Kelarutan dan Hasil Kali Kelarutan

  1. Kelarutan

Bayangkan apabila kita menambahkan satu sendok teh kristal natrium klorida ke dalam segelas air kemudian diaduk, Kristal tersebut larut bukan? Atau ketika kita ingin membuat teh manis, saat menambahkna gula ke dalam air, gula tersebut juga larut bukan? Dan bagaimana apabila Kristal NaCl (garam) atau gula ditambahkan terus menerus? Apakah akan selalu dapat larut? Ternyata tidak. Pada suatu saat, larutan akan menjadi jenuh dan garam/gula tidak dapat larut lebih banyak lagi.

Istilah kelarutan (solubility) digunakan untuk menyatakan jumlah maksimum zat yang dapat larut dalam sejumlah tertentu pelarut.

larutan dapat dibedakan menjadi 3 jenis yaitu :

1)  Larutan jenuh.

Adalah suatu keadaan ketika suatu larutan telah mengandung suatu zat terlarut dengan konsentrasi maksimum.

2)  Larutan kurang jenuh.

Adalah larutan yang masih dapat melarutkan zat terlarut.

3)  Larutan lewat jenuh.

Adalah larutan yang sudah tidak dapat lagi melarutkan zat terlarut, sehingga menyebabkan terbentuknya endapan.

Kelarutan zat dalam suatu pelarut dipengaruhi oleh 3 hal yaitu :

a)  Jenis Zat Terlarut

Setiap zat mempunyai harga kelarutan yang berbeda-beda pada suatu pelarut. Pada umumnya, semua senyawa ion dan asam mudah larut dalam air kecuali beberapa asam berikut ini : H2S, H2SiO3, H3AsO4 dan H3SbO4.

b)  Jenis Zat Pelarut

Pelarut dibedakan menjadi 2 yaitu : pelarut polar dan non polar.

Pada umumnya, senyawa polar mudah larut dalam pelarut polar dan senyawa non polar mudah larut dalam pelarut non polar.

Contoh pelarut polar                 : H2O dan NH3 cair.

Contoh pelarut non polar          : C6H6 ( benzena ), minyak dan eter.

c)  Suhu.

Pada suhu yang semakin tinggi, umumnya suatu zat akan semakin mudah larut.

Adanya kalor menyebabkan semakin renggangnya jarak antar partikel zat padat tersebut. Akibatnya, kekuatan gaya antar partikel tersebut menjadi lemah sehingga partikel tersebut mudah terlepas oleh adanya gaya tarik molekul-molekul air ( pelarut ).

 

Kelarutan berbagai jenis zat serta pengaruh suhu terhadap kelarutan diberikan pada grafik di bawah ini:

 

  1. Satuan Kelarutan

Untuk zat yang tergolong mudah larut, kelarutannya dinyatakan dalam gram per 100 gram air. Namun, untuk zat yang tergolong sukar larut, kelarutannya dinyatakan dalam mol L-1, sama dengan kemolaran.

Contoh: Kelarutan AgCl dalam air sebesar 1 x 10-5

Contoh soal:

Sebanyak 4,35 mg AgCrO4 dapat larut dalam 100 mL air. Nyatakan kelarutan tersebut dalam mol L-1. (Ar O = 16; Cr = 52; Ag = 108)

Jawab:

Kelarutan = molaritas larutan jenuh; . Jadi, yang harus dilakukan adalah menentukan jumlah mol zat terlarut, kemdian menentukan kelarutan dengan rumus tersebut.

 

Jumlah mol Ag2CrO4 = 4,35 x 10-3 g/33 g mol-1

= 1,31 x 10-5

S = n/v = 1,31 x 10-5 mol / 0,1 L

= 1,31 x 10-4

 

 

  1.  Tetapan Hasil Kali Kelarutan

Perak Kromat (Ag2CrO4) merupakan contoh garam yang sukar larut dalam air. Jika kita memasukkan saja Kristal garam itu ke dalam segelas air kemudian diaduk, kita akan melihat bahwa sebagian besar dari garam itu tidak larut (mengendap di dasar gelas), larutan Perak Kromat mudah sekali jenuh. Apakah setelah mencapai keadaan jenuh proses melarut berhenti? Ternyata tidak. Melalui percobaan telah diketahui bahwa dalam larutan jenuh tetap terjadi proses melarut, tetapi pada saat yang sama terjadi pula proses pengkristalan dengan laju yang sama. Dengan kata lain, dalam keadaan jenuh terdapat kesetimbangan antara zat padat tak larut dengan ion-ionnya. Kesetimbangan itu terjadi antara zat padat tak larut dengan ion-ionnya. Kesetimmbangan dalam larutan jenuh perak kromat adalah

Ag2CrO4(s) ↔ 2Ag+(aq) + CrO42-(aq)
Gambar : dalam larutan jenuh garam atau basa, terdapat kesetimbangan antara zat   padat tak larut dengan ion-ionnya.

Tetapan kesetimbangan dari kesetimbangan antara garam atau basa yang sedikit larut disebut tetapan hasil kali kelarutan (solubility product constant) dan dinyatakan dengan lambang Ksp. Persamaan tetapan hasil kali kelarutan  untuk Ag2CrO4, sesuai dengan persamaan 9.1, adalah:

Ksp = [Ag+]2 [CrO42-]

Secara umum, persamaan kesetimbangan larutan garam AxBy (s) sebagai berikut

AxBy (s) ↔ xAy+(aq) + yBx-(aq)

 

 

  1. Hubungan Kelarutan (s) dan Tetapan Hasil Kali Kelarutan (Ksp)

Perhatikan kembali kesetimbangan yang terjadi dalam larutan jenuh Ag2CrO4

Ag2CrO4(s) ↔ 2Ag+(aq) + CrO42-(aq)

Konsentrasi kesetimbangan ion Ag+ dan ion CrO42-

Dalam larutan jenuh dapat dikaitkan dengan kelarutan AgCrO4 yaitu sesuai dengan stoikiometri reaksi (perbandingan koefisien reaksinya). Jika kelarutan AgCrO4 dinyatakan dengan s, maka konsentrasi ion Ag+ dalam larutan itu sama dengan 2s dan konsentrasi ion CrO42- sama dengan s.

Ag2CrO4(s) ↔ 2Ag+(aq) + CrO42-(aq)

         s                  2s                s

dengan demikian, nilai tetapan hasil kali kelarutan (Ksp) Ag2CrO4 dapat dikaitkan dengan nilai kelarutannya (s) sebagai berikut

Ksp = [Ag+]2 [CrO42-]

= (2s)2 (s) = 4s3

Secara umum, hubungan antara kelarutan (s) dengan tetapan hasil kali kelarutan (Ksp) untuk elektrolit AxBy dapat dinyatakan

AxBy (s) ↔ xAy+(aq) + yBx-(aq)

    s                xs             ys

 

Ada 3 cara untuk menentukan hubungan antara kelarutan ( s ) dengan tetapan hasil kali kelarutan ( Ksp ) yaitu :

a)  Menuliskan persamaan reaksi kesetimbangannya

b) Menentukan hubungan antara konsentrasi ion-ion dengan kelarutan berdasarkan koefisien reaksinya.

c)  Menentukan hubungan antara Ksp dengan kelarutan ( s ) berdasarkan persamaan tetapan hasil kali kelarutan.

 

Keterangan :

“ Besarnya nilai Ksp suatu zat bersifat tetap pada suhu yang tetap. “

 

  1.  Pengaruh Ion Senama Terhadap Kelarutan

Sebelumnya, kita telah membahas tentang kelarutan suatu senyawa di dalam air murni. Lalu bagaimana kelarutan suatu senyawa tersebut di dalam senyawa lain yang memiliki ion yang sejenis?

Dalam larutan Na2CrO4 yang ditambahkan dengan kritalAg2CrO4, terdapat pelarut perak kromat (AgCrO4) dalam air dan dalam larutan Na2CrO4. Jika Ag2CrO4 maka satu-satunya  sumber ion Ag+dan ion CrO42- berasal dari padatan Ag2crO4. Sementara jika Ag2CrO4 dilarutkan dalam larutan Na2CrO4, maka ion CrO42- berasal dari Ag2CrO4 dan Na2CrO4. Dalam hal ini Ag2CrO4 dengan Na2CrO4 memiliki ion senama yaitu CrO42-.

Lalu, bagaimanakah pengaruh ion senama tersebut terhadap kelarutan suatu elektrolit? Marilah kita perhatikan larutan jenuh Ag2CrO4. Apakah yang bakan terjadi apabila ke dalam larutan jenuh itu kita tambahkan Na2CrO4 atau AgNO3? Seperti yang telah kita ketahui, dalam larutan jenuh Ag2CrO4 terdapat kesetibangan antara Ag2CrO4 padat dengan ion-ion Ag+ dan CrO42-.

 

Ag2CrO4(s) ↔ 2Ag+(aq) + CrO42-(aq)

 

Penambahan Na2CrO4 atau AgNO3 akan memperbesar konsentrasi ion CrO42- atau ion Ag+ dalam larutan. Sesuai dengan azas kelarutan Le Chatelier tentang pergeseran kesetimbangan, penambahan konsentrasi ion CrO42- atau ion Ag+ akan menggeser kesetimbangan persamaan diatas ke kiri. Akibat dari pergeseran itu, jumlah Ag2CrO4 yang larut berkurang. Jadi, dapat disimpulkan bahwa ion senama akan memperkecil kelarutan. Akan tetapi, ion senama tidak mempengaruhi nilai tetapan hasl kali kelarutan, asal suhu tidak berubah. Untuk mengetahui pengaruh kuantitatif ion senama pada kelarutan, perhatikan contoh soal berikut:

Kelarutan Ag2CrO4 dalam air murni yaitu 8,43 x 10-5mol L-1 pada 25ºC. tentukanlah kelarutan Ag2CrO4 (Ksp Ag2CrO4 = 2,4 x 10-12) itu dalam:

  1. Larutan AgNO3 0,1 M
  2. Larutan K2CrO4 0,1 M

Jawab:

  1. Kelarutan Ag2CrO4 dalam larutan AgNO3 0,1 M

Larutan AgNO3 0,1 M mengandung 0,1 M ion Ag+dan 0,1 M ion NO3-.

AgNO3 (aq) → Ag+ (aq) + NO3- (aq

0,1 M              0,1 M        0,1 M

Jika ke dalam larutan ditambahkan Ag2CrO4 padat, maka Kristal itu akan larut hngga larutan jenuh. Misal kelarutan Ag2CrO4 = s mol L-1, maka konsentrasi ion CrO42- yang dihasilkan = s mol L-1 dan ion Ag = 2s mol L-1.

 

Ag2CrO4(s) ↔ 2Ag+(aq) + CrO42-(aq)

        s                  2s                 s

jadi, konsentrasi total ion Ag+ = 0,1 + 2s mol L-1. Oleh karena nilai s relative kecil, yaitu lebih kecil dari kelarutannya dalam air (s < 8,43 x 10-5), maka konsentrasi ion Ag+ dapat dianggap = 0,1 mol L-1 (0,1 + 2s  0,1). Dalam larutan jenuh Ag2CrO4 berlaku:

[Ag+][CrO42-) = Ksp Ag2CrO4

(0.1)2     (s)      = 2,4 x 10-12

s             = 2,4 x 10-10

jadi, kelarutan Ag2CrO4 dalam larutan AgNO3 0,1 M = 2,4 x 10-10 mol L-1

kira-kira, 351 ribu kali lebih kecil dibandingkan kelarutannya dalam air murni.

 

 

  1. Pengaruh pH terhadap Kelarutan

Tingkat keasaman larutan (pH) dapat mempengaruhi kelarutan berbagai jenis zat. Suatu basa umumnya lebih larut dalam larutan yang bersifat asam, dan sebaliknya lebih sukar larut dalam larutan yang bersifat basa. Garam-garam yang berasal dari asam lemah akan lebih mudah larut dalam larutan yang bersifat asam kuat.

  1. pH dan Kelarutan Basa

sesuai dengan efek ion senama, suatu basa aka lebih sukar larut dalam larutan yang bersifat basa daripada larutan netral.

Contoh:

Diketahui Ksp Mg(OH)2 = 2 x 10-12. Tentukan kelarutan Mg(OH)2 dalam :

a)      Aquades

b)     Larutan dengan pH = 12

 

Jawaban :

a)      Kelarutan dalam aquades.

 

Ksp            = [ Mg2+ ] .  [ OH- ]2

2 x 10-12 = ( s ) .  ( 2s )2 = 4s3

 

Jadi kelarutan Mg(OH)2 dalam aquades = 7,94 x 10-5 mol/L.

 

b)     Kelarutan dalam larutan dengan pH = 12.

pH = 12

pOH = 14 – 12 = 2

[ OH- ] = 10-2 M

 

Ksp            = [ Mg2+ ] .  [ OH- ]2

2 x 10-12 = ( s ) .  ( 10-2 )2

2 x 10-12 = 10-4 s

s = 2 x 10-8 M

Jadi kelarutan Mg(OH)2 dalam larutan dengan pH = 12 adalah 2 x 10-8 M

 

  1. pH dan Kelarutan Garam

Kalsium karbonat (CaCO3) sukar larut dalam air, tetapi larut dalam larutan HCl. Fakta ini dapat diterangkan sebagai berikut.

Dalam larutan jenuh CaCO3 terdapat kesetimbangan sebagai berikut.

CaCO3 (s) ↔ Ca2+ (aq) + CO32-(aq)

Dalam larutan asam, ion CO32- akan diikat oleh ion H+membentuk HCO3- atau H2CO3. H2CO3 selanjutnya akan terurai membentuk CO2 dan H2O. hal ini akan menggeser kesetimbangan di atas ke kanan atau dengan kata lain’ menyebabkan CaCO3 melarut.

 

  1.   Reaksi Pengendapan

Kita dapat mengeluarkan suatu kelarutan ion dari larutannya melalui reaksi pengendapan. Misalnya, ion kalsium (Ca2+) dapat dikeluarkan dengan menambahkan larutan Na2CO3. Dalam hal ini, ion Ca2+ akan bergabung dengan ion karbonat (CO32-) membentuk CaCO3, suatu garam yang sukar larut, sehingga mengendap.

Ca2+ (aq) + CO32- (aq) → CaCO3 (s)

Contoh lainnya yaitu mengendapkan ion Cl- dari air laut dengan menambahkan larutan perak nitrat (AgNO3). Ion Cl- akan bergabung dengan ion Ag+ membentuk AgCl yang sukar larut.

Cl- (aq) + Ag+ (aq) → AgCl (s)

Lalu, apakah endapan AgCl terbentuk begitu ada ion Ag+ memasuki larutan? Kita ingat kembali bahwa AgCl dapat larut dalam air, meskipun dalam jumlah yang sangat sedikit. Artinya, ion Ag+ dan ion Cl- dapat berada bersama-sama dalam larutan hingga larutan jenuh, yaitu sampai hasil kali [Ag+][Cl-] sama dengan nilai Ksp AgCl. Apabila penambahan ion Ag+ dilanjutkan hingga hasil kali [Ag+] [Cl-] > Ksp AgCl, maka kelebihan ion Ag+ dan ion Cl- akan bergabung membentuk endapan AgCl. Jadi, pada penambahan larutan Ag+ ke dalam larutan Cl- dapat terjadi:

 

[Ag+][Cl-] < Ksp AgCl = larutan belum jenuh

[Ag+][Cl-] = Ksp AgCl = larutan tepat jenuh

[Ag+][Cl-] > Ksp AgCl = terjadi pengendapan

 

Hasil kali konsentrasi seperti dirumuskan dala  rumus tetapan kesetimbangan (buka konsentrasi setimbang) disebut Q. jadi secara umum, aoakah keadaan suatu larutan belum jenuh, jenuh, atau terjadi pengendapan, dapat ditentukan dengan memeriksa nilai Qc-nya dengan ketentuan:

Qc  <  Ksp, larutan belum jenuh

Qc  =  Ksp, larutan tepat jenuh

Qc  >  Ksp, terjadi pengendapan

  1.  Manfaat dan Fungsi Tetapan Hasil Kali Kelarutan ( Ksp )

ü Ksp suatu senyawa ion yang sukar larut dapat digunakan untuk memberikan informasi tentang kelarutan senyawa tersebut dalam air.

ü Semakin besar harga Ksp suatu zat, maka zat tersebut akan semakin mudah larut.

ü Harga Ksp suatu zat juga dapat digunakan untuk meramalkan terjadi tidaknya endapan suatu zat tersebut jika 2 larutan yang mengandung ion-ion dari senyawa yang sukar larut, dicampurkan.

ü Untuk meramalkan terjadi tidaknya endapan suatu senyawa AmBn, jika larutan yang mengandung ion An+ dan ion Bm- dicampurkan maka digunakan konsep hasil kali ion ( Qsp ).

Qsp AmBn = [ An+ ]m . [ Bm- ]n

  • Jika Qsp < Ksp maka belum terbentuk larutan jenuh maupun endapan AmBn
  • Jika Qsp = Ksp maka terbentuk larutan jenuh AmBn
  • Jika Qsp > Ksp maka terbentuk endapan AmBn

 

Contoh soal :

Sebanyak 100 mL larutan NaCl 0,02 M dicampur dengan 100 mL larutan Pb(NO3)2 0,2 M. Tentukan dengan suatu perhitungan, apakah dari reaksi tersebut akan terbentuk endapan PbCl2? ( Ksp PbCl2 = 1,7 x 10-5 )

Jawaban :

 

 

Untuk menentukan apakah terbentuk endapan PbCl2 atau tidak, maka dilakukan dengan cara membandingkan harga Qsp dengan Ksp-nya.

 

Oleh karena : harga Qsp < Ksp = 10-5 < ( 1,7 x 10-5 ), maka dari hasil reaksi tersebut belum menghasilkan endapan PbCl2.

 

ü Selain memberikan informasi tentang kelarutan, harga Ksp dapat digunakan untuk mempertimbangkan pemisahan zat dalam campuran dengan cara pengendapan selektif.

 

Contoh soal :

Suatu larutan mengandung ion Mg2+ dan Mn2+  dengan konsentrasi masing-masing 0,1 M. Kedua ion tersebut akan dipisahkan dengan cara menambahkan larutan amonia. Tentukan dengan perhitungan, berapa pH larutan agar ion Mn2+ dapat mengendap sebagai Mn(OH)2, sedangkan ion Mg2+ tetap berada dalam larutan? ( Ksp Mg(OH)2 = 1,8 x 10-11 dan Ksp Mn(OH)2 = 1,9 x 10-13 )

Jawaban :

Ksp Mn(OH)2 < Ksp Mg(OH)2, artinya : Mn(OH)2 lebih mudah mengendap daripada Mg(OH)2.

Maka, kita tentukan [ OH- ] dari Mg(OH)2 terlebih dulu ( karena Mg(OH)2 lebih sulit mengendap daripada Mn(OH)2 )

Dalam larutan terdapat :

Ion Mg2+ = 0,1 M

Ion Mn2+ = 0,1 M

 

Larutan jenuh Mg(OH)2 akan terbentuk jika :

[ Mg2+ ] . [ OH- ]2  = Ksp Mg(OH)2

( 0,1 ) . [ OH- ]2 = 1,8 x 10-11

[ OH- ]2 = 1,8 x 10-10

 

Pada pH = 9,13 tersebut ion Mg2+ belum mengendap sebagai Mg(OH)2, sebab pada pH tersebut besarnya Qsp = Ksp-nya dan baru terbentuk larutan jenuh Mg(OH)2.

 

Keberadaan ion Mn2+ dalam larutan digunakan untuk menentukan apakah sudah terbentuk endapan Mn(OH)2 atau belum.

[ Mn2+ ] = 0,1 M ( diketahui di soal )

[ OH- ] = 1,34 x 10-5 M ( hasil perhitungan di atas atau saat pH-nya = 9,13 )

 

Qsp Mn(OH)2 = [ Mn2+ ] . [ OH- ]2

Qsp Mn(OH)2 = ( 0,1 ) . ( 1,34 x 10-5 )2  = 1,8 x 10-11

Oleh karena Qsp Mn(OH)2 > Ksp Mn(OH)2 = 1,8 x 10-11 > 1,9 x 10-13, maka terbentuk endapan Mn(OH)2.

Jadi pada pH = 9,13 ion Mn2+ sudah mengendap sebagai Mn(OH)2 sedangkan ion Mg2+ tetap sebagai larutan.

Oleh karena itu kedua ion tersebut dapat terpisah setelah dilakukan penyaringan.

 

 

 

 

Leave a Comment