Ksp

Sebagai contoh kita ambil CuBr (Tembaga (I) Bromida). Kelarutan CuBr dalam 1 liter adalah 0,0287 gr pada 25 C. Kita timbang CuBr sebanyak 0,0287 gr dan kemudian kita masukan ke dalam 1 L air. *Pada saat awal CuBr di masukan ke dalam air, maka kation Cu+ dan anion Br- belum terbentuk, dan dengan berlangsungnya proses pelarutan maka konsentrasi kedua ion tersebut akan meningkat. Proses disosiasi CuBr menjadi ion-ionnya dapat ditulis sebagai berikut:

CuBr (s) -> Cu⁺(aq) + Br^-(aq)

Jumlah kation dan anion akan semakin meningkat sampai mencapai jumlah maksimum pada saat semua CuBr terlarut. Pada keadaan ini dimungkinkan ion Cu+ dan F- bisa bertumbukan satu sama lain membentuk CuBr.

Cu⁺ (aq) + Br^-(aq) -> CuBr (s)

Sehingga dalam keadaan ini dua proses akan salaing berkompetisi yaitu reaksi disosiasi dan kebalikannya, pada saat inilah keseimbangan dinamis tercapai dan reaksinya dapat kita tulis sebagai:

CuBr (s) <-> Cu⁺ (aq) + Br^-(aq)

Kita dapat menulis persamaan konstanta kesetimbangan pada reaksi diatas sebagai :

K = [Cu+][Br-] / [CuBr]

Perlu diingat bahwa CuBr adalah zat padat murni dan diangagap konsentrasinya adalah 1 maka persamaan diatas ditulis sebagai:

K = [Cu+][Br-]

atau biasa ditulis

Ksp = [Cu+][Br-]

Ksp disebut sebagai Konstanta hasil kali kelarutan atau biasanya disebut sabagai Hasil Kali Kelarutan. Jadi yang dimaksud dengan Hasil Kali Kelarutan adalah “ konstanta kesetimbangan zat ( garam atau basa) yang kelarutannya kecil di dalam air”.

HUBUNGAN KELARUTAN(s) DENGAN HARGA Ksp

Untuk mengitung Ksp kita memerlukan data kelarutan (s) dan sebaliknya. Rumus untuk menentukan Ksp tergantung dari jenis zat, disini saya akan membagi beberapa kelompok zat berdasarkan AB, A2B, dan A2B3. Sebenarnya anda tidak perlu menghafal rumus sumus ini akan tetapai yang harus anda pahamai adalah bagaimana kita menguraikan zat-zat tersebut.

1. Zat bertipe AB
Contoh senyawaan yang tergolong ini adalah AgCl, CuBr, CaCO₃, BaSO4. Sebagai contoh AgCl, dalam keadaan larutan jenuh konsentrasi AgCl adalah s, maka konsentrasi ion Ag+ dan Cl- adalah:

AgCl(s) -> Ag+(aq) + Cl-(aq)
s ——–s ———-s

dengan demikian nilai Ksp AgCl dapat dikaitkan dengan harga kelarutan (s) adalah

Ksp AgCl = [Ag+][Cl-]
Ksp AgCl = s.s
Ksp AgCl = s²

2. Zat bertipe A₂ Batau AB₂
Contoh zat ini adalah Ag₂ CrO₄, CuI₂, MgF₂, Ba(OH) ₂, PbCl₂ dll

MgF2(s) <-> Mg2+(aq) + 2F-(aq)
s ———–s ———2s

Ksp MgF2 = [Mg2+][F-]²
Ksp MgF2 = s. (2s) ²
Ksp MgF2 = s. 4s²
Ksp MgF2 = 4s³

3. zat bertipe A₂ B₃ atau A₃ B₂

Contoh zat ini adalah Ca₃(PO4)₂, Co₂S₃ , Fe2S₃ dll

Ca₃(PO4)₂ (s) <-> 3Ca²⁺ (aq) + 2PO^3- (aq)
s ———-3s ———–2s

Ksp Ca₃(PO4)₂ = [Ca²⁺] ³[PO^3- ]²
Ksp Ca₃(PO4)₂ = (3s)³ . (2s)²
Ksp Ca₃(PO4)₂ = 9s3 . 4s2
Ksp Ca₃(PO4)₂ = 36s⁵

4. Zat bertipe AB₃ atau A₃ B

Contoh Fe(OH) ₃ , Cr(OH) ₃ , Al(OH) ₃ , Co(OH) ₃ dll

Co(OH) ₃ (s) <-> Co3+ (aq) + 3OH- (aq)
s———— s ———-3s

Ksp Co(OH) ₃ = [Co][OH-]³
Ksp Co(OH) ₃ = s . (3s) ³
Ksp Co(OH) ₃ = s. 27s³
Ksp Co(OH) ₃ = 27s⁴

Setelah anda lihat rumus-rumus diatas dapat ditarik kesimpulan bahwa rumus Ksp sangat bergantung pada jenis zat, dan secara mudah dapat kita tulis bila kita mengetahui cara menguraikan zat tersebut dan kemudian menuliskan persamaan kesetimbangannya.

Azas Le Chatelier

Secara mikroskopik sistem kesetimbangan umumnya peka terhadap gangguan dari lingkungan. Andaikan sistem yang kita perhatikan adalah kesetimbangan air-uap, air dalam silinder. Jika
volume sistem diperbesar (tekanan dikurangi) maka sistem berupaya mengadakan perubahan sedemikian rupa sehingga mengembalikan tekanan ke keadaan semula, yakni dengan menambah jumlah molekul yang pindah ke fasa uap. Setelah kesetimbangan baru dicapai lagi, air yang ada lebih sedikit dan uap air terdapat lebih banyak dari pada keadaan kesetimbangan pertama tadi. Jika kesetimbangan itu ditulis dalam persamaan reaksi :

Maka kesetimbangan dapat dinyatakan “ bergeser ke kanan “Pergeseran kesetimbangan dapat dipengaruhi oleh faktor luar seperti suhu, tekanan, dan konsentrasi. Bagaimanakah kita menjelaskan pengaruh dari berbagai faktor itu ?

Henri Louis Le Chatelier (1884) berhasil menyimpulkan pengaruh faktor luar tehadap kesetimbangan dalam suatu azas yang dikenal dengan azas Le Chatelier sebagai berikut:
“ Bila terhadap suatu kesetimbangan dilakukan suatu tindakan (aksi), maka sistem itu akan mengadakan reaksi yang cenderung mengurangi pengaruh aksi tersebut. “
Secara singkat, azas Le Chatelier dapat dinyatakan sebagai:

Reaksi = – Aksi

Artinya : Bila pada sistem kesetimbangan dinamik terdapat gangguan dari luar sehingga kesetimbangan dalam keadaan terganggu atau rusak maka sistem akan berubah sedemikian rupa sehingga gangguan itu berkurang dan bila mungkin akan kembali ke keadaan setimbang lagi. Cara sistem bereaksi adalah dengan melakukan pergeseran ke kiri atau ke kanan.

HUBUNGAN Kc dengan Kp

Dalam penentuan harga tetapan kesetimbangan berdasarkan konsentrasi dan tekanan parsial gas haruslah mengetahui hubungan kuantitatif antara pereaksi dengan hasil reaksi dari suatu reaksi kesetimbangan.

Disosiasi adalah peruraian suatu zat menjadi zat lain yang lebih sederhana. Disosiasi yang terjadi akibat pemanasan disebut disosiasi termal. Disossiasi yang berlangsung dalam ruang tertutup akan berakhir dengan suatu kesetimbangan yang disebut kesetimbangan disosiasi.
Beberapa contoh kesetimbangan disosiasi gas :

Besarnya fraksi yang terdisosiasi dinyatakan oleh derajat disosiasi (a), yaitu perbandingan antara jumlah zat yang terdisosiasi dengan jumlah zat mula-mula :

Hubungan kuantitatif mol zat sebelum dan sesudah reaksi dapat digambarkan misalnya pada reaksi disosiasi Secara umum reaksi disosiasi dapat dinyatakan sebagai berikut :

Misal jumlah A mula-mula = a mol dan derajat disosiasi = a, maka jumlah zat A yang terdisosiasi = a x a mol, dan jumlah mol B yang terbentuk = n x aa mol. Susunan kesetimbangan dapat dirumuskan sebagai berikut :



Reaksi kimia mencapai kesetimbangan dinamik dengan ciri umum kesetimbangan perubahan fisika.
Reaksi kesetimbanan yang terpenting adalah reaksi yang berlangsung
dalam air.


Tetapan kesetimbangan untuk suatu reaksi total adalah hasil kali tetapan kesetimbangan dari reaksi yang digabungkan.
Tekanan parsial gas bergantung pada konsentrasi. Dari persamaan gas ideal, yaitu :
PV = nRT
Maka tekanan gas

Tetapan Kesetimbangan pada Tekanan Parsial (Kp)

Jadi setiap penulisan tetapan kesetimbangan perlu dituliskan pula reaksi kesetimbangannya, karena nilai K tergantung pada bagaimana persamaan reaksinya

TETAPAN KESETIMBANGAN Kc

Secara umum persamaan reaksi kesetimbangan atau reaksi bolak-balik dapat dinyatakan :
aA + bB ? cC + dD dimana a, b, c, dan d adalah koefisien stokiometri dari A, B, C, dan D.
Tetapan kesetimbangan (K) untuk reaksi tersebut pada suhu tertentu dapat dinyatakan :

Lambang Q digunakan untuk nilai perbandingan konsentrasi (quosien konsentrasi) pada setiap keadaan. Nilai perbandingan konsentrasi Q, untuk reaksi kesetimbangan disebut “TETAPAN KESETIMBANGAN “dengan lambang K.
Dalam sistem pada kesetimbangan, dapat dinyatakan Q = K
Dalam sistem bukan kesetimbangan, dapat dinyatakan Q ? K
Jadi tetapan kesetimbangan untuk reaksi,


Besarnya tetapan kesetimbangan suatu reaksi pada temperatur tertentu hanya dapat ditentukan dengan data ekperimen dan tidak dapat diramalkan dari persamaan reaksi. Keteraturan yang diperoleh dari data eksperimen tentang sistem kesetimbangan dikenal dengan “hukum kesetimbangan”. Ada dua cara, yaitu pertama menggunakan energi bebas standar reaksi dan kedua dengan pengukuran langsung konsentrasi kesetimbangan yang dapat disubstitusikan ke dalam ungkapan aksi massa. Komposisi kesetimbangan dapat berubah bergantung pada kondisi reaksi. Akan tetapi, pada tahun 1864 Cato Maximillian Gulberg dan Peter Wage menemukan adanya suatu hubungan yang tetap antara
konsentrasi komponen dalam kesetimbangan. Hubungan yang tetap ini disebut Hukum Kesetimbangan atau Hukum Aksi Massa. Harga tetapan kesetimbangan sangat berguna baik secara kuantitatif maupun kualitatif. Secara kuantitatif, memungkinkan untuk
digunakan untuk menghitung konsentrasi pereaksi dan atau hasil reaksi dalam sistem kesetimbangan, sedang secara kualitatif, dapat memberikan informasi tentang sejauh mana reaksi berlangsung kearah reaksi sempurna.

Tetapan kesetimbangan berubah jika temperatur berubah. Pada temperatur tertentu, mungkin terdapat banyak campuran reaksi, setiap reaksi mempunyai konsentrasi pereaksi yang berbeda dalam keadaan kesetimbangan.

Suatu reaksi dapat dinyatakan lebih dari satu persamaan, besarnya tetapan kesetimbangan bergantung pada persamaan reaksi. Dengan demikian persamaan reaksi harus diketahui untuk menyatakan tetapan kesetimbangan.
Misalnya,

Secara garis besar umum tentang tetapan kesetimbangan dapat diungkapkan bahwa:
“Jika harga K besar, berarti kedudukan kesetimbangan jauh di sebelah kanan, sebaliknya jika harga K kecil berarti hanya sejumlah kecil hasil reaksi yang ada dalam kesetimbangan“.

Apakah arti ungkapan tetapan kesetimbangan ini ?


Jika K=1 maka kesetimbangan akan bergeser kearah kanan membentuk produk. Sebaliknya jika K=1 maka kesetimbangan akan bergeser kekiri membentuk reaktan.
Makna tetapan kesetimbangan bagi suatu reaksi antara lain :


2. Meramalkan arah reaksi
Apabila zat pada ruas kiri dan ruas kanan dari suatu reaksi kesetimbangan dicampurkan dalam suatu wadah reaksi maka sangat mungkin bahwa campuran tidak setimbang. Reaksi harus berlangsung ke kanan atau ke kiri sampai mencapai kesetimbangan.

KESETIMBANGAN HOMOGEN DAN HETEROGEN

Reaksi dapat diibedakan menjadi dua macam yaitu reaksi kesetimbangan homogen dan reaksi kesetimbangan heterogen. Reaksi Kesetimbangan Homogen merupakan reaksi kesetimbangan dimana semua fasa senyawa yang bereaksi sama.
Contoh :

Sedangkan reaksi kesetimbangan dimana reaktan dan produk yang berbeda fasa.
Contoh :

DERAJAT DISSOSIASI

Kesetimbangan Disosiasi

Disosiasi adalah penguraian suatu zat menjadi beberapa zat lain yang lebih sederhana.

Derajat disosiasi adalah perbandingan antara jumlah mol yang terurai dengan jumlah mol mula-mula.

Contoh:

2NH₃(g) --> N₂(g) + 3H₂(g)

besarnya nilai derajat disosiasi (a):

a = mol NH3 yang terurai / mol NH3 mula-mula

Harga derajat disosiasi terletak antara 0 dan 1, jika:

a = 0 berarti tidak terjadi penguraian
a = 1 berarti terjadi penguraian sempurna
0 < a <>

Contoh:

Dalam reaksi disosiasi N₂O₄ berdasarkan persamaan

N₂O₄(g) --> 2NO₂(g)

banyaknya mol N₂O4 dan NO₂ pada keadaan setimbang adalah sama.

Pada keadaan ini berapakah harga derajat disosiasinya ?

Jawab:

Misalkan mol N₂O₄ mula-mula = a mol
mol N₂O₄ yang terurai = a a mol ® mol N₂O₄ sisa = a (1 - a) mol
mol NO₂ yang terbentuk = 2 x mol N₂O₄ yang terurai = 2 a a mol

Pada keadaan setimbang:

mol N₂O₄ sisa = mol NO₂ yang terbentuk

a(1 - a) = 2a a ® 1 - a = 2 a ® a = 1/3

DERAJAT KEASAMAN pH

Bila Anda perhatikan, nilai pH merupakan eksponen negatif dari konsentrasi ion hidronium. Sebagai contoh, larutan basa kuat dengan konsentrasi ion hidronium 10^-11 M mempunyai pH 11. Larutan asam kuat dengan pH 1 mempunyai konsentrasi ion hidronium 10^-1 M. Hal ini dikarenakan asam/basa kuat terionisasi sempurna, maka konsentrasi ion H⁺ setara dengan konsentrasi asamnya.

Berdasarkan uraian di atas, karena pH dan konsentrasi ion H⁺dihubungkan dengan tanda negatif, maka kedua besaran itu berbanding terbalik, artinya makin besar konsentrasi ion H⁺ (makin asam larutan) maka makin kecil nilai pH, dan sebaliknya. Selanjutnya, karena dasar logaritma adalah 10 maka larutan yang nilai pH-nya berbeda sebesar n dan mempunyai perbedaan konsentrasi ion H⁺sebesar 10n. Bila pH berkurang, konsentrasi ion hidronium akan meningkat, dan konsentrasi ion hidroksida berkurang. Pada setiap unit penurunan pH sama dengan peningkatan faktor 10 untuk konsentrasi ion hidronium.

Sebagai contoh, larutan dengan pH 4 dan larutan dengan pH 3 keduanya bersifat asam, karena mempunyai pH kurang dari 7. Larutan dengan pH 3 mempunyai konsentrasi H3O⁺ 10 kali lebih besar
dari pada larutan dengan pH 4, sehingga perubahan kecil dalam pH dapat membuat perubahan besar dalam konsentrasi ion hidronium. Bila pH meningkat di atas 7, konsentrasi ion hidroksida akan meningkat, dan konsentrasi ion hidronium akan berkurang. Dalam larutan netral, konsentrasi ion hidroksida dan ion hidronium adalah sama.

TEORI ASAM BASA

A. MENURUT ARRHENIUS

Asam ialah senyawa yang dalam larutannya dapat menghasilkan ion H⁺.

Basa ialah senyawa yang dalam larutannya dapat menghasilkan ion OH^-.

Contoh:

1) HCl(aq) → H⁺(aq) + Cl^-(aq)
2) NaOH(aq) → Na⁺(aq) + OH^-(aq)

B. MENURUT BRONSTED-LOWRY

Asam ialah proton donor, sedangkan basa adalah proton akseptor.

Contoh:

1) HAc(aq) + H₂O(l) ↔ H₃O+(aq) + Ac^-(aq)
asam-1 basa-2 asam-2 basa-1

HAc dengan Ac^- merupakan pasangan asam-basa konjugasi.
H₃O+ dengan H₂O merupakan pasangan asam-basa konjugasi.

2) H₂O(l) + NH₃(aq) ↔ NH₄⁺(aq) + OH^-(aq)
asam-1 basa-2 asam-2 basa-1

H₂O dengan OH^- merupakan pasangan asam-basa konjugasi.
NH₄⁺ dengan NH₃ merupakan pasangan asam-basa konjugasi.

Pada contoh di atas terlihat bahwa air dapat bersifat sebagai asam (proton donor) dan sebagai basa (proton akseptor). Zat atau ion atau spesi seperti ini bersifat ampiprotik (amfoter).

MACAM MACAM KONSENTRASI

Konsentrasi didefinisikan sebagai jumlah zat terlarut dalam setiap satuan larutan atau pelarut. Pada umumnya konsentrasi dinyatakan dalam satuan fisik, misalnya satuan berat atau satuan volume dan satuan kimia, misalnya mol, massa rumus, dan ekivalen.

1. Persen Konsentrasi

Dalam bidang kimia sering digunakan persen untuk menyatakan konsentrasi larutan. Persen konsentrasi dapat dinyatakan dengan persen berat (% W/W) dan persen volume (% V/V)
Persen berat (% W/W)

Contoh Soal 5

a. Dalam 100 gram larutan terlarut 20 gram zat A. Berapa persen
berat zat A
b. Berapa persen volume zat B, bila dalam 50 mL larutan terlarut 10
mL zat B.

Penyelesaian

2. Parts Per Million (ppm) dan Parts Per Billion (ppb)

Bila larutan sangat encer digunakan satuan konsentrasi parts per million, ppm (bagian persejuta), dan parts per billion, ppb (bagian per milliar). Satu ppm ekivalen dengan 1 mg zat terlarut dalam 1 L larutan. Satu ppb ekivalen dengan 1 ug zat terlarut per 1 L larutan.

Parts per million (ppm) dan parts per billion (ppb) adalah satuan yang mirip persen berat. Bila persen berat, gram zat terlarut per 100 g larutan, maka ppm gram terlarut per sejuta gram larutan, dan ppb zat terlarut per milliar gram larutan.

3. Fraksi Mol

Fraksi mol (x) adalah perbandingan mol salah satu komponen dengan jumlah mol semua komponen. Jika suatu larutan mengandung zat A, dan B dengan jumlah mol masing-masing nA dan nB, maka fraksi mol masing-masing komponen adalah:

4. Molaritas (M)

Molaritas atau konsentrasi molar (M) suatu larutan menyatakan jumlah mol spesi zat terlarut dalam 1 liter larutan atau jumlah milimol dam 1 mL larutan.

SOAL LAJU REAKSI

FAKTOR-FAKTOR YANG MEMPENGARUHI LAJU REAKSI
1. Kecepatan reaksi suatu reaksi didefinisikan sebagai besarnya pengurangan konsentrasi pereaksi tiap satuan waktu atau sebagai besarnya penambahan konsentrasi hasil reaksi tiap satuan waktu. Jika pada reaksi ini :
N2 + H2 --> NH3
Kecepatan reaksi berdasarkan N2 dinyatakan sebagai rN dan kecepatan reaksi berdasarkan H2 dinyatakan sebagai rH maka . . . .
1. rN = rH
2. rN = 1/2 rH
3. rN = 1/3 rH
4. rN = 2/3 rH
5. rN = 3 rH

2. Laju reaksi untuk reaksi P + Q à R + S adalah V = k [P]½ [Q]2. Perubahan konsentrasi awal P dan Q yang akan menyebabkan reaksi berlangsung 12 kali lebih cepat adalah . . . .
1. [P] x 3 dan [Q] x 4
2. [P] x 5 dan [Q] x 7
3. [P] x 9 dan [Q] x 2
4. [P] x 4 dan [Q] x 3
5. [P] x 6 dan [Q] x 2

3. Bila pada suhu tertentu, kecepatan pembentukan NO2 dari penguraian N2O5 menjadi NO2 dan O2 adalah 5x10-6 mol/Ls maka kecepaetan penguraian N2O5 adalah . . . .
1. 1,25 x 10-6 mol/Ls
2. 2,5 x 10-6 mol/Ls
3. 5 x 10-6 mol/Ls
4. 6,25 x 10-6 mol/Ls
5. 10 x 10-6 mol/Ls

4. Table berikut member informasi tenteng konsentrasi awal pereaksi dan waktu yang diperlukan untuk membentuk hasil reaksi tertentu menurut persamaan reaksi :
X + Y --> P + Q
reaksi----(X) awal ----- (Y) awal ------ Waktu
--------(mol.dm3)------ (mol.dm3)-------(detik)

a--------- 0,4 ---------- 0,001 -------152 ± 6
b----------0,8 ---------- 0,001 ------- 73 ± 4
c----------1,2 ---------- 0,001 ------- 52 ± 5
Kecepatan reaksi sebanding dengan (X) awal pangkat . . . .
1. Nol
2. Setengah
3. Satu
4. Dua
5. Tiga

5. Suatu reaksi A --> B berlangsung dalam waktu 30 detik. Bila konsentrasi A dinaikkan dua kali, waktu reaksi menjadi 7,5 detik. Orde reaksi tersebut sama dengan
1. 0
2. 1
3. 2
4. 3
5. 4

6. Suatu reaksi berlangsung tiga kali lebih cepat, jika suhu dinaikan sebesar 20 0C. Bila pada suhu 10 0C reaksi berlangsung selama 45 menit, maka pada suhu 50 0C reaksi tersebut berlangsung selama . . . .
1. 1/50 menit
2. 1/25 menit
3. 1/5 menit
4. 1 menit
5. 5 menit

7. Pada suhu 25 0C dinaikan menjadi 75 0C. jika setiap kenaikan 10 0C kecepatan menjadi 2 kali lebih cepat, maka kecepeatan reaksi tersebut di atas menjadi . . . kali.
1. 8
2. 10
3. 16
4. 32
5. 64

8. Reaksi A + B à C + D pada suhu 25 0C berlangsung pada waktu 64 menit. Apabila setiap kenaikan suhu 10 0C kecepatan reaksinya menjadi 2 kali semula, maka pada suhu 55 0C reaksi akan berlangsung sempurna dalam waktu . . . .
1. 96 menit
2. 64 menit
3. 16 menit
4. 8 menit
5. 4 menit

LAJU REAKSI

Laju reaksi didefinisikan sebagai perubahan konsentrasi dari pereaksi atau hasil reaksi persatuan waktu. Selama reaksi berlangsung jumlah pereaksi semakin berkurang sedangkan jumlah hasil reaksi bertambah. Sebagai contoh untuk reaksi : P (g) --> 2Q(g) maka laju reaksi terhadap P(Vp) dapat dihitung = - ∆[P]/∆t sedangkan laju terhadap Q(Vq) dapat dihitung =∆[Q]/∆t = 2VP, Satuan laju reaksi ini adalah Molaritas perdetik.

Contoh:

Dalam ruang 2 L dimasukkan 4 mol senyawa N2O4 yang terurai menjadi NO2 menurut reaksi : N2O4(g) --> 2NO2(g). Setelah 4 detik ternyata masih terdapat 2 mol N2O4. Berapakah laju reaksi masing masing zat!
Jawab :

......................................... N2O4 (g) --> 2 NO2

Mula mula........................ 4 mol
Bereaksi ...........................2 mol-------- 4 mol

Maka V N2O4 = [2mol/2L] / 4 dtk --> = 1/4 Molar/dtk
------ V NO2 = [4 mol/2L]/ 4 dtk -- > = 1/2 Molar /dtk