any4ict.files.wordpress.com file · web viewmenghitung koefisien aktivitas rata-rata barium iodat...

LAPORAN

KELARUTAN DAN KOEFISIEN AKTIVITAS ELEKTROLIT KUAT

I. TUJUAN1. Mengukur kelarutan barium iodat dalam larutan KCl pada berbagai kekuatan

ion

2. Menghitung kelarutan barium iodat pada l = 0 dengan jalan ekstrapolasi

3. Menghitung koefisien aktivitas rata-rata barium iodat pada berbagai nilai l

dan menguji penggunaan hukum pembatas Debye-Huckel

II. DASAR TEORIMolekul-molekul pelarut didekat ion disebabkan oleh gaya elektrostatik

kuat, yang membatasi kebebasan gerak mereka. Efek ini disebut solver binding

atau electrostriction, akibatnya pengurangan dalam entropi. Jika ion muatan

sama, faktor frekuensi lebih kecil daripada normal.

Dalam suatu reaksi antara ion-ion berlawanan muatan, muatan terasosiasi

dengan komplek aktivasi menurun, akibatnya menurunkan elektrikhor dan entropi

aktivasi positif (Budi Santosa, 2006).

Salah satu cara untuk menunjukkan hubungan antara kekuatan ion dan

aktvitas ion adalah mempelajari perubahan kelarutan elektrolit yang sedikit larut

(misalnya Ba(IO3)2) sebagai aikbat adanya penambahan elektrolit lain (bukan ion

senama, misalnya KCl). Agar hukum Debye-Huckel dapat diterapkan,

konsentrasi larutan elektrolit sedikit larut tersebut harus diukur dengan tepat

walaupun konsentrasinya rendah. Selain itu kelarutannya dalam air harus berada

dalam batas kisaran hukum Debye-Huckel, yaitu kelarutan ion < 0,01 M untuk

elektrolit 1-1 (uni-univalen).

Salah satu elektrolit yang memenuhi kriteria di atas adalah Ba(IO3)2 yang

konsentrasinya dapat di tentukan dengan menggunakan metode volumetrik yang

sederhana. Dengan menganalisis data yang diperoleh akan didapat koefisien

ativitas rata-rata (γ±).

Aktivitas atau koefisien aktivitas suatu individu ion secara percobaan tidak

dapat ditentukan, karena itu di definisikan aktivitas rata-rata a±, dan koefisien

aktivitas rata –rata y ± yang untuk elektrolit 1-2 (uni-bivalen) didefinisikan sebagai

berikut:

a± = (a+ a-2)1/3 (1)

γ ± = (γ + γ -2)1/3 (2) c± = (c+ c-2)1/3 (3)Bila nilai konsentrasi (c) dinyatakan dalam mol/liter, maka berdasarkan

definisi diatas di peroleh:

a± = γ ±.c± = Ka1/3 = konstanta (4)Dalam hal ini, a adalah hasil kali aktivitas kelarutan yang dapat di turunkan

sebagai berikut:

Ba(IO3)2 Ba2+ + 2IO3-

(5)

Ka=aBa 2+.a IO3−2

(6)

Misalnya dalam larutan terdapat elektrolit lain yang tidak mengandung ion

senama dengan Ba(IO3)2 (misal KCl) dan anggap kelarutan Ba(IO3)2 dalam air

adalah s mol/liter, maka c+ (konsentrasi ion Ba2+ dalam larutan) = s mol/liter dan

c- (konsentrasi ion IO3- dalam larutan)= 2s mol/liter.

Dari persamaan (5) akan diperoleh:

c± = 1,59 s (7)Dengan menggabungkan persamaan (7) dengan persamaan (4) diperoleh

s γ ± = (Ka1/3/1,5) = konstanta = so (8)

Dalam hal ini so adalah kelarutan teoritis bila y± mendekati 1 satu (=1)

yaitu pada keadaan dimana kekuatan ion sama dengan nol (I=0). Karena y±

selalu menurun dengan meningkatnya kekuatan ion, maka baik kelarutan dan

hasil kali kelarutan, Ksp (dinyatakan dalam konsentrasi, bukan dalam aktivitas)

dari elektrolit yang sedikit larut akan meningkat dengan adanya penambahan

elektrolit lain yang tidak mengandung ion senama. Jika nilai so dapat ditentukan

dengan jalan ekstrapolasi ke kekuatan ion sama dengan nol, maka y± pada

berbagai konsentrasi akan dapat dihitung (γ± = so/s).

(Tim Dosen Kimia Fisika: 2012)

Pada larutan elektrolit, s bergantung pada kekuatan ion yang didefinisikan

sebagai:

I=1/2∑ c iZ i2

(9)

Keterangan:

ci = konsentrasi ion ke-i dalam mol/liter

zi = muatan ion ke-i

Kekuatan ion (I) harus dihitung berdasarkan semua ion yang berada di

dalam larutan. Nilai I terendah yang dapat digunakan untuk mengukur kelarutan

dibatasi oleh kelarutan elektrolit dalam air. Ekstrapolasi ke kekuatan ion sama

dengan nol, dilakukan berdasarkan teori Debye-Huckle untuk elektrolit kuat.

Teori Debye-Huckle menyatakan bahwa untuk larutan dengan kekuatan ion

yang rendah (I<0,01) untuk eletrolit univalen (1-1), koefisien aktivitas rata-rata

suatu elektrolit yang berdisosiasi menjadi ion bermuatan Z+ dan Z- dapat

dihitung dengan menggunakan persamaan:

Log γ ± = -A|Z+.Z-|√ I ) (10)

A = tetapan dan untuk larutan dengan pelarut air pada suhu 25°C nilainya

adalah 0,509. Gabungan persamaan (8) dan (10) untuk Ba(IO3)3 diperoleh:

Log s = log so + 2A√ I (11)

Jadi, pada kekuatan ion yang rendah kurva log s sebagai fungsi√ I akan

berupa garis lurus.

(Anonim. 2010)

III. ALAT DAN BAHANa. Alat-alat yang digunakan:

1. Labu Erlenmeyer 250 mL 8 buah

2. Mikroburet 2 buah

3. Labu takar 250 mL

4. Labu takar 100 mL

5. Pipet 25 mL

b. Bahan-bahan yang digunakan:

1. KCl 0,1 M

2. Ba(IO3)2 (dibuat dengan cara mencampurkan KIO3 dan BaCl2 secara

stoikiometris)

3. Na2S2O3 0,01 M

4. HCl 1 M

5. KI 0,5 gram/liter

6. Larutan kanji 1%

7. Selang plastik kecil dan kapas

IV. CARA KERJA

.

Tabel Larutan

Labu erlenmeyer diberi nomor 1-7 dan diisi dengan 100 mL larutan-larutan pada tabel

Tambahkan barium iodat ke erlenmeyer dan diaduk sampai larutan jenuh, lalu erlenmeyer ditutup rapat.

Panaskan erlenmeyer pada penangas bersuhu 50oC selama 1 menit, lalu diamkan selama 1 jam

Masukkan kapas penyaring ke pipa plastik, sambungkan ke ujung pipet.

Pipet 25 mL larutan erlenmeyer nomor 1, tambahkan 1 mL KI 0,5 g/L dan 2 mL HCl 1 M

Titrasi segera dengan 0,01 M natrium tiosulfat sampai larutan berubah dari merah kecoklatan menjadi kuning dan akhirnya kuning muda

Tambahkan beberapa tetes larutan pati 1 % , lau titrasi sampai warna biru-hitam menjadi hilang

Labu 1 2 3 4 5 6 7Laruta

n KCl

(M)

0,1 0,05 0,02 0,01 0,005 0,002 air

V. HASIL DAN PEMBAHASAN

Suhu larutan dalam erlenmeyer = 26 oC

Standarisasi tiosulfat = 5 ml larutan KIO3 (0,0700 gram dalam 100 ml)

Memerlukan 2 ml tiosulfat untuk netralisasi.

Nomor Labu

Erlenmeyer

Kekuatan Ion

(I)√ I so/s = γ± Log γ±

1 0,36 0,60 4,06 0,61

2 0,16 0,40 2,59 0,41

3 0,06 0,24 1,77 0,25

4 0,03 0,17 1,48 0,17

5 0,01 0,11 1,30 0,11

6 0,005 0,07 1,17 0,07

0.600000000000001

0.40.240.170.110.070

0.1

0.2

0.3

0.4

0.5

0.6

0.7

f(x) = − 0.105142857142857 x + 0.638000000000001R² = 0.916017316017315

l1/2

Log γ±

Gambar 1. Grafik l1/2 terhadap Log γ±

0.600000000000001

0.40.240.170.110.07

-3

-2.5

-2

-1.5

-1

-0.5

0

f(x) = − 0.394 x − 0.359333333333334R² = 0.998657002640656

l1/2

Log s

Gambar 2. Grafik l1/2 terhadap Log s

Tujuan dari percobaan ini adalah mengukur kelarutan barium iodat dalam larutan

KCl dengan berbagai kekuatan ion, menghitung kelarutan barium iodat pada I = 0 dan

menghitung koefisien aktivitas rata-rata barium iodat pada berbagai I serta menguji

penggunaan hukum Debye-Huckle. Untuk menunjukkan antara kekuatan ion dan

aktivitas ion dapat dilihat dari perubahan kelarutan elektrolit yang sedikit larut dalam

air, dalam hal ini Ba(IO3)2.

Hasil percobaan menunjukkan bahwa volume tiosulfat yang digunakan untuk

titrasi sebanyak 7,3 ; 8,2 ; 9,4 ; 10,4 ; 12,4 ; 13,9 ml secara berturut-turut untuk

konsentrasi KCl yang semakin kecil. Reaksi yang terjadi pada saat titrasi adalah

sebagai berikut :

IO3- + 8H+ + 6 H+ → 3 I3

- + 3H2O

I3- + 2 S2O3

- → S4O6- + 3 I-

Akibat dari adanya penambahan elektrolit lain bukan senama KCl, dari hasil

perhitungan diperoleh grafik hubungan kekuatan ion terhadap koefisien aktivitas rata-

rata (grafik 1) dan grafik kekuatan ion terhadap kelarutan (grafik 2). Dari grafik l1/2

terhadap log γ± diperoleh persamaan regresi linear y = -0,105x + 0,638. Dan dari grafik

l1/2 terhadap log s diperoleh y = -0,394x - 0,359. Dengan jalan ekstrapolasi (x = 0)

diperoleh log s = 0,24 dan kelarutan (s) = 1,738 mol/L. Sehingga diperoleh hasil

bahwa kelarutan pada larutan elektrolit bergantung pada kekuatan ion, dimana

kelarutan semakin meningkat dengan meningkatnya kekuatan ion.

Menurut teori Debye-Huckle, logaritma koefisien ionik rata-rata adalah fungsi

linear dari akar pangkat dua kekuatan ionik dan slopenya bernilai negatif. Koefisien

aktivitas ionik hanya bergantung pada muatan ion dan konsentrasinya. Hubungan

antara keduanya dapat dilihat dari grafik yang diperoleh dari hasil perhitungan. Sesuai

grafik dapat dilihat bahwa koefisien aktivitas ionik rata-rata naik dengan turunnya

konsentrasi.

G. KESIMPULAN DAN SARAN1. Kesimpulan

a. Kelarutan barium iodat semakin menurun dalam larutan KCl yang konsentrasinya

semakin rendah dengan kekuatan ion yang semakin besar.

b. Kelarutan barium iodat pada I = 0 dengan ekstrapolasi adalah 1,738 mol/L.

c. Koefisien aktivitas ionik hanya bergantung pada muatan ion dan konsentrasinya

2. Saran

a. Praktikan hendaknya melakukan persiapan secara matang.

b. Praktikan lebih teliti dalam melakukan pengamatan

c. Alat yang digunakan sesuai dengan standar.

H. DAFTAR PUSTAKAAnonim. 2010. Reaksi Dalam Larutan. OnLine dengan alamat www. Althafunisha-blog-

bab-8-reaksi-dalam-larutan-htm, diakses tanggal 26 April 2012.

Budi Santosa, Nurwachid. 2006. KIMIA FISIKA II. Semarang: Jurusan Kimia FMIPA

UNNES

Tim Dosen Kimia Fisika. 2012. Buku Petunjuk Praktikum Kimia Fisika. Jakarta: TGP

Fakultas Teknik Universitas Indonesia.

Mengetahui, Semarang, 4 Desember 2012

Dosen Pengampu Praktikan,

Ir. Sri Wahyuni, M.Si Any Kurniawati

NIM. 4301410009

Lampiran

DATA TABEL

Nomor Labu

Erlenmeyer

Konsentrasi larutan KCl (M)

Volume tiosulfat untuk

titrasi (mL)

Konsentrasi larutan jenuh

IO32- (M)

Kelarutan (s) Ba(IO3)2 (M) Log s

1 0,1 7,3 0,34 0,17 -0,772 0,05 8,2 0,15 0,08 -1,123 0,02 9,4 0,05 0,03 -1,574 0,01 10,4 0,02 0,01 -1,925 0,005 12,4 0,01 0,005 -2,36 0,002 13,9 0,004 0,002 -2,75

Nomor Labu

Erlenmeyer

Kekuatan Ion

(I)√ I so/s = γ± Log γ±

1 0,36 0,60 4,06 0,61

2 0,16 0,40 2,59 0,41

3 0,06 0,24 1,77 0,25

4 0,03 0,17 1,48 0,17

5 0,01 0,11 1,30 0,11

6 0,005 0,07 1,17 0,07

Erlenmeyer 11. Konsentrasi larutan jenuh IO3

-

V lar dlm Erlenmeyer = V1 = 25 ml

[ KCl ] = M1 = 0,1 M

V tiosulfat = V2 = 7,3 ml

V1.M1 = V2.M2

25 ml x 0.1 M = 7,3 ml x M2

M2 = 0,34 M

Jadi, konsentrasi larutan jenuh IO3- = 0,34 M

2. Kelarutan Ba(IO3)2

Ba(IO3)2 Ba2++ 2 IO3-

s s 2s

[ IO3- ] = 0,34 M = 2s

s = 0,34 /2 = 0,17 M

Jadi, Kelarutan Ba(IO3)2 = s = 0, 17 M

3. Log s

Log s = Log 0,17 = -0,77

4. Kekuatan ion (I)

KCl K+ + Cl-

Ba(IO3)2 Ba2+ + 2 IO3-

I = ½ {[K+] + [Cl-] + [IO3-] +[Ba2+]}

= ½ ( 0.1 + 0.1 + 0,34 + 0,17)

= 0,36

5. I1/2 = 0.361/2 = 0,60

6. log so = log s + |2A-√ I |

= -0,77+ ( 2 x 0.509 x 0,60)

= -0,1592

so = antilog -0,1592

= 0,693

7. so/s = y± = 0,693/017 = 4,06

8. log y± = log 4,06 = 0,61

A. Erlenmeyer 2

1.Konsentrasi larutan jenuh IO3-


[ KCl ] = M1 = 0.05 M

V tiosulfat = V2 =8,2 ml

V1.M1 = V2.M2

25 ml x 0.05 M = 8,2ml x M2

M2 = 0,15 M



Ba(IO3)2 Ba2++ 2 IO3-

s s 2s

[ IO3- ] = 0,15 M = 2s

s = 0,15/2 = 0,08 M

Jadi, Kelarutan Ba(IO3)2 = s = 0,08 M

3. Log s

Log s = Log 0,08 = -1,12

4. Kekuatan ion (I)

KCl K+ + Cl-

Ba(IO3)2 Ba2+ + 2 IO3-

I = ½ {[K+] + [Cl-] + [IO3-] +[Ba2+]}

= ½ ( 0,05 + 0,05 + 0,15 + 0,08)

= 0,16

5. I1/2 = 0,161/2 = 0,4

6. log so = log s + |2A-√ I |

= -1,12+ ( 2 x 0,509 x 0,4)

= -0,7128

so = antilog -0,7128

= 0,1937

7. so/s = y± = 0,1937 / 0,08

= 2,59

8. log y± = log 2,59 = 0,41

B. Erlenmeyer 31.Konsentrasi larutan jenuh IO3

-


[ KCl ] = M1 = 0,02 M


V1.M1 = V2.M2

25 ml x 0.02 M = 9,4 ml x M2

M2 = 0,05 M



Ba(IO3)2 Ba2++ 2 IO3-

s s 2s

[ IO3- ] = 0,05 M = 2s

s = 0,05/2 = 0,03 M


3. Log s

Log s = Log 0,03 = - 1,57

4. Kekuatan ion (I)

KCl K+ + Cl-

Ba(IO3)2 Ba2+ + 2 IO3-

I = ½ {[K+] + [Cl-] + [IO3-] +[Ba2+]}

= ½ ( 0,02 + 0,02 + 0,05+ 0,03)

= 0,06

5. I1/2 = 0,05151/2 = 0,24

6. log so = log s + |2A-√ I |

= - 1,57+ ( 2 x 0.509 x 0,24)

= - 1,33

so = antilog -1,33

= 0,05

7. so/s = y± = 0,05/ 0,03

= 1,77

8. log y± = log 1,77= 0,25

C. Erlenmeyer 41. Konsentrasi larutan jenuh IO3

-


[ KCl ] = M1 = 0.01 M


V1.M1 = V2.M2

25 ml x 0,01 M = 10,4 ml x M2

M2 = 0,02 M



Ba(IO3)2 Ba2++ 2 IO3-

s s 2s

[ IO3- ] = 0,02 M = 2s

s = 0,02/2 = 0,01 M


3. Log s

Log s = Log 0,01 = -1,92

4. Kekuatan ion (I)

KCl K+ + Cl-

Ba(IO3)2 Ba2+ + 2 IO3-

I = ½ {[K+] + [Cl-] + [IO3-] +[Ba2+]}

= ½ ( 0,01 + 0,01 + 0,02+ 0,01 )

= 0,03

5. I1/2 = 0,031/2 = 0,17

6. log so = log s + |2A-√ I |

= -1,92 + ( 2 x 0,509 x 0,17)

= - 1,75

so = antilog -1,75

= 0,018

7. so/s = y± =0,018 / 0,01

= 1,48

8. log y± = log 1,48= 0,17

D. Erlenmeyer 51. Konsentrasi larutan jenuh IO3

-


[ KCl ] = M1 = 0.005 M


V1.M1 = V2.M2

25 ml x 0,005 M = 12,4 ml x M2

M2 = 0,01 M



Ba(IO3)2 Ba2++ 2 IO3-

s s 2s

[ IO3- ] = 0,01 M = 2s

s = 0,01/2 = 0,005 M


3. Log s

Log s = Log 0,005 = -2,30

4. Kekuatan ion (I)

KCl K+ + Cl-

Ba(IO3)2 Ba2+ + 2 IO3-

I = ½ {[K+] + [Cl-] + [IO3-] +[Ba2+]}

= ½ ( 0,005 + 0,005 + 0,01 + 0,005 )

= 0,01

5. I1/2 = 0,011/2 = 0,11

6. log so = log s + |2A-√ I |

= -2,3+ ( 2 x 0,509 x 0,11)

= -2,19

so = antilog -2,19

= 0,0064

7. so/s = y± =0,0064/0,005

= 1,30

8. log y± = log 1,30 = 0,11

E. Erlenmeyer 61. Konsentrasi larutan jenuh IO3

-


[ KCl ] = M1 = 0.002 M


V1.M1 = V2.M2

25 ml x 0,002 M = 13,9 ml x M2

M2 = 0,004 M



Ba(IO3)2 Ba2++ 2 IO3-

s s 2s

[ IO3- ] = 0,004 M = 2s

s = 0,004/2 = 0,002 M


3. Log s

Log s = Log 0,002 = - 2,75

4. Kekuatan ion (I)

KCl K+ + Cl-

Ba(IO3)2 Ba2+ + 2 IO3-

I = ½ {[K+] + [Cl-] + [IO3-] +[Ba2+]}

= ½ ( 0,002 + 0,002 + 0,004 + 0,002 )

= 0,005

5. I1/2 = 0,0051/2 = 0,07

6. log so = log s + |2A-√ I |

= - 2,75+ ( 2 x 0,509 x 0,07)

= - 2,68

so = antilog -2,679

= 0,0021

7. so/s = y± = 0,0021 / 0,002

= 1,17

8. log y± = log 1,17 = 0,07

F. Erlenmeyer 7Air

Standarisasi Na-tiosulfat 5 ml larutan KIO3 ( 0.0700 gram dalam 100 ml )

M = gr.1000/(Mr.V)

= 0.0700 x 1000/ (214x100)

= 0.00327 mol/L

Titrasi dengan Na.tiosulfat

V1 = V KIO3 = 5ml

M1 = M KIO3 = 0.00327 mol/L

V2 = V Na.tiosulfat = 2 ml ( dari titrasi )

M1 x V1 = M2 x V2

0.00327 M x 5 ml = M2 x 2 ml

M2 = 0.008175 mol/L = konsentrasi Na.tiosulfat

JAWABAN PERTANYAAN1. T = 25°C

Konstanta dielektrik = 78,5

e = 1,6. 10-19

NA = 6,02.10-23 mol

k = 1,381.10-23 J/mol

A = ......?

H2O H+ + OH-

I = ½ (10-7 + 10-7) = 10-7

ln γ ± = ± =

−e3|Z1⋅Z2|

[KT ]3/2×( 2πN A1100 )

1/2

= 1,6. 10−19|10−7 .10−7|

[1,381.10−23 .298 ]❑3/2 x ( 2.22/76,02.10−23 .100 )1 /2

= 9,5387.10-56.

2. I= ½ [ c+ ] [ c- ]2

0.01 = ½ c2

0.02 = c2

C = 0.141

c± = ( c+c-2)1/3

= ( 0.141x0.1412)1/3

= 0.141

Log γ ±= -A|Z+.Z-| )

= -0.509| +1.-2|0.011/2)

= -0.1018

γ ± = 0.791

a± = γ ±.c± = 0.791x0.141 = 0.11153

any4ict.files.wordpress.com file · web viewmenghitung koefisien aktivitas rata-rata barium iodat...

Documents