PENGERTIAN HIDROLISIS

HIDROLISIS

A.      Jenis Garam Dan Realsi Hidrolisis

Reaksi penguraian garam oleh air atau reaksi ion-ion garam dengan air di sebut hidrolisis. Pada penguraian garam tersebut dapat terjadi beberapa kemungkinan.

1)      Ion garam bereaksi dengan air menghasilkan ion H⁺ sehingga menyebabkan [H⁺] Dalam air bertambah dan akibatnya [H⁺] > [OH^–] dan larutan bersifat asam.

2)      Ion garam bereaksi dengan air dan menghasilkan ion OH sehingga didalam sistem [H⁺] < [OH], akibatnya larutan bersifat basa.

3)      Ion garam tersebut tidak bereaksi dengan air, sehingga [H⁺] dalam air akan tetap sama dengan [OH^–] dan air akan tetap netral (pH =7)

1.      Garam yang terbentuk dari asam lemah dan dasa kuat.

Garam yang berasal dari asam lemah dan basa kuat bila di larutkan dalam air akan menghasilkan anion dari asam lemah. Ion tersebut bila bereaksi dengan air menghasilkan ion OH^– yang menyebabkan larutan bersifat basa. Jadi, garam yang berasal dari asam lemah dan basa kuat akan terhidrolisis sebagian (parsial) dan bersifat basa.

2.      Garam yang terbentuk dari asam kuat dan basa lemah

Garam berasal dari asam kuat dan basa lemah bila di larutkandalam air akan menghasilkan kation yang berasal dari basa lemah. Ion tersebut bila bereaksi dengan air akan menghasilkan ion H⁺ yang menyebabkan larutan bersifat asam. Jadi, garam berasal dari asam kuat dan basa lemah akan terhidrolisis sebagian (parsial) dan bersifat asam.

3.      Garam yang terbentuk dari asam lemah dan basa lemah

Garam berasal dari asam lemah dan basa lemah di dalam air terionisasi dan kedua ion garam tersenut bereaksi dengan air. Oleh karena itu reaksi kedua garam tersebut masing-masing menghasilkan ion H⁺ dan ion OH^–, maka sifat larutan garam ini di tentukan oleh harga tetapan kesetimbangan dari asam lemah dan basa yang terbentuk.

4.      Garam yang terbentuk dari asam kuat dan basa kuat

Ion yang di hasilkan dari ionisasi garam yang berasal dari asam kuat dan basa kuat tidak ada yang bereaksi dengan air, sebab ion-ion yang bereaksi akan segera terionisasi. Kesimpulannya, garam yang berasal dari asam kuat dan basa kuat tidak terhidrolisis. Oleh karena itu, konsentrasi ion H⁺ dan OH^– dalam air tidak terganggu, sehingga larutan bersifat netral.

B.      Harga pH larutan Garam

1)      Garam yang berasal dari asam lemah dan basa kuat

Rumuss :

Kh = 1 x Kw [ OH^– ] = √ Kw x [ A^– ]

Ka Ka

Keterangan : Kw = Tetapan ionisasi air ( 10^–14 )

Ka = Tetapan ionisasi asam

[ A^– ] = Konsentrasi ion garam yang terhidrolisis

Contoh soal :

* Hitunglah pH larutan NaCN 0,01 M. Di ketahui Ka HCN = 10^–10

Jawab :

NaCN → Na⁺ + CN^–

0,1 M 0,1 M

[OH^–] = √ Kw x [ CN^– ]

Ka

[OH^–] = √ 10^–14 [ 0,01 ]

10^–10

[OH^–] = 10^–3

poH = 3

pH = 11

2)      Garam yang berasal dari asam kuat dan basa lemah

Rumus :

Kh = 1 _X Kw [ H+ ] = √ Kw _X [ B⁺ ]

Kb Kb

Keterangan :

Kw = Tetapan ionisasi air

Kb = Tetapan ionisasi basa

[ B⁺ ] = Konsentrasi ion garam yang terhidrolisis

Contoh soal :

* Hitunglah pH larutan ( NH₄ )₂ SO₄ 0,1 M, Jika Kb NH₃ = 2 x 10^–5

Jawab :

( NH₄ )₂ SO_4 (aq) → 2NH⁺ + SO^2–₄

Garam berasal dari asam kuat dan basa lemah, maka larutannya bersifat asam.

[H⁺] = √ Kw _X [ NH⁺₄ ]

Kb

[H⁺] = √ 10^–14 _X 0,2

2 x 10^–5

[H⁺] = 10^–5

pH = 5

3)      Garam yang berasal dari asam lemah dan basa lemah

Rumus :

[ H⁺ ] = √ Ka x Kw

Kb

Dari rumuss harga pH larutan garam yang berasal dari asam lemah dan basa lemah tidak tergantung pada konsentrasi ion-ion garam dalam larutan namun tergantung pada harga ka dan kb dari asam basa pembentuknya

Ø  Jika Ka = kb, maka larutan akan bersifat netral ( pH = 7 )

Ø  Jika Ka > kb, maka larutan akan bersifat asam ( pH <>

Ø  Jika Ka < style=""> ( pH > 7 )

Contoh soal :

* Hitunglah pH larutan CH₃CooNH₄ 0,1 M, Jika diketahui. Ka = 10^–10 dan kb NH₃ = 10^–5

Jawab :

[ H⁺ ] = √ Ka x Kw

Kb

[ H⁺ ] = √ 10^–10 x 10^–14

10^–8

[ H⁺ ] = √ 10^–19

pH = – Log ( 10^–19 ) ½

= ½ ( – Log 10^–19 )

pH = 8,5

> Hasil kali kelarutan (Ksp)

Rumuss :

Ksp Am Bn = [ Aⁿ⁺ ] ^m [ B^m– ] ⁿ

Contoh :

Untuk senyawa ion sukar larut Ag₂ CrO₄ dengan kesetimbangan

Ag₂ CrO₄ → 2Ag⁺ + CrO^2–₄

Jawab:

Ksp Am Bn = [ Aⁿ⁺ ] m [ B^m– ]n

Ksp Ag₂CrO₄ = [ Ag⁺ ] ² [ CrO^2–₄ ]

“Sifat Kolegatif Larutan”

Sifat kolegatif larutan adalah unsur-unsur larutan yang tidak tergantung kepada jenis zat terlarut tetapi hanya tergantung pada konsentrasi partikelnya meliputi :

Ø  Penurunan tekanan uap jenuh

Ø  Kenaikan titik didih

Ø  Kenaikan titik beku

Ø  Tekanan osmotic

Konsentrasi Larutan

1)      Molaritas

Adalah satuan konsentrasi yang menyatakan banyaknya mol zat terlarut di dalam setiap 1 Liter larutan.

M = n ---- mol atau M = m . 1000

V ---- V mr V → Volume (ml)

Contoh soal :

Hitung konsentrasi larutan yan gdi buat dari 2gr NaOH yang dilarutkan dalam air hingga volume 500 ml ( Mr. NaOH = 40 )

Jawab : Diketahui m = 2gr

V = 500 ml

Ditanyakan M…?

Jawab M = m _X 1000

Mr V

= 2 _X 1000

40 500

= 2000

20.000

= 0,1 m

2)      Molalitas (m)

Adalah satuan konsentrasi yang manyatakan banyaknya mol zat pelarut tiap 1 Kg pelarut ( 1000 gr pelarut )

M = n → Keterangan :

P m = molalitas

n = mol zat pelarut

p = massa pelarut (Kg)

w = massa zat (gn)

Contoh soal :

1.      berapakah kemolalan larutan yang d buat dengan mencampurkan 3 gr urea dengan 200 gr air?

2.      berapakah kemolalan larutan glukosa yang mempunyai 12 % massa glukosa (mr. 180) ?

Jawab :

1)      Diketahui w = 3gr

mr = 60 → (mr. Co (NH2)2) Urea C = 12, N=14, 0 = 16, H = 1

p = 200 gr

Ditanyakan m…?

Jawab m = w _X 1000

Mr p

= 3 _X 1000

60 200

= 0,25

2)      Diketahui mr = 180, dalam 12 % massa glukosa terdapat 12 gr dan massa air ( 100 – 12 ) = 88 gr

Ditanyakan m…?

Jawab m = w _X 1000

mr p = 12 _X 1000

180 88

= 0,76

3)      Fraksi Mol

Adalah satuan konsentrasi yang menyatakan perbandingan jumlah mol zat terlarut atai pelarut terhadap jumlah mol larutan. Jadi kalai na = adalah zat pelarut, nb = adalah mol terlarut, maka fraksi mol pelarut (XA) adalah :

XA = na → X pelarut = Mol pelarut

nA + nb mol pelarut + mol zat pelarut

Dan Fraksi mol zat terlarut (XB) adalah :

XB = nB → X terlarut = Mol terlarut

nA + nB mol pelarut + mol terlarut

XA + XB = 1

Contoh Soal :

1)      Tentukan kadar glukosa jika di ketahui fraksi mol glukosa sebesar 0,2

Jawab :

Xglukosa = 0,2

Xair = 1 – 0,2

= 0,8

Perbandingan glukosa : air = 0,2 : 0,8 = 2:8

Massa air = n . Mr

= 8 . 18

= 144gr

Massa glukosa = n . Mr

= 2 . 180 144gr + 360gr = 504gr

= 360gr

% glukosa = 360 X 100% = 71,43%

504

a.       Penurunan tekanan uap ( Δp )

Ø  Uap jenuh adalah uap yang berada dalam kesetimbangan

Ø  Tekanan uap jenuh adalah tekanan yang di sebabkan oleh uap jenuh

Ø  Uap raouh hubungan antara tekanan uap jenuh larutan dengan tekanan uap jenuh pelarut adalah :

p = Xpelarut . Po Keterangan : p = tekanan uap jenuh larutan

po = tekanan uap jenuh pelarut

Xpelarut = fraksi mol pelarut

Selisih antara tekanan uap jenuh pelarut dengan tekanan uap jenuh larutan di sebut “Δp”

Δp = Xterlarut . po Keterangan : Δp = Penurunan tekanan uap jenuh

Δp = po – p

b.      Kenaikan titik jenuh (ΔB)

Ø  Titik didih adalah suhu pada saat tekanan uap cairan sama dengan tekanan uap atmosfer di sekitarnya. Example : Di permukaan laut ( p = 760 mmHG) air mendidih pada suhu 100^ºC karena pada suhu 100^ºC tekanan uap air 760 mmHG.

Ø  Dengan adanya zat – terlarut dalam suatu zat cair maka titik didih zat cair itu akan naik sebanding dengan konsentrasi zat terlarut

Ø  Selisih antara larutan dengan titik pelarutnya di sebut kenaikan titik didih (ΔTb = Tb Larutan Elevation).

Ø  Δb = Larutan – Tb Pelarut.

Ø  ΔTb tidak tergantung pada jenis zat terlarut tapi tergantung pada konsentrasi partikel dalam larutan.

Δb = kb . m Keterangan ΔTb = Kenaikan titik didih

Kb = Tetapan kenaikan titik didih molal

m = Molalitas.

c.       Penurunan titik beku (ΔTf)

Ø  Titik beku adalah siatu suhu pada saat tekanan uap cairan sama dengan tekanan uap padatan. Example, Pada tekanan 1 atm, air membeku pada 0^ºC karena pada suhu itu tekanan uap air = tekanan uap es.

Ø  Adanya zat-zat terlarut dalam suatu zat cair mengakibatkan titik beku zat cair itu akan turun → sebanding dengan konsentrasi zat terlarut.

Ø  Selisih antara titik beku larutan dengan titik beku pelarutnya di sebut penurunan titik beku ( ΔTf = freezing point defression)

ΔTf = Tf pelarut – Tf larutan.

Ø  ΔTf tidak tergantung pada jenis zat terlarut tapi tergantung pada konsentrasi konsentrasi partikel dalam larutan

Keterangan ΔTf = penurunan titik beku

ΔTf = kf . m kf = tetapan penurunan titik beku molal

M = Molalitas