farfis 1-larutan.pdf

FAMASI FISIKA I

LARUTAN NON ELEKTROLIT

Alasen Sembiring Milala

Aditya Trias Pradana

TIPE CAIRAN Larutan Sejati

• Suatu campuran dari dua atau lebih komponen yang membentuk dispersi molekular yang homogen

• Sistem satu fase

Dispersi Kasar

• Tiap fase dalam sistem dapat membentuk massa yang berdampingan (dengan pembatas), seperti droplet minyak dalam suatu emulsi atau partikel solid dalam suspensi

• Dispersi kasar (suspensi maupun emulsi) memiliki diameter partikel lebih besar dari 500 nm (0,5µm)

Larutan Koloid

• Dispersi koloid merupakan sistem dengan ukuran partikel di antara larutan sejati dan dispersi kasar, yaitu 1-500 nm

SIFAT LARUTAN SEJATI Sifat koligatif

• Sifat koligatif terutama tergantung pada jumlah partikel dalam larutan

• Sifat koligatif larutan adalah: tekanan osmosis, penurunan tekanan uap, penurunan titik beku dan kenaikan titik didih

Sifat aditif

• Sifat aditif tergantung pada kontribusi total atom dalam molekul

• Contoh sifat aditif senyawa adalah berat molekul (jumlah massa atom konstituen)

Sifat Konstitutif

• Sifat konstitutif tergantung pada susunan, jumlah dan jenis atom dalam suatu molekul

TIPE LARUTAN

• Zat terlarut (gas, likuid atau solid) dibagi menjadi dua kelas utama: non elektrolit dan elektrolit

• Nonelektrolit adalah senyawa senyawa yang tidak menghasilkan ion ketika dilarutkan dalam air, sehingga tidak dapat menghantarkan listrik

▫ Contoh: sukrosa, gliserin, naftalena dan urea

TIPE LARUTAN

• Elektrolit merupakan zat yang membentuk ion dalam larutan, menghantarkan muatan listrik dan memperlihatkan “anomali” sifat koligatif, yaitu dengan menghasilkan: ▫ Penurunan titik beku, dan

▫ Kenaikan titik didih

Yang lebih besar daripada zat nonelektrolit dengan konsentrasi yang sama

PERHITUNGAN

MELIBATKAN

KONSENTRASI

Contoh soal: Larutan ferro sulfat eksikatus dalam air

dibuat dengan menambahkan 41,50 g FeSO4 ke dalam air secukupnya sampai terbentuk

larutan 1000 ml pada temperatur 18oC. Kerapatan larutan adalah 1,0375 dan berat

molekul FeSO4 adalah 151,9. Hitung (a) Molaritas (b) Molalitas (c) Fraksi mol FeSO4 , fraksi mol air, persen mol kedua konstituen

(d) Persen berat FeSO4

PERHITUNGAN

MELIBATKAN

KONSENTRASI

PERHITUNGAN

MELIBATKAN

KONSENTRASI

Persamaan Konversi

Untuk Hubungan Konsentrasi

PERHITUNGAN

MELIBATKAN

KONSENTRASI

LARUTAN IDEAL DAN HUKUM RAOULT Benzen dan etilen klorida adalah sepasang zat yang membentuk

larutan ideal. Berapakah tekanan uap parsial dari benzen dan etilen klorida dalam larutan yang mengandung fraksi mol benzen 0,6? Tekanan uap pB

o benzen murni pada 50oC adalah 268 mm, dan tekanan uap pA

o etilen klorida murni adalah 236 mm

Kurva tekanan uap untuk sistem biner benzen dan etilen klorida pada suhu 50oC diperlihatkan pada gambar

berikut

LARUTAN IDEAL DAN HUKUM RAOULT

• Ketiga unsur memperlihatkan ▫ tekanan uap parsial

etilen klorida

▫ tekanan uap parsial benzen dan

▫ Tekanan uap total larutan

sebagai fungsi dari fraksi mol konstituen

AEROSOL DAN HUKUM RAOULT

Tekanan uap propelan 11 murni (trikloromonofluorometana) (BM 137,4) pada 21oC adalah p11o = 13,4 pound/inci2 (psi) dan tekanan uap propelan 12 murni (diklorodifluorometana) (BM 120,9) pada

21oC adalah p12o = 84,9 psi. Suatu campuran 50:50 dua propelan (dalam gram) terdiri dari 50g propelan 11 yaitu 50 g/137,4 g mol-1 = 0,364 mol dan 50 g

propelan 12 yaitu 50 g/120,9 g mol-1 = 0,414 mol.

Tekanan uap total campuran:

LARUTAN NYATA

• Dalam larutan ideal kohesi, antara A dengan A sama dengan adhesi, antara A dan B.

• Banyak contoh telah diketahui tentang pasangan larutan yang memiliki kohesi (antara A dengan A) melebihi adhesi (antara A dan B)

• Demikian juga adhesi antara A dan B dapat lebih besar dibandingkan antara A dengan A atau antara B dengan B.

• Hal ini dapat terjadi meskipun larutan miscible dalam semua proporsi

• Campuran demikian merupakan larutan nyata atau non ideal. Larutan ini tidak mengikuti hukum Raoult.

• Ada 2 jenis deviasi dari hukum Raoult dikenal dengan nama penyimpangan negatif dan penyimpangan positif

LARUTAN NYATA

Deviasi negatif Deviasi positif

SIFAT KOLIGATIF LARUTAN

• Adalah sifat larutan yang tergantung pada jumlah partikel solutnya tetapi tidak tergantung pada sifat kimiawi solutnya.

• Termasuk di dalamnya penurunan tekanan uap, kenaikan titik didih, penurunan titik beku dan tekanan osmosis

• Sifat2 koligatuf saling berhubungan satu sama lain.

1. PENURUNAN TEKANAN UAP • Ketika zat terlarut yang tidak menguap dikombinasi dengan

pelarut mudah menguap, uap yang terbentuk di atas larutan berasal dari pelarut saja

• Zat terlarut menurunkan kecenderungan pelarut melepaskan diri, dan berdasarkan hukum Raoult, tekanan uap larutan yang mengandung zat terlarut tidak menguap akan mengalami penurunan sebanding dengan jumlah relatif dari molekul zat terlarut saja

• Titik beku, titik didih dan tekanan osmosis larutan juga tergantung pada perbandingan relatif molekul solut dan solven

1. PENURUNAN TEKANAN UAP

• Menurut hukum Raoult, tekanan uap (p1) pelarut dalam larutan encer senilai dengan tekanan uap pelarut murni, p1 dikalikan dengan fraksi mol pelarut dalam larutan (X1))

• Karena zat terlarut yang dibicarakan dianggap tidak menguap maka tekanan uap pelarut p1 sama dengan tekanan uap total larutan p

1.

PENURUNAN

TEKANAN

UAP

dimana X1 adalah fraksi mol pelarut dan X2 adalah fraksi mol zat terlarut. Persamaan Raoult dapat dimodifikasi sehingga,

maka,

Jumlah fraksi mol dari masing- masing konstituen dalam suatu larutan adalah,

Dalam persamaan 5.15, ∆p = p1o – p adalah

penurunan tekanan uap, dan ∆p/p1o penurunan

tekanan uap relatif. Penurunan tekanan uap hanya tergantung pada fraksi mol zat terlarut X2, yaitu pada jumlah partikel zat terlarut dalam volume tertentu larutan.


Contoh. Hitunglah penurunan tekanan uap relatif pada 20oC untuk suatu larutan yang mengandung 171,2 g sukrosa (w2) dalam 1000 g (w1) air. Berat molekul sukrosa (M2) adalah 342,3 dan berat molekul air (M1) adalah 18,02 g/mol


Fraksi mol, n2/(n1 + n2), dapat diganti dengan perbandingan molnya yaitu n2/n1 dalam suatu larutan encer. Maka, penurunan tekanan uap relatif dapat dinyatakan dalam bentuk konsentrasi molal zat terlarut dengan mengatur berat pelarut w1 sama dengan 1000 g. Untuk suatu larutan encer


Hitung tekanan uap apabila 0,5 mol sukrosa ditambahkan pada 1000 g air pada 20oC. Tekanan uap air pada 20oC adalah 17,54 mmHg.

Penurunan tekanan uap larutan ini adalah

Tekanan uap akhir adalah

2. KENAIKAN

TITIK DIDIH

• Titik didih normal adalah temperatur dimana tekanan uap cairan menjadi sama dengan tekanan luar yaitu 760 mm Hg

• Titik didih larutan yang mengandung zat terlarut yang tidak menguap lebih tinggi daripada pelarut murninya, hal ini disebabkan zat terlarut menurunkan tekanan uap pelarut

• Hal tersebut ditunjukkan dalam gambar 5.8

• Kurva tekanan uap larutan terletak di bawah pelarut murni, dan temperatur harus ditingkatkan pada temperatur di atas temperatur pelarut murni untuk mencapai titik didih normal

• Kenaikan titik didih pada gambar terlihat sebagai T — To = Tb

2. KENAIKAN

TITIK DIDIH

Perbandingan kenaikan titik didih (∆Tb) terhadap penurunan tekanan uap ∆p = po – p pada 100oC konstan pada temperatur ini, dan ditulis sebagai

Karena kenaikan titik didih hanya tergantung pada fraksi mol zat terlarut, maka termasuk sifat koligatif.

karena po konstan, kenaikan titik didih dapat dianggap sebanding dengan ∆p/po, yaitu penurunan tekanan uap relatif. Tetapi menurut hukum Raoult, penurunan tekanan uap relatif senilai dengan fraksi mol zat terlarut, sehingga

atau

2. KENAIKAN TITIK DIDIH Dalam larutan encer, X2 kira-kira sama dengan m/(1000/M1), dan persamaan 5.19 dapat ditulis

atau

dimana ∆Tb dikenal sebagai kenaikan titik didih dan Kb adalah tetapan kenaikan molal atau tetapan ebulioskopi. Kb mempunyai harga yang khas untuk tiap pelarut.

2. KENAIKAN TITIK DIDIH

Tetapan Ebulioskopi dan Krioskopi untuk Berbagai Pelarut

2. KENAIKAN TITIK DIDIH

• Suatu larutan obat dalam air 0,2 m memberikan kenaikan titik didih 0,103˚C. Hitung tetapan kenaikan molal untuk pelarut air.

• Kb = ∆Tb/m = 0,103/0,200 = 0,515˚ kg/mol

3. PENURUNAN

TITIK BEKU

• Titik beku atau titik leleh senyawa murni adalah temperatur dimana fase padat dan fase cair berada dalam kesetimbangan pada tekanan 1 atm.

• Kesetimbangan disini berarti kecenderungan zat padat untuk berubah menjadi cairan sama dengan kecenderungan untuk proses sebaliknya, karena keduanya memiliki kecenderungan melepaskan diri yang sama

• Nilai To untuk air yang dijenuhkan dengan udara pada tekanan ini ditandai pada temperatur 0oC

3. PENURUNAN TITIK BEKU

• Triple point air dimana air dalam bentuk padat, cair dan uap berada pada kesetimbangan yaitu pada tekanan 4,58 mmHg dan temperatur 0,0098°C.

• Penurunan titik beku yang disebut digambarkan dalam gambar 5—10. Tb gambar 5—8 juga ditunjukkan kembali.

3. PENURUNAN TITIK BEKU Semakin pekat larutan, maka semakin jauh terpisah kurva pelarut dengan larutan dan semakin besar juga penurunan titik beku. Keadaan tersebut memperlihatkan bahwa penurunan titik beku sebanding dengan konsentrasi molal zat terlarut

Tf adalah penurunan titik beku sedangkan Kf adalah tetapan penurunan molal atau tetapan krioskopi yang tergantung pada sifat-sifat fisik dan kimia pelarut

atau


Berapakah titik beku larutan yang mengandung 3,42 gram sukrosa dalam 500 gram air? Berat molekul sukrosa 342. Pada larutan yang

relatif encer ini nilai Kf sama dengan 1,86

Oleh karena itu titik beku larutan dalam air ini adalah -0,037oC

4. TEKANAN OSMOSIS

• Jika CoCl2 ditempatkan dalam kantong kertas dan disuspensikan dalam beaker yang berisi air, maka air secara perlahan-lahan berwarna merah karena CoCl2

berdifusi dalam beaker tersebut. Pada proses difusi ini

molekul zat terlarut dan pelarut berpindah secara bebas.

• Jika larutan dibatasi oleh suatu membran yang permeabel terhadap molekul pelarut saja, maka terjadi

gejala yang dikenal dengan osmosis. Barrier yang

hanya bisa dilewati oleh satu komponen saja (umumnya air) disebut membran semipermiabel.

4. TEKANAN OSMOSIS

• Apabila sebuah tabung dimana seluruh bagian yg terbuka dilekatkan pada selembar selofan dapat digunakan untuk menggambarkan prinsip osmosis.

• Sebagian tabung diisi dengan larutan sukrosa pekat dan tabung direndam dalam bejana berisi air.

• Lewatnya air melalui membran semipermiabel menuju larutan sukrosa menyebabkan tekanan yang cukup untuk menggerakkan larutan sukrosa ke atas tabung, sampai tekanan hidrostatik kolom cairan sama dengan tekanan yang menyebabkan air melewati membran dan memasuki tabung.

4. TEKANAN OSMOSIS

4. TEKANAN OSMOSIS

• Osmosis adalah lewatnya pelarut ke dalam larutan melalui membran semipermiabel.

• Kecenderungan melepaskan diri dapat diukur dalam bentuk tekanan uap atau tekanan osmosis.

• Osmosis dapat juga terjadi bila suatu larutan pekat dipisahkan dari larutan yang kurang pekat dengan suatu membran semipermiabel.

4. TEKANAN OSMOSIS

• Pada tahun 1886, van't Hoff memperkenalkan data Pfeffer, suatu perbandingan antara tekanan osmosis, konsentrasi dan temperatur dan mengusulkan suatu persamaan gas ideal.

• Van't Hoff menyimpulkan bahwa terdapat hubungan nyata antara larutan dan gas dan bahwa tekanan osmosis dalam larutan encer setara dengan tekanan yang dipakai oleh zat terlarut apabila zat terlarut tersebut adalah gas yang menempati volume yang sama.

V = n R T

4. TEKANAN OSMOSIS

: tekanan osmosis (atm)

V : volume larutan (liter)

n : jumlah mol zat terlarut (mol)

R : tetapan gas = 0,082 liter atm/der mol

T : temperatur absolut.

4. TEKANAN OSMOSIS

• Kita harus waspada untuk tidak menggunakan persamaan van't Hoff's begitu saja, karena hal ini menimbulkan pengertian bahwa molekul zat terlarut “menghasilkan” tekanan osmosis dengan menggunakan tekanan pada membran.

• Tetapi lebih tepat menganggap tekanan osmosis yang dihasilkan dari kecenderungan melepaskan diri molekul pelarut pada kedua sisi membran.

4. TEKANAN OSMOSIS

Contoh soal

Satu gram sukrosa (BM 342) dilarutkan dalam 100 ml larutan pada suhu 250 C. Berapakah tekanan osmosis larutan?

Jawab :

Mol sukrosa = = 0,0029

π x 0,10 = 0,0029 x 0,082 x 298 = 0,71 atm

π = 7,1 atm

1,0 342

4. TEKANAN OSMOSIS

Persamaan van’t Hoff dapat dinyatakan sebagai :

c : konsentrasi zat terlarut (mol/liter)

• Morse dkk menunjukkan jika konsentrasi dinyatakan dalam molalitas dan bukan molaritas maka hasilnya lebih mendekati hasil percobaan.

• Persamaan Morse adalah sebagai berikut :

π = n R T = cRT V

π = R T m

FAMASI FISIKA I

LARUTAN ELEKTROLIT

PENDAHULUAN

Teori hantaran listrik – Kohlrausch

Sifat koligatif – van’t Hoff

Sifat Kimia (Panas Netralisasi) - Thomson

Mendasari terlahirnya teori tentang larutan ion oleh Arrhenius (1887) yang dikenal dengan Teori Disosiasi Elektrolit

Teori ini baik untuk menjelaskan elektrolit lemah, tetapi tidak untuk elektrolit kuat dan sedang

PENDAHULUAN

Tahun 1923, Debye dan Huckel mengemukakan teori bahwa elektrolit kuat akan terdisosiasi sempurna menjadi ion dalam larutan dengan konsentrasi yang sedang dan setiap penyimpangan (deviasi) dari disosiasi sempurna tersebut disebabkan atraksi antar ion

Lewis, Debye dan Huckel menyatakan deviasi dalam bentuk aktivitas, koefisien aktivitas dan kekuatan ion

dari larutan elektrolit

SIFAT KOLIGATIF LARUTAN ELEKTROLIT DAN NON ELEKTROLIT

(FAKTOR KOREKSI VAN’T HOFF)

Menurut Van’t Hoff:

• Tekanan osmosis larutan encer non elektrolit (seperti sukrosa dan urea)

R = tetapan gas

T = temperatur absolut

c = konsentrasi dalam mol/liter

• Larutan elektrolit memberikan tekanan osmosis sekitar 2-3 kali bahkan lebih dari nilai yang terhitung dengan persamaan tersebut

• Dengan adanya faktor koreksi (i) maka untuk larutan elektrolit:

menurut Van't Hoff, i menunjukkan jumlah ion karena disosisasi molekul dalam larutan encer

= RTc

= i RTc



• Faktor i dapat juga dipakai untuk menyatakan penyimpangan

larutan pekat nonelektrolit dari hukum larutan ideal

• Penyimpangan larutan elektrolit dari efek koligatif dalam larutan ideal nonelektrolit ditunjukkan dengan disosiasi elektrolit lemah

dan interaksi ion dari elektrolit kuat

• Faktor van't Hoff i dapat juga dinyatakan sebagai perbandingan setiap sifat koligatif larutan nyata dengan larutan ideal nonelektrolit dimana i adalah bilangan yang menunjukkan

berapa kali lebih besar efek koligatif larutan nyata (nonelektrolit dengan elektrolit) daripada larutan nonelektrolit

ideal



• Sifat koligatif larutan elektrolit encer dinyatakan dalam molal, dengan persamaan:

▫ Contoh soal

Berapa tekanan osmosis dari larutan natrium klorida 2,0 m pada 20oC? Faktor i dari larutan natrium klorida 2,0 m adalah 1,9

= 1,9 x 0,082 x 293 x 2,0 = 91,3 atm

∆p = 0,018ip1om

= iRTm

∆Tf = iKfm

∆Tb = iKbm

TEORI ARRHENIUS TENTANG

DISOSIASI ELEKTROLIT • Teori Arrhenius dapat disimpulkan dari perubahan yang diperoleh

dari studi elektrolit.

• Ketika elektrolit dilarutkan dalam air, zat terlarut berada dalam bentuk ion

H2O + Na+Cl- Na+ + Cl- + H2O senyawa ion

(Elektrolit kuat)

H2O + HCl H3O+ + Cl-

senyawa kovalen

(Elektrolit kuat)

H2O + CH3COOH H3O+ + CH3COO-

senyawa kovalen

(Elektrolit lemah)

TEORI ARRHENIUS TENTANG DISOSIASI ELEKTROLIT

(CONTOH OBAT DAN IONISASI)

• Beberapa obat seperti antibakteri dan antiprotozoa lebih aktif ketika berada pada bentuk ionik

• Senyawa lain, seperti paraben dan juga kebanyakan anestesi memberikan efek biologis yang baik apabila dalam bentuk nonelektrolit

• Sebaliknya senyawa seperti sulfonamid, menunjukkan aksi obat baik dalam bentuk ion atau sebagai molekul netral.


(DERAJAT DISOSIASI)

• Arrhenius membedakan antara elektrolit kuat dan lemah berdasarkan fraksi molekul terionisasi atau disebut derajat disosiasi

• Elektrolit kuat memiliki derajat disosiasi menjadi ion yang tinggi

• Sedangkan elektrolit lemah memiliki derajat disosiasi yang rendah


(DERAJAT DISOSIASI)

• Arrhenius menentukan derajat disosiasi () secara langsung dari pengukuran hantaran listrik.

• Menurut Arrhenius, hantaran ekuivalen pada pengenceran tak terhingga 0 adalah ukuran dari disosiasi sempurna dari zat terlarut menjadi ion-ion.

• c menunjukkan jumlah partikel zat terlarut sebagai ion-ion pada konsentrasi c.

• Fraksi molekul zat terlarut yang terionisasi atau derajat disosiasi dinyatakan dalam persamaan :

= c

o c/ o disebut sebagai perbandingan hantaran (conductance ratio)


(DERAJAT DISOSIASI)

Contoh :

Hantaran ekuivalen dari asam asetat pada pengenceran tak terhingga pada suhu 25⁰ C adalah 390,7 mho cm2/Eq. Hantaran ekuivalen larutan asam asetat 5,9 x 10 -3 M adalah 14,4 mho cm2/Eq. Berapa derajat disosiasi asam asetat pada konsentrasi tersebut ?

α = 14,4/390,7 = 0,037 = 3,7%


(DERAJAT DISOSIASI)

• Faktor van’t Hoff (i) dapat dihubungkan dengan derajat disosiasi (α)

• Tetapi sebuah korelasi harus ditambahkan untuk menghitung partikel yang dihasilkan ketika sebuah molekul terdisosiasi.

• Untuk 1 mol CaCl2 akan menghasilkan 3 ion per molekul. Perhitungan faktor van’t Hoff dirumuskan sebagai berikut:

i = 1 + α (3-1)


(DERAJAT DISOSIASI)

• Secara umum, untuk larutan yang menghasilkan v ion,

• Dari persamaan tersebut akan diperoleh persamaan :

i = 1 + α (v-1)

α = i -1 v - 1


(DERAJAT DISOSIASI)

• Metode cryoscopic digunakan untuk menentukan dari persamaan :

atau

Contoh :

Titik beku larutan asam asetat 0,01 m adalah -0,188⁰C. hitung derajat disosiasi asam asetat pada konsentrasi tersebut! Asam asetat terdisosiasi menjadi dua ion, v = 2

Δ Tf = i Kf m

i = Δ Tf

Kf m


(DERAJAT DISOSIASI)

i=∆Tf/Kf.m

i = 0,188 = 1,01

1,86 x 0,10

α = i - 1 = 0,01

v - 1

TEORI ELEKTROLIT KUAT

• Menurut hasil dari contoh tersebut, fraksi asam asetat sebagai ion bebas dalam larutan 0,10 m adalah 0,01. Persentase asam asetat 0,1 m terionisasi sebesar 1%.

• Arrhenius menggunakan α untuk menyatakan derajat disosiasi baik untuk elektrolit kuat atau lemah.

• van't Hoff memperkenalkan faktor i untuk menghitung penyimpangan elektrolit kuat dan lemah dan nonelektrolit dari hukum ideal untuk sifat koligatif


• Orang tidak memperhitungkan penyimpangan elektrolit kuat dari sifat ideal noelektrolit dengan perhitungan derajat disosiasi

• Untuk itu lebih tepat mempertimbangkan elektrolit kuat sebagai elektrolit yang terionisasi sempurna dan mengajukan suatu faktor yang menyatakan penyimpangan zat terlarut dari ionisasi 100%

• Untuk itu digunakan keaktifan dan koefisien keaktifan


Activity dan Activity Coefficients (DEBYE – HÜCKEL)

• Sejumlah besar ion-ion bermuatan berlawanan dalam

larutan elektrolit saling mempengaruhi melalui kekuatan atraksi antar ion (interionic attractive forces)

• Meskipun pengaruh ini dapat diabaikan dalam larutan encer, tetapi dapat menjadi cukup besar pada konsentrasi sedang.

• Pada larutan elektrolit lemah, jumlah ion sedikit dan atraksi antar ion tidak bermakna dalam konsentrasi berapapun.

• Teori Arrhenius dan konsep derajat disosiasi berlaku untuk larutan elektrolit lemah tetapi tidak untuk elektrolit kuat.



• Pada pengenceran tak terhingga ion-ion terpisah jauh, sehingga tidak ada atraksi satu sama lain.

• Keaktivan suatu ion setara dengan konsentrasinya, dinyatakan sebagai molalitas atau molaritas.

• Dinyatakan sebagai molal pada pengenceran tak terhingga sebagai:

atau

a = m

a = 1 m



• Peningkatan konsentrasi larutan, akan mengakibatkan

perbandingan lebih kecil dari 1 karena konsentrasi efektif atau aktivitas ion menjadi lebih kecil dari konsentrasi molal.

• Perbandingan ini dikenal sebagai koefisien keaktifan praktis (practical activity coefficient) γm . Dalam skala molal rumus untuk ion khusus adalah :

atau

• Dengan satuan molaritas practical activity coeffient γc didefinisikan sebagai :

a = γm

m a = γm m

a = γc c

THEORY OF STRONG ELECTROLYTES

Ionic Strength (LEWIS – RANDALL)

• Pada larutan nonelektrolit encer, keaktivan dan

konsentrasi dipertimbangkan hampir sama (a= m), karena kekuatan elektrostatis tidak menyebabkan penyimpangan sifat ideal larutan.

• Demikian juga untuk elektrolit lemah yang tunggal dalam larutan, perbedaan istilah konsentrasi ion dan keaktivan biasanya diabaikan dalam perhitungan, karena jumlah ion yang ada sedikit, dan kekuatan elektrostatik diabaikan.



• Pada larutan elektrolit kuat dan elekrolit lemah yang ada bersama garamnya dan elektrolit lain (seperti dalam sistem buffer), lebih penting untuk menggunakan keaktivan dibandingkan konsentrasi.

• Koefisien keaktivan diperoleh dengan menggunakan persamaan Debye – Hückel jika diketahui kekuatan ion dari larutan.



Lewis dan Randall memperkenalkan pengertian kekuatan ion µ pada suhu 25⁰C dalam atraksi antar ion dan koefisien keaktivan. Dalam satuan molal kekuatan ion ditetapkan sebagai :

Atau singkatnya



• Dimana ci merupakan konsentrasi dalam mol/liter dan zi

adalah valensi. Contoh :

Berapa kekuatan ion dari :

(a) KCl 0,010 M

(b) BaSO4 0,010 M

(c) Na2SO4 0,010 M

(d) Berapa kekuatan ion dari larutan yang mengandung ketiga elektrolit di atas bersama-sama dengan asam salisilat dengan konsentrasi 0,010 M dalam larutan air?



a). KCl

µ = ½ ((0,01 x 12) + (0,01 x 12)) = 0,010

b). BaSO4

µ = ½ ((0,01 x 22) + (0,01 x 22)) = 0,040

c). Na2SO4

µ = ½ ((0,02 x 12) + (0,01 x 22)) = 0,030

d). Kekuatan ion larutan asam salisilat 0,010 M adalah 0,003 yang dihitung dari pengetahuan ionisasi asam pada konsentrasi tsb (menggunakan persamaan [H3O+] = [A- ] = √(Ka c) ). Asam salisilat tak terionisasi sehingga tidak memperbesar kekuatan ion.

Kekuatan ion dari campuran elektrolit merupakan jumlah kekuatan ion pada masing-masing garam, jadi

µ total = µ KCl + µ BaSO4 + µ NaSO4 + µ Hsal

= 0,010 + 0,040 + 0,030 + 0,030

= 0,083



Contoh :

Larutan buffer mengandung 0,3 mol K2HPO4 dan 0,1 mol

KH2PO4 per liter larutan. Hitung kekuatan ion dari larutan tersebut.

Konsentrasi ion K2HPO4 adalah [ K+ ] = 2x0,3 dan

[HPO42-] = 0,3.

Nilai untuk KH2PO4 adalah [ K+ ] = 0,1 dan [H2PO4-] = 0,1.

µ = ½[ (2 x0,3 x 12) + (0,3 x 22 )+ (0,1 x 12) + (0,1 x 12 ) ]

= 1,0

TEORI ELEKTROLIT KUAT Debye – Hückel

• Menurut teori Debye – Hückel, koefisien keaktivan dari

suatu ion dengan valensi zi ditunjukkan persamaan :

persamaan tersebut memberikan hasil yang memuaskan

pada pengukuran koefisien keaktifan dari jenis ion yang

mempunyai kekuatan ion µ sekitar 0,02. Untuk air pada

25⁰C, nilai A suatu faktor yang hanya tergantung pada

temperatur dan tetapan dielektrik dari medium yang

nilainya 0,51

Log γi = A zi 2 √µ


Nilai A untuk beberapa pelarut yang digunakan dalam bidang farmasi tampak pada tabel berikut :


• Bentuk persamaan Debye – Hückel untuk elektrolit biner, yang mengandung ion dengan valensi z+ dan z – dan berada dalam

larutan encer (µ < 0,02)

log γ± = -Az + z - √ µ


• Hitung koefisien keaktivan ion rata-rata dari atropin sulfat 0,005 M

(elektrolit 1:2) dalam larutan air yang mengandung NaCl 0,01 M

pada suhu 25⁰C. Obat tsb merupakan elektrolit uni-bivalent, z + z -

= 1 x 2 = 2, A untuk air pada 25⁰C adalah 0,51

µ atropine sulfat = ½ ((2x0,005 x 12) + (0,005 x 22) = 0,015

µ NaCl = ½ ((0,01 x 12) + (0,01 x 12)) = 0,01

Jumlah µ 0,025

log γ ± = - 0,51 x 2 x √0,025

log γ ± = - 0,161

γ ± = 0,69

• Koefisien keaktifan ion rata-rata atropin sulfat adalah 0,61


Perluasan dari Persamaan Debye – Hückel untuk

Konsentrasi yang lebih tinggi

• Istilah B, seperti juga A adalah tetapan yang hanya dipengaruhi oleh sifat pelarut dan temperatur. Harga ai (ai adalah diameter ion efektif rata-rata) untuk beberapa elektrolit pada 25⁰C ditunjukkan pada tabel 1.1 sedangkan nilai B dan A untuk air pada 25⁰C ditunjukkan pada tabel 1.2.




Tabel 1.1 Diameter Ion Efektif Rata-rata untuk beberapa elektrolit pada 25⁰C

Elektrolit ai (cm)

HCl 5,3 x 10 -8

NaCl 4,4 x 10 -8

KCl 4,1 x 10 -8

MgSO4 3,4 x 10 -8

K2SO4 3,0 x 10 -8

AgNO3 2,3 x 10 -8

Natrium Fenobarbital 2,0 x 10 -8

Metapirilen HCl 3,9 x 10 -8




Tabel 1.2 Nilai A dan B untuk Air pada Beberapa Temperatur

Temperatur (⁰C)

A

B

0 0,488 0,325 x 10 8

15 0,500 0,328 x 10 8

25 0,509 0,330 x 10 8

40 0,524 0,333 x 10 8

70 0,560 0,339 x 10 8

100 0,606 0,348 x 10 8




• Karena nilai ai untuk sebagian besar elektrolit adalah 3 – 4 x 10 -8 dan B untuk air suhu 25⁰C adalah 0,33 x 10 8 maka hasil kali ai dan B kurang lebih satu.

• Persamaan 6.59 disederhanakan menjadi :




Contoh soal: Hitung koefisien keaktivan sodium phenobarbital 0,004M dalam larutan air 25⁰C, yang menghasilkan kekuatan ion 0,09 dengan penambahan Natrium klorida, gunakan berbagai persamaan, lalu bandingkan hasilnya!


Extension of the DEBYE – HÜCKEL Equation to

Higher Concentration

•Hasil tersebut dibandingkan dengan nilai yang didapatkan dari percobaan untuk beberapa elektrolit uni-univalent dengan konsentrasi 0,1. •Untuk konsentrasi yang lebih tinggi lagi dengan kekuatan ion lebih besar dari 0,1 pengamatan koefisien keaktifan beberapa elektrolit melewati minimal dan kemudian meningkat bersama konsentrasi •Untuk menghitung γ± pada konsentrasi tinggi, dapat ditambahkan istilah empiris Cµ pada persamaan Debye - Hückel . •Akhirnya dihasilkan persamaan yang memuaskan dalam larutan dengan konsentrasi sampai 1 M.

KOEFISIEN UNTUK MENYATAKAN

SIFAT KOLIGATIF(Nilai L )

• Pernyataan Van’t Hoff ΔTf = i Kf m memberikan persamaan tunggal yang terbaik untuk menghitung sifat koligatif nonelektrolit, elektrolit lemah dan elektrolit kuat.

• Dalam larutan encer m dapat dimodifikasi dengan mensubtitusi konsentrasi molar c dan dengan menggantikan i Kf dengan L.

• L telah dihitung dari data penelitian untuk beberapa obat (Goyan et al). Nilai bervariasi pada berbagai konsentrasi larutan.

• Pada konsentrasi obat yang isotonis dengan cairan tubuh, L= i Kf disebut sebagai Liso. Nilainya kurang lebih 1,9 (tepatnya 1,86) untuk nonelektrolit dan 2,0 untuk elektrolit lemah dan 3,4 untuk elektrolit uni-univalent

ΔTf = Lc


SIFAT KOLIGATIF (osmolalitas)

• Meskipun tekanan osmosis secara klasik dinyatakan

dalam atmosfer, dalam praktek klinis dinyatakan dengan osmol (Osm) atau milliosmol (mOsm).

• Larutan yang mengandung 1 mol bahan tak terionkan dalam 1 kg air (larutan 1 m) menunjukkan larutan 1 osmol. Larutan tersebut mengandung 1 osmol (Osm) atau 1000 milliosmol (mOsm) zat terlarut perkilogram pelarut.

• Osmolalitas mengukur jumlah total partikel terlarut dalam 1 kg air, yaitu osmol per kilogram air, dan tergantung pada sifat elektrolit zat terlarut.



• Suatu jenis ion dilarutkan dalam air akan memisah

menjadi bentuk ion-ion atau partikel. Ion-ion tersebut akan cenderung bergabung satu sama lain, disebabkan atraksi ion yang dimiliki.

• Jumlah nyata partikel dalam larutan diukur dengan osmometer atau salah satu metode koligatif dan tergantung pada tingkat atraksi.

• Bahan tak terionkan (nonelektrolit) digunakan sebagai larutan pembanding untuk pengukuran osmolalitas.



• Untuk elektrolit yang terpisah menjadi ion-ion dalam

larutan encer, osmolalitas atau milliosmolalitas dapat dihitung dengan :

• i merupakan jumlah ion-ion yang terbentuk per mol dan mm merupakan konsentrasi millimolal.

• Jika tidak terjadi interaksi ion dalam larutan natrium klorida, nilai i sama dengan 2,0

milliosmolalitas (mOsm/kg) = i . mm



• Untuk ketepatan dalam penyiapan dan pelabelan

larutan parenteral, osmolalitas harus diukur secara hati-hati dengan tekanan uap atau osmometer (bukan dengan perhitungan) dan hasilnya dikonversikan menjadi osmolaritas dengan menggunakan persamaan

Osmolaritas = (osmolalitas yang diukur) x (kerapatan larutan dalam g/ml – konsentrasi zat terlarut anhidrat dalam g/ml)



• Whole blood, plasma dan serum merupakan

cairan kompleks yang mengandung protein, glukosa, bahan nitrogen nonprotein, natrium, kalium, kalsium, magnesium, klorida dan ion-ion bikarbonat.

• Eletrolit serum menentukan osmolalitas darah.

• Natrium klorida menyumbangkan milliosmolalitas 275, sedangkan glukosa dan bahan penyusun lainnya menyumbangkan 10 mOsm/kg pada darah.



• Sifat koligatif seperti penurunan titik beku

memiliki hubungan dengan osmolalitas melalui persamaan :

ΔTf = i Kf m



• Milliosmolalitas dari darah (diperoleh menggunakan osmometri, tekanan uap, dan penurunan titik beku) berkisar antara 250 - 350 mOsm/kg.

• Osmolaritas normal dari cairan tubuh adalah 275 - 295 mOsm/kg, tetapi nilai normal dapat turun 286±4 mOsm/kg

• Perbedaan 50 mOsm/kg atau lebih dari nilai yang telah ditentukan untuk cairan tubuh menunjukkan adanya kelainan seperti kerusakan hati, syok perdarahan, uremia atau perwujudan keracunan lainnya.

• Air tubuh dan keseimbangan elektrolit dimonitor dengan pengukuran milliosmolalitas.

ALASEN SEMBIRING MILALA

ADITYA TRIAS PRADANA

FARMASI FISIK I

KESETIMBANGAN ION

KESETIMBANGAN ION

(1) Teori Modern Asam, Basa dan Garam

(2) Kesetimbangan Asam-Basa

(3) Skala pH Sorensen

(4) Konsentrasi Zat Sebagai Fungsi pH

(5) Perhitungan pH

(6) Tetapan Keasaman

Komponen

TEORI MODERN TENTANG ASAM, BASA DAN GARAM

Teori Arrhenius

Asam sebagai senyawa yang melepas ion hidrogen

Basa sebagai senyawa yang memberikan ion hidroksil

dalam disosiasi


Teori

Bronsted-Lowry

Asam merupakan zat (bermuatan atau tidak bermuatan) yang dapat

memberikan proton

Basa merupakan zat (bermuatan atau tidak bermuatan) yang dapat

menerima proton dari asam


Teori

Bronsted-Lowry

Dalam reaksi antara HCl dan air, HCl adalah asam dan air adalah basa

Asam1 dan basa1 merupakan pasangan asam-basa atau pasangan konjugat, begitu pula asam2 dan basa2.


Teori

Elektronik Lewis

Asam merupakan molekul atau ion yang menerima pasangan elektron untuk

membentuk ikatan kovalen

Basa merupakan zat yang memberikan pasangan elektron yang tidak berpasangan

sesuai koordinasi basa dengan asam

KESETIMBANGAN ASAM BASA

• Kesetimbangan merupakan suatu keseimbangan

antara dua gaya atau aksi yang berlawanan

• Kesetimbangan kimia terkait dengan konsentrasi

reaktan dan konsentrasi produk

• Kebanyakan reaksi kimia berjalan ke dua arah, maju

atau mundur jika produk dari reaksi tidak diambil

• Namun beberapa reaksi yang hampir berakhir

sempurna dan disebut sebagai sistem irreversible

• Kesetimbangan kimia dititikberatkan pada sistem

reversible dan melibatkan reaksi seperti ionisasi

elektrolit lemah


Ionisasi asam lemah dan Konstanta Ionisasi Ka

Ionisasi basa lemah dan Konstanta Ionisasi Kb

Ionisasi air dan Konstanta Ionisasi Kw

Ionisasi Elektrolit Poliprotik (K1, K2, K3, dll)

Amfolit


Dalam 1 liter larutan 0,1 M asam asetat terdisosiasi menjadi 1,32 x 10-3 gram ion (mol) hidrogen dan 1,32 x 10-3 gram ion asetat pada

25oC. Berapakah tetapan disosiasi Ka asam asetat?

Angka 1,32 x 10-3 nilainya sangat kecil, sehingga dapat dihilangkan


(ionisasi basa lemah)

Konstanta ionisasi Kb untuk basa morphine adalah 7,4 x 10-7 pada 25oC. Berapakah konsentrasi ion hidroksil dari larutan 0,0005 M morphine dalam air?


(ionisasi air)

Sejumlah HCl (1,5 x 10-3 M) ditambahkan ke dalam air pada 25oC untuk meningkatkan konsentrasi ion hidrogen dari 1 x 10-7 menjadi 1,5 x 10-3 mol/liter. Berapakah konsentrasi ion hidroksil yang baru?


(hubungan Ka dan Kb)

Ammonia memiliki Kb 1,74 x 10-5 pada 25oC. Hitung Ka untuk asam konjugatnya, NH4

+

SKALA pH SORENSEN

pH = - log[H3O+]

Konversi konsentrasi ion hidrogen menjadi pH

Konversi pH menjadi konsentrasi ion hidrogen

• pH + pOH = pKw • pKa + pKb = pKw

pK & pH/pOH

SKALA pH SORENSEN Konsentrasi ion hidronium pada larutan 0,05 M HCl adalah 0,05 M. Berapakah pH larutan ini?

SKALA pH SORENSEN Definisi pH yang lebih baik melibatkan aktivitas ion bukan konsentrasi ion

dan karena aktivitas ion senilai dengan koefisien aktivitas dikalikan dengan konsentrasi molal atau molar, maka

Konsentrasi ion hidronium x koefisien aktivitas = aktivitas ion hidronium

pH dapat diperhitungkan dengan lebih akurat dengan rumus:

SKALA pH SORENSEN

Koefisien aktivitas ion molar rata-rata larutan 0,05 M HCl senilai 0,83 pada 25oC. Berapa pH larutan tersebut?

Jika NaCl ditambahkan pada larutan HCl untuk menghasilkan kekuatan ion total 0,5 pada campuran elektrolit uni-univalen dan Koefisien aktivitas = 0,77. Berapakah pH larutan ini?

SKALA pH SORENSEN Konsentrasi ion hidronium pada larutan 0,1 M asam barbiturat senilai 3,24x 10-3 M. Berapakah pH larutan tersebut?

SKALA pH SORENSEN Jika pH larutan senilai 4,72, berapakah konsentrasi ion hidronium?

PERHITUNGAN pH

1. Persamaan Keseimbangan Proton (PBE)

2. Larutan Asam dan Basa Kuat

• Larutan Mengandung Hanya Asam Lemah • Larutan Mengandung Hanya Basa Lemah • Larutan Mengandung Pasangan Asam-Basa Konjugat

Tunggal (asam lemah + bentuk garamnya)

3. Pasangan Asam Basa Konjugat

PERHITUNGAN pH

• Larutan Mengandung Hanya Asam Diprotik • Larutan Mengandung Hanya Amfolit • Larutan Mengandung Hanya Basa Berasam-Dua

4. Dua Pasang Asam-Basa Konjugat (Diprotik)

• Larutan Mengandung Dua Asam Lemah • Larutan Mengandung Garam Dari Asam Lemah dan Basa

Lemah • Larutan Mengandung Asam Lemah dan Basa Lemah

5. Dua Pasang Asam-Basa Independen

PERHITUNGAN pH

(Pasangan Asam-Basa Konjugat)

• Penggunaan PBE memungkinkan untuk

mengembangkan persamaan utama yang

dapat digunakan untuk menentukan pH larutan asam lemah, basa lemah, atau campuran pasangan asam-basa konjugat

PERHITUNGAN pH


Larutan Mengandung Hanya 1 Asam Lemah

Jika larutan mengandung hanya satu asam lemah, Cb adalah O dan [H3O+] umumnya lebih besar dibanding [OH-]. Perhitungannya

menjadi

dimana persamaan kuadrat dengan larutan adalah

PERHITUNGAN pH


Larutan Mengandung Hanya 1 Asam Lemah Hitunglah pH larutan 0,01 M asam salisilat, dengan nilai Ka = 1,06 x 10-3 pada 25oC

Perkiraan bahwa Ca >> H3O+ tidak valid

PERHITUNGAN pH


Larutan Mengandung Hanya 1 Asam Lemah

• Contoh tersebut memberikan gambaran pentingnya mengecek valid tidaknya asumsi yang dibuat dalam memperoleh persamaan untuk menghitung [H3O+].

PERHITUNGAN pH


Larutan Mengandung Hanya 1 Basa Lemah

Hitung pH dari 1 g/100 mL larutan efedrin sulfat. Berat molekul garam adalah 428,5 dan Kb basa efedrin adalah 2,3 x 10-5. Efedrin sulfat (BH+)2SO4, tedisosiasi sempurna menjadi dua kation BH+ dan anion SO4

2-. Konsentrasi asam lemah (kation efedrin) dua kali konsentrasi garam yang ditambahkan, Cs

Semua asumsi valid (Ca>> (H30+))

PERHITUNGAN pH

Pasangan Asam-Basa Konjugat

Larutan Mengandung Satu Pasang Asam-Basa Konjugat Tunggal Larutan yang dibentuk dari asam lemah dan garamnya (misal asam asetat dan sodium asetat) atau basa lemah contohnya efedrin dan efedrin HCl. Asumsinya, Ca dan Cb umumnya lebih besar nilainya dibandingkan [H3O+] atau [OH-]

Larutan yang dibuat dengan melarutkan asam dengan basa konjugatnya, atau basa dengan asam konjugatnya dalam air merupakan contoh larutan dapar. Larutan ini sangat penting dalam kefarmasian.

PERHITUNGAN pH

Pasangan Asam-Basa Konjugat

Larutan Mengandung Satu Pasang Asam-Basa Konjugat Tunggal Berapa pH larutan yang mengandung asam asetat 0,3 M dan sodium asetat 0,05 M?

Semua asumsi valid

farfis 1-larutan.pdf

Documents