Larutan
adalah campuran homogen (serba sama) antara zat terlarut dalam zat
pelarut. Zat terlarut adalah zat yang
terdispersi (tersebar secara merata) dalam zat pelarut. Zat terlarut pada umumnya jumlahnya lebih
sedikit dalam campuran tersebut. Zat terlarut
dalam bahasa inggris disebut solute.
Larutan = Zat Pelarut + Zat
Terlarut
Berdasarkan
sifat daya hantar listriknya, larutan dibedakan menjadi dua, yaitu larutan
elektrolit dan larutan nonelektrolit.
1. Larutan
elektrolit adalah larutan yang dapat menghantar arus listrik. Ion yang bermuatan listrik positif (ion
positif) disebut kation, sedangkan
ion negatif disebut anion. Peristiwa terurainya suatu larutan menjadi
ion positif dan ion negatif disebut proses
ionisasi.
a. Larutan
elektrolit kuat adalah zat elektrolit yang terurai sempurna dalam air
menghasilkan ion-ionnya (a
= 1).
Contohnya:
- NaCl
= Natrium klorida
- KCl
= Kalium klorida
- HCl
= Asam klorida
- HNO3
= Asam nitrat
- HBr
= Asam bromida
- H2SO4
= Asam sulfat
- NaOH
= Natrium hidroksida
- HClO4 =
- Ba(OH)2 =
b. Larutan
elektrolit lemah adalah zat elektrolit yang terurai sebagian dalam air
menghasilkan ion-ionnya (a
< 1).
Contohnya:
- CH3COOH = Asam asetat
- HF
= Asam fluorida
- H2CO3
= Asam bikarbonat
- HNO2 =
- NH4OH
= Amonium hidroksida
- H2O =
- NH3 =
2. Larutan
nonelektrolit adalah larutan yang tidak dapat menghantar arus listrik. Harga a
untuk larutan nonelektrolit adalah 0 (a
= 0).
Contohnya:
- (NH2)2CO
= Urea
- CH3OH
= Metanol
- C2H5OH
= Etanol
- C6H12O6
= Glukosa
- C12H22O11
= Sukrosa
- Benzena,
bensin, alkohol.
Derajat
ionisasi (a) =
Contoh:
Sebanyak 0,1 mol asam asetat dilarutkan dalam 1 liter air, jika 0,001 mol asam
itu mengion, maka derajat ionisasinya adalah …
Jawab:
a
Contoh
Soal:
1. Disediakan
beberapa larutan: gula pasir, garam dapur, asam cuka, asam sulfat, alkohol,
amonia, asam klorida, soda kaustik, magnesium sulfat, dan ureum. Bagaimanakah daya hantar larutan-larutan
tersebut di atas dan perubahan yang ditunjukkan oleh alat penguji?
Jawab:
NO
|
LARUTAN YANG DIPERKSA
|
PENGAMATAN
|
KETERANGAN
|
|
LAMPU
|
GELEMBUNG
|
|||
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
|
Gula pasir
Garam dapur
Asam cuka
Asam sulfat
Alkohol
Amonia
Asam klorida
Soda kaustik
Magnesium sulfat
Ureum
|
Tidak menyala
Menyala terang
Tidak menyala
Menyala terang
Tidak menyala
Tidak menyala
Menyala terang
Menyala terang
Menyala terang
Tidak menyala
|
Tidak ada
Ada
Ada
Ada
Tidak ada
Ada
Ada
Ada
Ada
Tidak ada
|
Nonelektrolit
Elektrolit kuat
Elektrolit lemah
Elektrolit kuat
Nonelektrolit
Elektrolit lemah
Elektrolit kuat
Elektrolit kuat
Elektrolit kuat
Nonelektrolit
|
2. Bagaimanakah
cara membedakan larutan yang tergolong elektrolit atau nonelektrolit?
Jawab:
Hantaran
listrik dalam larutan dapat ditunjukkan dengan alat penguji elektrolit. Jika larutan dapat menghantarkan arus
listrik, lampu pada rangkaian akan menyala atau adanya perubahan lain seperti
munculnya gelembung, maka larutan tersebut disebut larutan elektrolit tetapi
jika peristiwa di atas tidak terjadi, maka larutan tersebut disebut larutan
nonelektrolit.
3. Jika
2 mol zat A dilarutkan dalam air, tentukan besarnya derajat ionisasi bila ¾
bagian terurai menjadi ion-ion penyusunnya.
Jawab:
Mol zat mula-mula =
2 mol
Mol zat terurai = ¾
x 2 mol = 1,5 mol
Derajat ionisasi;
B. KONSENTRASI LARUTAN
Konsentrasi
larutan adalah suatu cara untuk menyatakan banyaknya zat terlarut dengan
banyaknya pelarut dalam suatu larutan. Pada
ilmu kimia, kepekatan suatu larutan disebut konsentrasi larutan.
a.
Persentase
massa
Persentase
massa adalah bagian massa salah satu komponen dalam suatu campuran yang
dinyatakan dalam persen. Misalnya campuran zat A = a gram dan zat B =
b gram, maka massa campuran = (a + b) gram. Jadi, rumus persentase massa komponen dalam
campuran adalah
Jumlah
persentase massa komponen dalam campuran adalah 100% sehingga untuk larutan,
perumusan persentase massa menjadi
Contoh Soal:
1. Tentukan
persentase massa garam dapur dalam suatu larutan yang dibuat dengan melarutkan
5 gram garam dapur dalam 95 gram air!
Jawab:
Massa zat terlaut
(garam dapur) = 5 gram
Massa zat pelarut
(air) = 95 gram
Massa larutan = (5 +
95) gram = 100 gram
2. Berapa
persen volume minyak tanah, jika dalam 0,5 L bensin terlarut 0,05 L minyak
tanah?
Jawab:
3. Berapakah
massa KOH dalam 400 Cm3 larutan KOH 30% jika massa jenis larutan 1,1
gram/Cm3?
Jawab:
Larutan
KOH = 30%
Volume
KOH = 400 Cm3
Massa
jenis larutan = 1,1 gram/Cm3
Massa
larutan = volume x massa jenis =
400 Cm3 x 1,1 gram/Cm3 = 440 gram
Massa
KOH = 30% x 440 gram = 132
gram
b.
Bagian
per Juta (BPJ) dan Bagian per Milyar (PPM)
Jika larutan sangat
encer digunakan satuan konsentrasi bagian per juta dan bagian per milyar. Satuan PPM ekivalen dengan 1 mg zat terlarut
dalam 1 liter larutan.
BPJ massa =
BPJ volume =
PPM massa =
PPM volume =
c.
Fraksi
Mol
Fraksi
mol (x) adalah bagian mol suatu komponen dalam suatu campuran atau perbandingan
jumlah mol zat dalam larutan dengan jumlah seluruh zat dalam larutan.
Rumus:
Contoh:
Sebanyak
30 gram asam asetat (Mr = 60) dilarutkan dalam 45 gram air (Mr = 18), fraksi
mol masing-masing zat adalah …
Jawab:
Mol asam asetat =
Mol air =
Jumlah mol total
dalam larutan = (0,5 + 2,5) mol = 3 mol
Fraksi mol asam
asetat =
Fraksi mol air
d.
Molaritas
(M)
Molaritas
atau konsentrasi molar (M) suatu larutan menyatakan jumlah mol spesi zat
terlarut dalam 1 liter larutan atau jumlah milimol dan 1 mL larutan.
M =
Contoh:
Sebanyak 2 gram NaOH (Mr = 40) dilarutkan dalam air sehingga
volume larutan menjadi 250 mL, maka
komolaran larutan adalah …
Jawab: n NaOH =
M NaOH =
e. Molalitas
(m)
Molalitas
(m) menyatakan jumlah mol zat terlarut dalam 1000 g pelarut. Misalnya: larutan gula 0,5 molal, berarti
dalam setiap 1000 g air terlarut 0,5 mol gula. Molalitas tidak bergantung pada
temperatur dan digunakan dalam bidang kimia,
terutama dalam sifat koligatif.
Molalitas (m) =
f. Normalitas
(N)
Normalitas
menyatakan jumlah ekuivalen zat terlarut dalam setiap liter larutan. Ekuivalen
zat dalam larutan bergantung pada jenis reaksi yang dialami zat itu karena
satuan ini dipakai untuk penyetara zat dalam reaksi. Misalnya: untuk reaksi asam basa harus
diperhatikan jumlah H+ dan OH-. Jika mol asam Anda kalikan dengan jumlah H+
nya, maka kita akan memperoleh gram ekuivalen (grek) dari asam tersebut. Demikian juga jika mol basa kita kalikan
dengan jumlah OH- nya, maka Anda mendapatkan grek dari basa
tersebut.
Contoh:
1
mol HCl = 1 grek 2 mol H2SO4
= 4 grek
2
mol NaOH = 1 grek 3 mol Ca(OH)2 = 6 grek
Normalitas (N)
=
Contoh Soal:
Sebanyak 4,9 gram H2SO4
(Mr = 98) dilarutkan ke dalam air sehingga volume larutan menjadi 400 mL, maka
normalitas larutan tersebut adalah …
Jawab:
n H2SO4
=
0,1 grek = 100 mgrek
Normalitas (N)
=
Jadi, yang terbentuk
adalah larutan H2SO4 0,25 N.
Soal Latihan
1. Jelaskan
apa yang dimaksud dengan:
a.
Larutan
b.
Zat
terlarut
c.
Zat
pelarut
2. Bagaimana
daya hantar listrik dari:
a.
Larutan
elektrolit
b.
Larutan
nonelektrolit
c.
Lelehan
senyawa kovalen
d.
Lelehan
senyawa ionik
3. Bagaimana
reaksi ionisasi dari:
a.
Larutan
elektrolit kuat
b.
Larutan
elektrolit lemah
c.
Larutan
nonelektrolit
4. Manakah
yang termasuk zat elektrolit kuat, elektrolit lemah dan nonelektrolit dari
senyawa berikut:
a.
NaBr
b.
C6H12O6
c.
HNO3
d.
NH4OH
e. Na2SO4
C. DAYA HANTAR LISTRIK PADA ZAT
Ingat kembali
materi sebelumnya. Berdasarkan daya hantarnya, zat dapat dibedakan menjadi:
˜ Elektrolit adalah zat yang dapat menghantar listrik karena mengandung ion-ion yang dapat bergerak bebas (mengalami ionisasi).
˜ Non elektrolit adalah zat yang tidak dapat menghantarkan listrik karena tidak terurai menjadi
ion-ion, tetapi tetap dalam bentuk molekul
yang tidak bermuatan
listrik.
D. ELEKTROKIMIA
Elektrokimia adalah ilmu kimia yang mempelajari aspek-aspek listrik pada proses kimia.
Contoh aplikasi:
aki, baterai, penyepuhan logam, dan sebagainya.
Di kelas X sudah dibahas mengenai
pengertian reaksi redoks. Reaksi redoks
adalah reaksi
reduksi dan oksidasi. Reaksi reduksi
adalah reaksi penangkapan elektron atau reaksi terjadinya
penurunan bilangan
oksidasi, sedangkan reaksi
oksidasi adalah
reaksi pelepasan elektron
atau reaksi terjadinya
kenaikan bilangan oksidasi.
Jadi, pada reaksi redoks terjadi penerimaan dan pelepasan elektron (adanya
transfer elektron).
Energi yang dilepaskan dari reaksi redoks dapat diubah menjadi energi listrik, sedangkan
jika energi listrik dialirkan dalam larutan
elektrolit, maka akan terjadi
reaksi redoks. Reaksi
redoks dapat berjalan spontan
(menghasilkan energi listrik) maupun tidak spontan/ dengan
bantuan (memerlukan energi listrik). Jadi pada reaksi
redoks, dapat terjadi perubahan energi dari energi kimia menjadi energi
listrik maupun sebaliknya.
˜ Tempat berlangsungnya perubahan energi kimia menjadi energi listrik atau sebaliknya dinamakan sel.
˜ Sel terdiri dari dua elektroda
(penghantar/kutub) dan larutan elektrolit.
˜ Elektroda dibedakan menjadi
katoda (mengalami reduksi) dan anoda (mengalami oksidasi). Sel elektrokimia dapat dibedakan
menjadi sel volta dan sel elektrolisis.
1. SEL VOLTA/SEL GALVANI
Ditemukan oleh Luigi Galvani
(1780) dan Alessandro Volta (1800) Ciri-ciri:
~
Mengubah energi kimia menjadi
energi listrik
~
Mengalami reaksi redoks
spontan menghasilkan energi listrik
~
Katoda sebagi
kutub positif, anoda sebagai kutub negatif
Contoh: sel aki, baterai kering (sel Leclanche), baterai
alkaline, baterai
Ni-Cd, baterai kentang,
dsb Beberapa
sel volta dalam kehidupan
sehari-hari
a.
Baterai Kering (Sel Leclanche)
Anode (-) : Logam seng (Zn) yang dipakai
sebagai wadah. Katode (+) : Batang karbon (tidak aktif)
Elektrolit : Campuran berupa pasta yang terdiri dari MnO2, NH4Cl, dan sedikit
air
b.
Baterai Alkaline
Anode (-) : Logam seng (Zn) yang sama seperti baterai
biasa digunakan sebagai wadah. Katode (+) : Oksida mangan
(MnO2)
Elektrolit : Kalium hidroksida (KOH)
c.
Baterai Litium Anode (-) : Litium
Katode (+) : Oksida logam transisi/sulfida (MnO2, V6O13, TiS2)
Elektrolit : Polimer
d.
Baterai dari bahan alam,
misal dari kentang Anode (-) : Seng (Zn)
Katode (+) : Tembaga
(Cu)
Elektrolit : Kentang
e.
Accumulator (Aki)
Anode (-) : Lempeng logam timbal (Pb).
Katode (+) : Lempeng
logam oksida timbal
(PbO2) Elektrolit : Larutan
asam sulfat (H2SO4) encer
Potensial Sel (Esel)
Banyaknya arus listrik yang dihasilkan dari kedua
elektroda dapat ditentukan dengan menetapkan potensial elektroda (Eº) yaitu beda potensial antara anoda dan
katoda. Sebagai pembanding (standar) digunakan potensial elektroda hidrogen. Potensial elektroda hidrogen
standar diberi harga = 0 volt (Eº = 0 volt).
2 H+(aq) + 2 e– → H2(g) Eº = 0 volt
Jika ada suatu zat yang lebih
mudah melakukan reduksi dibanding hidrogen, maka harga potensial
elektrodanya adalah positif. Jika lebih mudah melakukan
oksidasi, maka potensial elektrodanya bertanda
negatif.
Contoh:
Diketahui potensial reduksi Cu dan Zn:
Cu2+(aq) + 2 e– → Cu(s) E° = + 0,34 V atau E° Cu2+∣Cu = + 0,34 V (lebih mudah melakukan reduksi) Zn2+(aq) + 2 e– →
Zn(s) E° = - 0,74 V E° Zn2+∣Zn = - 0,74 V (lebih mudah melakukan
oksidasi)
Catatan:
•
Potensial elektroda merupakan potensial reduksi karena berkaitan dengan
reaksi reduksi.
•
Besarnya potensial oksidasi sama dengan potensial reduksi tetapi
berlawanan tanda.
Menentukan katoda dan anoda
MENGAPA PADA BATERAI
KENTANG Zn SEBAGAI ANODA DAN Cu SEBAGAI KATODA?
•
Potensial elektroda Zn lebih negatif, maka Zn harus melakukan
oksidasi dan
bertindak sebagai anoda.
•
Potensial elektroda Cu lebih positif, maka Cu mengalami
reduksi dan
bertindak sebagai katoda.
|
||||||
Reaksi tersebut dapat dituliskan dalam notasi sel berikut:
Zn∣Zn2+ ∣∣ Cu2+∣Cu
oksidasi ∣∣ reduksi
Besarnya potensial sel ( E°sel) dari suatu reaksi redoks dalam sel volta
merupakan total dari potensial
elektroda unsur-unsur sesuai dengan reaksinya. Dalam hal ini, hasil perhitungan potensial sel bisa positif atau bisa negatif. Jika potensial
sel bertanda positif berarti reaksi dapat berlangsung, sedangkan jika potensial
sel bertanda negatif berarti reaksi
tidak dapat berlangsung. Ingat!!
Perhitungan tidak melibatkan koefisien.
Contoh soal 1
Diketahui : Cu2+(aq) + 2 e– → Cu(s) E° = + 0,34 V Ag+(aq) + 1 e– → Ag(s) E° = + 0,80 V
Tentukan E°sel dari kedua elektroda! Jawab:
E°Cu lebih
negatif dari E°Ag,
maka Cu mengalami oksidasi
dan bertindak sebagai anoda. A: Cu(s) → Cu2+(aq) + 2 e– E° = - 0,34 V
K: 2 Ag+(aq) + 2 e– → Ag(s) E° = +
0,80 V (Ingat!! Perhitungan tidak
melibatkan koefisien)
Cu + 2 Ag+ → Cu 2+ + 2 Ag E°sel = + 0,46 V
atau: Cu∣Cu2+ ∣∣ Ag+∣Ag E°sel = + 0,46 V
Contoh soal 2
Diketahui: Ag+∣Ag E° = + 0,80 V
Zn2+∣Zn E° = - 0,76 V
Tentukan E°sel dari kedua elektroda!
Jawab:
Zn lebih negatif, mengalami
oksidai (anoda) Ag lebih positif,
mengalami reduksi
(katoda) A: Zn(s) →
Zn2+(aq) + 2 e– E° = + 0,76 V K: Ag+(aq) + 1 e– → Ag(s) E° = +
0,80 V
Zn∣Zn2+ ∣∣ Ag+∣Ag Esel = + 1.56 V
2. SEL ELEKTROLISIS
Pada praktikum uji elektrolit, saat elektroda dicelupkan
ke dalam larutan elektrolit, akan timbul gelembung gas dan lama kelamaan pada salah satu batang elektroda akan timbul endapan. Peristiwa tersebut menunjukkan elektrolisis. Jumlah endapan yang terjadi dapat diperkirakan dengan hukum Faraday.
Sel elektrolisis adalah tempat
terjadinya peristiwa penguraian elektrolit oleh arus searah. Ciri-ciri:
~ Mengubah energi listrik menjadi energi kimia
~ Mengalami reaksi redoks
tidak spontan (memerlukan energi listrik)
~ Katoda sebagi
kutub negatif, anoda sebagai
kutub positif
Contoh: penyepuhan logam (elektroplating), pemurnian
logam, pembuatan beberapa
bahan kimia Beberapa
aplikasi sel elektrolisis:
1. Penyepuhan Logam (Elektroplating)
Misalnya penyepuhan logam besi. Agar besi tahan terhadap karat maka permukaan
besi sering dilapisi
oleh logam yang lebih stabil, seperti seng, nikel, atau perak.
Benda yang akan dilapisi dipasang
sebagai katoda dan potongan logam penyepuh
dipasang sebagai
anoda yang dibenamkan dalam larutan
garam dari logam penyepuh
dan dihubungkan dengan
sumber arus searah.
Contoh: untuk melapisi
sendok garpu yang terbuat
dari besi dengan perak (Ag), maka garpu dipasang sebagai katoda dan logam perak dipasang sebagai
anoda, dengan elektrolit larutan AgNO3.
2. Pemurnian Logam
Logam yang kotor ditempelkan di anode dan logam murni ditempatkan di katode.
Larutan yang digunakan adalah yang mempunyai kation logam tersebut.
Hukum Faraday
Pada tahun 1834 Michael Faraday menemukan fakta bahwa banyaknya
perubahan kimia yang dihasilkan oleh arus listrik berbanding lurus dengan jumlah listrik
yang dilewatkan.
Hukum I Faraday: Massa zat yang terjadi
atau melarut selama proses elektrolisis berbanding lurus dengan
jumlah muatan listrik yang melalui
sel elektrolisis
W= atau W = e . F
W = berat zat (endapan) yang terjadi (gram) e
= berat ekivalen
(Ar/valensi)
96.500 = tetapan
Faraday i = kuat arus (A) t = waktu (detik)
F = i x t
96500
Contoh Soal 3
1.
Larutan NiSO4 (Ar = 59) dialiri arus listrik 10 A selama 1 jam. Tentukan
Ni yang mengendap
di katoda. Reaksi:
NiSO4(aq) → Ni2+ + SO42–
Katoda : Ni2+(aq) + 2 e → Ni(s)
Diketahui : e = Ar/valensi *valensi menyatakan banyaknya elektron yang dilepas/diterima e = 59/2
e = 29.5 i = 10 A
t = 1 jam = 36000 detik
Ditanya : W
Jawab : W = e x i x t
= 29.5 x 10 A x 3600 = 11 gram 96500 96500
Contoh Soal 4
2.
Tentukan berat logam
perak (Ar Ag = 108) yang diendapkan jika arus listrik sebesar 0.2 Faraday dialirkan
ke dalam larutan
AgNO3.
|
E. KOROSI
Korosi (perkaratan) adalah teroksidasinya suatu logam dengan zat
yang ada di sekitarnya dan menghasilkan senyawa yang tidak dikehendaki. Dalam kehidupan
sehari-hari, besi yang teroksidasi disebut
dengan karat.
Reaksi pada perkaratan besi:
Anoda
: Fe(s) → Fe2+(aq) + 2 e–
Katoda : O2(g) + 2 H2O(l) + 4 e– → 4 OH–(aq)
Fe(s) + O2(g) + 2 H2O(l)→Fe2+(aq) + 4 OH–(aq)
Karat besi (Fe2O3. x H2O) merupakan oksidasi lebih lanjut dari Fe2+ dan menjadi Fe3+ dan membentuk Fe2O3 mengikat air. Faktor yang mempercepat korosi adalah
kontak dengan air, tingkat keasaman, konta elektrolit, zat pengotor, kontak dengan
logam lain yang kurang
aktif, dan kondisi
logam (kerapatan dan kekerasan
permukaan).
Pencegahan terhadap korosi besi
3. Proses pelapisan
Besi dilapisi dengan suatu zat yang sukar ditembus
oksigen. Hal ini dilakukan dengan cara dicat atau dilapisi dengan logam lain.
4. Proses perlindungan katoda (proteksi katodik)
atau pengorbanan anoda (anodaizing)
Besi dilindungi dari korosi dengan menempatkan besi sebagai
katoda, bukan sebagai anoda. Dengan demikian besi dihubungkan dengan logam lain yang mudah
teroksidasi, yaitu logam dengan
potensial reduksi
lebih negatif dari besi. Logam yang paling sesuai untuk
proteksi katodik adalah logam magnesium (Mg). Logam Mg bertindak sebagai anoda dan akan terserang karat sampai habis,
sedang besi bertindak sebagai
katoda tidak mengalami korosi. Aplikasi:
•
Untuk melindungi pipa air agar tidak
berkarat, pada jarak tertentu
pipa dihubungkan dengan lempeng magnesium yang ditanam dalam bak berisi
pasir.
Untuk melindungi menara besi dari karat,
kaki menara dihubungkan dengan lempeng magnesium
yang ditanam di dalam tanah.
Tidak ada komentar:
Posting Komentar