LARUTAN PENYANGGA / LARUTAN BUFFER / LARUTAN DAFAR

Larutan penyangga adalah larutan yang dapat mempertahankan pH. Maksudnya jika suatu larutan dengan pH tertentu ditambahkan sedikit asam atau sedikit basa atau jika diencerkan pH tidak berubah dratis dari pH semula maka itu dinamakan pH penyangga.

Dalam kehidupan sehari-hari sistem penyangga sebetulnya ada dalam sistem tubuh kita, misalnya saja dalam cairan tubuh atau darah. Cairan tubuh baik intra sel maupun ekstra sel merupakan larutan penyangga. Sistem penyangga utama dalam cairan intrasel adalah pasangan H₂PO₄ ^– dan HPO₄^2-. Adapun sistem penyangga utama dalam cairan ekstra sel ( darah) adalah pasangan H₂CO₃ dan HCO₃ ^- .

 

Larutan penyangga dapat dibuat melalui cara langsung dan cara tidak langsung. Untuk membuat penyangga dengan cara langsung dibutuhkan asam lemah dan basa konjugasinya atau basa lemah dan asam konjugasinya, sedangkan untuk membuat larutan penyangga dengan cara tidak langsung dengan cara mencampurkan asam lemah dengan basa kuat atau basa lemah dengan asam kuat dimana mol asam lemah atau basa lemah harus bersisa ( mol asam lemah/basa lemah > mol basa kuat / asam kuat).

 

KOMPONEN LARUTAN PENYANGGA

 

Berdasarkan komponen penyusunnya, larutan penyangga dibedakan atas larutan penyangga asam dan larutan penyangga basa. Larutan penyangga asam dapat mempertahankan pH pada daerah asam (pH < 7) sedangkan penyangga basa mempertahankan pH pada daerah basa (pH > 7 )

 

1.    Larutan penyangga asam (Cara Langsung)

Seperti telah disebutkan sebelumnya bahwa untuk larutan penyangga asam dengan cara langsung yaitu dengan mencampurkan suatu asam lemah (dilambangkan HA) dan basa konjugasinya (dilambangkan A^- ).

 

Contoh :

·         Larutan penyangga yang dibuat dari : asam asetat (CH₃COOH) dan garamnya (CH3COONa), komponen penyangganya CH₃COOH(asam) dan CH3 COO^- (basa konjugasinya)

·         Larutan penyangga yang dibuat dari : NaH₂PO₄ dan Na₂HPO₄^2-, komponen penyangganya H₂PO₄^- (asam) dan HPO₄^2- (basa konjugasinya)

·         Larutan penyangga yang dibuat dari : H₂CO₃ dan NaHCO₃, komponen penyangganya H₂CO₃ (asam) dan HCO₃^- (basa konjugasinya).

 

MENGHITUNG PH

Untuk larutan penyangga cara langsung, cara mencari nilai pH diperoleh dari persamaan berikut :

    

       

2.    Larutan Penyangga Asam ( Cara Tidak Langsung)

Larutan penyangga asam cara tidak langsung dibuat dengan cara mencampurkan suatu asam lemah dengan suatu basa kuat dimana mol asam lemah harus lebih besar dari pada mol basa kuat, sehingga mol asam lemah akan bersisa

 

Contoh :

·         Larutan penyangga yang dibuat dari : asam asetat (CH₃COOH) 3 mol dicampur larutan NaOH 1 mol

·         Larutan penyangga yang dibuat dari : asam asetat (CH₃COOH) 3 mol dicampur larutan BaOH₂ 1 mol

 

Catatan : untuk jumlah mol harus diperhatikan valensi basa kuat apakah valensi 1 atau 2 atau lainnya karena akan mempengaruhi jumlah mol basa dala larutan. Misal untuk contoh diatas NaOH (basa valensi 1) 1  mol maka mol OH^- nya juga 1 mol, tapi untuk BaOH₂ ( basa valensi 2) 1 mol maka mol OH^- nya adalah 2 x 1 mol menjadi 2 mol

 

MENGHITUNG PH

Untuk larutan penyangga cara tidak langsung, cara mencari nilai pH diperoleh dari persamaan berikut :

3.    Larutan Penyangga Basa ( Cara Langsung)    

Larutan penyangga basa cara langsung dibuat dengan cara mencampurkan suatu basa lemah (dilambangkan BOH) dan asam konjugasinya (dilambangkan B^- ).

Contoh :

·  Larutan penyangga yang dibuat dari : larutan amonia NH₃ dan garamnya NH₄Cl komponen penyangganya NH₄OH (basa lemah)  dan NH₄⁺ (asam konjugasinya)

MENGHITUNG PH

Untuk larutan penyangga cara langsung, cara mencari nilai pH diperoleh dari persamaan berikut :

                

   

      Larutan Penyangga Basa ( Cara Tidak Langsung)

Sama seperti penyangga asam, untuk penyangga basa juga dapat dibuat dengan cara tidak langsung dimana suatu basa lemah dicampurkan dengan suatu asam kuat. Mol basa lemah nya harus lebih besar dari pada mol asam kuat, sehingga mol basa lemah akan bersisa

Contoh :

·         Larutan penyangga yang dibuat dari : larutan amoniak (NH₃) 3 mol dicampur larutan HCl 1 mol

·         Larutan penyangga yang dibuat dari : larutan amoniak (NH₃) 3 mol dicampur larutan H₂SO₄ 1 mol

 Catatan : untuk jumlah mol harus diperhatikan valensi asam kuat apakah valensi 1 atau 2 atau lainnya karena akan mempengaruhi jumlah mol H⁺ dalam larutan. Misal untuk contoh diatas HCl (basa valensi 1) 1  mol maka mol basa nya juga 1 mol, tapi untuk H₂SO₄ ( asam valensi 2) 1 mol maka mol H⁺ nya adalah 2 x 1 mol menjadi 2 mol

 

MENGHITUNG PH

 

 

Read More »

LARUTAN ELEKTROLIT DAN NONELEKTROLIT

Larutan merupakan campuran homogen yang terdiri dari zat terlarut dan pelarut. Berdasarkan kemampuannya dalam menghantarkan listrik, larutan dikelompokan menjadi dua yaitu larutan elektrolit dan larutan nonelektrolit.

Larutan elektrolit adalah larutan yang dapat menghantar listrik, sedangkan larutan nonelektrolit adalah larutan yang tidak dapat menghantarkan listrik. Contoh larutan elektrolit : larutan asam sulfat, soda api (NaOH), garam dapur (NaCl), asam cuka (CH₃COOH) dan amonium hidroksida. Contoh larutan non elektrolit :  larutan gula dan larutan urea.

1. Mengapa Larutan Elektrolit Dapat Menghantar Listrik?

Jika muncul pertanyaan mengapa larutan elektrolit dapat menghantarkan listrik, maka alasannya dikemukakan oleh seorang ahli kimia bernama Svante August Arrhenius (1859 - 1927 ). Menurutnya larutan elektrolit dapat menghantar listrik karena zat terlarut yang ada di dalamnya akan terionisasi (terurai) menjadi partikel bermuatan listrik atau disebut ion. Ion bermuatan positif disebut kation dan ion bermuatan negatif disebut anion. Dalam larutan ion-ion tersebut selalu bergerak bebas dan inilah yang akan menghantarkan listrik.

Sebaliknya pada larutan nonelektrolit, karena dalam larutannya, zat terlarut tidak terionisasi (teruarai) menjadi partikel bermuatan (ion) sehingga tidak dapt menghantar listrik.

2. Adakah percobaan yang biasa dilakukan untuk membuktikan daya hantar listrik pada larutan ?

Untuk mengetahui suatu larutan bersifat elektrolit atau nonelektrolit, biasanya dilakuakan percobaan dengan rangkaian sebagai berikut :

Daya hantar listrik dapat diindikasikan dengan dua hal yakni : nyala lampu dan gelembung gas. Apabila pada percobaan, lampu menyala terang dan muncul gelembung gas disekitar elektroda 

hal ini menunjukan larutan bersifat elektrolit. Semakin terang lampu dan gelembung semakin banyak maka sifat elektrolit semakin kuat. Sebaliknya, jika nyala lampu lemah dan gelembung sedikit, atau hanya salah satu indikator yang muncul (lampu menyala saja / ada gelemung saja) maka elektrolitnya semakin lemah. Sedangkan jika kedua indikator tidak muncul (lampu tidak menyala dan tidak ada gelembung) maka larutan disebut nonelektrolit.

3. Apakah yang dimaksud Elektrolit Kuat dan Elektrolit Lemah itu?

Dari hasil percobaan diatas dikemukakan adanya elektrolit kuat dan elektrolit lemah.

a. Larutan elektrolit kuat, yaitu larutan elektrolit yang mengalami ionisasi sempurna. Indikator pengamatan : Lampu menyala terang dan timbul gelembung gas disekitar elektroda.

b. Larutan elektrolit lemah, yaitu larutan elektrolit yang mengalami ionisasi tidak sempurna ( jumlah zat yang terion hanya sedikit)

Berikut tabel yang dapat menjelaskan perbedaan antara elektrolit kuat dan elektrolit lemah :

No	Elektrolit Kuat	Elektrolit Lemah
1. 2.	Dalam larutan terionisasi sempurna Derajat ionisasi sempurna ( α = 1 )	Dalam larutan terionisasi sebagian Derajat ionisasi kurang dari 1 ( 0 < α  1 )

Read More »

SATUAN-SATUAN KONSENTRASI DALAM PERHITUNGAN SIFAT KOLIGATIF

Pada bab sebelumnya telah dijelaskan bahwa Sifat Koligatif terdiri dari 4 jenis yaitu : Penurunan tekanan uap, kenaikan titik didih, penurunan titik beku dan tekanan osmosis larutan. Dalam perhitungan ke 4 jenis sifat koligatif tersebut ternyata melibatkan satuan-satuan konsentrasi berikut ini.

1. Molaritas (M)
Molaritas menyatakan jumlah mol zat terlarut dalam satu liter larutan
 M =      n      
         V (liter)

M = gr/Mr
         V (liter)

M =      gr / Mr                 =  gr     x 1000
            V (ml) / 1000            Mr      V (ml)

M = Molaritas (M)
n = mol zat terlarut
V = volume larutan (Liter / ml )

Molaritas larutan akan digunakan dalam mencari besarnya tekanan osmosis larutan.

Contoh soal :

2 Molalitas (m)
Molalitas menyatakan jumlah mol zat terlarut dalam satu 1 Kg pelarut

m =    n      
        p (Kg)

m = gr / Mr
          p (Kg)

m =  gr / Mr                 =  gr   x   1000
         p (gr) / 1000            Mr       p (gr)
       
m = molalitas (m)
n = mol zat terlarut
p = massa pelarut ( Kg / gr )

Molalitas larutan akan digunakan dalam mencari besarnya kenaikan titik didih dan penurunan titik beku larutan.

Contoh soal :
Berapakah kemolalan larutan glukosa yang mengandung 12 % massa glukosa ( Mr = 180 ) ?
Jawaban :

3. Fraksi mol (X)
Fraksi mol menyatakan perbandingan jumlah mol zat terlarut atau pelarut terhadap jumlah mol larutan.
Jika mol zat terlarut adalah nt dan mol zat pelarut adalah np, maka fraksi mol pelarut dan zat terlarut adalah :

Xt =      nt          =              gr t / Mr t              
         nt + np           gr t / Mr t  +  gr p / Mr p


Xp =      np          =              gr p / Mr p              
         nt + np           gr t / Mr t  +  gr p / Mr p

Jumlah fraksi mol pelarut dan mol zat terlarut adalah 1

Xp +  Xt   =   1

Fraksi mol larutan akan digunakan dalam mencari besarnya penurunan tekanan uap.

Contoh soal :
Hitunglah fraksi mol urea dalam larutan urea 25% (Mr urea = 60 )
Jawaban

Read More »

SIFAT KOLIGATIF

Sifat adalah segala sesuatu yang melekat pada sebuah benda. Diantara sifat-sifat yang sudah dikenal diantaranya sifat fisika dan sifat kimia, namun pembahasan kali ini bukan mengenai keduanya melainkan berhubungan dengan sifat koligatif. Istilah koligatif sendiri berasal dari bahasa Latin yang berarti kolega atau kelompok.

Sifat koligatif adalah sifat yang dipengaruhi oleh jumlah partikel zat terlarut tidak tergantung pada jenis zat terlarut. Sifat koligatif terdiri dari 4 jenis yaitu :

1. Penurunan Tekanan Uap

2. Kenaikan Titik Didih

3. Penurunan Titik Beku, dan 

4. Tekanan Osmosis Larutan. 

Dari pengertian sifat koligatif tersebut dapat disimpulkan jika terdapat 2 larutan dengan jenis zat terlarut yang berbeda namun jumlah zat terlarut yang dimasukkan sama maka akan memiliki tekanan uap larutan, titik didih, titik beku dan tekanan osmosis yang sama.

Untuk dapat lebih memahami sifat koligatif, dapat dilihat pada gambar dibawah ini.

Berdasarkan gambar diatas dapat dilihat air mendidih pada suhu 1000 C. Jika dimasukkan urea dan glukosa ke dalam air tersebut dengan jumlah partikel yang sama 1 mol ternyata kenaikan titik didihnya sama yaitu sebesar 0,180 C, sehingga titik didih untuk kedua larutan menjadi 100,180 C. Lalu mengapa pada NaCl titik didihnya lebih besar, padahal jumlah mol yang dimasukkan  sama yakni 1 mol? 

Hal ini dapat dijelaskan seperti ini, meskipun ketiga larutan urea, glukosa dan NaCl memiliki jumlah mol yang sama 1 mol akan tetapi jumlah partikelnya berbeda. Urea dan glukosa disebut larutan nonelektrolit ( larutan yang tidak dapat terionisasi) sehingga jumlah keduanya di dalam larutan tetap 1 mol, sedangkan NaCl 1 mol disebut larutan elektrolit ( larutan yang dapat terionisasi ) di dalam larutan akan terurai menjadi ion Na+ dan Cl- sehingga jumlah partikel yang berupa ion nya menjadi 2 mol. Oleh karenanya itu, sifat koligatif larutan elektrolit akan berbeda dengan sifat koligatif larutan non elektrolit, meskipun jumlah mol zat terlarutnya sama.

Baca artikel selanjutnya :
Satuan-satuan konsentrasi yang akan digunakan dalam perhitungan Sifat Koligatif

Read More »

Penyetaraan Reaksi Redoks Cara Setengah Reaksi

Sama halnya dengan persamaan reaksi lain, persamaan reaksi redoks juga perlu disetarakan. Penyetaraan reaksi redoks dilakukan dengan cara menyamakan antara jumlah elektron yang dilepas dengan jumlah elektron yang diserap. Reaksi redoks dikatakan sudah setara apabila jumlah atom sebelum reaksi sama dengan jumlah atom sesudah reaksi. Penyetaraan reaksi redoks dapat dilakukan dengan dua cara, yaitu : cara setengah reaksi (ion elektron) dan cara bilangan oksidasi.

Penyetaraan Reaksi Redoks dengan Cara Setengah Reaksi

Pertama yang harus dilakukan dalam penyetaraan reaksi dengan cara setengah reaksi adalah membuat setengah reaksi oksidasi dan setengah reaksi reduksi. Berikut langkah-langkah yang harus dilakukan :

1. Buat setengah reaksi oksidasi dan reduksi

2. Samakan jumlah atom yang terlibat redoks

3. samakan jumlah atom O dengan menambah H₂O

4. Samakan jumlah H dengan menambah H⁺

5. Samakan muatan dengan menambah elektron

6. langkah ini dilakukan khusus jika dalam suasana basa, tambahkan ion OH- di kiri dan kanan           sesuai jumlah H⁺

Jadi penyetaraan reaksi itu ada dalam dua kondisi, yakni kondisi asam dan kondisi basa. Kondisi asam apabila dalam reaksinya terdapat ion H+ atau  asam seperti HCl, KBr, dan asam lain. Kondisi basa terjadi apabila dalam reaksi terdapat ion OH- atau basa seperti NaOH, KOH atau basa lain.

Untuk pembahasan selanjutnya mengenai :
Penyetaraan reaksi redoks cara setengah reaksi suasana asam klik disini. 
Penyetaraan reaksi redoks cara setengah reaksi suasana basa klik disini.

Read More »

Penyetaraan Reaksi Redoks Cara Setengah Reaksi SUASANA BASA

Langkah penyetaraan reaksi redoks cara setengah reaksi SUASANA BASA hampir sama dengan pada suasana asam, hanya berbeda pada langkah terakhir kita akan menambahkan ion OH- sebanyak ion . Bagi yang belum memahami langkah-langkah penyetaraan reaksi redoks cara setengah reaksi SUASANA ASAM, silahkan klik disini. Untuk lebih jelasnya, mari kita perhatikan contoh di bawah ini :

Bi₂O₃    +   NaOH    +     NaClO     →      NaBiO₃     +    NaCl     +    H₂O

- Buat setengah reaksi okidasi dan reduksinya : Bi₂O₃ tidak terurai

- Samakan jumlah atom yang terlibat redoks : dalam soal ini atom Bi dan Cl (atom yang akan terlibat redoks selain atom H,O dan atom golongan IA, IIA. Kecuali dalam reaksi terdapat H₂ dan O_{2 )}

Bi₂O₃  →      2BiO₃^-  

ClO^-         →       Cl^- 

- Samakan jumlah atom O dengan menambahkan H₂O

Bi₂O₃    →      BiO₃^-     +     2H₂O

ClO^-       →         Cl^-    +    H₂O

- Samakan jumlah H dengan menambahkan ion H⁺   

Bi₂O₃   +    3H₂O     →      2BiO₃^-     +     6H⁺    

ClO^-    +    2H⁺   →         Cl^-    +    H₂O

- Samakan muatan dengan menambahkan elektron

Bi₂O₃   +    3H₂O     →      2BiO₃^-     +     6H⁺      +     4e-

muatan : KIRI = KANAN

                   0   = 2 x (-1)   +    6 x 1

                   0   = 4  (tambahkan elektron pada angka yang lebih besar)

                   0   = 4   +    4e-

ClO^-    +    2H⁺    +  2e-    →         Cl^-    +    H₂O

muatan : KIRI = KANAN

                1 x (-1)     +     2x1 =  1 x (-1)

                          1   =   -1 (tambahkan elektron pada angka yang lebih besar)

             1 +   2e-     =    -1

sehingga, 

(karena jumlah ion H⁺  ada 2  maka tambahkan ion OH-   sebanyak 2 buah di ruas kiri dan kanan )

Bi₂O₃   +   2ClO^-    +  H₂O   +   2OH-     →      2BiO₃^-     +     2H⁺   +  2OH-  +    2Cl^-      

Bi₂O₃   +   2ClO^-    +  H₂O   +   2OH-     →      2BiO₃^-     +     2H₂O  +    2Cl^-         

Bi₂O₃   +   2ClO^-      +   2OH-     →      2BiO₃^-     +     H₂O    +     2Cl^-      

- Penyetaraan reaksinya menjadi :

Bi₂O₃    +   2NaOH    +     2NaClO     →     2NaBiO₃     +    2NaCl     +   H₂O 

Read More »

Penyetaraan Reaksi Redoks Cara Setengah Reaksi SUASANA ASAM

Penyetaraan reaksi setengah reaksi dapat dilakukan dengan dua cara yaitu cara setengah reaksi atau cara biloks. Cara yang akan dilakukan tergantung kita lebih suka dengan cara yang mana, atau terkadang dalam soalnya memang sudah ditentukan dengan cara apa. Baik dengan setengah reaksi atau biloks, keduanya ada dalam dua kondisi, kondisi asam dan basa. Perbedaannya terletak pada senyawa yang terdapat didalamnya. Apakah senyawa asam atau basa.

Langkah-langkahnya sebagai berikut : 

1. Buat setengah reaksi oksidasi dan reduksi

2. Samakan jumlah atom yang terlibat redoks

3. samakan jumlah atom O dengan menambah H₂O

4. Samakan jumlah H dengan menambah H⁺

5. Samakan muatan dengan menambah elektron

6. langkah ini dilakukan khusus jika dalam suasana basa, tambahkan ion OH- di kiri dan kanan           sesuai jumlah H⁺

Contoh :  

- Buat setengah Reaksi Oksidasi dan reduksi : MnO₂    tidak  terurai

- Samakan jumlah atom yang terlibat redoks : dalam soal ini atom Mn dan Cl (atom yang akan terlibat redoks selain atom H dan O kecuali dalam reaksi terdapat H₂ dan O_{2  )}

MnO₂    →       Mn²⁺

2Cl^-  →       Cl₂     

- Samakan jumlah atom O dengan menambahkan H₂O 

MnO₂    →       Mn²⁺     +     2H₂O 

2Cl^-  →       Cl₂     

- Samakan jumlah H dengan menambah ion  H⁺

MnO₂    +     4H⁺     →       Mn²⁺     +     2H₂ O 

2Cl^-  →       Cl₂     

- Samakan muatan dengan menambahkan elektron

MnO₂    +     4H⁺   +   2e  →       Mn²⁺     +     2H₂ O   

^{muatan dikiri 4x1 = 4    dan muatan di kanan 1 x 2 = 2 (perhatikan ion yang diberi warna merah), karena muatan belum sama maka kita akan menambahkan elektron pada muatan yang lebih besar yaitu 4 sebanyak 2 elektron  (ingat : muatan elektron = -1). Sehingga :}

^{MUATAN ; KIRI = KANAN}

                   ^{4 + 2e-   =  2}

    

2Cl^-  →       Cl₂     +   2e

 muatan di kiri 2 x (-1)=-2   dan muatan di kanan = 0 (biloks Cl2 =0) (perhatikan yang diberi warna merah). Karena muatan belum sama maka kita akan menambahkan elektron pada muatan yang lebih besar yaitu 0 sebanyak 2 elektron, sehingga :

MUATAN : KIRI = KANAN

                     -2  =   0 + 2e-

^{- Penyetraan reaksinya menjadi} 

MnO₂    +    4H⁺    +    2Cl-        →    Mn²⁺     +    2H₂O     +     Cl₂      
( tambahkan 2Cl- diruas kiri dan kanan supaya Cl- berikatan dengan Mn2+ seperti soal di awal. Mengapa harus 2Cl- ?? karena muatan dari Mn2+ sedangkan Cl-, supaya total muatan menjadi nol ) 

MnO₂    +    4H⁺    +    4Cl-        →    Mn²⁺    +     2Cl-   +    2H₂O     +     Cl₂    

MnO₂    +    4HCl        →    MnCl₂    +    2H₂O     +     Cl₂          

Lanjutkan  Penyetaraan reaksi Redoks cara setengah reaksi SUASANA BASA

Read More »