KIMIA FISIKA II
Penetapan Derajat Ionisasi Dan Tetapan Ionisasi Basa Lemah Selasa, 10 Juni 2014
Disusun Oleh: Yeni Setiartini 1112016200050
Kelompok: 4 Widya Fitriani Widya Mulyana Putri
PROGRAM STUDI PENDIDIKAN KIMIA
JURUSAN PENDIDIKAN ILMU PENGETAHUAN ALAM FAKULTAS ILMU TARBIYAH DAN KEGURUAN UNIVERSITAS ISLAM NEGERI SYARIF HIDAYATULLAH
ABSTRAK
Telah dilakuan percobaan dengan tujuan untuk menentukan tetapan serta derajat ionisasi basa
lemah yaitu NH4OH serta tetapan Kb nya dengan menggunakan konduktometer. Dengan
mengukur hantaran jenis dari bahan bahan antara lain: NH4OH (0,1M; 0,05M; 0,025M),
NH4Cl (0,1M; 0,05M; 0,025M), NaOH (0,1M; 0,05M; 0,025M), dan NaCl (0,1M; 0,05M;
0,025M) sehingga didapat hasil dengan Derajat ionisasi percobaan sebesar 0.1787 pada konsentrasi 0.1 M , 0.5626 pada konsentrasi 0.05M, dan 0.9398 pada konsentrasi 0.025M.
Tetapan ionisasi dari percobaan pada 0.1M sebesar 3.88 x 10 -3 M, pada 0.05M sebesar 3.6182 x 10 -2 M, dan pada 0.025M sebesar 2.546 x 10-2 M dan Kb= 6.55 x 10-2 M
PENDAHULUAN
Hantaran molar (Λ𝑚) didefinisikan sebagai hantaran larutan yang mengandung 1 mol elektrolit dan ditempatkan di antara dua elektroda sejajar yang terpisah sejauh 1 meter, Λ𝑚 didefinisikan sebagai = 𝐾
𝐶
dimana C adalah konsentrasi elektrolit yang dinyatakan sebagai mol per meter kubik (Molaritas), K adalah hantaran jenis yang dinyatakan sebagai mho m-1. Maka satuannya adalah mho-1m2 (Dogra, 1990. Hal: 488).
Menurut Kohlrausch, pada pengenceran tak hingga dimana disosiasi untuk semua elektrolit berlangsung sempurna dan semua gaya antar ion hilang, masing-masing ion dalam larutan bergerak bebas dan tidak bergantung pada ion dari ion pasanganya. Kontribusinya terhadap daya hantar molar hanya bergantung pada sifat dari ionnya tersebut. Jadi daya hantar molar setipa elektrolit pada pengenceran tak hingga merupakan jumlah dari daya hantar molar ion-ionnya pada pengenceran tak hingga (Mulyani: 91).
dinyatakan :
ΛA ( NH4OH) = Λ (NaOH)* –Λ(NaCl)* + Λ (NH4Cl)*
Nilai Ls(NaOH) digunakan untuk menetapkan nilai A(NH4OH). Oleh karena itu nilai dari NH4OH ditentukan menurut hubungan:
𝛼(NH4OH) = Ʌ(NH4OH) ɅA( NH4OH)
(Milama, 2014. Hal: 33).
Banyaknya larutan yang terurai menjadi ion dinamakan derajat ionisasi. Besarnya berkisar antara 0 sampai 1. Suatu elektrolit yang derajat ionisasinya besar, mendekati 1 disebut elektrolit kuat, sedangkan yang derajat ionisasinya kecil mendekati 0 dinamakan elektrolit lemah. Ionisasi mempunyai tetapan kesetimbangan (K) (USU, 2011).
Apabila dalam suatu titrasi, asam maupun basanya merupakan elektrolit kuat, larutan pada titik ekivalen akan mempunyai pH=7. Tetapi bila asamnya ataupun basanya merupakan elektrolit lemah, garam yang terjadi akan mengalami hidrolisis dan pada titik ekivalen larutan akan mempunyai pH > 7 (bereaksi basa) atau pH < 7 (bereaksi asam). Harga pH yang tepat dapat dihitung dari tetapan ionisasi dari asam atau basa lemah tersebut dan dari konsentrasi larutan yang diperoleh. Titik akhir titrasi asam basa dapat ditentukan dengan indikator asam basa (Harjanti.2008)
MATERIAL & METODE A. Alat - Bahan
Gelas Kimia 50ml, Konduktometer, Akuades, NH4OH (0,1M; 0,05M; 0,025M), NH4Cl (0,1M; 0,05M; 0,025M), NaOH (0,1M; 0,05M; 0,025M), NaCl (0,1M; 0,05M; 0,025M)
B. Cara Kerja
1. Bilasi gelas kimia bersih (setelah dibilasi dengan akuades) dengan larutan sampel NH4OH 0,1M. Sekarang isilah gelas kimia kembali dengan NH4OH 0,1M secukupnya
3. ON kan tombol ON/OFF (nyalakan konduktometer)
4. Ulangi langkah-langkah di atas terhadap lartan sampel NH4Cl 0,1M, NaOH 0,1M dan NaCl 0,1M.
5. Selanjutnya terapkan pula secara berurutan terhadap larutan sampel: NH4Cl 0,05M; NH4OH 0,05M; NaOH 0,05M; NaCl 0,05M
NH4Cl 0,025M; NH4OH 0,025M; NaOH 0,025M; NaCl 0,025M
HASIL DAN PEMBAHASAN A. Hasil Pengamatan
1. Data hasil praktikum sampel konsentrasi Ls ( S cm-1 )
Sampel Konsentrasi Ls ( S cm-1 )
NH4OH
0,1M 2,8 x 10-3
0,05M 3,19 x 10-3
0,025M 3,28 x 10-3
NH4Cl
0,1M 9,5 x 10-3
0,05M 9,8 x 10-3
0,025M 9,9 x 10-3
NaOH
0,1M 17,17 x 10-3
0,05M 18 x 10-3
0,025M 36 x 10-3
NaCl
0,1M 11 x 10-3
0,05M 13,31 x 10-3
0,025M 13,75 x 10-3
Perhitungan:
a. Hantaran Molar berdasarkan percobaan (Λ ) Λ = 𝐿𝑠
= 17,17 𝑥 10−3 𝑆 𝑥 100 𝑚−1 0,1 𝑚𝑜𝑙 𝑥 1000 𝑚−3
= 0,01717 S m2 mol-1 NaOH 0,05 M
= 18 𝑥 10−3 𝑆 𝑥 100 𝑚−1 0,05 𝑚𝑜𝑙 𝑥 1000 𝑚−3
= 0,036 S m2 mol-1 NaOH 0,025 M
= 36 𝑥 10−3 𝑆 𝑥 100 𝑚−1 0,025 𝑚𝑜𝑙 𝑥 1000 𝑚−3
= 0,00144 S m2 mol-1
NaCl 0,1 M
= 11 𝑥 10−3 𝑆 𝑥 100 𝑚−1 0,1 𝑚𝑜𝑙 𝑥 1000 𝑚−3
= 0,011 S m2 mol-1 NaCl 0,05 M
= 13,31 𝑥 10−3 𝑆 𝑥 100 𝑚−1 0,05 𝑚𝑜𝑙 𝑥 1000 𝑚−3
= 0,02662 S m2 mol-1 NaCl 0,025 M
= 13,75 𝑥 10−3 𝑆 𝑥 100 𝑚−1 0,025 𝑚𝑜𝑙 𝑥 1000 𝑚−3
= 0,055 S m2 mol-1
NH4Cl 0,1 M
= 9,5 𝑥 10−3 𝑆 𝑥 100 𝑚−1 0,1 𝑚𝑜𝑙 𝑥 1000 𝑚−3
= 0,0095 S m2 mol-1 NH4Cl 0,05 M
= 9,8 𝑥 10−3 𝑆 𝑥 100 𝑚−1 0,05 𝑚𝑜𝑙 𝑥 1000 𝑚−3
NH4Cl 0,025 M
= 9,9 𝑥 10−3 𝑆 𝑥 100 𝑚−1 0,025 𝑚𝑜𝑙 𝑥 1000 𝑚−3
= 0.0396 S m2 mol-1
NH4OH 0,1 M
= 2,8 𝑥 10−3 𝑆 𝑥 100 𝑚−1 0,1 𝑚𝑜𝑙 𝑥 1000 𝑚−3
= 0,0028 S m2 mol-1 NH4OH 0,05 M
= 3,19 𝑥 10−6 𝑆 𝑥 100 𝑚−1 0,05 𝑚𝑜𝑙 𝑥 1000 𝑚−3
= 0.00638 S m2 mol-1 NH4OH 0,025 M
= 3,28 𝑥 10−6 𝑆 𝑥 100 𝑚−1 0,025 𝑚𝑜𝑙 𝑥 1000 𝑚−3
= 0 0.01312 S m2 mol-1
b. Hantaran Molar berdasarkan teoritis (Ʌ °) °( NH4OH) = Ʌ (NaOH) –Ʌ (NaCl) + Ʌ (NH4Cl)
0,1 M
°( NH4OH) = Ʌ (NaOH) –Ʌ (NaCl) + Ʌ (NH4Cl)
= 0,01717 - 0,011 + 0,0095 = 0.01567 S m2 mol-1 0,05 M
°( NH4OH) = Ʌ (NaOH) –Ʌ (NaCl) + Ʌ (NH4Cl)
= 0,036 - 0,02662 + 0,00196 = 0.01134 S m2 mol-1
0,025 M
°( NH4OH) = Ʌ (NaOH) –Ʌ (NaCl) + Ʌ (NH4Cl)
𝛼(NH4OH) = (NH4OH) d. Tetapan Ionisasi Basa Lemah
= 0.0655M = 6.55 x 10-2 M
Pada praktikum kali ini dilakukan dengan tujuan untuk menentukan harga derajat ionisasi basa lemah dan dan tetapan Kb dari NH4OH dengan konduktometer. Percobaan dilakukan dengan mengukur hantaran jenis (Ls) setiap larutan menggunakan konduktometer. Larutan yang di ukur hantaran jenisnya pada percobaan ini antara lain: NH4OH (0,1M; 0,05M; 0,025M), NH4Cl (0,1M; 0,05M; 0,025M), NaOH (0,1M; 0,05M; 0,025M), dan NaCl (0,1M; 0,05M; 0,025M). ke tiga jenis larutan seperti NH4Cl, NaOH dan NaCl digunakan untuk menghitung Ʌ°NH4OH dengan dengan menganggap konsentrasi larutan sample 0 sehingga dapat dinyatakan dengan rumus ɅA ( NH4OH)
= Ʌ (NaOH) –Ʌ (NaCl) + Ʌ (NH4Cl) dengan persamaan
Λ = 𝐿𝑠 𝐶
Maka hantaran dapat ditentukan dengan data Ls yang berasal dari percobaan dengan konduktometer maka nilai ɅA sehingga derajat ionisasi dapat dihitung menggunakan persamaan 𝛼
(NH4OH) = Ʌ(NH4OH) Ʌ°( NH4OH)
Sebesar 0.1787 pada konsentrasi 0.1 M , 0.5626 pada konsentrasi 0.05M, dan 0.9398 pada konsentrasi 0.025M. Besar derajat ionisasi antara 0 sampai 1. Suatu elektrolit yang derajat ionisasinya besar, mendekati 1 disebut elektrolit kuat, sedangkan yang derajat ionisasinya kecil mendekati 0 dinamakan elektrolit lemah. Dalam percobaan ini dapat dkatakan derajat ionisasiny mendekati 1 adalah di konsentrasi 0.05 M dari data tersebut dapat terlihat semakin kecil konsetrasi maka ionisasi semakin besar dengan konsentrasi 0.025 M 0.9398 dan mendekati nilai 1 yang berarti hampir terionisasi sempurna seperti halnya pada elektrolit kuat. Dari harga ionisasi didapat harga tetapan ionisasi dangan persamaan K = 𝐶2
(1− Ʌ °) didapat harga tetapan dengan konsentrasi 0.1M, 0,05M, serta 0.025 M berturut-rurut adalah 3.88 x 10 -3 M, 3.6182 x 10 -2 M, dan 2.546 x 10-2 M pada percobaan ini konsentrasi dari NH4OH juga berpengaruh terhadap tetapan
KESIMPULAN.
Tetapan ionisasi dan derajat ionisasi dapat ditentukan dengan hantaran molarnya. Ls atau hantaran jenis dalam larutan dapat diukur dengan menggunakan konduktometer. Derajat ionisasi percobaan sebesar 0.1787 pada konsentrasi 0.1 M , 0.5626 pada
konsentrasi 0.05M, dan 0.9398 pada konsentrasi 0.025M.
Tetapan ionisasi dari percobaan pada 0.1M sebesar 3.88 x 10 -3 M, pada 0.05M sebesar
3.6182 x 10 -2 M, dan pada 0.025M sebesar 2.546 x 10-2 M dan Kb= 6.55 x 10-2 M
REFERENSI
Dogra, SK dan Dogra S.1990. Kimia Fisik dan Soal-Soal .Jakarta; UI Press.
Milama, Burhanudin. 2014. Panduan Praktikum Kimia Fisika II. Jakarta: FITK Press.
USU. Chapter II. Diakses dari
http://repository.usu.ac.id/bitstream/123456789/18255/3/Chapter%20II.pdf pada tanggal 16 juni 2014
