BAB I
PENDAHULUAN
I.1. Ruang Lingkup Kimia Analitik
Kimia analitik merupakan cabang ilmu kimia yang mempelajari dasar-dasar analisa kimia. Dalam analisa kimia tercakup usaha-usaha yang dilakukan oleh manusia untuk mengetahui komposisi materi-materi yang ada di alam. Ilmu ini telah dikenal oleh manusia sejak berabad-abad yang lalu seiring dengan perkembangan ilmu pengetahuan alam. Untuk mengetahui komposisi bahan kimia baik meliputi jenis dan jumlahnya merupakan kerja sehari-hari dari para ilmuan kimia khususnya yang bergerak dalam kimia analitik.
Secara garis besar ruang lingkup kimia anlitik dapat digolongkan menjadi dua kategori besar yakni: analisis kualitatif dan analisis kuantitatif. Tujuan dari analisis kualitatif adalah untuk mengetahui jenis unsur yang terkandung dalam bahan kimia yang dianalisis, sedangkan analisis kuantitatif bertujuan untuk mengetahui jumlah unsur atau komponen yang ada dalam bahan kimia tersebut. Bahan kimia yang dianalisis biasa disebut sebagai analit. Komposisi analit yang dipelajari dalam analisis kimia meliputi spesies yang dapat berupa: unsur, ion, molekul, radikal maupun isotop.
Analisis kualitatif menghasilkan data kualitatif , misal terbentuknya: endapan, warna, gas, dan data-data non numerik lainya. Analisis kualitatif biasa digunakan sebagai langkah awal untuk analisis kuantitatif.
melibatkan proses fisika umumnya menggunakan prinsip interaksi materi dengan energi dalam pengukurannya.
Berdasarkan sifat analisis terhadap komponen analitnya dalam analisis kimia dapat digolongkan:
a. Analisis perkiraan
Disebut sebagai analisis perkiraan, karena hasil analisis ini hanya memberikan gambaran dari keberadaan komponen dalam analit yang belum dapat dinyatakan secara pasti.
b. Analisis parsial
Dalam analisis ini hanya sebagian komponen dari analit yang dianalisis dan sebagian lain tidak dianalisis. Misal dalam analisis mikro, hanya komponen renik saja yang ditetapkan baik secara kualitatif maupun kuantitatif.
c.Analisis komponen renik
Dalam analisis ini hanya komponen renik saja yang ditetapkan baik secara kualitatif maupun kuantitatif.
d.Analisis lengkap
Dikatakan sebagai analisis lengkap jika semua komponen penyusun analit dianalisis, sehingga hasilnya dapat menyatakan komposisi yang sebenarnya dari analit, sehingga analisis ini dapat memberikan informasi yang lengkap.
Analisis kimia yang didasarkan atas kuantitas analit dapat dikenal adanya: analisis mikro, semimikro, dan makro. Disebut analisis mikro jika kadar komponen dalam analit sangat kecil misal dalam orde: mikrogram atau ppm, sedangkan dalam analisis makro jika kadar komponen dalam analit mempunyai kisaran orde: gram atau prosen. Kisaran kadar komponen dalam analit pada analisis semimikro biasanya: 0,01 - 0,1 gram.
komponen penyusun tanaman, binatang, manusia, bahan makanan, polimer sintetik. Berdasarkan hal yang dijelaskan di atas maka dapat dinyatakan bahwa analisis kimia sangatlah diperlukan dalam menunjang kehidupan manusia.
1.2. Pelarutan
Analisis secara kering biasa dilakukan terhadap analit yang berupa zat padat. Apabila analit berupa zat cair, maka zat tersebut terlebih dahulu diuapkan, kemudian residunya jika ada, dipakai sebagai analit padat dan uapnya diembunkan dan dilakukan analisis lebih lanjut.
Pada analisis kering, dapat dilakukan dengan cara-cara: 1. Mengamati analit dalam temperatur kamar.
2. Mengamati pengaruh pemanasan analit. 3. Mengamati warna nyala saat analit dibakar.
4. Mengamati warna analit dengan metode analisis mutiara boraks. 5. Melakukan analisis dengan metode reduksi dengan arang kayu.
Analisis kimia secara basah sebenarnya lebih disukai oleh para analis dibandingkan dengan analisis kimia secara kering. Hal ini disebabkan reaksi kimia yang terjadi dalam cairan relatif memiliki laju yang lebih cepat dibandingkan dengan reaksi kimia yang terjadi dalam padatan.
1. Dalam air pada temperatur kamar, jika tidak larut dicoba dengan air mendidih. 2. Jika tidak larut pada langkah 1, agar dilarutkan dalam larutan asam klorida pada temperatur kamar. Apabila masih sukar larut didihkan.
3. Jika analit tidak larut pada langkah 2, agar dilarutkan dalam larutan asam nitrat pada temperatur kamar. Apabila masih tidak larut didihkan.
BAB II
TEORI-TEORI DASAR DALAM KMIA ANALITIK
2.1. Tujuan Pembelajaran
Setelah mengikuti pembelajaran ini diharapkan mahasiswa dapat: 1. Menjelaskan terjadinya proses dissosiasi larutan elektrolit.
2. Menghitung besarnya derajat dissosiasi elektrolit dengan metrode titik beku. 3. Menghitung besarnya derajat dissosiasi elektrolit dengan metode daya hantar lisrik
4. Menjelaskan tentang teori asam-basa menurut teori Arhenius, Bronsted- Lowry dan Lewis.
5. Menghitung harga pH larutan asam dan basa.
6. Menjelaskan pengaruh ion sejenis terhadap pH suatu larutan (larutan buffer). 7. Menghitung besarnya pH dari suatui larutan garam.
8. Menghitung besarnya derajat hidrolisa dari suatu larutan garam. 9. Menghitung kelarutan suatu zat dalam suatu larutan.
10. Menjelaskan pengaruh pH terhadap kelarutan suatu zat. 11. Menjelaskan pengaruh ion senama dalam kelarutan suatu zat.
2.2. Teori Dissosiasi Elektrolit
Larutan elektrolit akan terdissosiasi menghasilkan ion-ion, sehingga dapat menghantarkan listrik, makin besar konsentrasi ion dalam larutan akan memperbesar sifat hantaran listriknya. Besarnya konsentrasi ion alam larutan sangat tergantung dari besar kecilnya derajat dissosiasi (α ). Harga derajat dissosiasi ini menyatakan perbandingan antara zat yang terdissosiasi dengan banyaknya zat mula-mula. Untuk larutan elektrolit kuat harga : α ~ 1, sedangkan untuk larutan elektrolit lemah harga: α ~ 0.
Untuk setiap konsentrasi tertentu, di dalam larutan akan terjadi kesetimbangan antara molekul-molekul yang tidak terionisasi dengan ion-ionnya. Proses ionisasi dari beberapa senyawa e;lekltrolit dapat dinyatakan sebagai berikut:
NaCl(aq) Na+(aq) + Cl-(aq)
HCl(aq) H+(aq) + Cl-(aq)
Ca(NO3)2(aq) Ca2+(aq) + 2 NO3–(aq)
Seperti terlihat dari contoh di atas banyak ion (+) dan ion (-) yang dihasilkan dari dissosiasi tersebut selalu sama besar.
Air murni, merupakan suatu elektrolit sangat lemah sehinggadisaebut sebagai penghantar listrik yang jelek, tetapi apabila ke dalam air tersebut ditambahkan senyawa-senyawa asam; basa; garam, maka sifat hantaranya akan berubah menjadi kuat, sehingga larutan yang diperoleh merupakan larutan elektrolit kuat. Hal ini disebabkan dengan adanya senyawa-senyawa yang terlarut tersebut akan mengakibatkan konsentrasi ion dalam larutan akan meningkat.
α ~ 0
H2O (l) H+(aq) + OH- (aq)
Hasil pad temperatur kamar besarnya [H+] = [OH-] = 10-7 M, hal ini berarti untuk
2.3. Penentuan Harga α Dengan Metode Titik Beku
Di dalam suatu larutan selalu terjadi gaya tarik menarik antar molekul: pelarut-pelarut; terlarut-pelarut; terlarut-terlarut. Volatilitas pelarut < volatilitas terlarut, sehingga dengan adanya zat terlarut akan mengakibatkan volatilitas pelarut menurun, hal ini disebabkan partikel terlarut yang lebih besar dari partikel pelarut mengakibatkan partikel pelarut makin sulit meninggalkan fasa cair menjadi fasa uap. Dari kenyataan tersebut mengakibatkan titik beku larutan selalu lebih rendah
dibanding titik beku pelarut murninya. Besarnya penurunan titik beku sangat
tergantung pada jenis pelarut, jenis zat terlarut, dan konsentrasi partikel terlarut.
Untuk larutan non elektrolit partikel terlarut yang ada dalam larutan berupa molekul-molekul zat terlarut, sedangkan untuk larutan elektrolit partikel yang ada dalam larutan berupa ion-ion sebagai hasil dissosiasi.
X(aq) molekul X(aq) {non elektrolit}
A xB y(aq) x Ay+(aq) + y Bx-(aq) {elektrolit}
Disini terlihat perbedaan jumlah partikel dalam larutan antara larutan non elektrolit
dan larutan elektrolit. Untuk larutan elektrolit dari setiap mol Ax By akan menghasilkan
partikel Ay+ dan Bx- yang jumlahnya sangat tergantung harga derajat dissosiasinya.
Untuk larutan non elektrolit jumlah partikel terlarut sebelum dan sesudah pelarutan (a) tidak mengalami perubahan, karena disini hanya terjadi perubahan fasa dari padat menjadi larutan.
A xB y(aq) x Ay+(aq) + y Bx-(aq)
m : a -
-diss. : a α xa α ya α
stb. : a - a α xa α ya α
Jumlah partikel sebelum dissosiasi : a molekul
Jika (x + y) = n (jumlah ion yang dihasilkan untuk setiap 1 mol zat ) maka, jumlah partikel dalam larutan elektrolit = a {1 + ( n - 1 ) α }.
Sebelumnya telah disebutkan bahwa besarnya penurunan titik beku larutan sangat tergantung dengan jumlah partikel terlarut dalam larutan sehingga: perbandingan penurunan titik beku larutan non elektrolit dengan larutan elektrolit juga sebanding dengan jumlah partikelnya.
^non elektrolit (teo) a 1
= 1/ i = =
^elektrolit (obs) a { 1 + ( n - 1 ) α} 1 + ( n - 1 ) α
Hal ini berarti: i = 1 + (n-1) α dan α = (i – 1)/ (n – 1).
Berdasarkan persamaan di atas, maka harga α dari zat elektrolit dapat diketahui asalkan harga i dari larutan diketahui.
2.4. Penentuan Harga α Berdasarkan Daya Hantar Larutan.
Seperti telah disebutkan terdahulu bahwasanya besarnya daya hantar listrik suatu larutan berbanding lurus dengan konsentrasi ion dalam larutannya. Hal ini disebabkan oleh fakta bahwa arus listrik dibawa oleh ion-ion yang terdapat di dalam larutan. Besarnya konsentrasi ion dalam larutan ditentukan oleh besarnya derajat dissosiasi zat terlarut.
Daya hantar listrik atau konduktivitas adalah suatu besaran hasil turunan karena tidak dapat diukur secara langsung. Untuk mengetahui besarnya konduktivitas kita harus mengukur resistansi spesifik. Kebalikan resistansi spesifik disebut konduktans spesifik ( ) dengan satuan: ΩҚ -1 cm-1. Konduktans molar adalah
konduktans larutan yang mengandung 1 mol zat terlarut antara 2 elektroda yang besarnya tak terhingga dan jaraknya 1 cm satu dengan yang lainnya, sehingga berlaku:
Қ A: konduktans molar
A = V = Қ C:Konsentrasi larutan (M)
Menurut Kohlrausch, konduktivitas akan naik jika larutan tersebut diencerkan, dan akhirnya akan mancapai harga batas pada larutan yang sangat encer. Harga batas
konduktivitas biasanya dinyatakan sebagai: Ao, sedangkan konduktivitas pada
konsentrasi tertentu dinyatakan : Ac. Besarnya derajat dissosiasi dapat menyatakan
perbandingan antara kondukvitas larutan pada konsentrasi tertentu dengan harga batas konduktivitas:
a A + b B + c C + .... p D + q E + r F + ....
berlaku: [D]p x [E]q x [F]r x ...
K =
[A]a x [B]b x [C]c x ..
bilangan: a, b, c, p, q, r merupakan bilangan stoikhiometri dari reaksi.
Berdasarkan hal di atas dapat dinyatakan; bila suatu reaksi reversibel telah mencapai kesetimbangan maka, hasil kali konsentrasi spesies ruas kanan dibagi hasil kali konsentrasi spesies di ruas kiri (masing-masing dipangkatkan dengan bilangan stokhiometrinya) pada temperatur yang tetap harganya adalah konstan.{Hukum aksimassa}.
Larutan elektrolit lemah, berarti hanya sebagian zat terlarut yang terdissosiasi, maka saat tertentu akan berada dalam keadaan setimbang, yang berarti dapat diberlakukan hukum aksi massa tersebut. Sebaliknya hukum aksi massa tidak dapat diberlakukan untuk elektrolit kuat karena zat terlarut hampir sempurna mengalami dissosiasi yang berarti hasil kali konsentrasi spesies di ruas kiri >>> hasil kali konsentrasi spesies di ruas kanan, dan berakibat harga perbandingannya menjadi besar sampai tak terhingga.
Misal: Sistem kesetimbangan untuk asam lemah monoprotik (monofungsional).
HA (aq) H+ (aq) + A- (aq)
a = konsentrasi awal dari asam lemah dalam satuan molar = n/V, sehingga rumusan di atas menjadi:
n x α2 K
a x V x (1 - α)
V x (1 - α) n
Dari rumusan di atas dapat dinyatakan jika V diperbesar akan memperbesar : α . Rumusan di atas biasa dikenal dengan hukum pengenceran Ostwald.
Analog untuk larutan basa lemah monofungsional.
Untuk larutan yang pekat rumusan di atas ternyata tidak dapat dipergunakan karena memberikan hasil yang tidak akurat. Berkenaan dengan hal tersebut G. N. Lewis memperkenalkan suatu besaran termodinamika baru yang disebutnya sebagai: keaktifan sebagai pengganti besaran konsentrasi tetapi mempunyai dimensi yang sama. Keaktifan (a) dari suatu spesies A dapat dinyatakan sebagai hasil kali antara
konsentrasi dengan koefisien aktivitas spesies, berarti : aA = [A] x fA, dimana
Untuk larutan encer besarnya koefisen aktivitas dianggap : 1, sehingga aktivitas = konsentrasi dalam satuan molar.
kekuatan ion yang sama harganya sama. Menurut Lewis dan Randall, kekuatan ion dinyatakan sebagai: setengah dari jumlah hasil kali antara konsentrasi masing-masing ion dengan kuadrat valensinya, secara matematis dapat diuliskan:
I = ½ Σ Ci Zi2 C : konsentrasi dan Z : valensi ion
2.5.Teori asam- Basa
a. Teori Svanthe Arrhenius: Asam adalah suatu zat jika dilarutkan ke dalam air
akan membebaskan/menghasilkan ion H+, sedangkan basa adalah suatu zat yang jika
dilarutkan ke dalam air akan memnbebaskan/menghasilkan ion OH-.
Contoh asam:
proton (H+) atau proton donor, sedangkan basa adalah suatu zat yang dapat menerima
proton (H+) atau proton akseptor. Teori ini mendasarkan bahwa tidak mungkin H+
c. Teori Lewis: asam ádalah suatu spesies yang dapat menerima pasangan elektron bebas, sedangkan basa adalah suatu spesies yang dapat memberikan pasangan electrón bebas. Jika kedua spesies tersebut berikatan maka terbentuklah ikatan kovalen koordinasi.
Dalam bahasan lebih lanjut kita akan lebih banyak menganut teori asam-basa Arrhenius dan Bronsted-Lowry, yakni tinjauan tentang keadaan zat dalam bentuk larutannya, khususnya sebagai larutan encer dan ideal. Dalam larutan asam maupun basa yang ditandai oleh adanya tranfer ion, maka larutan asam dan basa adalah merupakan larutan elektrolit.
Kekuatan sifat elektrolit asam dan basa ditentukan oleh kemampuan zat-zat tersebut untuk melakukan transfer ion, artinya makin mudah zat tersebut
melepas/menerima ion ( khususnya H+ ) makin kuat sifat elektrolitnya. Berdasarkan
hal tersebut maka bisa dibedakan adanya asam/basa kuat, artinya zat ini akan mengalami dissosiasi sempurna dan asam/basa lemah yang berarti zat ini akan mengalami dissosiasi sebagian kecil saja.
Derajat atau keasaman suatu larutan dapat diukur dari besar kecilnya
konsentrasi H+ dalam larutan tersebut, yang berarti makin besar [H+] dalam larutan
makin tinggi tingkat keasamannya, dan sebaliknya makin kecil [H+] juga makin
rendak derajat keasaman larutan tersebut.
2.6. Teori Dissosiasi Air (H2O).
K = , atau K x [H2O] = [H+] x [OH-]
[H2O]
Berdasarkan hasil pengukuran dapat dinyatakan bahwa H2O yang terdissosiasi sangat
sedikit, sehingga [H2O] dalam sistem dapat dianggap tetap, dan persamaan di atas
dapat dituliskan:
K x [H2O] = [H+] x [OH-] = Kw = 10-14
Untuk larutan encer, konsentrasi spesies yang ada memiliki harga yang relatif kecil. Berkenaan dengan hal tersebut maka Sorensen merumuskan besaran baru yang disebut dengan eksponen: p = - log , dengan demikian dapat dituliskan:
- log [H+] = pH; - log [OH-] ; - log K semakin besar berarti pOH semakin kecil, dan sebaliknya.
2.7. Teori Dissosiasi Asam dan Basa Dalam Air. a. Asam/Basa kuat ( derajat dissosiasi :α. ≈ 1)
Contoh:Hitunglah pH larutan 0,01 M HCl dan larutan 10-9 M HCl.
HCl(aq) H+(aq) + Cl-(aq)
Analog untuk larutan basa kuat dalam air, jika [OH-]
Bila K1, K2, K3 memiliki harga yang berjauhan, maka masing-masing tahap dissosiasi
dari asam tersebut dapat dianggap sebagai asam monoprotik. Besarnya [H+] hanya
tergantung pada tahap dissosiasi pertama, dalam hal demikian: K1 >> K2 >> K3 .
Untuk harga [Xn-] semua tahap dissosiasi harus diperhitungkan.
Misal: H2S(aq) H+(aq) + HS-(aq) K a1 = 9 x 10-8
Dari persamaan di atas terlihat bahwa besarnya [S2-] berbanding terbalik dengan [H+]2.
Artinya jika ke dalam larutan jenuh H2S ditambahkan asam kuat sedemikian rupa
sehingga konsentrasi H+ naik menjadi 2x, akan mengakibatkan [S2-] turun 4 x.
Analog untuk basa lemah M(OH)2 berlaku: [OH-]2 = Kb1 x [M(OH)2] dan:
Kesetimbangan kimia merupakan sistem kesetimbangan dinamis, berarti sistem dapat bergeser jika ada pengaruh dari luar. Hal ini diterangkan oleh Guldberg-Waage dalam Hukum Aksi Reaksi : Jika ke dalam suatu sistem setimbang dipeberikan penmgaruh dari luar, maka sistem tersebut akan bergeser sedemikian rupa sehingga sistem selalu tetap dalam keadaan setimbang. Faktor-faktor yang dapat menyebabkan terjadinya pergeseran kesetimbangan adalah: konsentrasi komponen, temperatur, dan khusus untuk sistem kesetimbangan gas juga dipengaruhi oleh volume dan tekanan.
Di dalam sistem kesetimbangan dissosiasi (ionisasi) terdapat komponen yang berupa ion, oleh karena itu jika ke dalam sistem tersebut ditambahkan ion yang sejenis dengan ion-ion yang sudah ada dalam sistem kesetimbangn akan mengakibatkan terjadinya perubahan derajat dissosiasinya. Hal ini sangat penting untuk dicermati, dan banyak diaplikasikan dalam praktek.
Contoh: Ke dalam 2 liter larutan 0,1 M asam asetat ditambahkan 16,4 gram Na-asetat anhidrid (NaC2H3O2). Jika Ka asam asetat: 1,85 x 10-5 , hitunglah derajat dissosiasi
asam asetat sebelum dan sesudah ditambah Na-asetat. Jawab: Sebelum ditambah Na-asetat
CH3COOH (aq) H+(aq) + CH3COO-(aq)
Ka 1,85 x 10-5
Ka = [CH3COOH] x α2 atau: α2 = =
[CH3COOH] 10-1
α2 = 1,85 x 10-4 jadi α = 1,36 x 10-2
- Sesudah ditambah Na-asetat.
Na-asetat dalam larutan bersifat sebagai elektrolit kuat dan terurai sempurna.
[NaCH3COO] = (16,4/82) mol/2 lt = 0,1 M
Adanya ion CH3COO- dari Na-asetat akan mengakibatkan terjadinya
pergeseran kesetimbangan dari asam asetat. Misal sekarang derajat dissosiasi asam asetat menjadi α’ , maka : [H+] ; [CH dissosiasi asam asetat dari; 1,36 x 10-2 turun menjadi: 1,85 x 10-4
Adanya ion CH3COO- yang berasal dari Na-asetat juga akan mengakibatkan
berubahnya [H+] dalam larutan yang disebabkan oleh adanya pergeseran
kesetimbangan yang terjadi. CH3COO- merupakan basa konjugasi dari CH3COOH,
sehingga dapat dinyatakan:
Ka x [CH3COOH] [asam]
[H+] = = K
a x
[CH3COO-] [basa konjugasi]
Larutan yang terjadi sekarang merupakan suatu larutan penyangga atau penahan atau buffer. Hal serupa akan terjadi jika ke dalam larutan basa lemah ditambahkan asam konjugasi dari basa lemah tersebut, dan analog didapatkan:
[basa] [OH-] = K
b x
[asam konjugasi]
penyangga memiliki sifat dapat mempertahankan pH larutan seandainya ada
penambahan sedikit ion H+ ataupun sedikit ion OH-, dan sistem ini sangat bermanfaat
dalam kehidupan manusia.
Contoh: a). Hitung pH larutan contoh soal sebelumnya!
b). Jika ke dalam larutan ditambahkan lagi 1 ml larutan 0,1 M HCl, hitung pH larutan sekarang!.
Jawab : a). Di dalam larutan terjadi campuran antara H-asetat dengan Na-asetat. Sesuai rumusan di atas : [H+] = 0,1α’ = 0,1 x 1,85 x 10-4 = 1,85 x 10-5
Dari perhitungan tersebut terlihat bahwa setelah penambahan sedikit larutan HCl ternyata perubahan pH yang terjadi relatif kecil. Hal ini membuktikan statemen di
atas yaitu jika ke dalam sistem penyangga ditambahkansedikit ion H+ maka sistem
tersebut akan mempertahankan pH agar tetap.
2.9. Hidrolisis
Larutan garam (khususnya garam anorganik) di dalam air ada yang bersifat asam (pH <7), bersifat netral (pH = 7), dan ada yang bersifat basa (pH >7). Hal ini disebabkan garam-garam tersebut akan bereaksi dengan air sebagai pelarut yang
Berdasarkan jenisnya garam dapat dibedakan menjadi: 1. Garam yang berasal dari asam kuat dan basa kuat. 2. Garam yang berasal dari asam kuat dan basa lemah.
3. Garam yang berasal dari asam lemah dan basa kuat. 4. Garam yang berasal dari asam lemah dan basa lemah.
1.Garam yang berasal dari asam kuat dan basa kuat. Misal: Garam NaCl dalam air.
NaCl (aq) + H2O (l) <---> HCl (aq) + NaOH(aq)
Na+(aq) + Cl-(aq) + H
2O(l) <--- > H+(aq) + Cl-(aq) + Na+(aq) + OH-(aq)
H2O(l) < --- > H+(aq) + OH-(aq)
Dari persamaan reaksi di atas terlihat bahwa proses yang terjadi sebenarnya hanya
merupakan dissosiasi air, sehingga dalam larutan tersebut [H+} = [OH-], jadi larutan
tersebut bersifat netral.
2. Garam yang berasal dari asam kuat dan basa lemah.
Misal: Garam NH4Cl dalam air.
NH4Cl (aq) + H2O(l) < --- > HCl (aq) + NH4OH(aq)
NH4+(aq) + Cl-(aq) + H2O(l) < --- > H+(aq) + Cl-(aq) + NH4OH(aq)
NH4+(aq) + H2O(l) < --- > H+(aq) + NH4OH(aq)
Disini terlihat yang mengalami reaksi dengan air (terhidrolisis) hanyalah ion NH4+ ,
sedangkan ion Cl- tidak terhidrolisis, larutan bersifat asam karena adanya H+. Keadaan
Adanya basa lemah NH4OH maka dalam larutan terjadi kesetimbangan:
3. Garam yang berasal dari asam lemah dan basa kuat. Misal : Larutan garam Na-asetat dalam air.
NaCH3COO(aq) + H2O(l) < --- > NaOH(aq) + CH3COOH(aq)
Na+(aq)+CH
3COO-(aq) +H2O(l) < --- > Na+(aq) + OH-(aq) + CH3COOH(aq)
CH3COO-(aq) + H2O(l) < --- > OH-(aq) + CH3COOH(aq)
Disini yang mengalami hidrolisis juga hanya ion asetat, sedangkan ion Na+ tidak,
larutan bersifat basa karena adanya ion OH- sehingga garam jenis ini juga dikatakan
4. Garam yang berasal dari asam lemah dan basa lemah.
Misal: larutan garam NH4 –Asetat dalam air.
NH4CH3COO(aq) + H2O(l) < --- > NH4OH(aq) + CH3COOH(aq)
NH4+(aq) + CH3COO-(aq) + H2O(l) < --- > NH4OH(aq) + CH3COOH(aq)
Dari persamaan di atas terlihat bahwa baik ion NH4+ maupun ion CH3COO- keduanya
mengalami hidrolisis, sehingga garam jenis ini dikatakan mengalami hidrolisis
Dalam larutan terjadi juga dissosiasi CH3COOH dan berlaku:
[CH3COOH]
Karena garam ini berasal dari asam kuat dan basa kuat, maka tidak mengalami hidrolisis dan pH larutan netral = 7
b. Larutan 0,01 M NH4NO3
NH4NO3(aq) + H2O(l) < --- > HNO3(aq) + NH4OH(aq)
As. Kuat Bs. Lemah
Karena garam ini berasal dari asam kuat dan basa lemah, berlaku: pH = ½ pKw - ½ pKb + ½ p [NH4NO3]
= - ½ log 10-14 + ½ log 1,85 x 10-5 – ½ log 10-2
= 7 - 2,5 + 0,133 + 1 = 5,633.
c. Larutan 0,01 M K-asetat { KCH3COO} dalam air
KCH3COO(aq) + H2O(aq) < --- > CH3COOH(aq) + KOH(aq)
As. Lemah Bs. Kuat
Karena garam ini berasal dari asam lemah dan basa kuat, maka berlaku:
pOH = ½ pKw - ½ pKa + ½ p[KCH3COO]
= - ½ log 10-14 + ½ log 1,8 x 10-5 - ½ log 10-2
= 7 - 2,5 + 0,128 + 1 = 5,63
pH = 14 - pOH = 14 - 5,63 = 8,37
d. Larutan 0,01 M NH4-Asetat {NH4CH3COO} dalam air
NH4CH3COO(aq)+H2O(l) < --- > CH3COOH(aq) + NH4OH(aq)
As. Lemah Bs. Lemah Karena garam ini berasal dari asam dan basa lemah, maka berlaku:
pH = ½ pKw + ½ pKa - ½ pKb
= - ½ log 10-14 - ½ log 1,85 x 10-5 + ½ log 1,85 x 10-5
= 7 + 2,5 - 0,133 - 2,5 + 0,133 = 7,00.
Reaksi antara asam dan basa.
a.1. Asam dan Basa ekivalen : pH larutan netral
a.2. Asam tersisa : pH tergantung [as. kuat]sisa
a.3. Basa tersisa : pH tergantung [bs. Kuat]sisa
b. Asam Kuat + Basa Lemah
b.1. Asam dan Basa ekivalen : garam terhidrolisis parsial
pH = ½ pKw – ½ pKb + ½ p[G]
b.2. Basa tersisa : larutan penyangga
pH = 14 - pKb + log [basa] - log [as. konj.]
b.3. Asam tersisa : pH tergantung pada [as.Kuat]sisa
c. Asam Lemah + Basa Kuat
c.1. Asam dan Basa ekivalen : garam terhidrolisis parsial pH = ½ pKw + ½ pKa - ½ p[G]
c.2. Asam tersisa : larutan penyangga
pH = pKa – log [asam] + log [bs.konj.]
c.3. Basa tersisa : pH tergantung pada [bs. Kuat]sisa
d. Asam Lemah + Basa lemah
d.1. Asam dan Basa ekivalen : garam terhidrolisis sempurna pH = ½ pKw + ½ pKa - ½ pKb
d.2. Asam tersisa : larutan penyangga
pH = pKa – log [asam] + log [bs.konj.]
d.3. Basa tersisa : larutan penyangga
pH = 14 - pKb + log [basa] - log [as. konj.]
2.10. Kelarutan dan Kesetimbangan Kelarutan
kimia di alam dibedakan menjadi zat yang mudah larut dan zat yang sukar larut. Zat kimia terutama garam-garam anorganik yang melarut dalam air akan bersifat sebagai elektrolit kuat.
Garam anorganik yang sukar larut dalam air, bagian yang melarut akan membentuk larutan jenuh selama dalam sistem tersebut masih terdapat padatan di bagian bawah larutan tersebut. Banyaknya garam yang melarut untuk membentuk larutan tepat jenuh dinyatakan sebagai besarnya kelarutan garam tersebut. Jadi kelarutan suatu garam yang sukar larut adalah: jumlah maksimum (gram atau mol) dari garam tersebut yang dapat melarut dalam 1 satuan volume larutan (misal lt.)
Menurut Nernst (1889) : Dalam larutan jenuh garam-garam yang sukar larut, pada temperatur tetap maka hasil kali konsentrasi ion-ionya selalu tetap.
MaXb (s) < --- > MaXb (aq) < --- > aMb+(aq) + bXa-(aq)
Biasa dituliskan: MaXb (s) < --- > aMb+(aq) + bXa-(aq) pada saat setimbang
ini, berarti larutan dalam keadaan jenuh, menurut Nernst berlaku:
[Mb+]a x [Xa-]b = Ksp { tetapan hasil kali kelarutan}, sebagai tetapan setimbang
maka Ksp merupakan fungsi temperatur.
Hubungan Antara Kelarutan ( s mol/lt.) dengan Ksp
Misal kelarutan garam MaXb = s mol/lt, maka kesetimbangan kelarutannya:
MaXb (s) < --- > aMb+(aq) + bXa-(aq)
as mol/lt bs mol/lt
Berarti: Ksp = [Mb+]a x [Xa-]b = (as)a x (bs)b = aa x bb x sa+b
a+b Ksp s = ---
aa x bb
Jika: : Ksp >[Mb+]a x [Xa-]b , berarti larutan belum jenuh
Adanya ion sejenis yang berada dalam sistem kesteimbangan kelarutan akan menyebabkan terjadinya pergeseran kesetimbangan.
MaXb (s) < --- > aMb+(aq) + bXa-(aq) (1)
NaX (aq) --- > Na+(aq) + X-(aq) (2)
Adanya X- yang berasal dari NaX akan menyebabkan [X-] naik, karenanya
kesetimbangan (1) bergeser kekiri, hal ini berakibat kelarutan garam MaXb semakin
kecil.
Contoh: Jika Ksp AgCl = 10-10 : a.Hitung kelarutan AgCl dalam air
b.Hitung kelarutan AgCl dalam larutan 0,05 M NaCl Jawab:
a. AgCl(s) < --- > Ag+(aq) + Cl-(aq) , elektrolit biner a = 1, b = 1
s = √ Ksp = √ 10-10 = 10-5 mol/lt.
b. AgCl(s) < --- > Ag+(aq) + Cl-(aq)
s s NaCl(aq) --- > Na+(aq) + Cl-(aq)
0,05 0,05 [Cl-]
tot = [Cl-]AgCl + [Cl-]NaCl = s + 0,05 ≈ 0,05 ( s <<< 0,05)
Dalam sistem kesetimbangan kelarutan berlaku:
Ksp = [Ag+] x [Cl-] = 10-10 = s x 0,05 jadi : s = 10-10/0,05 = 2 x 10-9 mol/lt
Dari perhitungan di atas terlihat bahwa kelarutan AgCl dalam larutan 0,05 M NaCl jauh berkurang jika dibandingkan dengan kelarutan AgCl dalam air.
Contoh: Diketahui Ksp Mg(OH)2 = 3,4 x 10-11. Berapa kelarutan Mg(OH)2 dalam air
dan berapa gram NaOH anhidrat minimal yang harus ditambahkan ke dalam 500 ml
larutan 0,001 M MgCl2 agar dapat terjadi pengendapan Mg(OH)2.
Jawab: Mg(OH)2(s) < --- > Mg2+(aq) + 2OH-(aq)
Jadi :
3 Ksp Mg(OH)2 3 3,4 x 10-11
s = --- =
---4 4
= 2,05 x 10-4 mol/lt
Jadi kelarutan Mg(OH)2 dalam air = 2,05 x 10-4 mol/lt.
Mg(OH)2(s) < --- > Mg2+(aq) + 2OH-(aq)
Agar terjadi pengendapan Mg(OH)2 maka: Ksp Mg(OH)2 < [Mg2+] x [OH-]2
MgCl2(aq) --- > Mg2+(aq) + 2Cl-(aq)
0,001 0,002
NaOH(aq) --- > Na+(aq) + OH-(aq)
a M a M
Jadi: 3,4 x 10-11 < 10-3 x a2 berarti: a2 > (3,4 x 10-11)/10-3 = 3,4 x 10-8
a > √ 3,4 x 10-8 artinya: a > 1,84 x 10-4 mol/lt atau a > 1,84 x 10-4 x 40 gr/lt
Jadi dalam 500 ml larutan 0,001 M MgCl2 tersebut agar terjadi pengendapan Mg(OH)2
harus ditambah NaOH anhidrat sebanyak > (1,84 x 10-4 x 40) x 500/1000 gr atau
sebanyak > 3,68 mgr.
BAB. III
Tujuan Pembelajaran
Setelah mengikuti pembelajaran ini diharapkan mahasiswa dapat: 1. Menentukan bilangan oksidasi suatu unsur dalam senyawa. 2. Menjelaskan terjadinya reaksi reduksi
3. Menjelaskan terjadinya reaksi oksidasi. 4. Menyetarakan reaksi redoks
5. Menghitung harga potensial sel elektrokimia 6. Mengaplikasikan hukum Faraday
3.1. Konsep reduksi dan oksidasi
Salah satu jenis reaksi kimia adalah reaksi redoks, yaitu suatu reaksi yang melibatkan terjadinya peristiwa reduksi dan peristiwa oksidasi. Pada awalnya reaksi oksidasi diartikan sebagai peristiwa bereaksinya suatu zat dengan oksigen, sedangkan reaksi reduksi adalah suatu peristiwa bereaksinya suatu zat dengan hidrogen. Reaksi reduksi juga sering diartikan sebagai peristiwa pelepasan oksigen dari suatu senyawa kimia.
Saat ini dikembangkan teori tentang reduksi dan oksidasi yang melibatkan peristiwa transfer elektron. Disini reduksi diartikan sebagai peristiwa penangkapan elektron, sedangkan oksidasi diartikan sebagai peristiwa pelepasan elektron. Berlangsungnya reaksi reduksi selalu dibarengi dengan reaksi oksidasi, artinya baik reaksi reduksi maupun reaksi oksidasi tidak bisa berlangsung sendiri-sendiri. Pada peristiwa peleppasan elektron mengakibatkan kenaikan bilangan oksidasi, sedangkan pada penangkapan elektron mengakibatkan penurunan bilangan oksidasi.
Penentuan bilangan oksidasi suatu unsur disusun berdasarkan suatu peninjauan
tentang: 1). Komposisi senyawa. 2). Keelektronegatifan dari unsur dalam senyawa
dan
* Bilangan oksidasi suatu unsur dalam senyawa paling tinggi = nomor golongan unsur tersebut dalam tabel periodik unsur.
Jumlah bilangan oksidasi semua unsur dalam suatu senyawa = 0
Jumlah bilangan oksidasi semua unsur dalam ion poliatom = muatan ion
Unsur yang paling besar kelektronegatifanya, bilangan oksidasinya = (-)
Unsur yang paling kecil keelektronegatifanya, bilangan oksidasinya = (+)
Pada kondisi normal (temperatur kamar) unsur-unsur bebas yang berada
pada keadaan stabil, bilangan oksidasinya = 0
Dalam suatu senyawa bilangan oksidasi unsur O = -2, kecuali pada
senyawa peroksida bilangan oksidasi O = -1 dan dalam senyawa F2O = +2
Dalam senyawa, bilangan oksidasi unsur H selalu = +1, kecuali dalam reaksi redoks ada yang berlangsung hanya pada pH netral, pH asam, dan pH basa. Suatu reaksi redoks yang berlangsung dalam pH medium netral tidak akan berlangsung pada medium asam ataupun basa, begitu pula sebaliknya. Stoikhiometri reaksi redoks tercapai jika: jumlah atom-atom dan jumlah muatan ruas kiri = ruas kanan.
Tuliskan persamaan reaksi dalam bentuk persamaan reaksi ionik.
Tentukan bilangan oksidasi unsur-unsur dalam setiap spesies yang ada.
Unsur-Unsur/Spesies yang tidak mengalami perubahan bilangan oksidasi
agar diabaikan.
Setarakan jumlah unsur yang mengal;ami perubahan bilangan oksidasi.
Tentukan jumlah penambahan dan jumlah pengurangan bilangan oksidasi
yang terjadi kemudian setarakan jumlahnya ruas kiri = ruas kanan.
Jika sampai disini stoikhiometri telah tercapai, berarti reaksi tersebut dapat berlangsung dalam medium netral, artinya reaksi tersebut hanya dapat berlangsung dalam medium netral. Sebaliknya jika stoikhimetri belum tercapai berarti reaksi tersebut tidak dapat berlangsung dalam medium netral.
Reaksi redoks yang berlangsung dalam medium asam ditandai dengan jumlah muatan positip ruas kiri < muatan positip ruas kanan, sebaliknya untuk reaksi redoks yang berlangsung dalam medium basa ditandai oleh jumlah muatan negatif ruas kiri < jumlah muatan negatif ruas kanan. Penyetaraan reaksi redoks yang berlangsung dalam medium asam atau basa setelah langkah ke 5) di atas perlu dilanjutkan dengan langkah berikut:
Jika reaksi berlangsung dalam medium asam, tambahkan H+ di ruas kiri
sebanyak yang diperlukan untuk penyetaraan muatan, demikian juga reaksi
berlangsung dalam medium basa, tambahkan OH- pada ruas kiri sebanyak
yang diperlukan untuk penyetaraan muatan.
Untuk penyetaraan jumlah atom H tambahkan H2O pada ruas yang
memerlukannya.
Contoh: Setarakan reaksi redoks berikut
b. FeSO4 (aq)+ KMnO4 (aq) --- > Fe2(SO4)3(aq)+K2SO4(aq) + MnSO4 (aq) (asam)
Berarti reaksi di atas berlangsung dalam medium netral.
b.FeSO4(aq) + KMnO4(aq) --- > Fe2(SO4)3(aq) + K2SO4(aq) + MnSO4(aq)
Jumlah muatan (+) ruas kiri < ruas kanan, reaksi berlangsung dalam medium asam. - 5 Fe2+ + MnO
4- + 8 H+ --- > 5 Fe3+ + Mn2+
- 5 Fe2+ + MnO
4- + 8 H+ --- > 5 Fe3+ + Mn2+ + 4 H2O (stoikhimetris)
Penyetaraan reaksi redoks dapat juga dilakukan dengan metode satengah reaksi. Cara ini dilakukan dengan menyetarakan secara terpisah untuk masinmg-masing reaksi reduksi dan reaksi oksidasi. Hasil penyetaraan masing-masing reaksi selanjutnya dijumlahkan, sehingga diperoleh reaksi total redoks.
Contoh: Setarakan reaksi : Cl2(g) + KIO3(aq) --- > KIO4(aq) + KCl (aq)
- Cl2(g) + IO3-(aq) --- > IO4-(aq) + Cl-(aq) 0 +5 -2 +7 -2 -1
reduksi : - Cl2 --- > Cl
- Cl2 + 2e --- > 2 Cl
-oksidasi: - IO3- --- > IO4
- IO3- --- > IO4- + 2e
- IO3- + 2OH- --- > IO4- + 2e
- IO3- + 2OH- --- > IO4- + H2O + 2e
redoks: Cl2 + 2e --- > 2 Cl
IO3- + 2 OH- --- > IO4- + H2O + 2e
Cl2 + IO3- + 2 OH- --- > 2Cl- + IO4- + H2O (stoikhiometris)
3.2. Sel Elektrokimia
Di alam energi terdapat dalam bentuk-bentuk yang beragam, mulai: energi dalam, energi potensial, energi mekanik, energi listrik, energi kimia dan lain sebagainya.Menurut Hukum Kekekalan Energi: Di alam energi tidak dapat dihapuskan ataupun diciptakan, tetapi bentuk energi dapat diubah dari bentuk energi yang satu ke bentuk energi yang lainnya.
Sel elektrokimia merupakan suatu media terjadinya perubahan bentuk energi antara energi kimia dan energi listrik. Sesuai dengan terjadi perubahan bentuk energi sel elektrokimia dibedakan menjadi :
1. Sel Volta/sel Galvani: terjadi perubahan bentuk energi dari energi kimia menjadi energi listrik.
2. Sel elektrolisa: terjadi perubahan bentuk energi dari energi listrik menjadi energi kimia..
Sel ini terdiri dari dua buah elektroda yaitu katoda dan anoda, masing-masing harus memiliki potensial standar yang berbeda. Adanya perbedaan potensial tersebut jika kedua elektroda dihubungkan satu dengan yang lain akan timbul aliran elektron, sehingga akan timbul energi listrik. Reaksi reduksi akan terjadi di katoda dan reaksi oksidasi terjadi di anoda.
Secara teoritis besarnya potensial sel yang ditimbulkan oleh suatu rangkaian sel volta dapat dihitung berdasarkan besarnya potensial standar elektroda dari masing-masing elektrodanya, dan secara matematis dirumuskan:
Eo
sel = Eored (katoda) – Eored(anoda)
Besarnya Eo
red dari berbagai elektroda beserta rekasi kimianya dapat dilihat di berbagai
literatur kimia.
b Sel volta biasa dituliskan sebagai berikut:
L , Ln+ Mn+, M
oksidasi (anoda) reduksi (katoda)
berdasarkan notasi sel volta tersebut, maka reaksi kimia yang terjadi adalah: L + Mn+ --- > Ln+ + M
Contoh: Hitunglah Eo
sel dari suatu sel volta dengan elektroda Zn dan Cu, dan tuliskan
reaksi yang terjadi dalam sel tersebut !. Eo
Zn2+, Zn = - 0,76 V dan EoCu2+, Cu = 0,34 V.
Jawab: Eo
Zn2+, Zn = - 0,76 V < EoCu2+, Cu = 0,34 V, berarti dalam rangkaian sel
volta elektroda Zn harus sebagai anoda dan Cu harus sebagai katoda. Eo
sel = Eored(reduksi) - Eored(oksidasi) = EoCu - EoZn = 0,34 – (-0,76)
= 1,10 V.
Syarat berlangsungnya reaksi kimia dalam sel volta: Harga Eo
sel = (+)
Menurut Nernst besarnya potensial suatu sel dapat dihitung dengan rumusan: 0,059 [oks]
Esel = Eosel - -- log
n [red]
0,059 [Zn2+]
Esel = 1,1 - - log
2 [Cu2+]
Reaksi kimia yang terjadi: Zn(s) + Cu2+(aq) --- > Zn2+(aq) + Cu(s)
Aplikasi sel volta ini antara lain untuk pembuatan sel aki, pembuatan batu baterei, sel merkuri-Zn, sel bahan bakar.
Ad.2. Sel Elektrolisis
Seperti halnya dalam sel volta, sel elektrolisis juga terdiri atas dua buah elektroda: katoda dan anoda. Agar sel ini dapat berfungsi maka harus dihubungkan dengan sumber arus listrik, dan kedua elektrodanya harus dicelupkan kedalam larutan elektrolit. Adanya energi listrik yang masuk ke rangkaian sel, akan mengakibatkan terjadinya reaksi kimia di dalam sel tersebut.Reaksi reduksi akan terjadi di katoda dan reaksi oksidasi akan terjadi di anoda.
Jika anoda digunakan elektroda L yang tidak inert (bukan: Pt, C ), reaksi nya:
L(s) --- > Ln+ + ne
Hukum Faraday I : Banyaknya zat yang dibebaskan pada masing-masing elektroda dalam proses elektrolisis, sebanding dengan banyaknya listrik yang mengalir ke dalam larutan selama elektrolisis tersebut berlangsung. Secara matematis dituliskan: w = (e x i x t)/96500 gram
i = amp.; t = det.;e = ek. zat = (Ar atau Mr)/n {n = jmlh mol e untuk per 1 mol zat } catatan: amp. x det. = C (coulomb) dan 96500 C = 1 F (faraday).
Jadi : w = e x F gram
Hukum Faraday II: banyaknya zat yang terbebaskan pada masing-masing elektroda dalam rangakaian sel yuang tersusun secara seri berbanding lurus dengan massa ekivalennya. Secara matematis dapat dituliskan:
w1 : w2 : w3 : ... = e1 : e2 : e3 : ...
Contoh: Arus sebesar 0,1 F dialirkan ke dalam 500 ml larutan KI. Jika selama elektrolisis volume larutan dianggap tetap, hitung:
a. berat I2 yuang dibebaskan dalam elektrolisis tersebut.
DALAM LARUTAN
Analisis kualitatif bertujuan untuk mengenali komposisi atau struktur bahan kimia. Bahan kimia anorganik dalam sampel juga banyak ragamnya sesuai dengan struktur dari bahan kimia tersebut. Analisis kualitatif untuk bahan organik dibahas tersendiri dalam kelompok kajian kimia organik.
Jenis anion dan kation dari bahan kimia anorganik cukup banyak, sehingga diperlukan suatu cara yang sistematis untuk melakukan kajian. Berkenaan dengan hal tersebut maka; Karl Remegius Fresenius sejak tahun 1840 telah memperkenalkan cara sistematis analisis anion dan kation melalui suatu diagram alir yang sampai sekarang masih menjadi standar dalam kajian anion dan kation anorganik.
Dalam setiap kegiatan analisis kualitatif pengamatan visual merupakan hal yang sangat penting, disamping mengenali reaksi-reaksi yang terjadi selama treatmen analit. Pengamatan visual yang dimaksud termasuk: adanya warna, adanya gas, adanya endapan, adanya perubahan suhu.
Ada berbagai cara dalam menggambarkan diagram alir analisis kation dan anion, salah satu cara seperti terlihat pada skema di bawah ini:
Pereaksi, kondisi
Pereaksi, kondisi Pereaksi, kondisi
Setelah mengikuti pembelajaran ini diharapkan mahasiswa dapat:
1. Menuliskan reaksi-reaksi kimia yang terjadi pada analisis identifikasi ion 2. Membedakan adanya reaksi sensitif dan reaksi spesifik
Ion- ion yang akan diidentifikasi
endapan Ion dalam larutan
3. Menjelaskan alur analisis kation
4. Menjelaskan prosedur analisis kation tunggal dalam larutan 5. Menjelaskan prosedur analisis campuran kation dalam larutan 6. Menjelaskan pengaruh pH dalam pengendapan senyawa sulfida 7. Menjelaskan peranan larutan buffer dalam pemisahan kation 8. Mengenali senyawa kimia berdasarkan warnanya
4.1. Analisis Anion
Analisis anion biasanya diawali dengan uji pendahuluan untuk memperoleh gambaran tentang keberadaan suatu anion atau kelompok anion. Proses analisis selanjutnya adalah melakukan uji spesifik terhadap jenis anion tertentu. Pemisahan secara fisik terhadap anion tidaklah begitupenting, karena uji spesifik terhadap anion tertentu hanya peka untuk satu jenis anion, tetapi tidak peka terhadap jenis anion yang lain.
Jika sampel yang tidak diketahui analitnya sukar larut dalam air, maka sampel tersebut diberikan treatmen tertentu dengan suatu jenis pereaksi agar dapat dibuat menjadi larutan. Seperti diketahui ada beberapa anion yang tidak stabil jika berada pada medium yang bersifat asam, atau dapat bereaksi antara anion yang satu dengan lainnya.
Adanya sampel yang sukar larut, biasanya sampel tersebut didihkan bersama-sama dengan padatan natrium karbonat. Perlakuan ini dimaksudkan agar anion dalam analit dapat bereaksi dengan natrium karbonat membentuk garam natrium yang mudah larut dalam air, dan menyisakan kationnya sebagai karbonat yang sukar larut atau produk hidrolisisnya.
MX (s) + Na2 CO3(s) --- > MCO3 (s) + NaX(s)
NaX(s) + H2O(l) --- > NaX(aq)
Analisis anion yang sering dilakukan meliputi keberadaan 11 jenis anion yaitu: sulfida (S2-), sulfit (SO
32-), karbonat (CO32-), nitrit (NO2-), iodida (I-), bromida (Br-),
Uji Pendahuluan Untuk Anion
Kegiatan uji pendahuluan ini dimaksudkan untuk memisahkan adanya anion pereduksi dan anion pengoksidasi, dan sifat anion terhadap asam sulfat pekat.
a. Deteksi adanya ion pengoksidasi
Kemungkinan adanya ion nitrit, nitrat, dan kromat ditandai oleh timbulnya warna merah-coklat sampai hitam, jika beberapa tetes larutan sampel ditambahkan ke dalam larutan mangan klorida dalam asam klorida pekat.
Anion ini mampu mengoksidasi Mn2+ menjadi Mn3+. Munculnya warna karena
terbentuknya ion kompleks [MnCl5]2-. Dalam medium asam tidak mungkin
keberadaan anion pereduksi terdapat bersama-sama anion pereduksi. b. Deteksi adanya anion pereduksi
Keberadaan anion sulfida, sulfit, iodida, dan nitrit sebagai anion pereduksi dapat dideteksi jika sampel ditambahkan ke dalam larutan yang mrengandung
FeCl3, K3[Fe(CN)6] dan HCl encer akan mengakibatkan timbulnya suspensi
atauy endapan yang berwartna biru. Warna ini timbul karena terbentuknya
KFe[Fe(CN)6] sebagai hasil reduksi.
c. Sifat Anion Terhadap Asam Sulfat Pekat
Penggunaan asam sulfat pekat ( 18 M) dalam analisis anion tergantung pada kemampuan anion sebagai bahan pengoksidasi dan sifat keasamanya. Uji dengan asam sulfat ini harus dilakukan pada sampel yang berupa padatan. Jika sampel yang diuji adalah campuran dari garam, hasil uji tidak selalu mudah untuk diinterpretasi, karena gas yang terbentuk mungkin terperangkap.
Sifat-sifat anion jika ditreatmen dengan asam sulfat.
Tidak ada perubahan PO43-; NO3-; SO42- PO43- ; SO4
2-Penambahan HCl encer akan membebaskan H2S.
Deteksi H2S dengan kertas Pb asetat, akan timbul warna hitam PbS.
Ke dalam sampel tambahkan larutan asam sulfat encer untuk
membebaskan gas SO2. Gas yang timbul ini alirkan ke dalam
larutan asam nitrat encer, barium klorida, dan sedikit KMnO4, adanya
ion sulfit ditandai adanya endapan putih barium sulfat
NO2
-ke dalam sampel tambahkan larutan besi (ii) sulfat yang baru dibuat, dilanjutkan untuk uji ion nitrit dan ion nitrat, sampel harus dibuat sedikit asam karena adanya sifat pengoksidasi. dengan penambahan larutan asam sulfat pekat secara perlahan melalui dinding tabung. adanya cincin warna coklat ditengah-tengah larutan menunjukkan adanya ion nitrit. untuk ion nitrat, pengerjaan sama hanya larutan sampel harus dibuat lebih asam.
Jika ion halida ini tercampur, analisis harus lebih teliti, karena timbulnya reaksi bertahap sangat dimungkinkan karena sifat reduktor ion halida {I- > Br- > Cl- }. Dalam analisis, larutan sampel agar dibuat sedikit
asam dengan ditambah larutan HCl encer, selanjutnya tambahkan
sedikit CCl4, Cl2(aq) atau NaOCl sambil terus diaduk. Timbulnya warna
ungu pada lapisan CCl4 menunjukkan adanya I-, penambahan Cl2(aq)
excess menyebabkan warna lapisan berubah menjadi coklat,
menunjukkan adanya :Br-. Untuk pengujian Cl- , larutan harus bebas dari
ion; I- dan Br- dengan menambahkan ion peroksodisulfat {S 2O82-}.
Setelah larutan terbebas dari I- dan Br-, kemudian tambahkan larutan
Ag+, timbulnya endapan putih yang larut dalam larutan amoniak pekat,
menunjukkan adanya ion Cl-.
Jika ke dalam sampel yang sedikit asam ditambah larutan BaCl2
memberikan endapan putih, menunjukkan adanya ion sulfat.
Adanya zat pereduksi dalam sampel harus dihilangkan dengan larutan
H2SO4 pekat dan panas. Untuk analisis, tambahkan larutan ammonium
4.3. Analisis Kation
Dalam analisis kation ada beberapa langkah yang harus dilalui yaitu mengelompokan kation dalam tiga langkah kategori.
Langkah pertama : Pemisahan kation dalam golongan
Di alam banyak kation anorganik yang dikenal, oleh sebab itu agar pelaksanaan analisis bisa dilakukan dengan efektif perlu dilakukan pengelompokan. Kation dalam masing-masing kelompok diendapkan sebagai suatu senyawa dengan menggunakan pereaksi tertentu. Endapan yang dihasilkan selanjutnya dipisahkan dari filtrat melalui teknik sentrifugasi dilanjutkan dengan dekantasi. Endapan yang diperoleh dilakukan pengujian terhadap keberadaan kation golongan tersebut, sedangkan filtrat ditreatmen lagi untuk analisis kation golongan berikutnya.
Langkah kedua: Pemisahan Kation-Kation Dalam golongan
Keberadaan suatu kation dikonfirmasi atau diidentifikasi dengan menggunakan satu atau lebih reaksi spesifik untuk jenis kation tertentu sebagai reaksi penegasan atas keberadaan kation tersebut. Reaksi spesifik merupakan suatu reaksi yang hanya memberikan perubahan tertentu pada jenis analit tertentu pula.
Contoh reaksi spesifik:
Pb2+ + Cl- --- > PbCl
2(s) berwarna putih yang akan larut jika dididihkan,
tetapi endapan putih berbentuk kristal jarum akan terbentuk kembali saat larutan telah kembali dingin.
mengendapkan golongan ini digunakan pereaksi larutan HCl berlebih. Kation Gol I sering disaebut sebagai golongan klorida ataupun golongan perak.
Penggunaan larutan HCl berlebih dimaksudkan agar pengendapan kation gol. I diharapkan maksimal dan dapat menghindari pengendapan BiOCl dan SbOCl.
Bi3+ + Cl- + H
kesetimbangan tersebut akan bergeser ke kiri dan akibatnya pengendapan BiOCl dan SbOCl tidak terjadi.
Diantara ketiga klorida golongan I ini, PbCl2 memiliki kelarutan yang paling
besar, sehingga penambahan HCl walau berlebihan belum bisa mengendapkan Pb2+
tersebut secara maksimal. Hal ini berakibat dalam filtrat yang berisi kation gol. II – V
keberadaan ion Pb2+ tidak bisa dihindari, sehingga keberadaan ion ini sering terdeteksi
pada pengendapan kation golongan II.
4.3.2 Kation Gol. II
Kation golongan II ini terdiri dari Hg2+ ; Pb2+ ; Cu2+ ; Sb3+atau SbO+ ; Sn2+; Sn4+
dalam analisis, kation ini diendapkan sebagai garam sulfidanya. Pengendapan ini dapat dilakukan dengan jalan penambahan asam sulfida dalam suasana asam. Kation golongan ini sering disebut juga sebagai golongan hidrogen sulfida. Arsen dan Bismuth yang memiliki sifat racun kuat juga termasuk golongan ini.
Garam sulfida dari kation golongan ini memiliki kelarutan yang relatif kecil, sehingga dalam pengendapannya harus dijaga agar konsentrasi ion sulfida tetap rendah. Hal ini dimaksudkan agar sulfida golongan II dan IV yang memiliki kelarutan relatif lebih besar, tidak ikut mengendap. Pengontrolan konsentrasi ion sulfida ini
dapat dilakukan dengan mengendalikannya melalui keberadaan ion H+.
Kation yang dimasukkan ke dalam golongan ini adalah: Zn2+; Mn2+; Fe2+ atau
Fe3+; Co3+; Ni2+; Al3+; Cr3+ yang kesemuanya diendapkan dengan asam sulfida dalam
buffer amoniak- ammonium klorida. Kelarutan garam sulfida golongan ini relatif lebih besar dibandingkan kelarutan sulfida golongan II, sehingga dibutuhkan konsentrasi ion sulfida yang realtif besar untuk pengendapannya. Hal ini bisa dipenuhi dengan larutan asam sulfida basa ( pH mendekati:9)
Aluminium hidroksida dan krom hidroksida memiliki kelarutan yang relatif
kecil, sehingga adanya ion OH- yang dibebaskan oleh amoniak sudah cukup untuk
mengendapkan secara sempurna kedua hidroksida tersebut.
Kation golongan ini memiliki struktur elektron pada orbital d yang tidak
penuh, sehingga memiliki tingkat oksidasi yang bervariasi kecuali Al3+ dan Zn2+. Hal
tersebut juga mengakibatkan terbentuknya warna-warna yang spesifik dari kation golongan ini, terutama ion kompleksnya, sehingga pengamatan warna sering digunakan sebagai deteksi awal dari keberadaan kation golongan ini.
4.3.4. Kation Golongan IV
Kation golongan IV hanya terdiri atas dua kation yaitu: Ca2+ dan Ba2+. Dalam
Tabel Periodik Unsur kedua logam ini termasuk dalam golongan yang sama yaitu golongan alkali tanah, berarti keduanya memiliki kemiripan sifat yang sangat besar dan sulit untuk dipisaahkan. Kedua kation ini mudah terpisah dari kation golongan sebelumnya karena garam sulfida dan garam klorida kedua kation ini bersifat mudah larut.
Kedua kation ini diendapkan sebagai garam karbonat dalam medium buffer amoniak – ammonium klorida. Kelarutan garam kalsium kromat relatif lebih besar dibanding dengan kelarutan barium kromat, sehingga pemisahan kedua kation ini dalam bentuk pengendapan garam kromat sangatlah berarti. Tes uji nyala terhadap kedua kation ini juga memberikan warna yang berbeda, spektrum Ca adalah merah terang, sedangkan spektrum Ba adalah hijau kekuningan.
Kation golongan V sering disebut golongan sisa, karena kation ini sangat sukar diendapkan. Termasuk kation golongan V adalah: Mg 2+; Na +; K +; dan NH
4 +.
Keberadaan ion Ammonium biasanya dikenali melalui gas yang dibebaskannya yaitu cukup menyengat karena timbulnya gas ammoniak.
Reaksi pembeda terhadap keberadaan ion Mg 2+ adalah timbulnya warna biru
pada senyawa Mg(OH)2 jika ditambah dengan p-nitrobenzenazorcinol.Tidak dikenal
reaksi spesifik terhadap dua kation lainnya, penegasan dari keberadaan dua kation ini biasanya dilakukan dengan tes uji nyala. Pada uji nyala natrium memberikan warna kuning terang dan kalium memberikan sapektrum warna ungu. Spektrum natrium akan menopengi warna spektrum kalium, oleh sebab itu agar pengamatan terhadap spektrum kalium dapat memberikan hasil yang pasti biasanya dilakukan dengan filter kobalt yang dapat menyerap warna spektrum kuning dari natrium.
BAB V
Seperti telah disebutkan di awal, bahwa analisis kuantitatif bertujuan untuk mengetahui kuantitas atau jumlah analit yang ada didalam suatu sampel. Banyak metode yang bisa digunakan dalam analisis ini antara laain: titrimetri, gravimetri dan metode analisis modern (analisis instrumen) yang akan dibahas secara terpisah pada mata kuliah Kimia Analisa Instrumen.
Dalam analisis titrimetri analit direaksikan dengan reagen tertentu yang telah diketahui secara pasti jumlahnya dengan tepat. Pelaksanaan titrimetri sendiri bisa dilakukan dengan jalan mengukur volume reagen yang ditambahkan, sehingga titrimetri sering disebut dengan metode volumetri. Cara penambahan reagen dilakukan dengan menggunakan suatu buret yang dilakukan sedikit demi sedikit atau tetes demi tetes. Reagen yang ditambahkan melalui buret disebut dengan titran, sedangkan larutan yang mengandung analit bisa disebut dengan titrat.
Dalam analisis gravimetri didasarkan pada penetuan jumlah zat melalui penimbangan, dalam hal ini penimbangan hasil reaksi setelah analit direaksikan dengan reagen tertentu. Hasil reaksi disini dapat berupa: sisa bahan; gas yang timbul; atau suatu endapan yang terbentuk.
Setelah mengikuti kegiatan pembelajaran ini diharapkan mahasiswa dapat: 1.Menjelaskan prinsip analisa titrimetri
2.Menjelaskan syarat pemakaian larutan baku standar 3.Membedakan adanya titik ekivalen dan titik akhir titrasi
4.Menentukan ekivalen dari suatu senyawa dalam analisis titrimetri 5.Menjelaskan hubungan antara molaritas dengan normalitas 6.Memilih indikator yang tepat untuk pelaksanaan suatu titrasi 7.Menghitung kadar analit dalam suatu sampel yang dianalisis 8.Membuat kurva titrasi
5.1. Analisis Titrimetri
dengan reagen yang ada dalam titran. Penambahan titran dilakukan sedikit demi sedikit sampai saat dimana reagen dan analit tepat habis bereaksi. Keadaan ini disebut sebagai titik ekivalen, dan pada saat itu pula penambahan titran harus dihentikan karena dapat dinyatakan bahwa saat tersbut telah dicapai titik akhir titrasi. Untuk mengetahui saat tercapainya titik ekivalen diperlukan suatu zat penunjuk yang disebut indikator.
Ada beberapa jenis metode titrimetri ynag dikenal. Penggolongan metode titrimetri ini didasarkan pada rekasi kimia yang terjadi saat dialkukan titrasi. Jenis metode titrimetri tersebut adalah:
a.Asidi-alkalimetri
Dalam metode asidi-alkalimetri (titrasi penetralan) didasarkan pada reaksi penetralan asam dan basa. Larutan analit yangberupa larutan asam dititrasi dengan larutan basa atau sebaliknya. Sebagaoi titran harus digunakan asam kuat (misalnya HCl) atau basa kuat (misalnya NaOH). Secara umum reaksi kimia yang terjadi adalah:
LOH + H+ --- > L+ + H
2O (analit basa,titran asam)
HA + OH- --- > A- + H
2O (analit asam, titran basa)
b.Oksidimetri
Dalam metode oksidimetri didasarkan adanya reaksi redoks (reduksi dan oksidasi) antara analit dalam titrat dengan titran. Beberapa oksidator yang biasa diguanakan dalam titrasi ini antara lain: Cerium (IV), Kalium permanganat, Kalium bikromat, Iodometri/Iodimetri.
c. Kompleksometri
ligand yang digunakan dalam titrasi ini antara lain: ligand cyanat dan EDTA (Etilen Diamine Tetra Asetat).
d.Titrasi pengendapan
Metode titrasi pengendapan didasarkan pada terjadinya pengendapan analit yang ada dalam titrat karena bereaksi dengan titran. Metode ini banyak digunakan
untuk penetapan kadar ion halida dengan penggunaan titran ion perak (Ag+), sehingga
reaksi yang terjadi:
Ag+ + X- --- > AgX(s) (X- : Cl-, Br-, I-)
Metode titrasi pengendapan ini biasa disebut juga sebagai metode titrasi argentometri, dan dapat juga digunakan untuk penentuan kadar ion cyanat.
DAFTAR PUSTAKA
Akhmad, S. Dan Mudjiran. Kimia Analit (PAK 250) Diktat Kuliah. FMIPA. UGM. Yogyakarta.
Brewer, Stephen. 1980. Solving Problems in Analytical Chemistry. John Wiley & Sons. Canada.
Fernando, Q and Michael, D, R. 1982. Calculations in Analytical Chemistry. Harrowt Brace Jovanovich, Inc. New york, San Diego, Chicago, San fransisco, Atlanta, London, Sydney,, Toronto.
Vogel A. T. 1979.A Textbook of Macro and semi micro Qualitative of Inorganic
2.11. Kelarutan dan Kesetimbangan Kelarutan 25
BAB III. REDOKS DAN ELEKTROKIMIA 28
3.1. Konsep Reduksi dan Oksidasi 28
3.2. Sel Elektrokimia 32
BAB IV. ANALISIS KUALITATIF ANION DAN KATION
ANORGANIK DALAM LARUTAN 36
4.1. Analisis Anion 37
4.3. Analisis Kation 41
Puji syukur penulis panjatkan kehadirat Illahi Robbi Allah SWT, karena atas ridho dan rahmatNya, maka penulis dapat menyelesaikan tugas menyusun media pembelajaran untuk Mata Kuliah Metode Statistika. Penyusunan media pembelajaran ini dimaksudkan untuk menyediakan sumber belajar penunjang, yang diharapkan dapat meningkatkan motivasi untuk belajar mandiri bagi mahasiswa, khususnya peserta perkuliahan Metoda Statistika.
Penyelesaian penyusunan media pembelajaran ini tidak terlepas dari dukungan berbagai pihak, oleh sebab itu pada kesempatan ini penulis ucapkan terima kasih kepada semua pihak yang telah berkenan memberikan dorongan kepada penyusun. Teriring doa semoga amal kebaikan yang diberikan kepada penyusun, mendapatkan imbalan setimpal dari Allah SWT. Semoga media pembelajaran ini dapat bermanfaat bagi para pembaca, khususnya para mahasiswa. Demi sempurnanya media pembelajaran ini, penyusun sangat merngharapkan adanya kritik dan saran dari para pembaca.
Semarang, Mei 2010
Penyusun,
Puji syukur penulis panjatkan kehadirat Illahi Robbi Allah SWT, karena atas ridho dan rahmatNya, maka penulis dapat menyelesaikan tugas menyusun media
pembelajaran untuk Mata Kuliah Kimia Larutan. Penyusunan media pembelajaran
ini dimaksudkan untuk menyediakan sumber belajar penunjang, yang diharapkan dapat meningkatkan motivasi untuk belajar mandiri bagi mahasiswa, khususnya peserta perkuliahan Kimia Larutan.
Penyelesaian penyusunan media pembelajaran ini tidak terlepas dari dukungan berbagai pihak, oleh sebab itu pada kesempatan ini penulis ucapkan terima kasih kepada semua pihak yang telah berkenan memberikan dorongan kepada penyusun. Teriring doa semoga amal kebaikan yang diberikan kepada penyusun, mendapatkan imbalan setimpal dari Allah SWT. Semoga media pembelajaran ini dapat bermanfaat bagi para pembaca, khususnya para mahasiswa. Demi sempurnanya media pembelajaran ini, penyusun sangat merngharapkan adanya kritik dan saran dari para pembaca.
Semarang, Mei 2010
Penyusun,
Puji syukur penulis panjatkan kehadirat Illahi Robbi Allah SWT, karena atas ridho dan rahmatNya, maka penulis dapat menyelesaikan tugas menyusun media
pembelajaran untuk Mata Kuliah Metode Peneltian Kimia. Penyusunan media
pembelajaran ini dimaksudkan untuk menyediakan sumber belajar penunjang, yang diharapkan dapat meningkatkan motivasi untuk belajar mandiri bagi mahasiswa, khususnya peserta perkuliahan Metoda Penelitian Kimia.
Penyelesaian penyusunan media pembelajaran ini tidak terlepas dari dukungan berbagai pihak, oleh sebab itu pada kesempatan ini penulis ucapkan terima kasih kepada semua pihak yang telah berkenan memberikan dorongan kepada penyusun. Teriring doa semoga amal kebaikan yang diberikan kepada penyusun, mendapatkan imbalan setimpal dari Allah SWT. Semoga media pembelajaran ini dapat bermanfaat bagi para pembaca, khususnya para mahasiswa. Demi sempurnanya media pembelajaran ini, penyusun sangat merngharapkan adanya kritik dan saran dari para pembaca.
Semarang, Mei 2010
Penyusun,
