Teori Analisis Kualitatif PDF

Nama Mata Kuliah (Kode MKA 121111063 TEORI DASAR ANALISIS KUALITATIF Ir. Titik Mahargiani MT Nama Program Studi - UPNYK 1 Deskripsi Bab pertama ini membahas tentang Teori Disosiasi Elektrolit, Teori asam-basa,Hukum Aksi massa, Hasil kali kelarutan, pH larutan dan hidr...

Nama Mata Kuliah (Kode MKA 121111063 TEORI DASAR ANALISIS KUALITATIF Ir. Titik Mahargiani MT Nama Program Studi - UPNYK 1 Deskripsi Bab pertama ini membahas tentang Teori Disosiasi Elektrolit, Teori asam-basa,Hukum Aksi massa, Hasil kali kelarutan, pH larutan dan hidrolisa garam Nama Program Studi - UPNYK 2 Tujuan Instruksional Khusus (TIK) Setelah membaca bab I ini, mahasiswa mampu menjelaskan Disosiasi Elektrolit, Teori asam-basa, Hukum Aksi massa, Hasil kali kelarutan dan penerapannya untuk pengendapan serta dapat menghitung pH larutan asam, basa dan garam Nama Program Studi - UPNYK 3 1. Teori disosiasi elektrolit  Larutan adalah suatu sistem homogen yang terdiri dari dua komponen atau lebih yang berada dalam satu fasa. Nama Program Studi - UPNYK 4  Zat dapat dibedakan menjadi dua, yaitu : zat elekrolit Yaitu suatu zat yang apabila dilarutkan, maka larutannya dapat menghantarkan arus listrik. Misalnya asam, basa dan garam anorganik. zat non elektrolit. Yaitu suatu zat yang apabila dilarutkan, maka larutannya tidak dapat menghantarkan arus listrik. Misalnya : glukosa, sukrosa, etanol, urea dan senyawa-senyawa organik lainnya. Nama Program Studi - UPNYK 5  suatu zat bersifat elektrolit dalam air, misal NaCl, mungkin tak menghasilkan larutan yang menghantarkan listrik dalam pelarut lain seperti eter atau heksana.  Dalam larutan, suatu zat elektrolit terurai menjadi bagian-bagian bermuatan listrik yang disebut ion. ion bermuatan listrik positif disebut kation, ion bermuatan listrik negatif disebut anion.  Proses peruraian suatu zat elektrolit menjadi ion- ion disebut disosiasi elektrolit atau lazim disebut ionisasi. Nama Program Studi - UPNYK 6 Elektrolisa  Air murni, hanya dapat menghantarkan arus listrik yang sangat lemah. Akan tetapi apabila ke dalam air tersebut dilarutkan asam, basa atau garam anorganik, maka larutan yang terbentuk menjadi penghantar arus listrik yang kuat, karena di dalam larutan terdapat ion-ion. Nama Program Studi - UPNYK 7 ELEKTROLISA  Apabila arus listrik dari suatu bateray dialirkan ke dalam larutan hidrogen klorida (HCl), maka HCl tersebut akan terionisasi menjadi hidrogen dan klor.  Hidrogen terbebaskan pada elektroda negatif (katoda), sedang klor terbebaskan pada elektroda positif atau anoda.  Jadi dalam larutan ion yang bermuatan positif menuju ke katoda, sedang ion bermuatan negatif menuju ke anoda. Nama Program Studi - UPNYK 8 Elektrolisa larutan HCl Reaksi : HCl H+ + Cl- H2O H+ + OH- Katoda : 2 H+ + 2e- H2 (g) Anoda : 2Cl- Cl2 (g) + 2e- Gambar 1. Elektrolisa larutan HCl Nama Program Studi - UPNYK 9  Fenomena elektrolisis tidak selalu sederhana seperti pada larutan HCl.  Elektron-elektron ditangkap oleh ion-ion pada katoda, dan elektron-elektron dilepas oleh ion pada anoda. Kation atau anion yang bereaksi pada elektroda tidak selalu dari zat terlarut.  Dalam larutan air, ion hidrogen dan hidroksil selalu ada meskipun sangat sedikit, sesuai reaksi: H2O H+ + OH- Nama Program Studi - UPNYK 10  Ion-ion dari zat terlarut dan ion hidrogen dan hidroksil bersaing untuk melepas muatan mereka pada elektroda. Ion yang berhasil (menang) adalah ion yang memerlukan energi paling sedikit untuk melepaskan muatan. Secara elektrokimia,  ion yang memerlukan potensial elektroda negatif lebih rendah, akan terlebih dahulu melepas muatannya pada katoda; sedangkan  ion yang memerlukan potensial elektroda positif lebih rendah akan terlebih dahulu melepas muatannya pada anoda. Persaingan berbagai ion pada elektroda dalam melepaskan muatan dapat menimbulkan berbagai kombinasi. Nama Program Studi - UPNYK 11  Sebagai contoh: elektrolisa larutan NaCl Ion hidrogen dan ion klorida akan melepaskan muatannya membentuk gas hidrogen dan gas klor. Reaksinya adalah: NaCl Na+ + Cl- H2O H+ + OH- Katoda : 2 H+ + 2e- H2 (g) Anoda : 2 Cl- Cl2 (g) + 2e-  Sehingga setelah elektrolisa selesai di dalam larutan akan tertinggal ion Na+ dan ion OH- dan larutan menjadi bersifat basa. Nama Program Studi - UPNYK 12  Elektrolisa larutan CuSO4, Ion tembaga dan ion hidroksil akan melepaskan muatan mereka, sehingga katoda akan dilapisi oleh tembaga dan gas oksigen dibebaskan pada anoda. Reaksinya adalah: CuSO4 Cu2+ + SO42- H2O H+ + OH- Katoda : Cu2+ + 2e- Cu (s) Anoda :4OH- 2H2O + O2(g) + 4e-  Ion hidrogen dan ion sulfat akan tersisa dalam larutan, dan larutan menjadi bersifat asam. Nama Program Studi - UPNYK 13 POTENSIAL STANDAR Nama Program Studi - UPNYK 14 POTENSIAL STANDAR Nama Program Studi - UPNYK POTENSIAL STANDAR Nama Program Studi - UPNYK 16 Teori Disosiasi Elektrolit /Teori Ionisasi dari Arhenius (1887).  Menurut teori disosiasi elektrolit, semua zat elektrolit apabila dilarutkan dalam air akan terionisasi menjadi gugusan atom yang bermuatan listrik yang disebut ion.  Proses ionisasi merupakan proses reversibel (dapat balik).  Ionisasi ini bertambah besar karena pengenceran, sehingga dalam larutan yang sangat encer, zat elektrolit tersebut praktis akan terionisasi sempurna. Nama Program Studi - UPNYK 17  Proses ionisasi beberapa senyawa elektrolit: NaCl Na+ + Cl- HCl H+ + Cl- MgSO4 Mg2+ + SO42- CaCl2 Ca2+ + 2 Cl- Na2SO4 2 Na+ + SO42-  Ion-ion membawa muatan positif dan negatif. Karena larutan bersifat netral, maka jumlah muatan positif harus sama dengan jumlah muatan negatif.  Banyaknya muatan pada masing-masing ion sama dengan valensi atom atau radikalnya. Nama Program Studi - UPNYK 18 2. Teori Asam Basa 2.1 Teori Arhenius  Menurut Arhenius (1887), asam adalah suatu zat yang apabila dilarutkan dalam air akan terionisasi menghasilkan ion hidrogen (H+) yang merupakan satu- satunya ion positif dalam larutan, misal: HCl H+ + Cl- HNO3 H+ + NO3-  Tetapi ion H+ tersebut dalam larutan tidak terdapat dalam keadaan bebas, tetapi bergabung dengan satu molekul air melalui ikatan kovalen koordinat dengan sepasang elektron bebas yang terdapat pada oksigen dari air dan terbentuk ion hidronium (H3O+). H+ + H2O H3O+ (ion hidronium) Nama Program Studi - UPNYK 19  Maka proses ionisasi HCl dan HNO3 di atas dalam larutan dinyatakan sebagai berikut : HCl + H2O H3O+ + Cl- HNO3 + H2O H3O+ + NO3-  Asam-asam polibasis yaitu asam-asam yang bervalensi lebih dari satu, dalam larutan mengalami ionisasi beberapa tingkat. Misalnya asam sulfat (H2SO4), mengalami dua tingkat ionisasi : H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4- HSO4- + H2O H3O+ + SO42- Nama Program Studi - UPNYK 20  Ketiga tingkat ionisasi tersebut tidak sama besarnya, tingkat ionisasi pertama selalu lebih besar dari pada tingkat dua, dan tingkat ionisasi kedua selalu lebih besar daripada tingkat ketiga. Nama Program Studi - UPNYK 21  Asam-asam yang dalam larutan terionisasi sempurna atau hampir sempurna disebut asam kuat, misalnya HCl, HNO3, HIO3 dan H2SO4 pada tingkat ionisasi pertama.  Sedangkan asam-asam yang dalam larutan hanya terionisasi sedikit disebut asam lemah, misalnya : asam asetat (CH3COOH), asam karbonat (H2CO3) dan hidrogen sulfida (H2S). Nama Program Studi - UPNYK 22  Basa adalah suatu zat yang apabila dilarutkan dalam air akan mengalami ionisasi menghasilkan ion hidroksil (OH-) sebagai satu- satunya ion negatif.  misal: natrium hidroksida (NaOH), kalium hidroksida (KOH) dan hidroksida-hidroksida logam lainnya yang terionisasi hampir sempurna. Hidroksida-hidroksida tersebut disebut basa kuat. NaOH Na+ + OH- KOH K+ + OH- Nama Program Studi - UPNYK 23  Tetapi amonium hidroksida (NH4OH) dalam larutan hanya terionisasi sebagian dan menghasilkan OH- sangat sedikit sehingga disebut basa lemah.  Pembentukan amonium hidroksida melalui hidrasi amoniak, sebagai berikut : NH3 + H2O NH4OH + NH4+ + OH- atau NH3 + H2O NH4- + OH- Nama Program Studi - UPNYK 24 2. 2 Teori Bronsted-Lowry  Menurut Bronsted dan Lowry:  asam adalah suatu zat (baik molekul maupun ion) yang dapat memberikan proton (H+) ; sedang  basa adalah suatu zat (baik molekul maupun ion) yang dapat menerima proton (H+). Jadi dapat dituliskan : A B + H+ A dan B disebut pasangan asam dan basa konjugasi. Dalam hal ini ion H+ (ion hidrogen) tidak tersolvasi (tidak terikat oleh air). Nama Program Studi - UPNYK 25 Jenis-jenis asam menurut Bronsted dan Lowry : Molekul-molekul tidak bermuatan mis: HCl, HNO3, H2SO4, CH3COOH dll. Anion-anion yang terdapat dalam garam asam mis: anion bisulfat (HSO4-) , anion bikarbonat (HCO-3), anion bifosfat (H2PO4-) dll. Ion amonium dan ion hidronium, karena kedua ion tersebut mempunyai kecenderungan memberikan proton, yaitu : NH4+ NH3 + H+ H3O+ H2O + H+ Kation-kation terhidrat mis: ion aluminium hidrat {Al(H2O)6}3+ {Al(H2O)5(OH)}2+ + H+ Nama Program Studi - UPNYK 26 Jenis-jenis basa menurut Bronsted dan Lowry :  Molekul-molekul tidak bermuatan, seperti misalnya amoniak dan amina-amina, sesuai persamaan reaksi : NH3 + H+ NH4+ RNH2 + H+ RNH3+  Hidroksida-hidroksida logam, karena dapat menghasilkan ion hidroksida yang dapat menerima proton. OH- + H+ H2O  Anion-anion dari semua asam-asam lemah, seperti misalnya : ion sianida (CN-), ion asetat (CH3COO-), ion karbonat (CO32-) dll. Nama Program Studi - UPNYK 27  Zat Elektrolit Zat elektrolit Kuat (  1) Zat Elektrolit Lemah ( 1) 1.semua asam halida kecuali HF, 1.HF, HNO2, HSO4-, HCN, H2S, HNO3, H2SO4 pada tingkat pertama H2CO3, H2C2O4, CH3COOH 2.semua hidroksida logam alkali; 2. Semua hidroksida logam alkali Sr(OH)2 dan Ba(OH)2 tanah kecuali Sr dan Ba 3. sebagian besar garam 3. garam merkuri Nama Program Studi - UPNYK 28 3. Hukum Aksi Massa  Hukum aksi massa Gulberg dan Waage (1867): kecepatan reaksi kimia pada suhu tetap adalah sebanding dengan hasil kali konsentrasi zat-zat yang saling bereaksi  Hukum ini digunakan dalam sistem homogen, yaitu suatu sistem dimana semua zat yang saling bereaksi berada dalam satu fasa, misalnya dalam larutan. A + B C + D Maka : v1 = k1 [A] [B] k1=konstanta kecepatan reaksi ke kanan k2=konstanta kecepatan reaksi ke kiri v2 = k2 [C] [D] [...] = konsentrasi mol/L  Pada kesetimbangan: v1 = v2, k1 [A] [B] = k2 [C] [D] K: tetapan/konstanta kesetimbangan, fungsi (T,P) Nama Program Studi - UPNYK 29 1.6. Hukum Aksi Massa  Hukum aksi massa Gulberg dan Waage (1867): kecepatan reaksi kimia pada suhu tetap adalah sebanding dengan hasil kali konsentrasi zat-zat yang saling bereaksi. Konsentrasi: mol/liter.  Hukum ini digunakan dalam sistem homogen, yaitu suatu sistem dimana semua zat yang saling bereaksi berada dalam satu fasa, misalnya dalam larutan. Nama Program Studi - UPNYK 30 H.Aksi Massa Tinjau Reaksi: A + B C + D Maka : v1 = k1 [A] [B] v2 = k2 [C] [D] [...] = konsentrasi  Pada saat kesetimbangan, kecepatan reaksi v1=v2, maka k1 [A] [B] = k2 [C] [D] maka: [C] [D] k1   K [A] [B] k2 K: tetapan kesetimbangan. Nama Program Studi - UPNYK 31 3.1 Pemakaian Hukum Aksi Massa untuk Larutan Elektrolit  Hukum Aksi massa hanya berlaku untuk reaksi reversibel, apabila diterapkan untuk larutan elektrolit maka berlaku untuk elektrolit lemah. Hukum aksi massa tidak dapat digunakan pada elektrolit kuat,karena elektrolit tersebutdalam larutan terionisasi sempurna,sehingga dalam larutan tidak terdapat keseimbangan antara molekul yang tidak terionisasi dengan ion-ionnya. 32 Ionisasi suatu asam lemah dalam larutan  HA + H 2O H3O+ + A- [H 3 O  ] [A  ] K [HA] [H 2 O] karena konsentrasi air sangat besar, maka yang berada dalam larutan dianggap tetap; maka persamaan di atas dapat dituliskan sebagai berikut : [H 3 O  ] [A  ] Ka = tetapan ionisasi K [H 2 O]   Ka asam. [HA]  Contoh : CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO-, maka: [H 3O  ] [CH 3COO ] Ka  [CH 3COOH] Nama Program Studi - UPNYK 33  Secara umum untuk asam monobasa (monobasis): [ H  ][ A  ] HA  H   A  Ka  [ HA] Nama Program Studi - UPNYK 34 Contoh : CH3COOH H+ + CH3COO- maka [H  ] [CH3COO ] Ka  [CH3COOH] Contoh 1.  Hitung konsentrasi ion hidrogen (H+) dalam larutan 0,1 M asam asetat (CH3COOH). Ka = 1,82 x10-5 Ka = [H+] [CH3COO-] dimana [H+] = [CH3COO-] [CH3COOH] Ka = [H+]2 [CH3COOH] [H+]= √Ka [CH3COOH] = √1,82.10-5 x 0,1 = 1,35.10-3 M Nama Program Studi - UPNYK 35 3.1.2 Ionisasi suatu basa lemah dalam larutan NH3 + H2O NH4+ + OH-  [NH 4 ][OH ] K [NH 3 ][H 2O]  [NH 4 ][OH  ] K [H 2 O]   Kb [NH 3 ] Kb = tetapan/konstanta ionisasi basa Nama Program Studi - UPNYK 36 Derajat ionisasi ()  derajat ionisasi () = banyaknya mol zat yang mengalami ionisasi banyaknya mol zat mula  mula Contoh 2.  Hitung konsentrasi ion hidrogen dari larutan 0,1 M asam asetat yang derajat ionisasinya 1,35%. Jawab: CH3COOH H+ + CH3COO- [H+] = 1,35% x [CH3COOH] = 1,35% x 0,1 M = 1,35.10-3M Nama Program Studi - UPNYK 37 Hubungan  dengan Ka atau Kb Misal 1 mol asam lemah HA dilarutkan dalam air hingga volume larutan = V liter mempunyai derajat ionisasi = . HA + H2O H3O+ + A- [HA] mula-mula = (1/V) mol/liter HA yang terionisasi =  mol HA sisa = a(1-) mol ---> [HA] = (1–)mol/liter V H3O+ yang terbentuk =  mol,[H3O+]= /V)mol/liter A- yang terbentuk =  mol -->[A-] = (/V) mol/liter Nama Program Studi - UPNYK 38  [H 3O  ][A  ] Ka  [HA] α α x α 2 α 2c Ka  V V  atau Ka  (1  α) (1  α)V (1  α) V Apabila  7,0  Korelasi : Kw = [H+] [OH-] sehingga – log Kw = -log [H+] [OH-] pKw = pH + pOH; 14 = pH + pOH Nama Program Studi - UPNYK 53 pH larutan Asam Kuat dan Basa Kuat  Asam kuat dan basa kuat terionisasi sempurna dalam larutan, maka konsentrasi ion H+ atau ion OH- sama dengan konsentrasi larutan yang bersangkutan.  Contoh : larutan 0,1 M HCl, maka [H+] = 0,1 M; sehingga pH = -log 0,1 = 1 larutan 0,1 M NaOH, maka [OH-] = 0,1 M; sehingga pOH = -log 0,1 = 1. pH =14 - pOH =14-1=13 Nama Program Studi - UPNYK 54 pH Larutan Asam Lemah  Contoh : CH3COOH CH3COO- + H+ [CH3COO-] = [H+], sisa asam yang tidak terurai = [CH3COOH - H+] [H  ] [CH 3 COO ] Ka  [CH 3 COOH - H  ]  2 [H ] karena [H+] sangat kecil diabaikan, sehingga K a   2 [CH 3 COOH] [H ] Apabila ditulis secara umum : K a  [Asam] [H  ]  K a [Asam] 1 1   log[H ]  logK a  log[Asam] 2 2 1 1 1 1 pH pK  log[Asam] pH  log K  log[Asam] 2 a 2 2 a 2 Nama Program Studi - UPNYK 55 pH larutan Basa Lemah  Contoh : NH4OH NH4+ + OH-  [NH 4 ] [OH  ] Kb  [NH 4 OH  OH  ]  karena [OH-] sangat kecil maka diabaikan sehingga  [NH 4 ] [OH  ] Kb  [NH 4 OH]  2 [OH ] [NH4 ] = [OH ] sehingga K b  + - [Basa] [OH  ] K b Basa  1 1 1 1 pOH  pK b  log[Basa] pH  14  pK b  log[Basa] 2 2 2 2 Nama Program Studi - UPNYK 56 Larutan Buffer  Ada 2 macam larutan buffer atau penahan yaitu larutan :  yang mengandung asam lemah dengan garamnya disebut Larutan Buffer Asam.  yang mengandung basa lemah dengan garamnya disebut Larutan Buffer Basa. Nama Program Studi - UPNYK 57  pH Larutan Buffer Asam Contoh :  Asam :  sangat kecil (