PEMBUATAN, PENGENCERAN DAN PENCAMPURAN LARUTAN

Untuk membuat suatu larutan dalam laboratorium maka diperlukan cara-cara tertentu agar tidak terjadi kesalahan yang dapat membahayakan diri kita sendiri. Bagi orang-orang yang telah bekerja di suatu instansi pembuatan larutan mungkin hal biasa namun tidak bagi semua orang. Misalnya pada pengenceran asam-asam sulfat pekat maka yang dilakukan adalah dengan cara menambahkan asam sulfat pada aqudes bukan sebaliknya.

Hal ini disebabkan perbedaan massa jenis kedua zat, sehingga air akan mengapung di atas asam sulfat karena massa jenisnya lebih rendah. Oleh sebab itu jika pengenceran di lakukan dengan cara menambahkan aqudes pada asam sulfat maka akan terjadi reaksi yang keras atau mendidih, sama seperti air yang jatuh ke dalam minyak panas. Reaksi antara asam sulfat dengan air adalah sebagai berikut:

H₂SO₄ + H₂O → H₃O⁺ + HSO₄^–

HSO₄^– + H₂O → H₃O⁺ + SO₄^2-

Untuk pembuatan larutan dengan konsentrasi tertentu dapat dilakukan dengan cara mengencerkan larutan pekatnya atau membuat dari kristalnya. Untuk membuat larutan dengan jalan mengencerkan larutan pekat atau dari kristalnya dapat dilihat pada contoh di bawah ini.

Untuk membuat larutan 250 mL larutan K₂CrO₄ 0,25 M dari kristal K₂CrO₄. Hal pertama yang perlu dilakukan yaitu menghitung jumlah mol dari larutan yang akan di buat dengan cara (gambar 1):

Penimbangan sebaiknya menggunakan timbangan yang memiliki ketelitian tinggi dan jangan menggunakan kertas saring tetapi menggunakan kertas arloji sebab jika menggunakan kertas saring maka akan ada sebagian kristal akan tetrtinggal pada sela-sela kartas saring. Akibatnya mengurangi hasil timbangan, penimbangan yang salah akan mempengaruhi konsentrasi larutan yang dibuat.

kaca arloji

Kristal yang telah ditimbang dilarutkan dalam aquades pada tempat yang lebih luas seperti gelas beaker dengan sedikit aquades dan jangan lupa untuk membilas kaca arloji agar tidak ada kristal yang tertinggal (catatan: jika kristal yang dilarutkan dalam jumlah sedikit, pelarutan dilakukan dengan menambahkan kristal ke dalam aquades sebaliknya jika kristal dalam jumlah besar menambahkan aquades pada kristal yang telah berada dalam gelas ukur).

gelas beaker

Setelah semua kristal larut, larutan yang telah diperoleh dimasukan ke dalam labu ukur leher panjang 250 mL dan melanjutkan penambahan aquades hingga tanda batas pada labu ukur dan ketika mendekati tanda batas sebaiknya penambahan aquades menggunakan pipet tetes untuk menghindari kelebihan aquades yang ditambahkan. Setelah tepat pada tanda batas (cara melihat: untuk aquades atau larutan-larutan lain yang membentuk cekungan dapat lihat dari cekungannya tepat pada tanda batas, dan untuk larutan yang mengembung di lihat dari kembungannya). labu ukur leher panjang seperti yang tertera pada Gambar

 

Setelah aquades ditambahkan kocok beberapa saat lalu simpan pada tempat yang bersih dan jangan lupa memberi label K₂CrO₄ 0,25 M agar tidak terjadi kekeliriuan.

 

Pengenceran

Larutan-larutan yang tersedia di dalam laboratorium umumnya dalam bentuk pekat. Untuk memperoleh larutan yang konsentrasinya lebih rendah biasanya dilakukan pengenceran. Pengenceran dilakukan dengan menambahkan aquades ke dalam larutan yang pekat. Penambahan aquades ini mengakibatkan konsentrasi berubah dan volume diperbesar tetapi jumlah mol zat terlarut tetap. (gambar 2)

 

 

 

Selain cara di atas pengenceran dapat dilakukan dengan cara terlebih dahulu menentukan konsentrasi dan volume larutan yang akan dibuat. Misalnya kita akan membuat larutan 250 mL 0,01 M maka berapa mL larutan awal yang harus diambil untuk diencerkan?. Untuk menentukan kita masih tetap menggunakan rumus pengenceran yaitu

V₁M₁ = V₂M₂

V₁ . 0,25 M = 250 mL x 0,01 M

V₁ = 2,5/0.25 mL

V₁ = 10 mL

Jadi untuk membuat larutan 250 mL K₂CrO₄ 0,01 M  diperlukan 10 mL larutan K₂CrO₄ 0,25 M. untuk percobaan yang memerlukan ketelitian tinggi pengambilan larutan sebaiknya menggunakan pipet volume. Pengambilan larutan dapat juga menggunakan pipet ukur atau gelas ukur jika larutan tersebut akan digunakan untuk percobaan yang tidak memerlukan ketelitian tinggi (kualitatif).

Pencamuran

Pada pencampuran dua atau lebih larutan yang sejenis tetapi konsentrasinya berbeda maka konsentrasi larutan yang terbentuk dapat dihitung dengan persamaan berikut: (gambar 3)

asam basa dan teori asam basa

Zat-zat asam biasanya dinyakan sebagai HA, yang merupakan rumus umum asam. Zat-zat yang dalam larutan memiliki pH 7 disebut senyawa netral, pH kurang dari 7 disebut zat asam sedangkan zat-zat yang memiliki pH lebih dari 7 disebut basa.

Antara asam dapat basa dapat bereaksi yang disebut reaksi netralisasi. Produk yang diperoleh dari reaksi ini yaitu garam dan air. Walaupun dikatakan reaksi netralisasi tapi kenyataannya garam yang terbentuk tidak selalu bersifat netral. Beberapa asam dan basa yang telah digunakan dalam kehidupan sehari-hari dapat dilihat pada tabel.

Nama	Rumus molekul	Terdapat dalam
Asam asetat  Asam askorbat Asam sitrat Asam karbonat Asam klorida Asam nitrat Asam fosfat Asam tartrat Asam malat Asam format Asam laktat Asam benzoat	CH3COOH  C6H8O6 C6H8O7 H2CO3 HCl HNO3 H3PO4 C4H6O6 C4H6O5 HCOOH C3H6O3 C6H5COOH	Cuka dapur  Jeruk, tomat, sayuran Jeruk atau vitamin C Minuman berkarbonasi Asam lambung Pupuk Deterjen, pupuk Anggur Apel Sengatan lebah Keju Bahan pengawet makanan

Nama	Rumus molekul	Digunakan pada
Alumunium hidroksida	AI(OH)3	Deodorant dan antasida
Kalsium Hidroksida	Ca(OH)2	Plester
Magnesium Hidroksida	Mg(OH)2	Antasida
Natrium Hidroksida	NaOH	Pembersih saluran pipa, penyerap gas CO2 dalam laboratorium
Kalium Hidroksida  Ammonium Hidroksida	KOH  NH4OH	Pembuatan sabun  Pelarut desinfektan

Teori Asam Basa

Teori Asam basa Arhenius

Svante August Arrhenius

Pada tahun 1903 Arhenius mengungkapkan suatu teori yang dikenal sebagai teori asam basa. konsep asam basa menurut arhenius dikenal sebagai sebagai konsep beraqua. Asam adalah suatu spesies yang dapat melepaskan atau meningkatkan ion H⁺ (ion hidrogen) atau ion H₃O⁺ (ion hidronium) jika dilarutkan dalam air.  Sedangkan basa adalah suatu spesies yang dapat melepaskan atau menambah OH‾ (ion hidroksil) jika dilarutkan dalam air.

Berikut beberapa contoh asam arhenius

HCl(aq) + H₂O(l) ──→ H₃O⁺(aq) + Cl‾(aq)

Asam Monoprotik dan Asam poliprotik

Spesies yang di dalam air melepaskan melepaskan atau menambah satu  ion H⁺ atau ion H₃O⁺ disebut asam monoprotik. Sedangkan spesi yang memberikan lebih dari satu ion H⁺ atau H₃O⁺ disebut asam poliprotik. Berikut beberapa contoh asam monoprotik dan asam poliprotik

Asam monoprotik	Nama	Asam poliprotik	Nama
HF  HBr HCN HClO HClO2 HClO3 HClO4 HNO2 HCOOH CH3COOH	asam fluorida  asam bromida asam sianida asam hipoklorit asam klorit asam klorat asam perklorat asam nirit asam formal asam asetat	H2SO4  H2CO3 H2SnO2 H2SnO3 H2PbO2 H2PbO3 H2C2O4 H2S	asam sulfat  asam karbonat asam satanit asam stanat asam plumbit asam plumbat asam oksalat asam sulfida

Asam poliprotik yang di dalam air melepaskan 2 dan 3 H⁺ atau H₃O⁺ berturut-turut adalah asam diprotok dan asam triprotik.

H₂SO₄ + H₂O ──→ H⁺ + HSO₄‾

HSO₄ + H₂O ──→ H⁺ + SO4^2-

H3PO₄ + H₂O ──→ H⁺ + H₂PO₄‾

H2PO₄‾ + H₂O ──→ H⁺ + HPO₄^2-

HPO₄^2- + H₂O ──→ H⁺ + PO₄^3-

NaOH, NH₃, N₂H₂(hidrasin) merupakan beberapa contoh dari basa arhenius. Reaksi yang terjadi

NaOH(s) + H₂O(l) ──→ Na⁺(aq) + OH‾(aq)

NH₃(g) + H₂O(l) ──→ NH₄⁺(aq) + OH‾(aq)

N₂H₂(g) + H₂O(l) ──→ N₂H₅(aq) +  OH‾(aq)

CO₂ juga merupakan suatu asam. Karena reaksi dengan air membentuk asam karbonat. Asam karbonat yang terbentuk akan bereaksi lanjut dengan air menghasilkan H₃O⁺ dan HCO₃‾

Berikut reaksi yang terjadi

CO₂(g) + H₂O(l) ──→ H₂CO₃(aq)

H₂CO₃(aq) + H₂O(l) ──→ H₃O⁺(aq) + HCO₃‾(aq)

Secara umum oksida nonlogam yang bereaksi dengan menghasilkan suatu larutan yang disebut anhidrida asam. Oksida logam atau basa anhidrat yang bereaksi dengan air dengan air akan menghasilkan hidroksidanya

Na₂O + H₂O  ──→ 2NaOH

BaO + H₂O   ──→ Ba(OH)₂

Teori Asam Basa Bronsted-Lowry

Teori asam basa menurut Arhenius penggunaannya tidak begitu luas karena hanya dapat mengungkapkan fenomena asam basa yang terjadi dalam larutan air. Selanjutnya pada tahun 1923 teori asam basa dijelaskan secara bersamaan oleh J.N Bronsted ahli kimia Denmark dan T.M Lowry ahli kimia Inggris. Karena kedua ahli ini mengungkapkan teori yang sama secara bersamaan maka teori ini dikenal dengan teori asam basa Bronsted-Lowry. Menurut kedua orang ahli kimia ini asam adalah suatu spesies yang dapat menyumbangkan proton (proton donor), sedangkan suatu basa (proton akseptor) yakni suatu spesies yang dapat menerima proton dari suatu asam.

Misalnya reaksi antara HCl dan air. Reaksi sebagai berikut

HCl(aq) + H₂O(l) ──→ H₃O⁺(aq) + Cl‾(aq)

Dari reaksi di atas HCl disebut asam B-L karena dapat menyumbangkan proton kepada air. Karena air menerima proton dari HCl maka air disebut basa B-L. H₃O⁺ dan Cl‾ yang terbentuk dapat bereaksi kembali dengan satu sama lain menghasilkan HCl dan H2O. Reaksi kebalikan ini disebut juga reaksi Bronstet-Lowry. Dimana ion hidronium berperan sebagai asam dan Cl‾ berperan sebagai basa.  maka reaksi yang terjadi dapat sebagai suatu kesetimbangan, dimana didapatkan dua asam dan dua basa. dengan masing-masing  asam dan basa, satu berada disebelah kiri dan satu berada disebelah kanan anak panah.

HCl(aq) + H₂O(l) ──→ H₃O⁺(aq) +    Cl‾(aq)

asam          basa                  asam konjugasi        basa konjugasi

Pada teori asam basa Bronsted-Lowry dikenal istilah konjugat. Istilah konjugat dihubungkan dengan kehilangan dan penambahan proton sehingga membentuk pasangan asam basa. Pada reaksi di atas Cl‾ adalah basa konjugat bagi HCl atau HCl asam konjugat bagi basa Cl‾. Sedangkan H₂O adalah basa konjugat bagi H₃O⁺ atau H₃O⁺ asam konjugat bagi H₂O.

Konsep asam basa Bronsted-Lowry cakupannya lebih luas, sebab bukan hanya reaksi yang berlangsung di dalam air, tetapi dapat digunakan untuk meramalkan reaksi asam basa yang berlangsung tanpa adanya pelarut sama sekali. Misalnya jika HCl dicampur dengan NH₃, akan bereaksi dengan segera membentuk padatan yang berwarna putih NH₄Cl. Dengan reaksi

NH₃ + HCl    ──→ NH₄⁺ +           Cl‾

Basa      asam       asam konjugasi       basa konjugasi

Dari reaksi di atas diketahui bahwa reaksi ini berlangsung berdasarkan teori asam basa Bronsted-Lowry. Namun demikian reaksi ini tidak melibatkan ion hidronium dan ion hidroksida sehingga teori Arhenius tidak berlaku bagi reaksi ini.

Berdasarkan teori B-L dapat dikatakan bahwa suatu spesies dapat berperan sebagai asam dan pada keadaan tertentu dapat pula berpean sebagai basa. spesi-spesi seperti ini disebut zat amfoter atau spesi amfoter. Air dan juga pelarut-pelarut lain yang mengandung gugus -OH dapat bertindak sebagai basa dan juga dapat bertindak sebagai basa.

Teori Asam Basa Lewis

Teori asam basa Bronsted Lowry cakupannya lebih luas dari dari teori asam basa Arhenius sebab tidak hanya digunakan untuk reaksi yang berlangsung dalam air. Namun demikian konsep Bronsted-Lowry memiliki kelemahan sebab hanya membahas adanya serah terima proton. Padahal banyak reaksi yang termasuk reaksi asam basa tetapi tidak dapat dijelakan menggunakan teori Bronsted-Lowry.

Keterbatasan yang tidak dapat dijelaskan menggunakan teori Bronsted-Lowry, berhasil dijelaskan oleh G. N. Lewis. Teori asam basa yang dikembangkan oleh lewis hanya dipusatkan kepada basa. suatu basa adalah spesies yang memberikan pasangan elektron untuk membentuk ikatan kovalen. Suatu asam adalah spesies yang dapat menerima pasangan elektron untuk mebentuk ikatan.

Kelebihan teori asam basa Lewis yaitu reaksi-reaksi tertentu yang tidak termasuk dalam teori asam basa Bronsted-Lowry, ternyata dengan menggunakan teori Lewis reaksi tersebut termasuk reaksi asam basa. misalnya reaksi yang terjadi antara amoniak dengan boron trifluorida.

H₃N + BF₃ ──→ H₃N→BF₃

Senyawa-senyawa yang mengandung unsur yang memiliki elektron valensi tak lengkap, seperti BF₃ dan AlCl₃ cenderung menjadi asam Lewis. Sedangkan senyawa atau ion yang memiliki pasangan elektron beabs cenderung berperan sebagai basa.

Cara Membedakan Alkohol Primer, Sekunder, Tersier

Cara Membedakan Alkohol Primer, Sekunder dan Tersier

Untuk membedakan suatu alkohol termasuk alkohol primer, sekunder atau tersier dapat dilakukan menggunakan pereaksi Lucas. Pereaksi Lucas dibuat dengan dengan mereaksikan asam klorida pekat dan seng klorida. Pengamatan yang terjadi ketika ditambah pereaksi Lucas adalah:

1. Untuk alkohol primer ketika ditembahkan pereaksi Lucas tidak terjadi perubahan karena tidak terjadi reaksi kimia.
2. Pada alkohol sekunder ketika ditambah pereaksi Lucas terjadi reaksi kimia namun sangat lambat. Untuk mempercepat reaksi yang terjadi yaitu dilakukan pemanasan, setelah pemanasan sekitar 10 menit akan terbentuk 2 lapisan.
3. Sedangkan alkohol tersier ketika ditambahkan pereaksi Lucas akan bereaksi denga cepat membentuk alkil klorida yang tak larut dalam larutan

senyawa terner, tata nama asam, basa dan garam

Senyawa Terner

Senyawa terner adalah senyawa yang disusun lebih dari dua unsur. senyawa terner meliputi senyawa asam, senyawa basa dan senyawa garam.

 

Tata Nama Senyawa Asam

Untuk semua senyawa asam penamaannya diawali dengan menulis atau menyebut kata asam. Senyawa asam terdiri dari atas atom hidrogen yang dianggap sebagai ion H⁺ (kation) dan suatu anion yang disebut sisa asam. Namun perlu diingat bahwa senyawa asam merupakan senyawa kovalen. Misalnya H₂SO₄, asam sulfat merupakan senyawa kovalen, tetapi dalam dalam air dapat terurai menjadi H+ dan SO₄‾. SO₄‾  inilah yang disebut sebagai sisa asam sedangkan H⁺ merupakan asam. Perlu diketahui bahwa H⁺ merupakan asam paling kuat di dunia jika berlaku sebagai asam dan memiliki daya polarisasi paling kuat di dunia jika berlaku sebagai kation. Hingga saat ini belum ada senyawa ionik yang mengandung ion H⁺.

Senyawa asam terbagi menjadi:

1)      Senyawa asam anorganik: asam nonoksi dan asam oksi

2)      Senyawa asam organik: asam oksi

 

 

Tata nama Asan nonoksi

Asam nonoksi adalah asam anoganik yang tidak mengandung oksigen dalam rumus kimiamya atau asam yang tidak mempunyai yang tidak oksida asam dalam rumus kimianya.

 

 

Tata Nama Asam Oksi

Asam oksi artinya asam anorganik yang menandung oksigen atau asam asam anoorganik yang mengandung oksida asam dalam rumus kimianya. Selain oksigen biasanya terdapat pula hidrogen dan unsur nonlogam. Tata nama senyawa asam adalah sebagai berikut:

1)      Menulis atau menyebut kata asam.

2)      Asam oksi yang terdiri dari unsur nonlogam yang hanya membentuk satu senyawa, penamaan atau penulisan diberi akhiran –at.

Misalnya: H₂CO₃ : asam karbonat (untuk teman-teman yang tau selain asam karbonat harap dikomentari)

3)      Asam oksi yang terdiri dari unsur nonlogam yang memiliki bilangan oksidasi (biloks) lebih dari satu dapat membentuk lebih dari satu jenis senyawa.

a)      Unsur nonlogam dengan bilangan oksidasi terendah atau mengandung jumlah oksigen sedikit, penamaan atau penulisan diberi akhiran –it

b)      Unsur nonlogam dengan bilangan oksidasi tertinggi atau mempunyai jumlah oksigen lebih banyak penamaan atau penulisan diberi akhiran –at

Contoh-contoh senyawanya adalah sebagai berikut:

 

Rumus kimia	Nama	Biloks	Rumus kimia	Nama	Biloks
H2SO4 H2SO3 HNO3 HNO2	Asam sulfat Asam sulfit Asam nitrat Asam nitrit	+6 +4 +5 +4	H2SeO4 H2SeO3 HBrO3 HBrO2	Asam selenat Asam selenit Asam bromat Asam bromit	+6 +4 +5 +3

 

 

4)      Asam yang oksida asamnya berupa halogen disebut asam oksi halogen. Cara penmaan asam oksi halogen didasarkan pada perbedaan bilangan oksidasi atau jumlah oksigen yang ada. Urutan penamaan asam oksi halogen adalah sebagai berikut:

hipo ― it, ― it, ― at, per ― at

contoh

Rumus kimia	Nama senyawa	Biloks
HClO HClO2 HClO3 HClO4	asam hipoklorit asam klorit asam klorat asam perklora	+1 +3 +5 +7

 

 

 

Tata Nama Senyawa Basa

Senyawa basa umumnya terdiri dari kation dan suatu anion OH‾

1)      Basa yang terbentuk dari kation logam yang memiliki satu bilangan oksidasi (biloks). Misalnya alkali, alkali tanah, dan aluminium. Penamaan adalah dengan menyebut atau menulis nama logam terlebih dahulu ditambah kata hidroksida. Secara ringkas penamaannya adalah sebagai berikut:

nama logam + hidroksida

contoh:

NaOH = natrium hidroksida

LiOH = litium hidrooksida

Sr(OH)₂ = natrium hidroksida

Ba(OH)₂ = barium hidroksida

Ca(OH)₂ = kalsium hidroksida

 

2)      Basa yang terbentuk dari unsur logam dengan bilangan oksidasi lebih dari satu. Penamaannya adalah dengan menyebut atau menulis nama logam diikuti bilangan oksidasi dari unsur terkait yang ditulis menggunakan angka Romawi dalam tanda kurung kemudian ditambah kata hidroksida. Secara ringkas dapat ditulis sebagai:

Nama logam + biloks logam + hidroksida

Contoh:

Fe(OH)₂ = besi(II) hidrooksida

Fe(OH)₂ = besi(III) hidrooksida

CuOH =  tembaga(I) hidrooksida

Cu(OH)₂ = tembaga(II) hidrooksida

Sn(OH)₃ = timah(III) hidrooksida

Sn(OH)₄ = timah(IV) hidrooksida

 

 

Tata Nama Garam

Garam merupakan senyawa yang terbentuk dari kation basa dan anion sisa asam.

1)      Garam yang terbentuk dari kation dan anion, dimana kation hanya memiliki satu bilangan oksidasi penamaannya adalah menyebut atau menulis nama kation terlebih dahulu diikuti nama anion sisa asamnya.

Contoh:

NaNO₃ = natrium nitrat

Ca(NO₃)₂ = kalsium nitrat

 

2)      Garam yang terbentuk dari kation dan anion dimana kation memiliki bilangan oksidasi lebih dari satu, penamaannya adalah menyebut atau menulis nama kation beserta bilangan oksidasinya yang ditulis menggunakan angka Romawi dalam tanda kurung kemudian diikuti nama anion sisa asamnya.

Contoh

Sn(SO₄)₂ = tembaga(IV) sulfat

CuS = tembaga(II) sulfat

 

CATATAN: tata nama senyawa yang memiliki bilangan oksidasi lebih dari satu penulisan bilangan oksidasinya harus disambung dengan logam terkait bukan berada diantara kation dan anionnya. Hal disebabkan biloks tersebut milik unsur tersebut, bukan milik bersama atau milik unsur lain.

Misalnya:

CuS = tembaga(II) sulfat (benar)

CuS = tembaga (II) sulfat (salah)