4 kesetimbangan kimia

5/9/2018 4 Kesetimbangan Kimia - slidepdf.com

http://slidepdf.com/reader/full/4-kesetimbangan-kimia-559bf5f691d24 1/14

4 Kesetimbangan Kimia

52

Bab IV

Kesetimbangan Kimia

Dalam perhitungan kimia, seringkali dianggap bahwa suatu reaksi berlangsung

secara sempurna. Pada kenyataannya tidak demikian. Persamaan reaksi hanya menyatakan

hubungan jumlah (kuantitas) dari zat‐zat yang bereaksi dengan zat‐zat hasil reaksi secara

stoikiometri. Sedang kinetika serta termodinamika reaksi mempelajari berapa lama suatu

reaksi akan berlangsung dan ke arah mana yang paling mungkin terjadi. Dalam reaksi

sederhana berikut :

H2 + I

2

2 HI

setelah campuran dibiarkan beberapa lama akan diperoleh susunan yang tetap. Berdasarkan

stoikiometri reaksi, 1 mol H2 bereaksi dengan 1 mol I2 menghasilkan 2 mol HI. Jika reaksi ini

diikuti dari dengan analisis komponen‐komponennya (selama waktu berlangsungnya) maka

dapat dilihat bahwa konsentrasi H2 dan I2 makin lama makin berkurang (terjadi pengurangan

reagen menjadi produk), sedangkan konsentrasi HI makin bertambah. Pada arah reaksi

sebaliknya terjadi penguraian HI, tiap 2 mol HI terurai menjadi masing‐masing satu mol H2 dan

I2. Proses ini akan berlangsung demikian –dengan perbandingan tiap pengurangan satu mol

masing‐masing reagen, menghasilkan dua mol produk, pada kondisi yang sama, atau

sebaliknya‐ sampai terjadi kesetimbangan reaksi. Kesetimbangan ini akan terjadi jika jumlah

pembentukan HI sama dengan jumlah yang terurai.

4.1 Kesetimbangan Dinamik (kesetimbangan reaksi dua arah, ) Kecepatan reaksi bergantung pad konsentrasi zat‐zat yang bereaksi sebelum terjadi

kesetimbangan. Artinya reaksi akan berjalan paling cepat pada saat jumlah reagennya

maksimum. Pada contoh reaksi di atas, kecepatan reaksi semakin turun (lambat) apabila

konsentrasi H2 dan I2 makin berkurang. Sebaliknya, konsentrasi HI yang meningkat

menyebabkan kecepatan reaksi penguraian 2 HI H2 + I2 semakin bertambah (pada

saat awal reaksi konsentrasi HI nol, dan kecepatan penguraiannya sama dengan nol). Jika

reaksi semacam ini diikuti, maka akan didapatkan keadaan, di mana laju reaksi ke kanan

(pembentukan HI) sama dengan laju reaksi ke kiri (penguraian HI), sehingga secara makro

tidak teramati perubahan konsentrasi. Keadaan pada saat konsentrasi zat‐zat tidak berubah

lagi ini yang dinamakan dengan kesetimbangan dinamik ‐secara makroskopik tidak terjadi




53

perubahan (reaksi selesai), tetapi secara molekuler tetap terjadi reaksi ke kanan maupun ke

kiri dengan laju yang sama.

Secara umum, reaksi

aA + bB cC + dD

dapat dirumuskan laju reaksi ke kanan (v1) = k1[A]a[B]

b dan laju reaksi ke kiri (v2) = k2[C]

c[D]

d,

dimana k1 dan k2 adalah konstanta laju rekasi ke kanan dan ke kiri, [x] menyatakan

konsentrasi. Dalam kesetimbangan dinamik (kesetimbangan reaksi kimia), v1 = v2, sehingga :

k1[A]a[B]

b = k2[C]

c[D]

d, atau

[ ] [ ][ ] [ ]

K B A DC

k k

ba

d c

==

2

1

dengan K adalah konstanta kesetimbangan kimia, yang mempunyai nilai tetap pada kondisi

suhu dan tekanan tetap.

4.2 Konstanta Kesetimbangan pada Sistem Gas

Dalam sistem kesetimbangan gas, banyaknya masing‐masing gas yang ada dalam

sistem kesetimbangan lebih mudah dinyatakan dalam tekanan partiall daripada dalam

konsentrasi molar. Untuk tiap gas berlaku (dengan asumsi bertindak sebagai gas mulia):

nRT PV =

RT V

nP = [ ] RT gasP =

Untuk tiap gas apa saja, P ∞ [gas], tekanan gas akan setara dengan konsentrasinya

pada suhu tertentu. Manipulasi persamaan secara matematis dengan rumus konstanta

kesetimbangan dinamik akan didapatkan :

KP = K (RT)n

Dimana, n = jumlah mol produk – jumlah mol reagen (dalam stoikiometri), KP : konstanta

kesetimbangan sistem gas pada tekanan tetap.

k1

k2




54

4.3 Pengaruh Tekanan, Suhu, Konsentrasi pada Kesetimbangan, dan Katalis

Pada setiap kasus, kesetimbangan reaksi kimia akan terganggu dan berubah dengan

adanya pengaruh beberapa faktor dari luar sistem reaksi. Suatu contoh sederhana, larutan

gula yang jenuh , jika ditambahkan lagi gula maka dengan pengadukan yang lamapun tidak

akan melarut, kecuali jika terjadi transfer energi. Namun kristal gula (dalam larutan jenuhnya)

akan segera larut jika sistem larutan dinaikkan suhunya –sistem pelarutan seperti ini akan

menghasilkan larutan lewat jenuh/super jenuh setelah didinginkan kembali.

Dalam penjelasan Le Chateleur, yang sering dikenal dengan prinsip atau azas Le

Chateleur, jika suatu sistem dalam kesetimbangan, diganggu dari luar (sistem) maka sistem

tersebut akan berusaha menghilangkan gangguan sampai dicapai kesetimbangan baru.

Peristiwa ini sangat nampak terutama jika sistem reaksi berfasa gas. Gangguan‐gangguan dari

luar yang dimaksud di sini adalah berubahnya tekanan, berubahnya suhu, berubahnya

kuantitas komponen‐komponen reaksi (konsentrasi), .

Dengan sederhana akan dapat dijelaskan, bahwa naiknya tekanan (khusus pada

sistem reaksi berfasa gas) akan menggeser kesetimbangan ke arah jumlah mol yang lebih kecil

(reaktan ataupun produk). Sedangkan dinaikkannya suhu reaksi akan menggeser

kesetimbangan ke arah reaksi endotermis (kapan suatu reaksi dikatakan endotermis atau

eksotermis, bisa dipelajari dalam bab termidinamika kimia) atau ke arah reaksi yang menyerap

panas. Contoh dalam sistem kesetimbangan berikut, (penting dalam pencemaran udara)

N2(g) + O2(g) 2NO(g) H = + 180,50 kJ (250C)

Reaksi pembentukan NO merupakan reaksi endotermis (menyerap kalor), sehingga reaksi

pembentukan semacam ini akan meningkat (bergeser ke kanan) jika suhu dinaikkan. Dalam

perhitungan termodinamika, volume NO akan mencapai 1 % dalam kesetimbangan, jika suhu

mencapai 2.000 K

Yang ketiga adalah pengaruh perubahan konsentrasi. Penambahan konsentrasi

(zat) dalam ruas kiri (reagen) akan menggeser kesetimbangan ke arah ruas kanan (produk),

dan sebaliknya penambahan kuantitas produk akan memperlambat reaksi pembentukannya,

atau bahkan akan menggeser arah reaksi menuju reaktan. Seberapa besar pergeseran reaksi

dapat dihitung secara matematis dengan rumus konstanta kesetimbangan. Sebagai dasar

perhitungan berapapun nilai konsentrasi unsur/komponen yang terlibat reaksi, dengan nilai

konstanta kesetimbangan yang sama untuk kondisi tekanan‐suhu reaksi tertentu, maka akan

dapat ditentukan nilai konsentrasi unsur/komponen dalam kesetimbangan yang baru.




55

Secara stoikiometris, azas Le Chateleur, sangat erat berhubungan dengan koefisien

untuk tiap‐tiap komponen yang terlibat dalam reaksi. Koefisien reaksi menyatakan

perbandingan jumlah mol tiap‐tiap komponen yang terlibat dalam reaksi dan atau mengalami

perubahan. Dalam proses reaksi, komponen‐komponen akan mengalami pemecahan ataupun

penggabungan menjadi bentuk baru, yang secara kimia akan berbeda sifat. Cara senyawa atau

komponen bereaksi dapat dikelompokkan dalam 3 macam reaksi :

1. Reaksi gabungan langsung, dalam kasus ini dua atau lebih unsur/senyawa menjadi satu

senyawa baru yang lebih komplek. aA + bB cC

contoh : H2 + O2 H2O

2. Reaksi penukar‐gantian sederhana, unsur dan senyawa akan bereaksi menjadi unsur dan

senyawa lain. AB + C AC + B

Contoh : CuSO4 + Pb Cu + PbSO4

3. Reaksi penukar‐gantian rangkap, dua senyawa bereaksi menghasilkan senyawa‐senyawa

lain dengan bertukar ion atau unsur‐unsurnya, AB + CD AC + BD

Contoh : AgNO3 + CaCl2 AgCl + Ca(NO3)2

Satu hal yang sangat penting untuk diingat bahwa dalam reaksi kimia apapun

(kecuali reaksi nuklir) jumlah unsur‐unsur atau atom‐atom pada ruas kiri sama dengan jumlah

unsur‐unsur atau atom‐atom pada ruas kanan. Jumlah unsur‐unsur dalam reaktan sama

dengan jumlah usur‐unsur dalam produk (atau massa sebelum dan sesudah reaksi adalah

tetap, Hukum Kekekalan Massa).

Pengaruh katalis reaksi. Suatu katalis akan meningkatkan laju reaksi ke kanan atau ke

kiri (zat yang bersifat sebaliknya dinamakan inhibitor), dengan tanpa mengubah nilai

konstanta kesetimbangan atau kuantitas relatif yang ada pada suatu kesetimbangan reaksi

tertentu. Katalis hanya akan merubah waktu yang diperlukan suatu reaksi sampai selesai atau

encapai

kesetimbangan.

Reaksi

yang

secara

biasa

membutuhkan

waktu

berjam‐

jam,

berhari‐

hari, minggu, akan dapat dicapai dalam waktu beberapa menit dengan kehadiran katalis yang

sesuai.

Bahkan reaksi yang harus berlangsung pada suhu yang tinggi (biasanya akan

menurunkan rendemen produk), dapat dilakukan dengan cepat pada suhu rendah dengan

adanya katalis (dengan rendemen yang lebih baik). Pada produksi sintesa ammonia, tanpa

adanya katalis, reaksi antara hidrogen dan nitrogen sangat perlahan meskipun suhu di atas

1000

C. Kesetimbangan dalam reaksi tersebut pada secara normal akan terjadi setelah

beberapa tahun.




56

4.4 Kesetimbangan Pelarutan

Pelarutan atau kelarutan endapan. Sering dalam percobaan laboratorium atau

beberapa sampel di lapangan, menunjukkan fenomena pelarutan dan pengendapan. Gula

atau garam dapur dimasukkan dan diaduk dalam air maka keduanya akan segera larut. Jika

jumlahnya ditambahkan terus sambil diaduk maka lama‐kelamaan ada zat kristal gula atau

garam yang tidak larut lagi, meskipun telah lama pengadukannya. Fenomena lain terjadi ketika

larutan asam sulfat (H2SO4) ditambahkan dengan barium klorida (BaCl2). Penambahan barium

klorida pada larutan asam sulfat konsentrasi yang cukup, akan memyebabkan larutan menjadi

berwarna putih susu, dan jika ditambahkan terus maka akan segera terlihat endapan putih,

BaSO4 (barium sulfat).

Endapan adalah zat atau materi yang memisahkan diri sebagai fase padat dari

sistem larutan. Fase padat ini dapat terjadi dalam bentuk kristal, bentuk tersuspensi, maupun

bentuk koloid. Pemisahan endapan dari larutannya dapat dilakukan dengan pemusingan

(centrifugase/centrifuge), penyaringan (filter), atau cukup dengan sedimentasi (pengendapan

biasa), tergantung dari ukuran dan berat endapan secara parsial. Ukuran partikel endapan

makin besar, maka makin mudah memisahkannya, cukup dengan filtrasi, atau endapan yang

berat cukup dilakukan dengan sedimentasi atau pengendapan gravitasional saja. Namun ada

beberapa endapan koloid yang stabil dan cukup ringan, harus dilakukan pemusingan

(centrifuge) untuk memisahkannya dari larutan (memanfaatkan gaya centrifugal). Pada

centrifuge, bagian zat yang mempunyai berat jenis lebih tinggi akan terdorong kearah luar

putaran, sehingga endapan/padatan akan terpisah dari larutan karena perbedaan berat jenis

dan gaya putaran yang tinggi.

Beberapa faktor yang mempengaruhi atau menyebabkan terbentuknya endapan.

Pertama, terjadinya zat yang tidak begitu larut dalam air, dari hasil reaksi antara beberapa ion

terlarut di air. Contoh dari peristiwa ini antara lain, pembentukan BaSO4, pembentukan CaCO3,

pembentukan PbCl, dan sebagainya. Kedua, zat padatan yang ditambahkan tak mampu lagi

melarut dalam pelarut. Kedua hal ini erat hubungannya dengan nilai kelarutan. Jika jumlah zat

yang ada melebihi batas kelarutannya dalam air, maka sisa dari yang tidak larut akan menjadi

endapan.

Nilai kelarutan zat dalam air, sama dengan konsentrasi molar larutan jenuh, yang

pertama tergantung pada suhu lingkungannya. Biasanya makin tinggi suhu maka kelarutan zat

akan makin besar, kecuali beberapa zat yang dalam pelarutannya bersifat eksotermis seperti




57

NaOH, K2SO4, dan lainnya. Zat‐zat yang bersifat eksotermis dalam reaksi pelarutannya akan

kurang larut pada suhu yang tinggi. Kedua, kelarutan juga dipengaruhi oleh sifat pelarut, zat‐

zat yang larut di air akan berkurang kelarutannya dalam pelarut‐pelarut organik. Contoh, NaCl

akan larut baik dalam pelarut air, tapi akan kurang larut dalam alkohol. Dalam laboratorium

ion Pb yang tercampur ion Ag dan Hg(I), akan mudah dipisahkan dari campurannya dengan

direaksikan ketiganya dengan ion Cl‐

(HCl) dan pemanasan. Ketika ditambahkan HCl, ketiga ion

akan membentuk endapan PbCl2, AgCl, dan HgCl. Kemudian ditambahkan air panas, garam

PbCl2 akan larut kembali, sedang yang lain tetap dalam bentu endapan, dengan penyaringan

panas maka ion Pb akan terpisah dari Ag dan Hg(I).

Faktor lain yang mempengaruhi nilai kelarutan adalah, ion sekutu. Ion sekutu

adalah ion‐ion dari zat lain yang merupakan bahan endapan. Sebagai contoh dalam Pb(OH)2

akan larut dengan baik pada larutan bersifat asam, tetapi jika dalam larutan ditambahkan basa

NaOH yang cukup, maka Pb(OH)2 akan segera mengendap. Hal ini terjadi karena ketika

ditambahkan NaOH, maka akan segera terbentuk ion OH‐

, dan ion ini merupakan ion

pembentuk Pb(OH)2, maka artinya dalam sistem larutan ditambahkan ion sekutu.

Penambahan ion sekutu ini akan merubah kesetimbangan kelarutan kearah pembentukan

endapan atau mengurangi nilai kelarutannya.

Hasil kali kelarutan (Konstanta solubility product, Ksp). Jika ke dalam 1 gelas air

dilarutkan sedikit KCl, maka mula‐mula KCl larut dengan cepat menjadi ion‐ionnya.

KCl(s) + H2O K+

(aq) + Cl‐

(aq)

Ke dalam sistem ini ditambahkan lagi KCl, dengan pengadukan masih larut. Apabila KCl terus

ditambahkan, maka lama kelamaan, jumlah yang larut akan menjadi maksimal, dan KCl tidak

bisa larut lagi, meskipun terus diaduk. Larutan yang sudah tidak mampu lagi melaruitkan zat

terlarut ini dinamakan larutan jenuh, yaitu larutan yang ion‐ionnya telah mencapai

kesetimbangan antara melarut dan mengkristal. Dengan mencatat jumlah zat yang

ditambahkan sampai larutan menjadi larutan jenuh maka bisa ditentukan nilai kelarutannya.

Untuk KCl dalam air, Ksp = [K+][Cl

‐

] dihitung dari jumlah maksimal KCl yang dapat larut sampai

menjadi larutan jenuh. Jika KCl ini ditambahkan sehingga melebihi nilai Ksp, maka sisa KCl

tetap dalam bentuk kristal dan tidak larut. Atau jika ditambahkan ion Cl‐

secara berlebih, maka

agar nilai tetap konstan, K+ akan berkurang, berikatan kembali dengan klorida membentuk

endapan (efek garam atau ion sekutu).




58

Contoh. Suatu larutan jenuh perak klorida dibuat dengan melarutkan 0,0015 gram AgCl

dalam volume total larutan 1 L. Maka nilai Ksp atau hasil kali kelarutannya ditentukan

dengan langkah‐langkah sebagai berikut :

1. Massa molekul relatif AgCl adalah 143,3 gram/mol. Maka dapat ditentukan

terlebih dulu kelarutan AgCl dalam air

S = Lmolmolg

Lg / 10045,1 / 3,143 / 0015,0 5−

×=

2. Dalam larutan jenuh, terjadi disosiasi sempurna AgCl Ag+ + Cl

‐

Jadi secara stoikiometri, 1 mol AgCl menghasilkan 1 mol Ag+ dan 1 mol Cl

‐

, maka

dari sejumlah AgCl yang larut dalam larutan jenuh dihasilkan

[Ag+] = 1,045 x 10

‐5 mol/L dan [Cl

‐

] = 1,045 x 10‐5 mol/L

3. Ksp = [Ag+][Cl

‐

] = (1,045 x 10‐5 mol/L)(1,045 x 10

‐5 mol/L)

= 1,1 x 10‐10

(mol/L)2

dan biasanya Ksp dituliskan dengan atau tanpa satuan.

Cara‐cara seperti ini digunakan untuk menentukan nilai Ksp berbagai padatan atau garam

dalam larutan. Beberapa nilai hasil kali kelarutan endapan‐endapan pada suhu kamar dapat

dilihat pada tabel berikut :

Zat Hasil kali kelarutan Zat Hasil kali kelarutan

AgBr

AgBrO3

AgCNS

AgCl

Ag2S

Ag2CrO4

Ag3PO4

Al(OH)3

BaCO3

BaCrO4

BaSO4

CaCO3

CaSO4

CdS

Co(OH)2

Co(OH)3

CoS

Cr(OH)3

CuCl

CuI

CuS

Cu2S

Fe(OH)2

Fe(OH)3

7,7 x 10‐13

5,0 x 10‐5

1,2 x 10‐12

1,5 x 10‐10

1,6 x 10‐49

2,4 x 10‐12

1,8 x 10‐18

8,5 x 10‐23

8,1 x 10‐9

1,6 x 10‐10

9,2 x 10‐14

4,8 x 10‐9

2,3 x 10‐4

1,4 x 10‐28

1,6 x 10‐18

2,5 x 10‐43

3,0 x 10‐26

2,9 x 10‐29

1,0 x 10‐6

5,0 x 10‐12

1,0 x 10‐44

2,0 x 10‐47

4,8 x 10‐16

3,8 x 10‐38

FeS

Hg2Br2

Hg2Cl2

Hg2S

HgS

K2(PtCl6)

MgCO3

Mg(OH)2

Mn(OH)2

MnS

Ni(OH)2

PbBr2

PbCl2

PbCO3

PbCrO4

PbF2

PbI2

PbS

PbSO4

SrCO3

SrSO4

Tl2S

Zn(OH)2

ZnS

4,0 x 10‐19

5,2 x 10‐23

3,5 x 10‐18

1,0 x 10‐45

4,0 x 10‐54

1,1 x 10‐5

1,0 x 10‐5

3,4 x 10‐11

4,0 x 10‐14

1,4 x 10‐15

8,7 x 10‐19

7,9 x 10‐5

2,4 x 10‐4

3,3 x 10‐14

1,8 x 10‐14

3,7 x 10‐8

8,7 x 10‐9

5,0 x 10‐29

2,2 x 10‐8

1,6 x 10‐9

2,8 x 10‐7

1,0 x 10‐22

1,0 x 10‐17

1,0 x 10‐23

4.5 Pengendapan Hidroksida Logam dan Sulfida Logam

Dalam

beberapa

analisa

kuantitatif

anorganik,

atau

dalam

water

treatment

yang

menyangkut logam‐logam terlarut, salah satu metode yang digunakan adalah pengendapan,




59

pembentukan logam garam, hidroksida, sulfida, atau kompleks. Dalam beberapa tujuan,

pengendapan dilakukan dengan penambahan ion‐ion (reagen) pengendap, untuk

mendapatkan bentuk senyawa logam yang sangat kecil kelarutannya di air. Senyawaan logam

dengan ion hidroksida atau sulfida, banyak memenuhi untuk tujuan ini. Satu hal yang harus

diingat, bahwa meskipun untuk mengendapkan semua logam harus ditambahkan ion

pengendapnya dengan berlebih, namuntidak dianjurkan terlalu banyak (sangat berlebih).

Sebab secara kimiawi, reagen yang berlebih akan menyebabkan terjadinya reaksi lain yang

tidak diinginkan. Misalnya, endapan yang terbentuk mungkin larut kembali membentuk

larutan ion‐kompleks atau karena efek garam, sehingga endapan akan berkurang dan tidak

kuantitatif. Biasanya reagen diberikan secara cukup, sampai diyakinkan tak ada pembentukan

endapan lagi, kemudian ditambah sedikit saja untuk membuatnya berlebih.

Pengendapan Sulfida. Hidrogen sulfida merupakan salah satu reagen yang cukup

efektif dalam mengendapkan logam‐logam terlarut. Kebanyakan sulfida‐logam mempunyai

kelarutan yang rendah dalam air (harga Ksp sangat kecil). Dalam beberapa pengamatan,

konsentrasi ion‐ion logam stabil larut dalam air sekitar 1 – 10‐3 mol/L. Sedangkan H2S

merupakan asam lemah, yang akan terdisosiasi menjadi ion H+ dan S

=, dengan konsentrasi

yang bervariasi sesuai dengan keadaan pH larutan. Bagaimana pH berpengaruh pada

konsentrasi ion S=, dapat ditelusuri dari reaksi disosiasinya dalam air. Hidrogen sulfida akan

terdisosiasi dalam dua tahap

(i) H2S H+ + HS

‐

dengan, K1 =8

2

101,9][

]][[−

−+

×=

S H

HS H

(ii) HS‐

H+

+ S=

dengan, K2 =

15

102,1][

]][[−

−

=+

×= HS

S H

mengalikan kedua persamaan diperoleh, K = K1K2 =

2222

2

2

101009,1][

][][−−

=+

≈×=

S H

S H

beberapa referensi menyebutkan, pada suhu kamar (25

0C) dan tekanan atmosfer, larutan

jenuh hidrogen sulfida dalam air hampir tepat 0,1 molar. Untuk asam lemah seperti ini

disosiasinya sangat kecil dan boleh diabaikan, maka




60

222

2

2

10)1,0(

][][

][

][][−

=+=+

==S H

S H

S H

sehingga [S=] =

2

23

][

10+

−

H

nampak sekali korelasi antara ion sulfida dengan konsentrasi hidrogen yaitu berbanding

terbalik kuadrat. Pada larutan yang sangat asam pH=0 ([H+] = 1), konsentrasi larutan jenuh

hidrogen sulfida mengandung ion S= sebanyak 10

‐23 mol/L, ini hanya memungkinkan sulfida

logam yang paling tidak larut yang dapat diendapkan. Pada pH sekitar 7, konsentrasi S=

menjadi 10‐9 mol/L, cukup untuk mengendapkan logam‐logam yang membentuk sulfida‐logam

dengan Ksp lebih tinggi.Mengolah persamaan terakhir di atas dengan operasi logaritmik akan

mendapatkan hubungan linear antar pH dengan pS, pS = ‐log[S=

], yaitu

pS = 23 – 2pH

persamaan ini akan linear mulai dari pH=0 sampai pH=8. Kondisi basa, pH>8 akan ada disosiasi

lebih lanjut hidrogen sulfida dengan adanya konsentrasi hidroksida, persamaan di atas tidak

lagi linear. Dengan beberapa pengamatan dan perhitungan, dapat disimpulkan hubungan pH

dengan pS sebagai grafik berikut

Grafik ini dapat dipakai bila diperlukan untuk meramalkan pengendapan sulfida logam, seperti

pada contoh‐contoh di bawah.

0

2

4

6

8

10

12

14

16

18

20

22

24

0 2 4 6 8 10 12 14

pH

pS

Gambar grafik hubunganpS dengan pH, diambil dari

Vogel, text book of

Qualitatif Anorganik

Analyssis




61

Contoh (Vogel). Diketahui suatu larutan mengandung CuSO4 0,1 M dan MnSO4 0,1 M.

Apa yang terjadi jika (a) larutan diasamkan sehingga pH = 0 dan dijenuhkan dengan gas

hidrogen sulfida; dan (b) jika larutan awal ditambahkan ammonium sulfida, sehingga

pH menjadi 10. Ksp CuS dan MnS masing‐masing 1 x 10‐44

dan 1,4 x 10‐15

?

Penyelesaian. (a) Dari grafik, padapH=0 nilai pS = 23 artinya [S=] = 10

‐23 mol/L. Untuk

kedua zat konsentrasi logamnya adalah 10‐1 mol/L, maka hasil kali ionnya adalah 10

‐24

untuk kedua ion. Untuk CuS, 10‐24

> 1 x 10‐44

, maka CuS akan diendapkan, sedang untuk

MnS, karena 10‐24

< 1,4 x 10‐15

, akan tetap larut. Jadi pada pH = 0 CuS dapat dipisahkan

dari MnS.

(b) Masih dari grafik, pada pH =10; pS=4, atau [S=] = 10

‐4 mol/L. Maka hasil kali

konsentrasi ion adalah 10‐5 untuk masing‐masing ion logam. Dapat dilihat 10

‐4 > 1,4 x

10‐15

> 1 x 10‐44

, maka keduanya akan mengendap dan tercampur.

Pengendapan dan pelarutan hidroksida logam. Secara prinsip nilai hasil kali kelarutan

(Ksp), dapat juga diterapkan dalam proses pengendapan logam‐logam terlarut dengan

membentuknya menjadi garam hidroksida logam yang kurang larut di air. Teknik ini sering

dipakai dalam analisis kualitatif anorganik dan pengolahan air yang terpapar logam‐logam.

Secara kimiawi, endapan hidroksida‐logam akan terbentuk jika konsentrasi ion logam dan

konsentrasi hidroksil (OH‐

) saat itu melebihi nilai yang diperbolehkan dalam hasil kali kelarutan

(Ksp), atau hasil kali ion‐ion (logam dan hidroksil) > Ksp. Jumlah endapan adalah sebanyak

kelebihan jumlah ion‐ion dari ion yang harus ada untuk menegakkan Ksp. Jika hasil kali ion‐ion

kembali sama dengan Ksp, maka proses pengendapan berhenti.

Dalam pengendapan hidroksida logam, konsentrasi hidroksil sangat memegang

peranan penting terbentuknya endapan, karena konsentrasi logam yang terlarut stabil di

perairan bebas berkisar 10‐1 – 10

‐3 mol/L. Dengan demikian pH air sangat menentukan

terjadinya pengendapan, sebab hasil kali ion hidrogen dan hidroksil adalah konstan, sehingga

pH akan menentukan jumlah konsentrasi ion hidroksil (OH‐

). Pada pH yang rendah (<1)ion

hidroksil sangat sedikit terlarut, pOH = 14 – pH, sulit bagi hidroksida logam terlarut mencapai

nilai Ksp. Pada kondisi yang demikian hampir semua hidroksida‐logam belum bisa

terendapkan, kecuali Nb(OH)5, Ta(OH)5, Sn(OH)4, Ti(OH)4, H2WO4 dan H2MoO4, yang akan

melarut pada pH yang tinggi. Telah disepakati, secara umum pengendapan dikatakan praktis

sempurna jika dalam larutan konsentrasi logam tak lebih dari 10‐5 mol/L.




62

Contoh (Vogel). Hitunglah pH (a) pada mana Fe(OH)3 mulai mengendap dari larutan FeCl3

0,01 M; dan (b) pH pada saat konsentrasi ion Fe3+

dala larutan tak melebihi 10‐5 mol/L.

Nilai Ksp dapat dilihat pada tabel.

Penyelesaian. Ksp = [Fe3+

] [OH‐

]3 = 3,8 x 10

‐38, dengan konsentrasi ion Fe

3+ = 0,01 M.

(a) Pengendapan tepat akan terjadi pada saat hasil kali ion Fe3+ dan OH

‐

nilainya sama

dengan Ksp, sehingga dapat dihitung

[OH‐]3 =

36

2

38

3108,3

10

108,3

][

−

−

−

+×=

×=

Fe

Ksp

[OH‐

] =

123 361056,1108,3

−−

×=× , dan dapat dihitung konsentrasi

ion hidrogen dengan rumus kesetimbangan ion hidrogen‐hidroksil di air.

[H

+

]

=

3

12

14

1041,61056,1

10

][

−

−

−

−×=

×

=

OH

K w

pH = ‐ log [H+] = ‐ log (6,41 x 10

‐3) = 2,19

Jadi, Fe(OH)3 akan mulai mengendap pada pH = 2,19

(b) Ion Fe3+

akan tinggal 10‐5 jika sebagian besar Fe(OH)3 telah mengendap dengan

bertambahnya konsentrasi ion hidroksida (bertambahnya pH). Saat kesetimbangan baru,

ion Fe3+

, maka ion hidroksil adalah

[OH‐

] =

113

5

38

3

3

1056,110

108,3

][

−

−

−

+×=

×=

Fe

Ksp

Konsentrasi ion hidrogen adalah

[H+] =

4

11

14

1041,61056,1

10

][

−

−

−

−×=

×

=

OH

K w

pH = ‐log[H+] = ‐log(6,41 x 10

‐4) = 3,19

Jadi pada pH = 3,91 Fe(OH)3 telah mengendap sempurna.

Secara lebih lanjut, grafik pengendapan beberapa hidroksida logam, seperti pada

gambar berikut, dapat dijadikan acuan untuk meramalkan pH pengendapan logam‐logam

terlarut di perairan. Daerah yang diarsir adalah daerah pH pengendapan hidroksida‐logam,

dengan ujung atas garis batas miring sebelah kiri merupakan pH pada saat mulai terbentuk

endapan, dan ujung bawah menyatakan kondisi pH pada saat pengendapan secara teoritis

sempurna. Sedangkan garis miring sebelah kanan (pada batas arsiran), ujung bawah

menyatakan pH pada saat hidroksida logam mulai melarut kembali, dan ujung atas

menyatakan pH saat pelarutan sempurna.




63

pH 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

Tl(OH)2

Sn(OH)2

Nb(OH)5

Ta(OH)5

Ce(OH)4

Zr(OH)4

Sn (OH)4

Ti(OH)4

Th(OH)4

Fe(OH)3

Al(OH)3

Cr(OH)3

UO2(OH)2

Be(OH)2

Zn(OH)2

Fe(OH)2

Cd(OH)2

Ni(OH)2

Co(OH)2

AgOH

Pb(OH)3

Re(OH)3

HgO

Mn(OH)2

Mg(OH)2

H2WO4

H2MoO4

4.6 Pengendapan bertingkat atau pengendapan fraksional. Selain untuk menentukan kapan

suatu garam atau zat lain mengendap atau melarut, nilai Ksp juga sangat berguna untuk

memperhitungkan kondisi pengendapan fraksional atau pengendapan bertingkat. Untuk

maksud tertentu kadang diinginkan untuk mengendapkan satu jenis atau sebagian logam dari

larutan yang mengandung beberapa logam. Langkah‐langkah untuk penyisihan ini salah

satunya adalah pengendapan bertingkat, sebab dibutuhkan pemisahan dikarenakan tiap

senyawaan logam punya daya cemar dan toksik yang berbeda‐beda. Membuat kondisi‐kondisi

tertentu yang khusus untuk tujuan seperti di atas harus dilakukan, dengan salah satu metode

adalah dengan memperhatikan Ksp atau kelarutannya di air. Salah satu contoh penerapan,

metode ini adalah metode Mohr untuk menaksir halida‐halida terlarut.

Pada metode penentuan halida dengan cara Mohr, suatu larutan ion klorida (halida)

dititrasi dengan larutan baku perak nitrat (AgNO3), dengan kalium dikromat (K2CrO4) sebagai

indikator. Secara perhitungan Ksp, maka dalam sistem ini akan terbentuk dua macam garam




64

yang sedikit larut di air, yaitu perak klorida (AgCl = endapan putih) dan perak kromat (Ag2CrO4

= endapan berwarna merah). Hasil kali kelarutan kedua garam adalah (tabel) :

Ksp (AgCl) = [Ag+] x [Cl‐] = 1,5 x 10‐10

Ksp (Ag2CrO4) = [Ag+]

2x [CrO4

2‐

] = 2,4 x 10‐12

Dalam kesetimbangan, konsentrasi ion perak bisa dianggap sama, maka kedua persamaan

akan menjadi,

812

210

2

4

2

101,1

1

)104,2(

)105,1(

][

][

×

=

×

×=

−

−

−

−

CrO

Cl

nampak sekali bahwa dalam kesetimbangannya konsentrasi ion kromat jauh lebih besar dari

konsentrasi ion klorida. Hal demikian terjadi karena, dalam pembentukan garam, ion Ag+ yang

dititrasikan akan selalu lebih dahulu mengikat ion klorida, membentuk endapan perak klorida

sampai ion klorida mencapai rasio dengan ion kromat seperti pada persamaan diatas tercapai,

baru kemudian akan terbentuk perak kromat, warna endapan/larutan merah (titik akhir

titrasi).

Contoh (Vogel). Jika larutan natrium klorida 0,1 M dititrasi dengan perak nitrat dengan

adanya kalium dikromat 0,002 M maka konsentrasi ion‐ion pada saat perak kromat mulai

mengendap adalah ......

Penyelesaian. Bisa diambil persamaan diatas untuk menyatakan kesetimbangan, kedua

garam mengendap bersama, jika ion klorida sudah mencapai konsentrasi yang sesuai.

82

4

2

101,1

1

][

][

×

=−

−

CrO

Cl

atau, [Cl‐

] = M CrO 6

88

2

4 1026,4101,1

002,0

101,1

][−

−

×=

×

=

×

Konsentrasi ion Cl terlarut terlalu kecil, dianggap secara praktis tidak ada (diabaikan).

4.7 Konsep Redoks

Selama abad kesembilan belas istilah oksidasi digunakan untuk menjelaskan reaksi

dimana suatu zat bersenyawa dengan oksigen. Pembakaran bahan bakar dari kayu pada saat

itu disebut oksidasi. Istilah reduksi berasal dari kata latin reduco yang artinya mengembalikan.

Pada awalnya kata reduksi digunakan dalam metalurgi dalam proses mendapat kembali logam

dari

bijihnya.

Istilah

ini

sudah

digunakan

sejak

lama

sebelum

orang

menggunakan

istilah




65

oksidasi, jadi sebelum ditemukan oksigen, dan juga sebelum ditemukan bahwa proses

terbakar adalah proses reaksi dengan oksigen.

Pembakaran gas alam, CH4 dan pembakaran bensin dalam mesin kendaraan bermotor

adalah proses reaksi oksidasi. Bensin terdiri atas sejumlah hidrokarbon termasuk oktan C8H18.

CH4 (g) + 2 O2

(g) CO2 (g) + 2 H2O (g)

2 C8H18 (g) + 25 O2

(g) 16 CO2 (g) + 18 H2O (g)

Pembakaran magnesium dalam udara adalah reaksi oksidasi.

2 Mg (s) + O2 (g) 2 MgO (s)

Dari reaksi‐reaksi di atas dapat dilihat bahwa jika metana terbakar, gas ini bereaksi

dengan oksigen dan melepaskan hidrogen. Melepaskan atau menghilangkan hidrogen juga

disebut oksidasi. Reaksi‐reaksi yang menyangkut penguraian zat dengan melepaskan oksigen

disebut reduksi . Magnesium terbakar dala uap air membentuk magnesium oksida dan

hidrogen.

2 HgO (s) 2 Hg (l ) + O2 (g)

Mg (s) + H2O (g) MgO (s) + H2 (g)

Pada reaksi di atas, magnesium bereaksi dengan oksigen, sedangkan air melepaskan oksigen.

Jadi, magnesium mengalami oksidasi dan air mengalami reduksi .

Sejalan dengan perkembangan ilmu kimia, konsep oksidasi reduksi yang semula hanya

menyangkut perpindahan oksigen kini telah diperluas, menyangkut reaksi tanpa keterlibatan

oksigen.

Oksidator dan Reduktor Akan dijumpai dalam banyak reaksi kimia, terjadi perubahan bilangan oksidasi

(bilangan muatan rtelatif) masing‐masing spesies yang terlibat dalam reaksi tersebut

(berubah). Sangat mudah untuk dihafal, bahwa individu unsur yang dalam produk mengalami

penambahan muatan positif dinamakan teroksidasi, contohnya Mn2+

Pada suatu reaksi

oksidasi reduksi, zat yang mengoksidasi zat lain disebut oksidator atau zat pengoksidasi , sedangkan zat yang mereduksi zat lin disebut reduktor atau zat pereduksi. Dalam reaksi kima,

oksidator mengalami reduksi sedangkan reduktor mengalami oksidasi.

4 kesetimbangan kimia

Documents