KELARUTAN DAN KOEFISIEN AKTIVITAS ELEKTROLIT KUAT

(1)

LAPORAN V

KELARUTAN DAN KOEFISIEN AKTIVITAS ELEKTROLIT KUAT

I. TUJUAN

1. Mengukur kelarutan barium iodat dalam larutan KCl dengan berbagai kekuatan

ion

2. Menghitung kelarutan barium iodat pada I = 0 dengan jalan ekstrapolasi

3. Menghitung koefisien aktivitas rata-rata barium iodat pada berbagai nilai I dan

menguji penggunaan hukum Debye-Huckle

II. DASAR TEORI

Hukum Debye-Huckel dapat diterapkan jika konsentrasi larutan elektrolit yang

sedikit larut diukur dengan tepat walaupun konsentrasinya rendah (Sutrisno,1999).

Selain itu kelarutannya dalam air harus berada dalam batas kisaran hukum

Debye-Huckel, yaitu kelarutan ion<0,01 M untuk elektrolit 1-1 (uni-univalen).

Aktivitas atau koefisien aktivitas suatu individu ion secara percobaan tidak

dapat ditentukan, karena itu di definisikan aktivitas rata-rata a±, dan koefisien

aktivitas rata –rata y ± yang untuk elektrolit 1-2 (uni-bivalen) didefinisikan sebagai berikut :

a± = (a+ a-2)1/3………....(1) γ ± = (γ + γ -2)1/3……..………...(2) c± = (c+ c-2)1/3.………(3)

Bila nilai konsentrasi (c) dinyatakan dalam mol/liter, maka berdasarkan definisi

diatas di peroleh:

a± = γ ±.c± = Ka1/3_{= konstan………..……….(4)}

Dalam hal ini, a adalah hasil kali aktivitas kelarutan yang dapat di turunkan sebagai

berikut:

Ba(IO3)2

↔

Ba2+ + 2IO3-

2

3 2

.

IO

Ba

a

Ka

………..………..(5)

Misalnya dalam larutan terdapat elektrolit lain yang tidak mengandung ion senama

dengan Ba(IO3)2 (misal KCl) dan anggap kelarutan Ba(IO3)2 dalam air adalah s mol/liter, maka c+ (konsentrasi ion Ba2+ dalam larutan) = s mol/liter dan c-

(2)

c± = 1,59 s………..(6) Dengan menggabungkan persamaan (5) dengan persamaan (2) diperoleh

s γ ± = (Ka1/3_{/1,5) = konstanta = so………...(7)}

Dalam hal ini so adalah kelarutan teoritis bila y± mendekati 1 satu (=1) yaitu

pada keadaan dimana kekuatan ion sama dengan nol (I=0). Karena y± selalu

menurun dengan meningkatnya kekuatan ion, maka baik kelarutan dan hasil kali

kelarutan, Ksp (dinyatakan dalam konsentrasi, bukan dalam aktivitas) dari elektrolit

yang sedikit larut akan meningkat dengan adanya penambahan elektrolit lain yang

tidak mengandung ion senama. Jika nilai so dapat ditentukan dengan jalan

ekstrapolasi ke kekuatan ion sama dengan nol, maka y± pada berbagai konsentrasi akan dapat dihitung (γ± = so/s).

Pada larutan elektrolit, s bergantung pada kekuatan ion yang didefinisikan

sebagai:

2

2 /

1

i i

Z

c

I

………(8)

Keterangan:

ci = konsentrasi ion ke-i dalam mol/liter zi = muatan ion ke-i

Kekuatan ion (I) harus dihitung berdasarkan semua ion yang berada di dalam

larutan. Nilai I terendah yang dapat digunakan untuk mengukur kelarutan dibatasi

oleh kelarutan elektrolit dalam air. Ekstrapolasi ke kekuatan ion sama dengan nol,

dilakukan berdasarkan teori Debye-Huckle untuk elektrolit kuat (Karyadi,1990).

Teori Debye-Huckle menyatakan bahwa untuk larutan dengan kekuatan ion

yang rendah (I<0,01) untuk eletrolit univalen (1-1), koefisien aktivitas rata-rata

suatu elektrolit yang berdisosiasi menjadi ion bermuatan Z+ dan Z- dapat dihitung

dengan menggunakan persamaan:

Log γ ± = -A|Z+.Z-|

I

₎………₍₉₎

A = tetapan dan untuk larutan dengan pelarut air pada suhu 25°C nilainya adalah

0,509. Gabungan persamaan (6) dan (8) untuk Ba(IO3)3 diperoleh:

Log s = log so + 2A

I

_{………..(10)}

Jadi, pada kekuatan ion yang rendah kurva log s sebagai fungsi

I

_{akan berupa}

(3)

III. ALAT & BAHAN A. Alat :

1. Labu erlenmeyer 250 mL 8 buah

2. Buret 1 buah

3. Labu takar 250 mL 1 buah

4. Labu takar 100 mL 1 buah

5. Pipet 25 mL 1 buah

6. Pipet 10 mL 1 buah

B. Bahan :

1. KCl 0,1 M

2. Ba(IO3)2 (dibuat dengan mencampurkan NaIO3 dan BaCl2) 3. Na2S2O3 0,01 M

4. HCl 1 M

5. KI 0,5 g/L

6. Kanji

(4)

V. HASIL & PEMBAHASAN

1 _0.3533784 _0.5944564 _0.2482238 _-0.6051566

2 _0.1590116 _0.3987626 _0.3926989 _-0.4059403

3 _0.0560577 _0.2367651 _0.5740810 _-0.2410268

4 _0.0258898 _0.1609032 _0.6858049 _-0.1637994

5 _0.0123819 _0.1112739 _0.7704122 _-0.1132769

6 _0.0048409 _0.0695766 _0.8495149 _-0.0708290

7 - - - -

Gambar 1. Grafik antara log s terhadap

y = 3.499x - 2.672

0.0000000 0.1000000 0.2000000 0.3000000 0.4000000 0.5000000 0.6000000 0.7000000

Lo

g

S

(5)

Gambar 2. Grafik antara log (so/s) terhadap

Kelarutan yang diukur pada praktikum ini adalah kelarutan dari Barium Iodat

dalam larutan KCl dengan berbagai variasi konsentrasi. Adanya variasi konsentrasi

larutan KCl ini kemudian mengakibatkan kekuatan ion dalam campuran juga ikut

berubah sehingga menjadi tidak sama antara campuran yang satu dengan yang

lain (dalam erlenmayer no 1-7).

Untuk mencapai tujuan dari praktikum ini, yakni mengukur kelarutan barium

iodat dalam larutan KCl dengan berbagai kekuatan ion ; menghitung kelarutan

barium iodat pada I = 0 dengan jalan ekstrapolasi ; menghitung koefisien aktivitas

rata-rata barium iodat pada berbagai nilai I dan menguji penggunaan hukum

Debye-Huckle, data awal yang digunakan adalah data volume tiosulfat yang

digunakan untuk titrasi. Berdasarkan data volume tiosulfat ini, selanjutnya dapat

ditentukan konsentrasi dari ion IO3- , kelarutan dari barium iodat, logaritma dari

kelarutan (log s), kurva log s, intensitas rata-rata,koefisien aktivitas rata-rata dan

log dari koefisien aktivitas rata-rata.

Adapun reaksi yang terjadi pada saat titrasi yakni :

IO3

Dalam teori Debye-Huckle dinyatakan bahwa logaritma koefisien ionik

rata-rata adalah fungsi linear dari akar pangkat dua kekuatan ionik dan slopenya

bernilai negatif. Selain itu, disebutkan pula bahwa koefisien aktivitas ionik hanya

bergantung pada muatan ion dan konsentrasinya. Kelarutan berbanding lurus

dengan kekuatan ion. Jadi, semakin besar kekuatan ion, maka semakin besar pula

kelarutannya dan sebaliknya semakin kecil ekuatan ion, maka semakin kecil pula

(6)

kelarutannya. Pada gambar 1 dan 2 digambarkan hubungan antara koefisisen

aktivitas ionik dengan konsentrasi, dimana koefisien aktivitas ionik rata-rata naik

dengan turunnya konsentrasi. Dengan jalan ekstrapolasi (x = 0) diperoleh log s =

-2,672 dan kelarutan (s) = 2,128.10-3.

VI. KESIMPULAN & SARAN A. Kesimpulan

1. Kelarutan barium iodat semakin menurun dalam larutan KCl yang

konsentrasinya semakin rendah dengan kekuatan ion yang semakin besar

2. Kelarutan barium iodat pada I = 0 dengan ekstrapolasi adalah 2.128.10-3 M 3. Koefisien aktivitas rata-rata barium iodat (γ ±) pada berbagai nilai I dapat

dilihat pada tabel lampiran

4. Koefisien aktivitas ionik rata-rata semakin meningkat dengan turunnya

konsentrasi

B. Saran

1. Praktikan hendaknya bermat dan teliti dalam melakukan praktikum

sehingga data pengamatan yang didapat tepat

2. Praktikan harus benar-benar menguasai materi sebelum meleksanakan

praktikum

VII. DAFTAR PUSTAKA

Karyadi.1990.Kimia Fisika II.Jakarta : Bumi Pustaka.

Sutrisno.1999.Kimia Fisika untuk Mahasiswa.Malang : Universitas Brawijaya. Tim Dosen Kimia Fisika.2010. Petunjuk Praktikum Kimia Fisik.Semarang : Jurusan

Kimia FMIPA UNNES.

Semarang, 19 November 2012

Mengetahui,

Dosen Pengampu Praktikan

Ir. Sri Wahyuni, M.Si Ana Yustika

(7)

JAWABAN PERTANYAAN 1. T = 25°C

Konstanta dielektrik = 78,5

e = 1,6. 10-19

NA = 6,02.10-23 mol k = 1,381.10-23 J/mol

A = ...?

H2O H+ + OH-

I = ½ (10-7 + 10-7) = 10-7

ln γ ± =

2 / 1

2 / 3

2 1 3

100

1 π

2 N

_A

KT

Z

e

=

= 9,5387.10-56

2. I= ½ [ c+ ] [ c- ]2

0.01 = ½ c2 0.02 = c2

C = 0.141

c± = ( c+c-2)1/3

= ( 0.141x0.1412)1/3 = 0.141

Log γ ±= -A|Z+.Z-|

I

₎

= -0.509| +1.-2|0.011/2)

= -0.1018 γ ± = 0.791

(8)

LAMPIRAN

Suhu larutan dalam erlenmeyer = 26 oC

Standarisasi tiosulfat = 5 ml larutan KIO3 (0,0769 gram dalam 100 ml)

Memerlukan 2 ml tiosulfat untuk netralisasi.

Nomor Labu

Erlenmeyer

Kekuatan Ion

(I) so/s = γ± Log γ±

1 _0.3533784 _0.5944564 _0.2482238 _-0.6051566

2 _0.1590116 _0.3987626 _0.3926989 _-0.4059403

3 _0.0560577 _0.2367651 _0.5740810 _-0.2410268

4 _0.0258898 _0.1609032 _0.6858049 _-0.1637994

5 _0.0123819 _0.1112739 _0.7704122 _-0.1132769

6 _0.0048409 _0.0695766 _0.8495149 _-0.0708290

7 - - - -

 Erlenmeyer 1

1. Konsentrasi larutan jenuh IO3

-V lar dlm Erleneyer = V1 = 25 mL

(9)

2. Kelarutan Ba(IO3)2

Ba(IO3)2  Ba2+ + 2 IO3 s s 2s

[ IO3- ] = 0.3378 M = 2s

s = 0.3378/2 = 0.1689 M

Jadi, Kelarutan Ba(IO3)2 = s = 0.1689 M

3. Log s

Log s = Log 0.1689 = -0.7723

4. Kekuatan ion (I)

KCl  K+ + Cl- Ba(IO3)2  Ba2+ + 2 IO3- I = ½ {[K+] + [Cl-] + [IO3-] + [Ba2+]}

= ½ ( 0.1 + 0.1 + 0.3378 + 0.1689 )

= 0.3534

5. I1/2 = 0.35341/2 = 0.5944

6. log so = log s - |2A-

I

_|

= -0.7723 – ( 2 x 0.509 x 0.5944) = - 1.3774

so = antilog -1

= 0.0419

7. so/s = y± = 0.0419 /0.1689

= 0.2482

8. log y± = log 0.2482 = - 0.6052

 Erlenmeyer 2

1.Konsentrasi larutan jenuh IO3

-V lar dlm Erleneyer = V1 = 25 mL [ KCl ] = M1 = 0.05 M

V tiosulfat = V2 = 8.6 mL V1.M1 = V2.M2

25 mL x 0.05 M = 8.6 mL x M2 M2 = 0.1454 M

Jadi, konsentrasi larutan jenuh IO3- = 0.1454 M 2. Kelarutan Ba(IO3)2

Ba(IO3)2  Ba2+ + 2 IO3 s s 2s

(10)

s = 0.1454/2 = 0.0727 M

3. Log s

Log s = Log 0.0727 = -1.1386

4. Kekuatan ion (I)

= ½ ( 0.05 + 0.05 + 0.1454+ 0.0727 )

= 0.1590

5. I1/2 = 0.15901/2 = 0.3988

I

_|

= - 1.1386 – ( 2 x 0.509 x 0.3988) = -1.5446

so = antilog -1.5446

= 0.0285

7. so/s = y± = 0.0285 / 0.0727

= 0.3927

8. log y± = log 0.3927 = - 0.4059

 Erlenmeyer 3

1.Konsentrasi larutan jenuh IO3

V tiosulfat = V2 = 10.4 ml V1.M1 = V2.M2

25 ml x 0.02 M = 10.4 ml x M2 M2 = 0.0481 M

Ba(IO3)2  Ba2+ + 2 IO3 s s 2s

[ IO3- ] = 0.0481 M = 2s

s = 0.0481/2 = 0.0240 M

Jadi, Kelarutan Ba(IO3)2 = s = 0.0240 M 3. Log s

(11)

4. Kekuatan ion (I)

KCl  K+ + Cl- Ba(IO3)2  Ba2+ + 2 IO3- I = ½ {[K+] + [Cl-] + [IO3-] +[Ba2+]}

= ½ ( 0.02 + 0.02 + 0.0481 + 0.0240 )

= 0.0561

5. I1/2 = 0.05611/2 = 0.2368

I

_|

= - 1.6191 – ( 2 x 0.509 x 0,2368) = - 1.8601

so = antilog -1.8601

= 0.0138

7. so/s = y± = 0.0138/ 0.0240

= 0.5741

8. log y± = log 0.5741 = - 0.2410

 Erlenmeyer 4

[ KCl ] = M1 = 0.01 M V tiosulfat = V2 = 11.8 mL

V1.M1 = V2.M2 25 mL x 0.01 M = 10.3 mL x M2

M2 = 0.0212 M

Ba(IO3)2  Ba2+ + 2 IO3 s s 2s

[ IO3- ] = 0.0212 M = 2s

s = 0.0212/2 = 0.0106 M

Log s = Log 0.0106 = -1.9750

4. Kekuatan ion (I)

(12)

= ½ ( 0.01 + 0.01 + 0.0212 + 0.0106 )

= 0.0259

5. I1/2 = 0.02591/2 = 0.1609

I

_|

= - 1.9750 – ( 2 x 0.509 x 0,1609) = - 2.1388

so = antilog - 2.1388

= 0.0073

7. so/s = y± =0.0073 / 0.0106

= 0.6858

8. log y± = log 0.6858 = - 0.1638

 Erlenmeyer 5

[ KCl ] = M1 = 0.005 M V tiosulfat = V2 = 12.7 mL

V1.M1 = V2.M2 25 mL x 0.005 M = 12.7 mL x M2

M2 = 0.0098 M

Jadi, konsentrasi larutan jenuh IO3- = 0.0098 M

2. Kelarutan Ba(IO3)2

Ba(IO3)2  Ba2+ + 2 IO3 s s 2s

[ IO3- ] = 0.0098 M = 2s

s = 0.0098/2 = 0.0049 M

Log s = Log 0.0049 = - 2.3079

4. Kekuatan ion (I)

= ½ ( 0.005 + 0.005 + 0.0098 + 0.0049 )

= 0.0124

(13)

I

_|

= - 2.3079 – ( 2 x 0,509 x 0.1113) = - 2.4212

so = antilog – 2.4212 = 0.0038

7. so/s = y± =0.0038 /0.0049

= 0.7704

8. log y± = log 0.7704 = - 0.1133

 Erlenmeyer 6

V tiosulfat = V2 = 13.2 mL V1.M1 = V2.M2

25 mL x 0.002 M = 13.2 mL x M2 M2 = 0.0038 M

Ba(IO3)2  Ba2+ + 2 IO3 s s 2s

[ IO3- ] = 0.0038 M = 2s

s = 0.0038/2 = 0.0019 M

3. Log s

Log s = Log 0.0019 = - 2.7226

4. Kekuatan ion (I)

= ½ ( 0.002 + 0.002 + 0.0038 + 0.0019 )

= 0.0048

5. I1/2 = 0.00481/2 = 0.0696

I

_|

(14)

so = antilog – 2.7935 = 0.0016

7. so/s = y± = 0.0016 / 0.0019

= 0.8495

8. log y± = log 0.8495 = - 0.0708

 Erlenmeyer 7

Air

Standarisasi Na.tiosulfat

5 ml larutan KIO3 ( 0.0700 gram dalam 100 mL ) M = gr.1000/(Mr.V)

= 0.0700x1000/ (214x100)

= 0.00327 mol/L

Titrasi dengan Na.tiosulfat

V1 = V KIO3 = 5mL

M1 = M KIO3 = 0.00327 mol/L

V2 = V Na.tiosulfat = 0.78 mL ( dari titrasi ) M1 x V1 = M2 x V2

0.00327 M x 5 ml = M2 x 0.78 mL