LABORATORIUM KIMIA ANALITIKJURUSAN KIMIA FMIPA UNUD

KIMIA ANALITIK KUALITATIF

• Drs. I Made Siaka, M.Sc(Hons).

Analitik Kualitatif Analitik Kuantitatif

(Apa?): Jenis / (Berapa?) : jumlah/

Komponen Perb.relatif

KIMIA ANALITIK

Kimia Analitik Kualitatif adalah:

• Cabang Kimia Analitik yang mempelajari pemisahan suatu zat menjadi komponen-komponennya serta identifikasi komponen tersebut

Analisis Kualitatif dapat dilakukan terhadap:• Zat organik• Zat anorganik

• Metode kimia (non instrumental)

Bahan (analit) + Pereaksi kimia (reagen)

Senyawa baru

Identifikasi / dipisahkan dg

+ pereaksi spesifik dan / selektif

Metode untuk pemisahan & identifikasi

Syarat reaksi untuk reaksi kualitatif:

1. Spesifik; khas untuk bahan tertentu

2. Sensitif; mampu menunjukkan analit yg

hanya sedikit

3. Selektif; reaksi terjadi pada sekelompok

analit tertentu yg berbeda-beda

Sekala analisis :1. Makro : 0,5 – 1 g (± 20 mL)2. Semi-mikro : 0,05 - 0,1 g (± 1 mL)3. Mikro: beberapa µg (0,1 mL)

4. Ultramikro: ~ 1 µg

5. Submikrogram: ~ 0,01 µg

• Keuntungan analisis semi-mikro :* Murah* Cepat* Pemisahan lebih cepat dan tegas* H2S yg diperlukan lebih sedikit

Tes untuk analisis kualitatif :

1. Reaksi kering → untuk zat padat

2. Reaksi basah → untuk zat cair / larutan

I. Cara Kering3. Pemanasan

Bahan padat → dipanaskan → sublimasi, meleleh, terurai, perubahan warna, terbentuk gas dg sifat yg khas

2. Uji pipa tiup

3. Uji nyala

4. Uji mutiara boraks

Nyala oksidasi

Nyala bunsen

Kawat Pt

Na2B4O7.10H2O

celupkan

(boraks)

mutiara boraks

Celupkan ke serbuk zat

Bahannyala khas dari zat pengoksidasi

Senyawa logamwarna nyala khas

dibakar sampai membara

Selanjutnya mutiara boraks dibasahi dan dicelupkan ke serbuk zat uji

Amati warna nyala jika dipanaskan dg nyala reduksi, kemudian panaskan dengan nyala oksidasi dan amati warnanya

Zat uji

Bunsen

5. Uji mutiara fosfat

sama dengan uji di atas, hanya memakai Na(NH4)HPO4.4H2O sebagai mutiara

6. Uji mutiara natrium karbonat

* Na2CO3 pd cincin kawat Pt dipanaskan dg Bunsen hingga terbentuk mutiara

* Mutiara yg terbentuk dibasahi, dicelupkan dlm senyawa Mn, lalu panaskan pd nyala oksidasi akan terbentuk mutiara hijau Na-manganat

Struktur Nyala Api Bunsen

Zona oksidasi atas

Zona reduksi atas

Nyala paling panas

Zona reduksi bawah

Zona oksidasi bawah

zona suhu rendah

II. Reaksi basah (paling banyak dilakukan)• Zat berada dalam bentuk larutan• Reaksi ditandai dengan :

1. terbentuk endapan

2. terbentuk gas

3. terjadi perubahan warna• Pemahaman → perlu pegetahuan

penunjang dlm pemisahan & identifikasi kation / anion senyawa anorganik

Teori-teori yang Menunjang Pemisahan dan Identifikasi Kation-Anion

Reaksi Elektrolit dan Kesetimbangan Ion

Hasil Kali Kelarutan

Hasil Kali Ion-ion Air dan Buffer

Hidrolisis Garam

• Reaksi Disosiasi• proses reversibel dengan derajat disosiasi

yang berbeda yang bervariasi sesuai dengan tingkat pengenceran

• Disosiasi = Ionisasi• Terjadi pada larutan elektrolit

– Derajat disosiasi (α) : kekuatan ion = % ionisasi

[ion] pada kesetimbangan % ionisasi = ─────────────────────

[semula]

Reaksi Elektrolit dan Kesetimbangan Ion

Elektrolit Kuat Lemah

(disosiasi sempurna) (disosiasi sebagian)

HCl H+ + Cl- CH3COOH CH3COO- + H+

NaOH Na+ + OH- NH4OH NH4+ + OH-

NaCl Na+ + Cl-

α = 1 → (C mol/L) α < 1 → C (1- α) α mempunyai harga 0 – 1 (0 – 100%)

• Larutan elektrolit: larutan yang mengandung zat-zat yang

dapat menghantar arus listrik (asam, basa, dan garam)

• Disosiasi beberapa garam :

NaCl Na+ + Cl- (2 ion)

MgSO4 Mg2+ + SO42- (2

ion)

CaCl2 Ca2+ + 2Cl- (3 ion)

Na2SO4 2Na+ + SO42- (3 ion)

• Jumlah ion / partikel yang dihasilkan dalam diosiasi dapat dibuktikan dengan sifat koligatif larutan seperti: ∆Tb & ∆Td

•Disosiasi Asam-asam poliprotik

Contoh: H2S H+ + HS-

HS- H+ + S2-

Ka1 >>> Ka2, maka [S2-] sangat kecil. Selanjutnya:

Bila [H+] = [HS-], maka [H2S] = 0,1 M

Ka1[H+][HS-]

=[H2S]

8,73 x 10-7=

Ka2

[H+][S2-]

[HS-]= 3,63 x 10-12=

Larutan jenuh H2S = 0,1 M, hitung [HS-] dan [S2-]

• [HS-]= Ka1[H2S] = 8,73 x 10-7 x 0,1 =2,95 x 10-4 M

• [S2-] = Ka2 = Ka2 = 3,63 x 10-12M

•Selanjutnya, Ka1 x Ka2 = x

8,73 x 10-7 x 3,63 x 10-12 =

[S2-] =

Persamaan terakhir: [S2-] berbading terbalik dg kuadrat [H+]

Berarti: dg mengatur ion H+ (dg asam/basa), maka [S2-] dpt diatur. Prinsip ini digunakan dlm pemisahan kation gol II & III

[HS-]

[H2S][H+][HS-]

[H2S]

[H+][S2-]

[HS-]

[H+]2 [S2-]

[H2S]

3,17 x 10-

18

[H+]2

•Reaksi Asosiasi• rekasi kebalikan dari reaksi disosiasi • reaksi penggabungan ion-ion atau

ion molekul menjadi suatu senyawa• dapat disebut sebagai reaksi ion

Contoh:

Cl- + Ag+ → AgCl

Bukannya: KCl + AgNO3 → AgCl + KNO3 atau

NaCl + CH3COOAg → AgCl + CH3COONa

• Reaksi ion dapat dikatakan sempurna apabila terbentuk:

• endapan, • gas, atau • elektrolit lemah seperti:

• asam lemah, • basa lemah, dan • air

• contoh :– Ba2+ + SO4

2- → BaSO4 (endapan garam sukar larut)

– 2H+ + S2- → H2S (gas kurang larut, elektrolit lemah)

– H+ + OH- → H2O (air, elektrolit lemah)

– Cu2+ + 2OH- → Cu(OH)2 (basa lemah, kurang larut)

•KESETIMBANGAN ION

• Kecepatan proses pembentukan produk (→) dan pembentukan reaktan (←) sama

• Sehingga [R] maupun [P] tidak berubah dengan waktu

[R] mol/L

Waktu

Produk

Reaktan

Setimbang

AH H+ + A-V1

V2

V1 = V2

Tetapan Kesetimbangan Ionisasi Asam-Basa

– CH3COOH H+ + CH3COO-

•tetapan kesetimbangannya (Ka) sebagai berikut:

[CH3COO-][H+]

Ka = ─────────── = 1,75 x 10-5, 25oC

[CH3COOH]

Ka asam [H+]

• Cara yang sama untuk basa• NH4OH(aq) NH4

+(aq) + OH-

(aq)

[NH4+][OH-]

Kb = ───────── = 1,79 x 10-5 [NH4OH]

• Kb =tetapan kesetimbangan ionisasi basa.

• Secara umum, BOH, mengalami ionisasi sebagai berikut:

BOH B+ + OH-

[B+][OH-]Kb = ─────── [BOH]

• Eksponen Kb disebut pKb, dihitung sbb:• pKb = -log Kb = log 1/Kb

• pKb akan berguna bila berhubungan dengan eksponen ion hydrogen atau pH

• Hubungan Ka dg α HA H+ + A-

• Bila [HA]awal = C mol/L; [H+] = [A-] = α C mol/L; [HA]akhir = (1 – α) mol/L

α2 C α2 Ka = ──── = ──── Juga untuk basa :

1 – α V(1 – α)

α2 C α2 Kb = ──── = ────

1 – α V(1 – α)

• Persamaan ini disebut hukum pengenceran Ostwald

• Konsentrasi lebih tepat menggunakan istilah aktivitas (a), dan ini berlaku untuk larutan encer maupun pekat

aA = fA x [A] dimana: fA = koefisien aktivitas

• Fungsi dalam kesetimbangan:

pA + qB rC + sD

aCr x aD

s (fC[C])r x (fD[D])s fCr x fD

s [C]r [D]s

K = ───── = ────────── = ───── x ─────

aAp x aB

q (fA[A])p x (fB[B])q fAp x fB

q [A]p [B]q

Aktivitas dan Koefisien Aktivitas

I = ½ΣCi Zi2

Ci = Konsentrasi komponen ke I

Zi2 = muatannya

•Contoh: HNO3 0,1 M dan Ba(NO3)2 0,2 M

– CH+ = 0,1 M - ZH+ = 1

– CBa2+ = 0,2 M - ZBa2+ = 2– CNO3

- = 0,3 M - ZNO3- = 1

I = ½{CH+(ZH+)2 + CBa2+(ZBa2+)2 + CNO3-(ZNO3

-)2}•I = ½ (0,1 x 1 + 0,2 x 4 + 0,3 x 1) = 0,6

•Kekuatan Ion (I )

• Keterangan:e : muatan elektron; N : tetapan Avogadro

R : tetapan kecepatan gas; ρo : densitas pelarut

ε : tetapan pengisolasi pelarut; T : temperatur mutlak• Dengan memasukkan tetapan dan besaran fisika

untuk larutan encer pada T = 298 K, persamaan menjadi:

• Hubungan aktivitas (a) dengan I

Log fi = - 0,43 e3 N22π ρo

1000 R3 ε3 T3

x Zi2 √I

Log fi = -0,509 Zi2√I

Untuk koefisien rata-rata dari suatu garamLog fi =-0,509 Z+Z-√I

Z+ & Z- muatan kation & anion

Hasil Kali Kelarutan (Ksp)

Larutan ion lewat jenuh

Kristalisasi segera terjadi setelah ditambah sebutir kristal Na-asetat

• Endapan terbentuk bila larutan lewat jenuh dg zat tertentu

• Analisis anorganik kualitatif melibatkan pembentukan berbagai endapan

• Endapan = fasa padat dlm suatu larutan• Endapan :

• Kristal• koloid

• Endapan & larutan terjadi kesetimbangan:

• Kelarutan (S) = – konsentrasi molar larutan jenuh

Dpt dipindahkan dg cara :

penyaringan, centrifuge

AB AB A+ + B-

• Kelarutan bergantung pada:• Temperatur (sangat penting)• Tekanan (sedikit penting)• Konsentrasi zat lain dlm larutan tsb (ion sejenis & ion asing)• Komposisi pelarut

• Pengaruh T terhadap S (>>T → S>>, kecuali bbp kasus, spt CaSO4, merupakan kebalikannya) dipakai dasar pemisahan, spt: pemisahan Pb dari Hg(I) dan Ag dg penambahan Cl- dan endapan yg terbentuk dipisahkan berdasarkan perbedaan temperatur

• Komposisi pelarut juga sangat penting (dlm ekstraksi pelarut)

Penentuan harga Ksp•Misal endapan AgCl berada dlm kestb.

AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)

[Ag+][Cl-]

K = [AgCl]

K x [AgCl] = Ksp

Ksp = [Ag+][Cl-]

Rumus umum Ksp untuk larutan jenuh elektrolit:

AaBb aAm+ + bBn-

Ksp = [Am+]a [Bn-]b

• Kegunaan mempelajari Hasil kali kelarutan:• Meramalkan apakah suatu ion dpt mengendap• Memilih ion tertentu dlm campuran untuk diendapkan

(proses pemisahan)• Mengetahui hubungan kelarutan terhadap pengaruh

ion sejenis maupun ion asing (juga untuk tujuan pemisahan)

• Untuk menjelaskan pengaruh ion tsb, maka hubungan Ksp harus diungkapkan sebagai aktivitas.

• Misalnya : AaBb aAm+ + bBn-

Ksp = (aAm+)a x (aBn-)b = faAm+ fbBn- x [Am+]a [Bn-]b

f = koefisien aktivitas; a = aktivitas

• fAm+ fBn- bergantung pd konsentrasi seluruh ion (ion sejenis dan ion asing) dlm larutan. >>> total [ion] >>> kekuatan ion, akibatnya <<<< f-nya

• Krn Ksp harus tetap, maka konsentrasi [Am+] & [Bn-] harus meningkat untuk mengimbangi penurunan f-nya, sehingga S >>>

• Pemakaian Perumusan Hasil Kali Kelarutan

• Ksp ternyata suatu nilai akhir dari perkalian semua ion produk saat kstb telah tercapai dari garam sukar larut.

• Bila perkalian ion berbeda dg harga Ksp, sistem akan mengatur diri sedemikian rupa shg perkalian ion = Ksp tsb.

• Hal ini akan ada 2 kemungkinan:• Hasil kali ion > Ksp membentuk endapan• Hasil kali ion < Ksp melarutnya endapan

Pengendapan Sulfida

• Jika H2S dialirkan dlm suatu larutan yg mengandung ion-ion logam, maka ion-ion tsb mengendap sbg logam sulfida.

• Endapan dpt terbentuk bila hasil kali ion S2- dg Mx+ > Ksp masing-masing logam sulfida.

• [ion logam] berkisar 1 – 10-3 M, sedangkan [S2-] bervariasi dan dpt dg mudah dipilih dg mengatur pH larutan

• H2S adalah asam lemah dg 2 tahap disosiasi:

[H+][HS-]H2S H++HS- Ka1= = 9,1 x 10-8

[H2S]

[H+][S2-]H2S H++HS- Ka2= = 1,2 x 10-15

[HS-]

[H+]2 [S2-] Ka1x Ka2 = = 1,09 x 10-22 ≈ 10-22

[H2S]

• Pada T = 25oC, P = 1 atm, larutan jenuh H2S ≈ 0,1 M

• Krn asam lemah, maka disosiasi H2S dpt diabaikan dan nilai [H2S] = 0,1 M yg kemudian masuk pd pers. di atas

[H+]2 [S2-] = 10-22

0.1

10-23

[S2-] = ………………. (1) [H+]2

• Persamaan tersebut menunjukkan hubungan antara ion hidrogen dan ion sulfida

• Dg kata lain: konsentrasi ion sulfida berbanding terbalik dg kuadrat ion hidrogen

• Bila [H+] = 1 M, maka [S2-] tidak lebih dari 10-23 M hanya sebagian besar yg sukar larut mengendap

• Bila [H+] = 10-7 M, maka [S2-] meningkat sampai 10-9 M memungkinkan pengendapan logam-logam sulfida dg Ksp-nya lebih tinggi

• Persamaan (1) dpt ditulis dg istilah eksponen ion sulfida (pS), analog dg pH

pS = - log [S-2], sehingga:

pS = 23 – 2pH• Persamaan tsb lebih tepat berlaku pada pH 0

– 8; karena pH > 8, disosiasi H2S tidak dapat lagi diabaikan.

Pengendapan Logam HidroksidaPrinsip Ksp juga dpt diterapkan pd pengendapan

logam hidroksida Pengendapan akan terjadi bila [Mx+] x [OH-] > Ksp

pH sangat berperan dlm pembentukan endapan logam hidroksida.

Dg prinsip Ksp, dpt dihitung pH minimum untuk mengendapkan suatu logam hidroksida

Ion-ion Fe3+, Ni2+, & Zn2+dpt dipisahkan sbg hidroksida hanya dengan mengatur pH pada saat memilih ion yg akan diendapkan

Contoh: pada pH 4, maka Fe(OH)3 terendapkan

pada penambahan OH berlebih dg pH 12-13 , maka Ni(OH)2 mengendap, sedangkan Zn(OH)2 terlarut kembali. Dengan menyaring setiap endapan yg diperoleh, maka ke 3 ion tsb dpt dipisahkan.

Kelarutan Garam-garam Sukar Larut dari Asam Lemah dan Asam Mineral Kuat

Penambahan asam kuat pada garam sukar larut (garam berasal dari asam lemah) dapat meningkatkan kelarutan

Sebagai contoh kelarutan CaC2O4 dlm HCl. Reaksi terjadi sbb:

CaC2O4 Ca2+ + C2O42- …..(1)

C2O42- + H+ H(COO)2

- ………..(2)

H(COO)2- + H+ (COOH)2 .......(3)

• Persamaan (1) adalah sbg• Ksp = [Ca2+][C2O4

2-] = 2,6 x 10-9

• Sedangkan (2) & (3) sbg kstb asam:

[H+][C2O42-]

Ka2 = = 5,4 x 10-5

[H2C2O4]

[H+][HC2O4-]

Ka1 = = 2,4 x 10-2

[H2C2O4]

Jika ion H+ >>> ion C2O42-<<< CaC2O4 melarut

kembali

Pengendapan BertingkatPrinsip Ksp juga dipakai pada pemilihan

indikator dalam titrasi pengendapan garam sukar larut

Misalnya titrasi Cl dg Ag secara Mohr yg menggunakan indikator Cr2O4

2-

Terbentuk 2 garam sukar larut: AgCl & Ag2Cr2O4 dg harga Ksp berbeda jauh

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

Ksp (Ag2Cr2O4) = [Ag+]2[Cr2O42-] = 2,4 x 10-12

• Untuk memperoleh pengendapan yg bertingkat maka perbedaan konsentrasi ion Cl dan ion kromat dihitung sbb:

[Cl-] (1,5 x 10-10)2 1 = =

[Cr2O42-] (2,4 x 10-12) 1,1 x 108

Contoh Larutan NaCl 0,1 M yang mengandung kalium kromat 0,002 M

dititrasi dengan perak nitrat, maka konsentrasi ion Cl pada saat perak kromat mulai mengendap dihitung sbb:

1 2x10-3

[Cl] = [Cr2O42-] = = 4,6 x 10-6 M

1,1 x 108 1,1 x 108

• Air murni terionisasi sangat sedikit (daya hantar

sangat kecil) H2O H+ + OH-

[H+][OH-]K =

[H2O]

• Secara eksperimen harga K air = 1,82 x 10-16 pada 25oC.• Hal ini menunjukkan α dapat diabaikan, shg air praktis tidak

berdisosiasi.

[H2O] = 1000/18 = 55,6 mol/L

HASIL KALI ION-ION AIR

• Karena [H2O] tetap maka:

K [H2O] = [H+][OH-]

Kw = [H+][OH-] = 1,82 x 10-16 x 55,6

= 1,01 x 10-14 pada 25oC• Kw = Hasil Kali Ion-ion air

• Kw = 10-14 pada suhu kamar

• Harga Kw ini sbg dasar perhitungan konsentrai ion H+ atau OH- dalam larutan asam maupun basa dalam air

• Dalam larutan netral :

[H+] = [OH-] = Kw = 10-7

• Bila [H+] > [OH-] dlm larutan, [H+] < 10-7

• Bila [H+] < [OH-] dlm larutan, [H+] > 10-7

Keasaman atau kebasaan dpt diungkapkan dg batasan kuantitatif yaitu: [H+]

[H+] berkisar 0 – 14 dlm larutan berair (berkaitan dg analisis kimia)

Eksponen Ion Hidrogen (pH)• pH adalah negatif logaritme konsentrasi ion

hidrogen

pH = - log [H+] = log 1/ [H+]

atau [H+] = 10pH

Contoh: [HA] = 1 M (asam kuat)

[H+] = 1 M pH = - log 1 = 0

[BOH] = 1 M (basa kuat)

[OH-] = 1 M pOH = - log 1 = 0

pH + pOH = 14 pH = 14 – 0 = 14

LARUTAN BUFER

Larutan Buffer adalah:

• Suatu larutan yang dapat menahan perubahan pH bila sejumlah kecil asam atau basa ditambahkan ke dalam larutan tersebut.• Suatu larutan yang terdiri dari asam atau basa lemah dengan garamnya.

• Larutan Buffer: Larutan buffer asam (pH < 7)

• Mengandung asam lemah (HA) dan basa konjugasinya (A-)

• Contoh:

1. CH3COOH dan CH3COONa atau

CH3COOH dan CH3COO-

2. H2CO3 + NaHCO3 (komponen buffernya: H2CO3

dan HCO3-)

3. NaH2PO4 + Na2HPO4 (komponen buffernya: H2PO4

- dan HPO42-)

Larutan buffer basa (pH > 7)*Mengandung basa lemah (BOH) dan asam konjugasinya (B+).

Contoh:

larutan NH3 + NH4+

(komponen buffer: NH3 dan NH4

+)

• pH larutan ditentukan oleh konsentrasi ion H+

dan OH-.

• Penambahan asam atau basa dapat

mempengaruhi pH larutan.

• Pada kenyataannya, tidak dapat mempengaruhi

secara penuh.

• Ternyata, secara prinsip kerja larutan buffer

dapat memperkecil jumlah ion H+ atau ion OH-

yang ditambahkan.

Penambahan asam (H+ )/basa (OH-)

Yang terjadi pada buffer asam:CH3COO- + H+ CH3COOH

CH3COOH + OH- CH3COO- + H2O

Yang terjadi pada buffer basa:

NH3 + H+ NH4+

NH4+ + OH- NH3 + H2O

1.Larutan Buffer Asam

][

][][

3

3

COOCH

COOHCHKH a

][

]][[

3

3

COOHCH

HCOOCHKa

larutan) Volume(V][

v

vg

a

aKH

][g

aKH a

log log -

log- pH

g

aK

)g

a(K

a

a

logg

apKpH a a = total asam ;

g = total garam

2. Larutan Buffer Basa

][g

bKOH b

)()(4)(4

)()(4)(2)(3

aqaqaq

aqaqlaq

ClNHClNH

OHNHOHNH

g

blog-pKbpOH dan

1.Tentukan pH larutan buffer yang terbuat dari campuran 50 ml CH3COOH 0.1 M dengan 50 ml NaCH3COO 0.1 M. Ka

CH3COOH = 1.8 x 10-5

• Jawab:

Mol CH3COOH = 50 mL x 0.1 mmol/mL

= 5 mmol

Mol NaCH3COO = 50 mL x 0.1 mmol/mL

= 5 mmol

Mol [CH3COOH] = mol [CH3COO-]

pH = pKa - log

= -log 1.8 x 10-5

= 4.75

2. Larutan 100 mL ( NH4 )2SO4 0.1 M

ditambahkan ke dalam 100 mL larutan NH3 0.1 M. Tentukan pH larutan

tersebut

5 mmol5 mmol

Mol NH3 = 100mL x 0.1 mmol/mL= 10 mmol

mol( NH4 )2SO4 = 100 mL x 0.1 mmol/mL= 10 mmol

Mol ion NH4+ = 2 x 10 mmol

= 20 mmol[OH-] = Kb x b/g

= 1.8 x 10-5 x 10/20= 9 x 10-6

pOH = -log 9 x 10-6

= 6 – log 9

Shg: pH = 14 – (6 – log 9)= 8 + log 9= 8.95

•Hidrolisis Garam• Peruraian garam oleh air yg menyebabkan

ion H+ / OH- tetap berada dlm larutan secara berlebih, shg larutannya bersifat asam atau basa

• Ada 4 katagori garam sesuai sifatnya:– Garam dari asam & basa kuat, NaCl– Garam dari asam lemah-basa kuat,

CH3COONa

– Garam dari asam kuat-basa lemah, NH4Cl

– Garam dari asam & basa lemah, NH4CN

• Garam dari asam & basa kuat, larutannya bersifat netral, karena [H+] = [OH-]

• Garam dari asam lemah-basa kuat, menghasilkan larutan yang bersifat basa. CH3COONa → CH3COO- + Na+

H2O H+ + OH- memberi sifat basa

CH3COO- + H+ CH3COOHpH > 7• Secara umum : A- + H2O HA +

OH-

• Kh = ; Kh = tetapan hidrolisis

[HA] [OH]

[A]

• Garam dari asam kuat-basa lemah• Cara yang sama dg garam di atas:

MA → M+ + A-

H2O OH- + H+ memberi sifat asam

M+ + OH- MOH atau

M+ + H2O MOH + H+

pH < 7

Kh = ; Kh = tetapan hidrolisis[MOH] [H+]

[M+]

• Garam dari asam lemah-basa lemah

MA → M+ + A-

M+ + H2O MOH + H+

A- + H2O HA + OH-

H+ + OH- H2O

• pH larutan bergantung pada Ka atau Kb

• Shg ada 3 kemungkinan harga pH:• Jika Ka > Kb, [H+] > [OH-] → pH < 7 (bersifat asam)

• Jika Ka < Kb, [H+] < [OH-] → pH > 7 (bersifat basa)

• Jika Ka = Kb, [H+] = [OH-] → pH = 7 (bersifat netral)

• Tetapan (Kh) dan derajat hidrolisis (x)

[H+] [OH-] = Kw; untuk asam lemah:

Ka = , = Kh =

• Jika x (derajat hidrolisis) sebagai fraksi mol dan C adalah konsentrasi spesies, maka:

[OH-] = x C ; [HA] = x C ; [A-] = C - x C = C (1- x )

Kh = ; x = - + +

Jika x kecil (2-5%), maka persamaan: x = Kh/C

[H+] [A-]

[HA]

Kw

Ka

[HA] [OH-]

[A-]

C x2

1 - xKh

2C

Kh2 Kh

4C2 C

• Menghitung [H+] larutan dari C mol/L[A-] = C; maka

Kh =[OH-]2 / C selanjutnya:

[H+] = = 10-7

• Maka pH = 7 + ½ pKa + ½ log C

• Cara sama untuk garam asam kuat-basa lemah; Kh = Kw/Kb

• [H+] = = 10-7

pH = 7 - ½ pKa - ½ log C

Kw Ka

C

Ka

C

Kb

Kw C Ka

Kb

• Garam dari asam lemah-basa lemah

M++ A- + 2H2O MOH + HA + H+ + OH-

Kh = =

Selanjutnya dihitung ion H+ dg rumus :

[H+] = Kw

[MOH] [HA] [H+] [OH-]

[M+] [A-]

Kw

Ka Kb

Ka

Kb