Ujian Tengah Semester II

Kerjakan pada laman yang tersedia

Tugas 16

Tentukan pH (a) solusi NH3 0,20 M, (b) solusi yaitu 0,20 M di NH3 dan 0,30 M NH4Cl.

Latihan 16

16.1 Gunakan prinsip Le Châtelier untuk menjelaskan bagaimana efek ion umum mempengaruhi pH suatu larutan.

Kata Kunci

Solusi penyangga, hal. 717
Efek ion umum, hal. 714
Ion kompleks, hal. 749

Ringkasan Pengetahuan Faktual dan Konseptual

1. Efek ion umum cenderung menekan ionisasi asam lemah atau basa lemah. Tindakan ini dapat dijelaskan dengan prinsip Le Châtelier.

Rumus Penting

pKa = -log Ka (16.3) Definisi pKa.

16.11 Penerapan Prinsip Hasil Kali Kelarutan untuk Analisis Kualitatif

Dalam Bagian 4.6, telah dibahas prinsip analisis gravimetri, dimana jumlah ion diukur dalam sampel yang belum diketahui. Di sini akan dibahas secara singkat analisis kualitatif, penentuan jenis ion yang ada dalam larutan. Pembahasan akan difokuskan pada kation.

Ada sekitar 20 kation umum yang dapat dianalisis dengan mudah dalam larutan air. Kation-kation ini dapat dibagi menjadi lima kelompok sesuai dengan produk kelarutan garam tak larutnya (Tabel 16.5). Karena larutan yang tidak diketahui dapat mengandung dari satu sampai semua 20 ion, analisis apapun harus dilakukan secara sistematis dari kelompok 1 sampai kelompok 5. Mari kita pertimbangkan prosedur umum untuk memisahkan 20 ion ini dengan menambahkan reagen pengendap ke larutan yang tidak diketahui.

• Kation Golongan 1. Ketika HCl encer ditambahkan ke larutan yang tidak diketahui, hanya ion Ag⁺, Hg₂²⁺, dan Pb²⁺ yang mengendap sebagai klorida yang tidak larut. Ion lain, yang kloridanya larut, tetap berada dalam larutan.
• Kation Golongan 2. Setelah endapan klorida dihilangkan dengan filtrasi, hidrogen sulfida direaksikan dengan larutan asam yang tidak diketahui. Dalam kondisi ini, konsentrasi ion S²⁻ dalam larutan dapat diabaikan. Oleh karena itu, pengendapan logam sulfida paling baik direpresentasikan sebagai M²⁺(aq) + H₂S(aq) ⇋ MS(s) + 2H⁺(aq). Menambahkan asam ke dalam larutan akan menggeser kesetimbangan ini ke kiri sehingga hanya logam sulfida yang paling tidak larut, yaitu logam dengan nilai Ksp terkecil, yang akan mengendap keluar dari larutan. Ini adalah Bi₂S₃, CdS, CuS, HgS, dan SnS (lihat Tabel 16.5).
• Kation Golongan 3. Pada tahap ini, natrium hidroksida ditambahkan ke larutan untuk membuatnya menjadi basa. Dalam larutan basa, kesetimbangan di atas bergeser ke kanan. Oleh karena itu, sulfida yang lebih larut (CoS, FeS, MnS, NiS, ZnS) sekarang mengendap dari larutan. Perhatikan bahwa ion Al³⁺ dan Cr³⁺ sebenarnya mengendap sebagai hidroksida Al(OH)₃ dan Cr(OH)₃, bukan sebagai sulfida, karena hidroksida kurang larut. Larutannya kemudian disaring untuk menghilangkan sulfida dan hidroksida yang tidak larut.
• Kation Golongan 4. Setelah semua kation golongan 1, 2, dan 3 dikeluarkan dari larutan, natrium karbonat ditambahkan ke larutan basa untuk mengendapkan ion Ba²⁺, Ca²⁺, dan Sr²⁺ sebagai BaCO₃, CaCO₃, dan SrCO₃. Endapan ini juga dikeluarkan dari larutan dengan filtrasi.
• Kation Golongan 5. Pada tahap ini, satu-satunya kation yang mungkin tersisa dalam larutan adalah Na⁺, K⁺, dan NH₄⁺. Keberadaan NH₄⁺ dapat ditentukan dengan menambahkan natrium hidroksida: NaOH(aq) + NH₄⁺(aq) → Na⁺(aq) + H₂O(l) + NH₃(g) Gas amonia dideteksi baik dengan mencatat bau khasnya atau dengan mengamati selembar kertas lakmus merah basah yang membiru ketika ditempatkan di atas (tidak bersentuhan dengan) larutan. Untuk memastikan keberadaan ion Na1 dan K1, kita biasanya menggunakan uji nyala api, sebagai berikut: Sepotong kawat platina (dipilih karena platina bersifat inert) dibasahi dengan larutan dan kemudian dipegang di atas api pembakar Bunsen. Setiap jenis ion logam memberikan warna yang khas jika dipanaskan dengan cara ini. Misalnya, warna yang dipancarkan oleh ion Na1 adalah kuning, warna ion K1 adalah ungu, dan warna ion Cu21 adalah hijau (Gambar 16.13).

Gambar 16.13 Kiri ke kanan: Warna nyala litium, natrium, kalium, dan tembaga.

Gambar 16.14 merangkum skema ini untuk memisahkan ion logam.

Gambar 16.14 Diagram alir untuk pemisahan kation dalam analisis kualitatif.

Dua poin tentang analisis kualitatif harus disebutkan. Pertama, pemisahan kation menjadi kelompok dilakukan selektif mungkin; artinya, anion yang ditambahkan sebagai reagen harus sedemikian rupa sehingga akan mengendapkan jenis kation yang paling sedikit. Misalnya, semua kation dalam golongan 1 juga membentuk sulfida yang tidak larut. Jadi, jika H₂S direaksikan dengan larutan di awal, sebanyak tujuh sulfida yang berbeda mungkin mengendap keluar dari larutan (sulfida golongan 1 dan golongan 2), hasil yang tidak diinginkan. Kedua, penghilangan kation pada setiap langkah harus dilakukan selengkap mungkin. Misalnya, jika kita tidak menambahkan cukup HCl ke larutan yang tidak diketahui untuk menghilangkan semua kation golongan 1, mereka akan mengendap dengan kation golongan 2 sebagai sulfida yang tidak dapat larut, mengganggu analisis kimia lebih lanjut dan mengarah pada kesimpulan yang salah.

Bagaimana Kulit Telur Dibentuk

Pembentukan cangkang telur ayam adalah contoh yang menarik dari proses presipitasi alami

16.10 Kesetimbangan Ion Kompleks dan Kelarutan

Reaksi asam-basa Lewis terjadi ketika kation logam bergabung dengan basa Lewis menghasilkan pembentukan ion kompleks. Dengan demikian, dapat didefinisikan ion kompleks sebagai ion yang mengandung kation logam pusat yang terikat pada satu atau lebih molekul atau ion. Ion kompleks sangat penting bagi banyak proses kimia dan biologis. Di sini akan dibahas pengaruh pembentukan ion kompleks pada kelarutan. Dalam Bab 22 akan dibahas kimia ion kompleks secara lebih rinci.

Gambar 16.10 (Kiri) Larutan kobalt (II) klorida berair. Warna merah muda ini disebabkan adanya ion Co(H₂O)₆²⁺.
(Kanan) Setelah penambahan larutan HCl, larutan berubah menjadi biru karena terbentuknya ion CoCl₄²⁺ kompleks.

Logam transisi memiliki kecenderungan tertentu membentuk ion kompleks karena memiliki subkulit d yang tidak terisi penuh. Sifat ini memungkinkannya untuk bertindak secara efektif sebagai asam Lewis dalam reaksi dengan banyak molekul atau ion yang berfungsi sebagai donor elektron, atau sebagai basa Lewis. Sebagai contoh, larutan kobalt (II) klorida berwarna merah muda karena adanya ion Co(H₂O)₆²⁺ (Gambar 16.10). Ketika HCl ditambahkan, larutan menjadi biru sebagai hasil dari pembentukan ion kompleks CoCl₄²⁻:

Co²⁺(aq) + 4Cl⁻(aq) ⇋ CoCl₄²⁻(aq)

Tembaga (II) sulfat (CuSO₄) larut dalam air menghasilkan larutan biru. Ion tembaga (II) terhidrasi bertanggung jawab atas warna ini; banyak sulfat lainnya (Na₂SO₄, misalnya) tidak berwarna. Dengan menambahkan beberapa tetes larutan amonia pekat ke larutan CuSO₄ menyebabkan pembentukan endapan biru muda, tembaga (II) hidroksida:

Cu²⁺(aq) + 2OH⁻(aq) ⇋ Cu(OH)₂(s)

Gambar 16.11 Kiri: Larutan tembaga (II) sulfat dalam air. Tengah: Setelah penambahan beberapa tetes larutan amonia encer pekat, endapan Cu(OH)₂ berwarna biru muda terbentuk. Kanan: Ketika larutan amonia encer yang lebih pekat ditambahkan, endapan Cu(OH)₂ larut membentuk ion kompleks biru tua Cu(NH₃)₄²⁺.

Ion OH⁻ disuplai oleh larutan amonia. Jika lebih banyak NH₃ ditambahkan, endapan biru larut kembali menghasilkan larutan biru tua yang indah, kali ini karena pembentukan ion kompleks Cu(NH₃)₄²⁺ (Gambar 16.11):

Cu(OH)₂(s) + 4NH₃(aq) ⇋ Cu(NH₃)₄²⁺(aq) + 2OH⁻(aq)

Dengan demikian, pembentukan ion kompleks Cu(NH₃)₄²⁺ meningkatkan kelarutan Cu(OH)₂.

Ukuran kecenderungan ion logam membentuk ion kompleks ditentukan oleh konstanta pembentukan Kf (juga disebut konstanta stabilitas), yang merupakan konstanta kesetimbangan untuk pembentukan ion kompleks. Semakin besar Kf, semakin stabil ion kompleks tersebut. Tabel 16.4 mencantumkan konstanta pembentukan sejumlah ion kompleks.

Pembentukan ion Cu(NH₃)₄²⁺ dapat dinyatakan sebagai

Cu²⁺(aq) + 4NH₃(aq) ⇋ Cu(NH₃)₄²⁺(aq)

yang merupakan konstanta pembentukannya

Nilai Kf yang sangat besar dalam hal ini menunjukkan bahwa ion kompleks cukup stabil dalam larutan dan menyebabkan konsentrasi ion tembaga (II) yang sangat rendah pada kesetimbangan.

Contoh 16.15

Sebanyak 0,20 mol CuSO₄ ditambahkan ke satu liter larutan 1,20 M NH₃. Berapa konsentrasi ion Cu²⁺ pada kesetimbangan? 

Strategi 

Penambahan CuSO₄ ke dalam larutan NH₃ menghasilkan pembentukan ion kompleks

Cu²⁺(aq) + 4NH₃(aq) ⇋ Cu(NH₃)₄²⁺(aq)

Dari Tabel 16.4 dapat dilihat bahwa konstanta pembentukan (Kf) untuk reaksi ini sangat besar; oleh karena itu, reaksinya kebanyakan mengarah ke kanan. Pada kesetimbangan, konsentrasi Cu²⁺ akan sangat kecil. Sebagai pendekatan yang baik, dapat diasumsikan bahwa pada dasarnya semua ion Cu²⁺ yang terlarut berakhir sebagai ion Cu(NH₃)₄²⁺. Berapa mol NH₃ yang akan bereaksi dengan 0,20 mol Cu²⁺? Berapa mol Cu(NH₃)₄²⁺ yang akan dihasilkan? Sejumlah kecil Cu²⁺ akan hadir pada kesetimbangan. Tuliskan ekspresi Kf untuk kesetimbangan sebelumnya untuk mencari [Cu²⁺]. 

Penyelesaian

Jumlah NH₃ yang dikonsumsi dalam pembentukan ion kompleks adalah 4 x 0,20 mol, atau 0,80 mol. (Perhatikan bahwa 0,20 mol Cu²⁺ awalnya hadir dalam larutan dan empat molekul NH₃ diperlukan untuk membentuk ion kompleks dengan satu ion Cu²⁺.) Oleh karena itu, konsentrasi NH₃ pada kesetimbangan adalah (1,20 - 0,80) mol/L larutan atau 0,40 M, dan bahwa Cu(NH₃)₄²⁺ adalah 0,20 mol/L larutan atau 0,20 M, sama dengan konsentrasi awal Cu²⁺. [Ada perbandingan mol 1: 1 antara Cu²⁺ dan Cu(NH₃)₄²⁺.] Karena Cu(NH₃)₄²⁺ tidak terdisosiasi sedikit, disebut konsentrasi Cu²⁺ pada kesetimbangan x dan tuliskan

5 x 10¹³=0,2/x(0,4)⁴

Dengan menyelesaikan x dan mengingat bahwa volume larutan adalah 1 L, didapatkan

x = [Cu²⁺]=1,6 x 10¹³M

Periksa

Nilai [Cu] yang kecil pada kesetimbangan, dibandingkan dengan 0,20 M, tentu membenarkan perkiraan ini.

Latihan

Jika 2,50 g CuSO₄ dilarutkan dalam 9,0 x 10² mL 0,30 M NH₃, berapakah konsentrasi Cu²⁺, Cu(NH₃)₄²⁺, dan NH₃ pada kesetimbangan?

Pengaruh pembentukan ion kompleks umumnya adalah untuk meningkatkan kelarutan suatu zat, seperti yang ditunjukkan pada Contoh 16.16.

Contoh 16.16

Hitung kelarutan molar AgCl dalam larutan 1,0 M NH₃.

Strategi

AgCl hanya sedikit larut dalam air

AgCl(s) ⇋ Ag⁺(aq) + Cl⁻(aq)

Ion Ag⁺ membentuk ion kompleks dengan NH₃ (lihat Tabel 16.4)

Ag⁺(aq) + 2NH₃(aq) ⇋ Ag(NH₃)₂⁺(aq)

Gabungan dua kesetimbangan ini akan memberikan kesetimbangan keseluruhan untuk proses tersebut.

Penyelesaian

Langkah 1: Awalnya, spesi dalam larutan adalah ion Ag⁺ dan Cl⁻ dan NH₃. Reaksi antara Ag⁺ dan NH₃ menghasilkan ion kompleks Ag(NH₃)₂⁺.

Langkah 2: Reaksi kesetimbangan adalah

Konstanta kesetimbangan K untuk reaksi keseluruhan adalah produk dari konstanta kesetimbangan masing-masing reaksi (lihat Bagian 14.2):

Misalkan s adalah kelarutan molar AgCl (mol/L). Ringkasan perubahan konsentrasi yang dihasilkan dari pembentukan ion kompleks sebagai berikut:

Konstanta pembentukan Ag(NH₃)₂⁺ cukup besar, sehingga sebagian besar ion perak berada dalam bentuk kompleks. Dengan tidak adanya amonia, pada kesetimbangan diperoleh [Ag⁺] = [Cl⁻]. Sebagai hasil dari pembentukan ion kompleks, dapat dituliskan [Ag(NH₃)₂⁺] = [Cl⁻].

Langkah 3:

Mengambil akar kuadrat dari kedua sisi, didapatkan

Langkah 4: Pada kesetimbangan, 0,045 mol AgCl larut dalam 1 L larutan 1,0 M NH₃.

Pemeriksaan

Kelarutan molar AgCl dalam air murni adalah 1,3 x 10⁻⁵ M. Dengan demikian, pembentukan ion kompleks Ag(NH₃)₂⁺ meningkatkan kelarutan AgCl (Gambar 16.12).

Latihan

Hitung kelarutan molar AgBr dalam larutan 1,0 M NH₃.

Ulasan Konsep

Manakah dari senyawa yang ditunjukkan di sini, jika ditambahkan ke air, yang akan meningkatkan kelarutan CdS? (a) LiNO₃. (b) Na₂SO₄. (c) KCN. (d) NaClO₃.

Akhirnya, dicatat bahwa ada kelompok hidroksida, yang disebut hidroksida amfoter, yang dapat bereaksi dengan asam dan basa. Contohnya adalah Al(OH)₃, Pb(OH)₂, Cr(OH)₃, Zn(OH)₂, dan Cd(OH)₂. Jadi, Al(OH)₃ bereaksi dengan asam dan basa sebagai berikut:

Peningkatan kelarutan Al(OH)₃ dalam media basa merupakan hasil pembentukan ion kompleks Al(OH)₄⁻ dimana Al(OH)₃ berperan sebagai asam Lewis dan OH⁻ berperan sebagai basa Lewis. Hidroksida amfoter lainnya berperilaku serupa.

16.9 pH dan Kelarutan

Kelarutan sebagian besar zat juga tergantung pada pH larutan. Pertimbangkan kesetimbangan kelarutan magnesium hidroksida:

Mg(OH)₂(s) ⇋ Mg²⁺(aq) + 2OH⁻(aq)

Menambahkan ion OH⁻ (meningkatkan pH) menggeser kesetimbangan dari kanan ke kiri, sehingga menurunkan kelarutan Mg(OH)₂. (Ini adalah contoh lain dari efek ion umum.) Sebaliknya, menambahkan ion H⁺ (menurunkan pH) menggeser kesetimbangan dari kiri ke kanan, dan kelarutan Mg(OH)₂ meningkat. Dengan demikian, basa yang tidak larut cenderung larut dalam larutan asam. Demikian pula, asam tak larut cenderung larut dalam larutan basa.

Untuk mengeksplorasi pengaruh kuantitatif pH terhadap kelarutan Mg(OH)², pertama-tama dihitung pH larutan Mg(OH)² jenuh. Dapat ditulis

Ksp = [Mg²⁺][OH⁻]²=1,2 X 10⁻¹¹

Misalkan s adalah kelarutan molar dari Mg(OH)₂. Melanjutkan seperti pada Contoh 16.9,

Oleh karena itu, pada kesetimbangan,

Dalam medium dengan pH kurang dari 10,45, kelarutan Mg(OH)₂ akan meningkat. Ini mengikuti dari fakta bahwa pH yang lebih rendah menunjukkan [H⁺] yang lebih tinggi dan dengan demikian [OH⁻] yang lebih rendah, seperti yang diharapkan dari Kw=[H⁺][OH⁻]. Akibatnya, [Mg²⁺] naik untuk mempertahankan kondisi kesetimbangan, dan lebih banyak Mg(OH)₂ terlarut. Proses pelarutan dan pengaruh ion H⁺ berlebih dapat diringkas sebagai berikut:

Jika pH medium lebih tinggi dari 10,45, [OH⁻] akan lebih tinggi dan kelarutan Mg(OH)₂ akan menurun karena efek ion bersama (OH⁻).

PH juga mempengaruhi kelarutan garam yang mengandung anion basa. Misalnya, kesetimbangan kelarutan untuk BaF₂ adalah

BaF₂(s) ⇋ Ba²⁺(aq) + 2F⁻(aq)

dan

Ksp = [Ba²⁺][F⁻]²

Dalam medium asam, peningkatan [H⁺] akan menggeser kesetimbangan berikut dari kiri ke kanan:

H⁺(aq) + 2F⁻(aq) ⇋ HF(aq)

Saat [F⁻] menurun, [Ba²⁺] harus meningkat untuk menjaga kondisi ekuilibrium. Jadi, lebih banyak BaF₂ terlarut. Proses pelarutan dan pengaruh pH terhadap kelarutan BaF₂ dapat diringkas sebagai berikut:

Kelarutan garam yang mengandung anion yang tidak terhidrolisis tidak dipengaruhi oleh pH. Contoh anion tersebut adalah Cl₂, Br₂, dan I₂. 

Contoh 16.13 dan 16.14 membahas pengaruh pH pada kelarutan.

Contoh 16.13

Manakah dari senyawa berikut yang akan lebih larut dalam larutan asam daripada dalam air: (a) CuS, (b) AgCl, (c) PbSO₄?

Strategi

Dalam setiap kasus, tuliskan reaksi disosiasi garam ke dalam kation dan anionnya. Kation tidak akan berinteraksi dengan ion H⁺ karena keduanya memiliki muatan positif. Anion akan bertindak sebagai akseptor proton hanya jika anion merupakan basa konjugasi dari asam lemah. Bagaimana penghilangan anion mempengaruhi kelarutan garam?

Penyelesaian

(a) Kesetimbangan kelarutan untuk CuS adalah

CuS(s) ⇋ Cu²⁺(aq) + S²⁻(aq)

Ion sulfida adalah basa konjugasi dari asam lemah HS⁻. Oleh karena itu, ion S²⁻ bereaksi dengan ion H⁺ sebagai berikut:

S²⁻(aq) + H⁺(aq) → HS⁻(aq)

Reaksi ini menghilangkan ion S²⁻ dari larutan. Menurut prinsip Le Châtelier, kesetimbangan akan bergeser ke kanan untuk menggantikan beberapa ion S²⁻ yang dihilangkan, sehingga meningkatkan kelarutan CuS.

(b) Ekuilibrium kelarutan adalah

AgCl(s) ⇋ Ag⁺(aq) + Cl⁼(aq)

Karena Cl⁻ adalah basa konjugasi dari asam kuat (HCl), kelarutan AgCl tidak dipengaruhi oleh larutan asam.

(c) Ekuilibrium kelarutan untuk PbSO₄ adalah

PbSO₄(s) ⇋ Pb²⁺(aq) + SO₄²⁻(aq)

Ion sulfat adalah basa lemah karena merupakan basa konjugasi dari asam lemah HSO₄⁻. Oleh karena itu, ion SO₄²⁻ bereaksi dengan ion H⁺ sebagai berikut:

SO₄²⁻(aq) + H⁺(aq) → HSO₄⁻(aq)

Reaksi ini menghilangkan ion SO₄²⁻ dari larutan. Menurut prinsip Le Châtelier, kesetimbangan akan bergeser ke kanan untuk menggantikan sebagian ion SO₄²⁻ yang dihilangkan, sehingga meningkatkan kelarutan PbSO₄.

Latihan

Apakah kelarutan senyawa berikut meningkat dalam larutan asam? (a) Ca(OH)₂, (b) Mg₃(PO₄)₂, (c) PbBr₂.

Contoh 16.14

Hitung konsentrasi amonia encer yang diperlukan untuk memulai pengendapan besi (II) hidroksida dari larutan 0,0030 M FeCl₂.

Strategi

Agar besi (II) hidroksida mengendap dari larutan, produk [Fe²⁺] [OH⁻]² harus lebih besar dari Ksp-nya. Pertama, perlu dihitung [OH⁻] dari [Fe²⁺] yang diketahui dan nilai Ksp yang tercantum dalam Tabel 16.2. Ini adalah konsentrasi OH⁻ dalam larutan jenuh Fe(OH)₂. Selanjutnya, perlu dihitung konsentrasi NH₃ yang akan mensuplai konsentrasi ion OH⁻ ini. Akhirnya, konsentrasi NH₃ yang lebih besar dari nilai yang dihitung akan memulai pengendapan Fe(OH)₂ karena larutan akan menjadi jenuh.

Penyelesaian

Amonia bereaksi dengan air menghasilkan ion OH⁻, yang kemudian bereaksi dengan Fe²⁺ membentuk Fe(OH)₂. Kesetimbangannya adalah

NH₃(aq) + H₂O(l) ⇋ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq)

Fe²⁺(aq) + 2OH⁻(aq) ⇋ Fe(OH)₂(s)

Pertama-tama ditemukan konsentrasi OH⁻ yang di atasnya Fe(OH)₂ mulai mengendap. Dapat ditulis

Ksp = [Fe²⁺][OH⁻]²=1,6 X 10⁻¹⁴

Karena FeCl₂ adalah elektrolit kuat, [Fe²⁺] = 0,0030 M dan

Selanjutnya dihitung konsentrasi NH₃ yang akan mensuplai 2,3 X 10⁻⁶ M ion OH⁻. Misalkan x adalah konsentrasi awal NH₃ dalam mol/L. Dapat dirangkum perubahan konsentrasi yang dihasilkan dari ionisasi NH₃ sebagai berikut.

Mengganti konsentrasi kesetimbangan dalam ekspresi konstanta ionisasi (lihat Tabel 15.4),

Memecahkan x, didapatkan x:

x = 2,6 x 10⁻⁶ M

Oleh karena itu, konsentrasi NH₃ harus sedikit lebih besar dari 2,6 x 10⁻⁶ M untuk memulai pengendapan Fe(OH)₂.

Latihan 

Hitung apakah akan terbentuk endapan jika 2,0 mL NH₃ 0,60 M ditambahkan ke 1,0 L ZnSO₄ 1,0 x 10⁻³ M .

16.8 Pengaruh Ion Senama dan Kelarutan

Dalam Bagian 16.2 kita membahas efek ion bersama pada ionisasi asam dan basa. Di sini kita akan memeriksa hubungan antara efek ion umum dan kelarutan.

16.7 Pemisahan Ion dengan Pengendapan Fraksional

Dalam analisis kimia, kadang-kadang diinginkan untuk menghilangkan satu jenis ion dari larutan dengan presipitasi sambil meninggalkan ion lain dalam larutan. Sebagai contoh, penambahan ion sulfat ke larutan yang mengandung ion kalium dan barium menyebabkan BaSO4 mengendap, sehingga menghilangkan sebagian besar ion Ba21 dari larutan. "Produk" lainnya, K2SO4, larut dan akan tetap dalam larutan. Endapan BaSO4 dapat dipisahkan dari larutan dengan filtrasi.

16.6 Kesetimbangan Kelarutan

Reaksi presipitasi penting dalam industri, kedokteran, dan kehidupan sehari-hari. Misalnya, persiapan banyak bahan kimia industri penting seperti natrium karbonat (Na2CO3) didasarkan pada reaksi presipitasi. Larutan enamel gigi, yang terutama terbuat dari hidroksiapatit [Ca5 (PO4) 3OH], dalam media asam menyebabkan kerusakan gigi. Barium sulfat (BaSO4), senyawa yang tidak larut yang buram terhadap sinar X, digunakan untuk mendiagnosis penyakit pada saluran pencernaan. Stalaktit dan stalagmit, yang terdiri dari kalsium karbonat (CaCO3), diproduksi oleh reaksi presipitasi, dan begitu juga banyak makanan, seperti fudge.

16.5 Indikator Asam Basa

Titik ekivalensi, seperti yang telah kita lihat, adalah titik di mana jumlah mol ion OH2 yang ditambahkan ke larutan sama dengan jumlah mol ion H1 yang awalnya ada. Untuk menentukan titik ekivalen dalam titrasi, maka, kita harus tahu persis berapa banyak volume basa yang akan ditambahkan dari buret ke asam dalam fl bertanya. Salah satu cara untuk mencapai tujuan ini adalah dengan menambahkan beberapa tetes indikator asam-basa ke larutan asam pada awal titrasi. Anda akan ingat dari Bab 4 bahwa suatu indikator biasanya adalah asam atau basa organik lemah yang memiliki warna yang sangat berbeda dalam bentuknya yang tidak terionisasi dan terionisasi. Kedua bentuk ini terkait dengan pH larutan di mana indikatornya larut. Titik akhir titrasi terjadi ketika indikator berubah warna. Namun, tidak semua indikator berubah warna pada pH yang sama, sehingga pilihan indikator untuk titrasi tertentu tergantung pada sifat asam dan basa yang digunakan dalam titrasi (yaitu, apakah mereka kuat atau lemah). Dengan memilih indikator yang tepat untuk titrasi, kita dapat menggunakan titik akhir untuk menentukan titik ekivalen, seperti yang akan kita lihat di bawah.

16.4 Titrasi Asam-Basa

Setelah membahas solusi buffer, kita sekarang dapat melihat lebih detail pada aspek kuantitatif titrasi asam-basa (lihat Bagian 4.6). Kami akan mempertimbangkan tiga jenis reaksi: (1) titrasi yang melibatkan asam kuat dan basa kuat, (2) titrasi yang melibatkan asam lemah dan basa kuat, dan (3) titrasi yang melibatkan asam kuat dan basa lemah. Titrasi yang melibatkan asam lemah dan basa lemah dipersulit oleh hidrolisis kation dan anion dari garam yang terbentuk. Sulit untuk menentukan titik ekivalensi dalam kasus-kasus ini. Karenanya, titrasi ini tidak akan dibahas di sini. Gambar 16.3 menunjukkan pengaturan untuk pemantauan pH selama titrasi.

16.3 Larutan Penyangga

Larutan buffer adalah larutan (1) asam lemah atau basa lemah dan (2) garamnya; kedua komponen harus ada. Solusinya memiliki kemampuan untuk menahan perubahan pH setelah penambahan sejumlah kecil asam atau basa. Buffer sangat penting

16.2 Pengaruh Ion Senama

Diskusi kami tentang ionisasi asam-basa dan hidrolisis garam pada Bab 15 terbatas pada larutan yang mengandung zat terlarut tunggal. Pada bagian ini, kami akan mempertimbangkan sifat asam-basa dari suatu larutan dengan dua zat terlarut yang mengandung ion yang sama (kation atau anion), yang disebut ion umum.

16.1 Kesetimbangan Larutan Homogen Versus Heterogen

Dalam Bab 15, kita melihat bahwa asam lemah dan basa lemah tidak terionisasi sepenuhnya dalam air. Jadi, pada kesetimbangan, larutan asam lemah, misalnya, mengandung asam tak terionisasi serta ion H1 dan basa konjugat. Namun demikian, semua spesies ini dibubarkan sehingga sistem ini adalah contoh dari keseimbangan homogen (lihat Bab 14).

16. Kesetimbangan Asam-Basa dan Kesetimbangan Kelarutan

Konsep Penting
• Kami melanjutkan studi kami tentang sifat-sifat asam basa dan reaksi dari Bab 15 dengan mempertimbangkan efek ion umum pada tingkat ionisasi asam dan karenanya pH larutan. (16.2)
• Kami kemudian memperluas diskusi kami ke larutan buffer, yang pH-nya sebagian besar tetap tidak berubah dengan penambahan sejumlah kecil asam dan basa. (16.3)
• Kami menyimpulkan penelitian kami tentang kimia asam-basa dengan memeriksa titrasi asam-basa secara lebih rinci. Kami belajar menghitung pH selama setiap tahap titrasi yang melibatkan asam dan basa kuat dan / atau lemah. Selain itu, kami melihat bagaimana indikator asam-basa digunakan untuk menentukan titik akhir titrasi. (16.4 dan 16.5)
• Selanjutnya, kami mengeksplorasi jenis kesetimbangan heterogen, yang berkaitan dengan kelarutan substansi yang jarang larut. Kami belajar untuk mengekspresikan kelarutan zat-zat ini dalam hal produk kelarutan. Kita melihat bahwa berbagai jenis ion logam dapat dipisahkan secara efektif tergantung pada produk kelarutannya yang berbeda. (16.6 dan 16.7)
• Kami kemudian melihat bagaimana prinsip Le Châtelier membantu kami menjelaskan efek ion umum dan pH pada kelarutan. (16.8 dan 16.9)
• Kita mempelajari bagaimana pembentukan ion kompleks, yang merupakan jenis reaksi asam basa Lewis, dapat meningkatkan kelarutan senyawa yang tidak larut. (16.10)
• Akhirnya, kami menerapkan prinsip produk kelarutan untuk analisis kualitatif, yang merupakan identifikasi ion dalam larutan. (16.12)