Kimia Larutan

DAFTAR ISI

5.1 PENDAHULUAN

5.2 KOMPONEN LARUTAN

5.3 CAMPURAN

5.4 KONSENTRASI LARUTAN

5.5 PENGARUH SUHU DAN TEKANAN PADA KELARUTAN

5.6 LARUTAN IDEAL

5.7 SIFAT KOLIGATIF LARUTAN

5.8 LARUTAN ELEKTROLIT

5.9 pH LARUTAN ASAM DAN BASA

5.10 LARUTAN BUFFER

5.11 INDIKATOR ASAM BASA

5.12 TITRASI ASAM BASA

5.13 KESIMPULAN

5.14 CONTOH SOAL DAN PEMBAHASAN

5.15 DAFTAR PUSTAKA

5.1 PENDAHULUAN

          Bab ini akan membahas larutan,yaitu mengenai cara terbentuknya,jenis larutan, serta satuan konsentrasi dan cara menghitungnya. Kemudian dibicarakan mengenai pengaruh tekanan terhadap kelarutan gas dalam cairan,larutan ideal dan penyimpangan-nya,serta sifat koligatif larutan non elektrolit.

Pembahasan larutan elektrolit diarahkan pada proses pembentukan ion,tentang energy pelarutan senyawa ion,teori asam basa,menghitung pH larutan(asam,basa,dan garam), larutan buffer dan hasil kali kelarutan. Umumnya,pembahasan berisi perhitugan untuk mencari hubungan kuantitatif konsentrasi zat terlarut dengan konsentrasi ionnya,serta pengaruh ion tersebut terhadap konsentrasi H⁺ dan OH^- dalam pelarut air. Juga dikemukakan mengenai titrasi asam-basa dalam analisis kuantitatif dengan menggunakan indicator tertentu.

5.2 Komponen Larutan

Larutan adalah campuran homogen (komposisinya sama), serba sama (ukuran partikelnya), tidak ada bidang batas antara zat pelarut dengan zat terlarut (tidak dapat dibedakan secara langsung antara zat pelarut dengan zat terlarut), partikel- partikel penyusunnya berukuran sama (baik ion, atom, maupun molekul) dari dua zat atau lebih. Dalam larutan fase cair, pelarutnya (solvent) adalah cairan, dan zat yang terlarut di dalamnya disebut zat terlarut (solute), bisa berwujud padat, cair, atau gas. Dengan demikian, larutan = pelarut (solvent) + zat terlarut (solute). Khusus untuk larutan cair, maka pelarutnya adalah volume terbesar.

Ada 2 reaksi dalam larutan, yaitu:

a) Eksoterm, yaitu proses melepaskan panas dari sistem ke lingkungan, temperatur dari campuran reaksi akan naik dan energi potensial dari zat- zat kimia yang bersangkutan akan turun.

b) Endoterm, yaitu menyerap panas dari lingkungan ke sistem, temperatur dari campuran reaksi akan turun dan energi potensial dari zat- zat kimia yang bersangkutan akan naik.

Larutan dapat dibagi menjadi 3, yaitu:

a) Larutan tak jenuh yaitu larutan yang mengandung solute (zat terlarut) kurang dari yang diperlukan untuk membuat larutan jenuh. Atau dengan kata lain, larutan yang partikel- partikelnya tidak tepat habis bereaksi dengan pereaksi (masih bisa melarutkan zat). Larutan tak jenuh terjadi apabila bila hasil kali konsentrasi ion < Ksp berarti larutan belum jenuh ( masih dapat larut).

b) Larutan jenuh yaitu suatu larutan yang mengandung sejumlah solute yang larut dan mengadakan kesetimbangn dengan solut padatnya. Atau dengan kata lain, larutan yang partikel- partikelnya tepat habis bereaksi dengan pereaksi (zat dengan konsentrasi maksimal). Larutan jenuh terjadi apabila bila hasil konsentrasi ion = Ksp berarti larutan tepat jenuh.

c) Larutan sangat jenuh (kelewat jenuh) yaitu suatu larutan yang mengandung lebih banyak solute daripada yang diperlukan untuk larutan jenuh. Atau dengan kata lain, larutan yang tidak dapat lagi melarutkan zat terlarut sehingga terjadi endapan. Larutan sangat jenuh terjadi apabila bila hasil kali konsentrasi ion > Ksp berarti larutan lewat jenuh (mengendap).

Berdasarkan banyak sedikitnya zat terlarut, larutan dapat dibedakan menjadi 2, yaitu:

a) Larutan pekat yaitu larutan yang mengandung relatif lebih banyak solute dibanding solvent.

b) Larutan encer yaitu larutan yang relatif lebih sedikit solute dibanding solvent.

Dalam suatu larutan, pelarut dapat berupa air dan tan air.

Contoh soal komponen larutan

Tentukan pelarut dan zat terlarut dalam larutan alkohol 25% dan 75%?

Jawab:

a. Dalam larutan alkohol 25% misalnya terdapat 100 gram larutan alkohol.

Zat terlarut = 25 % x 100 gram = 25 gram (alkohol)

Zat pelarut = 75% x 100 gram = 75 gram ( air)

b. Dalam larutan alkohol 75% misalnya terdapat 100 gram larutan alkohol.

Zat terlarut = 25% x 100 gram = 25 gram (air)

Zat pelarut = 75% x 100gram = 75 gram (alkohol)

Jadi, untuk larutan cair maka pelarutnya adalah volume terbesar.

5.3 CAMPURAN

            Jika kedua zat yang berbeda dimasukkan dalam satu wadah ada 3 kemungkinan, yaitu bereaksi,bercampur,dan tidak bercampur. Jika bereaksi akan terbentuk zat baru yang sifatnya berbeda dari zat semula. Mengapa zat itu bereaksi,telah diterangkan dalam energetika kimia. Disini akan dibahas mengenai campuran. Kalau zat bercampur maka sifatnya tidak berubah dan dapat dipisahkan kembali dengan cara fisika,seperti dengan destilasi,kristalisasi,kromatografi,dll.

            Di bumi ini jarang ditemukan zat murni,pada umumnya berupa campuran, misalnya air mengandung berbagai garam dan gas. Udara berisi nitrogen,oksigen,dan gas lain,sedangkan tanah adalah campuran berbagai zat padat dan cair. Dua zat atau lebih disebut bercampur,bila partikelnya tersebar dalam wadah yang sama sehingga bersentuhan satu samalain.

            Komponen campuran dapat mempunyai komposisi atau perbandingan beragam dan bergantung pada kebutuhan. Misalnya,kita dapat membuat campuan air dan alcohol dengan perbandingan 1: 10,1 : 3,3 :1,dsb. Pada reaksi kimia,perbandingan itu harus tertentu dan tetap,contohnya perbandingan massa reaksi hydrogen dengan oksigen harus 1 : 9 untuk menghasilkan air.

            Dua zat dapat bercampur  bila ada interaksi antara pertikelnya. Interaksi itu ditentukan oleh wujud dan sifat zatnya. Oleh sebab itu,campuran dapat dibagi atas : gas-gas,gas-padat,cair-cair,cair-padat,dan padat-padat.

Campuran gas-gas

            Gas adalah materi yang telah terpecah-pecah menjadi partikel terkecilnya,dalam bentuk molekul,ion atau atom. Partikel itu sangat kecil dan selalu bergerak acak ke segala arah. Akibatnya dua macam gas atau lebih mudah sekali bercampur secara merata (homogen) misalnya O₂ dan N₂ di udara.

            Dua zat padat akan mudah bercampur bila dipanaskan menjadi uapnya,contoh campuran uap besi dan uap alumunium. Kita mengetahui bahwa air dan minyak tidak dapat bercampur,tetapi uap air dan uap minyak akan bercampur sempurna.

Campuran gas-cair

            Antara cair dan gas dapat bercampur dengan dua cara. Pertama partikel cair berada dalam gas,seperti tetesan air di udara yang disebut kabut. Kedua,molekul gas berada dalam cairan,seperti O₂ dan CO₂ dalam air. Hal ini memungkinkan organisme seperti ikan,tumbuhan,dan mikroba dapat hidup dalam air.

Campuran gas-padat

            Gas dan padat dapat bercampur dengan dua cara juga. Pertama,padatan berada dalam gas,seperti asap. Padatan itu harus berada dalam bentuk gumpalan halus seperti serbuk. Kedua,gas dapat masuk dalam padatan,bila padatan itu berngga halus,seperti busa dan batu apung.

Campuran cair-cair

            Partikel zat cair selalu bergerak,tetapi tidak sebebas gas. Gerakan satu partikel sering dihalangi oleh partikel lain,karena agak rapat dan ada interaksi dengan yang lain. Dua cairan akan bercampur,bila ada daya tarik menarik antara partikel yang berbeda, seperti  air dan alcohol. Molekul air dapat berada di antara molekul alcohol,dan demikian sebaliknya.

            Dua zat cair tidak dapat bercampur bila antara kedua jenis partikelnya tidak mempunyai daya tarik menarik,atau daya tarik-menarik antara partikel yang berbeda jauh lebih kecil dari pada antara partikelyang sama. Contohnya air dan minyak,bila dimasukkan dalam satu wadah akan memisah. Bila dikocok kuat,dapat  bercampur sementara,membentuk tetesan halus minyak dalam air,atau tetesan air dalam minyak. Akan tetapi jika dibiarkan akan memisah kembali.

Campuran cair-padat

            Zat padat dapat bercampur dengan cairan melalui tiga cara. Pertama,zat padat itu diserang oleh partikel cairan sehingga terurai menjadi molekul atau ionnya,contohnya gula dan garam dalam air. Kedua,padatan pada mulanya tidak bercampur dengan cairan, tetapi setelah digerus menjadi halus akan bercampur bila dikocok kuat,contohnya tanah atau susu dengan air. Ketiga,cairan dapat masuk dalam zat padat,bila zat padat berongga,seprti air dalam garam dapur dan tanah.

Campuran padat-padat

            Beberapa zat padat dapat bercampur dengan dua cara. Pertama,bila digerus jadi serbuk dan diaduk,seperti gula dengan tepung. Kedua,bila zat itu dipanaskan sampai mencair dan kemudian didinginkan,seprti besi dengan alumunium. Cara terakhir ini dipakai untuk membuat campuran bermacam logam(alloy)yang berguna untuk berbagai keperluan.

5.4 KONSENTRASI LARUTAN

Konsentrasi suatu larutan merupakan ukuran yang digunakan untuk menyatakan kuantitas zat terlarut dalam suatu pelarut atau larutan. Terdapat berbagai cara yan digunakan untuk menyatakan konsentrasi larutan, dan masing-masing cara memilik berbagai kegunaan masing-masing.

• Konsentrasi : jumlah zat tiap satuan volum (besaran intensif)
• Larutan encer : jumlah zat terlarut sangat sedikit
• Larutan pekat : jumlah zat terlarut sangat banyak
• Cara menyatakan konsentrasi: molar, molal, persen, fraksi mol, bagian per sejuta (ppm), dll

Dibawah ini adalah berbagai cara untuk menyatakan konsentrasi larutan.
Persen massa, persen volum, dan persen massa/volum

Persen massa dan volum adalah cara paling sederhana untuk menyatakan konsentras suatu larutan dengan membandingkan massa atau volum masing-masing bagian. Cara lain untuk menytakan konsentrasi adalah persen massa/volum. Contohnya, jikakita melarutkan 0,9 gram NaCl dalam 100 ml air, maka kita menuliskannya larutan 0,9% NaCl. Persen mass/volum banyak digunakan dalam bidang medi dn farmasi.

Bagian per juta, bagian per miliar, dan bagian per triliun

Cara lain untuk menuliskan konsentrasi suatu larutan yang konsentrasinya sangat kecil adalah dengan bagian perjuta, miliar, atau triliun. Prinsip yang digunakan pada dasarnya adalah persen massa dengan konsentrasi yang sangat kecil. Cara pernyataan konsentrasi seperti ini banyak digunakan dalam ilmu lingkungan

Fraksi Mol (X)

Fraksi mol adalah perbandingan antara jumlah mol suatu komponen dengan jumlah total seluruh komponen dalam satu larutan. Fraksi mol total selalu satu. Konsentrasi dalam bentuk ini tidak mempunyai satuan karena merupakan perbandingan.

Contoh :

Suatu larutan terdiri dari 2 mol zat A, 3 mol zat B, dan 5 mol zat C. Hitung fraksi mol masing-masing zat !

Jawab :

XA = 2 / (2+3+5) = 0.2
XB = 3 / (2+3+5) = 0.3
XC = 5 / (2+3+5) = 0.5

X_A + X_B + X_C = 1

Persen Berat (% w/w)

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

Contoh :

Larutan gula 5%, berarti dalam 100 gram larutan gula terdapat :

• (5/100) x 100 gram gula = 5 gram gula
• (100 – 5) gram air= 95 gram air
•  

Molaritas

·         Molaritas larutan didefinisikan sebagai jumlah mol suatu solut (terlarut) dalam larutan dibagi dengan volume larutan yang ditentukan dalam liter.

Contoh :
Berapakah molaritas 0.4 gram NaOH (Mr = 40) dalam 250 mL larutan ?
Jawab :

Molalitas (m)

Molalitas adalah jumlah mol zat terlarut dalam 1000 gram pelarut.
Rumus Molalitas adalah :

Contoh :
Berapa molalitas 4 gram NaOH (Mr=40) dalam 500 gram air?
Jawab :
molalitas NaOH
= (4/40)/500 g air
= (0.1 x 2 mol)/1000 g air
= 0,2 m

Normalitas (N)

Normalitas merupakan jumlah mol-ekivalen zat terlarut per liter larutan. Terdapat hubungan antara Normalitas dengan Molaritas, yaitu :

Mol-ekivalen :

• Asam/basa: jumlah mol proton/OH^- yang diperlukan untuk menetralisir suatu asam / basa.

Contoh :
1 mol Ca(OH)₂ akan dinetralisir oleh 2 mol proton;
1 mol Ca(OH)₂ setara dengan 1 mol-ekivalen; Ca(OH)₂ 1M = Ca(OH)₂ 2N

• Redoks : jumlah mol elektron yang dibutuhkan untuk mengoksidasi atau mereduksi suatu unsur

Contoh :
1 mol Fe⁺³ membutuhkan 3 mol elektron untuk menjadi Fe;
1 mol Fe⁺³ setara dengan 3 mol-ekivalen;
Fe⁺³ 1 M = Fe⁺³ 3 N atau Fe₂O₃ 6 N
Persen massa, persen volum, dan persen massa/volum
Persen massa dan volum adalah cara paling sederhana untuk menyatakan konsentras suatu larutan dengan membandingkan massa atau volum masing-masing bagian. Cara lain untuk menytakan konsentrasi adalah persen massa/volum. Contohnya, jikakita melarutkan 0,9 gram NaCl dalam 100 ml air, maka kita menuliskannya larutan 0,9% NaCl. Persen mass/volum banyak digunakan dalam bidang medi dn farmasi.
2. Bagian per juta, bagian per miliar, dan bagian per triliun
Cara lain untuk menuliskan konsentrasi suatu larutan yang konsentrasinya sangat kecil adalah dengan bagian perjuta, miliar, atau triliun. Prinsip yang digunakan pada dasarnya adalah persen massa dengan konsentrasi yang sangat kecil. Cara pernyataan konsentrasi seperti ini banyak digunakan dalam ilmu lingkungan. 
ppm = massa komponen larutan (g) per 1 juta g larutan. Untuk pelarut air : 1 ppm setara dengan 1 mg/liter.

5.5  PENGARUH SUHU DAN TEKANAN PADA     KELARUTAN

        Yang dimaksud dengan kelarutan dari suatu zat dalam suatu pelarut, adalah banyaknya suatu zat dapat larut secara maksimum dalam suatu pelarut pada kondisi tertentu. Biasanya dinyatakan dalam satuan mol/liter. Jadi bila batas kelarutan tercapai, maka zat yang dilarutkan itu dalam batas kesetimbangan, artinya bila zat terlarut ditambah, maka akan terjadi larutan jenuh, bila zat yang dilarutkan dikurangi, akan terjadi larutan yang belum jenuh. Dan kesetimbangan tergantung pada suhu pelarutan.

Dua komponen dalam larutan adalah solute dan solvent. Solute adalah substansi yang terlarut. Sedangkan solvent adalah substansi yang melarutkan. Contoh sebuah larutan NaCl. NaCl adalah solute dan air adalah solvent. Dari ketiga materi, padat, cair dan gas, sangat dimungkinkan untuk memiliki sembilan tipe larutan yang berbeda : padat dalam padat , padat dalam cairan , padat dalam gas, cairan dalam cairan, dan sebagainya. Dari berbagai macam tipe ini larutan yang lazim kita kenal adalah padatan dalam cairan , cairan dalam cairan , gas dalam cairan serta gas dalam gas.

Suatu substansi dapat dikelompokan sangat mudah larut, dapat larut (moderately soluble), sedikit larut (slightly soluble), dan tidak dapat larut. Beberapa variabel,misalnya ukuran ion-ion, muatan dari ion-ion, interaksi antara ion-ion, interaksi antara solute dan solvent, temperatur,mempengaruhi kelarutan. Kelarutan dari solute relatif mudah diukur melalui percobaan.

 Beberapa faktor yang berhubungan dengan kelarutan antara lain:

1. Sifat alami dari solute dan solvent.

Substansi polar cenderung lebih miscible atau soluble dengan substansi polar lainnya. Substansi nonpolar cenderung untuk miscible dengan substansi nonpolar lainnya, dan tidak miscible dengan substansi polar lainnya.

2. Efek dari temperatur terhadap kelarutan

Kebanyakan zat terlarut mempunyai kelarutan yang terbatas pada sejumlah solvent tertentu dan pada temperatur tertentu pula. Temperatur dari solvent memiliki efek yang besar dari zat yang telah. Untuk kebanyakan padatan yang terlarut pada liquid, kenaikkan temperatur akan berdampak pada kenaikkan kelarutan (solubilitas).

3. Efek tekanan pada kelarutan

Perubahan kecil dalam tekanan memiliki efek yang kecil pada kelarutan dari padatan dalam cairan tetapi memiliki efek yang besar pada kelarutan gas dalam cairan. Kelarutan gas dalam cairan berbanding langsung pada tekanan dari gas diatas larutan. Sehingga sejumlah gas yang terlarut dalam larutan akan menjadi dua kali lipat jika tekanan dari gas diatas larutan adalah dua kali lipat.

4. Kelajuan dari zat terlarut

Kelajuan dimana zat padat terlarut dipengaruhi oleh :

a. Ukuran partikel

b. Temperatur dari solvent
c. Pengadukan dari larutan.
d. Konsentrasi dari larutan.

Efek panas dalam pembentukan larutan dapat digunakan dalam penerapan prinsip Le-Chateliers untuk menghitung efek temperatur pada kelarutan. Dengan menggunakan terminology dari thermodinamika, bahwa kandungan panas atau entalphy dari system telah meningkat sesuai dengan jumlah energi thermal (heat molar vaporization atau∆ Hv). Perubahan entalphi untuk proses diberikan dengan

mengurangi entalpi akhir system dengan entalphi mula-mula

∆H = Hfinal – Hin isia l………………………….. (1)

Secara umum∆ H positif untuk setiap perubahan makroskopik yang terjadi pada tekanan konstan jika energi panas mengalir dalam system saat perubahan terjadi, dan negatif jika panas mengalir keluar. Proses dimana entalpi dalam system meningkat disebut proses endothermic sedangkan entalpi yang mengalami penurunan disebut proses eksothermik. Perubahan entalpi terbatas hanya pada aliran panas jika proses tersebut terbawa keluar sehingga tekanan mula –mula dan akhir adalah sama dan system adalah tertutup.Pembentukan dari larutan apakah itu eksothermik ataun endothermic tergantung pada temperatur dan sifat alamiah solute dan solvent. Untuk memprediksi efek dari perubahan temperatur kita dapat menggunakan prinsip Le-Chateliers, sangatlah diperlukan untuk memperhitungkan perubahan entalpi untuk proses pelarutan dari kondisi larutan yang jenuh. Entalpi molar dari larutan (∆ Hl ) sebagai jumlah kalori dari enegi panas yang seharusnya tersedia (∆ Hl positip) ataupun yang seharusnya dipindahkan (∆ Hl negatip) untuk menjaga agar temperatur tetap konstan yang mana didalamnya terdapat satu mol zat terlarut dalam volume yang sangat besar yang mendekati larutan jenuh untuk menghasilkan larutan jenuh.

Jika entalpi dari larutan adalah negatif peningkatan temperatur menyebabkan penurunan kelarutan. Kebanyakan padatan solute memiliki entalpi positip dari larutan sehingga kelarutan mereka meningkat sesuai dengan kenaikkan temperatur. Hampir semua perubahan kimia merupakan proses eksothermik ataupun proses endothemik. Kebanyakan, tetapi tidak semua, reaksi yang terjadi secara spontan adalah reaksi eksothermik

5.6 LARUTAN IDEAL DAN HUKUM RAOULT

Campuran Ideal

Dalam sebuah larutan, beberapa molekul yang berenergi besar dapat menggunakan energinya untuk mengalahkan daya tarik intermolekuler permukaan cairan dan melepaskan diri untuk kemudian menjadi uap. Semakin kecil daya intermolekuler, semakin banyak molekul yang dapat melepaskan diri pada suhu tertentu. Pada suhu tertentu, sebagian dari molekul-molekul yang ada akan mempunyai energi yang cukup untuk melepaskan diri dari permukaan larutan.

Pada sebuah campuran ideal dari kedua larutan tersebut, kecenderungan dari dua macam molekul di dalamnya untuk melepaskan diri tidak berubah. Jadi, apabila proporsi dari tiap jenis molekul yang melepaskan diri tetap sama maka hanya ada separuh dari tiap jenis molekul yang dapat melepaskan diri dari campuran larutan pada suatu waktu tertentu.  Apabila komposisi tersebut berubah, kecenderungan molekul untuk melepaskan diri juga akan berubah. Oleh karena itu, campuran yang disebut larutan ideal biasanya adalah campuran dua jenis zat yang memiliki besar molekul yang hampir sama dan mempunyai daya tarik Van der Waals yang sama. Namun besar molekul keduanya tidak persis sama sehingga walaupun campuran ini mendekati campuran ideal, tetap saja bukan merupakan campuran ideal.

Campuran ideal dari dua larutan akan mempunyai energi entalpi sebesar nol. Jadi, apabila suhu campuran naik atau turun pada saat keduanya dicampur berarti campuran tersebut bukan campuran ideal.

Mari kita lihat karakter sebuah campuran ideal sebelum membahas Hukum Raoult, karena dengan demikian akan lebih mudah bagi kita untuk mengerti topik kali ini.

Contoh campuran ideal
            Sebenarnya tidak ada campuran yang bisa dibilang ideal. Tapi beberapa campuran larutan kondisinya benar-benar mendekati keadaan yang ideal. Berikut ini adalah contohnya:
* hexane dan heptane
* benzene dan methylbenzene
* propan-1-ol dan propan-2-ol

Campuran ideal dan gaya intermolekuler
            Dalam sebuah larutan, beberapa molekul yang berenergi besar dapat menggunakan energinya untuk mengalahkan daya tarik intermolekuler permukaan cairan dan melepaskan diri untuk kemudian menjadi uap.
Semakin kecil daya intermolekuler, semakin banyak molekul yang dapat melepaskan diri pada suhu tertentu.



Apabila anda mempunyai larutan kedua, hal yang sama juga terjadi. Pada suhu tertentu, sebagian dari molekul-molekul yang ada akan mempunyai energi yang cukup untuk melepaskan diri dari permukaan larutan.



Pada sebuah campuran ideal dari kedua larutan ini, kecenderungan dari dua macam molekul di dalamnya untuk melepaskan diri tidak berubah.



            Anda mungkin berpikir bahwa diagram ini hanya menunjukkan separuh dari seluruh molekul yang melepaskan diri, tapi sebenarnya proporsi dari kedua jenis molekul yang melepaskan diri masih sama. Diagram ini menunjukkan campuran 50/50 dari dua larutan. Yang berarti bahwa hanya ada separuh dari tiap jenis molekul yang berada di permukaan campuran larutan dibanding jumlah tiap jenis molekul pada permukaan larutan awalnya. Apabila proporsi dari tiap jenis molekul yang melepaskan diri tetap sama, tentu saja hanya ada separuh dari tiap jenis molekul yang dapat melepaskan diri dari campuran larutan pada suatu waktu tertentu.

            Apabila molekul-molekul merah masih mempunyai kecenderungan yang sama untuk melepaskan diri sebesar sebelumnya, ini berarti daya intermolekuler antara dua molekul merah persis sama dengan besar daya intermolekuler antara sebuah molekul merah dan sebuah molekul biru.
Apabila daya tersebut berubah, kecenderungan molekul untuk melepaskan diri juga akan berubah.
            Demikian halnya dengan daya antara dua molekul biru dan daya antara sebuah molekul biru dan sebuah molekul merah. Daya tersebut juga harus sama dan kalau tidak, kecenderungan molekul biru untuk melepaskan diri juga akan berubah.
            Apabila anda dapat mengikuti penjelasan ini, anda akan mengerti bahwa daya tarik intermolekuler antara dua molekul merah, dua molekul biru dan antara sebuah molekul merah dan sebuah molekul biru akan persis sama dalam campuran ideal.
            Inilah sebabnya mengapa campuran seperti hexane dan heptane mendekati campuran ideal. Mereka memiliki besar molekul yang hampir sama dan mempunyai daya tarik Van der Waals yang sama di antara mereka. Namun begitu, tetap saja, besar molekul keduanya tidak persis sama, sehingga walaupun campuran ini mendekati campuran ideal, tetap saja bukan merupakan campuran ideal.

Campuran ideal dan perubahan entalpi pada proses pencampuran
            Ketika anda membuat suatu campuran larutan-larutan, anda harus mengalahkan daya tarik intermolekuler (yang membutuhkan energi) dan membuat daya tarik baru (yang menghasilkan energi).
Apabila besar semua daya tarik ini sama, tidak akan ada panas yang dihasilkan atau panas yang diserap.
            Ini berarti, campuran ideal dari dua larutan akan mempunyai nol energi entalpi. Apabila suhu campuran naik atau turun pada saat anda mencampur keduanya, ini berarti campuran tersebut bukan campuran ideal.

Hukum Raoult

            Anda mungkin pernah melihat sekilas hukum Raoult yang telah disederhanakan apabila anda pernah mempelajari efek dari larutan yang tidak dapat menguap seperti garam pada tekanan uap di pelarut seperti air. Definisi di bawah ini adalah yang biasa dipakai dalam pembicaraan mengenai campuran dua larutan yang bisa menguap.

Tekanan uap parsial dari sebuah komponen di dalam campuran adalah sama dengan tekanan uap komponen tersebut dalam keadaan murni pada suhu tertentu dikalikan dengan fraksi molnya dalam campuran tersebut.

Hukum Raoult hanya dapat diaplikasikan pada campuran ideal.
Persamaan untuk campuran dari larutan A dan B, akan menjadi demikian:


            Pada persamaan ini P_A dan P_B adalah tekanan uap parsial dari komponen A dan B. Dalam suatu campuran gas, tiap gas mempunyai tekanan uapnya sendiri, dan ini disebut tekanan parsial yang independent. Bahkan apabila anda memisahkan semua jenis gas-gas lain yang ada, satu-satunya jenis gas yang tersisa akan masih mempunyai tekanan parsialnya.
            Tekanan uap total dari sebuah campuran adalah sama dengan jumlah dari tekanan parsial individu tiap gas.


P^o adalah tekanan uap dari A dan B apabila keduanya berada dalam keadaan terpisah (dalam larutan murni).
x_A dan x_B adalah fraksi mol A dan B. Keduanya adalah fraksi (bagian/proporsi) dari jumlah total mol (A maupun B) yang ada.
Anda dapat menghitung fraksi mol dengan rumus ini:



Contoh:
Seandainya anda memiliki campuran dari 2 mol methanol dan 1 mol etanol pada suhu tertentu, tekanan uap methanol murni pada suhu ini aalah 81kPa dan etanol murni adalah 45kPa.
Pada campuran ini, ada 3 mol molekul.
2 mol dari total 3 mol ini adalah metanol sehingga fraksi mol metanol adalah 2/3.
Dan fraksi mol etanol, dengan demikan adalah 1/3.
            Anda dapat menghitung tekanan uap parsial dengan menggunakan hukum Raoult dengan menganggap bahwa campuran methanol dan etanol ini adalah campuran ideal.
Tekanan parsial metanol:


Tekanan parsial etanol:

Tekanan uap total dari campuran larutan ini adalah jumlah tekanan parsial dari keduanya.

Tekanan uap / diagram komposisi
            Seandainya anda mempunyai sebuah campuran ideal dari dua larutan yaitu A dan B, kedua larutan ini akan memberi "sumbangan"-nya masing-masing pada tekanan uap keseluruhan pada campuran seperti yang telah kita lihat pada contoh di atas.
Mari kita lihat larutan A secara khusus sebagai contoh:
Anggap saja anda melipat-duakan fraksi mol larutan A dalam campuran (dalam suhu yang sama). Menurut hukum Raoult, tekanan uapnya juga akan ikut terlipat duakan. Apabila anda melipat-tigakan fraksi mol A, anda juga otomatis melipat-tigakan tekanan uapnya, dan seterusnya.
            Dengan kata lain, tekanan uap parsial A pada suhu tertentu berbanding lurus dengan fraksi mol-nya. Apabila anda menggambar grafik tekanan uap parsial terhadap fraksi mol-nya, anda akan memperoleh sebuah garis lurus.



Sekarang, mari kita buat grafik yang sama untuk B pada sumbu yang sama. Fraksi mol B mengecil sejalan dengan meningkatnya fraksi mol A sehingga grafik untuk B berbentuk garis yang menurun ke kanan. Bersamaan dengan berkurangnya fraksi mol B, tekanan parsial uapnya juga berkurang dengan kecepatan yang sama.



Perhatikan bahwa tekanan uap larutan B murni lebih tinggi dari larutan A murni. Ini berarti molekul-molekul pada permukaan larutan B lebih mudah melepaskan diri daripada molekul-molekul pada larutan A. Larutan B lebih mudah menguap daripada larutan A.

Untuk memperoleh tekanan uap total dari sebuah campuran, anda harus menjumlahkan tekanan parsial A dan B pada tiap komposisi. Dengan demikian anda akan memperoleh garis lurus seperti pada diagram berikut.



Pada campuran yang non-ideal, garis lurus ini akan berbentuk kurva. Untuk campuran yang mendekati ideal garisnya akan menyerupai garis lurus. Semakin kurang ideal sebuah campuran, semakin berkurvalah garis yang terbentuk.

Titik didih / diagram komposisi
Hubungan antara titik didih dan tekanan uap
            Apabila sebuah larutan mempunyai tekanan uap yang tinggi pada sebuah suhu, ini berarti bahwa molekul-molekul yang berada dalam larutan tersebut sedang melepaskan diri dari permukaan larutan dengan mudahnya.
            Apabila pada suhu yang sama, sebuah larutan lain mempunyai tekanan uap yang rendah, ini berarti bahwa molekul-molekul dalam larutan tersebut tidak dapat dengan mudah melepaskan diri.
Apa efek dari kedua fakta ini terhadap titik didih dari kedua larutan ini?
Ada dua cara untuk melihat hal ini, pilihlah yang termudah untuk anda.
            1. Apabila molekul-molekul dalam larutan sedang melepaskan diri dengan mudahnya dari permukaan larutan, ini berarti bahwa daya tarik intermolekuler relatif lemah. Dengan demikian, anda tidak perlu memanaskannya dengan suhu terlalu tinggi untuk memutuskan semua daya tarik intermolekuler tersebut dan membuat larutan ini mendidih.
Larutan dengan tekanan uap yang lebih tinggi pada suatu suhu tertentu adalah larutan yang titik didihnya lebih rendah.
            2. Larutan akan mendidih ketika tekanan uapnya menjadi sama dengan tekanan udara luar. Apabila sebuah larutan mempunyai tekanan uap yang tinggi pada suhu tertentu, anda tidak perlu menambah tekanan uapnya supaya menjadi sama dengan tekanan udara luar. Di lain pihak, apabila tekanan uapnya rendah, anda harus meningkatkan tekanan uapnya setinggi-tingginya sampai besarnya menjadi sama dengan tekanan udara luar.
            Larutan dengan tekanan uap yang lebih tinggi pada suatu suhu tertentu adalah larutan yang titik didihnya lebih rendah.Sekali lagi, dua larutan pada suhu yang sama:Larutan dengan tekanan uap yang lebih tinggi adalah larutan yang titik didihnya lebih rendah.

Menghitung titik didih/membuat diagram komposisi
Pada bagian yang sebelumnya, kita telah melihat diagram komposisi seperti di bawah ini:



Kita akan mengubah diagram ini menjadi diagram komposisi/titik didih.
Kita akan mulai dengan titik didih dari larutan murni A dan larutan murni B.
B memiliki tekanan uap yang lebih tinggi. Ini berarti bahwa larutan B mempunyai titik didih yang lebih rendah dari larutan A.



Pada campuran larutan A dan B, anda mungkin telah menduga bahwa titik-titik didih keduanya akan membentuk sebuah garis lurus yang menghubungkan kedua titik didih ini.Pada kenyataannya, tidak demikian! Bukan garis lurus, tapi garis kurvalah yang terbentuk.



Kita akan menambah sebuah garis lagi pada diagram ini yang akan menunjukkan komposisi uap pada larutan yang mendidih.
Apabila anda mendidihkan sebuah campuran larutan, larutan yang lebih mudah menguap, tentunya akan membentuk lebih banyak uap daripada larutan yang sukar menguap.
Ini berarti, akan ada lebih banyak komponen B (komponen yang lebih mudah menguap) terdapat dalam uap daripada dalam larutannya. Anda dapat membuktikannya dengan memadatkan udap yang didapat dan menganalisanya. Diagram ini menunjukkan apa yang terjadi bila anda mendidihkan campuran larutan A dan B.



Perhatikan bahwa ada lebih banyak uap larutan B daripada uap larutan A yang ada di atas campuran larutan yang mendidih ini karena larutan B lebih mudah menguap.

Apabila anda mengulangi proses ini dengan campuran larutan dengan berbagai komposisi, anda akan dapat menggambar kurva kedua, yaitu garis komposisi uap.



Ini adalah diagram fase kita yang terakhir

Menggunakan diagram komposisi
Diagram ini dapat digunakan dengan cara yang persis sama seperti dengan cara pembentukannya. Apabila anda mendidihkan campuran larutan, anda dapat mendapatkan titik didihnya dan komposisi uap di atas larutan yang mendidih ini.

Sebagai contoh, pada diagram berikut ini, apabila anda mendidihkan campuran larutan C1, titik didihnya adalah T1 dan komposisi uapnya adalah C2.



Yang harus anda lakukan hanyalah menggunakan kurva komposisi larutan untuk mencari titik didih larutan dan melihat pada grafik ini, bagaimana komposisi uap pada suhu tersebut (titik didih).
Perhatikan sekali lagi bahwa ada lebih banyak uap larutan B daripada uap larutan A yang ada di atas campuran larutan yang mendidih ini karena larutan B lebih mudah menguap.

Permulaan dari distilasi fraksional
            Umpamanya anda mengumpulkan semua uap yang ada di atas larutan yang mendidih dan anda didihkan untuk kedua kalinya.
Ini berarti, sekarang anda mendidihkan larutan baru yang komposisinya adalah C2.
Larutan ini akan mendidih pada temperatur baru yaitu T2, dan uap yang berada di atas larutan baru ini akan mempunyai komposisi C3.



Anda dapat melihat sekarang bahwa kita mempunyai uap yang hampir merupakan komponen B murni.
            Apabila anda terus melakukan hal ini (mengkondensasi uap dan mendidihkan cairan yang terbentuk) , pada akhirnya anda akan mendapatkan larutan B murni.Ini adalah dasar dari distilasi fraksional. Walaupun begitu, melakukannya dengan cara seperti ini akan sangat melelahkan dan kecuali anda dapat memproduksi dan mengkondensasi uap di atas sebuah larutan mendidih dalam jumlah yang luar biasa banyak, jumlah larutan B yang akan anda dapat pada akhirnya akan sangat sedikit.

Kolom fraksional sesungguhnya (baik di laboratorium ataupun di industri) melakukan proses kondensasi dan pendidihan ulang ini secara otomatis.

 

Penyimpangan Hukum Raoult

            Tidak semua campuran bersifat ideal. Campuran – campuran non ideal ini mengalami penyimpangan/deviasi dari hukum Raoult. Terdapat dua macam penyimpangan hukum Raoult, yaitu:

a. Penyimpangan positif

Penyimpangan positif hukum Raoult terjadi apabila interaksi dalam masing–masing zat lebih kuat daripada interaksi dalam campuran zat ( A – A, B – B > A – B). Penyimpangan ini menghasilkan entalpi campuran (ΔHmix) positif (endotermik) dan mengakibatkan terjadinya penambahan volume campuran (ΔVmix > 0). Contoh penyimpangan positif terjadi pada campuran etanol dan n–hekasana.

b. Penyimpangan negatif

Penyimpangan negatif hukum Raoult terjadi apabila interaksi dalam campuran zat lebih kuat daripada interaksi dalam masing–masing zat ( A – B > A – A, B – B). Penyimpangan ini menghasilkan entalpi campuran (ΔHmix) negatif (eksotermik) dan mengakibatkan terjadinya pengurangan volume campuran (ΔVmix < 0).^[5] Contoh penyimpangan negatif terjadi pada campuran aseton dan air.

 

Hukum Raoult tentang Aktivitas Air

            Aktivitas air adalah ukuran derajat keterikatan air. Berdasarkan keterikatannya, air dibedakan menjadi air bebas, air terikat fisik, dan air terikat kimia.

Bunyi hukum Raoult tentang aktifitas air adalah "Aktivitas air berbanding lurus dengan jumlah molekul di dalam pelarut dan berbanding terbalik dengan molekul di dalam larutan"

Secara matematis dapat ditulis sebagai

Dimana:

                               Aw --> Aktivitas air

                               n1 --> jumlah molekul yang dilarutkan

                               n2 --> jumlah molekul pelarut

Aktifitas air minimal bagi beberapa organisme, sebagai berikut:

                               0.90 : bakteri

                               0.88 : ragi

                               0.80 : kapang

                               0.75 : organisme halofilik

                               0.61 : organisme osmofilik

5.7 SIFAT KOLIGATIF LARUTAN

Sifat koligatif larutan merupakan sifat larutan dilihat berdasarkan jumlah partikel zat terlarut, bukan dilihat dari jenis zat terlarut. Untuk mempermudah pemahaman pengertian sifat koligatif, mari kita gunakan contoh berikut. Ke dalam dua buah tabung reaksi masing-masing dilarutkan garam dapur (NaCl) dan gula (C₆H₁₂O₆). Ada dua sifat yang dimiliki oleh larutan-larutan tersebut, yakni sifat berdasarkan jenis dan yang kedua sifat berdasarkan jumlah. Contoh sifat yang didasarkan pada jenis adalah rasa. Tabung reaksi yang berisi larutan gula akan berasa manis, sedangkan tabung yang berisi larutan gula akan terasa asin. Jika jenis zat terlarut yang kita larutkan adalah asam asetat, maka rasa dari larutan adalah asam, jika kita masukkan sari daun pepaya, maka larutan akan terasa pahit. Selain rasa, warna dan aroma juga merupakan sifat larutan dilihat berdasarkan jenis zat terlarut. Tapi yang akan dibahas kali ini adalah sifat koligatif, sifat larutan yang didasarkan pada jumlah, bukan pada jenis partikel zat terlarut. Sifat koligatif larutan terdiri dari dua jenis, yaitu sifat koligatif larutan elektrolit dan sifat koligatif larutan nonelektrolit.

Sifat Koligatif Larutan Nonelektrolit

Meskipun sifat koligatif melibatkan larutan, sifat koligatif tidak bergantung pada interaksi antara molekul pelarut dan zat terlarut, tetapi bergatung pada jumlah zat terlarut yang larut pada suatu larutan. Sifat koligatif terdiri dari penurunan tekanan uap, kenaikan titik didih, penurunan titik beku, dan tekanan osmotik.

Penurunan Tekanan Uap

Marie Francois Raoult (1830 - 1901) ilmuwan yang menyimpulkan tentang tekanan uap jenuh larutan Molekul - molekul zat cair yang meninggalkan permukaan menyebabkan adanya tekanan uap zat cair. Semakin mudah molekul - molekul zat cair berubah menjadi uap, makin tinggi pula tekanan uapzat cair. Apabila tekanan zat cair tersebut dilarutkan oleh zat terlarut yang tidak menguap, maka partikel - partikel zat terlarut ini akan mengurangi penguapan molekul - molekul zat cair. Laut mati adalah contoh dari terjadinya penurunan tekanan uap pelarut oleh zat terlarut yang tidak mudah menguap. Air berkadar garam sangat tinggi ini terletak di daerah gurun yang sangat panas dan kering, serta tidak berhubungan dengan laut bebas, sehingga konsentrasi zat terlarutnya semakin tinggi.

Persamaan penurunan tekanan uap dapat ditulis :

ΔP = P⁰ - P
P⁰ > P

       Keterangan :

P⁰ = tekanan uap zat cair murni
P = tekanan uap larutan

Pada tahun 1808, Marie Francois Raoult seorang kimiawan asal Perancis melakukan percobaan mengenai tekanan uap jenuh larutan, sehingga ia menyimpulkan tekanan uap jenuh larutan sama dengan fraksi mol pelarut dikalikan dengan tekanan uap jenuh pelarut murni. Persamaan penurunan tekanan uap dapat ditulis. Kesimpulan ini dikenal dengan Hukum Raoult dan dirumuskan dengan. Persamaan penurunan tekanan uap dapat ditulis :

P = P⁰ x Xp
ΔP = P⁰ x Xt

       Keterangan :

P = tekanan uap jenuh larutan
P⁰ = tekanan uap jenuh pelarut murni
Xp = fraksi mol zat pelarut
Xt = fraksi mol zat terlarut

Kenaikan Titik Didih

Titik didih zat cair adalah suhu tetap pada saat zat cair mendidih. Pada suhu ini, tekanan uap zat cair sama dengan tekanan udara di sekitarnya. Hal ini menyebabkan terjadinya penguapan di seluruh bagian zat cair. Titik didih zat cair diukur pada tekanan 1 atmosfer. Dari hasil penelitian, ternyata titik didih larutan selalu lebih tinggi dari titik didih pelarut murninya. Hal ini disebabkan adanya partikel - partikel zat terlarut dalam suatu larutan menghalangi peristiwa penguapan partikel - partikel pelarut. Oleh karena itu, penguapan partikel - partikel pelarut membutuhkan energi yang lebih besar. Perbedaan titik didih larutan dengan titik didih pelarut murni di sebut kenaikan titik didih yang dinyatakan dengan (ΔTb). Persamaannya dapat ditulis :

ΔTb = Tblarutan − Tbpelarut

                   Keterangan :

ΔTb = kenaikan titik didih

kb = tetapan kenaikan titik didih molal

m = massa zat terlarut

Mr = massa molekul relatif

Tabel Tetapan Kenaikan Titik Didih (Kb) Beberapa Pelarut

Pelarut	Titik Didih	Tetapan (Kb)
Aseton	56,2	1,71
Benzena	80,1	02,53
Kamfer	204,0	05,61
Karbon tetraklorida	76,5	04,95
Sikloheksana	80,7	02,79
Naftalena	217,7	05,80
Fenol	182	03,04
Air	100,0	00,52

Penurunan Titik Beku

Adanya zat terlarut dalam larutan akan mengakibatkan titik beku larutan lebih kecil daripada titik beku pelarutnya. Persamaannya dapat ditulis sebagai berikut :

ΔTf = Tfpelarut − Tblarutan

                   Keterangan :

ΔTf = penurunan titik beku

kf = penurunan titik beku molal

m = massa zat terlarut

Mr = massa molekul relatif

Tabel Penurunan Titik Beku (Kf) Beberapa Pelarut

Pelarut	Titik Beku	Tetapan (Kf)
Aseton	-95,35	2,40
Benzena	5,45	5,12
Kamfer	179,8	39,7
Karbon tetraklorida	-23	29,8
Sikloheksana	6,5	20,1
Naftalena	80,5	6,94
Fenol	43	7,27
Air	0	1,86

Tekanan Osmotik

Van't Hoff

Tekanan osmotik adalah gaya yang diperlukan untuk mengimbangi desakan zat pelarut yang melalui selaput semipermiabel ke dalam larutan. Membran semipermeabel adalah suatu selaput yang dapat dilalui molekul - molekul pelarut dan tidak dapat dilalui oleh zat terlarut. Menurut Van't Hoff, tekanan osmotik larutan dirumuskan :

π = MxRxT

                   Keterangan :

π = tekanan osmotik

M = molaritas larutan

R = tetapan gas ( 0,082 )

T = suhu mutlak

Sifat Koligatif Larutan Elektrolit

Pada konsentrasi yang sama, sifat koligatif larutan elektrolit memliki nilai yang lebih besar daripada sifat koligatif larutan non elektrolit. Banyaknya partikel zat terlarut hasil reaksi ionisasi larutan elektrolit dirumuskan dalam faktor Van't Hoff. Perhitungan sifat koligatif larutan elektrolit selalu dikalikan dengan faktor Van't Hoff :

i = 1 + (n − 1)α

                   Keterangan :

i = faktor Van't Hoff

n = jumlah koefisien kation

α = derajat ionisasi

Penurunan Tekanan Uap Jenuh

Rumus penurunan tekanan uap jenuh dengan memakai faktor Van't Hoff adalah :

ΔP =P⁰

Kenaikan Titik Didih

Persamaannya adalah:

ΔTb=

Penurunan Titik Beku

Persamaannya adalah :

ΔTf =

Tekanan Osmotik

Persamaannya adalah :

π =

5.8 LARUTAN ELEKTROLIT dan NON-ELEKTROLIT

Berdasarkan daya hantar listriknya, larutan terbagi menjadi 2 golongan yaitu larutan elektrolit dan larutan non elektrolit. Sedangkan elektrolit dapat dikelompokkan menjadi larutan elektrolit kuat dan elektrolit lemah sesuai skema penggolongan berikut.

Pada tahun 1884, Svante Arrhenius, ahli kimia terkenal dari Swedia mengemukakan teori elektrolit yang sampai saat ini teori tersebut tetap bertahan padahal ia hampir saja tidak diberikan gelar doktornya di Universitas Upsala, Swedia, karena mengungkapkan teori ini. Menurut Arrhenius, larutan elektrolit dalam air terdisosiasi ke dalam partikel-partikel bermuatan listrik positif dan negatif yang disebut ion (ion positif dan ion negatif) Jumlah muatan ion positif akan sama dengan jumlah muatan ion negatif, sehingga muatan ion-ion dalam larutan netral. Ion-ion inilah yang bertugas mengahantarkan arus listrik. Larutan yang dapat menghantarkan arus listrik disebut larutanelektrolit.

Larutan ini memberikan gejala berupa menyalanya lampu atau timbulnya gelembung gas dalamlarutan.
Larutan elektrolit mengandung partikel-partikel yang bermuatan (kation dan anion). Berdasarkan percobaan yang dilakukan oleh Michael Faraday, diketahui bahwa jika arus listrik dialirkan ke dalam larutan elektrolit akan terjadi proses elektrolisis yang menghasilkan gas. Gelembung gas ini terbentuk karena ion positif mengalami reaksi reduksi dan ion negatif mengalami oksidasi. Contoh, pada laruutan HCl terjadi reaksi elektrolisis yang menghasilkan gas hidrogen sebagai berikut.
HCl(aq)→ H+(aq) + Cl-(aq)
Reaksi reduksi : 2H+(aq) + 2e- → H2(g)
Reaksi oksidasi : 2Cl-(aq) → Cl2(g) + 2e-

Larutan elektrolit terbagi menjadi 2 macam, yaitu elektrolit kuat dan larutan elektrolit lemah

Pada larutan elektrolit kuat, seluruh molekulnya terurai menjadi ion-ion (terionisasi sempurna). Karena banyak ion yang dapat menghantarkan arus listrik, maka daya hantarnya kuat. pada persamaan reaksi, ionisasi elektrolit kuat ditandai dengan anak panah satu arah ke kanan.

Contoh :
NaCl(s) → Na+ (aq) + Cl- (aq)

Contoh larutan elektrolit kuat :

Asam, contohnya asam sulfat (H2SO4), asam nitrat (HNO3), asam klorida (HCl)

Basa, contohnya natrium hidroksida (NaOH), kalium hidroksida (KOH), barium hidroksida (Ba(OH)2)

Garam, hampir semua senyawa kecuali garam merkuri

Larutan elektrolit lemah adalah larutan yang dapat memberikan nyala redup ataupun tidak menyala, tetapi masih terdapat gelembung gas pada elektrodanya. Hal ini disebabkan tidak semua terurai menjadi ion-ion (ionisasi tidak sempurna) sehingga dalam larutan hanya ada sedikit ion-ion yang dapat menghantarkan arus listrik. Dalam persamaan reaksi, ionisasi elektrolit lemah ditandai dengan panah dua arah (bolak-balik).

- terionisasi sebagian

- menghantarkan arus listrik

- lampu menyala redup

- terdapat gelembung gas

Daya hantarnya buruk dan memiliki derajat ionisasi (kemampuan mengurai menjadi ion2nya) kecil. Makin sedikit yang terionisasi, makin lemah elektrolit tersebut. Dalam persamaan reaksi ionisasi elektrolit lemah ditandai dengan panah dua arah (bolak-balik) artinya reaksi berjadal dua arah...di satu sisi terjadi peruraian dan di sisi lain terbentuk kembali ke bentuk senyawa mula2.

Contoh larutan elektrolit lemah adalah semua asam lemah dan basa lemah.....asam adalah yang menghasilkan/melepas H⁺ dan basa yang menghasilkan OH^- atau menangkap H⁺

misalnya :

 

kekuatan elektrolit lemah ditentukan oleh derajad dissosiasinya.....yang dirumuskan :

maka berdasarkan rumus di atas untuk mendapatkan jumlah zat mengion dilakukan dengan cara mengalikan jumlah sat mula2 dengan derajat dissosiasinya....semakin besar harga derajat dissosiasinya maka semakin banyak konsentrasi larutan yang terurai menjadi ion2ya (mengion).

Contoh :
CH3COOH(aq) ↔ CH3COO- (aq) + H+ (aq)

Contoh senyawa yang termasuk elektrolit lemah :

CH3COOH, HCOOH, HF, H2CO3, dan NH4OH
Larutan elektrolit dapat bersumber dari senyawa ion (senyawa yang mempunyai ikatan ion) atau senyawa kovalen polar (senyawa yang mempunyai ikatan kovalen polar).

Sedangkan larutan non elektrolit adalah larutan yang tidak dapat menghantarkan arus listrik dan tidak menimbulkan gelembung gas. Pada larutan non elektrolit, molekul-molekulnya tidak terionisasi dalam larutan, sehingga tidak ada ion yang bermuatanyang dapat menghantarkan arus listrik.

Yang termasuk dalam larutan non elektrolit antara lain :

• Larutan urea
• Larutan sukrosa
• Larutan glukosa
• Larutan alkohol dan lain-lain

Perbedaan keduanya dapat dilihat dari tabel berikut ini,

No	Elektrolit		Non-elektrolit
	Lemah	Kuat
1	Kurang dapat menghantarkan listrik dengan baik	Dapat menghantarkan listrik dengan sangat baik	Tidak dapat menghantarkan listrik
2	Terjadi proses ionisasi (terurai menjadi ion-ion) yang tidak sempurna Lampu menyala redup atau	Terjadi proses ionisasi (terurai menjadi ion-ion) dengan sempurna	Tidak terjadi proses ionisasi
3	ada gelembung gas (sedikit)	Lampu menyala terang dan ada banyak gelembung gas	Lampu tidak menyala dan tidak ada gelembung gas
4	Berupa larutan asam basa lemah	Berupa larutan asam basa kuat	Berupa larutan gula, alkohol dan urea

5.9 pH LARUTAN ASAM DAN BASA

pH adalah derajat keasaman yang digunakan untuk menyatakan tingkat keasaman atau kebasaan yang dimiliki oleh suatu larutan. Ia didefinisikan sebagai kologaritma aktivitas ion hidrogen (H⁺) yang terlarut. Koefisien aktivitas ion hidrogen tidak dapat diukur secara eksperimental, sehingga nilainya didasarkan pada perhitungan teoritis. Skala pH bukanlah skala absolut. Ia bersifat relatif terhadap sekumpulan larutan standar yang pH-nya ditentukan berdasarkan persetujuan internasional.

Konsep pH pertama kali diperkenalkan oleh kimiawan Denmark Søren Peder Lauritz Sørensen pada tahun 1909. Tidaklah diketahui dengan pasti makna singkatan "p" pada "pH". Beberapa rujukan mengisyaratkan bahwa p berasal dari singkatan untuk powerp (pangkat), yang lainnya merujuk kata bahasa Jerman Potenz (yang juga berarti pangkat), dan ada pula yang merujuk pada kata potential. Jens Norby mempublikasikan sebuah karya ilmiah pada tahun 2000 yang berargumen bahwa p adalah sebuah tetapan yang berarti "logaritma negatif".

Air murni bersifat netral, dengan pH-nya pada suhu 25 °C ditetapkan sebagai 7,0. Larutan dengan pH kurang daripada tujuh disebut bersifat asam, dan larutan dengan pH lebih daripada tujuh dikatakan bersifat basa atau alkali. Pengukuran pH sangatlah penting dalam bidang yang terkait dengan kehidupan atau industri pengolahan kimia seperti kimia, biologi, kedokteran, pertanian, ilmu pangan, rekayasa (keteknikan), dan oseanografi. Tentu saja bidang-bidang sains dan teknologi lainnya juga memakai meskipun dalam frekuensi yang lebih rendah.

pH asam basa

pH adalah kepanjangan dari pangkat hidrogen atau power of hydrogen. pH larutan menyatakan konsentrasi ion H+ dalam larutan

Suatu zat asam yang di masukkan ke dalam air akan mengakibatkan bertambahnya ion hidrogen (H+) dalam air dan berkurangnya ion hidroksida (OH-). Sedangkan pada basa, akan terjadi sebaliknya. Zat basa yang dimasukkan ke dalam air akan mengakibatkan bertambahnya ion hidroksida (OH-) dan berkurangnya ion hidrogen (H+).

Jumlah ion H+ dan OH- di dalam air dapat di gunakan untuk menentukan derajat keasaman atau kebasaan suatu zat. Semakin asam suatu zat, semakin banyak ion H+ dan semakin sedikit jumlah ion OH- di dalam air. Sebaliknya semakin basa suatu zat, semakin sedikit jumlah ion H+ dan semakin banyak ion OH- di dalam air.

Analog dengan pH

sehingga untuk asam langsung dapat diketahui pH nya. tetapi untuk basa pH dapat dihitung dengan menghitung pOH terlebih dahulu, kemudian pH dihitung dengan menggunakan rumus
pH = 14 - pOH

Menyatakan pH Larutan Asam

Untuk menyatakan nilai pH suatu larutan asam, maka yang paling awal harus ditentukan (dibedakan) antara asam kuat dengan asam lemah.

1. pH Asam Kuat

Bagi asam-asam kuat ( a = 1), maka menyatakan nilai pH larutannya dapat dihitung langsung dari konsentrasi asamnya (dengan melihat valensinya).

Contoh: 

1. Hitunglah pH dari 100 ml larutan 0.01 M HCl !

Jawab:

HCl(aq) →  H⁺(aq) + Cl^-(aq)
[H⁺] = [HCl] = 0.01 = 10^-2 M
pH = – log 10^-2 = 2

2. Hitunglah pH dari 2 liter larutan 0.1 mol asam sulfat !

Jawab:

H₂SO₄(aq) →  2 H⁺(aq) + SO₄^2-(aq)

[H⁺] = 2[H₂SO₄] = 2 x 0.1 mol/2.0 liter = 2 x 0.05 = 10^-1 M
pH = – log 10^-1 = 1

2. pH Asam Lemah

Bagi asam-asam lemah, karena harga derajat ionisasinya ¹ 1 (0 < a < 1) maka besarnya konsentrasi ion H⁺ tidak dapat dinyatakan secara langsung dari konsentrasi asamnya (seperti halnya asam kuat). Langkah awal yang harus ditempuh adalah menghitung besarnya [H⁺] dengan rumus

[H⁺] = √ ( C_a . K_a)

dimana:

C_a = konsentrasi asam lemah
K_a = tetapan ionisasi asam lemah

Contoh:

Hitunglah pH dari 0.025 mol CH₃COOH dalam 250 ml larutannya, jika diketahui Ka = 10^-5

Jawab:

Ca = 0.025 mol/0.025 liter = 0.1 M = 10^-1 M
[H⁺] = √ (C_a . K_a) = 10^-1 . 10^-5 = 10^-3 M
pH = -log 10^-3 = 3

5.10 LARUTAN BUFFER

Larutan buffer adalah larutan yang terdiri dari garam dengan asam lemahnya atau garam dengan basa lemahnya. Komposisi ini menyebabkan larutan memiliki kemampuan untuk mempertahankan pH jika kedalam larutan ditambahkan sedikit asam atau basa. Hal ini disebabkan larutan penyangga memiliki pasangan asam basa konyugasi (ingat konsep asam Lowry-Bronsted) perhatikan Bagan 8.24.

Bagan 8.24. Skema larutan buffer dan komposisi asam basa konyugasi

Kita ambil contoh pasangan antara asam lemah CH3COOH dengan garamnya CH3COONa. Di dalam larutan

CH3COONa ⇄ CH3COO- + Na+ (Garam)

CH3COOH ⇄ CH3COO- + H+ (Asam lemah)

Dalam larutan terdapat CH3COOH merupakan asam dan CH3COO- basa konyugasi.

Kehadiran senyawa dan ion ini yang dapat menetralisir adanya asam dan basa dalam larutan. Jika larutan ini ditambahkan asam, terjadi reaksi netralisasi,

H+ + CH3COO- ⇄ CH3COOH

Kehadiran basa dinetralisir oleh CH3COOH

OH- + CH3COOH ⇄ CH3COO- + H2O

Untuk larutan buffer dengan komposisi lain adalah campuran antara garam dengan basa lemahnya, seperti campuran NH4Cl dengan NH4OH. Garam terionoisasi

NH4Cl ⇄ NH4+ + Cl-

NH4OH ⇄ NH4+ + OH-

Dalam larutan garam terdapat pasangan basa dan asam konyugasi dari NH4OH dan NH4+, adanya molekul dan ion ini menyebabkan larutan mampu mempertahankan pH larutan. Tambahan H+ dapat dinetralisir oleh NH4OH sesuai dengan reaksi :

NH4OH + H+ ⇄ NH4+ + H2O

Demikian pula adanya tambahan basa OH- dinetralisir oleh ion amonium dengan reaksi :

NH4+ + OH- ⇄ NH4OH

Larutan buffer yang terdiri dari garam dan asam lemahnya atau basa lemahnya memiliki harga pH yang berbeda dari garamnya ataupun dari asam lemahnya, karena kedua larutan terionisasi.

Untuk menetapkan pH larutan buffer dapta kita uraikan sebagai berikut.

Komponen Larutan Penyangga

Secara umum, larutan penyangga digambarkan sebagai campuran yang terdiri dari:

1.                  Asam lemah (HA) dan basa konjugasinya (ion A-), campuran ini menghasilkan larutan bersifat asam.

2.                  Basa lemah (B) dan basa konjugasinya (BH+), campuran ini menghasilkan larutan bersifat basa.

Komponen larutan penyangga terbagi menjadi:

1. Larutan penyangga yang bersifat asam

Larutan ini mempertahankan pH pada daerah asam (pH < 7). Untuk mendapatkan larutan ini dapat dibuat dari asam lemah dan garamnya yang merupakan basa konjugasi dari asamnya. Adapun cara lainnya yaitu mencampurkan suatu asam lemah dengan suatu basa kuat dimana asam lemahnya dicampurkan dalam jumlah berlebih. Campuran akan menghasilkan garam yang mengandung basa konjugasi dari asam lemah yang bersangkutan. Pada umumnya basa kuat yang digunakan seperti natrium, kalium, barium, kalsium, dan lain-lain.

2. Larutan penyangga yang bersifat basa

Larutan ini mempertahankan pH pada daerah basa (pH > 7). Untuk mendapatkan larutan ini dapat dibuat dari basa lemah dan garam, yang garamnya berasal dari asam kuat. Adapun cara lainnya yaitu dengan mencampurkan suatu basa lemah dengan suatu asam kuat dimana basa lemahnya dicampurkan berlebih.

Cara kerja larutan penyangga

Larutan penyangga mengandung komponen asam dan basa dengan asam dan basa konjugasinya, sehingga dapat mengikatbaik ion H+ maupun ion OH-. Sehingga penambahan sedikit asam kuat atau basa kuat tidak mengubah pH-nya secara signifikan. Berikut ini cara kerja larutan penyangga:

1. Larutan penyangga asam

Adapun cara kerjanya dapat dilihat pada larutan penyangga yang mengandung CH3COOH dan CH3COO- yang mengalami kesetimbangan. Dengan proses sebagai berikut:

Pada penambahan asam Penambahan asam (H+) akan menggeser kesetimbangan ke kiri. Dimana ion H+ yang ditambahkan akan bereaksi dengan ion CH3COO- membentuk molekul CH3COOH.

CH3COO-(aq) + H+(aq) → CH3COOH(aq)

Pada penambahan basa Jika yang ditambahkan adalah suatu basa, maka ion OH- dari basa itu akan bereaksi dengan ion H+ membentuk air. Hal ini akan menyebabkan kesetimbangan bergeser ke kanan sehingga konsentrasi ion H+ dapat dipertahankan. Jadi, penambahan basa menyebabkan berkurangnya komponen asam (CH3COOH), bukan ion H+. Basa yang ditambahkan tersebut bereaksi dengan asam CH3COOH membentuk ion CH3COO- dan air.

CH3COOH(aq) + OH-(aq) → CH3COO-(aq) + H2O(l)

2. Larutan penyangga basa

Adapun cara kerjanya dapat dilihat pada larutan penyangga yang mengandung NH3 dan NH4+ yang mengalami kesetimbangan. Dengan proses sebagai berikut:

Pada penambahan asam Jika ditambahkan suatu asam, maka ion H+ dari asam akan mengikat ion OH-. Hal tersebut menyebabkan kesetimbangan bergeser ke kanan, sehingga konsentrasi ion OH- dapat dipertahankan. Disamping itu penambahan ini menyebabkan berkurangnya komponen basa (NH3), bukannya ion OH-. Asam yang ditambahkan bereaksi dengan basa NH3 membentuk ion NH4+.

NH3 (aq) + H+(aq) → NH4+ (aq)

Pada penambahan basa Jika yang ditambahkan adalah suatu basa, maka kesetimbangan bergeser ke kiri, sehingga konsentrasi ion OH- dapat dipertahankan. Basa yang ditambahkan itu bereaksi dengan komponen asam (NH4+), membentuk komponen basa (NH3) dan air.

NH4+ (aq) + OH-(aq) → NH3 (aq) + H2O(l)

Perhitungan pH Larutan Penyangga

1. Larutan penyangga asam

Dapat digunakan tetapan ionisasi dalam menentukan konsentrasi ion H+ dalam suatu larutan dengan rumus berikut:

[H+] = Ka x a/g

atau

pH = p Ka - log a/g

dengan, Ka = tetapan ionisasi asam lemah

              a  = jumlah mol asam lemah

              g  = jumlah mol basa konjugasi

2. Larutan penyangga basa

Dapat digunakan tetapan ionisasi dalam menentukan konsentrasi ion H+ dalam suatu larutan dengan rumus berikut:

[OH-] = Kb x b/g

atau

pH = p Kb - log b/g

dengan, Kb = tetapan ionisasi basa lemah

              b  = jumlah mol basa lemah

              g  = jumlah mol asam konjugasi

 

Fungsi Larutan Penyangga

Adanya larutan penyangga ini dapat kita lihat dalam kehidupan sehari-hari seperti pada obat-obatan, fotografi, industri kulit dan zat warna. Selain aplikasi tersebut, terdapat fungsi penerapan konsep larutan penyangga ini dalam tubuh manusia seperti pada cairan tubuh. Cairan tubuh ini bisa dalam cairan intrasel maupun cairan ekstrasel. Dimana sistem penyangga utama dalam cairan intraselnya seperti H2PO4- dan HPO42- yang dapat bereaksi dengan suatu asam dan basa. Adapun sistem penyangga tersebut, dapat menjaga pH darah yang hampir konstan yaitu sekitar 7,4. Selain itu penerapan larutan penyangga ini dapat kita temui dalam kehidupan sehari-hari seperti pada obat tetes mata.

Larutan buffer dapat dibuat dengan berbagai cara. Larutan buffer asam dapat dibuat dengan cara mencampurkan sejumlah larutan asam lemah dengan larutan basa konyugasinya secara langsung. Selain itu, larutan buffer asam juga dapat dibuat dengan mencampurkan sejumlah larutan basa kuat dengan larutan asam lemah berlebih. Setelah reaksi selesai, campuran dari larutan basa konyugasi yang terbentuk dan sisa larutan asam lemah membentuk larutan buffer asam.

Dengan cara yang serupa, larutan buffer basa juga dapat dibuat melalui dua cara. Pertama, mencampurkan sejumlah larutan basa lemah dengan larutan asam konyugasinya secara langsung. Atau melalui cara kedua, mencampurkan sejumlah larutan asam kuat dengan larutan basa lemah berlebih. Setelah reaksi selesai, campuran dari larutan asam konyugasi yang terbentuk dan sisa larutan basa lemah membentuk larutan buffer basa.

5.11 INDIKATOR ASAM BASA

Dalam kehidupan sehari-hari akan ditemukan senyawa dalam tiga keadaan yaitu asam, basa, dan netral. Ketika mencicipi rasa jeruk maka akan terasa asam karena jeruk mengandung asam. Sedangkan ketika mencicipi sampo maka akan terasa pahit karena sampo mengandung basa. Namun sangat tidak baik apabila untuk mengenali sifat asam atau basa dengan mencicipinya karena mungkin saja zat tersebut mengandung racun atau zat yang berbahaya. Sifat asam dan basa suatu zat dapat diketahui menggunakan sebuah indikator. Indikator yang sering digunakan antara lain kertas lakmus, fenolftalein, metil merah dan brom timol biru. Indikator tersebut akan memberikan perubahan warna jika ditambahkan larutan asam atau basa. Indikator ini biasanya dikenal sebagai indikator sintetis. Dalam pembelajaran kimia khususnya materi asam dan basa indikator derajat keasaman diperlukan untuk mengetahui pH suatu larutan.

Bagaimanakah cara kerja indikator

Indikator sebagai asam lemah

Lakmus

Lakmus adalah asam lemah. Lakmus memiliki molekul yang sungguh rumit yang akan kita sederhanakan menjadi HLit. "H" adalah proton yang dapat diberikan kepada yang lain. "Lit" adalah molekul asam lemah.

Tidak dapat dipungkiri bahwa akan terjadi kesetimbangan ketika asam ini dilarutkan dalam air. Pengambilan versi yang disederhanakan kesetimbangan ini:

Lakmus yang tidak terionisasi adalah merah, ketika terionisasi adalah biru.

Sekarang gunakan Prinsip Le Chatelier untuk menemukan apa yang terjadi jika anda menambahkan ion hidroksida atau beberapa ion hidrogen yang lebih banyak pada kesetimbangan ini.

Penambahan ion hidroksida:

Penambahan ion hidrogen:

Jika konsentrasi Hlit dan Lit^- sebanding:

Pada beberapa titik selama terjadi pergerakan posisi kesetimbangan, konsentrasi dari kedua warna akan menjadi sebanding. Warna yang anda lihat merupakan pencampuran dari keduanya.

Alasan untuk membubuhkan tanda kutip disekitar kata "netral" adalah bahwa tidak terdapat alasan yang tepat kenapa kedua konsentrasi menjadi sebanding pada pH 7. Untuk lakmus, terjadi perbandingan warna mendekati 50 / 50 pada saat pH 7 – hal itulah yang menjadi alasan kenapa lakmus banyak digunakan untuk pengujian asam dan basa. Seperti yang akan anda lihat pada bagian berikutnya, hal itu tidak benar untuk indikator yang lain.

Jingga metil (Methyl orange)

Jingga metil adalah salah satu indikator yang banyak digunakan dalam titrasi. Pada larutan yang bersifat basa, jingga metil berwarna kuning dan strukturnya adalah:

Sekarang, anda mungkin berfikir bahwa ketika anda menambahkan asam, ion hidrogen akan ditangkap oleh yang bermuatan negatif oksigen. Itulah tempat yang jelas untuk memulainya. Tidak begitu!

Pada faktanya, ion hidrogen tertarik pada salah satu ion nitrogen pada ikatan rangkap nitrogen-nitrogen untuk memberikan struktur yang dapat dituliskan seperti berikut ini:

Anda memiliki kesetimbangan yang sama antara dua bentuk jingga metil seperti pada kasus lakmus – tetapi warnanya berbeda.

Anda sebaiknya mencari sendiri kenapa terjadi perubahan warna ketika anda menambahkan asam atau basa. Penjelasannya identik dengan kasus lakmus – bedanya adalah warna.

Pada kasus jingga metil, pada setengah tingkat dimana campuran merah dan kuning menghasilkan warna jingga terjadi pada pH 3.7 – mendekati netral. Ini akan diekplorasi dengan lebih lanjut pada bagian bawah halaman.

Fenolftalein

Fenolftalein adalah indikator titrasi yang lain yang sering digunakan, dan fenolftalein ini merupakan bentuk asam lemah yang lain.

Pada kasus ini, asam lemah tidak berwarna dan ion-nya berwarna merah muda terang. Penambahan ion hidrogen berlebih menggeser posisi kesetimbangan ke arah kiri, dan mengubah indikator menjadi tak berwarna. Penambahan ion hidroksida menghilangkan ion hidrogen dari kesetimbangan yang mengarah ke kanan untuk menggantikannya – mengubah indikator menjadi merah muda.

Setengah tingkat terjadi pada pH 9.3. Karena pencampuran warna merah muda dan tak berwarna menghasilkan warna merah muda yang pucat, hal ini sulit untuk mendeteksinya dengan akurat!

Rentang pH indikator

Pentingnya pK_ind

Berpikirlah tentang indikator yang umum, HInd – dimana "Ind" adalah bagian indikator yang terlepas dari ion hidrogen yang diberikan keluar:

Karena hal ini hanya seperti asam lemah yang lain, anda dapat menuliskan ungkapan K_a untuk indikator tersebut. Kita akan menyebutnya K_ind untuk memberikan penekanan bahwa yang kita bicarakan di sini adalah mengenai indikator.

Pikirkanlah apa yang terjadi pada setengah reaksi selama terjadinya perubahan warna. Pada titik ini konsentrasi asam dan ion-nya adalah sebanding. Pada kasus tersebut, keduanya akan menghapuskan ungkapan K_ind.

anda dapat menggunakan hal ini untuk menentukan pH pada titik reaksi searah. Jika anda menyusun ulang persamaan yang terakhir pada bagian sebelah kiri, dan kemudian mengubahnya pada pH dan pK_ind, anda akan memperoleh:

Hal itu berarti bahwa titik akhir untuk indikator bergantung seluruhnya pada harga pK_ind. Untuk indikator yang kita miliki dapat dilihat dibawah ini:

indikator	pKind
lakmus	6.5
jingga metil	3.7
fenolftalein	9.3

Rentang pH indikator

Indikator tidak berubah warna dengan sangat mencolok pada satu pH tertentu (diberikan oleh harga pK_ind-nya). Malahan, mereka mengubah sedikit rentang pH.

Dengan mengasumsikan kesetimbangan benar-benar mengarah pada salah satu sisi, tetapi sekarang anda menambahkan sesuatu untuk memulai pergeseran tersebut. Selama terjadi pergeseran kesetimbangan, anda akan memulai untuk mendapatkan lebih banyak dan lebih banyak lagi pembentukan warna yang kedua, dan pada beberapa titik mata akan mulai mendeteksinya.

Sebagai contoh, jika anda menggunakan jingga metil pada larutan yang bersifat basa maka warna yang dominan adalah kuning. Sekarang mulai tambahkan asam karena itu kesetimbangan akan mulai bergeser.

Pada beberapa titik akan cukup banyak adanya bentuk merah dari jingga metil yang menunjukkan bahwa larutan akan mulai memberi warna jingga. Selama anda melakukan penambahan asam lebih banyak, warna merah akhirnya akan menjadi dominan yang mana anda tidak lagi melihat warna kuning.

Terjadi perubahan kecil yang berangsur-angsur dari satu warna menjadi warna yang lain, menempati rentang pH. Secara kasar "aturan ibu jari", perubahan yang tampak menempati sekitar 1 unit pH pada tiap sisi harga pK_ind.

Harga yang pasti untuk tiga indikator dapat kita lihat sebagai berikut:

indikator	pKind	pH rentang pH
lakmus	6.5	5 – 8
jingga metil	3.7	3.1 – 4.4
fenolftalein	9.3	8.3 – 10.0

Perubahan warna lakmus terjadi tidak selalu pada rentang pH yang besar, tetapi lakmus berguna untuk mendeteksi asam dan basa pada lab karena perubahan warnanya sekitar 7. Jingga metil atau fenolftalein sedikit kurang berguna.

Berikut ini dapat dilihat dengan lebih mudah dalam bentuk diagram.

Sebagai contoh, jingga metil akan berwarna kuning pada tiap larutan dengan pH lebih besar dari 4.4. Hal ini tidak dapat dibedakan antara asam lemah dengan pH 5 atau basa kuat dengan pH 14.

Pemilihan indikator untuk titrasi

Harus diingat bahwa titik ekivalen titrasi yang mana anda memiliki campuran dua zat pada perbandingan yang tepat sama. anda tak pelak lagi membutuhkan pemilihan indikator yang perubahan warnanya mendekati titik ekivalen. Indikator yang dipilih bervariasi dari satu titrasi ke titirasi yang lain.

Asam kuat vs basa kuat

Diagram berikut menunjukkan kurva pH untuk penambahan asam kuat pada basa kuat. Bagian yang diarsir pada gambar tersebut adalah rentang pH untuk jingga metil dan fenolftalein.

anda dapat melihat bahwa tidak terdapat perubahan indikator pada titik ekivalen.

Akan tetapi, gambar menurun tajam pada titik ekivalen tersebut yang menunjukkan tidak terdapat perbedaan pada volume asam yang ditambahkan apapun indikator yang anda pilih. Akan tetapi, hal tersebut berguna pada titrasi untuk memilihih kemungkinan warna terbaik melalui penggunaan tiap indikator.

Jika anda mengguanakan fenolftalein, anda akan mentitrasi sampai fenolftalein berubah menjadi tak berwarna (pada pH 8,8) karena itu adalah titik terdekat untuk mendapatkan titik ekivalen.

Dilain pihak, dengan menggunakan jingga metil, anda akan mentitrasi sampai bagian pertama kali muncul warna jingga dalam larutan. Jika larutan berubah menjadi merah, anda mendapatkan titik yang lebih jauh dari titik ekivalen.

Asam kuat vs basa lemah

Kali ini adalah sangat jelas bahwa fenolftalein akan lebih tidak berguna. Akan tetapi jingga metil mulai berubah dari kuning menjadi jingga sangat mendekati titik ekivalen.

anda memiliki pilihan indiaktor yang berubah warna pada bagian kurva yang curam.

Asam lemah vs basa kuat

Kali ini, jingga metil sia-sia! Akan tetapi, fenolftalein berubah warna dengan tepat pada tempat yang anda inginkan.

Asam lemah vs basa lemah

Kurva berikut adalah untuk kasus dimana asam dan basa keduanya sebanding lemahnya – sebagai contoh, asam etanoat dan larutan amonia. Pada kasus yang lain, titik ekivalen akan terletak pada pH yang lain.

Anda dapat melihat bahwa kedua indikator tidak dapat digunakan. Fenolftalein akan berakhir perubahannya sebelum tercapai titik ekivalen, dan jingga metil jauh ke bawah sekali.

Ini memungkinkan untuk menemukan indiaktor yang memulai perubahan warna atau mengakhirinya pada titik eqivalen, karena pH titik ekivalen berbeda dari kasus yang satu ke kasus yang lain, anda tidak dapat mengeneralisirnya.

Secara keseluruhan, anda tidak akan pernah mentitrasi asam lemah dan asam basa melalui adanya indikator.

Larutan natrium karbonat dan asam hidroklorida encer

Berikut ini adalah kasus yang menarik. Jika anda menggunakan fenolftalein atau jingga metil, keduanya akan memberikan hasil titirasi yang benar – akan tetapi harga dengan fenolftalein akan lebih tepat dibandingkan dengan bagian jingga metil yang lain.

Hal ini terjadi bahwa fenolftalein selesai mengalami perubahan warnanya pada pH yang tepat dengan titik ekivalen pada saat untuk pertamakalinya natrium hidrogenkarbonat terbentuk.

Perubahan warna jingga metil dengan tepat terjadi pada pH titik ekivalen bagian kedua reaksi.

5.12 TITRASI ASAM BASA

 

Titrasi merupakan metode analisa kimia secara kuantitatif yang biasa digunakan dalam laboratorium untuk menentukan konsentrasi dari reaktan. Karena pengukuran volum memainkan peranan penting dalam titrasi, maka teknik ini juga dikenali dengan analisa volumetrik. Analisa titrimetri merupakan satu dari bagian utama dari kimia analitik dan perhitungannya berdasarkan hubungan stoikhiometri dari reaksi-reaksi kimia. Analisa cara titrimetri berdasarkan reaksi kimia seperti: aA + tT → hasil dengan keterangan: (a) molekul analit A bereaksi dengan (t) molekul pereaksi T. Pereaksi T, disebut titran, ditambahkan secara sedikit-sedikit, biasanya dari sebuah buret, dalam bentuk larutan dengan konsentrasi yang diketahui. Larutan yang disebut belakangan disebut larutan standar dan konsentrasinya ditentukan dengan suatu proses standarisasi. Penambahan titran dilanjutkan hingga sejumlah T yang ekivalen dengan A telah ditambahkan. Maka dikatakan baha titik ekivalen titran telah tercapai. Agar mengetahui bila penambahan titran berhenti, kimiawan dapat menggunakan sebuah zat kimia, yang disebut indikator, yang bertanggap terhadap adanya titran berlebih dengan perubahan warna. Perubahan warna ini dapat atau tidak dapat trejadi tepat pada titik ekivalen. Titik titrasi pada saat indikator berubah warna disebut titik akhir. Tentunya merupakan suatu harapan, bahwa titik akhir ada sedekat mungkin dengan titik ekivalen. Memilih indikator untuk membuat kedua titik berimpitan (atau mengadakan koreksi untuk selisih keduanya) merupakan salah satu aspek penting dari analisa titrimetri. Istilah titrasi menyangkut proses ntuk mengukur volum titran yang diperlukan untuk mencapai titik ekivalen. Selama bertahun-tahun istilah analisa volumetrik sering digunakan daripada titrimetrik. Akan tetapi dilihat dari segi yang ketat, istilah titrimetrik lebih baik, karena pengukuran-pengukuran volum tidak perlu dibatasi oleh titrasi. Pada analisa tertentu misalnya, orang dapat mengukur volum gas.

Sebuah reagen yang disebut sebagai peniter^[, yang diketahui konsentrasi (larutan standar) dan volumnya digunakan untuk mereaksikan larutan yang dititer yang konsentrasinya tidak diketahui. Dengan menggunakan buret terkalibrasi untuk menambahkan peniter, sangat mungkin untuk menentukan jumlah pasti larutan yang dibutuhkan untuk mencapai titik akhir. Titik akhir adalah titik di mana titrasi selesai, yang ditentukan dengan indikator. Idealnya indikator akan berubah warna pada saat titik ekivalensi—di mana volum dari peniter yang ditambahkan dengan mol tertentu sama dengan nilai dari mol larutan yang dititer. Dalam titrasi asam-basa kuat, titik akhir dari titrasi adalah titik pada saat pH reaktan hampir mencapai 7, dan biasanya ketika larutan berubah warna menjadi merah muda karena adanya indikator pH fenolftalein. Selain titrasi asam-basa, terdapat pula jenis titrasi lainnya.

Banyak metode yang dapat digunakan untuk mengindikasikan titik akhir dalam reaksi; titrasi biasanya menggunakan indikator visual (larutan reaktan yang berubah warna). Dalam titrasi asam-basa sederhana, indikator pH dapat digunakan, sebagai contoh adalah fenolftalein, di mana fenolftalein akan berubah warna menjadi merah muda ketika larutan mencapai pH sekitar 8.2 atau melewatinya. Contoh lainnya dari indikator pH yang dapat digunakan adalah metil jingga, yang berubah warna menjadi merah dalam asam serta menjadi kuning dalam larutan alkali.

Tidak semua titrasi membutuhkan indikator. Dalam beberapa kasus, baik reaktan maupun produk telah memiliki warna yang kontras dan dapat digunakan sebagai "indikator". Sebagai contoh, titrasi redoks menggunakan potasium permanganat (merah muda/ungu) sebagai peniter tidak membutuhkan indikator. Ketika peniter dikurangi, larutan akan menjadi tidak berwarna. Setelah mencapai titik ekivalensi, terdapat sisa peniter yang berlebih dalam larutan. Titik ekivalensi diidentifikasikan pada saat munculnya warna merah muda yang pertama (akibat kelebihan permanganat) dalam larutan yang sedang dititer.

Akibat adanya sifat logaritma dalam kurva pH, membuat transisi warna yang sangat tajam; sehingga, satu tetes peniter pada saat hampir mencapai titik akhir dapat merubah nilai pH secara signifikan—sehingga terjadilah perubahan warna dalam indikator secara langsung. Terdapat sedikit perbedaan antara perubahan warna indikator dan titik ekivalensi yang sebenarnya dalam titrasi. Kesalahan ini diacu sebagai kesalahan indikator, dan besar kesalahannya tidak dapat ditentukan.

5.13 KESIMPULAN

Dalam kimia, larutan adalah campuran homogen yang terdiri dari dua atau lebih zat. Zat yang jumlahnya lebih sedikit di dalam larutan disebut (zat) terlarut atau solut, sedangkan zat yang jumlahnya lebih banyak daripada zat-zat lain dalam larutan disebut pelarut atau solven. Komposisi zat terlarut dan pelarut dalam larutan dinyatakan dalam konsentrasi larutan, sedangkan proses pencampuran zat terlarut dan pelarut membentuk larutan disebut pelarutan atau solvasi. Contoh larutan yang umum dijumpai adalah padatan yang dilarutkan dalam cairan, seperti garam atau gula dilarutkan dalam air. Gas juga dapat pula dilarutkan dalam cairan, misalnya karbon dioksida atau oksigen dalam air. Selain itu, cairan dapat pula larut dalam cairan lain, sementara gas larut dalam gas lain. Terdapat pula larutan padat, misalnya aloi (campuran logam) dan mineral tertentu.

Berdasarkan kemampuannya menghantarkan listrik, larutan dapat dibedakan sebagai larutan elektrolit dan larutan non-elektrolit. Larutan elektrolit mengandung zat elektrolit sehingga dapat menghantarkan listrik, sementara larutan non-elektrolit tidak dapat menghantarkan listrik.

Larutan elektrolit di bedakan menjadi larutan elektrolit kuat, dan elektrolit lemah.

Ada 2 reaksi dalam larutan, yaitu reaksi Esoterm dan Endoterm.

Berdasarkan zat terlarutnya, larutan dibedakan menjadi 3 yaitu larutan tak jenuh, larutan jenuh, dan larutan sngat jenuh.

Konsentrasi larutan dapat dibedakan secara kualitatif dan kuantitatif. Secara kualitatif, larutan dapat dibedakan menjadi larutan pekat dan larutan encer. Dalam larutan encer, massa larutan sama dengan massa pelarutnya karena massa jenis larutan sama dengan massa jenis pelarutnya. Secara kuantitatif, larutan dibedakan berdasarkan satuan konsentrasinya. Ada beberapa proses melarut (prinsip kelarutan), yaitu: cairan-cairan, padat-cair, dan gas-cair.

Larutan   non-elektrolit   adalah   larutan   yang   tidak   dapat menghantarkan  arus  listrik,  hal  ini  disebabkan  karena  larutan tidak dapat menghasilkan ion-ion (tidak meng-ion). Yang termasuk dalam larutan non elektrolit antara lain : Larutan urea, Larutan sukrosa, Larutan glukosa, Larutan alkohol dan lain-lain.

Sifat koligatif larutan merupakan sifat larutan dilihat berdasarkan jumlah partikel zat terlarut, bukan dilihat dari jenis zat terlarut. Larutan cair encer menunjukkan sifat-sifat yang bergantung pada efek kolektif jumlah partikel terlarut, disebut sifat koligatif (dari kata Latin colligare, "mengumpul bersama"). Sifat koligatif meliputi penurunan tekanan uap, peningkatan titik didih, penurunan titik beku, dan gejala tekanan osmotik

5.14CONTOH SOAL DAN PEMBAHASAN

1.Garam dibawah ini yang menglami hidrolisis total adalah...............

A.    CH₃COONH₄

B.     NaCl

C.     NH₄Cl

D.    CH₃COONa

E.     Na_2­CO₃

Jawab : A

Pembahasan

Garam yang mengalami hidrolisis total adalah garam yang berasal dari asam lemah dan basa lemah.

2.Konsentrasi ion H⁺ yang terdapat dalam 100 ML HCOOH 0,05 M dengan Ka = 1,8 x 10^-4 adalah

A.    9 x 10^-6 M

B.     3 x 10²⁵ M

C.     3 x 10⁴ M

D.    9 x 10^-3 M

E.     9 x 10^-4 M

Jawab : D

Pembahasan

3.      Larutan glukosa dalam air, mendidih pada 100, 36⁰, jika Kb = 0,52 dan Kf = 1,86 maka larutan tersebut akan membeku pada suhu....

A.    1,80 ⁰C

B.     0,93⁰C

C.     0⁰C

D.    -0,93⁰C

E.     -1,29⁰C

Jawab : E

Pembahasan

Larutan glukosa merupakan larutan non elektrolit

∆Tb = Tb – Tb⁰ = 100,36 – 100 = 0,36

∆Tb = m x Kb

0,36 = m x 0,52

M = molal

∆Tf = m x kf =  x 1,86 = 1,26

Tf = Tf⁰ - ∆Tf = 0 – 1,29 = -1,29⁰C

4.      pH larutan dari campuran 100 ml larutan NH₄OH 0,1 M dengan 100 ml larutan NH₄Cl 0,1 M (kb NH₄OH = 10^-5) adalah....

A.    5

B.     6

C.     7

D.    8

E.     9

Jawab : E

Pembahasan

Campuran NH₄OH dan NH₄Cl merupakan larutan penyangga basa.

pOH = 5

pH = 14 – 5 = 9

5.      Menurut konsep lowry bronsted, dalam reaksi :

NH₃ + H₂O ↔ NH₄⁺ + OH^-

A.    Air adalah asam karena dapat menerima sebuah proton

B.     Amoniak dan air adalah pasangan asam-basa konjugat

C.     NH₂ dan NH₄⁺ adalah pasangan asam-basa konjugat

D.    NH₃ adalah asam karena memberi sebuah proton

E.     NH₄⁺ dan OH^- adalah basa kuat

Jawab : C

Pembahasan

NH₃ + H₂O ↔ NH₄⁺ + OH^-

NH₃ dan NH₄⁺ adalah pasangan asam basa konjugasi

NH₃ bersifat basa dan NH₄⁺ bersifat asam

H₂O dan OH^-  adalah pasangan  asam basa konjugasi

H₂O bersifat asam dan OH^- bersifat basa

6.      Larutan jenuh dari L (OH)₂ mempunyai pH = 10, Ksp dari L(OH)₂ tersebut adalah...........

1.      5 x 10^-13

2.      2 x 10^-12

3.      5 x 10^-10

4.      2 x 10^-10

5.      2 x 10^-8

Jawab : A

pH = 10

pOH = 4

[OH^-] = 10^-4

L (OH)₂ → L²⁺ + 2 OH^-

5 . 10^-5       5 . 10^-5    10^-4

Ksp L (OH)­₂ = [L²⁺] [OH^-]₂ = [5 . 10^-5] [10^-4]² = 5 . 10^-13                

7.      Sebanyak 500 ml larutan yang mengandung 17,1 gram zat non elektrolit pada suhu 27⁰ C, mempunyai tekanan osmotik 2,46 atm. Mr zat non elektrolit tersebut adalah................

A.    90

B.     150

C.     207

D.    278

E.     342

Jawab : E

Pembahasan

Η = M x R x T

2,46 = x 0,082 x 300

Mr = 342

8.      Persamaan hidrolisis suatu senyawa dinyatakan sebagai berikut :

CN^-(aq) + H₂O_(aq) → HCN_(aq) + OH^-_(aq)

Persamaan diatas merupakan persaaan reaksi hidrolisis garam bersifat basa. Garam berasal dari asam lemah + basa kuat

NACN berasal dari  NaOH (basa kuat) + HCN (asam lemah)

A.    NH₄CN

B.     CH₃CN

C.     Mg(CN)₂

D.    NaCN

E.     Fe(CN)₂

Jawab : D

Pembahasan

CN^- (aq) + H₂O(aq) → HCN (aq) + OH (aq)

Persamaan diatas merupakan persamaan reaksi hidrolisis garam bersifat basa.

Garam berasal dari asa, lemah + basa kuat

NaCN berasal dari NaOH (basa kuat) + HCN (asam lemah)

9.      Sebanyak 11,1 gram CaCl₂ (Mr = 111) dilarutan dalam air sampai volume 500 cm³. Konsentrasi ion Cl yang berada dalam larutan tersebut adalah...........

A.    0,40 mol dm³

B.     0,30 mol dm³

C.     0,20 mol dm³

D.    0,10 mol dm³

E.     0,05 mol dm³

Jawab : A

Pembahasan

CaCl₂ → Ca²⁺ + 2 Cl^-

N CaCl₂ = 11,1 : 1111 = 0,1 mol

N Cl^- = 2 x 0,1 = 0,2 mol

[Cl^-] = = 0,4 mol dm^-3

10.  Tekanan upa air jenuh pada suhu 30⁰C adalah 31,8 mmHg dan fraksi mol suatu zat dalam air adalah 0,056 mol. Pada suhu 30⁰C, tekanan uap larutan adalah.............

A.    1,78 mmHg

B.     33,59 mmHg

C.     17,8 mmHg

D.    30,02 mmHg

E.     28,30 mmHg

Jawab : D

Pembahasan

Xp = 1 – Xt = 1 – 0,056 = 0,944

P = P⁰ Xp = 31,8 . 0,944 = 30,32 mmHg

11. Berapakah pH larutan penyangga yang terbuat dari campuran larutan CH3COOH 0,2 M sebanyak 100 mL dengan larutan CH3COONa 0,2 M sebanyak 100 mL? (Ka CH3COOH = 1 . 10^-5)
Penyelesaian :
Saat 100 mL larutan CH3COOH 0,2 M dicampurkan dengan 100 mL larutan CH3COONa 0,2 M, terjadi peristiwa pengenceran larutan.
Konsentrasi larutan CH3COOH setelah diencerkan :
V1 M1 = V2 M2
100 . 0,2 = 200 . M2
M2 = 0,1 M
Konsentrasi larutan CH3COONa setelah diencerkan :
V1 M1 = V2 M2
100 . 0,2 = 200 . M2
M2 = 0,1 M
Dengan demikian, pH larutan buffer tersebut menjadi :
[H3O⁺] = Ka {[Asam Lemah] / [Basa Konyugasi]}
[H3O⁺] = 1 . 10^-5 {0,1 /0,1}
[H3O⁺] = 1 . 10^-5
pH = 5 – log 1
12. Larutan buffer yang tersusun atas larutan NH4OH 0,05 M dengan larutan NH4Cl 0,1 M memiliki pH sebesar 9. Berapakah perbandingan volume larutan basa lemah terhadap larutan asam konyugasinya? (Kb NH4OH = 10^-5 )
Penyelesaian :
Persamaan untuk menghitung pH larutan buffer basa adalah sebagai berikut :
[OH^-] = Kb {[NH4OH] / [NH4⁺]}
[OH^-] = Kb {mol NH4OH / mol NH4⁺}
[OH^-] = Kb {Vbasa . Mbasa / Vasam konyugasi . Masam konyugasi}
pH = 9, berarti pOH = 14 – pH = 14 – 9 = 5
Sehingga : [OH-] = 10^-5 M
Dengan demikian : 10^-5 = 10^-5 {Vbasa . 0,05 / Vasam konyugasi . 0,1}
Vbasa / Vasam konyugasi = 0,1 / 0,05 = 2/1
Jadi, perbandingan volume larutan basa lemah terhadap larutan asam konyugasinya adalah 2 : 1
13. Berapakah pH campuran yang terbentuk saat larutan amonia 0,1 M sebanyak 300 mL dicampurkan dengan 100 mL larutan asam klorida 0,1 M? (Kb amonia = 10^-5 dan log 2 = 0,3)
Penyelesaian :
Reaksi yang terjadi adalah reaksi netralisasi (asam + basa → garam + air)
NH3 + HCl → NH4Cl
Mol NH3 yang disediakan = V.M = 300.0,1 = 30 mmol
Mol HCl yang disediakan = V.M = 100.0,1 = 10 mmol
Perbandingan stoikiometri NH3 : HCl = 1 : 1
Dengan demikian, sebanyak 10 mmol NH3 tepat bereaksi dengan 10 mmol HCl dan menghasilkan 10 mmol NH4Cl.Pada akhir reaksi, masih tersisa 20 mmol NH3 dan 10 mmol NH4Cl. Campuran tersebut membentuk sistem buffer basa.
Jadi, perhitungan pH larutan buffer basa di atas dapat menggunakan persamaan berikut :
[OH^-] = Kb {mol basa lemah / mol asam konyugasi}
[OH^-] = 10^-5 {20/10}
[OH^-] = 2 . 10^-5 M
pOH = – log [OH^-] = 5 – log 2
pH = 14 – pOH = 14 – (5 – log 2) = 9 + log 2 = 9 + 0,3 = 9,3
14. Berapakah volume larutan NaOH 0,1 M yang diperlukan ditambahkan ke dalam 40 mL larutan asam asetat 0,1 M (Ka = 1.10^-5) agar diperoleh larutan penyangga dengan pH = 5?
Penyelesaian :
Reaksi kimia yang terjadi adalah sebagai berikut :
CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O
Mol CH3COOH yang disediakan = V.M = 40.0,1 = 4 mmol
Mol NaOH yang disediakan = x mmol
Perbandingan stoikiometri CH3COOH : NaOH = 1 : 1
Agar membentuk larutan penyangga, seluruh mol NaOH harus tepat habis bereaksi. Dengan demikian, sebanyak x mmol NaOH memerlukan x mmol CH3COOH. Pada akhir reaksi, masih tersisa (4 – x) mmol CH3COOH dan terbentuk x mmol CH3COONa.
Persamaan yang digunakan adalah sebagai berikut :
[H3O⁺] = Ka {mol asam lemah / mol basa konyugasi}
pH = 5, berarti [H3O⁺] = 10^-5 M
10^-5 = 10^-5 {4 – x / x}
4 – x = x
x = 2 mmol
Mol NaOH yang dibutuhkan sebanyak 2 mmol.
Dengan demikian, volume larutan NaOH 0,1 M yang dibutuhkan adalah sebanyak 2/0,1 = 20 mL

15.

Untuk larutan buffer yang terdiri atas campuran asam lemah dengangaramnya (larutannya akan selalu mempunyai pH < 7) digunakan rumus: [H+] = Ka. Ca/Cg pH = pKa + log Ca/Cg dimana: Ca = konsentrasi asam lemah Cg = konsentrasi garamnya Ka = tetapan ionisasi asam lemah Contoh: Hitunglah pH larutan yang terdiri atas campuran 0.01 mol asam asetat dengan 0.1 mol natrium Asetat dalam 1 1iter larutan ! Ka bagi asam asetat = 10-5 Jawab: Ca = 0.01 mol/liter = 10-2 M Cg = 0.10 mol/liter = 10-1 M pH= pKa + log Cg/Ca = -log 10-5 + log-1/log-2 = 5 + 1 = 6

16.

Untuk larutan buffer yang terdiri atas campuran basa lemah dengangaramnya (larutannya akan selalu mempunyai pH > 7), digunakan rumus: [OH-] = Kb . Cb/Cg pOH = pKb + log Cg/Cb dimana: Cb = konsentrasi base lemah Cg = konsentrasi garamnya Kb = tetapan ionisasi basa lemah Contoh: Hitunglah pH campuran 1 liter larutan yang terdiri atas 0.2 mol NH4OH dengan 0.1 mol HCl ! (Kb= 10-5) Jawab: NH4OH(aq) + HCl(aq)  ®   NH4Cl(aq) + H2O(l) mol NH4OH yang bereaksi = mol HCl yang tersedia = 0.1 mol mol NH4OH sisa = 0.2 - 0.1 = 0.1 mol mol NH4Cl yang terbentuk = mol NH40H yang bereaksi = 0.1 mol Karena basa lemahnya bersisa dan terbentuk garam (NH4Cl) maka campurannya akan membentuk Larutan buffer. Cb (sisa) = 0.1 mol/liter = 10-1 M Cg (yang terbentuk) = 0.1 mol/liter = 10-1 M pOH = pKb + log Cg/Cb = -log 10-5 + log 10-1/10-1 = 5 + log 1 = 5 pH = 14 - p0H = 14 - 5 = 9

5.15 DAFTAR PUSTAKA

http://bebas.vlsm.org/v12/sponsor/Sponsor-Pendamping/Praweda/Kimia/0188%20Kim%202-2d.htm

www.aidianet.co.cc

www.jevuska.com/topic/jurnal+tentang+pengaruh+suhu+dan+tekanan+pada+kelarutan.html

mfi.farmasi.ugm.ac.id/files/news/4._abdul_karim.pdf

http://bima.ipb.ac.id/~tpb-ipb/materi/kimia101/Bab5. Konsep Larutan.pdf

http://elearning.gunadarma.ac.id/docmodul/pengantar_kimia/Bab_7.pdf

www. E-dukasi.net

http://www.scribd.com/doc/31188671/KIMIA-LARUTAN

http://live-pdf.com/kimia-larutan.html

http://www.ilmukimia.net/