contoh :

1. Larutan dari adonan alkohol dan air. Sifat fisika dan kimia setiap zat tidak berubah.
2. Larutan dari adonan gula pasir dan air. Sifat fisika gula berubah dari kristalin menjadi molekuler, tetapi sifat-sifat kimianya tidak berubah.
3. Larutan dari adonan NaCl dan air. Sifat-sifat fisika NaCl berubah dari kristalin menjadi ion-ionnya, tetapi sifat kimia NaCl tidak berubah.

Ada dua komponen yang bekerjasama dengan larutan, yaitu pelarut dan zat terlarut. Pelarut ialah zat yang digunakan sebagai media untuk melarutkan zat lain. Umumnya, pelarut merupakan jumlah terbesar dari sistem larutan. Zat terlarut ialah komponen dari larutan yang memiliki jumlah lebih sedikit dalam sistem larutan. Selain ditentukan oleh kuantitas zat, istilah pelarut dan terlarut juga ditentukan oleh sifat fisikanya (struktur). Pelarut mempunyai struktur tidak berubah, sedangkan zat terlarut sanggup berubah (perhatikan Gambar 1).

Gambar 1. Peristiwa pelarutan dari tablet effervescent (air sebagai pelarut dan tablet zat terlarut)

Contoh:

Sirup tergolong larutan. Di dalam sirup, jumlah air lebih banyak daripada gula. Oleh lantaran struktur air tidak berubah (air tetap berupa cair), sedangkan struktur gula berubah dari kristalin menjadi molekuler. Air tetap dinyatakan sebagai pelarut. Larutan tidak terbatas pada sistem cairan, sanggup juga berupa padatan atau gas. Udara di atmosfer ialah teladan larutan sistem gas (pelarut dan terlarut berwujud gas). Logam kuningan ialah teladan sistem larutan padat (campuran tembaga dan seng).

2. Komposisi Larutan

Apa yang dimaksud komposisi larutan? Komposisi larutan adalah perbandingan zat-zat di dalam campuran. Untuk memilih komposisi larutan digunakan istilah kadar dan konsentrasi. Kedua istilah ini menyatakan kuantitasm zat terlarut dengan satuan tertentu. Satuan yang digunakan untuk menyatakan kadar larutan ialah persen berat (%b/b), persen volume (%V/V), dan bagian per sejuta (bpj) atau ppm (part per million).

Kadar Larutan

Persen berat menyatakan fraksi berat zat terlarut terhadap berat larutan dalam satuan persen. Persen berat biasa diterapkan dalam campuran padat-cair atau padat-padat. Secara matematika, persen berat suatu zat dirumuskan sebagai berikut.

Contoh Soal Menghitung Komposisi Larutan Persen Berat :

Bata tahan api dibentuk melalui pembakaran adonan 250 g Al₂O₃  300 g MgO, 2.000 g SiO₂  dan 150 g C. Berapa persen berat MgO dalam adonan bata tersebut?

Kunci Jawaban :

Berat total adonan = 2700 g

Persen berat MgO dalam adonan ialah :

Persen volume menyatakan fraksi volume zat terlarut terhadap volume larutan dalam satuan persen. Persen volume biasa diterapkan untuk campuran cair-cair atau gas-cair. Secara matematik, persen volume suatu zat dirumuskan sebagai berikut.

Contoh Soal Menghitung Komposisi Larutan Persen Volume :

Di dalam kemasan botol minuman tertera 5% alkohol. Berapa volume alkohol yang terdapat dalam 250 mL minuman tersebut?

Kunci Jawaban :

Volume alkohol dalam 250 mL minuman dengan kadar alkohol 5% ialah :

Untuk menyatakan kadar suatu zat yang kuantitasnya sangat sedikit, biasanya diungkapkan dalam satuan cuilan per sejuta (bpj) atau dalam bahasa inggrisnya part per million (ppm). Ungkapan bpj suatu zat dinyatakan dengan rumus:

Satuan pelarut dan terlarut sanggup merupakan satuan berat atau satuan volume, dengan syarat kedua satuan sama atau disamakan terlebih dulu.

Contoh Soal Menghitung Bpj Suatu Zat :

Air dari PDAM mengandung kaporit dengan kadar sangat sedikit, berfungsi sebagai desinfektan. Jika dalam 10 liter air PDAM ditemukan kaporit sebanyak 30 mg, berapa kadar kaporit dalam air itu?

Kunci Jawaban :

Oleh lantaran kedua komponen larutan berbeda satuan (air dalam liter, kaporit dalam gram) maka perlu dilakukan penyamaan satuan lebih dulu. Besaran yang menghubungkan massa dan volume ialah berat jenis. Massa jenis air ialah 1 g/mL.

Berat air = berat jenis air × volume air

Berat air = 1 g/mL ×10.000 mL = 10.000 g

Berat kaporit = 30 mg atau 0,03 g

Kadar kaporit =

Jadi, kadar kaporit dalam air PDAM ialah 3 bpj.

B. Sifat Listrik Larutan

Pada cuilan sebelumnya, Anda sudah mencar ilmu perihal sifat-sifat logam. Salah satunya, logam merupakan konduktor listrik yang baik (ingat teori lautan elektron pada logam). Apakah larutan sanggup menghantarkan listrik? Jika ya, bagaimana prosesnya? Apakah sama dengan teori lautan elektron?

1. Larutan Elektrolit dan Larutan Non Elektrolit

Logam sanggup menghantarkan listrik alasannya ialah adanya elektron yang dapat bergerak bebas. Aliran listrik sendiri ialah aliran elektron yang bergerak dari potensial tinggi ke potensial rendah. Air murni tersusun atas molekul-molekul H₂O. Adakah elektron bebas dalam molekul H₂O  Molekul H₂O bersifat netral, tidak mempunyai elektron bebas. Akibatnya, Anda sanggup menduga bahwa air murni tidak memiliki potensi untuk menghantarkan listrik.

Bagaimana kalau dalam air terdapat zat terlarut? Bergantung pada sifat zat terlarut, ada larutan yang sanggup menghantarkan listrik ada juga yang tidak sanggup menghantarkan listrik. Larutan yang sanggup menghantarkan arus listrik disebut larutan elektrolit, sedangkan larutan yang tidak dapat menghantarkan arus listrik disebut larutan nonelektrolit.

Untuk mengetahui daya hantar listrik dari larutan, Anda dapat mempelajari hasil percobaan berikut. Terdapat beberapa macam larutan dengan kadar tertentu, yang dilewatkan aliran listrik ke dalamnya. Indikator yang digunakan ialah lampu listrik kecil menyerupai pada Gambar 2.

Gambar 2. Pengujian daya hantar listrik pada larutan.

Gambar 3. Desain pengujian daya hantar listrik larutan.

Skema / desain percobaan (Gambar 3)

Keterangan gambar :

1. Larutan uji

2. Elektrode

3. Lampu baterai

4. Sumber arus (AC/DC)

No.	Larutan
1.	Garam dapur 5% berat
2.	Alkohol 10% volume
3.	Gula pasir 5% berat
4.	Cuka 10% volume
5.	Asam Klorida 10% volume

Berdasarkan data hasil pengamatan, diketahui bahwa garam dapur (NaCl) dan asam klorida (HCl) sanggup menyala dengan terang. Asam asetat atau cuka (CH₃COOH) menyala, tetapi redup. Adapun alkohol (C₂H₅OH) dan gula pasir (C₁₂H₂₂O₁₁) tidak menyala, mengapa? 

Pada Bab Ikatan Kimia, Anda sudah mencar ilmu perihal senyawa ion dan senyawa kovalen. Bagaimana sifat listrik dari kedua senyawa itu? Senyawa ion terbentuk melalui transfer elektron menghasilkan kation dan anion. Kedua spesi kimia ini mempunyai muatan listrik positif dan negatif. Contohnya ialah garam dapur atau NaCl.

Jika garam dapur dilarutkan ke dalam air, akan terurai membentuk ion-ionnya sehingga dalam larutan NaCl terdapat spesi yang bermuatan listrik, yakni Na⁺ dan Cl^– (perhatikan Gambar 4). 

NaCl(aq) → Na⁺(aq) + Cl^–(aq)

Gambar 4. Model pelarutan NaCl.

Pada dikala elektrode dihubungkan dengan sumber arus, ion-ion Na⁺ dan Cl^– akan bergerak menuju elektrode-elektrode yang berlawanan muatan dengan membawa muatan listrik. Jadi, listrik sanggup mengalir dari satu elektrode ke elektrode lain melalui ion-ion dalam larutan. Alkohol dan gula pasir tergolong senyawa kovalen. Apa yang terjadi jika kedua senyawa ini dilarutkan dalam air?

Oleh lantaran pembentukan ikatan kovalen tidak melalui transfer elektron maka senyawa kovalen tidak terionisasi (dengan beberapa pengecualian), melainkan terurai secara molekuler (perhatikan Gambar 5). 

Gambar 5. Model pelarutan gula pasir.

Akibatnya, di dalam larutan tidak ada spesi yang dapat menghantarkan arus litrik.

C₂H₅OH(l) → C₂H₅OH(aq)

C₁₂H₂₂O₁₁(s) → C₁₂H₂₂O₁₁(aq)

Contoh Soal Larutan Elektrolit dan Nonelektrolit :

Perhatikan data hasil percobaan yang ditabulasikan ke dalam tabel berikut.

Larutan	Nyala Lampu	Gejala Di Elektroda
A	Terang	Terjadi gelembung
B	Terang	Terjadi gelembung
C	Redup	sedikit gelembung
D	Tidak	–

Manakah yang tergolong larutan elektrolit?

Kunci Jawaban :

Larutan elektrolit sanggup menghantarkan arus listrik yang ditandai dengan lampu yang menyala dan di elektrode terbentuk gelembung gas akhir peristiwa elektrolisis. Jadi, larutan A, B, dan C, tergolong larutan elektrolit.

2. Elektrolit Kuat dan Elektrolit Lemah

Pada percobaan yang lain, HCl dan CH₃COOH terbentuk melalui ikatan kovalen, tetapi sanggup menghantarkan arus listrik, mengapa?

Harus diingat bahwa semua asam terbentuk melalui ikatan kovalen, tetapi di dalam pelarut air, asam-asam akan terurai menjadi ion H⁺ dan ion negatif sisa asam, dalam kasus ini ialah ion Cl^– dan ion CH₃COO^–. Oleh lantaran semua asam terionisasi di dalam pelarut air maka dapat diduga bahwa larutan asam sanggup menghantarkan arus listrik melalui proses yang serupa dengan senyawa-senyawa ion.

Mengapa asam-asam yang berikatan kovalen sanggup terionisasi dalam pelarut air? Mengapa HCl sanggup menyalakan lampu dengan terang (perhatikan Gambar 6), sedangkan CH₃COOH kurang terang?

Gambar 6. Larutan elektrolit besar lengan berkuasa (seperti HCl) sanggup menghantarkan arus listrik ditunjukkan oleh nyala lampu yang terang.

Atom hidrogen hanya mempunyai satu elektron dan berperan sebagai elektron valensi. Jika elektron valensi lepas maka yang tersisa hanya inti atom hidrogen yang bermuatan positif. Gugus sisa asam mempunyai kekuatan untuk menarik pasangan elektron pada ikatan yang digunakan bersama dengan atom hidrogen. Kekuatan tarikan bergantung pada sifat dan struktur gugus sisa asam.

Jika asam dilarutkan dalam air, gugus sisa asam akan menarik pasangan elektron ikatan sehingga terurai membentuk ion sisa asam yang bermuatan negatif (kelebihan elektron) dan atom hidrogen yang sudah kehilangan elektron valensinya (membentuk ion H⁺. Oleh lantaran daya tarik gugus sisa asam terhadap pasangan elektron ikatan bermacam-macam maka pembentukan ion H⁺ dan ion sisa asam dalam pelarut air tidak sama.

Asam-asam besar lengan berkuasa menyerupai HCl, HNO₃, dan H₂SO₄, gugus sisa asamnya memiliki daya tarik relatif besar lengan berkuasa terhadap pasangan elektron ikatan sehingga hampir semua molekul asam dalam air terionisasi. Dapat dikatakan bahwa asam-asam tersebut terionisasi sempurna.

HCl(aq) → H⁺(aq) + Cl^–(aq)

Asam-asam lemah seperti CH₃COOH, H₂S, HCN, dan H₂SO₃, gugus sisa asamnya mempunyai daya tarik kurang besar lengan berkuasa sehingga tidak semua molekul-molekul asam ini dalam air terionisasi, tetapi hanya sebagian kecil. Sisanya tetap dalam bentuk molekulnya.

CH₃COOH(aq)  H⁺(aq) + CH₃COO^–(aq)

Tanda panah dua arah mengatakan hanya sebagian kecil dari asam asetat terurai menjadi ion-ionnya. Umumnya tetap sebagai molekul (perhatikan Gambar 7).

Gambar 7. Model pelarutan asam asetat.

Sekilas Kimia

Svante Arrhenius

(1859–1927)

Arhenius ialah ilmuwan Swedia yang memenangkan hadiah Nobel atas karya di bidang ionisasi. Dia memperkenalkan pemikiran tentang senyawa yang terurai menjadi ion-ion dalam larutan. Dia menjelaskan bahwa suatu senyawa kovalen asam bersifat elektrolit kalau suatu atom cukup kuat menarik elektron ikatan. Atom itu kemudian menjadi gugus sisa asam.

Contoh Soal Larutan Elektrolit Kuat dan Elektrolit Lemah :

Mengapa larutan NH₄ l 5% di dalam air sanggup menghantarkan arus listrik dengan baik (lampu menyala terang), sedangkan larutan NH₃ 10% menyala redup? Jelaskan.

Kunci Jawaban :

NH₄Cl tergolong senyawa ion. Jika dilarutkan dalam air akan terionisasi membentuk ion NH₄ ⁺ dan ion Cl^–.

Persamaan ionisasinya :

NH₄Cl(aq) → NH₄ ⁺ (aq) + Cl^– (aq)

Oleh lantaran daya hantar listrik NH₄Cl baik, berarti ionisasinya sempurna.

NH₃ tergolong senyawa kovalen. Jika dilarutkan dalam air, sebagian kecil NH₃ dapat bereaksi dengan molekul-molekul air membentuk spesi bermuatan listrik.

Persamaan reaksinya:

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

Oleh lantaran hanya sebagian kecil dari molekul NH₃ yang bereaksi dengan air maka hanya ada sedikit ion-ion NH₄ ⁺ dan OH– dalam larutan NH₃ yang dapat menghantarkan arus listrik.

Dengan demikian, larutan NH₃ tergolong larutan elektrolit lemah.

Sekilas Kimia

Batuan Pembentuk Gua 

CaCO₃ (batu kapur) adalah senyawa yang tidak larut dalam air, tetapi sanggup larut kalau direaksikan dengan air asam (H₂CO₃). Karbondioksida (CO₂) dalam udara dan tanah bereaksi dalam air membentuk asam karbonat (H₂CO₃). Asam karbonat bereaksi dengan batu kapur berdasarkan persamaan reaksi:

H₂CO₃(aq) + CaCO₃(s  Ca²⁺ (aq) + 2HCO₃^– (aq)

Proses ini membentuk seluruh gua-gua di dunia, selain zat-zat lainnya yang dinamakan stalaktit dan stalagnit. Keduanya mendekorasi bentuk gua dikala karbondioksida menguap dan CaCO₃ terbentuk ulang.

Rangkuman :

1. Larutan ialah adonan homogen antara zat terlarut dan pelarut. Pelarut yang banyak digunakan adalah air lantaran kemampuannya melarutkan banyak zat.
2. Komposisi larutan sanggup dinyatakan dengan kadar atau konsentrasi. Satuan yang digunakan untuk menyatakan kadar larutan ialah persen berat, persen volume, dan bpj (ppm).
3. Berdasarkan daya hantar listriknya, larutan digolongkan menjadi larutan elektrolit dan nonelektrolit.
4. Larutan elektrolit bersifat menghantarkan arus listrik yang disebabkan oleh adanya ion positif dan negatif dalam larutan. Larutan elektrolit sanggup dibentuk dari senyawa ion dan kovalen.
5. Zat terlarut pada larutan elektrolit sanggup terionisasi sempurna dan menghasilkan ion dalam jumlah maksimum, zat terlarut ini dinamakan elektrolit kuat. Jika zat terlarut hanya terionisasi sebagian maka hanya dihasilkan sedikit ion-ion dalam larutan zat terlarut dan dinamakan elektrolit lemah.
6. Larutan nonelektrolit ialah larutan yang tidak dapat menghantarkan arus listrik lantaran mengandung zat terlarut yang tidak sanggup terionisasi.

Anda kini sudah mengetahui Larutan Elektrolit dan Larutan Non Elektrolit. Terima kasih anda sudah berkunjung ke Perpustakaan Cyber.

---

Referensi :

Sunarya, Y. dan A. Setiabudi. 2009. Praktis dan Aktif Belajar Kimia 1 : Untuk Kelas X Sekolah Menengah Atas / Madrasah Aliyah. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, Jakarta, p. 226.

Pintar Pelajaran Pengertian Rumus Stoikiometri Larutan Dan Titrasi Asam Basa, Reaksi, Kimia, Pola Soal, Pembahasan, Persamaan, Praktikum, Perhitungan

Pengertian Rumus Stoikiometri Larutan dan Titrasi Asam Basa, Reaksi, Kimia, Contoh Soal, Pembahasan, Persamaan, Praktikum, Perhitungan - Hampir semua reaksi kimia ialah reaksi penetralan asam basa. Reaksi ini menghasilkan air dan suatu garam. Misalnya, bila Anda sakit maag akhir asam lambung berlebih, Anda membutuhkan antasid yang sanggup menetralkannya. Sama halnya dengan pH darah insan yang harus tetap netral (pH = 7). Hal ini dikendalikan oleh adanya reaksi kesetimbangan yang terlibat antara asam basa konjugat (H₂CO₃ dan HCO₃^–). Bagaimanakah menghitung pH adonan asam basa? Bagaimanakah memilih suatu reaksi telah mencapai titik setara? Untuk menjawab pertanyaan itu, Anda harus mengetahui berapa konsentrasi ion-ion dari masing-masing pereaksi.

Perhitungan kimia dalam larutan melibatkan konsentrasi molar ion-ion dalam larutan sanggup ditentukan melalui teknik titrasi. Titrasi asam basa merupakan salah satu jenis dari titrasi. Bagaimanakah metode pengukurannya? Kemudian, bagaimanakah penerapannya? Anda akan menemukan jawabannya setelah mempelajari potongan ini.

Peta konsep stoikiometri.

A. Reaksi dalam Larutan

Hampir sebagian besar reaksi-reaksi kimia berlangsung dalam larutan. Ada tiga ciri reaksi yang berlangsung dalam larutan, yaitu terbentuk endapan, gas, dan penetralan muatan listrik. Ketiga reaksi tersebut umumnya tergolong reaksi metatesis yang melibatkan ion-ion dalam larutan. Oleh lantaran itu, Anda perlu mengetahui lebih jauh perihal ion-ion dalam larutan.

1.1. Persamaan Ion dan Molekul

Selama ini, Anda menuliskan reaksi-reaksi kimia di dalam larutan dalam bentuk molekuler. Contoh, reaksi antara natrium karbonat dan kalsium hidroksida. Persamaan reaksinya:

Na₂CO₃(aq) + Ca(OH)₂(aq) → 2NaOH(aq) + CaCO₃(s)

Persamaan reaksi ini disebut persamaan molekuler alasannya ialah zat-zat yang bereaksi ditulis dalam bentuk molekul. Persamaan molekul tidak menawarkan petunjuk bahwa reaksi itu melibatkan ion-ion dalam larutan, padahal Ca(OH)₂ dan Na₂CO₃ di dalam air berupa ion-ion. Ion-ion yang terlibat dalam reaksi tersebut ialah ion Ca²⁺ dan ion OH^– yang berasal dari Ca(OH)₂ , serta ion Na⁺ dan ion CO₃^2– yang berasal dari Na₂CO₃(aq) . Persamaan reaksi dalam bentuk ion ditulis sebagai berikut.

2Na⁺(aq) + CO₃^2–(aq) + Ca²⁺(aq) + 2OH^–(aq) → 2Na⁺(aq ) + 2OH^–(aq) + CaCO₃(s)

Persamaan ini dinamakan persamaan ion, yaitu suatu persamaan reaksi yang melibatkan ion-ion dalam larutan. Petunjuk pengubahan persamaan molekuler menjadi persamaan ion ialah sebagai berikut.

1. Zat-zat ionik, ibarat NaCl umumnya ditulis sebagai ion-ion. Ciri-ciri zat ionik dalam persamaan reaksi memakai fasa (aq) .
2. Zat-zat yang tidak larut (endapan) ditulis sebagai rumus senyawa. Ciri dalam persamaan reaksi dinyatakan dengan fasa (s). 

Dalam persamaan ionik, ion-ion yang muncul di kedua ruas disebut ion spektator (ion penonton), yaitu ion-ion yang tidak turut terlibat dalam reaksi kimia. Ion-ion spektator sanggup dihilangkan dari persamaan ion. Contohnya, sebagai berikut.

Sehingga persamaan sanggup ditulis menjadi:

Ca²⁺(aq) + CO₃^2–(aq) → CaCO₃(s)

Persamaan ini dinamakan persamaan ion bersih. Dalam hal ini, ion OH^– dan ion Na⁺ tergolong ion-ion spektator.

Contoh Penulisan Persamaan Ion Bersih (1) :

Tuliskan persamaan ion higienis dari persamaan molekuler berikut.

Na₂CO₃(aq) + 2HCl(aq) → 2NaCl(aq) + H₂O(l) + CO₂(g)

Pembahasan :

Natrium karbonat dalam air terurai membentuk ion-ion Na⁺ dan CO₃^2–. HCl juga terurai dalam air menjadi ion H⁺ dan Cl^–. Setelah terjadi reaksi, hanya NaCl yang tetap berada dalam bentuk ion-ion, yaitu Na⁺ dan Cl^–, sedangkan yang lainnya berupa cairan murni dan gas. Karena Na⁺ dan Cl^– tetap sebagai ion, ion-ion ini disebut ion spektator.

Dengan demikian, persamaan ion bersihnya sebagai berikut.

H⁺(aq) + CO₃^2–(aq) → H₂O(l) + CO₂(g)

Contoh Soal UMPTN 2001 :

Reaksi antara reaksi Pb(NO₃)₂ dan H₂SO₄ dalam larutan paling tepat diberikan oleh persamaan ....

A. Pb(NO₃)₂(aq) + SO₄^2–(aq) → PbSO₄(aq) + 2NO₃^–(aq)

B. Pb(NO₃)₂(aq) + H₂SO₄(aq) → PbSO₄(s) + 2HNO₃(aq)

C. Pb²⁺(aq) + SO₄^2- (aq) → PbSO₄(s)

D. Pb²⁺(aq) + H₂SO₄(aq )→ PbSO₄(s) + 2H⁺(aq)

E. Pb(NO₃)₂(aq) + SO₄^2–(aq) → PbSO₄(s) + 2NO₃^–(aq)

Pembahasan :

Pb(NO₃)₂(aq) + H₂SO₄(aq) → PbSO₄(s) + 2HNO₃(aq)

Reaksi ionnya ialah :

Pb²⁺(aq) + 2NO₃^–(aq) + 2H⁺(aq) + SO₄^2–(aq) → PbSO₄(s) + 2H⁺(aq) + 2NO₃^–(aq)

atau, 

Pb²⁺(aq) + SO₄^2–(aq) → PbSO₄(s)

Jadi, jawabannya (C).

1.1.1. Reaksi Pengendapan

Reaksi dalam larutan tergolong reaksi pengendapan bila salah satu produk reaksi tidak larut di dalam air. Contoh zat yang tidak larut di dalam air, yaitu CaCO₃ dan BaCO₃. Untuk mengetahui kelarutan suatu zat dibutuhkan pengetahuan empirik sebagai hasil pengukuran terhadap banyak sekali zat.

MgCl₂ akan mengendap jika Mg(NO₃)₂ direaksikan dengan HCl.

Perhatikanlah reaksi antara kalsium klorida dan natrium fosfat berikut.

3CaCl₂ + 2Na₃PO₄ → Ca₃(PO₄)₂ + 6NaCl

NaCl akan larut di dalam air, sedangkan Ca₃(PO₄)₂ tidak larut. Senyawa-senyawa fosfat sebagian besar larut dalam air, kecuali senyawa fosfat dari natrium, kalium, dan amonium. Oleh lantaran itu, persamaan reaksi sanggup ditulis sebagai berikut.

3CaCl₂(aq) + 2Na₃PO₄(aq) → Ca₃(PO₄)₂(s) + 6NaCl(aq)

Dengan menghilangkan ion-ion spektator dalam persamaan reaksi itu, perasamaan ion higienis dari reaksi sanggup diperoleh.

3Ca²⁺(aq) + 2PO₄^3–(aq) → Ca₃(PO₄)₂(s)

Contoh Soal Meramalkan Reaksi Pembentukan Endapan (2) :

Tuliskan persamaan molekuler dan persamaan ion higienis dari reaksi berikut.

Al₂(SO₄)₃ + 6NaOH → 2Al(OH)₃ + 3Na₂SO₄

Penyelesaian :

Menurut data empirik diketahui aluminium sulfat larut, sedangkan aluminium hidroksida tidak larut. Oleh lantaran itu, reaksi pengendapan akan terjadi.

Al₂(SO₄)₃(aq) + 6NaOH(aq) → 2Al(OH)₃(s) + 3Na₂SO₄(aq)

Untuk memperoleh persamaan ion bersih, tuliskan zat yang larut sebagai ion-ion dan ion-ion spektator diabaikan.

2Al³⁺(a ) + 3SO₄^2–(aq) + 6Na⁺(aq) + 6OH^–(aq) → 2Al(OH)₃(s) + 6Na⁺(aq) +3SO₄^2–(aq)

Jadi, persamaan ion bersihnya sebagai berikut.

Al³⁺(aq) + 3OH^–(aq) → Al(OH)₃(s)

1.1.2. Reaksi Pembentukan Gas

Reaksi Mg dengan asam sulfat merupakan reaksi kimia yang menghasilkan gas.

Reaksi kimia dalam larutan, selain sanggup membentuk endapan juga ada yang menghasilkan gas. Misalnya, reaksi antara natrium dan asam klorida membentuk gas hidrogen. Persamaan reaksinya:

Na(s) + 2HCl(aq) → 2NaCl(aq) + H₂(g)

Beberapa reaksi yang menghasilkan gas disajikan pada tabel berikut.

Tabel 1. Beberapa Contoh Reaksi yang Menghasilkan Gas

Jenis Gas	Contoh Reaksi
CO2	Na2CO3(aq) + 2HCl(aq) → 2NaCl(aq) + H2O(l) + CO2(g)
H2S	Na2S(aq) + 2HCl(aq) → 2NaCl(aq) + H2S(g)
SO2	Na2SO3(aq) + 2HCl(aq) → 2NaCl(aq) + H2O(l) + SO2(g)

Contoh Soal Reaksi Kimia yang Menghasilkan Gas (3) :

Tuliskan persamaan molekuler dan persamaan ionik untuk reaksi seng sulfida dan asam klorida.

Jawaban :

Reaksi metatesisnya sebagai berikut.

ZnS(s) + 2HCl(aq) → ZnCl₂(aq) + H₂S(g)

Dari data kelarutan diketahui bahwa ZnS tidak larut dalam air, sedangkan ZnCl₂ larut. Dengan demikian, persamaan ionnya sebagai berikut.

ZnS(s) + 2H⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + H₂S(g)

Untuk mengetahui reaksi kimia yang terjadi dalam larutan, Anda sanggup melaksanakan acara berikut.

Praktikum Kimia Reaksi Kimia dalam Larutan (1) :

Tujuan :

Mengamati perubahan reaksi dalam larutan.

Alat :

1. Tabung reaksi
2. Pipet tetes

Bahan :

1. Larutan CuSO₄ 0,1 M 5. Serbuk Na₂CO₃
2. Larutan NaOH 0,1 M 6. Metanol
3. Larutan NH3 0,5 M 7. H2SO4 pekat
4. Larutan HCl 0,5 M 8. KMnO4

Langkah Kerja :

1. Masukkan larutan CuSO₄ 0,1 M ke dalam tabung reaksi yang berisi larutan NaOH 0,1 M. Amati perubahan yang terjadi.
2. Masukkan larutan NH₃ 0,1 M tetes demi tetes ke dalam larutan yang berisi larutan CuSO₄ 0,1 M. Amati perubahan yang terjadi.
3. Masukkan serbuk Na₂CO₃ ke dalam tabung reaksi yang berisi larutan HCl 0,5 M. Amati perubahan yang terjadi.
4. Masukkan H₂SO₄ pekat dengan cara mengalirkan tetesannya melalui dinding tabung reaksi yang berisi metanol secara hati-hati hingga terbentuk dua lapisan (jangan dikocok), kemudian tambahkan beberapa butir KMnO₄. Amati perubahan yang terjadi.

Pertanyaan :

1. Tuliskan persamaan reaksi yang terjadi dalam bentuk molekuler dan persamaan ion bersihnya.
2. Apakah yang sanggup Anda simpulkan dari percobaan tersebut. Diskusikan dengan teman-teman Anda?

1.2. Reaksi Penetralan Asam Basa

Apa yang terjadi bila asam direaksikan dengan basa? Untuk mengetahui hal ini, lakukanlah percobaan berikut.

Praktikum Kimia Reaksi Penetralan Asam Basa (2) :

Tujuan :

Mengamati reaksi penetralan asam basa.

Alat :

1. Indikator universal
2. Gelas kimia

Bahan :

1. 25 mL HCl 0,1 M
2. 25 mL NaOH 0,1 M

Langkah Kerja :

1. Tentukan pH 25 mL HCl 0,1 M yang disimpan dalam gelas kimia 1 dengan memakai indikator universal.
2. Tentukan pH 25 mL NaOH 0,1 M yang disimpan dalam gelas kimia 2 dengan memakai indikator universal.
3. Campurkan kedua larutan tersebut dan kocok. Ukurlah kembali pH larutan yang telah dicampurkan.

Pertanyaan :

1. Tuliskan persamaan reaksi yang terjadi dalam bentuk molekuler dan persamaan ion bersihnya.
2. Berapakah pH larutan masing-masing larutan?
3. Apakah pH adonan mendekati nilai 7 (pH netral)?

Di dalam air, asam besar lengan berkuasa terurai membentuk ion H⁺ dan ion sisa asam. Keberadaan ion H⁺ dalam larutan asam ditunjukkan oleh nilai pH yang rendah (pH = –log [H⁺] < 7).

Dalam larutan basa akan terbentuk ion OH^– dan ion sisa basa. Keberadaan ion OH^– dalam larutan basa ditunjukkan oleh nilai pH yang tinggi (pH = 14 – pOH > 7).

Jika larutan asam dan basa dicampurkan akan terjadi reaksi penetralan ion H⁺ dan OH^– . Bukti terjadinya reaksi penetralan ini ditunjukkan oleh nilai H mendekati 7 (pH ≈ 7). Nilai pH ≈ 7 memperlihatkan tidak ada lagi ion H⁺ dari asam dan ion OH^– dari basa selain ion H⁺ dan OH^– hasil ionisasi air. Dengan demikian, intinya reaksi asam basa ialah reaksi penetralan ion H⁺ dan OH^– . Persamaan reaksi molekulernya:

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

Persamaan reaksi ionnya :

H⁺(aq) + Cl^–(aq) + Na⁺(aq) + OH^–(aq) → Na⁺(aq) + Cl(aq) + H₂O(l)

Persamaan ion bersihnya :

H⁺(aq) + OH^–(aq) → H₂O(l)

Reaksi asam basa disebut juga reaksi penggaraman alasannya ialah dalam reaksi asam basa selalu dihasilkan garam. Pada reaksi HCl dan NaOH dihasilkan garam dapur (NaCl).

Beberapa tumpuan reaksi penetralan asam basa atau reaksi pembentukan garam sebagai berikut.

a. H₂SO₄(aq) + Mg(OH)₂(aq) → MgSO₄(aq) + 2H₂O(l)

b. HNO₃(aq) + Ca(OH)₂(aq) → Ca(NO₃)₂(aq) + H2O(l)

c. HCl(aq) + NH₄OH(aq) → NH₄Cl(aq) + H₂O(l)

1.3. Perhitungan Kuantitatif Reaksi dalam Larutan

Perhitungan kuantitatif reaksi-reaksi kimia dalam larutan umumnya melibatkan konsentrasi molar dan pH. Hal-hal yang perlu diketahui dalam mempelajari stoikiometri larutan ialah apa yang diketahui dan yang ditanyakan, kemudian diselesaikan dengan empat langkah berikut.

1. Tuliskan persamaan reaksi setara.
2. Ubah besaran yang diketahui ke satuan mol.
3. Gunakan perbandingan koefisien dari persamaan kimia setara untuk memilih besaran yang tidak diketahui dalam mol.
4. Ubah satuan mol ke dalam besaran yang ditanyakan.

Contoh Soal Menentukan Volume Pereaksi (4) :

Berapa mililiter NaOH 0,25 M harus ditambahkan supaya bereaksi tepat dengan 25 mL H2SO4 0,1 M.

Jawaban :

Tahap 1: Tuliskan persamaan kimia.

H₂SO₄(aq) + 2NaOH(aq) → Na₂SO₄(aq) + 2H₂O(l)

Tahap 2: Ubah besaran yang diketahui ke dalam satuan mol.

 x 25 mL H₂SO₄ = 2,5 × 10^–3 mol H₂SO₄

Tahap 3:Tentukan rasio stoikiometri (RS) reaksi untuk memilih jumlah mol yang dicari.

 x 2,5 × 10^–3 mol H₂SO₄ = 5 × 10^–3 mol NaOH

Tahap 4: Ubah satuan mol ke dalam satuan yang ditanyakan.

Volume NaOH =   x 1.000 mL larutan = 20 mL

Jadi, volume NaOH 0,25 M yang harus ditambahkan ialah 20 mL.

Contoh Soal Menentukan Berat Hasil Reaksi (5) :

Jika 25 mL larutan BaCl₂ 0,1 M direaksikan dengan 25 mL larutan Na₂SO₄ 0,25 M, berapakah massa BaSO₄ yang diendapkan?

Penyelesaian :

Tahap 1: Tuliskan persamaan kimia.

BaCl₂(aq) + Na₂SO₄(aq) → BaSO₄(s) + 2NaCl(aq)

Tahap 2–3: Ubah konsentrasi masing-masing pereaksi ke dalam satuan mol, tentukan pereaksi pembatas, tentukan nilai RS, dan hitung jumlah mol BaSO₄.

Jumlah mol BaCl₂ :

 x 0,1 mol BaCl₂ = 2,5 × 10^–3 mol

Jumlah mol Na₂SO₄ :

 x 0,25 mol Na₂SO₄ = 6,25 × 10^–3 mol

Jumlah mol pereaksi paling sedikit menjadi pereaksi pembatas. Dalam reaksi ini adalah BaCl₂ . Oleh lantaran itu, jumlah mol BaSO₄ ditentukan oleh BaCl₂ .

Jumlah mol BaSO₄ = RS × mol BaCl₂

 x 2,5 × 10^–3 mol BaCl₂ = 2,5 × 10^–3 mol

Tahap 4: Hitung massa BaSO₄ yang terbentuk.

Massa molar BaSO₄ = 233 g mol^–1

Massa BaSO₄ = 233 g mol^–1 × 2,5 × 10^–3 mol = 0,58 g

Jadi, massa BaSO₄ yang terbentuk ialah 0,58 g.

Contoh Soal SPMB 2005 :

Berapakah pH larutan yang diperoleh dengan mencampurkan 50 mL HNO3 0,2 M dan 50 mL KOH 0,4 M?

A. 2
B. 5
C. 7
D. 10
E. 13

Pembahasan :

Persamaan reaksi :

HNO₃ + KOH→ KNO₃ + H₂O

mmol awal	10	20
mmol bereaksi	10	10	10
mmol sisa	0	10	10

Zat tersisa basa besar lengan berkuasa =  = 0,1 M (pOH = 1)

maka pH basa besar lengan berkuasa ialah ...

pH = 14 – pOH = 14 – 1 = 13

Jadi, jawabannya (E).


1.4. Perhitungan pH Campuran

Jika larutan asam atau basa dicampurkan dengan larutan asam atau basa yang sejenis atau berbeda jenis maka konsentrasi asam atau basa dalam larutan itu akan berubah. Perubahan konsentrasi ini tentu akan mengubah pH larutan hasil pencampuran. Perhatikan contoh-contoh berikut.

Contoh Soal Menghitung pH Campuran Asam yang Sama (6) :

Sebanyak 50 mL larutan HCl 0,1 M dicampurkan dengan 100 mL larutan HCl 0,5 M. Berapakah pH larutan sebelum dan setelah dicampurkan?

Jawaban :

pH 50 mL larutan HCl 0,1 M = –log [H⁺] = 1,0

pH 100 mL larutan HCl 0,5 M = –log (0,5) = 0,3

Setelah dicampurkan, volume adonan menjadi 150 mL. Jumlah mol HCl dalam adonan sebagai berikut.

50 mL × 0,1 mmol mL^–1 HCl = 5 mmol

100mL × 0,5 mmol mL^–1 HCl = 50 mmol

Konsentrasi molar HCl dalam adonan =  = 0,367 M

Jadi, pH adonan = –log [0,367] = 0,44

Pencampuran larutan asam dan basa akan membentuk reaksi penetralan. Jika jumlah mol asam dan basa dalam adonan itu sama, terjadilah penetralan tepat sehingga pH larutan sama dengan 7. Tetapi, bila terdapat salah satu pereaksi berlebih, kelebihannya akan memilih pH larutan hasil pencampuran.

Contoh Soal Menghitung pH Campuran Asam dan Basa (7) :

Jika 25 mL HCl 0,5 M dicampurkan dengan 50 mL NaOH 0,1 M, bagaimanakah pH hasil pencampuran?

Pembahasan :

Untuk mengetahui nilai pH adonan asam basa, perlu ditentukan jumlah mol asam atau basa yang berlebih setelah terjadi reaksi penetralan.

H⁺(aq) + OH^–(aq) → H₂O(l)

Jumlah mol ion H⁺ dalam HCl = 25 mL × 0,5 mmol mL^–1 = 12,5 mmol

Jumlah mol ion OH^– dalam NaOH = 50 mL × 0,1 mmol mL^–1 = 5 mmol

Seluruh ion OH^– dinetralkan oleh ion H⁺ sehingga sisa ion H⁺ dalam larutan sebanyak 7,5 mmol. Karena volume adonan 75 mL maka konsentrasi molar ion H⁺ sisa :

[H⁺] =   = 0,1 M

Dengan demikian, pH adonan = –log (0,1) = 1.

Reaksi Penetralan di Lambung

Pernahkah Anda sakit maag? Maag terjadi lantaran kelebihan asam lambung (HCl) sehingga lambung terasa sakit. Mengapa? Hal ini terjadi lantaran dinding lambung mengalami peradangan. Untuk menetralkan kelebihan asam lambung tersebut digunakan suatu basa yang dinamakan antasida sehingga rasa nyeri pada lambung akan berkurang. Contoh suatu antasida di antaranya adalah Al(OH)₃, Mg(OH)₂, dan CaCO₃.(Sumber: Introductory Chemistry, 1997)

B. Titrasi Asam Basa

Titrasi ialah suatu metode untuk memilih konsentrasi zat di dalam larutan. Titrasi dilakukan dengan cara mereaksikan larutan tersebut dengan larutan yang sudah diketahui konsentrasinya. Reaksi dilakukan secara sedikit demi sedikit (tetes demi tetes) hingga tepat mencapai titik stoikiometri atau titik setara. Ada beberapa macam titrasi bergantung pada jenis reaksinya, ibarat titrasi asam basa, titrasi permanganometri, titrasi argentometri, dan titrasi iodometri. Pada topik berikut akan diuraikan mengenai titrasi asam basa.

2.1. Indikator Asam Basa

Dalam titrasi asam basa, zat-zat yang bereaksi umumnya tidak berwarna sehingga Anda tidak tahu kapan titik stoikiometri tercapai. Misalnya, larutan HCl dan larutan NaOH, keduanya tidak berwarna dan setelah bereaksi, larutan NaCl yang terbentuk juga tidak berwarna.

Untuk menandai bahwa titik setara pada titrasi telah dicapai digunakan indikator atau penunjuk. Indikator ini harus berubah warna pada dikala titik setara tercapai. Apakah indikator asam basa itu? Indikator asam basa ialah petunjuk perihal perubahan pH dari suatu larutan asam atau basa. Indikator bekerja menurut perubahan warna indikator pada rentang pH tertentu. Anda tentu mengenal kertas lakmus, yaitu salah satu indikator asam basa. Lakmus merah berubah warna menjadi biru bila dicelupkan ke dalam larutan basa. Lakmus biru bermetamorfosis merah bila dicelupkan ke dalam larutan asam.

Trayek pH beberapa larutan.

Terdapat beberapa indikator yang mempunyai trayek perubahan warna cukup akurat akhir pH larutan berubah, ibarat indikator metil jingga, metil merah, fenolftalein, alizarin kuning, dan brom timol biru. 

Kertas lakmus mempunyai trayek pH kurang akurat dibandingkan indikator lain. Trayek pH dari kertas lakmus sekitar pH 5 - 9.

Untuk mengetahui pada pH berapa suatu indikator berubah warna (trayek pH indikator), Anda sanggup melaksanakan percobaan berikut.

Praktikum Kimia Perubahan Warna Indikator (3) :

Tujuan :

Mengamati pH suatu indikator berubah warna.

Alat :

Tabung reaksi

Bahan :

1. Indikator 
2. Larutan asam 
3. Larutan basa
4. Larutan netral

Langkah Kerja :

1. Isilah 14 tabung reaksi dengan larutan pH = 1 hingga pH = 14.
2. Tambahkan 1 tetes indikator (setiap kelompok kerja memakai indikator yang berbeda).
3. Amatilah perubahan warna pada larutan dan catatlah pada pH berapa indikator tersebut berubah warna.

Pertanyaan :

1. Pada pH berapakah indikator yang Anda gunakan berubah warna?
2. Mengapa suatu indikator akan berubah warna pada pH yang tertentu saja?

Data hasil percobaan ditabulasikan ke dalam bentuk tabel ibarat berikut.

Tabel 2. Warna pH Hasil Percobaan dengan Beberapa Indikator

Indikator	Warna pada pH Rendah	Trayek pH	Warna pada pH Tinggi
Brom fenol biru	Kuning	4 – 5,5	Biru
Brom timol biru	Kuning	6 – 8	Biru
Fenolftalein	Takberwarna	8,5 – 10	Merah jambu
Alizarin kuning	Kuning	10 – 12	Merah
Sumber : General Chemistry, 1990

Indikator asam basa umumnya berupa molekul organik yang bersifat asam lemah dengan rumus HIn. Indikator menawarkan warna tertentu ketika ion H⁺ dari larutan asam terikat pada molekul HIn dan berbeda warna ketika ion H⁺ dilepaskan dari molekul HIn menjadi In^– . Salah satu indikator asam basa ialah fenolftalein (PP), indikator ini banyak digunakan lantaran harganya murah. Indikator PP tidak berwarna dalam bentuk HIn (asam) dan berwarna merah jambu dalam bentuk In^– (basa). Perhatikan struktur fenolftalein berikut.

Bentuk asam (HIn), tidak berwarna.

Bentuk basa (In–), merah jambu.

Untuk mengetahui bagaimana indikator bekerja, perhatikan reaksi kesetimbangan berikut yang menyatakan indikator HIn sebagai asam lemah dengan Ka = 1,0 × 10^–8.

Jika ke dalam larutan ditetesi indikator pada pH = 3 atau [H⁺] = 1,0 × 10^–3 M, dihasilkan perbandingan :

Perbandingan tersebut memperlihatkan bahwa struktur yang lebih lebih banyak didominasi ialah bentuk HIn (tidak berwarna).

Jika ion OH^– (basa) ditambahkan ke dalam larutan, [H⁺] berkurang dan posisi kesetimbangan bergeser ke arah pembentukan In^– . Ini berarti mengubah HIn menjadi In^– . Jika ion OH^– ditambahkan terus, bentuk In^– dominan dan larutan berwarna merah jambu.

2.2. Titrasi Asam Basa

Dalam melaksanakan titrasi, larutan yang dititrasi, disebut titrat dimasukkan ke dalam labu erlenmeyer (biasanya larutan asam), sedangkan larutan pentitrasi, disebut titran (biasanya larutan basa) dimasukkan ke dalam buret. Titran dituangkan dari buret tetes demi tetes ke dalam larutan titrat hingga titik stoikiometri tercapai (lihat Gambar 1). Oleh lantaran kemampuan mata kita terbatas dalam mengamati warna larutan maka penggunaan indikator dalam titrasi asam basa selalu mengandung risiko kesalahan. Jika indikator PP digunakan pada titrasi HCl–NaOH maka pada dikala titik setara tercapai (pH = 7) indikator PP belum berubah warna dan akan berubah warna ketika pH 8.

Cara melaksanakan titrasi (tangan kanan menggoyangkan labu, tangan kiri memegang kran buret).

Gambar 1. Set alat untuk titrasi asam basa.

Jadi, ada kesalahan titrasi yang tidak sanggup dihindari sehingga pada waktu Anda menghentikan titrasi (titik final titrasi) ditandai dengan warna larutan agak merah jambu, adapun titik setara sudah dilampaui. Dengan kata lain, titik final titrasi tidak sama dengan titik stoikiometri. Jika dalam titrasi HCl–NaOH memakai indikator brom timol biru (BTB), dimana trayek pH indikator ini ialah 6 (kuning) dan 8 (biru) maka pada dikala titik setara tercapai (pH =7) warna larutan adonan menjadi hijau. Kekurangan yang utama dari indikator BTB ialah mengamati warna hijau tepat pada pH = 7 sangat sukar, mungkin lebih atau kurang dari 7.

Alat yang dibutuhkan untuk titrasi, di antaranya buret, labu erlenmeyer, statif, dan pipet volume. Lakukanlah acara berikut.

Praktikum Kimia Titrasi Asam Basa (4) :

Tujuan :

Menentukan konsentrasi asam (HCl) dengan cara titrasi asam basa.

Alat :

1. Buret
2. Statif
3. Erlenmeyer
4. Pipet volume

Bahan :

1. Larutan HCl
2. Larutan NaOH 0,1 M
3. Indikator fenoftalein

Langkah Kerja :

1. Masukkan larutan NaOH 0,1 M ke dalam buret hingga volumenya terukur.
2. Pipet 10 mL larutan HCl, kemudian masukkan ke dalam labu erlenmeyer. Tambahkan 2 tetes indikator fenolftalein.
3. Lakukan tirasi dengan cara memasukkan larutan NaOH dari buret ke dalam labu erlenmeyer setetes demi setetes.
4. Hentikan titrasi ketika adonan dalam labu erlenmeyer akan berubah warna (hampir merah muda).
5. Lakukan percobaan tiga kali (triplo). Hitung rata-rata volume NaOH yang dibutuhkan untuk menetralkan larutan HCl.

Pertanyaan :

1. Mengapa titrasi harus dilarang ketika adonan berubah warna?
2. Jika volume NaOH yang dibutuhkan 10 mL, berapakah konsentrasi HCl yang dititrasi?
3. Diskusikan hasil pengamatan percobaan ini dengan teman-teman Anda.

Titrasi asam basa intinya ialah reaksi penetralan asam oleh basa atau sebaliknya. Persamaan ion bersihnya :

H⁺(aq) + OH^–(aq) → H₂O(l)

Ketika adonan berubah warna, itu memperlihatkan ion H+ dalam larutan HCl telah dinetralkan seluruhnya oleh ion OH^– dari NaOH. Jika larutan NaOH ditambahkan terus, dalam adonan akan kelebihan ion OH^– (ditunjukkan oleh warna larutan merah jambu).

Berikut akan dibahas cara perhitungan titrasi asam besar lengan berkuasa oleh basa kuat, contohnya 50 mL larutan HCl 0,1 M oleh NaOH 0,1 M. Kemudian, menghitung pH larutan pada titik-titik tertentu selama titrasi.

a. Sebelum NaOH Ditambahkan

HCl ialah asam besar lengan berkuasa dan di dalam air terionisasi tepat sehingga larutan mengandung spesi utama : H⁺ , Cl^– , dan H₂O . Nilai pH ditentukan oleh jumlah H⁺ dari HCl. Karena konsentrasi awal HCl 0,1 M, larutan HCl tersebut mengandung 0,1 M H⁺ dengan nilai pH = 1 (Gambar 2).

Sebelum NaOH ditambahkan, dalam larutan hanya ada ion H⁺ dan Cl^–.

b. Penambahan 10 mL NaOH 0,1 M

Dengan penambahan NaOH, berarti menetralkan ion H⁺ oleh ion OH^– sehingga konsentrasi ion H⁺ berkurang. Dalam adonan reaksi, sebanyak (10 mL × 0,1 M = 1 mmol) OH^– yang ditambahkan bereaksi dengan 1 mmol H⁺ membentuk H₂O .

Tabel 3. Pengaruh Penambahan OH^– terhadap Konsentrasi H⁺ .

Konsentrasi (M)	H(aq)	Penambahan OH– (aq)
Sebelum reaksi	50 mL × 0,1 M = 5 mmol	10 mL × 0,1 M = 1 mmol
Setelah reaksi	(5 – 1) mmol = 4 mmol	(1 – 1) mmol = 0

Setelah terjadi reaksi, larutan mengandung: H⁺, Cl^– , Na⁺ , dan H₂O . Nilai pH ditentukan oleh [H⁺] sisa :

[H⁺] =  =  = 0,07 M

pH = – log (0,07) = 1,18.

c. Penambahan 10 mL NaOH 0,1 M Berikutnya

Pada penambahan 10 mL NaOH 0,1 M berikutnya akan terjadi perubahan konsentrasi pada H⁺ (Gambar 3).

Gambar 3. Penambahan NaOH belum sanggup menetralkan semua ion ion H⁺ dalam larutan HCl.

Perhatikan tabel berikut.

Tabel 4. Pengaruh Penambahan OH^– Berikutnya terhadap Konsentrasi H⁺ .

Konsentrasi (M)	H(aq)	Penambahan OH– (aq)
Sebelum reaksi	4 mmol (sisa sebelumnya)	10 mL × 0,1 M = 1 mmol
Setelah reaksi	(4 – 1) mmol = 3 mmol	(1 – 1) mmol = 0

Setelah terjadi reaksi, nilai pH ditentukan oleh [H⁺] sisa :

[H⁺] =  = 0,04 M
pH = –log (0,04) = 1,37.

d. Penambahan NaOH 0,1 M Sampai 50 mL

Pada titik ini, jumlah NaOH yang ditambahkan ialah 50 mL × 0,1 M = 5 mmol dan jumlah HCl total ialah 50 mL × 0,1 M = 5 mmol. Jadi, pada titik ini ion H⁺ tepat dinetralkan oleh ion OH^– . Titik dimana terjadi netralisasi secara tepat dinamakan titik stoikiometri atau titik ekui alen. Pada titik ini, spesi utama yang terdapat dalam larutan adalah Na⁺, Cl^–, dan H₂O. Karena Na⁺ dan Cl^– tidak mempunyai sifat asam atau basa, larutan bersifat netral atau mempunyai nilai pH = 7 (Gambar 3).

Gambar 4. Semua ion H⁺ dapat dinetralkan oleh ion OH^–(titik ekuivalen).

e. Penambahan NaOH 0,1 M Berlebih (sampai 75 mL)

Penambahan NaOH 0,1 M berlebih mengakibatkan pH pada larutan menjadi basa lantaran lebih banyak konsentrasi OH^– dibandingkan H⁺ .

Gambar 5. Penambahan NaOH setelah titik setara mengubah pH sangat drastis.

Perhatikan tabel berikut.

Tabel 5. Pengaruh Penambahan OH^– Berlebih terhadap Konsentrasi Larutan

Konsentrasi (M)	H(aq)	Penambahan OH– (aq)
Sebelum reaksi	5 mmol (jumlah awal)	75 mL × 0,1 M = 7,5 mmol
Setelah reaksi	0	(7,5 – 5) mmol = 2,5 mmol

Setelah bereaksi, ion OH^– yang ditambahkan berlebih sehingga sanggup memilih pH larutan.

[OH^–] =  =  = 0,02 M

pOH = – log (0,02) = 1,7

pH larutan = 14 – pOH = 12,3

Hasil perhitungan selanjutnya disusun ke dalam bentuk kurva yang menyatakan penambahan konsentrasi NaOH terhadap pH larutan ibarat ditunjukkan pada Gambar 6.

Gambar 6. Tabel dan kurva penambahan konsentrasi NaOH terhadap pH larutan.

Pada mulanya perubahan pH sangat lamban, tetapi ketika mendekati titik ekuivalen perubahannya drastis. Gejala ini sanggup dijelaskan sebagai berikut. Pada awal titrasi, terdapat sejumlah besar H⁺ dalam larutan. Pada penambahan sedikit ion OH^– , pH berubah sedikit, tetapi mendekati titik ekuivalen, konsentrasi H⁺ relatif sedikit sehingga penambahan sejumlah kecil OH^– dapat mengubah pH yang sangat besar.

Kurva pH titrasi asam-basa mempunyai ciri :

(1) Bentuk kurva selalu berupa sigmoid
(2) Pada titik setara, pH sama dengan 7.
(3) Ketika mendekati titik ekuivalen, bentuk kurva tajam.

Titik final titrasi sanggup sama atau berbeda dengan titik ekuivalen bergantung pada indikator yang digunakan. Jika indikator yang digunakan mempunyai trayek pH 6–8 (indikator BTB), mungkin titik final titrasi sama dengan titik ekuivalen.

Titik final titrasi ialah dikala titrasi dilarang ketika adonan tepat berubah warna. Pada umumnya, pH pada titik final titrasi lebih besar dari pH titik ekuivalen alasannya ialah pada dikala titik ekuivalen tercapai, larutan belum berubah warna apabila indikator yang digunakan ialah fenolftalein.

Contoh Soal Menghitung pH Titrasi Asam Basa (6) :

Sebanyak 25 mL larutan HCl 0,1 M dititrasi dengan NaOH 0,1 M. Hitung pH larutan:

a. sebelum penambahan NaOH
b. setelah penambahan NaOH 25 mL

Jawaban :

a. Nilai pH ditentukan oleh jumlah H⁺ dari HCl. Konsentrasi awal HCl = 0,1 M maka larutan akan mengandung 0,1 M H⁺.

[H⁺] = 0,1 M dan pH = 1.

b. Jumlah NaOH yang ditambahkan ialah :

25 mL × 0,1 M = 2,5 mmol.

Jumlah asam klorida mula-mula ialah :

25 mL × 0,1 M = 2,5 mmol.

Ion OH^– yang ditambahkan bereaksi tepat dengan H⁺, dikala [H⁺] = [OH^–]. Pada titik ini dinamakan titik ekuivalen titrasi. Pada titik ekuivalen, konsentrasi H⁺ yang terdapat dalam larutan hanya berasal dari ionisasi air. Jadi, pH = 7.

Rangkuman :

1. Stoikiometri larutan melibatkan konsep mol dalam memilih konsentrasi zat-zat di dalam larutan.
2. Reaksi asam dan basa merupakan reaksi penetralan ion H⁺ oleh OH^– . Reaksi asam basa juga dinamakan reaksi penggaraman.
3. Indikator asam basa ialah asam-asam lemah organik yang sanggup berubah warna pada rentang pH tertentu.
4. Rentang pH pada dikala indikator berubah warna dinamakan trayek pH indikator.
5. Titrasi asam basa ialah suatu teknik untuk memilih konsentrasi asam atau basa dengan cara titrasi.
6. Titik setara atau titik stoikiometri ialah titik pada dikala titrasi, asam dan basa tepat ternetralkan. Titik final titrasi sanggup sama atau berbeda dengan titik setara.

Anda kini sudah mengetahui Stoikiometri. 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.