laporan rista penentuan kelarutan dan koefisien aktivitas elektrolit kuat
TRANSCRIPT
PENENTUAN KELARUTAN DAN KOEFISIEN AKTIVITAS
ELEKTROLIT KUAT
Ristasari Wulandari*, Faesal Amri, Citra Ayuning Tyas
Lab. Kimia Fisika Jurusan Kimia Universitas Negeri Semarang
Gedung D8 Lt 2 Sekaran Gunungpati Semarang, Indonesia
[email protected], 085740384303
ABSTRAK
Percobaan dilakukan untuk mengukur kelarutan barium iodat dalam larutan KCl
dengan berbagai kekuatan ion, menghitung kelarutan barium iodat ada I = 0 dengan jalan
ekstrapolasi, menghitung koefisien aktivitas rata-rata barium iodat pada berbagai nilai I dan
menguji penggunaan hukum Debye-Huckle. Percobaan ini dilakukan menggunakan acuan
titrasi iodometri, dimana digunakan larutan tiosulfat sebagai larutan standardnya. Langkah
pertama adalah membuat larutan KCl berbagai konsentrasi dengan mengencerkan larutan
KCl 0,1 M. Kemudian untuk menjenuhkan larutan ditambahkan Ba(IO3)2. Analisis dilakukan
terhadap konsentrasi IO3- pada larutan jenuh dihitung dari hasil titrasi, selanjutnya kelarutan
Ba(IO3)2. Kemudian membuat kurva hubungan log s sebagai fungsi I1/2 dan kurva log γ±
sebagai fungsi I1/2. Dari kurva yang diperoleh, dapat ditarik kesimpulan sehubungan dengan
hukum pembatas Debye-Huckel. Dari hasil pengamatan, kelarutan akan naik dengan naiknya
konsentrasi. Grafik plot s terhadap√ I diperoleh persamaan regresi linear y = 0.1571x +
0.6637 yang sebanding dengan persamaan log s = 2A√ I + log so. Dengan jalan ekstrapolasi
(x = 0) diperoleh log s = 0,6637 dan kelarutan (s) = 4,609 M. Kelarutan pada larutan
elektrolit bergantung pada kekuatan ion, dan koefisien aktivitas ionik hanya bergantung pada
muatan ion dan konsentrasinya. Dari hubungan tersebut diperoleh koefisien aktivitas ionik
rata-rata semakin meningkat dengan turunnya konsentrasi.
Kata Kunci : koefisien aktivitas ionic, kelarutan, hukum Debye-Huckle
ABSTRACT
The experiments were performed to measure the solubility of barium iodate in KCl
solution with different ionic strength , calculate the solubility of barium iodate is no I = 0 with
the extrapolation , calculate the average activity coefficient of barium iodate on the values I
and test the use of the law of Debye - Huckle . These experiments were done using a reference
iodometric titration , which is used as a solvent standardnya thiosulfate solution . The first step
is to make various concentrations of KCl solution by diluting a solution of 0.1 M KCl Then
added to saturate the solution of Ba(IO3)2 . Analysis conducted on the concentration of IO3 -
saturated solution was calculated from the results of the titration , then the solubility of
Ba(IO3) 2 . Then make a curve as a function of log s I1/2 and log curves γ ± as a function of I1/2 .
From the curves obtained , it can be concluded with respect to the Debye - Hückel limiting
law . From the observations , solubility will increase with increasing concentration . S chart
plots with √ I in the linear regression equation y = 0.1571x + 0.6637 which is comparable to
the equation log s = 2A√ I + log so . With the extrapolation ( x = 0 ) obtained log s = 0.6637
and solubility ( s ) = 4.609 M. Solubility in the electrolyte solution depends on the ionic
strength , and ionic activity coefficients only depend on the ion charge and concentration . Of
the relationship ionic activity coefficients obtained an average increase with decrease in
concentration .
Keywords: ionic activity coefficient, solubility, law Debye-Huckle
PENDAHULUAN
Larutan elektrolit kuat adalah larutan elektrolit dimana zat yang terlarut terionisasi
seluruhnya (ionisasi sempurna a = 1). Karena banyaknya ion yang dihasilkan, larutan ini dapat
menghantarkan listrik dengan baik. Persamaan reaksi ionisasi elektrolit kuat ditandai dengan
anak panah satu arah ke kanan (reaksi irreversible). Di bawah ini diberikan beberapa jenis
kation dan anion yang dapat membentuk larutan elektrolit kuat,
Kation : Na+, L+, K+, Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+, NH4+
Anion : Cl-, Br-, I-, SO42-, NO3-, ClO4-, HSO4-, CO32-, HCO32-
Larutan ini biasanya berupa larutan asam kuat, basa kuat, dan garam (Lischer, 2009)
Dalam suatu reaksi antara ion-ion berlawanan muatan, muatan terasosia dengan komplek
aktifasi menurun, akibatnya menurunkan elektrichor dan entropy 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)2yang
konsentrasinya dapat di tentukan dengan menggunakan metode volumetrik yang sederhana.
Dengan menganalisis data yang diperoleh akan didapat koefisien ativitas rata-rata (γ±).
(Wahyuni, 2013).
Menurut Wahyuni, 2013, 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 γ± yang untuk elektrolit 1-2 (uni-bivalen) didefinisikan sebagai berikut:
a± = (a+ a-2)1/3
γ± = (y+ y-2)1/3
c± = (c+ c-2)1/3
kelarutan teoritis bila γ± mendekati 1 satu (=1) yaitu pada keadaan dimana kekuatan ion sama
dengan nol (I=0). Karena γ± selalu menurun dengan meningkatnya kekuatan ion, maka baik
kelarutan dan hasil kali kelarutan, Ksp (dinyatakan dalam onsentrasi, bukan dalam aktivitas)
dari elektrolit yang sedikit larut akan meningkat dengan adanya penambahan elektrolit lain
yang tidak mengandung ion senama.
Nilai γ± nampaknya tidak bergantung pada jenis ion dalam senyawa sejauh ini asalkan
senyawanya adalah mempunyai tipe valensi yang sama. Teori Debye-Huckel memprediksi
bahwa dalam larutan yang cukup encer koefisien aktivitas ionic rata-rata hanya bergantung
pada muatan ion dan konsentrasinya, tetapi tidak bergantung pada karakteristik individual yang
lain dari ion (Wahyuni, 2011).
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 (Wahyuni, 2013).
Percobaan dilakukan untuk mengukur kelarutan barium iodat dalam larutan KCl dengan
berbagai kekuatan ion, menghitung kelarutan barium iodat ada I = 0 dengan jalan ekstrapolasi,
dan menghitung koefisien aktivitas rata-rata barium iodat pada berbagai nilai I dan menguji
penggunaan hukum Debye-Huckle.
METODE
Untuk dapat dilaksanakannya percobaan, sebelum percobaan perlu dipersiapkan
beberapa alat seperti: labu erlenmeyer 250 ml merk pyrex, buret 50 ml merk pyrex, statif dan
klem, labu takar 250 ml merk iwaki, labu takar 100 ml merk iwaki, pipet volume 10 ml merk
pyrex, corong kaca, dan pipet tetes. Sedangkan beberapa bahan yang digunakan adalah larutan
KCl 0,1 M, KIO3, dan Na2S2O3 0,01 M, HCl 1 M, KI 0,5 gram/litr, larutan kanji 1%, kertas
saring, plastik dan karet gelang.
Pada percobaan ini dilakukan beberapa tahapan, diantaranya: persiapan dan titrasi
kelarutan. Tahap persiapan ialah mempersiapkan larutan KCl dengan 6 macam konsentrasi
yang berbeda. Pertama-tama ialah membuat larutan HCl dengan konsentrasi 0,1 N dari HCl
pekat sebanyak 200 ml, kemudian pengenceran selanjutnya yakni HCl 0.05 N, 0.02 N, 0.01 N,
0.005 N, dan 0.002 N menggunakan larutan KCl 0.5 N yang sudah dibuat sebelumnya, dimana
pengenceran dapat dihitung menggunakan rumus V1 M1 = V2 M2.
Variabel Percobaan
Variabel yang diamati adalah besar kelarutan barium iodat pada larutan KCl yang
dibuat 6 macam konsentrasi yang berbeda. Untuk mengetahui besar kelarutan dilakukan titrasi
secara iodometri menggunakan larutan standart natrium tiosulfat. Variabel tetap berupa berat
endapan barium iodat, sedangkan variabel bebas dikenakan pada konsentrasi KCl yang
bermacam-macam.
Analisis yang dibutuhkan berupa berat arang yang tersisa yang dapat dicari menggunakan
rumus:
Log γ ± = -A|Z+.Z-|√ I)
Dimana : γ± = koefisien aktivitas rata-rata suatu elektrolit
A = tetapan dan untuk larutan dengan pelarut air pada suhu 25°C nilainya adalah
0,509.
Rancangan Percobaan
Percobaan ini dilakukan dalam suhu ruangan standart 280C. Pada tahap ini ialah tahap
dimana dilakukannya persiapan barium iodat Ba(IO3)2 yang didapatkan dengan mencampurkan
kalium iodat dan barium klorida yang kemudian disaring endapannya. Kemudian
menambahkan endapan Ba(IO3)2 ke dalam masing-masing labu Erlenmeyer berisi larutan KCl
(±0,025 gram/50 ml), labu Erlenmeyer ditutup untuk mencegah penguapan. Selanjutnya labu
Erlenmeyer dipanaskan hingga larutan bersuhu 50oC selama ±1 menit, setelah itu ditempatkan
ruangan bersuhu tetap ±25oC selama 1 jam. Usai genap 1 jam masing masing larutan diambil
10 ml dengan pipet yang ujungnya telah dipasang kertas saring yang berfungsi menyaring
Ba(IO3)2 agar tidak ikut masuk dalam buret lalu ditambahkan 1 ml larutan KI 0,5 g/L dan 2 ml
HCl 1 M yang kemudian dititrasi segera dengan Na2S2O3 0,01 M (yang telah distandarisasi)
secara iodometri. Kemudian ditambahkan beberapa tetes amilum 1% dan melanjutkan titrasi
hingga warna biru-hitam menghilang sehingga didapatkan data berupa volume Na2S2O3 0,01 M
yang diperlukan untuk menitrasi larutan sampel dalam masing-masing labu Erlenmeyer yang
akan digunakan untuk meghitung besarnya kelarutan.
HASIL DAN PEMBAHASAN
Tujuan utama dari praktikum ini adalah menentukan besar kelarutan barium iodat dalam
larutan KCl dalam berbagai variasi konsentrasi. Adanya variasi konsentrasi larutan KCl ini
kemudian mengakibatkan kekuatan ion dalam campuran juga ikut berubah sehingga menjadi
tidak sama antara campuran yang satu dengan yang lain (dalam erlenmayer no 1-7).
Berdasarkan dari teori Debye-Huckle dimana suatu diasumsikan bahwa suatu electrolit
kuat akan berdisosiasi secara sempurna mejadi ion-ionnya. Selain itu juga diasumsikan bahwa
pada konsenntrasi yang sangat encer interaksi yang terjadi antara ion-ion yang terdapat dalam
larutan hanya gaya tarik-menarik atau gaya tolak-menolak.
Salah satu cara untuk melihat bagaimana ketergantungan aktivitas ion pada kekuatan ion
adalah dengan jalan mempelajari perubahan kelarutan elektrolit yang sedikit larut,dimana pada
percobaan ini digunakan larutan barium iodat,sebagai akibat adanya penamabahn elektrolit lain.
Elektrolit yang ditambahkan disini bukanlah suatu elektrolit dengan ion senama dengan bariun
iodat, tapi pada percobaan ini digunakan larutan KCl. Agar hukum Debye-Huckle konsentrasi
barium iodat yang digunakan harus berada dalam konsentrasi yang rendah,yaitu kelarutan ion <
0,01. Dari hasil titrasi didapatkan hasil seperti pada tabel 1.
Tabel 1. Hasil titrasi pada berbagai konsentrasi
No. Labu
Erlenmeyer
Konsentrasi
larutan
KCl (M)
Volume
tiosulfat
untuk titrasi
(mL)
Konsentrasi
larutan jenuh
IO3- (M)
Kelarutan (s)
Ba(IO3)2 (M)
Log s
1 0,1 3,3 0,303 0,1515 -0,8195
2 0,05 2,6 0,192 0,0961 -1,017
3 0,02 2,5 0,08 0,04 -1,397
4 0,01 5,5 0,01818 0,00909 -2,0414
5 0,005 3,2 0,015 0,00781 -2,1072
6 0,002 1,9 0,0105 0,005263 -2,2787
7 Aquades - - - -
Pada tabel 1, tidak dapat diketahui besar dari kelarutan barium iodat secara matematis, karena
konsentrasi aquades tidak jelas tertera. Berdasarkan data volume tiosulfat ini, selanjutnya dapat
ditentukan konsentrasi dari ion IO3- , kelarutan dari barium iodat, logaritma dari kelarutan (log
s), kurva log s, intensitas rata-rata,koefisien aktivitas rata-rata dan log dari koefisien aktivitas
rata-rata.
Adapun reaksi yang terjadi pada saat titrasi yakni :
IO3- + 8H+ + 6 H+ → 3 I3
- + 3H2O
I3- + 2 S2O3
- → S4O6- + 3 I-
Setelah didapatkannya besar kelarutan Ba(IO3)2 dari masing-masing labu Erlenmeyer, maka
dapat di temukan pula besar koefisien ionik rata-rata dengan menerapkan Teori Debye-Huckle,
sehingga didapatkan data seperti pada tabel 2.
Tabel 2. Tabel besar kekuatan ion.
No. Labu
Erlenmeyer
Kekuatan ion
(I)
I1/2 So/S (γ±) Log γ±
1 0,327 0,571 0,2632 -0,58
2 0,243 0,494 0,3143 -0,502
3 0,16 0,4 0,3924 -0,40625
4 0,1136 0,337 0,4540 -0,342
5 0,111405 0,3337 0,4539 -0,3430
6 0,10788 0,3284 0,46304 -0,3343
7 - - - -
Berdasarkan tabel 2, ditemukan bahwa semakin besar konsentrasi larutan, maka kekuatan
ionnya akan semakin besar pula. Dalam teori Debye-Huckle dinyatakan bahwa logaritma
koefisien ionik rata-rata adalah fungsi linear dari akar pangkat dua kekuatan ionik dan slopenya
bernilai negatif. Selain itu, disebutkan pula bahwa koefisien aktivitas ionik hanya bergantung
pada muatan ion dan konsentrasinya. Kelarutan berbanding lurus dengan kekuatan ion. Jadi,
semakin besar kekuatan ion, maka semakin besar pula kelarutannya dan sebaliknya semakin
kecil ekuatan ion, maka semakin kecil pula kelarutannya.
Pada Grafik 1 dan 2 digambarkan hubungan antara koefisisen aktivitas ionik dengan
konsentrasi, dimana koefisien aktivitas ionik rata-rata naik dengan turunnya konsentrasi.
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
(Wahyuni, 2011).
Grafik 1. Grafik Hubungan antara log s dengan √I
Grafik 2. Grafik Hubungan antara √I dengan log γ±
0.3 0.35 0.4 0.45 0.5 0.55 0.6
-0.7
-0.6
-0.5
-0.4
-0.3
-0.2
-0.1
0
f(x) = − 1.00929141365517 x − 0.00342583793538104
Grafik Hubungan √I vs log γ±
√I
Log
γ±
Kelarutan pada larutan elektrolit bergantung pada kekuatan ion, dimana kelarutan
semakin meningkat dengan meningkatnya kekuatan ion. Teori Debye-Huckle memprediksi
bahwa logaritma koefisien ionik rata-rata adalah fungsi linear dari akar pangkat dua kekuatan
ionik danslopenya bernilai negatif (Castellan, 1983).
-2.4 -2.2 -2 -1.8 -1.6 -1.4 -1.2 -1 -0.8 -0.60
0.1
0.2
0.3
0.4
0.5
0.6
f(x) = 0.157143825102461 x + 0.663705844258309
Grafik Hubungan log s vs √I
Log s
√I
Sebagai akibat penambahan elektrolit lain bukan senama KCl, dari hasil perhitungan
diperoleh grafik hubungan√ I terhadap kelarutan. Dapat dilihat bahwa kelarutan akan naik
dengan naiknya konsentrasi. Demikian juga sebaliknya, dari grafik plot s terhadap√ I diperoleh
persamaan regresi linear y = 0.1571x + 0.6637 yang sebanding dengan persamaan log s = 2A
√ I + log so. Dengan jalan ekstrapolasi (x = 0) diperoleh log s = 0.6637 dan kelarutan (s) =
4,609 M.
KESIMPULAN
Setelah melakukan percobaan ini, dapat diketahui bahwa kekuatan ion sangat bergantung
pada konsentrasi elektrolit. Dari hasil yang diperoleh dari analisis data percobaan, diperoleh
simpulan bahwa, kelarutan barium iodat semakin meningkat dalam larutan KCl yang
konsentrasinya semakin tinggi dengan kekuatan ion yang semakin meningkat.
Sedangkan grafik plot s terhadap√ I diperoleh persamaan regresi linear y = 0.1571x +
0.6637, dimana diperoleh kelarutan barium iodat pada I (x) = 0 dengan ekstrapolasi adalah
4,609 M. Selain itu diketahui kelarutan pada larutan elektrolit bergantung pada kekuatan ion,
dan koefisien aktivitas ionik hanya bergantung pada muatan ion dan konsentrasinya. Dari
hubungan tersebut diperoleh koefisien aktivitas ionik rata-rata semakin meningkat dengan
turunnya konsentrasi.
DAFTAR PUSTAKA
Karyadi.1990.Kimia Fisika II. Jakarta : Bumi Pustaka.
Lischer, 2009. Larutan Elektrolit Kuat. http://lischer.wordpress.com/ . Diakses pada 9 Oktober
2013.
Sutrisno.1999.Kimia Fisika untuk Mahasiswa.Malang : Universitas Brawijaya.
Tim Dosen Kimia Fisika.2010. Petunjuk Praktikum Kimia Fisik.Semarang : Jurusan Kimia
FMIPA UNNES.
W. Castellan, Gilbert. 1983. Physical Chemistry Third Edition. USA : Addison-Wesley
Publishing Company, Inc.
Wahyuni, Sri. 2011. Bahan Ajar (Handout) Kimia Fisika 2. Semarang : Jurusan Kimia FMIPA
Unnes.
Semarang, 8 Oktober 2013
Mengetahui,
Dosen Pengampu Praktikan
Ir. Sri Wahyuni, M.Si Ristasari Wulandari
NIP NIM. 4301411124
LAMPIRAN
JAWABAN PERTANYAAN
1. Diketahui: 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
Ditanyakan: A = ......?
Penyelesaian:
H2O → H+ + OH-
I = ½ (10-7 + 10-7) = 10-7
= 9,5387.10-56
2. Diketahui: I= ½ [ c+ ] [ c- ]2
Ditanyakan: a± = …. ?
Penyelesaian:
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-| √ I )
= -0.509| +1.-2|0.011/2)
= -0.1018
γ ± = 0.791
a± = γ ±.c±
= 0.791x0.141
= 0.11153