Larut dan Pelarut Kimia

Pengantar :

Ò  Larutan adalah campuran homogen atau serba sama antara dua zat atau lebih.

Ò  Zat yang jumlahnya banyak disebut pelarut dan zat yang jumlahnya sedikit disebut zat terlarut.

Ò  Larutan  =  pelarut + zat terlarut

Ò  Pelarut (solvent): biasanya air, jumlahnya banyak

Ò  Zat terlarut (solute) : jumlahnya lebih sedikit

Kelarutan

Faktor yang mempengaruhi kelarutan :

a. Pengaruh jenis zat

            Zat dengan struktur kimia yang mirip umumnya dapat saling bercampur dengan baik dan jika berbeda akan kurang dapat bercampur (like dissolves like)

  A.    Satuan Konsentrasi

   1.      Persentase (%) : jumlah gram zat terlarut dalam tiap 100 gram larutan.

   2.      Fraksi mol (X) : perbandingan jumlah mol suatu zat dalam larutan terhadap jumlah mol seluruh zat dalam        larutan.

   3.      Kemolaran (M) : jumlah mol zat terlarut dalam tiap liter larutan.

   4.      Kemolalan (m) : jumlah mol zat terlarut dalam tiap 1000 gram pelarut.

   5.      Kenormalan (N) : jumlah grek zat terlarut dalam tiap liter larutan.

Rumus –Rumus :

 Ò  % =  gram zat terlarut  x   100 %

               gram larutan

 Ò  X  =  mol suatu zat  :  mol seluruh zat

 Ò  M = mol : liter

       = mmol : ml

 Ò  M  = (1000 : p)   X   (gram : BM)

 Ò  N  =    grek : liter

       =    mgrek :  ml

 Ò  Grek = mol x jumlah H⁺ atau OH ^–

   B.     Masalah Konsentrasi

•      Perhitungan jumlah zat terlarut:

              Mol zat terlarut = liter x M

•      Pengenceran  Larutan:

                   V₁M₁  = V₂ M₂

•      Pencampuran konsentrasi yang berbeda:

             M _camp = V₁ M₁ + V₂M₂

                                  V₁ + V₂

CONTOH

suatu larutan dipersiapkan dengan melarutkan 22,4 g MgCl2

dalam 0,200 L air. Jika rapatan air murni 1,00 g cm-3 dan

rapatan larutan yang dihasilkan 1,089 g cm-3, hitunglah

fraksi mol, molaritas, dan molalitas MgCl2 dalam

larutan ini

            Penyelesaian

                        1 mol

                                    95 g

mol H2O = 0,200 L x 1000 cm3  x 1,00 g x 1 mol = 11,1 mol

 gL            cm3               18 g

fraksi mol MgCl2 =          0,24 mol                 = 0,021

(11,1 + 0,24) mol

massa larutan = 200 g H2O + 22,4 g MgCl2 = 222,4 g

                                    1 cm3

volume larutan = 222,4 g x 1,089 g = 204 cm3 = 0,204 L

                        0,24 mol

                        0,204 L

molalitas MgCl2 =          0,24 mol      = 1,18 mol kg-1

0,200 kg H2O

Contoh soal:

Sebanyak 1,11 g CuCl₂ dilarutkan ke dalam 100 g air. Jika massa jenis air 1 g/mL, massa atom relatif Cu = 40 dan massa atom relatif Cl = 35,5, maka hitunglah konsentrasi larutan tersebut dalam:

a. Molar

b. Molal

c. Normal

Jawab:

Massa molar CuCl₂ = 40 + (2 x 35,5) = 111 g/mol

Volume air = massa : massa jenis = 100 g : 1 g/mL = 100 mL

Mol CuCl₂ = massa : massa molar = 1,11 g : 111 g/mol = 0,01 mol

Jika volume larutan = volume air, maka

a. M CuCl₂ = (mol : mL) x 1000 mL/L = (0,01 mol : 100 mL) x 1000 mL/L = 0,1 M

b. m CuCl₂ = (mol : g) x 1000 g/kg = (0,01 mol : 100 g) x 1000 g/kg = 0,1 m

c. CuCl_{2 (aq)} ⎯→ Cu ²⁺_(aq) + 2 Cl⁻ _(aq)

Cu ²⁺_(aq) + 2 e ⎯→ Cu _(s)

2 mol elektron ekuivalen dengan 1 mol CuCl₂. Jadi n = 2 ek/mol.

N CuCl₂ = n x mol : L = 2 ek/mol x 0,001 mol : 0,1 L = 0,2 N

   C.     Elektrolit

Ò  Definisi : zat yang jika dilarutkan ke dalam air akan terurai menjadi ion-ion (terionisasi), sehingga dapat menghantarkan listrik.

Ò  Elektrolit kuat : zat yang dalam air akan terurai seluruhnya menjadi ion-ion (terionisasi sempurna)

Ò  Elektrolit lemah : zat yang dalam air tidak seluruhnya terurai menjadi ion-ion (terionisasi sebagian)

Perbandingan :

Elektrolit   kuat :

1. Asam-asam kuat  ( asam halogen, HNO₃, H₂SO₄ )
2. Basa-basa kuat ( Basa alkali, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂ )
3. Hampir semua garam adalah elektrolit kuat
4. Reaksinya berkesudahan (berlangsung sempurna ke arah kanan)

Elektrolit   lemah :

1. Asam –asam lainnya adalah asam-asam lemah.
2. Basa-basa lainnya adalah basa-basa lemah.
3. Garam yang tergolong elektrolit lemah adalah garam merkuri (II)
4. Reaksinya kesetimbangan (elektrolit hanya terionisasi sebagian).

Lanjutan elektrolit :

•      Besaran lain untuk menentukan kekuatan elektrolit adalah DERAJAD IONISASI (α )

•      α = mol zat yang terionisasi dibagi mol zat yang dilarutkan.

•      Elektrolit kuat : α = 1

•      Elektrolit lemah : 0 <  α  <  1

•      Non Elektrolit : α = 0

   D.    Sifat Koligatif Larutan

Ò  Definisi : sifat yang ditentukan oleh konsentrasi.

Ò  Ada 4 hal yaitu :

1.      Kenaikan titik didih (  ΔTd)

2.      Penurunan titik beku ( ΔTb)

3.      Tekanan osmotik (  π )

4.      Penurunan tekanan uap (Δp)

Ò  Keempatnya ditentukan oleh konsentrasi atau banyaknya partikel zat terlarut. Makin besar konsentrasi makin besar pula sifat koligatifnya.

Sifat koligatif larutan non elektrolit

a. Tekanan uap larutan

PA = XA . P°A

PA = tekanan uap yg dilakukan komp A

XA = fraksi mol komp A

P°A= tekanan uap zat murni A

Contoh Soal:

            Pada suhu 30°C tekanan uap air murni adalah 31,82 mmHg. Hitunglah tekanan uap larutan sukrosa 2 mol pada suhu 30°C.

            Jawab:

            Jika dimisalkan pelarutnya 1 000 g, maka:

            Mol sukrosa = 2 mol

            Mol air = 1 000 g : 18 g/mol = 55,6 mol

            Tekanan uap larutan = tekanan uap pelarut = P^A = X^A . P^0A

            = [55,6 mol : (55,6 + 2) mol] x 31,82 mmHg

            = 30,7 mmHg

b. Titik Didih Larutan

Δt^b = k^b . m

Δt^b = kenaikan titik didih larutan.

k^b = kenaikan titik didih molal pelarut.

m = konsentrasi larutan dalam molal.

Contoh soal:

Hitunglah titik didih larutan glukosa 0,1 m jika kenaikan titik didih molal air 0,512 °C /m !

Jawab:

Δt^b         = k^b . m

            = 0,512 °C /m x 0,1 m

            = 0,0512 °C

Jadi

t^b larutan = t^b air + Δt^b

            = 100 °C + 0,0512 °C

            = 100,0512 °C

•      Jika 25 gram glukosa dalam 100 g asam asetat , hitunglah titik didih larutan jika kenaikan titik didih pelarut 3,07?

c. Titik Beku Larutan

Δt^f = k^f . m

Δt^f = penurunan titik beku larutan.

k^f = penurunan titik beku molal pelarut.

m = konsentrasi larutan dalam molal.

Contoh soal:

Hitunglah titik beku larutan glukosa 0,1 m jika penuruan titik beku molal air 1,86 °C /m !

Jawab:

Δt^f          = k^f . m

            = 1,86 °C /m x 0,1 m

            = 0,186 °C

Jadi

t^f larutan = t^f air – Δt^f

                = 0 °C – 0,186 °C

            = – 0,186 °C

Contoh soal:

            Hitunglah berapa tekanan osmose yang harus diberikan pada 1 liter larutan gula 0,1 M pada suhu 27 °C supaya air tidak dapat menembus membran semipermeabel masuk ke dalam larutan tersebut !

Contoh soal:

            Hitunglah berapa tekanan osmose yang harus diberikan pada 1 liter larutan gula 0,1 M pada suhu 27 °C supaya air tidak dapat menembus membran semipermeabel masuk ke dalam larutan tersebut !

Jawab:

π          = (n.R.T) : V

            = M.R.T

            = 0,1 M x 0,08206 L.atm/mol.K x (27 + 273) K

            = 2,46 atm

Contoh soal

Terdapat tiga macam larutan, yaitu:

(i) 0,360 gram C⁶H¹²O⁶ dilarutkan ke dalam 2 liter air.

(ii) 0,320 gram CuSO⁴ dilarutkan ke dalam 2 liter air.

(iii) 0,267 gram AlCl³ dilarutkan ke dalam 2 liter air.

            Jika massa jenis air = 1 g/mL, k^b air = 0,512 °C/m, k^f air = 1,86 °C/m, massa atom relatif H = 1, C = 12, O = 16, Al = 27, S = 32, Cl = 35,5, dan Cu = 64, maka hitunglah:

a. Titik didih masing-masing larutan tersebut.

b. Titik beku masing-masing larutan tersebut.

c. Tekanan uap masing-masing larutan tersebut, jika tekanan uap air 1 atm.

d. Tekanan osmose untuk mencegah osmose pada masing-masing larutan tersebut pada suhu 27 °C.

Jawab:

Diketahui:

•      Massa jenis air = 1 g/mL = 1 kg/L

•      Massa 2 L air = 2 L x 1 kg/L = 2 kg

•      Mol 2 L air = 2 000 g : 18 g/mol = 111,111 mol

•      Massa molar C⁶H¹²O⁶ = (6 x 12) + (12 X 1) + (6 X 16) = 180 g/mol

•      Mol C⁶H¹²O⁶ = 0,360 g : 180 g/mol = 0,002 mol

•      Molalitas C⁶H¹²O⁶ = 0,002 mol : 2 kg = 0,001 m

•      Massa molar CuSO⁴ = (1 X 64) + (1 x 32) + (4 x 16) = 160 g/mol

•      Mol CuSO⁴ = 0,320 g : 160 g/mol = 0,002 mol

•      Molalitas CuSO⁴ = 0,002 mol : 2 kg = 0,001 m

•      Massa molar AlCl³ = (1 x 27) + (3 x 35,5) = 133,5 g/mol

•      Mol AlCl³ = 0,267 g : 133,5 g/mol = 0,002 mol

•      Molalitas AlCl³ = 0,002 mol : 2 kg = 0,001 m

a. t^b larutan      = t^b air + Δt^b (i) t^b C⁶H¹²O⁶ = 100 °C + k^b.m

                        = 100 °C + (0,512 °C/m x 0,001 m) = 100,000512 °C

(ii) t^b CuSO⁴     = 100 °C + i. k^b.m

                        = 100 °C + (2 x 0,512 °C/m x 0,001 m) = 100,001024 °C

(iii) t^b AlCl³       = 100 °C + i. k^b.m

                        = 100 °C + (3 x 0,512 °C/m x 0,001 m) = 100,001536 °C

b. t^f larutan = t^f air – Δt^f

(i) t^f C⁶H¹²O⁶    = 0 °C – k^f.m

                        = 0 °C – (1,86 °C/m x 0,001 m) = – 0,00186 °C

(ii) t^f CuSO⁴      = 0 °C – i. k^f.m

                        = 0 °C – (2 x 1,86 °C/m x 0,001 m) = – 0,00372 °C

(iii) t^f AlCl³        = 0 °C – i. k^f.m

                        = 0 °C – (3 x 1,86 °C/m x 0,001 m) = – 0,00558 °C

c. P larutan = P air – ΔP

(i) P C⁶H¹²O⁶ = 1 atm – P⁰.X C⁶H¹²O⁶

                        = 1 atm – {1 atm x [0,002 mol : (0,002 mol + 111,111 mol)]}

                        = 0,999982 atm

(ii) P CuSO⁴     = 1 atm – i.P⁰.X CuSO⁴

                        = 1 atm – {2 x 1 atm x [0,002 mol : (0,002 mol + 111,111 mol)]}

                        = 0,999964 atm

(iii) P AlCl³       = 1 atm – i.P⁰.X AlCl³

                        = 1 atm – {3 x 1 atm x [0,002 mol : (0,002 mol + 111,111 mol)]}

                        = 0,999946 atm

d. π larutan = n.R.T : V

(i) π C⁶H¹²O⁶    = [0,002 mol x 0,08206 L.atm/mol.K x (27 + 273) K] : 2 L

                                    = 0,049236 atm

(iii) π CuSO⁴    = [0,002 mol x 0,08206 L.atm/mol.K x (27 + 273) K] : 2 L

                                    = 0,098472 atm

(iii) π AlCl³                       = [0,002 mol x 0,08206 L.atm/mol.K x (27 + 273) K] : 2 L

                                    = 0,196944 atm

    E.      Ph

Ò  H₂O memiliki sedikit sifat elektrolit, artinya air dapat terionisasi menghasilkan ion H⁺ dan ion OH^-

Ò  Jika air dilarutkan asam, maka asam akan melepaskan ion H⁺

Ò  Jika air dilarutkan basa, maka basa akan melepaskan ion OH^-

Ò  Jadi besarnya [H⁺] dalam larutan dapat digunakan untuk menyatakan larutan basa, asam atau netral.

•      Ingat :    Larutan netral : pH =7

Larutan asam : pH < 7

Larutan basa : pH > 7

•      Makin rendah harga pH larutan makin bersifat asam dan sebaliknya makin tinggi bersifat basa.

Larutan Asam Basa

a.       Teori Arhenius

•      Asam adalah zat yang dalam pelarut air menghasilkan ion hidrogen (H+)

•      Ex: HCL                     H+   +   CL-

•      Basa adalah zat yang dalam pelarut air menghasilkan ion hidroksil (OH-)

•      Ex : NaOH                  Na+   +   OH-

B. TOERI Bronsted-Lowry

•      Asam adalah zat yang dapat melepaskan proton (donor proton)

•      Basa adalah zat yang dapat menerima proton (aseptor Proton)

•      H2O  +  NH3 OH-   +  NH4+

Teori lewis

•      Asam adalah zat yang dapat menerima pasangan elektron

•      Basa adalah zat yang dapat menyumbangkan pasangan elektron

•      NH3   +  H+   NH4+

\