Jika x + y = n jumlah ion yang dihasilkan untuk setiap 1 mol zat maka, jumlah partikel dalam larutan elektrolit = a {1 + n - 1 α }.
Sebelumnya telah disebutkan bahwa besarnya penurunan titik beku larutan sangat tergantung dengan jumlah partikel terlarut dalam larutan sehingga:
perbandingan penurunan titik beku larutan non elektrolit dengan larutan elektrolit juga sebanding dengan jumlah partikelnya.
non elektrolit
teo a
1 = 1 i =
=
elektrolit
obs a { 1 + n - 1 α} 1 + n - 1 α
Hal ini berarti: i = 1 + n-1 α dan α = i – 1 n – 1.
Berdasarkan persamaan di atas, maka harga α dari zat elektrolit dapat diketahui asalkan harga i dari larutan diketahui.
2.4. Penentuan Harga α Berdasarkan Daya Hantar Larutan.
Seperti telah disebutkan terdahulu bahwasanya besarnya daya hantar listrik suatu larutan berbanding lurus dengan konsentrasi ion dalam larutannya. Hal ini
disebabkan oleh fakta bahwa arus listrik dibawa oleh ion-ion yang terdapat di dalam larutan. Besarnya konsentrasi ion dalam larutan ditentukan oleh besarnya derajat
dissosiasi zat terlarut. Daya hantar listrik atau konduktivitas adalah suatu besaran hasil turunan
karena tidak dapat diukur secara langsung. Untuk mengetahui besarnya konduktivitas kita harus mengukur resistansi spesifik. Kebalikan resistansi spesifik disebut
konduktans spesifik dengan satuan: Ω Қ
-1
cm
-1
. Konduktans molar adalah konduktans larutan yang mengandung 1 mol zat terlarut antara 2 elektroda yang
besarnya tak terhingga dan jaraknya 1 cm satu dengan yang lainnya, sehingga berlaku: Қ
A: konduktans molar A = V =
Қ C:Konsentrasi larutan M
C V: Vol. larutan ml
8
Menurut Kohlrausch, konduktivitas akan naik jika larutan tersebut diencerkan, dan akhirnya akan mancapai harga batas pada larutan yang sangat encer. Harga batas
konduktivitas biasanya dinyatakan sebagai: A
o
, sedangkan konduktivitas pada konsentrasi tertentu dinyatakan : A
c
. Besarnya derajat dissosiasi dapat menyatakan perbandingan antara kondukvitas larutan pada konsentrasi tertentu dengan harga batas
konduktivitas: A
c
α = A
o
Konduktans suatu larutan dipengaruhi oleh temperatur, makin tinggi temperatur akan makin naik harga konduktivitas larutan.
2.5. Kesetimbangan Kimia
Suatu fakta penting yang harus selalu diingat, bahwa reaksi kimia di alam adalah merupakan suatu reaksi yang dapat balik reversibel. Menurut Gulberg-Waage
dalam reaksi reversibel, pada saat tertentu akan mencapai suatu sistem kesetimbangan yang berarti secara mikro bereaksinya reaktans dan bereaksinya kembali zat hasil
menjadi reaktans memiliki laju reaksi yang sama besar. Artinya banyaknya zat reaktans yang bereaksi saat tersebut akan sama banyak dengan zat reaktans yang
terbentuk kembali. A + B
C + D Laju reaksi antara A dan B dapat dirumuskan : v
1
= k
1
x [A] x [B] Laju reaksi antara C dan D dapat dirumuskan : v
2
= k
2
x [C] x [D] Pada kesetimbangan tercapai dapat dinyatakan bahwa; v
1
= v
2
sehingga: k
1
x [A] x [B] = k
2
x [C] x [D] k
1
[C] x [D] = K =
K = tetapan kesetimbangan k
2
[A] x [B] fungsi temperatur
Secara umum untuk reaksi reversibel:
9
a A + b B + c C + .... p D + q E + r F + .... berlaku:
[D]
p
x [E]
q
x [F]
r
x ... K
= [A]
a
x [B]
b
x [C]
c
x .. bilangan: a, b, c, p, q, r merupakan bilangan stoikhiometri dari reaksi.
Berdasarkan hal di atas dapat dinyatakan; bila suatu reaksi reversibel telah mencapai kesetimbangan maka, hasil kali konsentrasi spesies ruas kanan dibagi
hasil kali konsentrasi spesies di ruas kiri masing-masing dipangkatkan dengan bilangan stokhiometrinya pada temperatur yang tetap harganya adalah
konstan.{Hukum aksi massa}.
Larutan elektrolit lemah, berarti hanya sebagian zat terlarut yang terdissosiasi, maka saat tertentu akan berada dalam keadaan setimbang, yang berarti dapat
diberlakukan hukum aksi massa tersebut. Sebaliknya hukum aksi massa tidak dapat diberlakukan untuk elektrolit kuat karena zat terlarut hampir sempurna mengalami
dissosiasi yang berarti hasil kali konsentrasi spesies di ruas kiri hasil kali konsentrasi spesies di ruas kanan, dan berakibat harga perbandingannya menjadi besar
sampai tak terhingga. Misal: Sistem kesetimbangan untuk asam lemah monoprotik monofungsional.
HA aq H
+
aq + A
-
aq m : a
- -
diss. : a α a α
a α stb. : a - a α
a α a α
[H
+
] x [A
-
] a α x a α
a α
2
K
a
= =
= [HA] a - a α
1 - α
a = konsentrasi awal dari asam lemah dalam satuan molar = nV, sehingga rumusan di atas menjadi:
n x α
2
K
a
x V x 1 - α K
a
= atau: α
2
=
10
V x 1 - α n
Dari rumusan di atas dapat dinyatakan jika V diperbesar akan memperbesar : α . Rumusan di atas biasa dikenal dengan hukum pengenceran Ostwald.
Analog untuk larutan basa lemah monofungsional. Untuk larutan yang pekat rumusan di atas ternyata tidak dapat dipergunakan
karena memberikan hasil yang tidak akurat. Berkenaan dengan hal tersebut G. N. Lewis memperkenalkan suatu besaran termodinamika baru yang disebutnya sebagai:
keaktifan sebagai pengganti besaran konsentrasi tetapi mempunyai dimensi yang sama. Keaktifan a dari suatu spesies A dapat dinyatakan sebagai hasil kali antara
konsentrasi dengan koefisien aktivitas spesies, berarti : a
A
= [A] x f
A
, dimana f :koefisien aktivitas.
Untuk sistem kesetimbangan: aA + b B cC + d D berlaku:
a
C
x a
D
f
C
[C] x f
D
[D] f
C
x f
D
[C] x [D] K =
= =
x a
A
x a
B
f
A
[A] x f
B
[B] f
A
x f
B
[A] x [B] Untuk larutan encer besarnya koefisen aktivitas dianggap : 1, sehingga aktivitas =
konsentrasi dalam satuan molar. Konsep aktivitas ini merupakan besaran termodinamik, dan dalam konsep
termodinamik modern maka persamaan kesetimbangan untuk suatu elektrolit biner misalnya, adalah sebagai berikut:
AB aq A
+
aq + B
-
aq a
A +
x a
B -
K
term.
= K
term.
merupakan tetapan kesetimbangan sesungguhnya. a
AB
Padahal: a
A +
= f
a
x [A
+
] ; a
B -
= f
B
x [B
-
] ; a
AB
= f
AB
x [AB], maka: [A
+
] x [B
-
] f
A +
x f
B -
K
term.
= x
[AB] f
AB
Koefisien aktivitas merupakan fungsi dari konsentrasi, untuk ion-ion juga merupakan fungsi dari valensi ion. Untuk semua larutan encer yang mempunyai
11
kekuatan ion yang sama harganya sama. Menurut Lewis dan Randall, kekuatan ion dinyatakan sebagai: setengah dari jumlah hasil kali antara konsentrasi masing-masing
ion dengan kuadrat valensinya, secara matematis dapat diuliskan:
I = ½ Σ C
i
Z
i 2
C : konsentrasi dan Z : valensi ion
2.5.Teori asam- Basa
a. Teori Svanthe Arrhenius: Asam adalah suatu zat jika dilarutkan ke dalam air akan membebaskanmenghasilkan ion H
+
, sedangkan basa adalah suatu zat yang jika dilarutkan ke dalam air akan memnbebaskanmenghasilkan ion OH
-
. Contoh asam:
HCl aq H
+
aq + Cl
-
aq HNO
3
aq H
+
aq + NO
3 -
aq H
2
SO
4
aq 2 H
+
aq + SO
4 2-
aq Contoh basa:
NaOH aq Na
+
aq + OH
-
aq KOH aq
K
+
aq + OH
-
aq NH
4
OH aq NH
4 +
aq + OH
-
aq BaOH
2
aq Ba
2+
aq + 2 OH
-
aq b. Teori Bronsted- Lowry: asam adalah suatu zat yang dapat memberikan
proton H
+
atau proton donor, sedangkan basa adalah suatu zat yang dapat menerima proton H
+
atau proton akseptor. Teori ini mendasarkan bahwa tidak mungkin H
+
berada dalam keadaan bebas. Contoh :
HCl + H
2
O H
3
O
+
+ Cl
-
Asam
1
basa
2
asam
2
basa
1
H
2
O + NH
3
NH
4 +
+ OH
-
Asam
1
basa
2
asam
2
basa
1
Pasangan asam
1
– basa
1
dan asam
2
– basa
2
disebut sebagai pasangan asam- basa konjugasi.
12
c. Teori Lewis: asam ádalah suatu spesies yang dapat menerima pasangan elektron bebas, sedangkan basa adalah suatu spesies yang dapat memberikan pasangan
electrón bebas. Jika kedua spesies tersebut berikatan maka terbentuklah ikatan kovalen koordinasi.
Dalam bahasan lebih lanjut kita akan lebih banyak menganut teori asam-basa Arrhenius dan Bronsted-Lowry, yakni tinjauan tentang keadaan zat dalam bentuk
larutannya, khususnya sebagai larutan encer dan ideal. Dalam larutan asam maupun basa yang ditandai oleh adanya tranfer ion, maka larutan asam dan basa adalah
merupakan larutan elektrolit. Kekuatan sifat elektrolit asam dan basa ditentukan oleh kemampuan zat-zat
tersebut untuk melakukan transfer ion, artinya makin mudah zat tersebut melepasmenerima ion khususnya H
+
makin kuat sifat elektrolitnya. Berdasarkan hal tersebut maka bisa dibedakan adanya asambasa kuat, artinya zat ini akan
mengalami dissosiasi sempurna dan asambasa lemah yang berarti zat ini akan mengalami dissosiasi sebagian kecil saja.
Derajat atau keasaman suatu larutan dapat diukur dari besar kecilnya konsentrasi H
+
dalam larutan tersebut, yang berarti makin besar [H
+
] dalam larutan makin tinggi tingkat keasamannya, dan sebaliknya makin kecil [H
+
] juga makin rendak derajat keasaman larutan tersebut.
2.6. Teori Dissosiasi Air H
