Saat larutan standar tepat bereaksi dengan larutan yang dititrasi dinamakan

Titrasi adalah prosedur menentukan kadar suatu larutan. Dalam titrasi, larutan yang volumenya terukur direaksikan secara bertahap dengan larutan lain yang telah diketahui kadarnya (larutan standar). Berdasarkan jenis reaksi yang terjadi, titrasi dibedakan menjadi titrasi asam basa, titrasi pengendapan, dan titrasi redoks.

Dalam analisis dengan metode titrasi:

• Larutan yang diketahui normalitas atau konsentrasi atau kadarnya disebut larutan standart, biasanya dimasukkan dalam buret sebagai zat penitrasi atau titran.
• Larutan yang akan ditentukan normalitas atau konsentrasi atau kadarnya diletakkan dalam Erlenmeyer dan disebut juga sebagai zat yang dititrasi atau analit.

Titrasi dilakukan dengan cara membuka kran buret pelan-pelan. Titik akhir titrasi terjadi pada saat terjadi perubahan warna. Perubahan warna dapat dilihat dengan menggunakan zat penunjuk atau indikator.  Pada saat itulah gram ekivalen dari titran sama dengan gram ekivalen dari zat yang dititrasi atau analit.

Pengertian Titrasi Asam Basa

Titrasi asam basa adalah penentuan kadar suatu larutan basa dengan larutan asam yang diketahui kadarnya. Atau sebaliknya, penentuan kadar suatu larutan asam dengan larutan basa yang diketahui, dengan didasarkan pada reaksi netralisasi.

Titrasi harus dilakukan hingga mencapai titik ekivalen, yaitu keadaan saat asam dan basa tepat habis bereaksi secara stoikiometri. Titik ekivalen umumnya dapat ditandai dengan perubahan warna dari indikator. Sementara itu, keadaan saat titrasi harus dihentikan tepat pada saat indikator menunjukkan perubahan warna disebut titik akhir titrasi. Untuk memperoleh hasil titrasi yang tepat, maka selisih antara titik akhir titrasi dengan titik ekivalen harus diusahakan seminimal mungkin. Hal ini dapat diupayakan dengan memilih indikator yang tepat pada saat titrasi, yakni indikator yang mengalami perubahan warna atau trayek pH di sekitar titik ekivalen.

Titrasi asam-basa terdiri atas: titrasi asam kuat dengan basa kuat, titrasi asam kuat dengan basa lemah, dan titrasi asam lemah dengan basa kuat.

• Asam dan garam dari basa lemah dapat dititrasi dengan larutan baku-basa. Proses ini dinamakan alkalimetri.
• Basa dan garam dari asam lemah dapat dititrasi dengan larutan baku-asam. Proses ini dinamakan asidimetri.

Prosedur Titrasi Asam-Basa

Dalam melakukan titrasi, dibutuhkan alat berupa buret dan juga labu Erlenmeyer. Titrasi juga membutuhkan bahan berupa titran, analit, dan indikator asam basa.

• Analit atau titrat adalah larutan yang tidak diketahui konsentrasinya.
• Titran adalah larutan standar yang telah diketahui konsentrasinya. Indikator asam basa adalah zat yang mengalami perubahan warna ketika mendekati titik ekivalen.

Misalnya: larutan yang akan dicari konsentrasinya (analit) adalah larutan asam berupa asam klorida (HCl). 

Prosedur Titrasi

1. Memasukkan titran ke dalam buret
2. Memasukkan analit ke dalam labu Erlenmeyer
3. Menambahkan beberapa tetes indikator asam basa ke dalam analit
4. Meneteskan titran sedikit demi sedikit ke dalam analit
5. Menghentikan titrasi ketika warna analit berubah
6. Mencatat volume titran yang masuk ke dalam analit

Warna analit yang berubah merupakan efek dari penambahan indikator asam basa. Warna yang berubah menandakan bahwa titrasi telah mencapai titik ekivalennya.

Contoh Prosedur Kerja

Kegiatan 1. Standardisasi larutan NaOH dengan larutan baku asam klorida (HCl).

1. Isi buret dengan larutan NaOH (sampai tanda batas 50 ml) dengan bantuan corong, kemudian pasang statip seperti yang ditunjukkan oleh Gambar D.1. berikut.
2. Ke dalam labu erlenmeyer, masukkan 25 ml larutan HCl 0.1 N dan tambahkan 2-3 tetes indikator pp 1%. 
3. Titrasi larutan NaOH dari buret ke dalam larutan HCl dalam erlenmeyer dengan hati-hati sambil membuka keran pelan-pelan sampai terjadi perubahan warna dari tak berwarna sampai menjadi merah muda.
4. Baca skala pada buret dan catat volume NaOH terpakai.
5. Lakukan lagi titrasi sesuai prosedur nomor 2 – 4 sebanyak 2 kali sehingga diperoleh 3 ulangan.
6. Isilah data pengamatan anda pada Tabel Hasil Kegiatan di Lembaran Kerja dan carilah nilai rata-ratanya.
7. Dengan menggunakan nilai rata-ratanya, hitunglah Normalitas NaOH  (N2) dengan menggunakan rumus sebagai berikut :

V1 x N1 = V2 x N2 → N2 = (V1 x N1) ÷ V2

Dimana: V1 = Volume HCl yang dititrasi; N1 = Normalitas HCl yang dititrasi; V2 = Rata-rata Volume NaOH terpakai; N2 = Normalitas NaOH

Kegiatan 2. Menentukan kadar asam cuka

1. Ambil 5 ml larutan asam cuka perdagangan dengan pipet, kemudian masukan ke dalam labu ukur 250 mL dan tambahkan aquadest sampai volume 250 mL.
2. Ambil erlenmeyer 250 mL, kemudian timbang erlenmeyer tersebut kemudian tanpa diangkat dari timbangan, re-zero kembali timbangan, lalu pipet 25 mL (gunakan pipet ukur atau pipet volum 25 mL) larutan asam cuka dari dalam labu ukur masukan ke dalam erlenmeyer yang terdapat dalam timbangan, kemudian timbang dan catat hasilnya.
3. Setelah ditimbang, angkat dari timbangan dan tambahkan 2 tetes indikator pp. Sebelum melakukan titrasi baca dan catat skala terakhir volume NaOH terpakai pada buret.
4. Setelah itu, titrasi larutan tersebut dengan larutan baku NaOH sampai tepat terjadi perubahan warna dan catat volume NaOH yang terpakai.
5. Lakukan lagi titrasi sesuai prosedur nomor 2 – 4 sebanyak 2 kali sehingga diperoleh 3 ulangan.
6. Isilah data pengamatan anda pada Tabel Hasil Kegiatan di Lembaran Kerja dan carilah nilai rata-ratanya.
7. Menentukan nilai faktor pengenceran (fp) dan hitunglah kadar asam asetat dengan menggunakan rumus sebagai berikut:

fp = (Volume pengenceran) ÷ (Volume asam cuka)

Kadar Asam Cuka (%) = {(fp x mL NaOH terpakai x Mr Asam Cuka) ÷ (Berat sampel x 1000)} x 100%

Dimana: fp  = faktor pengenceran,  Mr Asam Cuka atau Asam Asetat, CH3COOH = 60

Rumus Titrasi

Titik ekivalen adalah titik titrasi di mana jumlah titran yang ditambahkan cukup untk menetralkan larutan analit secara sempurna. Pada titik ekivalen inilah asam basa habis bereaksi sehingga mol titran dan analit adalah sama, sehingga didapatkan rumus perhitungan konsentrasi titrasi asam basa sebagai berikut:

V1 x K1 = V2 x K2

K2 = (V1 x K1) ÷ V2

Dimana: V1 = volume analit atau zat yang dititrasi; K1 = konsentrasi zat yang dititrasi; V2 = volume titran terpakai; K2 = konsentrasi titran.

Jika zat asam atau basa dalam titrasi memiliki valensi lebih dari 1, misalnya H2SO4 yang memiliki 2 valensi (2H+) maka rumus perhitungannya sebagai berikut:

a1 × V1 x K1 = a2 × V2 x K2

K2 = (a1 × V1 x K1) ÷ (a2 × V2)

Dimana: a1 = valensi asam; a2 = valensi basa

Contoh Soal

Sebanyak 40 mL larutan asam sulfat, H2SO4 0,25 M (bervalensi 2) dititrasi dengan suatu basa bervalensi satu, NaOH, dan ternyata dibutuhkan 57 mL basa tersebut. Berapakah kemolaran basa yang digunakan tersebut?

Diketahui: V1 = 40 mL; K1 = 0,25 M; a1 = 2; V2 = 57 mL; a2 = 1

K2 = (a1 × V1 x K1) ÷ (a2 × V2)

K2 = (2 × 40 x 0,25) ÷ (1 × 57)

K2 = 20 ÷ 57

K2 = 0,35 M

Jadi konsentrasi dari basa tersebut (NaOH) sebesar 0,35 M.

Perubahan pH pada Titrasi Asam-Basa

Pada saat larutan basa ditetesi dengan larutan asam, pH larutan akan turun. Sebaliknya, jika larutan asam ditetesi dengan larutan basa, maka pH larutan akan naik. Jika pH larutan asam atau basa diplotkan sebagai fungsi dari volum larutan basa atau asam yang diteteskan, maka akan diperoleh suatu grafik yang disebut kurva titrasi.

Kurva Titrasi Asam-Basa

Kurva titrasi asam-basa menunjukkan perubahan pH larutan selama proses titrasi asam dengan basa, atau sebaliknya. Bentuk kurva titrasi memiliki karakteristik tertentu yang bergantung pada kekuatan dan konsentrasi asam dan basa yang bereaksi.

Titrasi asam kuat dengan basa kuat	Titrasi basa kuat dengan asam kuat	Titrasi asam kuat dengan basa lemah
Zat pentiter adalah basa kuat.	Zat pentiter adalah asam kuat.	Zat pentiter adalah basa lemah.
Daerah perubahan pH drastis 4-10	Daerah perubahan pH drastis 4-10	Daerah perubahan pH drastis 4-7.
pH titik ekuivalen 7.	pH titik ekuivalen 7.	pH titik ekuivalen 5-6.
Indikator yang dapat digunakan adalah metil merah, bromtimol biru, dan fenolftalein (lebih tajam).	Indikator yang dapat digunakan adalah metil merah, bromtimol biru, dan fenolftalein (lebih tajam).	Indikator yang dapat digunakan adalah metil merah.
Contoh: HCl dengan NaOH.	Contoh: NaOH dengan HCl.	Contoh: HCl dengan NH4OH.

Titrasi basa lemah dengan asam kuat	Titrasi basa kuat dengan asam lemah	Titrasi asam lemah dengan basa kuat
Zat pentiter adalah asam kuat.	Zat pentiter adalah asam lemah.	Zat pentiter adalah basa kuat.
Daerah perubahan pH drastis 4-7.	Daerah perubahan pH drastis 7-10.	Daerah perubahan pH drastis 7-10.
pH titik ekuivalen 5-6.	pH titik ekuivalen 8-9.	pH titik ekuivalen 8-9.
Indikator yang dapat digunakan adalah metil merah.	Indikator yang dapat digunakan adalah fenolftalein.	Indikator yang dapat digunakan adalah fenolftalein.
Contoh: NH4OH dengan HCl.	Contoh: NaOH dengan CH3COOH	Contoh: CH3COOH dengan NaOH.

Titrasi asam lemah menggunakan basa lemah dan sebaliknya tidak dilakukan karena:

• Perubahan drastis pH terjadi sangat singkat.
• Tidak ada indikator yang cukup teliti untuk mengamati perubahan.
• Reaksi berlangsung lambat dan tidak tuntas.

Page 2

Secara umum suatu larutan dapat bersifat asam, basa, dan netral atau garam. Sifat keasaman larutan tersebut, apakah dia bersifat asam atau basa dapat diketahui dengan menggunakan indikator asam-basa. Berdasarkan rentang nilai pH (derajat keasaman), asam berarti larutan yang memiliki nilai pH dibawah 7, sedangkan basa memiliki pH di atas 7, dan larutan dikatakan bersifat netral jika larutan tersebut memiliki nilai pH 7.

Sifat-sifat Larutan Asam

Larutan asam mempunyai sifat-sifat seperti berikut:

1. Berasa masam. Rasa asam hanya dapat diketahui melalui uji organoleptik (dicicipi). Jadi, uji ini hanya berlaku pada makanan yang memiliki sifat asam lemah. Ingat, uji ini tidakboleh diterapkan pada bahan-bahan kimia di laboratorium.
2. Sifat ini dapat merusak berbagai benda logam dan nonlogam. Sifat asam apabila mengenai jaringan tubuh mengakibatkan kerusakan. Sifat korosif hanya dimiliki oleh asam dalam bentuk larutannya. Hal ini disebabkan oleh adanya ion hidrogen (H+). Semakin kuat jenis asamnya, semakin mudah terurai membentuk ion hidrogen (H+) sehingga semakin bersifat korosif.
3. Dapat terurai dalam air menjadi ion positif hidrogen dan ion negatif sisa asam.
4. Dapat mengubah warna kertas lakmus biru menjadi merah
5. Bereaksi dengan logam. Reaksi antara asam dengan logam menghasilkan . garam dan gas H2.
6. Bereaksi dengan karbonat. Reaksi antara asam dengan karbonat menghasilkan garam, air, dan gas C02.
7. Bereaksi dengan basa. Reaksi antara asam dengan basa menghasilkan garam dan air.

Sifat-sifat Larutan Basa

Larutan basa mempunyai sifat-sifat seperti berikut:

1. Berasa pahit. Rasa pahit pada basa seperti rasa pahit pada sabun. Sabun dibuat dari basa kuat (NaOH dengan minyak).
2. Jika mengenai kulit akan terasa licin. Kulit dapat larut dalam basa kuat. Hal ini dapat terjadi ketika tangan direndam dalam air sabun atau detergen. Setelah direndam kulit tangan akan berkerutdan licin.
3. Bersifat kaustik. Senyawa basa dapat merusak kulit atau bersifat kaustik.
4. Dapat mengubah warna kertas lakmus merah menjadi biru
5. Dapat terionisasi dalam air menjadi ion positif logam dan ion negatif hidroksil
6. Bereaksi dengan asam menghasilkan garam dan air
7. Bereaksi dengan garam menghasilkan garam dan basa

Identifikasi Asam-Basa

Senyawa-senyawa asam-basa dapat diidentifikasi secara aman menggunakan indikator. Indikator merupakan zat warna yang warnanya berbeda jika berada dalam kondisi asam dan basa. Indikator yang biasa digunakan antara lain kertas lakmus, indikator alami, larutan indikator buatan, dan indikator dalam bentuk alat.

Jenis Indikator Asam dan Basa

1. Kertas Lakmus

Cara yang paling sederhana untuk mengidentifikasi sifat asam, basa dan netral adalah dengan menggunakan kertas lakmus. Kertas lakmus adalah kertas indikator yang dapat berubah warna ketika di basahi dengan atau dicelupkan pada larutan asam atau basa. Kertas lakmus terdiri dari 2 (dua) jenis, yakni lakmus biru dan lakmus merah.

• Lakmus biru adalah kertas lakmus yang apabila dicelupkan kedalam larutan asam akan berubah warna menjadi merah sedangkan dalam larutan basa dan netral tetap berwarna biru.
• Lakmus merah adalah kertas lakmus yang apabila dimasukkan kedalam larutan basa akan berubah warna menjadi biru sedangkan apabila dalam larutan asam dan netral tetap berwarna merah.

Contoh kasus: Suatu larutan diteteskan pada lakmus merah dan biru, larutan tersebut merubah warna lakmus merah menjadi biru dan pada lakmus biru tetap biru (tidak mengalami perubahan warna), jadi dapat disimpulkan bahwa sifat larutan tersebut bersifat basa.

Untuk mempermudah dalam penggunaan kertas lakmus untuk mengidentifikasi sifat asam, basa dan netral, dirangkumkan sebagai berikut:

• Larutan bersifat asam jika lakmus merah tetap berwarna merah dan lakmus biru berubah warna menjadi merah (semua kertas lakmus berwarna merah)
• Larutan bersifat basa jika lakmus merah berubah warna menjadi biru dan lakmus biru tetap berwarna biru (semua kertas lakmus berwarna biru)
• Larutan netral adalah ketika kertas lakmus merah tetap merah dan biru tetap biru (tidak ada perubahan warna lakmus)

2. pH Universal

Kertas pH universal adalah salah satu jenis indikator asam basa yang berbentuk kertas seperti lakmus. Suatu kertas pH Universal memiliki beberapa warna. Warna pada kertas pH Universal menunjukkan skala nilai pH yang dimulai dari pH 1 sampai pH 14. Oleh karenanya kertas pH Universal tidak hanya berfungsi untuk mengetahui sifat asam-basa, tapi juga dapat untuk mengetahui dan mengukur nilai pH suatu larutan.

Cara kerja indikator universal adalah dengan mengalami perubahan warna menjadi warna tertentu yang menunjukkan nilai pH larutan yang diuji.    

Cara menggunakan pH universal sama dengan cara penggunaan kertas lakmus, yaitu dengan cara dicelupkan ke dalam larutan yang ingin diuji atau diukur nilai keasaman/kebasaannya.

• Setelah dicelupkan pada larutan, kertas pH universal akan mengalami perubahan warna.
• Selanjutnya bandingkan perubahan warna yang terjadi dengan skala warna pH universal (biasanya warna standar pembanding ini disediakan di wadah kertas ph universal).
• Pilih warna yang paling sesuai dengan warna pembanding, maka akan diketahui nilai ph dari larutan yang kita uji tersebut.

Kertas Lakmus	ph Universal	Indokator warna pH Universal

3. Larutan Indikator Sintetis

Larutan indikator adalah suatu zat yang memiliki warna berbeda dalam larutan yang bersifat asam, basa, ataupun netral. Karena memiliki warna yang berbeda dalam masing-masing larutan, indikator dapat digunakan untuk membedakan sifat-sifat larutan, apakah itu asam, basa, atau netral. Ada banyak macam jenis larutan indikator buatan, namun yang sering dijumpai dan biasa digunakan di laboratorium adalah larutan indikator fenolftalin (pp), metil merah dan metil jingga.

Contoh larutan indikator asam basa sintetis

• Fenolftalein: tidak berwarna dalam larutan asam dan netral, berwarna merah dalam kondisi basa.
• Metil merah (red): berwarna kuning dalam larutan basa dan netral, berwarna merah dalam kondisi asam.
• Metil jingga (orange): berwarna kuning dalam larutan basa dan netral, berwarna merah dalam kondisi asam.

Beberapa Indikator Sintetik	Trayek pH Indikator Sintetik

4. Indikator Alami

Indikator alami adalah indikator yang berasal dari ekstrak bahan alami, biasanya bersumber dari tumbuhan-tumbuhan yang berwarna. Contoh indikator alami adalah daun mahkota bunga (bunga sepatu, bogenvil, mawar), kunyit, kulit manggis dan sebagainya. Penggunaan indikator alami ini dapat dilakukan dengan mengekstrak bahan kemudian ditambakan dengan air lalu digunakan sebagai indikator.

Contoh indikator kulit manggis:

• Jika dihaluskan kemudian ditambah air yang bersifat netral akan berwarna ungu.
• Indikator kulit manggis tersebut jika diteteskan pada larutan yang bersifat asam akan terjadi perubahan warna dari ungu menjadi coklat kemerahan, sedangkan
• Jika diteteskan pada larutan yang berkondisi basa akan terjadi perubahan warna dari ungu menjadi biru kehitaman.

5. pH Meter

Instrumen pH meter merupakan alat yang dapat mengukur derajat keasamaan atau kebasaan suatu larutan. Identifikasi asam basa dengan pH meter dapat dilakukan dengan membaca nilai pH larutan menggunakan alat. Nilai pH yang terbaca akan menunjukkan larutan tersebut bersifat asam atau basa.:

• Jika nilai pH yang terbaca dibawah 7, artinya larutan tersebut bersifat asam.
• Sebaliknya, jika nilai pH yang terbaca oleh alat di atas 7, artinya larutan bersifat basa.
• Sedangkan jika nilainya 7, artinya larutan tersebut bersifat netral.

Contoh Indikator Alami	Tabel Warna Indikator Alami	pH Meter

Page 3

Dalam kehidupan sehari-hari kita cukup sering menjumpai senyawa asam basa baik dari makanan maupun barang yang digunakan. Salah satunya adalah detergen yang digunakan untuk mencuci pakaian, merupakan zat yang bersifat basa.

Asam basa merupakan larutan elektrolit. Larutan tersebut dapat pula dikenal dengan ciri khas, seperti asam mempunyai rasa masam contohnya cuka dapur, vitamin C, maupun jeruk nipis. Sedangkan basa mempunyai rasa pahit dan licin bila dipegang, seperti detergen, pasta gigi, maupun kapur sirih.

Seiring dengan perkembangan ilmu pengetahuan dan teknologi, ada beberapa para ahli menjelaskan sifat asam dan basa melalui sebuah teori secara rinci. Setidaknya, ada 3 teori asam basa menurut para ahli antara lain:

1. Teori Arrhenius
2. Teori Bronsted-Lowry
3. Teori Asam Basa Lewis

Teori Arrhenius

Ahli kimia yang berasal dari Swedia yaitu Svante Arrhenius menghubungkan sifat keasaman dengan ion Hidrogen (H+) pada tahun 1884.

Asam Menurut Arrhenius

Asam adalah zat yang apabila dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion H+ dalam larutan.

Misalnya: asam sulfat (H2SO4, asam kuat) dan asam karbonik (H2CO3, asam lemah). Dengan persamaan reaksi sebagai berikut:

Berdasarkan persamaan reaksi tersebut maka ciri khasnya adalah: "Dalam pelarut air, zat tersebut mengion menjadi hidrogen yang bermuatan positif dan ion yang bermuatan negatif akan disebut dengan sisa asam."

Pada reaksi di atas:

• H2SO4 terionisasi sempurna menjadi ion-ion dan ditandai dengan panah satu arah. Asam yang terionisasi sempurna disebut asam kuat. Semua asam kuat merupakan elektrolit kuat (larutan yang dapat menghantarkan arus listrik dengan sangat baik).
• Sedangkan asam yang tidak terionisasi sempurna menjadi ion-ion dalam larutanya yang ditandai dengan panah dua arah disebut asam lemah. Contohnya asam karbonik (H2CO3) dilarutkan dalam air.

Basa Menurut Arrhenius

Basa adalah zat yang apabila dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion OH– dalam larutan

Misalnya: Kalsium Hidroksida (Ca(OH)2) dan Tembaga (II) Hidroksida (Cu(OH)2). Dimana, persamaan reaksi basa tersebut antara lain:

Berdasarkan persamaan reaksi tersebut maka ciri khasnya adalah: "Dalam pelarut air, zat tersebut mengion menjadi ion hidroksida yang bermuatan negatif dan ion yang bermuatan positif akan disebut dengan sisa basa."

Pada reaksi di atas:

• Ca(OH)2 terionisasi sempurna menjadi ion-ion dan ditandai dengan panah satu arah. Basa yang terionisasi sempurna disebut basa kuat. Semua basa kuat merupakan elektrolit kuat (larutan yang dapat menghantarkan arus listrik dengan sangat baik).
• Sedangkan basa yang tidak terionisasi sempurna menjadi ion-ion dalam larutanya yang ditandai dengan panah dua arah disebut basa lemah. Contohnya Tembaga (II) Hidroksida (Cu(OH)2) dilarutkan dalam air.

Teori Bronsted-Lowry

Pada tahun 1923, ahli kimia Johannes Nicolaus Bronsted dan Thomas Martin Lowry mengembangkan definisi asam dan basa berdasarkan kemampuan (donor) atau menerima (akseptor) proton (ion H+).

Menurut konsep Bronsted dan Lowry:

• Asam adalah zat yang memiliki kecenderungan untuk menyumbangkan ion H+ pada zat lain.
• Basa adalah zat yang memiliki kecenderungan untuk menerima ion H+ dari zat lain adalah basa.

Senyawa yang bertindak sebagai asam-basa Bronsted-Lowry disebut amfoter.

Perhatikan reaksi berikut ini:

Pada reaksi tersebut, Asam Klorida (HCl) menyumbangkan proton (H+) pada ammonia (NH3) dan membentuk ion Ammonium yang bermuatan positif (NH4+) dan ion Klorida yang bermuatan negatif (CI–). Sehingga NH3 merupakan basa Bronsted-Lowry karena menerima proton. Pada bagian produk, Cl- disebut dengan basa konjugasi dari HCl dan NH4+ disebut dengan asam konjugasi dari basa NH3.

Contoh lainnya adalah reaksi antara HCl dengan air. Pada larutan berair, HCl disebut asam karena mendonorkan proton ke H2O kemudian H2O berubah menjadi ion hidronium (H3O+) dan HCl menjadi Cl-. Molekul H2O merupakan basa karena menerima ion H+ (akseptor proton).

Selain merupakan sebuah contoh basa Arrhenius karena dapat menghasilkan ion OH- ketika dilarutkan dalam air, amonia juga merupakan basa Bronsted-Lowry karena menerima proton dari H2O. Molekul H2O merupakan asam Bronsted-Lowry karena menyumbangkan proton ke NH3. Perhatikan reaksi berikut ini:

Molekul H2O bersifat basa jika bereaksi dengan HCl karena menerima proton dari HCl.  Molekul H2O disebut juga zat amfoter karena sifatnya yang dapat bertindak sebagai asam dan basa.

Teori Asam-Basa Lewis

Pada tahun 1923, Gilbert Newton Lewis seorang ahli kimia dari UC Berkeley mengusulkan teori alternative untuk menggambarkan asam dan basa. Teorinya menjelaskan tentang asam dan basa berdasarkan struktur dan ikatan.

• Asam menurut Lewis adalah suatu zat yang mempunyai kecenderungan menerima pasangan electron dari basa. Contoh beberapa asam Lewis adalah SO3, BF3, maupun AlF3.
• Basa menurut Lewis adalah zat yang dapat memberikan pasangan elektron. Basa lewis memiliki pasangan electron bebas, contohnya adalah NH3, Cl–, maupuan ROH.

Lewis menjelaskan lebih lanjut bahwa reaksi asam basa merupakan reaksi serah terima pasangan elektron, sehingga terbentuk suatu ikatan kovalen koordinasi.

Sebagai contoh adalah reaksi antara BF3 dan N(CH3)3:

Berdasarkan definisi Lewis, BF3 merupakan asam karena mampu menerima sepasang elektron sedangkan NH3 merupakan basa karena menyumbangkan sepasang elektron.

Berdasarkan contoh reaksi asam basa ini, Lewis menyatakan bahwa: "Asam adalah suatu molekul atau ion yang dapat menerima pasangan electron, sedangkan basa adalah suatu molekul atau ion yang dapat memberikan pasangan elektronnya."

Contoh lainnya adalah reaksi antara Na2O dan SO3 yang menghasilkan Na2SO4 tanpa terbentuk air seperti reaksi di bawah ini:

Basa lewis dari reaksi di atas adalah ion oksida sedangkan sulfur trioksida adalah asam Lewis. Reaksi di atas menggambarkan keterbatasan teori Bronsted-Lowry yaitu proton tidak diikutsertakan (tidak ada H+).

Beberapa keunggulan asam basa Lewis

1. Sama dengan teori Bronsted dan Lowry, dapat menjelaskan sifat asam, basa dalam pelarut lain atau pun tidak mempunyai pelarut.
2. Teori asam basa Lewis dapat menjelaskan sifat asam basa molekul atau ion yang mempunyai pasangan elektron bebas atau yang dapat menerima pasangan elektron bebas. Contohnya pada pembentukan senyawa komplek.
3. Dapat menerangkan sifat basa dari zat-zat organik seperti DNA dan RNA yang mengandung atom nitrogen yang memiliki pasangan elektron bebas.

Perbedaan Sifat Asam dan Basa

Sifat Asam	Sifat Basa
Cenderung memiliki rasa yang masam atau asam.	Cenderung memiliki rasa yang pahit.
Memiliki sifat yang merusak atau korosif.	Memiliki sifat kaustik serta dapat merusak kulit.
Mampu mengubah warna kertas lakmus biru menjadi berwarna merah.	Basa memiliki tekstur licin serta bersabun.
Memiliki sifat elektrolit serta mampu menghantarkan arus listrik.	Senyawa basa mampu mengubah warna kertas lakmus merah menjadi warna biru.
Asam mampu menghasilkan gas hidrogen ketika bereaksi dengan unsur maupun senyawa logam.	Senyawa basa memiliki sifat elektrolit atau mampu menghantarkan arus listrik.
Senyawa asam dapat menghasilkan ion H+ apabila dilarutkan dalam air.	Basa akan menghasilkan ion OH- apabila dilarutkan dalam air.

Soal Latihan

1. Tentukanlah spesi yang akan bertindak sebagai asam, basa, serta asam dan basa konjugasi dari reaksi menyeluruh antara asam asetat dan NaOH: CH3COOH + NaOH  → CH3COONa + H2O

1. Zat-zat berikut ini: CH3NH2, HNO3, NH4OH, KOH, NaCl, CO(NH2)2
2. Manakah yang menghasilkan ion H+
3. Manakah yang menhhasilkan ion OH-

Page 4

Hukum Roult merupakan dasar dari sifat koligatif. Kata koligatif berasal dari kata Latin colligare yang berarti berkumpul bersama. Maka dari itu, sifat ini bergantung pada pengaruh kebersamaan (kolektif) semua partikel dan tidak pada sifat dan keadaan partikel.

Sifat koligatif larutan adalah sifat larutan yang tidak bergantung pada jenis zat terlarut tetapi hanya bergantung pada konsentrasi partikel zat terlarutnya.

Jadi, semakin banyak zat terlarut, maka sifat koligatif akan semakin besar. Sifat koligatif merupakan sifat yang hanya memandang “kuantitas”, bukan “kualitas. Sifat larutan seperti rasa, warna, dan kekentalan (viskositas) merupakan sifat-sifat yang bergantung pada jenis zat terlarut.

Sifat koligatif larutan terdiri dari dua jenis, yaitu sifat koligatif larutan elektrolit dan sifat koligatif larutan nonelektrolit. Selain itu, larutan yang memiliki sifat koligatif harus memenuhi dua asumsi, yaitu:

• Zat terlarut tidak mudah menguap sehingga tidak memberikan kontribusi pada uapnya.
• Zat terlarut tidak larut dalam pelarut padat.

Jenis Sifat Koligatif larutan

Terdapat 4 macam sifat koligatif larutan, yaitu:

1. Penurunan tekanan uap (∆P)
2. Kenaikan titik didih (∆Tb)
3. Penurunan titik beku (∆Tf)
4. Tekanan osmotik (π)

Penurunan tekanan uap (∆P)

​Molekul - molekul zat cair yang meninggalkan permukaan menyebabkan adanya tekanan uap zat cair. Semakin mudah molekul - molekul zat cair berubah menjadi uap, makin tinggi pula tekanan uap zat cair. Apabila tekanan zat cair tersebut dilarutkan oleh zat terlarut yang tidak menguap, maka partikel-partikel zat terlarut ini akan mengurangi penguapan molekul - molekul zat cair.

Laut mati adalah contoh dari terjadinya penurunan tekanan uap pelarut oleh zat terlarut yang tidak mudah menguap. Air berkadar garam sangat tinggi ini terletak di daerah gurun yang sangat panas dan kering, serta tidak berhubungan dengan laut bebas, sehingga konsentrasi zat terlarutnya semakin tinggi.

Persamaan penurunan tekanan uap (∆P) dapat ditulis:

ΔP = P0 - P

P0 > P

Dimana: P0 = tekanan uap zat cair murni; P = tekanan uap larutan

Pada tahun 1878, Marie Francois Raoult seorang kimiawan asal Prancis melakukan percobaan mengenai tekanan uap jenuh larutan, sehingga ia menyimpulkan tekanan uap jenuh larutan sama dengan fraksi mol pelarut dikalikan dengan tekanan uap jenuh pelarut murni. Kesimpulan ini dikenal dengan Hukum Raoult dan dirumuskan dengan:

P = P0 Xp

ΔP0 = P0 Xt

Dimana: P = tekanan uap jenuh larutan, P0 = tekanan uap jenuh pelarut murni, Xp = fraksi mol zat pelarut, Xt = fraksi mol zat terlarut.

Kenaikan Titik Didih (ΔTb)

Titik didih zat cair adalah suhu tetap pada saat zat cair mendidih. Pada suhu ini, tekanan uap zat cair sama dengan tekanan udara di sekitarnya. Hal ini menyebabkan terjadinya penguapan di seluruh bagian zat cair.

Titik didih zat cair diukur pada tekanan 1 atmosfer. Dari hasil penelitian, ternyata titik didih larutan selalu lebih tinggi dari titik didih pelarut murninya. Hal ini disebabkan adanya partikel-partikel zat terlarut dalam suatu larutan menghalangi peristiwa penguapan partikel-partikel pelarut. Oleh karena itu, penguapan partikel-partikel pelarut membutuhkan energi yang lebih besar. Perbedaan titik didih larutan dengan titik didih pelarut murni di sebut kenaikan titik didih yang dinyatakan dengan “ΔTb”. Persamaannya dapat ditulis:

ΔTb = kb × m

ΔTb = kb × (gram ÷ Mr)  ×  (1000/P)

ΔTb = Tb larutan – Tb pelarut

Dimana: ΔTb = kenaikan titik didih (oC); kb = tetapan kenaikan titik didih molal (oC kg/mol); m = molalitas larutan (mol/kg); Mr = massa molekul relatif; P = jumlah massa zat (kg).

Tabel Tetapan Kenaikan Titik Didih (Kb) Beberapa Pelarut

Pelarut	Titik Didih	Tetapan (Kb)
Aseton	56,2	1,71
Benzena	80,1	02,53
Kamper	204,0	05,61
Karbon tetraklorida	76,5	04,95
Sikloheksana	80,7	02,79
Naftalena	217,7	05,80
Fenol	182	03,04
Air	100,0	00,52

Penurunan Titik Beku (ΔTf)

Adanya zat terlarut dalam larutan akan mengakibatkan titik beku larutan lebih kecil daripada titik beku pelarutnya. Persamaannya dapat ditulis sebagai berikut:

ΔTf = kf × m

ΔTf = kf × (gram ÷ Mr)  ×  (1000/P)

ΔTf = Tf larutan – Tf pelarut

Dimana: ΔTf = penurunan titik beku (oC); kf = tetapan perubahan titik beku (oC kg/mol); m = molalitas larutan (mol/kg); Mr = massa molekul relatif; P = jumlah massa zat (kg).

Tabel Penurunan Titik Beku (Kf) Beberapa Pelarut

Pelarut	Titik Beku	Tetapan (Kf)
Aseton	-95,35	2,40
Benzena	5,45	5,12
Kamper	179,8	39,7
Karbon tetraklorida	-23	29,8
Sikloheksana	6,5	20,1
Naftalena	80,5	6,94
Fenol	43	7,27
Air	0	1,86

Tekanan Osmotik (Π)

Tekanan osmotik adalah gaya yang diperlukan untuk mengimbangi desakan zat pelarut yang melalui selaput semipermiabel ke dalam larutan.

Membran semipermeabel adalah suatu selaput yang dapat dilalui molekul-molekul pelarut dan tidak dapat dilalui oleh zat terlarut.

Menurut Van't Hoff, tekanan osmotik larutan dirumuskan:

Π = M × R × T

Dimana: Π = tekanan osmotic; M = molaritas larutan; R = tetapan gas (0,082); T = suhu mutlak.

Sifat Koligatif Larutan Elektrolit

Pada konsentrasi yang sama, sifat koligatif larutan elektrolit memliki nilai yang lebih besar daripada sifat koligatif larutan non elektrolit.

Banyaknya partikel zat terlarut hasil reaksi ionisasi larutan elektrolit dirumuskan dalam faktor Van't Hoff. Perhitungan sifat koligatif larutan elektrolit selalu dikalikan dengan faktor Van't Hoff: 

i = 1 + (n - 1)α

Dimana: i = faktor Van't Hoff; n = jumlah koefisien kation; α= derajat ionisasi

• Penurunan Tekanan Uap Jenuh: ΔP = P0 × Xterlarut × i
• Kenaikan Titik Didih: ΔTb = kb × m × i
• Penurunan Titik Beku: ΔTf = kf × m × i
• Tekanan Osmotik: Π = M × R × T × i

Contoh Soal Sifat Koligatif Larutan

1. Diketahui bahwa tekanan uap air murni sebesar 100 mmHg. Jika fraksi mol NaCl adalah 10%, maka besar penurunan tekanan uap adalah…

Diketahui: P⁰ = 100 mmHg; Xt = 10% = 0,1; ∆P = … ?

∆P = Xt × P⁰ = 0,1 × 100 mmHg = 10 mmHg

Jadi, tekanan uap turun sebesar 10 mmHg.

1. Larutan yang isotonik dengan C6H12O6 0,3 M adalah:

• • KI 0,1 M
  • CaCl2 0,1 M
  • FeCl2 0,2 M

Larutan isotonik adalah larutan yang memiliki tekanan osmotik sama. Maka kita cari terlebih dahulu besar tekanan osmotik (π) dari C6H12O6 0,3 M (larutan non elektrolit).

π C6H12O6 = M × R × T = 0,3 × 0,082 × T = 0,0246 T

Selanjutnya kita cari larutan yang memiliki π sama dengan π C6H12O6, yaitu sebesar 0,0246 T.

KI 0,1 M (larutan elektrolit kuat, maka α = 1): KI → K+ + I– (n = 2)

π KI = M × R × T × I

π KI = 0,1 × 0,082 × T × (1+(n-1)α

π KI = 0,0082 T × (1+(2-1)1)

π KI = 0,0164 T

CaCl2 0,1 M (larutan elektrolit kuat, maka α=1): CaCl2 → Ca2+ + 2Cl– (n = 3)

π CaCl2 = M × R × T × i

π CaCl2 = 0,1 × 0,082× T × (1+(n-1)α)

π CaCl2 = 0,0082 T × (1+(3-1)1)

π CaCl2 = 0,0246 T

FeCl2 0,2 M (larutan elektrolit kuat, maka α=1): FeCl2 → Fe2+ + 2Cl–(n = 3)

π FeCl2 = M× R × T × i

π FeCl2 = 0,2 × 0,082 × T × (1+(n-1)α)

π FeCl2 = 0,0164 T × (1+(3-1)1)

π FeCl2 = 0,0492 T

Jadi, larutan yang isotonik dengan C6H12O6 0,3 M adalah larutan CaCl2 0,1 M.

1. Tekanan uap jenuh air pada suhu 28⁰C adalah 100 mmHg. Apabila 30 gram urea (Mr=60) dilarutkan dalam 2 mol air tersebut, maka tekanan uap larutan pada suhu yang sama sebesar … mmHg.

Diketahui: P⁰ air = 100 mmHg; Mr urea = 60 gram/mol; Massa urea = 30 gram; n. air = 2 mol; P = … ?

P = Xp × P⁰

P = Xp × P⁰ = 0,8 × 100 mmHg = 80 mmHg

Jadi, tekanan uap larutan urea tersebut sebesar 80 mmHg.

Page 5

Larutan didefinisikan sebagai campuran yang homogen antara 2 macam zat ataupun lebih. Larutan terdiri dari pelarut dan zat terlarut. Umumnya zat terlarut jumlahnya lebih sedikit dibanding pelarut. Sedangkan pelarut bisa berupa air ataupun cairan organik seperti metanol, etanol, aseton dan lain-lain.

Pengertian Pengenceran

Pengenceran Larutan adalah proses penurunan Konsentrasi larutan dengan penambahan zat pelarut seperti air ke dalam Larutan yang pekat untuk menurunkan Konsentrasi Larutan dari yang semula pekat menjadi lebih encer guna keperluan didalam Laboratorium. Pengenceran pada prinsipnya hanya menambahkan pelarut saja, sehingga jumlah mol zat terlarut sebelum pengenceran sama dengan jumlah mol zat terlarut sesudah pengenceran.

Dengan kata lain jumlah mmol zat terlarut sebelum pengenceran sama dengan jumlah mmol zat terlarut sesudah penegenceran atau jumlah gr zat terlarut sebelum pengenceran sama dengan jumlah gr zat terlarut sesudah pengenceran.

Apabila konsentrasi larutan dinyatakan dalam skala volumetrik, jumlah solute yang terdapat dalam larutan pada volume tertentu akan setara dengan hasil kali volume dan konsentrasi.

Jumlah solute = Volume × Konsentrasi

Rumus Pengenceran

Jika suatu larutan diencerkan, volume akan meningkat dan konsentrasi akan berkurang nilainya, tetapi jumlah keseluruhan solute akan konstan. Jadi, dua buah larutan yang mempunyai konsentasi berbeda tetapi mengandung jumlah solute yang sama dapat dihubungkan dengan:

V1 x K1 = V2 x K2

Dengan demikian:

V1 = (V2 x K2) ÷ K1

K1 = (V2 × K2) ÷ V1

V2 = (V1 × K1) ÷ K2

K2 = (V1 × K1) ÷ V2

Dimana: V1 = volume larutan asal yang akan diencerkan (mL); K1 = konsentrasi larutan asal; V2 = volume larutan yang akan dibuat (mL); K2 = konsentrasi larutan yang akan dibuat.

Contoh Soal-1

Jika kita akan membuat 500 ml HCl 2 M menggunakan HCl 4 M maka berapa volume larutan HCl 4 M yang harus diambil untuk diencerkan?

Penyelesaian:

Diketahui: V2 = 500 mL, K2 = 2 M, K1 = 4 M. V2 = …?

V1 x K1 = V2 x K2  → V1 = (V2 x K2) ÷ K1

V1 x K1 = V2 x K2  → V1 = (2 M x 500 ml) ÷ 4 M

V1 x K1 = V2 x K2  → V1 = 250 mL

Dengan demikian, volume larutan HCl 4 M (V1) yang harus diambil untuk diencerkan volume larutan asal = 250 mL. Selanjutnya 250 mL larutan tersebut diencerkan dengan menambahkan air sebanyak 250 mL (yaitu sebanyak V2 – V1) sampai volume menjadi 500 mL, sehingga dihasilkan larutan HCl 2 M.

Contoh Soal-2

Jika kita akan membuat 5 liter larutan AB-Mix dengan konsentrasi 1200 ppm menggunakan larutan Stok AB-Mix berkonsentrasi 20% maka berapa volume larutan larutan Stok AB-Mix 20% yang harus diambil untuk diencerkan?

Penyelesaian:

Diketahui: V2 = 5 L = 5000 mL, K2 = 1200 ppm M, K1 = 20% = 20 × 10000 = 200.000 ppm. V2 = …?

V1 x K1 = V2 x K2  → V1 = (V2 x K2) ÷ K1

V1 x K1 = V2 x K2  → V1 = (5000 mL × 1200 ppm) ÷ 200.000 ppm

V1 x K1 = V2 x K2  → V1 = 60 ÷ 2

V1 x K1 = V2 x K2  → V1 = 30 mL

Dengan demikian, volume larutan stok AB-Mix 20% (V1) yang harus diambil untuk diencerkan = 30 mL. Selanjutnya 30 mL larutan tersebut diencerkan dengan menambahkan air sebanyak 4,97 liter atau 4970 mL (yaitu sebanyak V2 – V1) sampai volume menjadi 5000 mL, sehingga dihasilkan larutan AB-Mix siap aplikasi dengan konsentrasi 1200 ppm.

Prinsip Pengenceran Larutan

Tatacara Pengenceran

1. Lakukan perhitungan pengenceran
2. Masukan larutan pekat ke labu takar (dengan pemipetan) atau wadah dengan ukuran sesuai volume yang akan dibuat
3. Tambahkan pelarut sampai ½ atau ¾ volume labu takar atau penampung
4. Gojok atau aduk larutan atau aduk hingga homogen atau merata.
5. Tambahkan air atau pelarut sampai batas volume dibuat pada labu takar atau penampung
6. Gojok atau aduk lagi hingga merata lalu tutup dan simpan atau siap untuk digunakan. Catatan: untuk labu ukur, ditutup terlebih dahulu lalu digojok hingga merata.

Gambar 1. Langkah Pengenceran Larutan dengan alat berupa labu ukur dan gelas ukur

Peralatan Pengenceran di Laboratorium

Khusus untuk kegiatan laboratorium: Cara pengenceran larutan menggunakan alat pipet dan labu takar. Penggunaan labu takar akan lebih tepat dalam penaraan volume. Bila menggunakan labu takar, rawat alat dengan cara mencuci dengan sabun lunak dan bilas dengan air kran diikuti akuades. Kemudian biarkan kering sebelum digunakan kembali. Pengeringan labu takar jangan didalam oven.

Pembacaan Miniskus Alat Ukur Volume

1. Letakkan labu takar pada tempat datar
2. Posisi mata sejajar dengan tanda batas
3. Untuk bentuk cekung, batas bawah cekungan tepat pada garis batas (misal air)
4. Untuk cembung, batas atas cembungan tepat pada garis batas (misal Hg)

Gambar 2. Pembacaan Misniskus volume larutan pada alat ukur volume

Faktor Pengenceran (FP)

Faktor pengenceran (juga dikenal sebagai rasio pengenceran) adalah rasio antara volume akhir dan volume awal dari solusi. Volume akhir adalah volume larutan setelah pengenceran. Volume awal adalah volume larutan sebelum encer, atau volume larutan asli yang digunakan untuk pengenceran. Hubungan ini juga dapat digunakan bersama dengan massa zat terlarut.

Perhitungan Faktor Pengenceran

Faktor pengenceran = V2 ÷ V1

Dimana: V1 = volume larutan asal (mL); V2 = volume larutan yang akan dibuat (mL).

Misalnya: volume larutan asal (V1) = 25 mL dan volume akhir (volume larutan dibuat (V2) = 500 mL, maka:

• Faktor Pengenceran = V2 ÷ V1
• Faktor Pengenceran = 500 mL ÷ 25 mL
• Faktor Pengenceran = 20

Jadi, besarnya faktor pengenceran = 20 kali.

Perbedaan Pengenceran dan Faktor Pengenceran

Pengenceran	Faktor Pengenceran
Pengertian
Pengenceran suatu larutan adalah penurunan konsentrasi zat terlarut dalam larutan tersebut.	Faktor pengenceran (dilution ratio) adalah rasio antara volume akhir dan volume awal larutan.
Konsep
Pengenceran adalah penurunan konsentrasi.	Faktor dilusi adalah ukuran dilusi.
Penentuan
Pengenceran ditentukan oleh persamaan V1.K1 = V2.K2.	Faktor pengenceran ditentukan dengan membagi volume akhir larutan dari volume awal: V2 ÷ V1
Satuan
Pengenceran memberikan konsentrasi akhir dalam satuan mol/L.	Faktor pengenceran adalah unitless.

Page 6

Pada umumnya suatu larutan terdiri satu jenis zat terlarut dan satu pelarut. Solvent (pelarut) dan Solut (zat yang terlarut) biasanya sudah sering didengar dan disebutkan. Solvent merupakan komponen yang dilihat secara fisik tidak berubah jika larutan terbentuk, sedangkan semua komponen yang ada pada solut akan larut dalam pelarut.

Meskipun larutan berupa campuran homogen, komposisi yang ada pada setiap larutan bisa berbeda-beda. Misalnya: ada dua buah larutan yang dimana masing-masing pelarutnya berisi satu liter, tetapi jumlah garam yang terlarut berbeda. Dari dua larutan garam tadi, orang lain tidak bisa mengetahui berapa banyak garam yang terkandung didalamnya.

Oleh karena itu, untuk mengetahui informasi mengenai jumlah relatif Solut dan Solvent yang ada pada larutan digunakan istilah konsentrasi larutan.

Konsentrasi larutan adalah jumlah zat yang terlarut dalam setiap satuan larutan atau pelarut. Secara sederhana, konsentrasi larutan dapat memberikan gambaran atau sebuah informasi tentang perbandingan jumlah zat terlarut dan jumlah pelarutnya.

Konsentrasi larutan dalam satuan kimia, yaitu:

1. Molaritas
2. Molalitas
3. Normalitas
4. Fraksi Mol.

Berikut adalah pembahasan tentang konsentrasi larutan dalam satuan kimia.

A. Molaritas (M)

Molaritas dalam konsentrasi larutan dikenal dengan istilah konsentrasi molar atau molaritas dengan simbol yang dimiliki yaitu M. Molaritas digunakan untuk mendapatkan konsentrasi larutan secara kuantitatif.  Dinyatakan sebagai jumlah mol suatu Solut dalam larutan dibagi dengan volume larutan yang ditentukan dalam liter.

Molaritas menyatakan banyaknya mol solute yang terdapat dalam 1 liter atau 1000 mL larutan

Rumus Molaritas (M)

Dengan demikian:

Dari rumus diatas, didapatkan rumus-rumus sebagai berikut

Massa zat = (M × Mr × Volume) ÷ 1000

Volume = (massa zat × 1000) ÷ (M × Mr)

Mr = (massa zat × 1000) ÷ (M × Volume)

Dimana: Mr = massa molekul relatif

Contoh Soal-1

Berapa molaritas 7,25 gram Mg(OH)2 yang dilarutkan dalam 250 mL air? (Mr Mg(OH)2  = 58)

Penyelesaian

M Mg(OH)2  = (massa zat ÷ Mr) x (1000 ÷ Volume)

M Mg(OH)2  = (7,25 ÷ 58) x (1000 ÷ 250)

M Mg(OH)2  = 0,50 M

Jadi Molaritas Mg(OH)2  = 0,50 M

Contoh Soal-2

Berapakah massa NaOH yang harus dilarutkan untuk membuat larutan NaOH 250 mL dengan konsentrasi 1 M? (Mr NaOH = 40).

Penyelesaian

Massa NaOH = (M x Mr x Volume) ÷ (1000)

Massa NaOH = (1 x 40 x 250) ÷ (1000)

Massa NaOH = 10 gram

Jadi massa NaOH yang dilarutkan = 10 gram

Contoh Soal-3

Berapa volume air pelarut yang diperlukan untuk membuat larutan NaOH 0,5 M dari kristal NaOH yang massanya 10 gram? (Mr NaOH = 40)

Penyelesaian

Volume = (massa zat x 1000) ÷ (M x Mr)

Volume = (10 x 1000) ÷ (0,5 x 40)

Volume = 500 mL

Jadi volume air pelarut = 500 mL

Contoh Soal-4

Berapa massa molekul relatif (Mr) HCl jika sebanyak 2,28 gram HCl dilarutkan dalam 250 mL air dengan konsentrasi 0,25 M?

Penyelesaian

Mr = (massa zat x 1000) ÷ (M x V)

Mr = (2,28 x 1000) ÷ (0,25 x 250)

Mr = 36,48 ≈ 38,50

Jadi Mr (massa molar) HCl = 38,50

Contoh Soal-5

Berapakah jumlah mol zat dan massa zat yang terlarut dalam larutan NaCl 0,5 M sebanyak 1000 mL? (Mr NaOH = 40)

Penyelesaian

Jumlah mol = M x L

Jumlah mol = 0,1 x (250 ÷ 1000)

Jumlah mol = 0,5 mol

Massa zat = (jumlah mol x Mr)

Massa zat = 0,5 x 40 = 20 gram

Massa zat = 20 gram

Jadi jumlah mol NaOH = 0,5 dan massa NaOH = 20 gram

B. Molalitas (m)

Molalitas menyatakan banyaknya mol senyawa atau zat yang terlarut dalam setiap kilogram pelarut. Molalitas dapat dihitung dari nilai molaritas (M) jikalau kerapatan jenis diketahui. Bila diketahui HCl bermolalitas 1 m, artinya terdapat 1 mol HCl anhidrat dalam 1 kg atau 1000 gram pelarut.

Rumus Molalitas (m)

Dengan demikian:

Dari rumus diatas, didapatkan rumus-rumus sebagai berikut

Massa zat terlarut = (m × Mr × massa pelarut) ÷ 1000

Massa pelarut = (massa zat terlarut × 1000) ÷ (m × Mr)

Mr = (massa zat × 1000) ÷ (m × Volume)

Dimana: Mr = massa molekul relatif

Contoh Soal-1

Berapa molalitas 7,25 gram Mg(OH)2 yang dilarutkan dalam 250 gram air? (Mr Mg(OH)2  = 58)

Penyelesaian

m Mg(OH)2  = (massa zat terlarut ÷ Mr) x (1000 ÷ massa pelarut)

m Mg(OH)2  = (7,25 ÷ 58) x (1000 ÷ 250)

m Mg(OH)2  = 0,50

Jadi Molalitas Mg(OH)2  = 0,50 m

Contoh Soal-2

Berapakah massa NaOH yang terlarut dalam 250 gram air untuk membuat larutan NaOH dengan konsentrasi 1 m? (Mr NaOH = 40).

Penyelesaian

Massa NaOH = (m x Mr x massa pelarut) ÷ (1000)

Massa NaOH = (1 x 40 x 250) ÷ (1000)

Massa NaOH = 10 gram

Jadi massa NaOH yang dilarutkan = 10 gram

Contoh Soal-3

Berapa gram air pelarut yang diperlukan untuk membuat larutan NaOH 0,5 m dari kristal NaOH yang massanya 10 gram? (Mr NaOH = 40)

Penyelesaian

Massa pelarut = (massa zat terlarut x 1000) ÷ (m x Mr)

Massa pelarut = (10 x 1000) ÷ (0,5 x 40)

Massa pelarut = 500 gram

Jadi massa air pelarut = 500 gram

Contoh Soal-4

Berapa massa molekul relatif (Mr) HCl jika sebanyak 2,28 gram HCl dilarutkan dalam 250 gram air dengan konsentrasi 0,25 m?

Penyelesaian

Mr = (massa zat terlarut x 1000) ÷ (m × massa pelarut)

Mr = (2,28 x 1000) ÷ (0,25 x 250)

Mr = 36,48 ≈ 38,50

Jadi Mr (massa molar) HCl = 38,50

Contoh Soal-5

Berapakah jumlah mol dan massa zat yang terlarut dalam larutan NaCl 0,5 m sebanyak 1000 mL? (Mr NaOH = 40)

Penyelesaian

Jumlah mol = m × kg

Jumlah mol = 0,1 x (250 ÷ 1000)

Jumlah mol = 0,5 mol

Massa zat = (jumlah mol x Mr)

Massa zat = 0,5 x 40

Massa zat = 20 gram

Jadi jumlah mol NaOH = 0,5 dan massa NaOH = 20 gram

C. Normalitas (N)

Normalitas dapat diartikan sebagai jumlah mol ekuivalen dari suatu zat per liter larutan.

Normalitas adalah ukuran yang menunjukkan konsentrasi pada berat setara dalam gram per liter larutan. Berat ekivalen itu sendiri adalah ukuran kapasitas reaktif molekul yang dilarutkan dalam larutan. Dalam suatu reaksi, tugas zat terlarut adalah menentukan normalitas suatu larutan. Normalitas juga disebut satuan konsentrasi larutan ekivalen.

Normalitas dapat disingkat dengan huruf “N”, yang merupakan salah satu opsi paling efektif dan berguna dalam proses laboratorium. Normalitas umumnya hampir sama dengan molaritas atau M. Ketika molaritas adalah unit konsentrasi yang mewakili konsentrasi ion terlarut atau senyawa terlarut dalam suatu larutan, normalitas memiliki fungsi yang lebih lengkap, dengan normalitas mewakili konsentrasi molar hanya dari komponen asam atau komponen dasar.

Komponen asam umumnya jumlah ion H+ yang ada dalam larutan asam, sedangkan komponen basa adalah ion yang larut dalam OH– dalam larutan basa.

Rumus Normalitas (N)

Menurut pengertian diatas, normalitas dapat dirumuskan sebagai berat setara zat terlarut dalam satu liter larutan. Normalitas suatu larutan dapat dihitung dengan mengetahui massa dan volume larutan.

N = (n × Ek) ÷ L  → Ek = jumlah mol ekivalen = n × jumlah mol 

Jika Molaritas (M) zat diketahui, maka:

Jika jumlah mol zat diketahui, maka:

Jika massa zat diketahui, maka:

Dimana: n = valensi ion H+ atau OH−, Mr = massa molar, M = molaritas, mol = jumlah mol, L = volume larutan

Contoh Soal-1

Berapa Normalitas 7,25 gram Mg(OH)2 yang dilarutkan dalam 250 gram air? (Mr Mg(OH)2  = 58)

Penyelesaian

Mg(OH)2  → Mg2+  +  2OH-, jadi jumlah valensi ion OH (n) = 2

N Mg(OH)2  = n x (massa zat terlarut ÷ Mr) x (1000 ÷ volume)

N Mg(OH)2  = 2 x (7,25 ÷ 58) x (1000 ÷ 250)

N Mg(OH)2  = 1 N

Jadi Normalitas Mg(OH)2  = 1 N

Contoh Soal-2

Berapa Normalitas H2SO4 dengan Molaritas = 0,25 M?

Penyelesaian

H2SO4  → 2H+  +  SO42-, jadi jumlah valensi ion H (n) = 2

N = M x n

N = 0,25 x 2

N = 0,50 N

Jadi Normalitas H2SO4  tersebut = 0,50 N

Contoh Soal-3

Carilah nilai massa (gram) larutan 0,25 N H2SO4 (Mr = 98) dalam 500 mL larutan?

Penyelesaian

H2SO4  → 2H+  +  SO42-, jadi jumlah valensi ion H (n) = 2

Massa zat = (N × Mr × Volume) ÷ (n ×1000)

Massa zat = (0,25 × 98 × 500) ÷ (2 ×1000)

Massa zat = (12250) ÷ (2000)

Massa zat = 6,125 gram

Jadi massa H2SO4  = 6,125 gram

D. Fraksi Mol (X)

Merupakan perbandingan antara jumlah mol (n) suatu komponen dengan jumlah mol semua komponen dalam larutan tersebut, dilmabngkan dengan X.

Rumus Fraksi Mol (X)

Dimana: n = jumlah mol zat (massa zat ÷ Mr). Nilai X biasa juga dinyatakan dalam bentuk persen (%).

Contoh soal

Tentukan fraksi mol kedua substansi dalam larutan yang mengandung 36 gram air dan 46 gram gliserin (C3H5(OH)3) jika diketahui Mr air = 18 dan Mr gliserin = 92.

Penyelesaian:

ngliserin = gram ÷ Mr  = 46 ÷ 92 = 0,5 mol gliserin

nair = gram ÷ Mr  = 36 ÷ 18 = 2,0 mol air

Xgliserin = ngliserin ÷ (ngliserin + nair) = 0,5 ÷ (0,5 + 2,0)= 0,2 → 0,2 × 100% = 20%

Xair = nair ÷ (ngliserin + nair) = 2,0 ÷ (0,5 + 2,0) = 0,8 → 0,8  × 100% = 80%

Jadi fraksi mol gliserin adalah 0,2 (20%) dan faksi mol air adalah 0,8 (80%).

Page 7

Larutan merupakan campuran yang homogen, yaitu campuran yang memiliki komposisi merata atau serba sama di seluruh bagian volumenya. Larutan (solution) sesungguhnya ditentukan oleh komponen-komponennya, yaitu:

• Pelarut (solvent), yaitu subtansi yang melarutkan zat. Komponen ini menentukan wujud larutan sebagai gas, padatan atau sebagai zat cair.
• Zat terlarut (solute), yaitu substansi yang terlarut dalam solvent.

Misalnya tertulis:

NaCl (agueous), artinya NaCl sebagai solute dan aqua atau H2O sebagai solvent.

Untuk mengetahui informasi mengenai jumlah relatif Solut dan Solvent yang ada pada larutan digunakan istilah konsentrasi larutan.

Konsentrasi larutan adalah jumlah zat yang terlarut dalam setiap satuan larutan atau pelarut. Secara sederhana, konsentrasi larutan dapat memberikan gambaran atau sebuah informasi tentang perbandingan jumlah zat terlarut dan jumlah pelarutnya.

Konsentrasi larutan dalam satuan fisika, diantaranya adalah:

1. Jumlah solute per satuan volume larutan,
2. Persen komposisi,
3. Part per million (ppm), dan
4. Massa solute per massa solvent.

A. Jumlah solute per satuan volume Larutan

Menyatakan jumlah/banyaknya zat terlarut tiap satu satuan volume larutan. Misalnya pernyataan konsentrasi: 20 gram KCl/ℓ solution, artinya terdapat 20 gram KCl untuk setiap 1 liter larutan.

Rumus: 

Contoh soal-1

Berapa massa AgNO3 diperlukan untuk membuat 60 mL larutan AgNO3 dengan kandungan 0,03 g AgNO3 per mL?

Penyelesaian:

Diketahui: Volume larutan AgNO3 = 60 mL, jumlah AgNO3 per volum = 0,03 gram/mL. Massa zat terlarut = …..?

Massa zat terlarut = jumlah solute per volum × volume larutan

Massa zat terlarut = (0,03 gram/mL) × (60 mL)

Massa zat terlarut = 1,80 gram

Jadi untuk membuat larutan AgNO3 sebanyak 60 mL dengan kandungan 0,03 AgNO3 per mL: membutuhkan AgNO3 sebanyak 1,80 gram

Contoh soal-2

Berapa untuk membuat nutrisi hidroponik, ke dalam 15 liter air dilarutkan 150 gram NPK padat. Berapakah kosentrasi atau kandungan NPK dalam larutan nutrisi tersebut?

Penyelesaian

Diketehui: volume larutan = 15 liter, massa NPK = 150 gram. Konsentrasi atau kandungan NPK dalam larutan = ….?

Jumlah solute per volum =  (massa zat terlarut) ÷ (volume pelarut)

Jumlah solute per volum =  150 gram ÷ 15 liter

Jumlah solute per volum =  10 gram/liter

Jadi kandungan NPK dalam larutan adalah: 10 gram NPK per liter air 

B. Persentase Komposisi

Menyatakan banyaknya solute dalam setiap 100 satuan larutan. Misalnya tertulis: 10% (v/v) NaCl, artinya dalam setiap 100 ml larutan NaCl terdapat 10 ml NaCl. Bila tertulis 10% (g/g) NaCl, artinya dalam setiap 100 gram larutan terdapat 10 gram NaCl.

Dalam ilmu kimia, untuk menyatakan konsentrasi larutan sering digunakan istilah persen. Persen dalam konsentrasi larutan dapat dinyatakan menjadi tiga bentuk, yaitu:

1. Persen berat (%W/W)
2. Persen volume (%V/V)
3. Persen berat volume (%W/V)

Persen berat sering digunakan karena persen ini tidak bergantung pada temperatur suhu.

B.1. Persen massa (% W/W)

Persen Massa (% w/w), menyatakan jumlah massa (gram) zat terlarut dalam 100 gram larutan, dan dirumuskan sebagai berikut:

Rumus:

Contoh Soal

Hitunglah berapa % 10 gram NaCl yang dilarutkan dalam 50 gram air.

Penyelesaian

Persen massa NaCl = (10 ÷ (10 + 50) × 100%

Persen massa NaCl = (10 ÷ (10 + 50) × 100%

Persen massa NaCl = (10 ÷ 60) × 100%

Persen massa NaCl = 16,67%

Jadi, persen massa 10 gram NaCl dalam 50 gram air = 16,67%

B.2. Persen volume (%V/V)

Persen Volume (%V/V), menyatakan jumlah volume (liter) zat terlarut dalam 100 liter larutan, dan dirumuskan sebagai berikut:

Rumus:

Contoh soal

Hitung persen volume 50 mL alkohol yang dilarutkan dalam 70 mL air.

Penyelesaian:

Diketahui: volume zat terlarut = 50 mL; volume zat pelarut = 70 mL

Volume larutan = Volume zat terlarut + Volume zat pelarut

Volume larutan = 50 + 70

Volume larutan = 120 mL

% volume alkohol = [(Volume zat terlarut) ÷ (Volume larutan)] x 100%

% volume alkohol = (50 ÷ 120) x 100%

% volume alkohol = 41,67 %

Jadi persen volume alcohol = 41,67%

B.3. Persen massa-volume (%W/V)

Persen Massa - Volume (%W/V) menyatakan jumlah massa (gram) zat terlarut dalam 100 mL larutan, dan dirumuskan sebagai berikut:

Rumus: 

Contoh Soal

Hitung persen massa-volume 0,25 gram CH3COOH dalam 10 mL larutan cuka dapur ?

Penyelesaian:

Diketahui: massa zat terlarut = 0,25 gram; volume larutan = 10 mL

% massa-volume CH3COOH = (Massa zat terlarut) ÷ (Volume larutan) × 100%

% massa-volume CH3COOH = (0,25 ÷ 10) ×100%

% massa-volume CH3COOH = 2,5%

Jadi persen massa-volume CH3COOH = 2,5%

C. Parts per million (ppm)

Satuan konsentrasi ppm (parts per million, "bagian per sejuta") adalah satuan yang dipakai sebagai satuan nirdimensi yang berasal dari pecahan yang sangat kecil, misalnya konsentrasi larutan atau kelimpahan partikel yang sangat kecil. Misalnya larutan dengan konsentrasi 21 ppm berarti: "Setiap 1.000.000 bagian larutan hanya ada 21 bagian zat terlarut (jika dinyatakan dalam pecahan, konsentrasi ini adalah 21/1000000 atau 0.000021)".

Rumus Konsentrasi Larutan PPM

1 ppm = 1 mg/kg atau 1 ppm = 1 mL/L, sehingga diperoleh bentuk rumus sbb:

ppm = (massa zat terlarut (mg)) ÷ (volume larutan (L))

Massa zat terlarut (mg) = ppm × volume larutan (L)

Volume larutan = (massa zat terlarut (mg)) ÷ ppm

Contoh Soal-1

Hitunglah besar ppm 60 gram NPK yang dilarutkan dalam 50 liter air.

Penyelesaian:

Diketahui: NPK = 60 gram = 60 x 1000 = 60.000 mg; Volume larutan = 50 L. Konsentrasi NPK = …. ppm?

ppm NPK = (massa NPK (mg)) ÷ (volume larutan (L))

ppm NPK = (60.000 mg) ÷ (50 L)

ppm NPK= 1200 mg/L, atau

ppm NPK= 1200 ppm

Contoh Soal-2

Diketahui konsentrasi urea sebagai pupuk hidroponik adalah sebesar 1200 ppm pada air sebanyak 25 liter. Hitunglah berapa gram urea yang dilarutkan!

Penyelesaian:

Diketahui: konsentrasi urea = 1200 ppm; volume larutan = 25 liter. Massa Urea = … gram?

Massa Urea terlarut = ppm × volume larutan

Massa Urea terlarut = 1200 × 25

Massa Urea terlarut = 30.000 mg

Massa Urea terlarut = 30 gram

Contoh Soal-3

Hitunglah banyak air pelarut jika dilarutkan 25 gram NPK konsentrasi 500 ppm!

Penyelesaian:

Diketahui: massa NPK terlarut = 25 gram = 25 x 1000 = 25.000 mg, konsentrasi larutan NPK = 500 ppm. Volume air pelarut = … liter?

Volume air pelarut = (massa zat terlarut (mg)) ÷ ppm

Volume air pelarut = (25.000 ) ÷ 500

Volume air pelarut = 50 L

Konversi ppm ke persen (%)

Part per million (ppm atau disebut juga bpj (bagian per juta), tapi kita lebih terbiasa dengan sebutan ppm daripada bpj. Satuan ppm  adalah mg/kg atau mg/L.

• 1000 ppm = 1 gram/Liter = 1000 mg/L = 1 mg/mL
• 1 ppm = 1 mg/L = 1 mg/kg = (1 mg /1000000 mg) x 100% = 0,0001%

Dengan demikian, dirumuskan sebagai berikut:

Persen = (ppm ) ÷ 10000

ppm = persen (%)  × 10000

Contoh Soal

1. Larutan NPK 1200 ppm = (1200 : 10000)% = 0,12%
2. Larutan Gandasil-D 0,10%  = (0,10 x 10000) = 1000 ppm

Soal Latihan

BAINGAO memiliki tanaman selada yang dibudidayakan secara hidroponik. Tanaman tersebut telah berumur 3 MST. Nutrisi hidroponik yang digunakan adalah pupuk AB-Mix. Sesuai umur tanaman tersebut, kadar atau konsentrasi nutrisi yang direkomendasikan adalah 800 ppm. Jumlah kebutuhan larutan nutrisi tersebut sebanyak 70 liter.

Pertanyaan

• Berapa gram pupuk AB-Mix yang harus dilarutkan untuk mendapatkan larutan nutrisi AB-Mix 800 ppm?
• Berapa persen kadar larutan nutrisi AB-Mix tersebut?
• Tuliskan langkah-langkah menyediakan larutan nutrisi AB-Mix tersebut.

Page 8

Larutan dalam ilmu kimia merupakan campuran dua atau lebih zat yang berbeda secara kimia yang dikatakan homogen pada skala molekuler, larutan memiliki komposisi yang sama pada satu titik dengan komposisi pada titik lainnya dalam campuran. Ketika satu zat dilarutkan ke dalam zat lain, larutan terbentuk. 

"Larutan merupakan campuran yang homogen, yaitu campuran dua zat atau lebih yang memiliki komposisi merata atau serba sama di seluruh bagian volumenya."

Larutan (solution) sesungguhnya ditentukan oleh komponen-komponennya, yaitu:

• Pelarut (solvent) - Merupakan subtansi yang melarutkan zat. Komponen ini menentukan wujud larutan sebagai gas, padatan atau sebagai zat cair.
• Zat terlarut (solute) - Merupakan substansi yang terlarut dalam solvent.

Berdasarkan kejenuhannya larutan dibagi kedalam larutan tidak jenuh, larutan jenuh dan larutan lewat jenuh.

1. Larutan Jenuh. Larutan jenuh adalah larutan yang mengandung jumlah maksimum zat terlarut pada zat tterlarut tertentu pada suhu spesifik.
2. Larutan Tidak Jenuh. Larutan tak jenuh adalah larutan yang mengandung kurang dari jumlah maksimum zat terlarut dalam pelarut pada temperatur spesifik.
3. Larutan Lewat Jenuh. Larutan lewat jenuh adalah larutan memiliki jumlah zat terlarut lebih banyak dibanding larutan jenuh pada temperatur spesifik. Seperti dicontohkan penambahan kristal CH3COONa sangat mudah terbentuk pada larutan lewat jenuh.

Berdasarkan daya hantar listriknya larutan dikelompokkan ke dalam:

1. Larutan elektrolit lemah. Merupakan larutan yang dalam konsentrasi sama menghantarkan listrik dengan tidak baik, karena zat yang terlarut dalam air terdisosiasi tidak sempurna

Contohnya larutan asam asetat: CH3COOH (aq) → H+ (aq)   +   CH3COO- (aq)

1. Larutan elektrolit kuat. Merupakan larutan yang dalam konsentrasi sama dapat menghantarkan listrik dengan baik, karena zat yang terlarut dalam air terdisosiasi sempurna

Contohnya garam yang dilarutkan dalam air: NaCl (aq) → Na+ (aq)   +   Cl- (aq)

1. Larutan non-elektrolit. Merupakan larutan yang dalam konsentrasi sama tidak dapat menghantarkan listrik, karena zat yang terlarut dalam air tidak terdisosiasi.

Contohnya: C12H22O11 (s) → C12H22O11 (aq)

Tabel 1. Perbedaan antara larutan elektrolit kuat, elektrolit lemah, dan non elektrolit.

Larutan Elektrolit Kuat	Larutan Elektrolit Lemah	Larutan Non Elektrolit
Merupakan larutan yang dalam konsentrasi  sama dapat menghantarkan listrik dengan baik, karena zat yang terlarut dalam air terdisosiasi sempurna, contohnya garam yang dilarutkan dalam air	Merupakan larutan yang dalam konsentrasi sama menghantarkan listrik dengan tidak baik, karena zat yang terlarut dalam air terdisosiasi tidak sempurna, contohnya larutan asam asetat	Merupakan larutan yang dalam konsentrasi sama tidak dapat menghantarkan listrik, karena zat yang terlarut dalam air tidak terdisosiasi, contohnya gula yang dilarutkan dalam air
NaCl → Na+  + Cl-	CH3COOH → H+  + CH3COO-	C12H22O11 → C12H22O11
Disosiasi sempurna, lampu terang	Disosiasi Sebagian, lampu redup	Tidak ada ion, Lampu tidak nyala

Campuran

Dalam kehidupan sehari-hari campuran mudah ditemukan, bahkan siapapun mampu membentuk campuran karena campuran dibentuk tanpa melalui reaksi kimia. Contoh campuran adalah tanah, air laut, udara, larutan obat, larutan garam dan lain-lain.

Gambar 1 merupakan ilustrasi proses pelarutan campuran antara garam dan air, dalam larutan tersebut terurai ion Na+, Cl-, NaCl, H2O, Hidrasi ion Na+ dan ion Cl-. Setelah dicampurkan dan diaduk maka garam terlarut dalam air dan terbentuk larutan garam yang berasa asin.

Berdasarkan reaksi tersebut dapat dikatakan bahwa garam terlarut dan tersebar secara merata di air sehingga membentuk larutan homogen. Dapat disimpulkan bahwa: Campuran adalah penggabungan dua atau lebih zat yang dalam penggabungan ini zat-zat tersebut mempertahankan identitas kimianya masing-masing, dengan kata lain, masih memiliki sifat dari penyusun campuran tersebut dan berbeda dengan senyawa yang memiliki sifat berbeda dengan penyusunnya.

Contohnya: Proses pencampuran belerang (S) dengan besi (Fe). Saat sebuk belerang dan besi dicampurkan maka kedua serbuk tersebut dapat dipisahkan dengan cara meletakkan magnet sehingga sebuk besi tertarik oleh magnet. Namun saat campuran serbuk belerang dengan besi tersebut dipanaskan ternyata tidak ada satupun yang tertarik oleh magnet karena campuran magnet dan besi yang dipanaskan membentuk senyawa baru yaitu FeS.

Campuran tidak selalu berbentuk cair seperti larutan, tetapi campuran dapat ditemukan dalam bentuk padat, cair dan gas. Campuran dapat dibedakan menjadi campuran homogen dan heterogen.

A. Campuran Homogen

Campuran homogen adalah campuran yang memiliki komposisi yang sama dan seragam serta tidak ada batas di setiap bagian. Campuran homogen biasa disebut juga dengan larutan. Beberapa contoh dalam kehidupan sehari-hari mengenai zat campuran homogen sebagai berikut:

• Udara yang dihirup manusia saat melakukan proses penarikan pernafasan mengandung beberapa gas seperti nitrogen, oksigen, karbondioksida, dan uap air dalam keadaan dingin.
• Minuman sirup terdiri atas beberapa penyusunnya seperti gula buatan, perasa buah, dan pewarna makanan
• Perunggu dalam benda-benda rumah tangga dalam susunan pembuatnya terdiri atas tembaga dan timah.

B. Campuran Heterogen

Campuran heterogen adalah campuran yang memiliki komposisi masing-masing zat yang tidak sama di setiap tempat dalam campuran tersebut. Contohnya: campuran serbuk besi dengan belerang. Saat diaduk campuran tersebut tidak menyatu dan masih dapat dipisahkan menggunakan magnet. Contoh campuran heterogen adalah koloid dan suspensi.

1. Koloid. Koloid memiliki sifat antara larutan dan suspensi. Secara kasat mata terlihat mirip seperti larutan namun komponen penyusunnya masih dapat dilihat dengan mikroskop. Biasanya terlihat keruh. Contohnya air dan susu.
2. Suspensi. Suspensi adalah campuran heterogen dimana ukuran partikel yang terdispersi besar dan tersebar merata pada medium pendispersinya. Contoh suspense dalan dunia farmasi adalah obat padat dalam bentuk halus dan tidak larut, terdispersi dalam cairan pembawa. Zat yang terdispersi harus halus dan tidak boleh cepat mengendap. Jika dikocok perlahan-lahan endapan harus segera terdispersi kembali, dapat mengandung zat tambahan untuk menjamin stabilitas suspensi. Salah satu alasan pembuatan suspensi oral adalah karena obat-obat tertentu tidak stabil secara kimia bila ada dalam larutan tetapi stabil bila disuspensi. Perbedaan larutan, loloid, dan suspense dapat dilihat pada Tabel 2.

Tabel 2. Perbedaan Larutan, Koloid, dan Suspensi

	Larutan	Koloid	Suspensi
Bentuk	Homogen, tidak dapat dibedakan	heterogen jika diamati dengan mikropskop ultra	heterogen
Ukuran	< 1 nm	1 - 100 nm	> 100 nm
Fase	1 fase	2 fase	2 fase
Kestabilan	stabil	umumnya stabil	tidak stabil
Penyaringan	tidak dapat disaring	tidak dapat disaring kecuali dengan penyaring ultra	dapat disaring
Didiamkan	tidak memisah dan tidak mengendap	tidak memisah (tahan lama) dan sukar mengendap	memisah dan mengendap

Tabel 3. Perbedaan Campuran dengan Senyawa

No	Senyawa	Campuran
1	Terbentuk melalui reaksi kimia	Terbentuk tanpa melalui reaksi kimia
2	Perbandingan massa unsur tetap	Perbandingan massa unsur dan senyawa berubah
3	Disusun oleh beberapa unsur	Disusun oleh beberapa unsur atau beberapa senyawa
4	Memiliki sifat yang berbeda dengan unsur penyusunnya	Masih memiliki sifat penyusunnya
5	Dapat dipisahkan dengan reaksi kimia	Dapat dipisahkan dengan cara fisika

Rangkuman

1. Larutan adalah campuran dua zat atau lebih yang terdiri dari zat terlarut dan pelarut. Ukuran partikel larutan sangat kecil, kurang dari 1 mm, sehingga tidak dapat dilihat dengan menggunakan mikroskop ultra sekalipun dan tidak dapat dibedakan antara zat terlarut dan medium pelarutnya. Contoh larutan gula, kita tidak bisa membedakan mana gula mana air dalam larutan gula.
2. Campuran adalah materi yang terdiri atas dua macam zat atau lebih dan masih memiliki sifat sifat zat aslinya. Jika kita mencapur minyak dengan air, terlihat ada batas di antara kedua cairan tersebut. Jika kita mencampur dengan alkohol, batas antara keduanya tidak terlihat. Minyak dan air membentuk campuran heterogen.
3. Campuran heterogen adalah campuran yang tidak serbasama, membentuk dua fasa atau lebih, dan terdapat batas yang jelas di antara fasa-fasa tersebut. Alkohol dan air membentuk campuran homogen. Contoh campuran heterogen: campuran tepung beras dengan air, campuran kapur dengan pasir, dan campuran serbuk besi dengan karbon
4. Campuran homogen adalah campuran yang serbasama di seluruh bagiannya dan membentuk satu fasa. Contoh campuran homogen: campuran gula atau garam dapur dengan air, air teh yang sudah disaring, dan campuran gas di udara
5. Campuran homogen biasa disebut larutan. Dan yang membedakan antara campuran dan larutan adalah kalau campuran menimbulkan endapan, atau zat terlarut dan pelarutnya bisa di bedakan dan dapat terlihat. Kalau larutan zat terlarut dan pelarutnya melebur menjadi satu sehingga tidak bisa terlihat mana zat pelarut dan mana zat terlarut dan tidak menimbulkan endapan.

Page 9

Silahkan Masuk atau Login menggunakan Akun Pengguna untuk akses penuh. Jika belum memiliki akun, silahkan Klik Tombol Ini untuk mendaftar.  KEMBALI >>>>

Unsur-unsur Kimia

Atom-atom suatu unsur semuanya merupakan satu jenis. Bagi ahli-ahli kimia jenis atom dicirikan oleh nomor atom, karena Z (nomor atom) merupakan sifat yang menentukan perilaku kimianya. Sampai kini telah diketahui atom dengan Z = 1 sampai Z = 106 sebanyak 106 unsur kimia yang telah diketahui. Tiap unsur kimia mempunyai nama dan lambang. Lambang umumnya merupakan bentuk singkatan sederhana dari nama inggris yang terdiri dari satu atau dua huruf, sebagai contoh:

• Oksigen = O
• Nitrogen = N
• Neon = Ne, dsb.

Beberapa unsur yang telah dikenal lama mempunyai simbol yang didasarkan atas  nama latinnya, contohnya :

• Besi =Fe (ferrum)
• Tembaga = Cu (cuprum)
• Timbal = Pb (Plumbum), dsb.

Sebagian unsur mempunyai simbol-simbol yang didasarkan nama latin dari satu diantara senyawa-senyawanya, unsur unsur itu sendiri baru-baru saja diketemukan, contohnya :

• Sodium = Na (natrium = sodium carbonat)
• Potassium = K (Kalium = Potassium carbonat)

Lambang Tungsten, W, didasarkan pada nama jerman, Wolfram. Daftar lengkap unsur-unsur terdapat pada Tabel 1 tentang Susunan Berkala Unsur-Unsur. Keterangan tentang susunan dan inti atomnya dapat dicantumkan dalam lambang:

Arti lambang

Semua atom suatu unsur dapat mempunyai nomor atom sama, tetapi dapat mempunyai jumlah massa yang berlainan. Nuklida yang berbeda dari suatu unsur bersama-sama disebut dengan isotop dari suatu unsur. Atom neon dengan massa 

dengan lambang: 

Penyebaran isotop-isotop ini di alam berturut-turut 90,0 %, 0,3 %, dan 8,8 % yang dinamakan persen kelimpahan alam isotop neon. Kadang-kadang, jumlah massa dari isotop itu dicantumkan pada nama unsur itu, misalnya neon-20, karbon-12, oksigen-16.

Dalam atom yang netral jumlah elektron harus sama dengan jumlah proton. Tetapi jika sebuah atom kehilangan atau mendapat tambahan elektron, maka akan timbul muatan listrik dan menjadi sebuah ion.

Jenis

Dalam tabel susunan berkala unsur-unsur, dapat pula diperoleh informasi tentang sifat-sifat fisik maupun sifat-sifat kimia unsur tersebut. Dicontohkan satu jenis unsur yang dilengkapi dengan data data sifat fisis dan kimia dalam satu kotak bagian dari susunan berkala unsur tersebut, ditampilkan Gambar 1.

Dalam unsur Kalium tersebut di cantumkan variabel-variabel yang memberi keterangan tentang nomor atom dan massa atom dari unsur tersebut. Seperti disebutkan sebelumnya bahwa nomor atom menunjukkan jumlah elektron yang ada pada unsur tersebut, maka nomor atom Kalium (K) = 19 memiliki arti bahwa jumlah elektron Kalium adalah 19, 19 neutron dan 19 proton.

Massa atom atau dalam dikenal dengan Atom relatif (Ar) unsur, merupakan massa dari satu buah atom yang tidak bersenyawa (tunggal) dari unsur tersebut. Dalam susunan berkala unsur K memiliki Ar = 39,102. Angka itu menunjukkan massa satu buah atom Kalium yang biasanya diberi satuan amu.

Apabila atom unsur tersebut bersenyawa dengan unsur lain, atau bersenyawa dengan unsur itu sendiri, maka momor massa dari atom tersenyawa tersebut disebut dengan “molekul relatif“ atau Mr. Dicontohkan suatu senyawa H20, maka senyawa tersebutmerupakan senyawa antara unsur H (2 atom H) dan unsur O (1 atom O). Besarnyamassa molekul relatif (Mr) dari H2O adalah:

Mr H2O = (2 x Ar H ) + ( 1 x Ar O)

Mr H2O = 2 x 1,0 + 1 x 16

Mr H2O = 18

(Ar H dan Ar O dicari dari tabel susunan berkala unsur)

Pengelompokan unsur berdasarkan sifat-sifatnya

1. Unsur logam: pada suhu kamar berbentuk padat kecuali air raksa, mempunyai sifat kilau, dapat ditempa menjadi lembaran, dapat ditarik menjadi kawat, konduktor panas dan konduktor listrik yang baik.Contoh: Aluminium (Al), Barium (Ba), Ferrum (Fe) Chromium (Cr). Calsium (Ca), Cobalt (Co), dan sebagainya.

1. Unsur bukan logam: Unsur ini pada suhu kamar berbentuk padat, cair dan gas, tidak menghantar panat atau listrik kecuali grafit, tidak berkilau kecuali karbon dan yodium, tidak dapat ditempa atau ditarik. Contoh: Argon (Ar), Belerang (S), Brom (Br), Pospor (P), Helium (He), Hidrogen (H), Oksigen (O), Silikon (Si), dan sebagainya.

1. Unsur kelompok metaloida: unsur-unsur yang mempunyai sifat sebagian seperti logam dan sebagian seperti bukan logam. Contoh: Antimon (Sb), Arsen (as), Boron (Bo), Germanium (Ge), Polonium (Po), dan Tellerium (Te).

Unsur-unsur, ada yang dapat berdiri sendiri sebagai suatu zat ada yang tidak dapat berdiri sendiri. Unsur yang dapat berdiri sendiri dinamakan gas mulia, seperti He, Ne, Ar, Xe, dan Rn. Zat-zat yang terdiri dari 2 unsur misalnya: H2, O2, N2, F2, Cl2, Br2, J2, dan sebagainya.

Persenyawaan

Persenyawaan merupakan penggabungan dua atau lebih unsur yang sejenis maupun berlainan jenis yang membentuk satu kesatuan sehingga memiliki sifat yang berbeda dengan unsur-unsur penyusunnya. Hal-hal yang berkaitan dengan persenyawaan adalah valensi.

Valensi suatu unsur dalam senyawa merupakan kemampuan mengikat unsur H oleh satu atom unsur tersebut untuk membentuk satu molekul senyawa, atau dengan kata lain kemampuan mengikat separuh unsur O oleh satu atom unsur tersebut untuk membentuk satu molekul senyawa.

Unsur-unsur hanya mempunyai valensi kalau dalam keadaan terikat dalam suatu senyawa. Dalam keadaan bebas unsur tidak mempunyai valensi (valensi = 0). Fe sebagai unsur tidak mempunyai valensi, tetapi Fe dalam senyawa FeO dan Fe2O3 maka Fe mempunyai valensi masing-masing 2 dan 3.

Daftar unsur-unsur penting dan valensinya

Hubungan valensi dengan rumus molekul

Molekul adalah sekumpulan atom-tom yang terikat dan merupakan kesatuan serta mempunyai sifat-sifat fisik dan kimiawi yang khas. Dari gambar 2. dapat dilihat bahwa satuan rumus CCl4 adalah sebuah molekul. Sebaliknya, satuan rumus NaCl merupakan sepasang atom (ion) dari sekumpulan atom (ion yang banyak).

Bila sebuah senyawa mengandung molekul-molekul terkumpul, dapat juga didefinisikan bobot molekulnya. Bobot molekul adalah massa dari sebuah molekul nisbi terhadap massa yang telah ditentukan 12,000 untuk satu atom . Untuk menentukan bobot molekul (molekul relatif, Mr) dari Carbon tetra clorida (CCl4) dapat dilakukan sebagai berikut:

1 molekul CCl4 terdiri dari 1 atom C dan 4 atom Cl

Bobot molekul (Mr) CCl4 = Ar C + (4 × Ar Cl)

Bobot molekul (Mr) CCl4 = 2,01 + (4 x 35,45)

Bobot molekul (Mr) CCl4 = 153,8.

Bila molekul-molekul suatu senyawa terdiri dari 2 atau lebih satuan rumus, bobot molekul merupakan penggandaan dari bobot rumusnya. Dalam pembentukan suatu senyawa, terjadi karena suatu reaksi kimia yang melibatkan unsur-unsur lain. Reaksi kimia yang terjadi dapat digolongkan menjadi 2 jenis reaksi, yaitu reaksi oksidasi dan reaksi reduksi.

• Reaksi Oksidasi didefinisikan sebagai reaksi antara satu unsur atau senyawa dengan oksigen atau zat lain yang dalam keadaan tertentu dapat menghasilkan oksigen.

Contoh reaksi oksidasi:

Al + O2  →  Al2O3

C  + O2  →  CO3

S   + O2  →  SO3

P4 + O2  →  P2O5

Al, C, S, dan P disebut bahan yang dioksidasi, dan O2 disebut oksidator. Al2O3, CO3, SO3, dan P2O5 disebut hasil oksidasi.

• Reaksi reduksi didefinisikan sebagai reaksi pengurangan kadar oksigen atau penambahan kadar hydrogen dalam suatu zat.

Contoh reaksi reduksi

CuO  +  NH3  →  Cu + N2 + H2O

C  +  O2  →  CO

Perbedaan Unsur, Senyawa, dan Campuran

Tes Formatif

1. Apakah yang dimaksud dengan isotop ? Isotop pada Ne (neon) ada 3 jenis, sebutkan dan jelaskan perbedaan pada ketiga jenis isotop neon tersebut !
2. Dalam susunan berkala unsur terdapat unsur Fe. Berapa nomor massa (atom relatif Fe), nomor atom Fe, titik leleh Fe, titik didih Fe, berat jenis Fe dan tingkat oksidasi Fe? Hitung pula jumlah elektron, proton dan netron dalam satu atom netral Fe!
3. Berapakah bobot molekul dari senyawa FeCl3! Mengapa bentuk senyawannya tersusun dari 1 Fe dan 3 Cl, jelaskan!

Kunci Jawaban Formatif

1. Isotop merupakan atom suatu unsur dapat mempunyai nomor atom sama, tetapi dapat mempunyai jumlah massa yang berlainan. Atom neon dengan massa lebih besar dari atom neon yang biasa. Terdapat 3 nuklida yang berbeda, atau dapat disebut 3 isotop neon, dengan lambang , , dan . Ketiga jenis isotop terdapat perbedaan massa atomnya yaitu 20, 21 dan 22 amu.
2. Dalam susunan berkala, unsur Fe nomor massa = 55,85 amu, nomor atom Fe = 26, titik leleh Fe = 1536 C, titik didih Fe = 3080 C, berat jenis Fe = 7,86 gr/ml, dan tingkat oksidasi Fe = 2 atau 3. Dari nomor atom Fe dapat dihitung pula jumlah elektron = 26, proton = 26 dan netron = 55-26 = 29.

1. Bobot molekul dari senyawa FeCl3 dihitung:

Bobot molekul FeCl3 = Ar Fe + (3 × Ar Cl)

Bobot molekul FeCl3 = 55,85 + (3 x 35,45)

Bobot molekul FeCl3 =162,2

Bentuk senyawa tersusun dari 1 Fe dan 3 Cl karena valensi dari Fe adalah 3 dan valensi dari Cl adalah 1 negatif, sehingga senyawa Fe3+ + 3Cl- = FeCl3 (FeCl3 bermuatan netral).

Tabel Sistem periodik unsur-unsur kimia

Page 10

Persamaan reaksi kimia adalah suatu pernyataan yang menggambarkan reaksi kimia menggunakan rumus kimia dan lambang­lambang lain. Beberapa lambang yang digunakan pada persamaan reaksi antara lain adalah:

Contoh penulisan persamaan reaksi:

Contoh persamaan reaksi di atas dapat kita baca sebagai gas nitrogen ditambah gas hidrogen menjadi gas NH3

Koefisen dan Indeks Reaksi

Koefsien reaksi merupakan perbandingan jumlah partikel dari zat yang terlibat dalam reaksi. Karena satu molekul zat mengandung jumlah partikel yang sama, maka perbandingan jumlah partikel sama dengan perbandingan jumlah molekul. Jadi, koefsien reaksi adalah angka yang terletak didepan rumus kimia yang merupakan perbandingan jumlah molekul dalam reaksi. Contohnya sebagai berikut:

Angka yang terletak di kanan bawah lambang unsur disebut indeks. Indeks menyatakan jumlah atom di samping kirinya. Koefsien dan indeks berguna dalam menentukan jumlah atom­atom dalam suatu rumus molekul.

Contoh Soal-1

Penyelesaian:

3H2O, artinya 3 molekul H2O, yang terdiri dari 6 atom hidrogen dan 3 atom Oksigen:

Jumlah atom H = koefisien × indeks

Jumlah atom H = 3 × 2

Jumlah atom H = 6 atom

Jumlah atom O = koefisien × indeks

Jumlah atom O = 3 × 1

Jumlah atom O = 3 atom

Contoh Soal-2

Hitunglah jumlah masing-­masing atom yang terdapat dalam 5 molekul H2SO4!

Penyelesaian:

5 molekul H2SO4 dapat ditulis sebagai 5H2SO4

Jumlah atom H = koefisien  × indeks

Jumlah atom H = 5 × 2

Jumlah atom H = 5 × 2

Jumlah atom H = 10 atom

Jumlah atom S  = koefisien × indeks

Jumlah atom S  = 5 × 1

Jumlah atom S  = 5

Jumlah atom O  = koefisien × indeks

Jumlah atom O  = 5 × 4

Jumlah atom O  = 20 atom

Pada reaksi kimia tidak terjadi perubahan massa zat, karena dalam reaksi kimia hanya terjadi penyusunan kembali atom­atom zat pereaksi membentuk susunan baru sebagai zat hasil reaksi, sehingga tidak ada atom yang hilang atau tercipta. Oleh karena itu, jumlah atom­atom di sebelah kiri tanda anak panah harus sama dengan jumlah atom di sebelah kanan tanda anak panah. Prinsip inilah yang digunakan untuk menyetarakan persamaan reaksi kimia. untuk menyamakan jumlah atom­atom tersebut maka pada persamaan reaksi di depan rumus kimia harus diberi koefsien.

Contoh: N2(g) + 3H2(g)  →  à 2NH3(g)

• Koefsien reaksi menyatakan perbandingan zat­zat yang terlibat dalam suatu reaksi. Dari persamaan reaksi diatas dapat diartikan sebagai berikut: 1 molekul N2 bereaksi dengan 3 molekul H2 membentuk 2 molekul NH3
• Angka 1 di depan unsur N2 dan angka 3 di depan unsur H2 serta angka 2 di depan NH3 merupakan angka koefsien yang digunakan untuk menyatakan perbandingan jumlah zat yang bereaksi dan jumlah zat hasil reaksi.
• Reaksi kimia disebut setara apabila jumlah atom­atom sebelum bereaksi sama dengan jumlah atom­atom sesudah reaksi. Hal ini sesuai dengan Hukum Kekekalan Massa (Hukum Lavoisier).

Menyetarakan Persamaan Reaksi

Langkah­langkah yang dilakukan untuk menyamakan jumlah atom unsur­unsur sebelum dan sesudah reaksi disebut penyetaraan persamaan reaksi. Secara umum, langkah–langkah penyetaraan persamaan reaksi adalah sebagai berikut:

1. Menuliskan persamaan reaksi yang belum setara, yaitu menuliskan rumus kimia pereaksi atau hasil reaksi secara benar, dilengkapi dengan wujud (fase) masing­masing zat.
2. Menentukan jumlah atom masing­masing unsur di ruas kiri dan ruas kanan persamaan reaksi
3. Memberikan koefsien untuk tiap rumus kimia pada persamaan reaksi sehingga persamaan reaksi setara (harga koefsien satu tidak dituliskan)
4. Memeriksa kembali jumlah atom unsur­unsur pada kedua ruas persamaan reaksi setelah diberi koefsien.

Contoh Soal

Reaksi pembakaran gas propana (C3H8) dengan gas oksigen (O2) menghasilkan gas karbondioksida (CO2) dan air (H2O). Tuliskan persamaan reaksinya, kemudian setarakanlah.

Penyelesaian:

Langkah 1:

C3H8 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (ℓ)

sebelum reaksi          setelah reaksi

Langkah 2:

Jumlah atom masing­masing unsur sebelum dan sesudah reaksi adalah sebagai berikut:

Massa zat sebelum reaksi (13) ≠massa zat sesudah reaksi (6) → persamaan reaksi belum setara.

Langkah 3:

Memberi koefsien pada persamaan reaksi: Jumlah atom C di sebelah kiri = 3, sedangkan jumlah atom C di sebelah kanan = 1, maka molekul CO2 di sebelah kanan dikalikan 3 (sehingga jumlah atom C setara).

C3H8 (g) + O2 (g) → 3CO2 (g) + H2O (ℓ)

Massa zat sebelum reaksi (13) ≠massa zat sesudah reaksi (12) → persamaan reaksi belum setara.

Jumlah atom h di sebelah kiri = 8, sedangkan jumlah atom h di sebelah kanan = 2, maka molekul H2O dikalikan 4, agar jumlah atom H setara.

C3H8 (g) + O2 (g) → 3CO2 (g) + 4H2O (ℓ)

Massa zat sebelum reaksi (13) ≠massa zat sesudah reaksi (21) → persamaan reaksi belum setara.

Jumlah atom O di sebelah kiri = 2, sedangkan jumlah atom O di sebelah kanan = 10, maka molekul O2 dikalikan 5, agar jumlah atom O setara.

 C3H8 (g) + 5O2 (g) → 3CO2 (g) + 4H2O (ℓ)

Langkah 4:

Memeriksa kembali jumlah atom unsur­unsur sebelum dan sesudah reaksi setelah diberi koefsien.

Massa zat sebelum reaksi (21) = massa zat sesudah reaksi → persamaan reaksi setara, memenuhi Hukum Kekekalan Massa, sehingga persamaa reaksi yang benar adalah:

C3H8 (g) + 5O2 (g) → 3CO2 (g) + 4H2O (ℓ)