Kesetimbangan dan Larutan

                                                                   Kesetimbangan
     1.Pengertian Kesetimbangan
Kesetimbangan adalah prosos dinamis ketika reaksi ke depan dan reaksi balik terjadi pada laju yang sama tetapi pada arah yang berlawanan. Konsentrasi dari setiap zat tinggal tetap pada suhu konstan.
Banyak reaksi kimia tidak sampai berakhir, dan mencapai suatu titik ketika konsentrasi zat-zat pereaksi dan produk tidak lagi berubah dengan berubahnya waktu. Molekul-molekul telah berubah dari pereaksi menjadi produk dan dari produk menjadi preaksi, tetapi tanpa perubahan netto konsentrasinya.
Pokok-pokok penting yang perlu diingat pada konstanta kesetimbangan yaitu K adalah suatu konstanta untuk setiap reaksi selama suhunya tidak berubah. K menentukan zat mana yang konsentrasinya lebih besar pada saat keetimbangan produknya atau pereaksinya. Karena k ditentukan oleh konsentrasi pereaksi atau produknya. K tidak tergantung dari banyaknya tingkat reaksi antara pada mekanisme reaksinya.
Jika nilai K lebih besar dari 1 pada kesetimbangan akan lebih banyak produk di bandingkan dengan pereaksi, dan reaksi berhenti di kanan, begitu pula sebaliknya. Asas Le chatelier menyatakan bahwa jika suatu perubahan yaitu perubahan konsentrasi , tekanan, volume, atau suhu diterapakan pada suatu system yang berada pada keadaan setimbang, system tersebut akan bergeser ke arah yang akan memperkecil pengaruh perubahan tersebut.
Kenaikan tekanan akan menggeser kesetimbangan ke arah sisi yang mempunyai jumlah mol gas lebih sedikit. perubahan tekanan hanya mempengaruhi reaksi-reaksi dalam fase gas yang jumlah mol gas pereaksi dan produknya berbeda. Setiap system kesetimbangan melibatkan reaksi-reaksi endoterm dan eksoterem. Kenaikan suhu system akan menguntungkan reaksi eksoterem.
kita akan mempelajari pengertian kesetimbangan kimia, contoh aplikasi kesetimbangan kimia dalam industri, menentukan dan menghitung besarnya konstanta kesetimbangan kimia, mempelajari berbagai jenis kesetimbangan kimia, memanipulasi persamaan kesetimbangan kimia, serta mengkaji faktor-faktor yang dapat menggeser kesetimbangan kimia.
Salah satu proses yang sangat berguna dalam industri kimia adalah proses Haber, yaitusintesis gas amonia dari gas nitrogen dan gas hidrogen. Reaksi kimia yang terjadi dalam proses Haber adalah sebagai berikut :
N2(g) +  3 H2(g) ——-> 2 NH3(g)
Dengan cara penulisan ini, reaksi kimia menunjukkan bahwa gas hidrogen dan gas nitrogen bereaksi untuk menghasilkan gas amonia, dan hal ini akan terus berlangsung sampai salah satu atau kedua reaktannya habis. Tetapi, sesungguhnya, hal ini tidak sepenuhnya benar.
Apabila reaksi ini dilakukan dalam ruang tertutup (sebab reaktan maupun gas sama-sama berbentuk gas), gas nitrogen dan gas hidrogen akan bereaksi membentuk gas amonia. Namun, sebagian dari gas amonia tersebut akan segera terurai menjadi gas nitrogen dan gas hidrogen kembali, seperti yang ditunjukkan dalam persamaan reaksi berikut :
2 NH3(g) ——-> N2(g) +  3 H2(g)
Oleh sebab itu, di dalam ruang tertutup tersebut, sesungguhnya terjadi dua reaksi yang saling berlawanan, yaitu gas nitrogen dan gas hidrogen bergabung menghasilkan gas amonia dan gas amonia terurai menghasilkan gas nitrogen dan gas hidrogen. Kedua reaksi tersebut dapat dituliskan secara bersamaan dengan menggunakan dua mata anak panah sebagai berikut :
N2(g) +  3 H2(g) <——>  2 NH3(g)
Gas nitrogen dan gas hidrogen diletakkan di sisi kiri karena bahan itulah yang mula-mula dimasukkan ke dalam tempat reaksi. Kedua reaksi tersebut terjadi dengan kecepatan yang berbeda. Namun, cepat atau lambat, kecepatan kedua reaksi tersebut akan sama dan jumlah relatif dari gas nitrogen, gas hidrogen, dan gas amonia menjadi tetap (konstan). Ini merupakan contoh kesetimbangan kimia.
     2. Kesetimbangan kimia dinamis
Kesetimbangan kimia dinamis tercapai pada saat dua reaksi kimia yang berlawanan terjadi pada tempat dan waktu yang sama dengan laju reaksi yang samaKetika sistem mencapaikesetimbanganjumlah masing-masing spesi kimia menjadi konstan (tidak perlu sama).
Kadang-kadang, terdapat banyak produk (spesi kimia yang ada di sisi kanan tanda panah bolak-balik) ketika reaksi mencapai kesetimbangan. Tetapi, kadang-kadang, produknya justru sangat sedikit. Jumlah relatif dari produk dan reaktan dalam kesetimbangan dapat ditentukan dengan menggunakan konstanta kesetimbangan kimia (K) untuk reaksi tersebut.
Secara umum, untuk reaksi kesetimbangan hipotetis berikut :
a A  +  b B  <——>  c C  +  d D
Huruf besar menunjukkan spesi kimia dalam kesetimbangan kimia dan huruf kecil menyatakan koefisien reaksi pada reaksi kimia setara. Konstanta kesetimbangan kimia (Keq) secara matematis dapat dinyatakan dalam persamaan berikut :
Keq =  [C]c [D]/ [A][B]b
Persamaan Keq dirumuskan oleh dua ahli kimia berkebangsaan Norwegia, yaitu Cato Guldberg dan Peter Waage, pada tahun 1864. Persamaan ini merupakan pernyataan matematis dari hukum aksi massa (law of mass action), yang menyatakan bahwa pada reaksi reversibel(bolak-balik, dua arah) yang mencapai keadaan kesetimbangan pada temperatur tertentu, perbandingan konsentrasi reaktan dan produk memiliki nilai tertentu (konstan), yaitu Keq(konstanta kesetimbangan kimia).
Bagian pembilang mengandung produk dari kedua spesi kimia yang berada di sisi kanan persamaan dengan masing-masing spesi kimia dipangkatkan dengan koefisien reaksinya dalam persamaan reaksi berimbang. Penyebutnya juga sama, tetapi digunakan spesi kimia yang berada di sebelah kiri persamaan reaksi. Oleh karena satuan yang digunakan dalam konstanta kesetimbangan kimia adalah konsentrasi (molaritas), para ahli kimia menggunakan notasi  Kcsebagai pengganti Keq.
Nilai angka dari konstanta kesetimbangan kimia memberikan petunjuk tentang jumlah relatif dari produk dan reaktan. Nilai Kc juga memberikan petunjuk apakah kesetimbangancenderung ke arah reaktan atau produk. Apabila nilai Kc jauh melebihi satu (K>> 1),kesetimbangan akan cenderung ke kanan (produk), sehingga jumlah produk lebih besar dibandingkan reaktan. Sebaliknya, apabila nilai Kc jauh di bawah satu (Kc << 1), kesetimbanganakan cenderung ke kiri (reaktan), sehingga jumlah reaktan lebih besar dibandingkan reaktan.
      3 .Konsep kesetimbangan kimia
Konsep kesetimbangan kimia sangat berguna dalam ilmu kimia. Konstanta kesetimbangan kimia digunakan dalam menyelesaikan berbagai permasalahan stoikiometri yang melibatkan sistem kesetimbangan. Dalam menggunakan Kc, konsentrasi reaktan dan produk saatkesetimbangan dilibatkan. Berdasarkan fasa spesi kimia yang terlibat dalam reaksi, sistemkesetimbangan dapat dibedakan menjadi dua, antara lain :
1. Kesetimbangan Homogen
Semua spesi kimia berada dalam fasa yang sama. Salah satu contoh kesetimbangan homogen fasa gas adalah sistem kesetimbangan N2O4/NO­2. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :
N2O4(g) <——> 2 NO2(g)
Kc =   [NO2]/ [N2O4]
Konsentrasi reaktan dan produk dalam reaksi gas dapat dinyatakan dalam bentuk tekanan parsial masing-masing gas (ingat persamaan gas ideal, PV=nRT). Dengan demikian, satuan konsentrasi yang diganti dengan tekanan parsial gas akan mengubah persamaan Kmenjadi Kpsebagai berikut :
K=   (PNO2)/ (PN2O4)
PNO2 dan PN2O4 adalah tekanan parsial masing-masing gas pada saat kesetimbangantercapai. Nilai Kp menunjukkan konstanta kesetimbangan yang dinyatakan dalam satuan tekanan (atm). Kp hanya dimiliki oleh sistem kesetimbangan yang melibatkan fasa gas saja.
Secara umum, nilai Kc tidak sama dengan nilai Kp, sebab besarnya konsentrasi reaktan dan produk tidak sama dengan tekanan parsial masing-masing gas saat kesetimbangan. Dengan demikian, terdapat hubungan sederhana antara Kc dan Kp yang dapat dinyatakan dalam persamaan matematis berikut :
Kp =  Kc (RT)∆n
Kp =  konstanta kesetimbangan tekanan parsial gas
K=  konstanta kesetimbangan konsentrasi gas
R  =  konstanta universal gas ideal (0,0821 L.atm/mol.K)
T  =  temperatur reaksi (K)
∆n  =  Σ koefisien gas produk –  Σ koefisien gas reaktan
Selain kesetimbangan homogen fasa gas, terdapat pula sejumlah kesetimbangan homogen fasa larutan. Salah satu contoh kesetimbangan homogen fasa larutan adalah kesetimbangan ionisasi asam asetat (asam cuka) dalam air. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :
CH3COOH(aq) <——>  CH3COO(aq) +  H+(aq)
K=   [CH3COO] [H+] / [CH3COOH]
2. Kesetimbangan Heterogen
Kesetimbangan ini melibatkan reaktan dan produk dalam fasa yang berbeda. Sebagai contoh, saat padatan kalsium karbonat dipanaskan dalam wadah tertutup, akan terjadi reaksi berikut :
CaCO3(s) <——>  CaO(s) +  CO2(g)
Dalam reaksi penguraian padatan kalsium karbonat, terdapat tiga fasa yang berbeda, yaitu padatan kalsium karbonat, padatan kalsium oksida, dan gas karbon dioksida. Dalamkesetimbangan kimia, konsentrasi padatan dan cairan relatif konstan, sehingga tidak disertakan dalam persamaan konstanta kesetimbangan kimia. Dengan demikian, persamaan konstanta kesetimbangan reaksi penguraian padatan kalsium karbonat menjadi sebagai berikut :
Kc =  [CO2]
K=  PCO2
Baik nilai Kc maupun Kp tidak dipengaruhi oleh jumlah CaCOdan CaO (jumlah padatan).
Beberapa aturan yang berlaku dalam penentuan nilai konstanta kesetimbangan kimia saatreaksi kesetimbangan dimanipulasi (diubah) antara lain :
1. Jika reaksi dapat dinyatakan dalam bentuk penjumlahan dua atau lebih reaksi, nilaikonstanta kesetimbangan reaksi keseluruhan adalah hasil perkalian konstanta kesetimbangan masing-masing reaksi.
A  +  B  <——>  C  +  D                               Kc
C  +  D  <——>  E  +  F                               Kc’’
A  +  B  <——>  E  +  F                       Kc =  Kc’ x Kc’’
2. Jika reaksi ditulis dalam bentuk kebalikan dari reaksi semula, nilai konstanta kesetimbangan menjadi kebalikan dari nilai konstanta kesetimbangan semula.
A  +  B  <——>  C  +  D           Kc’  =   [C] [D] / [A] [B]
C  +  D  <——>  A  +  B          Kc =   [A] [B] / [C] [D]   =   1 / Kc
3. Jika suatu reaksi kesetimbangan dikalikan dengan faktor n, nilai konstanta kesetimbangan menjadi nilai konstanta kesetimbangan semula dipangkatkan dengan faktor n.
A  +  B  <——>  C  +  D                     Kc’  =   [C] [D] / [A] [B]
2 A  +  B  D  2 C  +  2 D             Kc =  [C]2 [D]2 / [A]2 [B]2 =  {  [C] [D] /  [A] [B] }2 =  (Kc’)2
Salah satu kegunaan konstanta kesetimbangan kimia adalah memprediksi arah reaksi. Untuk mempelajari kecenderungan arah reaksi, digunakan besaran Qc, yaitu hasil perkalian konsentrasi awal produk dibagi hasil perkalian konsentrasi awal reaktan yang masing-masing dipangkatkan dengan koefisien reaksinya. Jika nilai Qc dibandingkan dengan nilai Kc, terdapat tiga kemungkinan hubungan yang terjadi, antara lain :
1. Qc < Kc
Sistem reaksi reversibel kelebihan reaktan dan kekurangan produk. Untuk mencapaikesetimbangan, sejumlah reaktan diubah menjadi produk. Akibatnya, reaksi cenderung ke arah produk (ke kanan).
2. Q=  Kc
Sistem berada dalam keadaan kesetimbangan. Laju reaksi, baik ke arah reaktan maupun produk, sama.
3. Q> Kc
Sistem reaksi reversibel kelebihan produk dan kekurangan reaktan. Untuk mencapaikesetimbangan, sejumlah produk diubah menjadi reaktan. Akibatnya, reaksi cenderung ke arah reaktan (ke kiri).
2.1.4 faktor-faktor yang mempengaruhi kesetimbangan kimia
Kesetimbangan kimia dapat diganggu oleh beberapa faktor eksternal. Sebagai contoh, pada pembahasan proses Haber sebelumnya, telah diketahui bahwa nilai Kc pada proses Haberadalah 3,5.108 pada suhu kamar. Nilai yang besar ini menunjukkan bahwa pada kesetimbangan, terdapat banyak gas amonia yang dihasilkan dari gas nitrogen dan gas hidrogen. Akan tetapi, masih ada gas nitrogen dan gas hidrogen yang tersisa pada kesetimbangan. Dengan menerapkan prinsip ekonomi dalam dunia industri, diharapkan sebanyak mungkin reaktan diubah menjadi produk dan reaksi tersebut berlangsung sempurna. Untuk mendapatkan produk dalam jumlah yang lebih banyak, kesetimbangan dapat dimanipulasi dengan menggunakan prinsip Le Chatelier.
Seorang kimiawan berkebangsaan Perancis, Henri Le Chatelier, menemukan bahwa jika reaksi kimia yang setimbang menerima perubahaan keadaan (menerima aksi dari luar), reaksi tersebut akan menuju pada kesetimbangan baru dengan suatu pergeseran tertentu untuk mengatasi perubahan yang diterima (melakukan reaksi sebagai respon terhadap perubahan yang diterima). Hal ini disebut Prinsip Le Chatelier.
Ada tiga faktor yang dapat mengubah kesetimbangan kimia, antara lain :
  1. Konsentrasi reaktan atau produk
  2. Suhu
  3. Tekanan atau volume pada sistem yang mengandung fasa gas
Untuk memproduksi gas amonia sebanyak mungkin, dapat dilakukan manipulasikesetimbangan kimia dari segi konsentrasi reaktan maupun produk, tekanan ruangan, volume ruangan, dan suhu reaksi. Berikut ini adalah pembahasan mengenai masing-masing faktor.
1. Mengubah konsentrasi
Jika ke dalam sistem kesetimbangan ditambahkan gas nitrogen maupun gas hidrogen berlebih (reaktan berlebih), nilai Qc menjadi lebih kecil dibandingkan Kc. Untuk mengembalikan ke kondisi setimbang, reaksi akan bergeser ke arah produk (ke kanan). Akibatnya, jumlah produk yang terbentuk meningkat. Hal yang sama juga akan terjadi jika gas amonia yang terbentuk langsung diambil. Reaksi akan bergeser ke arah kanan untuk mencapai kembali kesetimbangan.
Dapat disimpulkan bahwa jika dalam sistem kesetimbangan ditambahkan lebih banyakreaktan atau produk, reaksi akan bergeser ke sisi lain untuk menghabiskannya. Sebaliknya, jika sebagian reaktan atau produk diambil, reaksi akan bergeser ke sisinya untuk menggantikannya.
2.Mengubah suhu
Reaksi pada proses Haber adalah reaksi eksotermis. Reaksi tersebut dapat dinyatakan dalam persamaan reaksi berikut :
N2(g) +  3 H2(g) <——>  2 NH3(g) +  Kalor
Jika campuran reaksi tersebut dipanaskan, akan terjadi peningkatan jumlah kalor dalam sistem kesetimbangan. Untuk mengembalikan reaksi ke kondisi setimbang, reaksi akan bergeserdari arah kanan ke kiri. Akibatnya, jumlah reaktan akan meningkat disertai penurunan jumlah produk. Tentu saja hal ini bukanlah sesuatu yang diharapkan. Agar jumlah amonia yang terbentuk meningkat, campuran reaksi harus didinginkan. Dengan demikian, jumlah kalor di sisi kanan akan berkurang sehingga reaksi akan bergeser ke arah kanan.
Secara umum, memanaskan suatu reaksi menyebabkan reaksi tersebut bergeser ke sisiendotermis. Sebaliknya, mendinginkan campuran reaksi menyebabkan kesetimbangan bergeser ke sisi eksotermis.
3. Mengubah tekanan dan volume
Mengubah tekanan hanya mempengaruhi kesetimbangan bila terdapat reaktan dan/atau produk yang berwujud gas. Pada proses Haber, semua spesi adalah gas, sehingga tekanan dapat mempengaruhi kesetimbangan.
Reaksi pada proses Haber terjadi dalam ruangan tertutup. Tekanan pada ruangan terjadi akibat tumbukan gas hidrogen, gas nitrogen, serta gas amonia terhadap dinding ruangan tersebut. Saat sistem mencapai keadaan setimbang, terdapat sejumlah gas nitrogen, gas hidrogen, dan gas amonia dalam ruangan. Tekanan ruang dapat dinaikkan dengan membuat tempat reaksinya menjadi lebih kecil (dengan memampatkannya, misal dengan piston) atau dengan memasukkan suatu gas yang tidak reaktif, seperti gas neon. Akibatnya, lebih banyak tumbukan akan terjadi pada dinding ruangan bagian dalam, sehingga kesetimbangan terganggu. Untuk mengatasi pengaruh tersebut dan memantapkan kembali kesetimbangan, tekanan harus dikurangi.
Setiap kali terjadi reaksi maju (dari kiri ke kanan), empat molekul gas (satu molekul gas nitrogen dan tiga molekul gas hidrogen) akan membentuk dua molekul gas amonia. Reaksi ini mengurangi jumlah molekul gas dalam ruangan. Sebaliknya, reaksi balik (dari kanan ke kiri), digunakan dua molekul gas amonia untuk mendapatkan empat molekul gas (satu molekul gas nitrogen dan tiga molekul gas hidrogen). Reaksi ini menaikkan jumlah molekul gas dalam ruangan.
Kesetimbangan telah diganggu dengan peningkatan tekanan. Dengan mengurangi tekanan, gangguan tersebut dapat dihilangkan. Mengurangi jumlah molekul gas di dalam ruangan akan mengurangi tekanan (sebab jumlah tumbukan akan berkurang). Oleh sebab itu, reaksi maju (dari kiri ke kanan) lebih disukai, sebab empat molekul gas akan digunakan dan hanya dua molekul gas yang akan terbentuk. Sebagai akibat dari reaksi maju ini, akan dihasilkan gas amonia yang lebih banyak.
Secara umum, meningkatkan tekanan (mengurangi volume ruangan) pada campuran yang setimbang menyebabkan reaksinya bergeser ke sisi yang mengandung jumlah molekul gas yang paling sedikit. Sebaliknya, menurunkan tekanan (memperbesar volume ruangan) pada campuran yang setimbang menyebabkan reaksinya bergeser ke sisi yang mengandung jumlah molekul gas yang paling banyak. Sementara untuk reaksi yang tidak mengalami perubahan jumlah molekul gas (mol reaktan = mol produk), faktor tekanan dan volume tidak mempengaruhi kesetimbangan kimia.
Katalis meningkatkan laju reaksi dengan mengubah mekanisme reaksi agar melewati mekanisme dengan energi aktivasi  terendah.  Katalis tidak dapat menggeser kesetimbangan kimia. Penambahan katalis hanya mempercepat tercapainya keadaan setimbang.
Dari beberapa faktor di atas, hanya perubahan temperatur (suhureaksi yang dapat mengubah nilai konstanta kesetimbangan (Kmaupun Kp). Perubahan konsentrasi, tekanan, dan volume hanya mengubah konsentrasi spesi kimia saat kesetimbangan, tidak mengubah nilai K. Katalis hanya mempercepat tercapainya keadaan kesetimbangan, tidak dapat menggeserkesetimbangan kimia
                                                                    Larutan
     1. Komponen Larutan
Larutan adalah campuran homogen (komposisinya sama), serba sama (ukuran partikelnya), tidak ada bidang batas antara zat pelarut dengan zat terlarut (tidak dapat dibedakan secara langsung antara zat pelarut dengan zat terlarut), partikel- partikel penyusunnya berukuran sama (baik ion, atom, maupun molekul) dari dua zat atau lebih. Dalam larutan fase cair, pelarutnya (solvent) adalah cairan, dan zat yang terlarut di dalamnya disebut zat terlarut (solute), bisa berwujud padat, cair, atau gas. Dengan demikian, larutan = pelarut (solvent) + zat terlarut (solute). Khusus untuk larutan cair, maka pelarutnya adalah volume terbesar.
Ada 2 reaksi dalam larutan, yaitu:
a) Eksoterm, yaitu proses melepaskan panas dari sistem ke lingkungan, temperatur dari campuran reaksi akan naik dan energi potensial dari zat- zat kimia yang bersangkutan akan turun.
b) Endoterm, yaitu menyerap panas dari lingkungan ke sistem, temperatur dari campuran reaksi akan turun dan energi potensial dari zat- zat kimia yang bersangkutan akan naik.
Larutan dapat dibagi menjadi 3, yaitu:
a) Larutan tak jenuh yaitu larutan yang mengandung solute (zat terlarut) kurang dari yang diperlukan untuk membuat larutan jenuh. Atau dengan kata lain, larutan yang partikel- partikelnya tidak tepat habis bereaksi dengan pereaksi (masih bisa melarutkan zat). Larutan tak jenuh terjadi apabila bila hasil kali konsentrasi ion < Ksp berarti larutan belum jenuh ( masih dapat larut).
b) Larutan jenuh yaitu suatu larutan yang mengandung sejumlah solute yang larut dan mengadakan kesetimbangn dengan solut padatnya. Atau dengan kata lain, larutan yang partikel- partikelnya tepat habis bereaksi dengan pereaksi (zat dengan konsentrasi maksimal). Larutan jenuh terjadi apabila bila hasil konsentrasi ion = Ksp berarti larutan tepat jenuh.
c) Larutan sangat jenuh (kelewat jenuh) yaitu suatu larutan yang mengandung lebih banyak solute daripada yang diperlukan untuk larutan jenuh. Atau dengan kata lain, larutan yang tidak dapat lagi melarutkan zat terlarut sehingga terjadi endapan. Larutan sangat jenuh terjadi apabila bila hasil kali konsentrasi ion > Ksp berarti larutan lewat jenuh (mengendap).
Berdasarkan banyak sedikitnya zat terlarut, larutan dapat dibedakan menjadi 2, yaitu:
a) Larutan pekat yaitu larutan yang mengandung relatif lebih banyak solute dibanding solvent.
b) Larutan encer yaitu larutan yang relatif lebih sedikit solute dibanding solvent.
Dalam suatu larutan, pelarut dapat berupa air dan tan air.
Contoh soal komponen larutan
Tentukan pelarut dan zat terlarut dalam larutan alkohol 25% dan 75%?
Jawab:
a. Dalam larutan alkohol 25% misalnya terdapat 100 gram larutan alkohol.
Zat terlarut = 25 % x 100 gram = 25 gram (alkohol)
Zat pelarut = 75% x 100 gram = 75 gram ( air)
b. Dalam larutan alkohol 75% misalnya terdapat 100 gram larutan alkohol.
Zat terlarut = 25% x 100 gram = 25 gram (air)
Zat pelarut = 75% x 100gram = 75 gram (alkohol)
Jadi, untuk larutan cair maka pelarutnya adalah volume terbesar
     2.Konsentrasi Larutan
Konsentrasi larutan dapat dibedakan secara kualitatif dan kuantitatif. Secara kualitatif, larutan dapat dibedakan menjadi larutan pekat dan larutan encer. Dalam larutan encer, massa larutan sama dengan massa pelarutnya karena massa jenis larutan sama dengan massa jenis pelarutnya. Secara kuantitatif, larutan dibedakan berdasarkan satuan konsentrasinya. Ada beberapa proses melarut (prinsip kelarutan), yaitu:
a) Cairan- cairan
Kelarutan zat cair dalam zat cair sering dinyatakan “Like dissolver like” maknanya zat- zat cair yang memiliki struktur serupa akan saling melarutkan satu sama lain dalam segala perbandingan. Contohnya: heksana dan pentana, air dan alkohol => H- OH dengan C2H5– OH.
Perbedaan kepolaran antara zat terlarut dan zat pelarut pengaruhnya tidak besar terhadap kelarutan. Contohnya: CH3Cl (polar) dengan CCl4 (non- polar).Larutan ini terjadi karena terjadinya gaya antar aksi, melalui gaya dispersi (peristiwa menyebarnya zat terlarut di dalam zat pelarut) yang kuat. Di sini terjadi peristiwa soluasi, yaitu peristiwa partikel- partikel pelarut menyelimuti (mengurung) partikel terlarut. Untuk kelarutan cairan- cairan dipengaruhi juga oleh ikatan Hydrogen.
b)Padat- cair
Padatan umumnya memiliki kelarutan terbatas di cairan hal ini disebabkan gaya tarik antar molekul zat padat dengan zat padat > zat padat dengan zat cair. Zat padat non- polar (sedikit polar) besar kelarutannya dalam zat cair yang kepolarannya rendah. Contohnya: DDT memiliki struktur mirip CCl4 sehingga DDT mudah larut di dalam non- polar (contoh minyak kelapa), tidak mudah larut dalam air (polar).
c) Gas- cairan
Ada 2 prinsip yang mempengaruhi kelarutan gas dalam cairan, yaitu:
Ø Makin tinggi titik cair suatu gas, makin mendekati zat cair gaya tarik antar molekulnya. Gas dengan titik cair lebih tinggi, kelarutannya lebih besar.
Ø Pelarut terbaik untuk suatu gas ialah pelarut yang gaya tarik antar molekulnya sangat mirip dengan yang dimiliki oleh suatu gas.
Titik didih gas mulia dari atas ke bawah dalam suatu sistem periodik, makin tinggi, dan kelarutannya makin besar.
Pengaruh temperatur (T) dan tekanan (P) terhadap kelarutan, yaitu peningkatan temperatur menguntungkan proses endotermis, sebaliknya penurunan temperatur menguntungkan proses eksotermis. Proses kelarutan zat padat dalam zat cair umumnya berlangsung endoterm akibatnya kenaikan temperatur menaikkan kelarutan. Proses kelarutan gas dalam cair berlangsung eksoterm akibatnya kenaikan temparatur menurunkan kelarutan.
Proses melarut dianggap proses kesetimbangan,
Solute + Solvent Larutan DH = – (eksoterm)
DH = + (endoterm)
Faktor tekanan sangat besar pengaruhnya pada kelarutan gas dalam cair. Hubungan ini dijelaskan dengan Hukum Henry, yaitu Cg = k . Pg (tekanan berbanding lurus dengan konsentrasi).
Panas pelarutan yaitu banyaknya energi/ panas yang diserap atau dilepaskan jika suatu zat terlarut dilarutkan dalam pelarut. Ada beberapa 3 tahap pada proses melarutkan suatu zat, yaitu:
Tahap 1, yaitu: Baik zat terlarut maupun zat pelarut masih tetap molekul- molekulnya berikatan masing- masing.
Tahap 2,yaitu:Molekul- molekul yang terdapat pada zat terlarut memisahkan diri sehingga hanya terdiri dari 1 molekul tanpa adanya ikatan lagi dengan molekul- molekul yang terdapat di dalamnya, begitu pula molekul- molekul yang terdapat pada zat pelarut.
Tahap 3, yaitu: Antara molekul pada zat terlarut akan mengalami ikatan dengan molekul pada zat pelarut.
Pada umumnya: Tahap 1 memerlukan panas.
Tahap 2 memerlukan panas.
Tahap 3 menghasilkan panas.
Eksoterm: 1+2 < 3 dengan DH = – (eksoterm)
Endoterm: 1+2 > 3 dengan DH = + (endoterm)
Konsentrasi akan lebih eksak jika dinyatakan secara kuantitatif, menggunakan satuan- satuan konsentrasi:
1. Fraksi mol (X)
2. Persentase :     a. Persentase berat per berat (% b/b)
b. Persentase berat per volume (% b/v)
c. Persentase volume per volume (% v/v)
3. Bagian per sejuta
4. Kemolaran atau molaritas (M)
5. Kemolalan atau molalitas (m)
Fraksi mol (X)
Fraksi mol suatu zat adalah perbandingan jumlah mol suatu zat terhadap jumlah total mol seluruh zat yang menyusun suatu larutan.
X = X pelarut + Xterlarut = 1
Persentase (%)
1. Persentase berat per berat (% b/b)
Persen b/b adalah jumlah gram zat terlarut dalam tiap 100 gram larutan.
%b/b =x100%
Contoh: Larutan cuka sebanyak 40 gram mengandung asam asetat sebanyak 2 gram. Hitunglah konsentrasi larutan itu dalam satuan % b/b?
Solusi: % b/b = 2/40 x 100%= 5%
2. Persentase berat per volume (% b/v)
Persentase b/v adalah jumlah gram zat terlarut dalam tiap 100 ml larutan.
%b/v=x100%
Satuan %b/v umumnya dipakai untuk zat terlarut padat dalam pelarut cair.
Contoh: Untuk membuat larutan infus glukosa, 45 gram glukosa murni dilarutkan dalam akuades hingga volume larutan menjadi 500 ml. Hitunglah konsentrasi larutan itu dalam satuan %b/v?
Solusi:%b/v= 45/100 x 100%= 90 %
3. Persentase volume per volume (% v/v)
Persentase v/v adalah jumlah ml zat terlarut dalam tiap 100 ml larutan.
%v/v=x100%
Satuan %v/v umumnya dipakai untuk zat terlarut cair dalam pelarut cair.
Contoh: Etanol sebanyak 150 ml dicampur dengan 350 ml akuades. Hitunglah konsentrasi etanol dalam satuan %v/v?
Solusi:Volume larutan = 150 + 350 = 500 ml.
%v/v= 150/500 x 100%= 30 %
Bagian per sejuta (ppm/ part per million)
Satuan ppm menyatakan satu gram zat terlarut dalam satu juta gram pelarut.
ppm =x100%
Dalam rumus di atas satu gram zat terlarut dibagi massa larutan karena massa jenis larutan sama dengan massa jenis pelarutnya sehingga massa larutan = massa pelarutnya.
     3.Larutan Asam-basa
a.  Konsep Asam- Basa
  • Asam- Basa Arrhenius
Asam adalah zat yang dalam air dapat menghasilkan ion H+ . Contoh asam: HCl, H2SO4, H3PO4. Sifat- sifat larutan asam adalah sebagai berikut:
§ Dalam air menghasilkan ion H+ .
§ Menyebabkan warna kertas lakmus menjadi merah.
§ Larutannya dalam air dapat menghantarkan arus listrik.
§ Menyebabkan perkaratan logam (korosif).
Jumlah ion H+ yang dapat dibebaskan oleh satu molekul asam disebut valensi atau martabat asam tersebut. Berdasarkan valensinya, asam dibedakan atas:
1) Asam bervalensi satu, misalnya: HCl, HCN, HNO3, CH3COOH, dll.
2) Asam bervalensi dua, misalnya: H2SO4, H2CrO4, H2CO3, dll.
3) Asam bervalensi tiga, misalnya: H3PO4, H3AsO­4, dll.
Basa adalah zat yang dalam air dapat menghasilkan ion OH . Contoh basa: NaOH, Ca(OH)2 , Al2(OH)3 , NH3, dll. Sifat- sifat larutan basa adalah sebagai berikut:
§ Dalam air dapat menghasilkan ion OH .
§ Menyebabkan warna kertas lakmus menjadi biru.
§ Larutannya dalam air dapat menghantarkan arus listrik.
§ Jika mengenai kulit, maka kulit akan melepuh (kaustik).
Jumlah ion OH yang dapat dihasilkan oleh satu molekul basa disebut valensi atau martabat basa. Berdasarkan valensinya basa dibedakan atas:
1) Basa bervalensi satu, misalnya: NaOH, KOH, AgOH, NH4OH, dll.
2) Basa bervalensi dua, misalnya: Ca(OH)2, Mg(OH)2,Fe(OH)2, dll.
3) Basa bervalensi tiga, misalnya: Fe(OH)3, Cr(OH)3, dll.
Jadi di sini ion H+ tidak berikatan dengan air, atau bebas di air tanpa adanya ikatan.
  • Asam- Basa Bronsted- Lowry
Asam adalah suatu zat yang dapat menyumbang proton (H+), sehingga disebut donor proton. Basa adalah zat yang dapat menerima proton, sehingga disebut akseptor proton. Jadi di sini ion Hberikatan dengan air.
Contoh H2O + HCl H3O+ Cl
Dalam reaksi di atas,
HCl termasuk asam karena memberi proton.
H2O termasuk basa kare4na menerima proton.
Zat yang telah menerima proton disebut asam konjugasi, sedangkan yang telah memberi proton disebut basa konjugasi. Dalam contoh reaksi di atas, H3O+ adalah asam konjugasi, sedangkan Cladalah basa konjugasi.
  • Asam- Basa Lewis
Asam adalah senyawa penerima (akseptor ) pasangan elektron, sedangkan basa adalah senyawa pemberi (donor) pasangan elektron. Reaksi asam- basa Lewis tergolong reaksi pembentukan ikatan koordinasi. Contoh reaksi BF3 (asam Lewis) dengan NH3 (basa Lewis).
b. Kekuatan Asam- Basa
Asam dapat dibedakan menjadi asam kuat dan asam lemah, begitu pula basa. Reaksi ionisasi asam kuat, secara umum dapat ditulis :
HxA(aq) à xH+(aq) + Ax-(aq). Yang termasuk asam kuat, meliputi: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4, dll. Reaksi asam kuat bersifat satu arah karena asam kuat mudah terionisasi dalam air.
Reaksi ionisasi asam lemah, secara umum dapat ditulis :
HzB(aq) à zH+(aq) + B z- (aq). Yang termasuk asam lemah, meliputi: CH3COOH, HF, HCN, H2CO3, dll. Reaksi asam lemah bersifat reversibel karena asam lemah tidak terionisasi sempurna di dalam air.
Basa kuat meliputi senyawa- senyawa hidroksida alkali dan beberapa hidroksida alkali tanah. Selain hidroksida- hidroksida tersebut semuanya tergolong basa lemah.
Asam kuat dan basa kuat dalam air mudah terionisasi , dengan derajat ionisasi (a) » 1, sehingga jumlah ion- ionnya relatif banyak. Akibatnya, larutan asam kuat dan basa kuat mudah menghantarkan arus listrik, sehingga disebut larutan elektrolit kuat. Sebaliknya, larutan basa lemah dan asam lemah sukar terionisasi (a £ 1), sehingga tergolong larutan elektrolit lemah.
Senyawa- senyawa yang dapat bertindak sebagai asam (melepaskan H+) dan juga dapat bertindak sebagai basa (melepaskan OH) disebut senyawa amfoter. Senyawa- senyawa amfoter, meliputi: Be(OH)2, Al(OH)3, Zn(OH)2,dll.
c. Indikator
Indikator asam basa adalah suatu zat yang dapat berubah warna apabila pH lingkungannya berubah atau larutan yang berisi indikator berubah pH. Atau dengan kata lain, suatu senyawa yang berbeda warnanya dalam larutan asam dengan larutan basa.Dalam indikator terdapat dua warna dalam keadaan basa (warna basa) dan sebaliknya
Nama Indikator
Pki
(konstanta kesetimbangan)
Jenis
Trayek pH
Warna
Asam- Basa
Fenoftalin
Asam
8,0- 9,6
Tidak berwarna- Merah
Brom Timol Biru
7,3
Asam
6,0- 7,6
Kuning- Biru
Metil Jingga
3,4
Basa
3,1- 4,4
Merah- Jingga
Lakmus
4,5- 8,3
Merah- Biru
Biasanya indikator yang dipilih yaitu: a) harganya relatif murah. b) sesuai trayek pH.
2.3.4 Titrasi Asam- Basa
Untuk menentukan konsentrasi suatu larutan dapat dilakukan titrasi yaitu dengan menambahkan tetes demi tetes larutan standar ke dalam larutan yang akan ditentukan konsentrasinya.Pada saat banyaknya zat penitrasi sebanding/ setara dengan zat yang ditetapkan konsentrasinya disebut titik ekuivalen/ titik akhir titrasi yang ditunjukkan oleh perubahan warna indikator. Suatu analisis yang berkaitan dengan volume larutan pereaksi disebut analisis volumetri. Analisis volumetri dilaksanakan melalui metode titrasi. Salah satu larutan ditempatkan dalam buret yang merupakan larutan penitrasi. Larutan yang satu lagi ditempatkan dalam labu titrasi atau Erlenmeyer, yang merupakan larutan yang dititrasi.
Titrasi yang melibatkan reaksi asam dengan basa disebut titrasi asam- basa atau asidimetri dan alkalimetri.
1) Asidimetri dilakukan untuk menentukan konsentrasi larutan basa dengan menggunakan larutan standar asam.
2) Alkalimetri dilakukan untuk menentukan konsentrasi larutan asam dengan menggunakan larutan standar basa.
     4.Derajat Keasaman (pH)
a. pH Asam- Basa
Air murni tergolong elektrolit yang sangat lemah. Reaksi ionisasi air adalah sebagai berikut: H2O(l) = H+(aq) + OH(aq).
Larutan Penyangga (Larutan Buffer/ Larutan dapar). Larutan Penyangga adalah campuran asam lemah dengan basa konjugasinya atau campuran basa lemah dengan asam konjugasinya. Contoh CH3COOH dengan CH3COO dan NH4OH dengan NH4+. Atau dengan kata lain, campuran asam lemah dan garamnya, atau basa lemah dan garamnya.
Sifat Larutan Penyangga
pH larutan penyangga tidak akan berubah, jika:
1. ditambahkan sedikit asam/basa
2. ditambahkan sedikit air (diencerkan)
Kegunaan Larutan Penyangga
  1. Dalam tubuh manusia terdapat sistem penyangga yang berperan dalam mempertahankan pH, seperti:
    1. Buffer darah, pH darah berkisar 7,35- 7,45. pH darah < 7,35 disebut keadaanasidosis. Jika pH darah lebih kecil dari 7,0 atau lebih besar dari 7,8 ; maka akan menimbulkan kematian. Untuk menjaga agar pH darah tidak banyak berubah, maka dalam darah terdapat sistem penyangga H2CO3 / HCO3-‑.
    2. Bffer cairan tubuh. Dalam cairan sel tubuh terdapat sistem penyangga H2PO4 / HPO42-. Campuran penyangga tersebut berperan juga dalam ekskresi ion H+ pada ginjal
  2. Dalam industri farmasi, larutan penyangga berperan dalam pembuatan obat- obatan, agar zat aktif obat tersebut mempunyai pH tertentu Larutan penyangga yang umum digunakan dalam industri farmasi adalah larutan asam basa konjugasi senyawa fosfat.
b. Hidrolisis garam
Hidrolisis adalah proses penguraian suatu senyawa (garam) oleh air. Sifat larutan setelah terjadi hidrolisis tergantung pada kekuatan asam dan basa pembentuk garam tersebut.
c. Titrasi Asam- Basa
Untuk menentukan konsentrasi suatu larutan dapat dilakukan titrasi yaitu dengan menambahkan tetes demi tetes larutan standar ke dalam larutan yang akan ditentukan konsentrasinya.Pada saat banyaknya zat penitrasi sebanding/ setara dengan zat yang ditetapkan konsentrasinya disebut titik ekuivalen/ titik akhir titrasi yang ditunjukkan oleh perubahan warna indikator. Suatu analisis yang berkaitan dengan volume larutan pereaksi disebut analisis volumetri. Analisis volumetri dilaksanakan melalui metode titrasi. Salah satu larutan ditempatkan dalam buret yang merupakan larutan penitrasi. Larutan yang satu lagi ditempatkan dalam labu titrasi atau Erlenmeyer, yang merupakan larutan yang dititrasi.
Titrasi yang melibatkan reaksi asam dengan basa disebut titrasi asam- basa atau asidimetri dan alkalimetri.
1) Asidimetri dilakukan untuk menentukan konsentrasi larutan basa dengan menggunakan larutan standar asam.
2) Alkalimetri dilakukan untuk menentukan konsentrasi larutan asam dengan menggunakan larutan standar basa.
    5.Sifat Koligatif Larutan
Koligatif artinya bersama- sama yang berasal dari kata koligeal yang berarti sifat bersama. Jadi sifat koligatif larutan adalah sifat fisik larutan yang hanya dipengaruhi oleh jumlah partikel yang tidak dipengaruhi oleh sifat zat.Perhitungan sifat koligatif larutan elektrolit hanya dikalikan faktor van¢t Hoff (i) terhadap rumusan sifat koligatif larutan non elektrolitnya, kecuali pada penurunan tekanan uap ada perbedaan perhitungan Xterlarut untuk elektrolit.
Sifat Koligatif
Larutan non- elektrolit
Larutan elektrolit
1. Penurunan tekanan uap (DP)
DP = P0 . Xt
P= P0 – DP
DP = P0 . x i
2. Kenaikan titik didih (Dt­b)
Dt­b= Kb . m
Dt­b= Kb . m. i
3. Penurunan titik beku (Dtf)
Dt= Kf . m
Dt= Kf . m. i
4. Tekanan osmotik (p)
p= M. R.T
p= M. R.T. i
Keterangan: i= = Faktor Van¢t Hoff
R= tetapan gas= 0,082 liter atm/ mol°K
N= jumlah koefisien kation dan anion
a= derajat ionisasi
Kb= konstanta kenaikan titik didih molal pelarut.
Kf= konstanta penurunan titik beku molal pelarut.
nt= mol terlarut
np= mol pelarut
T= derajat Kelvin
M= molar= mol/liter
P= tekanan uap larutan.
Untuk senyawa garam yang sangat encer, dengan konsentrasi zat terlarut jauh lebih kecil dari batas kelarutannya, harga derajat ionisasi sama dengan satu (a=1), sehingga harga i = n.
  1. Penurunan tekanan uap (DP), Kenaikan titik didih (Dt­b) dan Penurunan titik beku (Dtf)
Menguap adalah peristiwa partikel- partikel zat cair meninggalkan permukaan. Mendidih adalah temperatur titik didih dimana tekanan uap jenuh di dalam larutan sama dengan tekanan udara luar. Ketika tekanan di dalam sama dengan tekanan di luar disebut temperatur didih.
Air + zat terlarut yang tidak mudah menguap (2)
Airn (Pelarut murni)
(1)
Tekanan udara,1 atm= 76 cmHg berada di permukaan laut laut. Jika kita naik 100 m di atas permukaan air laut maka tekanan udara berkurang sebesar 1 cmHg.
Tekanan uap pada pelarut murni (1) lebih besar karena pada larutan nomor 2 terdapat hambatan yang menghalangi terjadinya penguapan sehingga pada larutan nomor 2 dalam proses penguapan diperlukan suhu lebih tinggi sehingga titik didih menjadi tinggi, di sini pula mengalami penurunan titik beku.
         2.Tekanan osmotik (p)
Tekanan osmosis adalah tekanan yang diperlukan untuk melawan terjadinya peristiwa osmosis. Osmosis adalah peristiwa berpindahnya partikel- partikel dari larutan encer (hipotonik) ke larutan pekat (hipertonik) melalui membran semi permiabel(bersifat selektif, hanya pelarut yang dapat masuk). Larutan encer, berarti tekanan osmotiknya rendah.
Contoh tekanan osmosis, salak yang berada pada larutan gula. Jika p larutan > p salak maka salak akan mengkerut. Jika p larutan < p salak maka sel salak pecah dan salah akan mengembung.
Pada infus, tekanan osmosis berbanding lurus dengan konsentrasi infus karena mempertimbangkan tekanan osmosis. Konsep ini penting dalam penggantian cairan tubuh/ bahan makanan yang tidak bisa dimasukkan melalui pembuluh darah. Cairan infus harus bersifat isotonis dengan cairan darah. Jika tidak maka terjadi kerusakan pada sel darah. Jika p infus lebih tinggi, cairan dalam darah keluar sehingga menyebabkan sel darah mengkerut (krenasi). Jika p infus < pdarah, sel darah akan pecah (hemolisis).
Iklan

Tinggalkan Balasan

Isikan data di bawah atau klik salah satu ikon untuk log in:

Logo WordPress.com

You are commenting using your WordPress.com account. Logout / Ubah )

Gambar Twitter

You are commenting using your Twitter account. Logout / Ubah )

Foto Facebook

You are commenting using your Facebook account. Logout / Ubah )

Foto Google+

You are commenting using your Google+ account. Logout / Ubah )

Connecting to %s

%d blogger menyukai ini: