LARUTAN ELEKTROLIT

LARUTAN ELEKTROLIT

Disusun oleh :

Slamet Adik Purwanto        08.2010.1.01463

 

 

 

 

 

 

INSTITUT TEKHNOLOGI ADHITAMA SURABAYA

SURABAYA

 2012

KATA PENGANTAR

          Puji syukur ke hadirat Tuhan Yang Maha Kuasa, yang telah memberikan rahmat-Nya sehingga makalah ini dapat terselesaikan untuk mahasiswa Jurusan Teknik Kimia Fakultas Teknologi Industri Institut Tekhnologi Adhi Tama Surabaya ini dapat diselesaikan dengan sebaik-baiknya.

          Makalah ini dibuat sebagai pedoman dalam melakukan kegiatan presentasi yang merupakan kegiatan penunjang mata kuliah Kimia Fisika 2 pada Jurusan Teknik Kimia Fakultas Teknologi Industri Institut Tekhnologi Adhi Tama Surabaya. Makalah  ini diharapkan dapat membantu mahasiswa dalam mempersiapkan dan melaksanakan kuliah  dengan lebih baik, terarah, dan terencana. Pada setiap topik telah ditetapkan tujuan pelaksanaan presentasi dan semua kegiatan yang harus dilakukan oleh mahasiswa serta teori singkat untuk memperdalam pemahaman mahasiswa mengenai materi yang dibahas.

          Penyusun menyakini bahwa dalam pembuatan makalah ini masih jauh dari sempurna. Oleh karena itu penyusun mengharapkan kritik dan saran yang membangun guna penyempurnaan makalah ini dimasa yang akan datang.

            Akhir kata, penyusun mengucapkan banyak terima kasih kepada semua pihak yang telah membantu baik secara langsung maupun tidak langsung.

Surabaya,29 Maret  2012

                                                                                                   Slamet Adik Purwanto,

 

LARUTAN ELEKTROLIT

                

I.                   Pendahuluan

LARUTAN adalah campuran homogen dua zat atau lebih yang saling melarutkan dan masing-masing zat penyusunnya tidak dapat dibedakan lagi secara fisik.

Larutan terdiri atas zat terlarut dan pelarut. Berdasarkan daya hantar listriknya (daya ionisasinya), larutan dibedakan dalam dua macam, yaitu larutan elektrolit dan larutan non elektrolit. Larutan elektrolit adalah larutan yang dapat menghantarkan arus listrik.

Sifat larutan elektrolit

1.      Larutan Elektrolit memberikan penyimpangan pada sifat koligatif larutan

2.      Larutan Elektrolit adalah suatu penghantar listrik(konduktor) sedangkan non elektrolit tidak

3.      Reaksi kimia pada larutan Elektrolit berjalan dengan cepat

II.                Kekuatan Elektrolit

Larutan dibedakan atas:

1.      ELEKTROLIT KUAT

Larutan elektrolit kuat adalah larutan yang mempunyai daya hantar listrik yang kuat, karena zat terlarutnya didalam pelarut (umumnya air), seluruhnya berubah menjadi ion-ion (alpha = 1).

Yang tergolong elektrolit kuat adalah:

a.       Asam-asam kuat, seperti : HCl, HCl03, H2SO4, HNO3 dan lain-lain.

b.      Basa-basa kuat, yaitu basa-basa golongan alkali dan alkali tanah, seperti: NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 dan lain-lain.

c.       Garam-garam yang mudah larut, seperti: NaCl, KI, Al2(SO4)3 dan lain-lain

2.      ELEKTROLIT LEMAH

Larutan elektrolit lemah adalah larutan yang daya hantar listriknya lemah dengan harga derajat ionisasi sebesar: O < alpha < 1.

Yang tergolong elektrolit lemah:

a.       Asam-asam lemah, seperti : CH3COOH, HCN, H2CO3, H2S dan lain-lain

b.      Basa-basa lemah seperti : NH4OH, Ni(OH)2 dan lain-lain

c.       Garam-garam yang sukar larut, seperti : AgCl, CaCrO4, PbI2 dan lain-lain

Larutan non elektrolit adalah larutan yang tidak dapat menghantarkan arus listrik, karena zat terlarutnya di dalam pelarut tidak dapat menghasilkan ion-ion (tidak mengion).

Tergolong ke dalam jenis ini misalnya:

·         Larutan urea

·         Larutan sukrosa

·         Larutan glukosa

·         Larutan alkohol dan lain-lain

Konsentrasi merupakan cara untuk menyatakan hubungan kuantitatif antara zat terlarut dan pelarut.
Menyatakan konsentrasi larutan ada beberapa macam, di antaranya:

1.

FRAKSI MOL (X)

Fraksi mol adalah perbandingan antara jumiah mol suatu komponen dengan jumlah mol seluruh komponen yang terdapat dalam larutan.
Fraksi mol dilambangkan dengan X.

Contoh:
Suatu larutan terdiri dari 4 mol zat terlarut A dengan 6 mol zat terlarut B. maka:

XA = nA / (nA + nB) = 4/ (4 + 6) = 0.4

XB = nB /(nA + nB) = 6 / (3 + 7) = 0.6

* XA + XB = 1

2.

PERSEN BERAT (%)

Persen berat menyatakan gram berat zat terlarut dalam 100 gram larutan.

Contoh:
Larutan gula 10% dalam air, artinya: dalam 100 gram larutan terdapat :

- gula = 10/100 x 100 = 10 gram

- air = 100 – 10 = 90 gram

3.

MOLALITAS (m)

Molalitas menyatakan mol zat terlarut dalam kg (1000 gram) pelarut.

Contoh:
Hitunglah molalitas 4 gram NaOH (Mr = 40) dalam 500 gram air !

- molalitas NaOH = (4/40) / 500 gram air = (0.1 x 2 mol) / 1000 gram air = 0,2 m

4.

MOLARITAS (M)

Molaritas menyatakan jumlah mol zat terlarut dalam 1 liter larutan.

5.

NORMALITAS (N)

Normalitas menyatakan jumlah mol ekivalen zat terlarut dalam 1 liter larutan.
Untuk asam, 1 mol ekivalennya sebanding dengan 1 mol ion H+.
Untuk basa, 1 mol ekivalennya sebanding dengan 1 mol ion OH-.

Antara Normalitas dan Molaritas terdapat hubungan :

N = M x valensi

III.                   Sifat Koligatif

Sifat koligatif larutan adalah sifat larutan yang tidak tergantung pada macamnya zat terlarut tetapi semata-mata hanya ditentukan oleh banyaknya zat terlarut (konsentrasi zat terlarut).

Sifat koligatif meliputi:

1.      Penurunan tekanan uap jenuh (rP)

2.      Kenaikan titik didih (rTb)

3.      Penurunan titik beku ()

4.      Tekanan osmotik ()

Banyaknya partikel dalam larutan ditentukan oleh konsentrasi larutan dan sifat Larutan itu sendiri. Jumlah partikel dalam larutan non elektrolit tidak sama dengan jumlah partikel dalam larutan elektrolit, walaupun konsentrasi keduanya sama. Hal ini dikarenakan larutan elektrolit terurai menjadi ion-ionnya, sedangkan larutan non elektrolit tidak terurai menjadi ion-ion. Dengan demikian sifat koligatif larutan dibedakan atas sifat koligatif larutan non elektrolit dan sifat koligatif larutan elektrolit.

PENURUNAN TEKANAN UAP JENUH (rP)

Pada setiap suhu, zat cair selalu mempunyai tekanan tertentu. Tekanan ini adalah tekanan uap jenuhnya pada suhu tertentu. Penambahan suatu zat ke dalam zat cair menyebabkan penurunan tekanan uapnya. Hal ini disebabkan karena zat terlarut itu mengurangi bagian atau fraksi dari pelarut, sehingga kecepatan penguapanberkurang.

Menurut RAOULT:

p = po . XB

dimana:

p = tekanan uap jenuh larutan

po = tekanan uap jenuh pelarut murni

XB = fraksi mol pelarut

Karena XA + XB = 1, maka persamaan di atas dapat diperluas menjadi:

P = Po (1 – XA)

P = Po – Po . XA

Po – P = Po . XA

sehingga:

rP = po . XA

dimana:

rP = penunman tekanan uap jenuh pelarut

po = tekanan uap pelarut murni

XA = fraksi mol zat terlarut

            KENAIKAN TITIK DIDIH (rTb)

Adanya penurunan tekanan uap jenuh mengakibatkan titik didih larutan lebih tinggi dari titik didih pelarut murni.

Untuk larutan non elektrolit kenaikan titik didih dinyatakan dengan:

rTb = m . Kb

dimana:

rTb = kenaikan titik didih (oC)
m = molalitas larutan
Kb = tetapan kenaikan titik didih molal

Karena : m = (W/Mr) . (1000/p) ; (W menyatakan massa zat terlarut)

Maka kenaikan titik didih larutan dapat dinyatakan sebagai:
rTb = (W/Mr) . (1000/p) . Kb

Apabila pelarutnya air dan tekanan udara 1 atm, maka titik didih larutan dinyatakan sebagai:

Tb = (100 + rTb)oC

PENURUNAN TITIK BEKU ()

Untuk penurunan titik beku persamaannya dinyatakan sebagai :

rTf = m . Kf = W/Mr . 1000/p . Kf

dimana:

rT = penurunan titik beku
m  =  molalitas larutan
Kf  =  tetapan penurunan titik beku molal
W  =  massa zat terlarut
Mr  =  massa molekul relatif zat terlarut
p     = massa pelarut

Apabila pelarutnya air dan tekanan udara 1 atm, maka titik beku larutannya dinyatakan sebagai:

Tf = (O – rTf)oC

Tabel Tetapan kenaikan Titik didih Molal (Kb) dan Tetapan penurunan Titik Beku Molal (Kf) dari beberapa Pelarut (tekanan 1 atm)

Pelarut

Titik Didih (oC)

Kb

Titik Beku (oC)

Kf

Air

100,0

0,52

0,00

1,86

Asan asetat

118,3

3,07

16,6

3,57

Benzena

80,20

2,53

5,45

5,07

Klorofrom

61,20

2,63

-

-

TEKANAN OSMOTIK (

)

Tekanan osmotik adalah tekanan yang diberikan pada larutan yang dapat menghentikan perpindahan molekul-molekul pelarut ke dalam larutan melalui membran semi permeabel (proses osmosis).

 Menurut VAN’T Hoff tekanan osmotik mengikuti hukum gas ideal:

PV = nRT

Karena tekanan osmotik =

, maka :

= n/V R T = C R T

dimana :

= tekanan osmotik (atmosfir)

C = konsentrasi larutan (mol/liter= M)

R = tetapan gas universal = 0.082 liter.atm/moloK

T = suhu mutlak (oK)

·         Larutan yang mempunyai tekanan osmotik lebih rendah dari yang lain disebut larutan Hipotonis.

·         Larutan yang mempunyai tekanan osmotik lebih tinggi dari yang lain disebut larutan Hipertonis.

·         Larutan-larutan yang mempunyai tekanan osmotik sama disebut Isotonis.

Seperti yang telah dijelaskan sebelumnya bahwa larutan elektrolit di dalam pelarutnya mempunyai kemampuan untuk mengion. Hal ini mengakibatkan larutan elektrolit mempunyai jumlah partikel yang lebih banyak daripada larutan non elektrolit pada konsentrasi yang sama.

Yang menjadi ukuran langsung dari keadaan (kemampuannya) untuk mengion adalah derajat ionisasi.

Besarnya derajat ionisasi ini dinyatakan sebagai:

α = jumlah mol zat yang terionisasi/jumlah mol zat mula-mula

Untuk larutan elektrolit kuat, harga derajat ionisasinya mendekati 1, sedangkan untuk elektrolit lemah, harganya berada di antara 0 dan 1 ( 0  <  α  < 1 )

Atas dasar kemampuan ini, maka larutan elektrolit mempunyai pengembangan di dalam perumusan sifat koligatifnya sebagai berikut:

Faktor Van’t Hoff(i)  i = [1+α (n-1)]

1.       Untuk Kenaikan Titik Didih dinyatakan sebagai:

rTb = m . Kb [1 + α (n-1)] = W/Mr . 1000/p . Kb [1+ α (n-1)]

n menyatakan jumlah ion dari larutan elektrolitnya.

2.      Untuk Penurunan Titik Beku dinyatakan sebagai:

rTf = m . Kf [1 + α (n-1)] = W/Mr . 1000/p . Kf [1+ α (n-1)]

3.      Untuk Tekanan Osmotik dinyatakan sebagai:

= C R T [1+ α (n-1)]

4.       Untuk penurunan tekanan uap (rP) dinyatakan sebagai:

rP = po . XA. [1+ α (n-1)]

I V. Konduktansi dan Derajad Ionisasi

Larutan diklasifikasikan menjadi 2 golongan menurut perilakunya bila arus listrik dialirkan, yaitu larutan elektrolit dan larutan non elektrolit. Larutan elektrolit merupakan larutan yang dapat menghantarkan arus listrik, sedangkan non elektrolit merupakan larutan yang tidak dapat menghantarkan arus listrik. Larutan elektrolit sendiri terdiri dari larutan elektrolit lemah dan larutan elektrolit kuat. Arus listrik dihantarkan oleh migrasi berbagai partikel-partikel bermuatan dalam larutan elektrolit, dan bahwa dalam larutan zat-zat elektrolit jumlah partikel adalah 2,3…dan sebagainya kali lipat lebih banyak daripada jumlah molekul yang larut.

Banyak senyawa dalam suhu kamar terurai secara spontan dan menjadi bagian-bagian yang lebih sederhana, peristiwa ini dikenal dengan istilah disosiasi. Reaksi disosiasi merupakan reaksi kesetimbangan. Disosiasi elektrolit merupakan suatu proses reversible, dan sejauh mana disosiasi ini terjadi tergantung dari konsentrasi (dan juga dari lain-lain sifat fisika, seperti suhu).

Salah satu metode yang digunakan untuk menentuka derajat disosiasi larutan elektrolit adalah metode konduktivitas. Pada percobaan kali ini, akan menentukan konduktansi suatu larutan elektrolit dengan menggunakan konduktivitimeter. Yang kemudian akan digunakan untuk menentukan derajat disosiasi dan konstanta kesetimbangan.

            Dasar Teori

1.      Konduktivitas (Hantaran)

Konduktivitas merupakan suatu besaran yang diturunkan, karea tak dapat diukur langsung. Untuk larutan elektrolit, biasanya menyatakan besaran yang disebut dengan  konduktivitas molar, L. Ini adalah konduktivitas larutan yang mengandung 1 mol zat terlarut antara dua elektroda yang besarnya tak terhingga, dan berjarak 1 cm satu sama lain.

L = KV = K / C

Dengan K konduktivitas, V volume, dan C konsentrasi. Konduktivitas molar dinyatakan dalam satuan W-1cm2mol-1. (Atkins, 1997)

·         Hantaran kohlrausch

Plot hantaran molar terhadap  berupa garis lurus untuk elektrolit kuat dan lengkungan yang curam untuk elektrolit lemah. Tetapi plot yang terakhir ini mencapai harga limit. Hal ini menyebabkan Kohlrausch mendefinisikan hukum migrasi bebas dari ion, yaitu hantaran luar dari setiap elektrolit pada pengenceran tidak terhingga adalah jumlah hantaran molar ion-ion pada pengenceran tidak terhingga, yaitu:

L~ = l+ l-

Penerapan utama hokum Kohlrausch adalah untuk mencari harga limit hantaran molar dari elektrolit lemah dapat diperlihatkan bahwa:

L~ (AD) = L~ (AB) + L~  (CD) + L~ (CB)

Dimana L~ adalah hantaran molar dari spesies AD, AB, CD, dan CB. Umunya ini merupakan elektrolit kuat kecuali AD. Sekarang dengan menggunakan hukum Kohlrausch

L~ (AD) = l+A + l-B + l+C + l-D + l+C + l-B

                                                              = l+A + l-D

·         Hukum disosiasi arrhenius

Kenaikan konduktivitas molar sesuai dengan teori Arrhenius, diakibatkan oleh kenaikan derajat disosiasi; nilai batas itu sesuai dengan disosiasi yang sempurna. Derajat disosiasi a dapat diberikan oleh persamaan:

Dimana L adalah hantaran molar pada beberapa konsentrasi C. Hubungan di atas hanya berlaku untuk elektrolit lemah, dimana pengaruh ion minimum.

Jika derajat disosiasi diketahui, dengan mudah kita dapat menghitung konstanta disosiasi dari elektrolit lemah, misalnya untu suatu elektrolit 1:1,

A + B            A+ + B-

m                  –        -

mα             mα       mα

m-mα         mα       mα

Jika a adalah derajat disosiasi dan m adalah molaritas elektrolit AB, maka konsentrasi spesies AB, A+ dan B- akan menjadi m-mα, mα dan mα.

·         Elektrolit kuat dan elektrolit lemah

Daya hantar listrik larutan elektrolit bergantung pada jenis dan konsentrasinya. Beberapa larutan elektrolit dapat menghantarkan arus listrik dengan baik meskipun konsentrasinya kecil, larutan ini dinamakan elektrolit kuat. Sedangkan larutan elektrolit yang mempunyai daya hantar lemah meskipun konsentrasinya tinggi dinamakan elektrolit lemah.

Beberapa larutan elektrolit dapat mengahantarkan listrik dengan baik. Larutan ini dinamakan elektrolit kuat, beberapa elektrolit yang lain dapat menghantarkan listrik tetapi kurang baik. Dari uraian di atas kita dapat golongkan larutan elektrolit menjadi dua macam, yaitu elektrolit kuat dan elektrolit lemah.

Larutan elektrolit kuat adalah larutan yang dapat menghantarkan arus listrik dengan baik. Hal ini disebabkan karena zat terlarut akan terurai sempurna (derajat ionisasi = 1) menjadi ion-ion
sehingga dalam larutan tersebut banyak mengandung ion-ion. Sebagai contoh larutan NaCl. Jika padatan NaCl dilarutkan dalam air maka NaCl akan terurai sempurna menjadi ion Na+ dan Cl-.

Larutan elektrolit lemah adalah larutan yang dapat menghantarkan arus listrik dengan lemah. Hal ini disebabklan karena zat terlarut akan terurai sebagian (derajat ionisasi << 1) menjadi ion-ion sehingga dalam larutan tersebut sedikit mengandung ion.

2.      Derajat disosiasi

Disosiasi adalah penguraian suatu zat menjadi beberapa zat lain yang lebih sederhana. Derajat disosiasi adalah perbandingan antara jumlah mol yang terurai dengan jumlah mol mula-mula. Ukuran banyaknya zat yang terurai dalam proses disosiasi dinyatakan dalam notasi α = derajat disosiasi, dengan persamaan :

derajat disosiasi memiliki harga 0 ≤ α ≥ 1.

Derajat disosiasi dapat ditentukan dengan berbagai metode eksperimen. Suatu metode yang penting untuk menentukan derajat disosiasi, didasarkan atas pengukuran konduktivitas elektrolit tersebut. Metode ini berkaitan dengan fakta bahwa arus listrik dibawa oleh ion-ion yang terdapat dalam larutan. Jumlah relative ion-ion ini yang sangat erat kaitannya dengan derajat disosiasi, akan menentukan konduktivitas larutan itu.

II.                Aktivitas Ion Larutan Elektrolit

·         Kekurangan teori Arrhenius adalah teori ini berlaku untuk elektrolit lemah tetapi tidak untuk elektrolit kuat

·         Aktivitas zat terlarut non elektrolit:

a = γc

·        

Aktivitas zat terlarut elektrolit, sebagai contoh elektrolit kuat A B yang  akan berdisosiasi sempurna menjadi ion – ionnya

·         Jika a+  symbol aktivitas kation dana – aktivitas anion, maka aktivitas rata – rata elektrolit ( a± ) adalah:

·         Aktivitas kation dan anion jugadapatdinyatakan:

a+ =  m+γ+ dan a- =  m-γ-

·         Bila konsentrasi elektrolit dalam molalitas ( m ), maka:

m+ =  v+ m dan m- = v-m

 

 

 

 

Peta Konsep

 

About these ads

Tinggalkan Balasan

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

WordPress.com Logo

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

Twitter picture

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

Facebook photo

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

Google+ photo

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

Connecting to %s