Tekanan Osmotik

Osmosis adalah proses merembesnya atau mengalirnya pelarut ke dalam larutan melalui selaput semipermiabel. Proses perembesan hanya terjadi dari larutan yang mempunyai konsentrasi yang kecil ke dalam larutan berkonsentrasi besar.
Selaput permeabel merupakan selaput yang hanya dapat dilewati oleh partikel-partikel dengan ukuran tertentu.
Tekanan osmotik atau osmosa adalah tekanan yang diperlukan, sehingga terjadi penghentian aliran pelarut ke dalam larutan. Pada Gambar 11.7 besarnya tekanan setara dengan perubahan dari Δh.

Gambar 11.7. Percobaan perembesan larutan melalui membran semi permeabel
Dalam hubungannya dengan konsentrasi larutan Van het Hoff menyimpulkan bahwa Tekanan osmotik larutan akan semakin besar apabila konsentrasi (Molar) dari zat terlarut semakin besar.
Menurut Van Het Hoff, maka berlaku:

π = tekanan osmosa (dalam atm)
C = konsentrasi zat terlarut mol/L
R = konstanta gas = 0,082 atm.L/mol.K
T = suhu dalam °K
Tekanan osmosa 17 gram suatu zat dalam 1 liter larutan pada suhu 27 °C adalah 1,5 atm. Berapakah berat molekul zat tersebut?
Persamaan tekanan osmosa

π = 1.5 atm
R = 0.082 atm.L/mol.K
T = 273 + 27 = 3000K
1,5 = C . 0,082 . 300
C = 0.061 mol/L
BM dari zat tersebut adalah

Mr = 278.

Untuk pembahasan soal dan Materi Klik disini

Read more...

Langkah-langkah Penyetaraan Reaksi Redoks

Langkah-langkah penyetaraan reaksi redoks

1. Cara bilangan oksidasi
   1. Tentukan mana reaksi oksidasi dan reduksinya
   2. Tentukan penurunan Bilangan Oksidasi dari oksidator dan kenaikan Bilangan Oksidasi dari reduktor.
   3. Jumlah elektron yang diterima dan yang dilepaskan perlu disamakan dengan mengalikan terhadap suatu faktor.
   4. Samakan jumlah atom oksigen di kanan dan kiri reaksi terakhir jumlah atom hidrogen di sebelah kanan dan kiri reaksi.
2. Cara setengah reaksi
   1. Tentukan mana reaksi oksidasi dan reduksi
   2. Reaksi oksidasi dipisah- kan dari reaksi reduksi
   3. Setarakan ruas kanan dan kiri untuk jumlah atom yang mengalami perubahan Bilangan Oksidasi untuk reaksi yang jumlah atom-atom kanan dan kiri sudah sama, setarakan muatan listriknya dengan menambahkan elektron.
   4. Untuk reaksi yang jumlah atom oksigen di kanan dan kiri belum sama setarakan kekurangan oksigen dengan menambahkan sejumlah H₂O sesuai dengan jumlah kekurangannya.
   5. Setarakan atom H dengan menambah sejumlah ion H⁺ sebanyak kekurangannya.
   6. Setarakan muatan, listrik sebelah kanan dan kiri dengan menambahkan elektron pada ruas yang kekurangan muatan negatif atau kelebihan muatan positif.
   7. Samakan jumlah elektron kedua reaksi dengan mengalikan masing-masing dengan sebuah faktor.

Penyetaraan persamaan reaksi redoks
Tahapan:

1. Tentukan perubahan bilangan oksidasi.
2. Setarakan perubahan bilangan oksidasi.
3. Setarakan jumlah listrik ruas kiri dan kanan dengan :

H⁺ pada larutan bersifat asam

OH^- pada larutan bersifat basa

4.  Tambahkan H₂O untuk menyetarakan jumlah atom H.
Contoh:

1.

2. Angka penyerta = 5

3.

4.

Perbedaan oksidasi reduksi
Perbedaan oksidasi reduksi lebih jelasnya dapat dilihat pada Tabel 9.1






Untuk Latihan Soal dan Materi Lain Klik Disini

Read more...

Elektrokimia

Keadaan standar didefinisikan sebagai keadaan pada 25^o C (298.15 K), pada keaktifan satu untuk semua zat dalam sel elektrokimia pada sel dengan arus nol pada tekanan 1 bar (105 Pa).  Untuk reaksi yang melibatkan ion H⁺, keadaan standar adalah pH = 0 (sekitar konsentrasi asam 1 molar).
Dalam kasus elektrode hidrogen digunakan sebagai potensial elektrode standar, gas hidrogen 1 atm (aH2 = 1) dikontakkan perlahan dengan elektroda platinum-hitam yang dibenamkan dalam larutan asam kuat dengan keaktifan, aH+ = 1.  Potentialnya diungkapkan sebagai:

dan menurut definisi E⁰ = 0 dalam keadaan standar.  Elektroda hidrogen dalam keadaan standar disebut sebagai elektrode hidrogen standar atau NHE.  Walaupun potensial reduksi biasanya diungkapkan dengan rujukan NHE standar, elektrode hidrogen sukar ditangani.  Oleh karena itu elektrode kalomel jenuh atau Ag/AgCl digunakan sebagai elektroda rujukan untuk pengukuran elektrokimia sehari-hari dan potensial percobaan  diukur terhadap elektroda ini atau dikonversi pada nilai NHE.  Bila nilai NHE diset menjadi 0, nilai SCE 0.242 V, dan Ag/AgCl adalah 0.199 V.
Reaksi redoks terjadi hanya bila pasangan redoks ada dan reaktannya dapat berupa oksidator atau reduktor bergantung pasangan reaksinya. Kemampuan relatif redoksnya dapat diungkapkan secara numerik dengan memberikan potensial reduksi setengah reaksinya,  E⁰ (Tabel 3.1). Perubahan energi bebas reaksi berhubungan dengan E⁰,

n adalah jumlah elektron yang diserahterimakan dan f adalah konstanta Faraday, 96500 C.mol^-1.

Misalnya, untuk dua reaksi

Tidak berlangsung bebas, tetapi bila H⁺ (aq) dan Zn(s) ada, reaksi  redoks akan berlangsung.  Persamaan yang menyatakan reaksi yang berlangsung didapat bila reaksi ke-2 dikurangi dengan persamaan reaksi pertama

Perubahan energi bebas reaksi redoks keseluruhan adalah selisih perubahan energi masing-masing setengah reaksi.

Karena setengah sel pada dasarnya hanya imajiner dan umumnya digunakan sebagai pasangan, perubahan energi bebas ∆G⁰₁ untuk H⁺ diset 0.  Dalam hal ini karena didapat hasil percobaan ∆G⁰ sebesar -147 kJ, maka ∆G⁰₂ bernilai 147 kJ.  Potensial E⁰ yang berkaitan dengan ∆G⁰ setengah reaksi disebut potensial reduksi standar.

Maka

Potensial standar berbagai setengah reaksi ditentukan dengan menggunakan prosedur yang mirip dengan yang disebutkan tadi (Tabel 3.1). E⁰ reaksi redoks dapat dihitung dengan mengkombinasikan E⁰ setengah reaksi ini.
Bila E⁰ reaksi redoks positif, ∆G⁰ bernilai negatif dan reaksi berlangsung spontan.  Akibatnya selain menggunakan perubahan energi bebas potensial reduksi juga dapat digunakan untuk menentukan kespontanan reaksi. Semakin besar potensial reduksi semakin kuat kemampuan oksidasinya. Nilai positif atau negatif berdasarkan nilai potensial reduksi proton adalah 0, dan harus dipahami bahwa nilai positif tidak harus berarti mengoksidasi, dan nilai negatif bukan berarti mereduksi. Deretan yang disusun berdasarkan kekuatan redoks disebut deret elektrokimia.

Untuk Soal latihan dan materi lain Klik Disini

Read more...

Sel Elektrolisis

• Terjadi perubahan : energi listrik → energi kimia
• Elektrolisa adalah reaksi non-spontan yang berjalan akibat adanya arus (aliran elektron) eksternal yang dihasilkan oleh suatu pembangkit listrik
• Pada sel elektrolitik

–        Katoda bermuatan negatif  atau disebut elektroda –

–        Terjadi reaksi reduksi

Jenis logam tidak diperhatikan, kecuali logam Alkali (IA) dengan Alkali tanah(IIA), Al dan Mn

-         Reaksi : 2 H⁺(aq) + 2e^- →H₂(g)

ion golongan IA/IIA  tidak direduksi; dan penggantinya air

2 H₂O(l) + 2 e^- → basa + H₂(g)

ion-ion lain  direduksi

–        Anoda bermuatan positif (+) atau disebut elektroda +

-         Terjadi reaksi oksidasi

-         Jenis logam diperhatikan

a.  Anoda : Pt atau C (elektroda inert)

reaksi :

# 4OH^- (aq) → 2H₂O(l) + O₂(g) + 4e^-

# gugus asam beroksigen tidak teroksidasi, diganti oleh

2 H₂O(l) → asam + O₂(g)

# golongan VIIA (halogen) → gas

b.  Anoda bukan : Pt atau C

reaksi : bereaksi dengan anoda membentuk garam atau senyawa lain.

 

Untuk Soal Dan Materi lain Klik Disini

Read more...

Sifat Koligatif Larutan

Gambaran umum sifat koligatif

Sifat  koligatif  larutan  adalah  sifat  larutan  yang  tidak tergantung pada macamnya zat terlarut tetapi semata-mata hanya ditentukan oleh banyaknya zat terlarut (konsentrasi zat terlarut).

Apabila suatu pelarut ditambah dengan sedikit zat terlarut (Gambar 6.2), maka akan didapat suatu larutan yang mengalami:

1. Penurunan tekanan uap jenuh
2. Kenaikan titik didih
3. Penurunan titik beku
4. Tekanan osmosis

Banyaknya partikel dalam larutan ditentukan oleh konsentrasi larutan dan sifat Larutan itu sendiri. Jumlah partikel dalam larutan non elektrolit tidak sama dengan jumlah partikel dalam larutan elektrolit, walaupun konsentrasi keduanya sama. Hal ini dikarenakan larutan elektrolit terurai menjadi ion-ionnya, sedangkan larutan non elektrolit tidak terurai menjadi ion-ion. Dengan demikian sifat koligatif larutan dibedakan atas sifat koligatif larutan non elektrolit dan sifat koligatif larutan elektrolit.

Penurunan Tekanan Uap Jenuh

Pada  setiap  suhu,  zat  cair  selalu  mempunyai  tekanan tertentu. Tekanan ini adalah tekanan uap jenuhnya pada suhu tertentu. Penambahan suatu zat ke dalam zat cair menyebabkan penurunan tekanan uapnya. Hal ini disebabkan karena zat terlarut itu mengurangi bagian atau fraksi dari pelarut, sehingga kecepatan penguapan berkurang.

Gambaran penurunan tekanan uap

Menurut Roult :

p = p^o . X_B

keterangan:

p     : tekanan uap jenuh larutan

po  : tekanan uap jenuh pelarut murni

XB  : fraksi mol pelarut

Karena X_A + X_B = 1, maka persamaan di atas dapat diperluas menjadi :

P = P^o (1 – X_A)

P = P^o – P^o . X_A

P^o – P = P^o . X_A

Sehingga :

ΔP = p^o . XA

keterangan:

ΔP   : penuruman tekanan uap jenuh pelarut

po    : tekanan uap pelarut murni

XA   : fraksi mol zat terlarut

Contoh :

Hitunglah penurunan tekanan uap jenuh air, bila 45 gram glukosa (Mr = 180) dilarutkan dalam 90 gram air ! Diketahui tekanan uap jenuh air murni pada 20^oC adalah 18 mmHg.

Kenaikan Titik Didih

Adanya penurunan tekanan uap jenuh mengakibatkan titik didih larutan lebih tinggi dari titik didih pelarut murni. Untuk larutan non elektrolit kenaikan titik didih dinyatakan dengan:

ΔT_b = m . K_b

keterangan:

ΔT_b = kenaikan titik didih (^oC)

m      = molalitas larutan

K_b = tetapan kenaikan titik didihmolal

(W menyatakan massa zat terlarut), maka kenaikan titik didih larutan dapat dinayatakan sebagai:

Apabila pelarutnya air dan tekanan udara 1 atm, maka titik didih larutan dinyatakan sebagai :

T_b = (100 + ΔT_b) ^oC

Penurunan Titik Beku

Untuk penurunan titik beku persamaannya dinyatakan sebagai:

ΔT_f = penurunan titik beku

m     = molalitas larutan

Kf     = tetapan penurunan titik beku molal

W     = massa zat terlarut

Mr   = massa molekul relatif zat terlarut

p      = massa pelarut

Apabila pelarutnya air dan tekanan udara 1 atm, maka titik beku larutannya dinyatakan sebagai:

Tf = (O – ΔT_f)^oC

Tekanan Osmosis

Tekanan osmosis adalah tekanan yang diberikan pada larutan yang dapat menghentikan perpindahan molekul-molekul pelarut ke dalam larutan melalui membran semi permeabel (proses osmosis) seperti ditunjukkan pada.

Menurut Van’t hoff tekanan osmosis mengikuti hukum gas ideal:

PV = nRT

Karena tekanan osmosis = Π , maka :

π° = tekanan osmosis (atmosfir)
C   = konsentrasi larutan (M)
R   = tetapan gas universal.  = 0,082 L.atm/mol K
T   = suhu mutlak (K)

Tekanan osmosis

• Larutan yang mempunyai tekanan osmosis lebih rendah dari yang lain disebut larutan Hipotonis.
• Larutan yang mempunyai tekanan lebih tinggi dari yang lain disebut larutan Hipertonis.
• Larutan yang mempunyai tekanan osmosis sama disebut Isotonis.

Seperti yang telah dijelaskan sebelumnya bahwa larutan elektrolit  di  dalam  pelarutnya  mempunyai  kemampuan  untuk mengion. Hal ini mengakibatkan larutan elektrolit mempunyai jumlah partikel yang lebih banyak daripada larutan non elektrolit pada konsentrasi yang sama.

Contoh :

Larutan 0.5 molal glukosa dibandingkan dengan iarutan 0.5 molal garam dapur.

• Untuk larutan glukosa dalam air jumlah partikel (konsentrasinya) tetap, yaitu 0.5 molal.

• Untuk larutan garam dapur: NaCl_(aq) → Na^+(aq) + Cl^-(aq) karena terurai menjadi 2 ion, maka konsentrasi partikelnya menjadi 2 kali semula = 1.0 molal.

Yang menjadi ukuran langsung dari keadaan (kemampuannya) untuk mengion adalah derajat ionisasi. Besarnya derajat ionisasi ini dinyatakan sebagai :

α° = jumlah mol zat yang terionisasi/jumlah mol zat mula-mula

Untuk larutan elektrolit kuat, harga derajat ionisasinya mendekati 1, sedangkan untuk elektrolit lemah, harganya berada di antara 0 dan 1 (0 < α < 1). Atas dasar kemampuan ini, maka larutan elektrolit mempunyai pengembangan di dalam perumusan sifat koligatifnya.

• Untuk Kenaikan Titik Didih dinyatakan sebagai :

n menyatakan jumlah ion dari larutan elektrolitnya.

• Untuk Penurunan Titik Beku dinyatakan sebagai :

• Untuk Tekanan Osmosis dinyatakan sebagai :

π°  = C R T [1+ α(n-1)]

Contoh :

Hitunglah kenaikan titik didih dan penurunan titik beku dari larutan5.85 gram garam dapur (Mr = 58.5) dalam 250 gram air ! (untuk air, Kb= 0.52 dan Kf= 1.86)

Jawab :

Larutan garam dapur,

Catatan:

Jika di dalam soal tidak diberi keterangan mengenai harga derajat ionisasi, tetapi kita mengetahui bahwa larutannya tergolong elektrolit kuat, maka harga derajat ionisasinya dianggap 1.

Untuk Latihan Soal dan Materi lain Klik Disini

 

Read more...