MAKALAH KIMIA FARMASI DASAR LARUTAN
MAKALAH KIMIA FARMASI DASAR
LARUTAN
DISUSUN OLEH:
KELOMPOK 4
SITI DEWI NURYEMI (O1A114046)
SUCI RAHMAWATI PUTRI (O1A114055)
WA ODE ISTIQAMAH (O1A114062)
MUHAMMAD ULIL AMRI (O1A114076)
SUCI RIZKI DUMIARSIH (O1A114082)
JURUSAN FARMASI
FAKULTAS FARMASI
UNIVERSITAS HALU OLEO
KENDARI
2014
Kata Pengantar
Puji syukur kita panjatkan kehadirat Allah SWT, karena dengan rahmat dan
karunianya sehingga makalah Kimia Farmasi Dasar mengenai larutan ini dapat
diselesaikan. Makalah ini disusun dalam rangka memenuhi nilai tugas mata kuliah
Kimia Farmasi Dasar.
Pada kesempatan kali ini kami tidak lupa menyampaikan rasa syukur dan
terima kasih kepada pihak-pihak yang telah membantu selama penyusunan makalah
ini terutama untuk dosen Mata Kuliah Kimia Farmasi Dasar Ibu Wa Ode Sitti
Zubayydah
dan orang-orang yang telah banyak membantu dan memberikan
dukungan kepada kami.
Kami menyadari bahwa makalah ini masih memiliki kekurangan. Oleh
karena itu kritik dan saran dari pembaca yang bersifat memperbaiki, membangun,
dan mengembangkan makalah ini sangat kami harapkan.
Kami berharap makalah ini dapat berguna untuk para pembaca. Amin.
Kendari, September 2014
Penyusun
Daftar Isi
Kata Pengantar
Daftar Isi
BAB I PENDAHULUAN
1.
Latar Belakang
2.
Rumusan Masalah
3.
Tujuan
BAB II ISI
1. Sifat Dasar Larutan
2. Komposisi Larutan
3. Jenis-jenis Larutan
4. Macam-macam Larutan
5. Konsentrasi Larutan
6. Sifat Koligatif Larutan
BAB III PENUTUP
1. Kesimpulan
Daftar Pustaka
BAB I
PENDAHULUAN
1. Latar Belakang
Dalam kehidupan sehari-hari baik disadari maupun tidak, kita sangat
berkaitan dengan zat kimia yang memiliki berbagai macam bentuk. Salah satunya
yaitu dalam bentuk larutan yang akan dibahas lebih jauh dalam makalah ini.
Misalnya larutan asam sulfat encer (H2SO4) yang digunakan pada accumulator timbal
yang biasa digunakan sebagai aki pada mobil sehingga dapat menghantarkan listrik
dan menggerakkan mobil.
Demikian juga halnya dengan larutan-larutan lainnya, misalnya air suling,
larutan gula, asam asetat, amonia, asam sulfat, asam klorida, natrium klorida,
natrium hidroksida, dan masih banyak lagi. Secara garis besar larutan dibagi menjadi
dua yaitu larutan elektrolit dan larutan non-elektrolit. Larutan elektrolit dibagi lagi
menjadi dua yaitu elektrolit kuat dan elektroit lemah. Dan untuk selengkapnya akan
dibahas pada bab selanjutnya.
2. Rumusan Masalah
a)
Apa yang dimaksud larutan?
b)
Apa saja sifat-sifat dasar dari suatu larutan?
c)
Apa saja macam-macam serta jeni-jenis dari larutan?
d)
3.
Bagaimana sifat koligatif dari larutan?
Tujuan
Untuk menambah wawasan mengenai larutan, mulai dari sifat dasar, jenis-
jenis serta macamnya larutan dan apa saja sifat koligatif dari larutan tersebut.
BAB II
ISI
1. Sifat Dasar Larutan
Larutan didefinisikan sebagai campuran dua atau lebih zat yang membentuk
satu macam fasa (homogen) dan sifat kimia setiap zat yang membentuk larutan tidak
berubah. Disebut campuran karena susunannya atau komposisinya dapat berubah.
Disebut homogen karena susunanya begitu seragam sehingga tidak dapat diamati
adanya bagian-bagian yang berlainan, bahkan dengan mikroskop optis sekalipun.
Homogen juga dapat diartikan suatu kondisi dimana tidak ada kecenderungan zat-zat
dalam larutan terkonsentrasi pada bagian-bagian tertentu, melainkan menyebar
secara merata di seluruh campuran. Sifat-sifat fisika zat yang dicampurkan dapat
berubah atau tidak, tetapi sifat-sifat kimianya tidak berubah.
Fase larutan dapat berwujud gas, padat ataupun cair. Larutan gas misalnya
udara. Larutan padat misalnya perunggu, amalgam dan paduan logam yang lain.
Larutan cair misalnya air laut, larutan gula dalam air, dan lain-lain
Komponen larutan terdiri dari pelarut (solvent) dan zat terlarut (solute).
Pelarut adalah medium bagi zat terlarut yang dapat berperan serta dalam reaksi kimia
dalam larutan atau meninggalkan larutan karena pengendapan atau penguapan. Dan
uraian mengenai gejala ini memerlukan komposisi larutan. Sedangkan zat terlarut
adalah komponen dari larutan yang memiliki jumlah lebih sedikit dalam sistem
larutan. Selain ditentukan oleh kuantitas zat, istilah pelarut dan terlarut juga
ditentukan oleh sifat fisikanya (struktur). Pelarut memiliki struktur tidak berubah,
sedangkan zat terlarut dapat berubah. Contohnya yaitu dapat kita lihat pada larutan
garam. Di dalam larutan garam, air yang digunakan lebih banyak daripada garam,
sehingga air merupakan pelarutnya. Kemudian air sendiri bentuknya tidak berubah
(tetap cair) walaupun telah dicampur dengan garam yang berbentuk kristal.
Sebaliknya pada garam terjadi perubahan bentuk dimana sebelumnya berbentuk
kristal menjadi bentuk cair atau melarut dalam air, sehingga disebut zat terlarut.
Larutan sendiri dapat terjadi karena adanya gaya tarik-menarik antara molekulmolekul solven dan solute. Pada bagian ini yang dibahas adalah larutan cair. Pelarut
cair umumnya adalah air. Pelarut cair yang lain misalnya bensena, kloroform, eter,
dan alkohol.
2. Komposisi Larutan
Sebelumnya telah disebutkan bahwa komposisi larutan mempengaruhi
pengendapan dan penguapan suatu zat terlarut. Komposisi larutan adalah
perbandingan zat-zat di dalam campuran. Untuk menentukan komposisi larutan
digunakan istilah kadar dan konsentrasi. Kedua istilah ini menyatakan kuantitas zat
terlarut dengan satuan tertentu. Satuan yang digunakan untuk menyatakan kadar
larutan adalah persen berat (%b/b), persen volume (%V/V), dan bagian per sejuta
(bpj) atau ppm (part per million). Sedangkan satuan yang digunakan untuk
konsentrasi adalah molaritas, molalitas, dan fraksi mol yang akan dibahas pada poin
konsentrasi larutan.
2.1. Kadar Larutan
2.1.1. Persen Berat
Persen berat menyatakan fraksi berat zat terlarut terhadap berat
larutan dalam satuan persen. Persen berat biasa diterapkan dalam campuran
padat-cair atau padat-padat. Secara matematika, persen berat suatu zat
dirumuskan sebagai berikut.
2.1.2. Persen Volume
Persen volume menyatakan fraksi volume zat terlarut terhadap
volume larutan dalam satuan persen. Persen volume biasa diterapkan untuk
campuran cair-cair atau gas-cair. Secara matematik, persen volume suatu zat
dirumuskan sebagai berikut.
2.1.3. Bagian Per Sejuta (Bpj)
Untuk menyatakan kadar suatu zat yang kuantitasnya sangat sedikit,
biasanya diungkapkan dalam satuan bagian per sejuta (bpj) atau dalam
bahasa inggrisnya part per million (ppm). Ungkapan bpj suatu zat dinyatakan
dengan rumus:
3. Jenis-jenis Larutan
Larutan dapat diklasifikasikan misalnya berdasarkan fase zat terlarut dan
pelarutnya. Tabel berikut menunjukkan contoh-contoh larutan berdasarkan fase
komponen-komponennya.
Contoh larutan
Gas
Zat terlarut
Cairan
Udara (oksigen
Padatan
Bau suatu zat
padat yang timbul
Uap air di udara
Gas
dan gas-gas lain
dari larutnya
(kelembapan)
dalam nitrogen)
molekul padatan
tersebut di udara
Sukrosa (gula)
Pelaru
t
Cairan
Etanol dalam air;
dalam air;
Air terkarbonasi
campuran
natrium klorida
(karbon dioksida
berbagai
(garam dapur)
dalam air)
hidrokarbon
dalam air;
(minyak bumi)
amalgam emas
dalam raksa
Padatan
4. Macam-macam Larutan
Hidrogen larut
Air dalam arang
Aloi logam
dalam logam,
aktif; uap air
seperti baja dan
misalnya platina
dalam kayu
duralumin
4.1. Berdasarkan banyak sedikitnya zat terlarut, larutan dapat dibedakan
menjadi dua, yaitu:
4.1.1. Larutan Pekat
Larutan pekat yaitu larutan yang relatif mengandung lebih banyak
solute (zat telarut) dibanding solvent (zat pelarut) atau memiliki konsentrasi
yang lebih tinggi.
4.1.2. Larutan Encer
Larutan encer yaitu larutan yang relatif mengandung lebih sedikit
solute (zat telarut) dibanding solvent (zat pelarut) atau memiliki konsentrasi
yang lebih rendah.
4.2. Berdasarkan daya hantarnya, larutan dapat dibedakan menjadi dua,
yaitu:
4.2.1. Larutan Elektrolit
Larutan elektrolit yaitu larutan yang dapat menghantarkan arus listrik
jika larutan tersebut mengandung partikel-partikel yang bermuatan listrik
(ion-ion) dan bergerak bebas di dalam larutannya.
Larutan elektrolit dapat dibagi menjadi dua, yaitu larutan elektrolit
kuat dan larutan elektrolit lemah. Larutan elektrolit kuat yaitu larutan yang
terbentuk dari zat elektrolit yang terurai atau terionisasi sempurna (elektrolit
kuat). Sedangkan larutan elektrolit lemah yaitu larutan yang terbentuk dari
zat elektrolit yang tidak terurai atau terionisasi secara sempurna (elektrolit
lemah).
4.2.1.1. Elektrolit kuat
Elektrolit kuat memiliki ciri-ciri antara lain; dapat terionisasi
sempurna, dapat menghantarkan arus listrik, lampu menyala terang,
serta memiliki gelembung gas.
Pada asam-asam kuat seperti HCl, HNO3, dan H2SO4, gugus
sisa asamnya memiliki daya tarik relatif kuat terhadap pasangan
elektron ikatan sehingga hampir semua molekul asam dalam air
terionisasi. Dapat dikatakan bahwa asam-asam tersebut terionisasi
sempurna.
HCl(aq) → H+(aq) + Cl–(aq)
Larutan elektrolit kuat tidak hanya berupa asam-asam kuat
(H2SO4, HCl). Namun dapat juga berupa basa-basa kuat (NaOH,
Ba(OH)2), serta garam (NaCl, KCl).
4.2.1.2. Elektrolit Lemah
Elektrolit lemah memiliki ciri-ciri sebagai berikut; terionisasi
sebagian, dapat menghantarkan arus listrik, lampu menyala redup, dan
terdapat gelembung gas namun tidak sebanyak pada elektrolit kuat.
Pada asam-asam lemah seperti CH3COOH, H2S, HCN, dan
H2SO3, gugus sisa asamnya memiliki daya tarik kurang kuat sehingga
tidak semua molekul-molekul asam ini dalam air terionisasi, tetapi
hanya sebagian kecil. Sisanya tetap dalam bentuk molekulnya.
Tanda panah dua arah menunjukkan hanya sebagian kecil dari
asam asetat terurai menjadi ion-ionnya. Umumnya tetap sebagai
molekul.
Larutan elektrolit lemah biasanya berupa senyawa-senyawa
dari
asam
lemah
(HCN,
CH3COOH)
serta
basa
lemah
(NH4OH, Al(OH)3 ).
4.2.2. Larutan Non Eletrolit
Larutan
non
elektrolit
yaitu
larutan
yang
molekul-
molekulnya tidak terionisasi sehingga tidak ada ion-ion yang dapat
menghantarkan arus listrik.
Contohnya seperti larutan gula, larutan urea, larutan alkohol.
Zat non elektrolit dalam larutan, tidak terurai menjadi ion-ion tetapi
tetap berupa molekul.
Berikut tabel penjelasan mengenai larutan elektrolit dan larutan non
elektrolit:
Jenis Larutan
Elektrolit
Sifat dan Pengamatan Lain
terionisasi sempurna
Contoh Senyawa
NaCl, HCl,
Reaksi Ionisasi
NaCl Na+ + Cl-
menghantarkan arus listrik
NaOH,
NaOH Na+ + OH-
lampu menyala terang
terdapat gelembung gas
H2SO4,KCl
H2SO4 2 H+ + SO42KCl K+ + Cl-
Elektrolit
terionisasi sebagian
NH4OH,
NH4OH NH4+ + OH-
Lemah
menghantarkan arus listrik
HCN, Al(OH)3
HCN H+ + CN-
Kuat
lampu menyala redup
Al(OH)3 Al3+ + 3OH-
terdapat gelembung gas
Non
tidak terionisasi
C6H12O6,
C6H12O6,C12H22O11,
Elektrolit
C12H22O11,
tidak menghantarkan listrik CO(NH2)2 C2H5OH CO(NH2)2
lampu tidak menyala
tidak terdapat gelembung
C2H5OH
gas
4.3. Berdasarkan kejenuhannya, larutan dapat dibedakan menjadi:
4.3.1. Larutan Sangat Jenuh
Larutan sangat jenuh yaitu suatu larutan yang mengandung lebih
banyak solute (zat terlarut) daripada yang diperlukan untuk larutan jenuh.
Larutan tidak dapat lagi melarutkan zat terlarut sehingga terjadi endapan.
Larutan sangat jenuh terjadi apabila bila hasil kali konsentrasi ion > Ksp
sehingga menyebabkan pengendapan (kelewat jenuh).
4.3.2. Larutan Jenuh
Larutan jenuh yaitu suatu larutan yang partikel- partikelnya tepat
habis bereaksi dengan pereaksi (zat dengan konsentrasi maksimal). Larutan
jenuh terjadi apabila hasil konsentrasi ion = Ksp maka larutan tersebut tepat
jenuh.
4.3.3. Larutan Tak Jenuh
Larutan tak jenuh yaitu larutan yang mengandung solute (zat
terlarut) kurang dari yang diperlukan untuk membuat larutan jenuh. Larutan
ini partikel- partikelnya tidak tepat habis bereaksi dengan pereaksi (masih
bisa melarutkan zat). Larutan tak jenuh terjadi apabila bila hasil kali
konsentrasi ion < Ksp ( masih dapat larut).
4.4. Larutan Asam-Basa
4.4.1. Asam Basa Menurut Arhenius
Menurut Arrhenius, asam adalah zat yang bila dilarutkan di dalam air
meningkatkan konsentrasi ion H+(aq). Asam Arrhenius dirumuskan sebagai
HxZ, yang dalam air mengalami ionisasi sebagai berikut:
HxZ ⎯⎯→ x H+ + Zx-
Jumlah ion H+ yang dapat dihasilkan oleh 1 molekul asam disebut
valensi asam, sedangkan ion negatif yang terbentuk dari asam setelah
melepaskan ion H+ disebut ion sisa asam.
Berdasarkan valensinya, asam dibedakan atas:
Asam bervalensi satu, misalnya: HCl, HCN, HNO 3, CH3COOH, dan
lain-lain.
Asam bervalensi dua, misalnya: H2SO4, H2CrO4, H2CO3, dan lain-lain.
Asam bervalensi tiga, misalnya: H3PO4, H3AsO4, dan lain-lain.
Sifat-sifat asam diantaranya, yaitu di dalam air menghasilkan ion H+ ,
dapat mengubah warna kertas lakmus biru menjadi merah, larutannya dalam
air dapat menghantarkan arus listrik (larutan elektrolit), dan dapat
menyebabkan perkaratan pada logam (korosif).
Basa adalah zat yang bila dilarutkan di dalam air dapat meningkatkan
konsentrasi ion OH-(aq). Jadi, pembawa sifat basa adalah ion OH-.
Jumlah ion OH- yang dapat dihasilkan oleh satu molekul basa disebut
valensi atau martabat basa. Berdasarkan valensinya basa dibedakan atas:
Basa bervalensi satu, misalnya: NaOH, KOH, AgOH, NH4OH, dan
lain-lain.
Basa bervalensi dua, misalnya: Ca(OH)2, Mg(OH)2,Fe(OH)2, dan lainlain.
Basa bervalensi tiga, misalnya: Fe(OH)3, Cr(OH)3, dan lain-lain.
Sifat yang dimiliki oleh basa, yaitu jika di dalam air dapat
menghasilkan ion OH-, dapat mengubah warna kertas lakmus merah menjadi
biru, larutannya dalam air dapat menghantarkan arus listrik (larutan
elektrolit), dan jika mengenai kulit, maka dapat menyebabkan kulit melepuh
(kaustik).
Walaupun teori Arrhenius berhasil mengungkapkan beberapa kasus,
tetapi memiliki keterbatasan. Selain hanya memandang aspek reaksi asambasa di dalam pelarut air, juga pembentukan ion H+ atau ion OH- merupakan
kekhasan teori asam-basa Arrhenius. Artinya jika suatu reaksi tidak
membentuk ion H+ atau ion OH- tidak dapat dikatakan sebagai asam atau
basa.
4.4.2
Teori Asam Basa Brønsted–Lowry
Menurut Brønsted-Lowry, dalam reaksi yang melibatkan transfer
proton, asam adalah spesi yang bertindak sebagai donor proton. Contoh pada
reaksi asam ini dapat dilihat sebagai berikut:
HCl + H2O --> H3O+ + ClSedangkan basa adalah spesi yang bertindak sebagai akseptor proton.
Contoh dari reaksi basa ini dapat dilihat pada:
NH3 + H2O --> NH4+ + OH-
Proton (ion H+) dalam air tidak berdiri sendiri melainkan terikat pada
molekul air karena atom O pada molekul H2O memiliki pasangan elektron
bebas yang dapat digunakan untuk berikatan kovalen koordinasi dengan
proton membentuk ion hidronium, H3O+. Persamaan reaksinya:
H2O(l) + H+(aq) → H3O+(aq)
Dalam
larutan,
asam
atau
basa
lemah
akan
membentuk
kesetimbangan dengan pelarutnya. Misalnya HF dalam pelarut air dan NH3
dalam air.
Pasangan a1 – b2 dan a2 – b1 merupakan pasangan asam – basa
konjugasi. Asam konjugasi yaitu asam yang terbentuk dari basa yang
menerima proton. Basa konjugasi yaitu basa yang terbentuk dari asam yang
melepas proton
Teori Brönsted – Lowry memperkenalkan adanya zat yang dapat
bersifat asam maupun basa, yang disebut sebagai zat amfoter. Contohnya
adalah air. Di dalam larutan basa, air akan bersifat asam dan mengeluarkan
ion positif (H3O+). Sedangkan dalam larutan asam, air akan bersifat basa dan
mengeluarkan ion negatif (OH-).
4.4.3. Asam-Basa Lewis
Pada umumnya definisi asam-basa mengikuti apa yang dinyatakan
oleh Arrhenius atau Bronsted-Lowry, tapi dengan adanya struktur yang
diajukan Lewis muncul definisi asam dan basa baru. Asam Lewis
didefinisikan sebagai spesi yang menerima pasangan electron dan merupakan
senyawa dengan elektron valensi < 8. Basa Lewis didefinisikan sebagai spesi
yang memberikan pasangan electron dan mempunyai pasangan elektron
bebas.
Reaksi antara boron trifluorida dengan amonia menurut teori ini
merupakan reaksi asam-basa; dalam hal ini boron trifluorida berindak sebagai
asam dan amonia sebagai basa. Dengan menggunakan diagram dot-elektron,
persamaan reaksi kedua spesies ini dapat dituliskan sebagai berikut:
Di dalam kulit valensi atom pusat N dalam molekul NH 3, terdapat tiga
pasang elektron ikatan (N-H) dan satu pasang elektron menyendiri,
sedangkan untuk atom pusat B alam molekul BF 3 terdapat tiga pasang
elektron ikatan (B-F). Sepasang elektron menyendiri atom elektron non
bonding ini dapat disumbangkan kepada atom pusat B untuk kemudian
dimiliki bersama-sama, Dengan demikian terjadi ikatan kovalen koordinat BN dan struktur yang terjadi berupa dua bangun tetrahedron bersekutu pada
salah satu sudutnya.
4.4.3.1. Kekuatan Asam- Basa
Asam dapat dibedakan menjadi asam kuat dan asam lemah,
begitu pula basa. Reaksi ionisasi asam kuat, secara umum dapat
ditulis
Asam kuat
Disebut asam kuat karena zat terlarut dalam larutan ini
mengion seluruhnya (α = 1 Untuk menyatakan derajat
keasamannya, dapat ditentukan langsung dari konsentrasi
asamnya dengan melihat valensinya.
Asam lemah
Disebut asam lemah karena zat terlarut dalam larutan ini tidak
mengion seluruhnya, α ≠ 1, (0 < α < 1). Penentuan besarnya
derajat keasaman tidak dapat ditentukan langsung dari
konsentrasi asam lemahnya (seperti halnya asam kuat).
Basa kuat
Disebut basa kuat karena zat terlarut dalam larutan ini
mengion seluruhnya (α = 1). Pada penentuan derajat keasaman
dari larutan basa terlebih dulu dihitung nilai pOH dari
konsentrasi basanya.
Basa lemah
Disebut basa lemah karena zat terlarut dalam larutan ini tidak
mengion seluruhnya, α ≠ 1, (0 < α < 1). Penentuan besarnya
konsentrasi OH- tidak dapat ditentukan langsung dari
konsentrasi basa lemahnya (seperti halnya basa kuat).
4.4.4. Larutan Penyangga (Buffer)
Larutan penyangga atau larutan buffer adalah larutan yang dapat
mempertahankan pH tertentu terhadap usaha mengubah pH, seperti
penambahan asam, basa, ataupun Pengenceran. Dengan kata lain pH larutan
penyangga tidak akan berubah walaupun pada larutan tersebut ditambahkan
sedikit asam kuat, basa kuat atau larutan tersebut diencerkan.
Jadi, ada 2 jenis larutan penyangga yaitu:
Larutan penyangga asam yang terdiri dari campuran asam lemah dan basa
konjugasinya.
Larutan penyangga basa yang terdiri dari campuran basa lemah dan asam
konjugasinya.
Larutan penyangga dapat dibuat secara langsung dan secara tidak
langsung. Hal ini tergantung dari sumber asam konjugasi/basa konjugasi dari
asam lemah/ basa lemahnya.
Perhatikan peta konsep berikut!
Sistem penyangga asam dan basa konjugasinya
Larutan penyangga ini dibuat secara langsung dari campuran asam
lemah dengan basa konjugasinya atau campuran asam lemah dengan
garamnya.
Contoh :
Mereaksikan :
CH3COOH dari CH3COONa
:
CH3COOH
: asam lemah
CH3COONa
: basa konjugasi
H3PO4 dan NaH2PO4
H3PO4
: asam lemah
NaH2PO4
: basa konjugasi
:
Selain dibuat secara langsung, juga dapat dibuat secara tidak
langsung, yakni dengan mereaksikan asam lemah berlebihan dengan basa
kuat.
Contoh :
Mereaksikan 100 mL larutan CH3COOH 0,1M dengan 50 mL NaOH
0,1M sehingga secara stokiometri dalam 150 mL campuran yang dihasilkan
terdapat 0,005 mol CH3COOH (sisa reaksi) dan CH3COO- (hasil reaksi)
Sistem penyangga basa dan asam konjugasinya
Larutan penyangga ini dibuat secara langsung dari campuran basa
lemah dengan asam konjugasinya atau campuran basa lemah dengan
garamnya.
Contoh :
Mereaksikan larutan NH3 atau NH4OH dengan larutan NH4Cl
sehingga terdapat NH4OHdan NH4+ yang berasal dari ionisasi NH4Cl.
Selain dibuat secara langsung juga dapat dibuat secara tidak langsung,
yakni dengan mereaksikan basa lemah berlebihan dengan asam kuat.
Contoh :
Mereaksikan 100 mL larutan NH4OH 0,1M dengan 50 mL larutan
HCl 0,1M sehingga secara stokiometri dalam 150 mL campuran yang
dihasilkan terdapat 0,005 mol NH4OH (sisa reaksi) dan NH4+ (hasil reaksi)
5. Konsentrasi Larutan
Konsentrasi merupakan cara untuk menyatakan hubungan kuantitatif antara
zat terlarut dan pelarut.
Menyatakan konsentrasi larutan ada beberapa macam, di antaranya:
5.1.
Fraksi Mol (X)
Fraksi mol adalah perbandingan antara jumiah mol suatu komponen
dengan jumlah mol seluruh komponen yang terdapat dalam larutan.
Fraksi mol dilambangkan dengan X. Contoh:
Suatu larutan terdiri dari 3 mol zat terlarut A den 7 mol zat terlarut B.
maka:
XA = nA / (nA + nB) = 3 / (3 + 7) = 0.3
XB = nB /(nA + nB) = 7 / (3 + 7) = 0.7
* XA + XB = 1
5.2.
Molalitas (m)
Molalitas adalah satuan konsentrasi yang menyatakan jumlah mol zat
yang terdapat didalam 1000 gram (1 kilogram) pelarut. Rumus:
m=
dengan :
g = massa zat terlarut (gram)
p = massa zat pelarut (gram)
Mr = massa rumus zat terlarut
Contoh:
Hitunglah molalitas 4 gram NaOH (Mr = 40) dalam 500 gram air !
- m NaOH = (4/40) / 500 gram air = (0.1 x 2 mol) / 1000 gram air = 0,2 m
5.3.
Molaritas
Molaritas menyatakan jumlah mol zat terlarut dalam 1 liter larutan.
Rumus:
M = n × 1.000
mL
atau
M= g
Mr
x 1.000
mL
dengan:
M = molaritas (mol/liter)
n = mol zat terlarut (mol)
V = volume larutan (liter)
g = massa zat terlarut (gram)
Mr = massa molekul relatif zat terlarut
Contoh:
Berapakah molaritas 9.8 gram H2SO4 (Mr= 98) dalam 250 ml larutan ?
- M H2SO4 = (9.8/98) mol / 0.25 liter = (0.1 x 4) mol / liter = 0.4 M
5.4. Normalitas
Normalitas menyatakan jumlah mol ekivalen zat terlarut dalam 1 liter
larutan.
Untuk asam, 1 mol ekivalennya sebanding dengan 1 mol ion H+. Untuk
basa, 1 mol ekivalennya sebanding dengan 1 mol ion OH-.
Antara Normalitas dan Molaritas terdapat hubungan :
N = M x valensi
6. Sifat Koligatif Larutan
6.1.Sifat Koligatif Larutan Nonelektrolit
6.1.1. Kenaikan Titik Didih dan Penurunan Titik Beku
Dari gambar di atas dapat dilihat bahwa :
Adanya zat terlarut pada suatu larutan menyebabkan penurunan
tekanan uap yang mengakibatkan terjadinya penurunan garis kesetimbangan
antarfase sehingga terjadi kenaikan titik didih dan penurunan titik beku.
6.1.1.1. Kenaikan Titik Didih (∆Tb)
Titik didih zat cair adalah suhu tetap pada saat zat cair mendidih
dimana tekanan uap zat cair sama dengan tekanan uap udara disekitarnya
yaitu 1 atm. Titik didih larutan selalu lebih tinggi dari titik didih pelarut
murninya. Hal ini disebabkan adanya partikel-partikel zat terlarut dalam
suatu larutan yang menghalangi peristiwa penguapan partikel-partikel
pelarut. Perbedaan titik didih larutan dengan titik didih pelarut murni disebut
kenaikan titik didih yang dinyatakan sebagai ∆T b ( b berasal dari kata boil
yang artinya mendidih, bukan beku).
Titik didih suatu larutan lebih tinggi atau rendah daripada titik didih
pelarut, bergantung pada kemudahan zat terlarut itu menguap dibandingkan
dengan pelarutnya. Jika zat terlarut tersebut tidak mudah menguap, misalnya
larutan gula, larutan tersebut mendidih pada suhu yang lebih tinggi daripada
titik didih pelarut air. Sebaliknya, jika zat terlarut itu mudah menguap
misalnya etanol, larutan akan mendidih pada suhu di bawah titik didih air.
Hukum sifat koligatif dapt diterapkan dalam meramalkan titik didih
larutan yang zat terlarutnya bukan elektrolit dan tidak mudah menguap.
Dengan :
Kb : tetapan kenaikan titik molal dari pelarut (oC/m)
∆Tb : kenaikan titik didih
Tb : titik didih larutan
: titik didih pelarut murni
Tetapan Kenaikan Titik Didih (Kb) Beberapa Pelarut
Contoh :
1. Hitunglah titik didih larutan yang mengandung 18 gr
glukosa C6H12O6. (Ar C = 12 gr/mol; H = 1 gr/mol; O = 16 gr/mol)
dalam 250 gr air. (Kb air adalah 0,52 oC/m)
Jawab :
2. Titik didih larutan yang mengandung 1,5 gr gliserin dalam
30 gr air adalah 100,28 oC. Tentukan massa molekul relatif gliserin.
(Kb air = 0,52 oC/m)
Jawab :
6.1.1.2.Penurunan Titik Beku (∆Tf)
Adanya zat terlarut dalam larutan akan mengakibatkan titik
beku larutan lebih kecil daripada titik beku pelarutnya. Penurunan
titik beku, ∆Tf (f berasal dari kata freeze) yang berbanding lurus
dengan molaritas.
∆Tf = Penurunan titik beku
Kf = tetapan penuruan titik beku molal pelarut (oC/m)
Tof = titik beku pelarut murni
Tf = titik beku larutan
Tetapan Penurunan Titik Beku (Kf) Beberapa Pelarut
Contoh :
1. Berapakan titik beku larutan yang terbuat dari 10 gr
urea CO(NH2) dalam 100 gr air? ( Mr urea = 60 gr/mol; K f air =
1,86 oC/m)
Jawab :
BAB III
PENUTUP
1. Kesimpulan
DAFTAR PUSTAKA
http://denipermanadenchoen.blogspot.com/2013/04/larutan-elektrolit-dannon-elektrolit_16.html
http://setiyanisetiyani.blogspot.com/2013/10/makalah-kimia-dasarlarutan_27.html
http://materi-kimia-sma.blogspot.com/2013/03/pengertian-larutan.html
http://kimiafarmasi.wordpress.com/2010/09/04/larutan/
http://ngeblogbarengjae.blogspot.com/2011/03/sifat-dasar-larutan.html
http://materi-kimia-sma.blogspot.com/2013/03/komposisi-larutan.html
http://www.academia.edu/4901511/MAKALAH_KIMIA_FISIKA
http://materi-kimia-sma.blogspot.com/2013/03/elektrolit-kuat-danlemah.html
http://lischer.wordpress.com/2009/08/29/larutan-non-elektrolit/
http://kimia.upi.edu/utama/bahanajar/kuliah_web/2007/Abdullah%20Fauzi
%20Gofur/arrhenius.html
http://aditmandela.blogspot.com/2012/10/kimia-larutan.html
http://alfikimia.wordpress.com/kelas-xi/larutan-asam-basa/a-pengertianasam-basa/
http://materi-kimia-sma.blogspot.com/2013/11/asam-basa-brownstedlowry.html
http://noivafelizal.blogspot.com/2013/07/kimia-asam-basa-teori-bronstedlowry.html
http://fauzanagazali.wordpress.com/kelas-xi/semester-ii/5-larutan-asam-danbasa/teori-asam-basa-lewis/
http://www.ilmukimia.org/2013/01/asam-basa-lewis.html
http://noivafelizal.blogspot.com/2013/07/kimia-teori-lewis-asambasa_16.html
http://tisna-dj.blogspot.com/2012/01/larutan-penyangga.html
http://eldesfiari.wordpress.com/kimia-kelas-xi/semester-ii-2/2-larutanpenyangga/
http://pelajaran-myb.blogspot.com/2011/11/molaritas-pengertianmolaritas.html
http://bebas.vlsm.org/v12/sponsor/Sponsor-Pendamping/Praweda/Kimia/
0184%20Kim%202-1b.htm
http://bisakimia.com/2014/02/16/larutan-penyangga-part-1/
LARUTAN
DISUSUN OLEH:
KELOMPOK 4
SITI DEWI NURYEMI (O1A114046)
SUCI RAHMAWATI PUTRI (O1A114055)
WA ODE ISTIQAMAH (O1A114062)
MUHAMMAD ULIL AMRI (O1A114076)
SUCI RIZKI DUMIARSIH (O1A114082)
JURUSAN FARMASI
FAKULTAS FARMASI
UNIVERSITAS HALU OLEO
KENDARI
2014
Kata Pengantar
Puji syukur kita panjatkan kehadirat Allah SWT, karena dengan rahmat dan
karunianya sehingga makalah Kimia Farmasi Dasar mengenai larutan ini dapat
diselesaikan. Makalah ini disusun dalam rangka memenuhi nilai tugas mata kuliah
Kimia Farmasi Dasar.
Pada kesempatan kali ini kami tidak lupa menyampaikan rasa syukur dan
terima kasih kepada pihak-pihak yang telah membantu selama penyusunan makalah
ini terutama untuk dosen Mata Kuliah Kimia Farmasi Dasar Ibu Wa Ode Sitti
Zubayydah
dan orang-orang yang telah banyak membantu dan memberikan
dukungan kepada kami.
Kami menyadari bahwa makalah ini masih memiliki kekurangan. Oleh
karena itu kritik dan saran dari pembaca yang bersifat memperbaiki, membangun,
dan mengembangkan makalah ini sangat kami harapkan.
Kami berharap makalah ini dapat berguna untuk para pembaca. Amin.
Kendari, September 2014
Penyusun
Daftar Isi
Kata Pengantar
Daftar Isi
BAB I PENDAHULUAN
1.
Latar Belakang
2.
Rumusan Masalah
3.
Tujuan
BAB II ISI
1. Sifat Dasar Larutan
2. Komposisi Larutan
3. Jenis-jenis Larutan
4. Macam-macam Larutan
5. Konsentrasi Larutan
6. Sifat Koligatif Larutan
BAB III PENUTUP
1. Kesimpulan
Daftar Pustaka
BAB I
PENDAHULUAN
1. Latar Belakang
Dalam kehidupan sehari-hari baik disadari maupun tidak, kita sangat
berkaitan dengan zat kimia yang memiliki berbagai macam bentuk. Salah satunya
yaitu dalam bentuk larutan yang akan dibahas lebih jauh dalam makalah ini.
Misalnya larutan asam sulfat encer (H2SO4) yang digunakan pada accumulator timbal
yang biasa digunakan sebagai aki pada mobil sehingga dapat menghantarkan listrik
dan menggerakkan mobil.
Demikian juga halnya dengan larutan-larutan lainnya, misalnya air suling,
larutan gula, asam asetat, amonia, asam sulfat, asam klorida, natrium klorida,
natrium hidroksida, dan masih banyak lagi. Secara garis besar larutan dibagi menjadi
dua yaitu larutan elektrolit dan larutan non-elektrolit. Larutan elektrolit dibagi lagi
menjadi dua yaitu elektrolit kuat dan elektroit lemah. Dan untuk selengkapnya akan
dibahas pada bab selanjutnya.
2. Rumusan Masalah
a)
Apa yang dimaksud larutan?
b)
Apa saja sifat-sifat dasar dari suatu larutan?
c)
Apa saja macam-macam serta jeni-jenis dari larutan?
d)
3.
Bagaimana sifat koligatif dari larutan?
Tujuan
Untuk menambah wawasan mengenai larutan, mulai dari sifat dasar, jenis-
jenis serta macamnya larutan dan apa saja sifat koligatif dari larutan tersebut.
BAB II
ISI
1. Sifat Dasar Larutan
Larutan didefinisikan sebagai campuran dua atau lebih zat yang membentuk
satu macam fasa (homogen) dan sifat kimia setiap zat yang membentuk larutan tidak
berubah. Disebut campuran karena susunannya atau komposisinya dapat berubah.
Disebut homogen karena susunanya begitu seragam sehingga tidak dapat diamati
adanya bagian-bagian yang berlainan, bahkan dengan mikroskop optis sekalipun.
Homogen juga dapat diartikan suatu kondisi dimana tidak ada kecenderungan zat-zat
dalam larutan terkonsentrasi pada bagian-bagian tertentu, melainkan menyebar
secara merata di seluruh campuran. Sifat-sifat fisika zat yang dicampurkan dapat
berubah atau tidak, tetapi sifat-sifat kimianya tidak berubah.
Fase larutan dapat berwujud gas, padat ataupun cair. Larutan gas misalnya
udara. Larutan padat misalnya perunggu, amalgam dan paduan logam yang lain.
Larutan cair misalnya air laut, larutan gula dalam air, dan lain-lain
Komponen larutan terdiri dari pelarut (solvent) dan zat terlarut (solute).
Pelarut adalah medium bagi zat terlarut yang dapat berperan serta dalam reaksi kimia
dalam larutan atau meninggalkan larutan karena pengendapan atau penguapan. Dan
uraian mengenai gejala ini memerlukan komposisi larutan. Sedangkan zat terlarut
adalah komponen dari larutan yang memiliki jumlah lebih sedikit dalam sistem
larutan. Selain ditentukan oleh kuantitas zat, istilah pelarut dan terlarut juga
ditentukan oleh sifat fisikanya (struktur). Pelarut memiliki struktur tidak berubah,
sedangkan zat terlarut dapat berubah. Contohnya yaitu dapat kita lihat pada larutan
garam. Di dalam larutan garam, air yang digunakan lebih banyak daripada garam,
sehingga air merupakan pelarutnya. Kemudian air sendiri bentuknya tidak berubah
(tetap cair) walaupun telah dicampur dengan garam yang berbentuk kristal.
Sebaliknya pada garam terjadi perubahan bentuk dimana sebelumnya berbentuk
kristal menjadi bentuk cair atau melarut dalam air, sehingga disebut zat terlarut.
Larutan sendiri dapat terjadi karena adanya gaya tarik-menarik antara molekulmolekul solven dan solute. Pada bagian ini yang dibahas adalah larutan cair. Pelarut
cair umumnya adalah air. Pelarut cair yang lain misalnya bensena, kloroform, eter,
dan alkohol.
2. Komposisi Larutan
Sebelumnya telah disebutkan bahwa komposisi larutan mempengaruhi
pengendapan dan penguapan suatu zat terlarut. Komposisi larutan adalah
perbandingan zat-zat di dalam campuran. Untuk menentukan komposisi larutan
digunakan istilah kadar dan konsentrasi. Kedua istilah ini menyatakan kuantitas zat
terlarut dengan satuan tertentu. Satuan yang digunakan untuk menyatakan kadar
larutan adalah persen berat (%b/b), persen volume (%V/V), dan bagian per sejuta
(bpj) atau ppm (part per million). Sedangkan satuan yang digunakan untuk
konsentrasi adalah molaritas, molalitas, dan fraksi mol yang akan dibahas pada poin
konsentrasi larutan.
2.1. Kadar Larutan
2.1.1. Persen Berat
Persen berat menyatakan fraksi berat zat terlarut terhadap berat
larutan dalam satuan persen. Persen berat biasa diterapkan dalam campuran
padat-cair atau padat-padat. Secara matematika, persen berat suatu zat
dirumuskan sebagai berikut.
2.1.2. Persen Volume
Persen volume menyatakan fraksi volume zat terlarut terhadap
volume larutan dalam satuan persen. Persen volume biasa diterapkan untuk
campuran cair-cair atau gas-cair. Secara matematik, persen volume suatu zat
dirumuskan sebagai berikut.
2.1.3. Bagian Per Sejuta (Bpj)
Untuk menyatakan kadar suatu zat yang kuantitasnya sangat sedikit,
biasanya diungkapkan dalam satuan bagian per sejuta (bpj) atau dalam
bahasa inggrisnya part per million (ppm). Ungkapan bpj suatu zat dinyatakan
dengan rumus:
3. Jenis-jenis Larutan
Larutan dapat diklasifikasikan misalnya berdasarkan fase zat terlarut dan
pelarutnya. Tabel berikut menunjukkan contoh-contoh larutan berdasarkan fase
komponen-komponennya.
Contoh larutan
Gas
Zat terlarut
Cairan
Udara (oksigen
Padatan
Bau suatu zat
padat yang timbul
Uap air di udara
Gas
dan gas-gas lain
dari larutnya
(kelembapan)
dalam nitrogen)
molekul padatan
tersebut di udara
Sukrosa (gula)
Pelaru
t
Cairan
Etanol dalam air;
dalam air;
Air terkarbonasi
campuran
natrium klorida
(karbon dioksida
berbagai
(garam dapur)
dalam air)
hidrokarbon
dalam air;
(minyak bumi)
amalgam emas
dalam raksa
Padatan
4. Macam-macam Larutan
Hidrogen larut
Air dalam arang
Aloi logam
dalam logam,
aktif; uap air
seperti baja dan
misalnya platina
dalam kayu
duralumin
4.1. Berdasarkan banyak sedikitnya zat terlarut, larutan dapat dibedakan
menjadi dua, yaitu:
4.1.1. Larutan Pekat
Larutan pekat yaitu larutan yang relatif mengandung lebih banyak
solute (zat telarut) dibanding solvent (zat pelarut) atau memiliki konsentrasi
yang lebih tinggi.
4.1.2. Larutan Encer
Larutan encer yaitu larutan yang relatif mengandung lebih sedikit
solute (zat telarut) dibanding solvent (zat pelarut) atau memiliki konsentrasi
yang lebih rendah.
4.2. Berdasarkan daya hantarnya, larutan dapat dibedakan menjadi dua,
yaitu:
4.2.1. Larutan Elektrolit
Larutan elektrolit yaitu larutan yang dapat menghantarkan arus listrik
jika larutan tersebut mengandung partikel-partikel yang bermuatan listrik
(ion-ion) dan bergerak bebas di dalam larutannya.
Larutan elektrolit dapat dibagi menjadi dua, yaitu larutan elektrolit
kuat dan larutan elektrolit lemah. Larutan elektrolit kuat yaitu larutan yang
terbentuk dari zat elektrolit yang terurai atau terionisasi sempurna (elektrolit
kuat). Sedangkan larutan elektrolit lemah yaitu larutan yang terbentuk dari
zat elektrolit yang tidak terurai atau terionisasi secara sempurna (elektrolit
lemah).
4.2.1.1. Elektrolit kuat
Elektrolit kuat memiliki ciri-ciri antara lain; dapat terionisasi
sempurna, dapat menghantarkan arus listrik, lampu menyala terang,
serta memiliki gelembung gas.
Pada asam-asam kuat seperti HCl, HNO3, dan H2SO4, gugus
sisa asamnya memiliki daya tarik relatif kuat terhadap pasangan
elektron ikatan sehingga hampir semua molekul asam dalam air
terionisasi. Dapat dikatakan bahwa asam-asam tersebut terionisasi
sempurna.
HCl(aq) → H+(aq) + Cl–(aq)
Larutan elektrolit kuat tidak hanya berupa asam-asam kuat
(H2SO4, HCl). Namun dapat juga berupa basa-basa kuat (NaOH,
Ba(OH)2), serta garam (NaCl, KCl).
4.2.1.2. Elektrolit Lemah
Elektrolit lemah memiliki ciri-ciri sebagai berikut; terionisasi
sebagian, dapat menghantarkan arus listrik, lampu menyala redup, dan
terdapat gelembung gas namun tidak sebanyak pada elektrolit kuat.
Pada asam-asam lemah seperti CH3COOH, H2S, HCN, dan
H2SO3, gugus sisa asamnya memiliki daya tarik kurang kuat sehingga
tidak semua molekul-molekul asam ini dalam air terionisasi, tetapi
hanya sebagian kecil. Sisanya tetap dalam bentuk molekulnya.
Tanda panah dua arah menunjukkan hanya sebagian kecil dari
asam asetat terurai menjadi ion-ionnya. Umumnya tetap sebagai
molekul.
Larutan elektrolit lemah biasanya berupa senyawa-senyawa
dari
asam
lemah
(HCN,
CH3COOH)
serta
basa
lemah
(NH4OH, Al(OH)3 ).
4.2.2. Larutan Non Eletrolit
Larutan
non
elektrolit
yaitu
larutan
yang
molekul-
molekulnya tidak terionisasi sehingga tidak ada ion-ion yang dapat
menghantarkan arus listrik.
Contohnya seperti larutan gula, larutan urea, larutan alkohol.
Zat non elektrolit dalam larutan, tidak terurai menjadi ion-ion tetapi
tetap berupa molekul.
Berikut tabel penjelasan mengenai larutan elektrolit dan larutan non
elektrolit:
Jenis Larutan
Elektrolit
Sifat dan Pengamatan Lain
terionisasi sempurna
Contoh Senyawa
NaCl, HCl,
Reaksi Ionisasi
NaCl Na+ + Cl-
menghantarkan arus listrik
NaOH,
NaOH Na+ + OH-
lampu menyala terang
terdapat gelembung gas
H2SO4,KCl
H2SO4 2 H+ + SO42KCl K+ + Cl-
Elektrolit
terionisasi sebagian
NH4OH,
NH4OH NH4+ + OH-
Lemah
menghantarkan arus listrik
HCN, Al(OH)3
HCN H+ + CN-
Kuat
lampu menyala redup
Al(OH)3 Al3+ + 3OH-
terdapat gelembung gas
Non
tidak terionisasi
C6H12O6,
C6H12O6,C12H22O11,
Elektrolit
C12H22O11,
tidak menghantarkan listrik CO(NH2)2 C2H5OH CO(NH2)2
lampu tidak menyala
tidak terdapat gelembung
C2H5OH
gas
4.3. Berdasarkan kejenuhannya, larutan dapat dibedakan menjadi:
4.3.1. Larutan Sangat Jenuh
Larutan sangat jenuh yaitu suatu larutan yang mengandung lebih
banyak solute (zat terlarut) daripada yang diperlukan untuk larutan jenuh.
Larutan tidak dapat lagi melarutkan zat terlarut sehingga terjadi endapan.
Larutan sangat jenuh terjadi apabila bila hasil kali konsentrasi ion > Ksp
sehingga menyebabkan pengendapan (kelewat jenuh).
4.3.2. Larutan Jenuh
Larutan jenuh yaitu suatu larutan yang partikel- partikelnya tepat
habis bereaksi dengan pereaksi (zat dengan konsentrasi maksimal). Larutan
jenuh terjadi apabila hasil konsentrasi ion = Ksp maka larutan tersebut tepat
jenuh.
4.3.3. Larutan Tak Jenuh
Larutan tak jenuh yaitu larutan yang mengandung solute (zat
terlarut) kurang dari yang diperlukan untuk membuat larutan jenuh. Larutan
ini partikel- partikelnya tidak tepat habis bereaksi dengan pereaksi (masih
bisa melarutkan zat). Larutan tak jenuh terjadi apabila bila hasil kali
konsentrasi ion < Ksp ( masih dapat larut).
4.4. Larutan Asam-Basa
4.4.1. Asam Basa Menurut Arhenius
Menurut Arrhenius, asam adalah zat yang bila dilarutkan di dalam air
meningkatkan konsentrasi ion H+(aq). Asam Arrhenius dirumuskan sebagai
HxZ, yang dalam air mengalami ionisasi sebagai berikut:
HxZ ⎯⎯→ x H+ + Zx-
Jumlah ion H+ yang dapat dihasilkan oleh 1 molekul asam disebut
valensi asam, sedangkan ion negatif yang terbentuk dari asam setelah
melepaskan ion H+ disebut ion sisa asam.
Berdasarkan valensinya, asam dibedakan atas:
Asam bervalensi satu, misalnya: HCl, HCN, HNO 3, CH3COOH, dan
lain-lain.
Asam bervalensi dua, misalnya: H2SO4, H2CrO4, H2CO3, dan lain-lain.
Asam bervalensi tiga, misalnya: H3PO4, H3AsO4, dan lain-lain.
Sifat-sifat asam diantaranya, yaitu di dalam air menghasilkan ion H+ ,
dapat mengubah warna kertas lakmus biru menjadi merah, larutannya dalam
air dapat menghantarkan arus listrik (larutan elektrolit), dan dapat
menyebabkan perkaratan pada logam (korosif).
Basa adalah zat yang bila dilarutkan di dalam air dapat meningkatkan
konsentrasi ion OH-(aq). Jadi, pembawa sifat basa adalah ion OH-.
Jumlah ion OH- yang dapat dihasilkan oleh satu molekul basa disebut
valensi atau martabat basa. Berdasarkan valensinya basa dibedakan atas:
Basa bervalensi satu, misalnya: NaOH, KOH, AgOH, NH4OH, dan
lain-lain.
Basa bervalensi dua, misalnya: Ca(OH)2, Mg(OH)2,Fe(OH)2, dan lainlain.
Basa bervalensi tiga, misalnya: Fe(OH)3, Cr(OH)3, dan lain-lain.
Sifat yang dimiliki oleh basa, yaitu jika di dalam air dapat
menghasilkan ion OH-, dapat mengubah warna kertas lakmus merah menjadi
biru, larutannya dalam air dapat menghantarkan arus listrik (larutan
elektrolit), dan jika mengenai kulit, maka dapat menyebabkan kulit melepuh
(kaustik).
Walaupun teori Arrhenius berhasil mengungkapkan beberapa kasus,
tetapi memiliki keterbatasan. Selain hanya memandang aspek reaksi asambasa di dalam pelarut air, juga pembentukan ion H+ atau ion OH- merupakan
kekhasan teori asam-basa Arrhenius. Artinya jika suatu reaksi tidak
membentuk ion H+ atau ion OH- tidak dapat dikatakan sebagai asam atau
basa.
4.4.2
Teori Asam Basa Brønsted–Lowry
Menurut Brønsted-Lowry, dalam reaksi yang melibatkan transfer
proton, asam adalah spesi yang bertindak sebagai donor proton. Contoh pada
reaksi asam ini dapat dilihat sebagai berikut:
HCl + H2O --> H3O+ + ClSedangkan basa adalah spesi yang bertindak sebagai akseptor proton.
Contoh dari reaksi basa ini dapat dilihat pada:
NH3 + H2O --> NH4+ + OH-
Proton (ion H+) dalam air tidak berdiri sendiri melainkan terikat pada
molekul air karena atom O pada molekul H2O memiliki pasangan elektron
bebas yang dapat digunakan untuk berikatan kovalen koordinasi dengan
proton membentuk ion hidronium, H3O+. Persamaan reaksinya:
H2O(l) + H+(aq) → H3O+(aq)
Dalam
larutan,
asam
atau
basa
lemah
akan
membentuk
kesetimbangan dengan pelarutnya. Misalnya HF dalam pelarut air dan NH3
dalam air.
Pasangan a1 – b2 dan a2 – b1 merupakan pasangan asam – basa
konjugasi. Asam konjugasi yaitu asam yang terbentuk dari basa yang
menerima proton. Basa konjugasi yaitu basa yang terbentuk dari asam yang
melepas proton
Teori Brönsted – Lowry memperkenalkan adanya zat yang dapat
bersifat asam maupun basa, yang disebut sebagai zat amfoter. Contohnya
adalah air. Di dalam larutan basa, air akan bersifat asam dan mengeluarkan
ion positif (H3O+). Sedangkan dalam larutan asam, air akan bersifat basa dan
mengeluarkan ion negatif (OH-).
4.4.3. Asam-Basa Lewis
Pada umumnya definisi asam-basa mengikuti apa yang dinyatakan
oleh Arrhenius atau Bronsted-Lowry, tapi dengan adanya struktur yang
diajukan Lewis muncul definisi asam dan basa baru. Asam Lewis
didefinisikan sebagai spesi yang menerima pasangan electron dan merupakan
senyawa dengan elektron valensi < 8. Basa Lewis didefinisikan sebagai spesi
yang memberikan pasangan electron dan mempunyai pasangan elektron
bebas.
Reaksi antara boron trifluorida dengan amonia menurut teori ini
merupakan reaksi asam-basa; dalam hal ini boron trifluorida berindak sebagai
asam dan amonia sebagai basa. Dengan menggunakan diagram dot-elektron,
persamaan reaksi kedua spesies ini dapat dituliskan sebagai berikut:
Di dalam kulit valensi atom pusat N dalam molekul NH 3, terdapat tiga
pasang elektron ikatan (N-H) dan satu pasang elektron menyendiri,
sedangkan untuk atom pusat B alam molekul BF 3 terdapat tiga pasang
elektron ikatan (B-F). Sepasang elektron menyendiri atom elektron non
bonding ini dapat disumbangkan kepada atom pusat B untuk kemudian
dimiliki bersama-sama, Dengan demikian terjadi ikatan kovalen koordinat BN dan struktur yang terjadi berupa dua bangun tetrahedron bersekutu pada
salah satu sudutnya.
4.4.3.1. Kekuatan Asam- Basa
Asam dapat dibedakan menjadi asam kuat dan asam lemah,
begitu pula basa. Reaksi ionisasi asam kuat, secara umum dapat
ditulis
Asam kuat
Disebut asam kuat karena zat terlarut dalam larutan ini
mengion seluruhnya (α = 1 Untuk menyatakan derajat
keasamannya, dapat ditentukan langsung dari konsentrasi
asamnya dengan melihat valensinya.
Asam lemah
Disebut asam lemah karena zat terlarut dalam larutan ini tidak
mengion seluruhnya, α ≠ 1, (0 < α < 1). Penentuan besarnya
derajat keasaman tidak dapat ditentukan langsung dari
konsentrasi asam lemahnya (seperti halnya asam kuat).
Basa kuat
Disebut basa kuat karena zat terlarut dalam larutan ini
mengion seluruhnya (α = 1). Pada penentuan derajat keasaman
dari larutan basa terlebih dulu dihitung nilai pOH dari
konsentrasi basanya.
Basa lemah
Disebut basa lemah karena zat terlarut dalam larutan ini tidak
mengion seluruhnya, α ≠ 1, (0 < α < 1). Penentuan besarnya
konsentrasi OH- tidak dapat ditentukan langsung dari
konsentrasi basa lemahnya (seperti halnya basa kuat).
4.4.4. Larutan Penyangga (Buffer)
Larutan penyangga atau larutan buffer adalah larutan yang dapat
mempertahankan pH tertentu terhadap usaha mengubah pH, seperti
penambahan asam, basa, ataupun Pengenceran. Dengan kata lain pH larutan
penyangga tidak akan berubah walaupun pada larutan tersebut ditambahkan
sedikit asam kuat, basa kuat atau larutan tersebut diencerkan.
Jadi, ada 2 jenis larutan penyangga yaitu:
Larutan penyangga asam yang terdiri dari campuran asam lemah dan basa
konjugasinya.
Larutan penyangga basa yang terdiri dari campuran basa lemah dan asam
konjugasinya.
Larutan penyangga dapat dibuat secara langsung dan secara tidak
langsung. Hal ini tergantung dari sumber asam konjugasi/basa konjugasi dari
asam lemah/ basa lemahnya.
Perhatikan peta konsep berikut!
Sistem penyangga asam dan basa konjugasinya
Larutan penyangga ini dibuat secara langsung dari campuran asam
lemah dengan basa konjugasinya atau campuran asam lemah dengan
garamnya.
Contoh :
Mereaksikan :
CH3COOH dari CH3COONa
:
CH3COOH
: asam lemah
CH3COONa
: basa konjugasi
H3PO4 dan NaH2PO4
H3PO4
: asam lemah
NaH2PO4
: basa konjugasi
:
Selain dibuat secara langsung, juga dapat dibuat secara tidak
langsung, yakni dengan mereaksikan asam lemah berlebihan dengan basa
kuat.
Contoh :
Mereaksikan 100 mL larutan CH3COOH 0,1M dengan 50 mL NaOH
0,1M sehingga secara stokiometri dalam 150 mL campuran yang dihasilkan
terdapat 0,005 mol CH3COOH (sisa reaksi) dan CH3COO- (hasil reaksi)
Sistem penyangga basa dan asam konjugasinya
Larutan penyangga ini dibuat secara langsung dari campuran basa
lemah dengan asam konjugasinya atau campuran basa lemah dengan
garamnya.
Contoh :
Mereaksikan larutan NH3 atau NH4OH dengan larutan NH4Cl
sehingga terdapat NH4OHdan NH4+ yang berasal dari ionisasi NH4Cl.
Selain dibuat secara langsung juga dapat dibuat secara tidak langsung,
yakni dengan mereaksikan basa lemah berlebihan dengan asam kuat.
Contoh :
Mereaksikan 100 mL larutan NH4OH 0,1M dengan 50 mL larutan
HCl 0,1M sehingga secara stokiometri dalam 150 mL campuran yang
dihasilkan terdapat 0,005 mol NH4OH (sisa reaksi) dan NH4+ (hasil reaksi)
5. Konsentrasi Larutan
Konsentrasi merupakan cara untuk menyatakan hubungan kuantitatif antara
zat terlarut dan pelarut.
Menyatakan konsentrasi larutan ada beberapa macam, di antaranya:
5.1.
Fraksi Mol (X)
Fraksi mol adalah perbandingan antara jumiah mol suatu komponen
dengan jumlah mol seluruh komponen yang terdapat dalam larutan.
Fraksi mol dilambangkan dengan X. Contoh:
Suatu larutan terdiri dari 3 mol zat terlarut A den 7 mol zat terlarut B.
maka:
XA = nA / (nA + nB) = 3 / (3 + 7) = 0.3
XB = nB /(nA + nB) = 7 / (3 + 7) = 0.7
* XA + XB = 1
5.2.
Molalitas (m)
Molalitas adalah satuan konsentrasi yang menyatakan jumlah mol zat
yang terdapat didalam 1000 gram (1 kilogram) pelarut. Rumus:
m=
dengan :
g = massa zat terlarut (gram)
p = massa zat pelarut (gram)
Mr = massa rumus zat terlarut
Contoh:
Hitunglah molalitas 4 gram NaOH (Mr = 40) dalam 500 gram air !
- m NaOH = (4/40) / 500 gram air = (0.1 x 2 mol) / 1000 gram air = 0,2 m
5.3.
Molaritas
Molaritas menyatakan jumlah mol zat terlarut dalam 1 liter larutan.
Rumus:
M = n × 1.000
mL
atau
M= g
Mr
x 1.000
mL
dengan:
M = molaritas (mol/liter)
n = mol zat terlarut (mol)
V = volume larutan (liter)
g = massa zat terlarut (gram)
Mr = massa molekul relatif zat terlarut
Contoh:
Berapakah molaritas 9.8 gram H2SO4 (Mr= 98) dalam 250 ml larutan ?
- M H2SO4 = (9.8/98) mol / 0.25 liter = (0.1 x 4) mol / liter = 0.4 M
5.4. Normalitas
Normalitas menyatakan jumlah mol ekivalen zat terlarut dalam 1 liter
larutan.
Untuk asam, 1 mol ekivalennya sebanding dengan 1 mol ion H+. Untuk
basa, 1 mol ekivalennya sebanding dengan 1 mol ion OH-.
Antara Normalitas dan Molaritas terdapat hubungan :
N = M x valensi
6. Sifat Koligatif Larutan
6.1.Sifat Koligatif Larutan Nonelektrolit
6.1.1. Kenaikan Titik Didih dan Penurunan Titik Beku
Dari gambar di atas dapat dilihat bahwa :
Adanya zat terlarut pada suatu larutan menyebabkan penurunan
tekanan uap yang mengakibatkan terjadinya penurunan garis kesetimbangan
antarfase sehingga terjadi kenaikan titik didih dan penurunan titik beku.
6.1.1.1. Kenaikan Titik Didih (∆Tb)
Titik didih zat cair adalah suhu tetap pada saat zat cair mendidih
dimana tekanan uap zat cair sama dengan tekanan uap udara disekitarnya
yaitu 1 atm. Titik didih larutan selalu lebih tinggi dari titik didih pelarut
murninya. Hal ini disebabkan adanya partikel-partikel zat terlarut dalam
suatu larutan yang menghalangi peristiwa penguapan partikel-partikel
pelarut. Perbedaan titik didih larutan dengan titik didih pelarut murni disebut
kenaikan titik didih yang dinyatakan sebagai ∆T b ( b berasal dari kata boil
yang artinya mendidih, bukan beku).
Titik didih suatu larutan lebih tinggi atau rendah daripada titik didih
pelarut, bergantung pada kemudahan zat terlarut itu menguap dibandingkan
dengan pelarutnya. Jika zat terlarut tersebut tidak mudah menguap, misalnya
larutan gula, larutan tersebut mendidih pada suhu yang lebih tinggi daripada
titik didih pelarut air. Sebaliknya, jika zat terlarut itu mudah menguap
misalnya etanol, larutan akan mendidih pada suhu di bawah titik didih air.
Hukum sifat koligatif dapt diterapkan dalam meramalkan titik didih
larutan yang zat terlarutnya bukan elektrolit dan tidak mudah menguap.
Dengan :
Kb : tetapan kenaikan titik molal dari pelarut (oC/m)
∆Tb : kenaikan titik didih
Tb : titik didih larutan
: titik didih pelarut murni
Tetapan Kenaikan Titik Didih (Kb) Beberapa Pelarut
Contoh :
1. Hitunglah titik didih larutan yang mengandung 18 gr
glukosa C6H12O6. (Ar C = 12 gr/mol; H = 1 gr/mol; O = 16 gr/mol)
dalam 250 gr air. (Kb air adalah 0,52 oC/m)
Jawab :
2. Titik didih larutan yang mengandung 1,5 gr gliserin dalam
30 gr air adalah 100,28 oC. Tentukan massa molekul relatif gliserin.
(Kb air = 0,52 oC/m)
Jawab :
6.1.1.2.Penurunan Titik Beku (∆Tf)
Adanya zat terlarut dalam larutan akan mengakibatkan titik
beku larutan lebih kecil daripada titik beku pelarutnya. Penurunan
titik beku, ∆Tf (f berasal dari kata freeze) yang berbanding lurus
dengan molaritas.
∆Tf = Penurunan titik beku
Kf = tetapan penuruan titik beku molal pelarut (oC/m)
Tof = titik beku pelarut murni
Tf = titik beku larutan
Tetapan Penurunan Titik Beku (Kf) Beberapa Pelarut
Contoh :
1. Berapakan titik beku larutan yang terbuat dari 10 gr
urea CO(NH2) dalam 100 gr air? ( Mr urea = 60 gr/mol; K f air =
1,86 oC/m)
Jawab :
BAB III
PENUTUP
1. Kesimpulan
DAFTAR PUSTAKA
http://denipermanadenchoen.blogspot.com/2013/04/larutan-elektrolit-dannon-elektrolit_16.html
http://setiyanisetiyani.blogspot.com/2013/10/makalah-kimia-dasarlarutan_27.html
http://materi-kimia-sma.blogspot.com/2013/03/pengertian-larutan.html
http://kimiafarmasi.wordpress.com/2010/09/04/larutan/
http://ngeblogbarengjae.blogspot.com/2011/03/sifat-dasar-larutan.html
http://materi-kimia-sma.blogspot.com/2013/03/komposisi-larutan.html
http://www.academia.edu/4901511/MAKALAH_KIMIA_FISIKA
http://materi-kimia-sma.blogspot.com/2013/03/elektrolit-kuat-danlemah.html
http://lischer.wordpress.com/2009/08/29/larutan-non-elektrolit/
http://kimia.upi.edu/utama/bahanajar/kuliah_web/2007/Abdullah%20Fauzi
%20Gofur/arrhenius.html
http://aditmandela.blogspot.com/2012/10/kimia-larutan.html
http://alfikimia.wordpress.com/kelas-xi/larutan-asam-basa/a-pengertianasam-basa/
http://materi-kimia-sma.blogspot.com/2013/11/asam-basa-brownstedlowry.html
http://noivafelizal.blogspot.com/2013/07/kimia-asam-basa-teori-bronstedlowry.html
http://fauzanagazali.wordpress.com/kelas-xi/semester-ii/5-larutan-asam-danbasa/teori-asam-basa-lewis/
http://www.ilmukimia.org/2013/01/asam-basa-lewis.html
http://noivafelizal.blogspot.com/2013/07/kimia-teori-lewis-asambasa_16.html
http://tisna-dj.blogspot.com/2012/01/larutan-penyangga.html
http://eldesfiari.wordpress.com/kimia-kelas-xi/semester-ii-2/2-larutanpenyangga/
http://pelajaran-myb.blogspot.com/2011/11/molaritas-pengertianmolaritas.html
http://bebas.vlsm.org/v12/sponsor/Sponsor-Pendamping/Praweda/Kimia/
0184%20Kim%202-1b.htm
http://bisakimia.com/2014/02/16/larutan-penyangga-part-1/