HIDROLISIS GARAM

Garam yang mengalami hidrolisis membentuk suatu reaksi kesetimbangan. Pada reaksi kesetimbangan anion basa atau kation asam, akan dibebaskan OH ^- atau H ⁺ . Ion OH ^- dan ion H ⁺ inilah yang dapat menentukan apakah larutan tersebut bersifat asam, basa atau netral. Karena hidrolisis garam merupakan reaksi refersibel (bolak-balik), maka reaksi ini mempunyai tetapan kesetimbangan yang disebut tetapan hidrolisis (Kh). Besarnya Kh bergantung pada harga tetapan ionisasi asam (Ka) atau tetapan ionisasi basa (Kb). Tetapan hidrolisis dapat digunakan untuk menentukan pH larutan garam.
1. Garam dari Asam Kuat dengan Basa Kuat
Garam yang berasal dari asam kuat dan basa kuat jika dilarutkan dalam air menunjukkan reaksi netral, karena anion maupun kationnya masing-masing tidak ada yang bergabung dengan ion hidrogen atau hidroksida. Untuk menentukan produk yang sangat sedikit berdisosiasi. Karena itu kesetimbangan air tidak terganggu.
H ₂ O _(l) → H ⁺ _(aq) + OH ^- _(aq)
Karena konsetrasi H ⁺ dan OH ^- dalam larutan sama, maka larutan bersifat netral (pH=7)
2. Garam dari Asam Kuat dengan Basa Lemah
Jika garam yang berasal dari asam kuat dengan basa lemah dilarutkan ke dalam air, maka larutan tersebut bersifat asam (pH < 7). Kation asam (BH ⁺ ) dari garam bereaksi dengan air yang menghasilkan ion H ₃ O ⁺ .
BH ⁺ _(aq) + H ₂ O _(l) → B _(aq) + H ₃ O ⁺ _(aq) .
Reaksi ini mempunyai tetapan hidrolisis (Kh) sebagai berikut.

Konsentrasi BH ⁺ semula, sama dengan konsentrasi garamnya. Jika konsentrasi BH ⁺ mula-mula sebesar M dan hidrolisis sebesar α, maka konsentrasi semua komponen dalam persamaan tersebut adalah:

Karena nilai α sangat kecil, maka besarnya α pada M-α diabaikan, sehingga untuk M-α = M. Besarnya konsentrasi B dan H ₃ O ⁺ adalah sama. Karena H ₃ O ⁺ dapat diganti H ⁺, persamaan tetapan hidrolisis dapat ditulis.

 

Suatu basa dapat mengalami kesetimbangan sebagai berikut.
B­ _(aq) + H ₂ O _(l) → BH ⁺ _(aq) + OH ^- _(l)

Selanjutnya konsentrasi ion H ⁺ dapat ditulis:

Keterangan:
Kh : tetapan hidrolisis
Kw : tetapan kesetimbangan air
Kb : tetapan ionisasi basa
[BH ⁺ ] : konsentrasi kation dari garam
3. Garam dari Asam Lemah dengan Basa Kuat
Garam yang berasal dari asam lemah dengan basa kuat jika dilarutkan dalam air maka larutan tersebut bersifat basa (pH > 7). Anion basa (A ^- ) dari garam bereaksi dalam air yang menghasilkan ion OH ^- .
A ^- _(aq) + H ₂ O _(l) → HA _(aq) + OH ^- _(aq)
Reaksi ini mempunyai tetapan hidrolisis sebagai berikut.

Konsentrasi A ^- semula sama dengan konsentrasi garamnya. Jika konsentrasi A ^- mula-mula sebesar M dan terhidrolisis sebesar α, maka untuk konsentrasi semua komponen dalam persamaan tersebut adalah:

Karena nilai α relatif kecil (dapat diabaikan) sehingga nilai (M-α) sama dengan M.
Asam lemah akan terionisasi menjadi:
HA → H ⁺ + A ^-
Konsentrasi HA sama dengan konsentrasi OH ^-, sehingga diperoleh persamaan tetapan:

Selanjutnya konsentrasi OH ^- dapat dihitung dengan rumus:

Keterangan:
Kh : tetapan hidrolisis
Kw : tetapan kesetimbangan air
Ka : tetapan ionisasi asam
[A-] : konsentrasi anion dari garam
4. Garam dari Asam Lemah dan Basa Lemah
Garam yang berasal dari asam lemah dan basa lemah jika dilarutkan dalam air dapat bersifat asam, basa atau netral tergantung pada kekuatan relatif asam dan basa penyusunnya. Larutan garam ini akan terhidrolisis sempurna baik kation [BH ⁺ ] maupun anionnya [A ^- ].

Tetapan hidrolisis (Kh) dari hidrolisis di atas dapat ditulis sebagai berikut.

Selanjutnya untuk menghitung [H ⁺ ] adalah sebagai berikut.

Keterangan:
Kh : tetapan hidrolisis
Kw : tetapan kesetimbangan air
Ka : tetapan ionisasi asam
Kb : tetapan ionisasi basa

• Posted: Thu 28 Jan, 2010 GMT
• In: Hidrolisis Garam
• Permalink : Menentukan pH Larutan Garam
• Comments: 3
• Viewed 1475 times.

 

 

Konsep Hidrolisis Garam

Pencampuran larutan asam dengan larutan basa akan menghasilkan garam dan air. Namun demikian, garam dapat bersifat asam, basa maupun netral. Sifat garam bergantung pada jenis komponen asam dan basanya. Garam dapat terbentuk dari asam kuat dengan basa kuat, asam lemah dengan basa kuat, asam kuat dengan basa lemah, atau asam lemah dengan basa lemah. Jadi, sifat asam basa suatu garam dapat ditentukan dari kekuatan asam dan basa penyusunnya. Sifat keasaman atau kebasaan garam ini disebabkan oleh sebagian garam yang larut bereaksi dengan air. Proses larutnya sebagian garam bereaksi dengan air ini disebut hidrolisis (hidro yang berarti air dan lisis yang berarti peruraian).
1. Garam dari Asam Kuat dengan Basa Kuat
Asam kuat dan basa kuat bereaksi membentuk garam dan air. Kation dan anion garam berasal dari elektrolit kuat yang tidak terhidrolisis, sehingga larutan ini bersifat netral, pH larutan ini sama dengan 7.
Contoh
Larutan KCl berasal dari basa kuat KOH terionisasi sempurna membentuk kation dan anionnya. KOH terionisasi menjadi H ⁺ dan Cl ^- . Masing-masing ion tidak bereaksi dengan air, reaksinya dapat ditulis sebagai berikut.
KCl _(aq) → K ⁺ _(aq) + Cl ^- _(aq)
K ⁺ _(aq) + H ₂ O _(l) →
Cl ^- _(aq) + H ₂ O _(l) →
2. Garam dari Asam Kuat dengan Basa Lemah
Garam yang terbentuk dari asam kuat dengan basa lemah mengalami hidrolisis sebagian (parsial) dalam air. Garam ini mengandung kation asam yang mengalami hidrolisis. Larutan garam ini bersifat asam, pH <7.
Contoh
Amonium klorida (NH ₄ Cl) merupakan garam yang terbentuk dari asam kuat, HCl dalam basa lemah NH ₃ . HCl akan terionisasi sempurna menjadi H ⁺ dan Cl ^- sedangkan NH ₃ dalam larutannya akan terionisasi sebagian membentuk NH ₄ ⁺ dan OH ^- . Anion Cl ^- berasal dari asam kuat tidak dapat terhidrolisis, sedangkan kation NH ₄ ⁺ berasal dari basa lemah dapat terhidrolisis.
NH ₄ Cl _(aq) → NH ₄ ⁺ _(aq) + Cl ^- _(aq)
Cl ^- _(aq) + H ₂ O _(l) →
NH ₄ ⁺ _(aq) + H ₂ O _(l) → NH _{3 (aq)} + H ₃ O ⁺ _(aq)
Reaksi hidrolisis dari amonium (NH ₄ ⁺ ) merupakan reaksi kesetimbangan. Reaksi ini menghasilkan ion oksonium (H ₃ O ⁺ ) yang bersifat asam (pH<7). Secara umum reaksi ditulis:
BH ⁺ + H ₂ O → B + H ₃ O ⁺
3. Garam dari Asam Lemah dengan Basa Kuat
Garam yang terbentuk dari asam lemah dengan basa kuat mengalami hidrolisis parsial dalam air. Garam ini mengandung anion basa yang mengalami hidrolisis. Larutan garam ini bersifat basa (pH > 7).
Contoh
Natrium asetat (CH ₃ COONa) terbentuk dari asam lemah CH ₃ COOH dan basa kuat NaOH. CH ₃ COOH akan terionisasi sebagian membentuk CH ₃ COO ^- dan Na ⁺ . Anion CH ₃ COO ^- berasal dari asam lemah yang dapat terhidrolisis, sedangkan kation Na ⁺ berasal dari basa kuat yang tidak dapat terhidrolisis.
CH ₃ COONa _(aq) → CH ₃ COO ^- _(aq) + Na ⁺ _(aq)
Na ⁺ _(aq) + H ₂ O _(l) →
CH ₃ COO ^- _(aq) + H ₂ O _(l) → CH ₃ COOH _(aq) + OH ^- _(aq)
Reaksi hidrolisis asetat (CH ₃ COO ^‑ ) merupakan reaksi kesetimbangannya. Reaksi ini menghasilkan ion OH ^‑ yang bersifat basa (pH > 7). Secara umum reaksinya ditulis:
A ^- + H ₂ O → HA + OH ^-
4. Garam dari Asam Lemah dengan Basa Lemah
Asam lemah dengan basa lemah dapat membentuk garam yang terhidrolisis total (sempurna) dalam air. Baik kation maupun anion dapat terhidrolisis dalam air. Larutan garam ini dapat bersifat asam, basa, maupun netral. Hal ini bergantung dari perbandingan kekuatan kation terhadap anion dalam reaksi dengan air.
Contoh
Suatu asam lemah HCN dicampur dengan basa lemah, NH ₃ akan terbentuk garam NH ₄ CN. HCN terionisasi sebagian dalam air membentuk H ⁺ dan CN ^- sedangkan NH ₃ dalam air terionisasi sebagian membentuk NH4+ dan OH-. Anion basa CN ^- dan kation asam NH ₄ ⁺ dapat terhidrolisis di dalam air.
NH ₄ CN _(aq) → NH ₄ ⁺ _(aq) + CN ^- _(aq)
NH ₄ ⁺ _(aq) + H ₂ O → NH _3(aq) + H ₃ O _(aq) ⁺
CN ^- _(aq) + H ₂ O _(e) → HCN _(aq) + OH ^- _(aq)
Sifat larutan bergantung pada kekuatan relatif asam dan basa penyusunnya (Ka dan Kb)
- Jika Ka < Kb (asam lebih lemah dari pada basa) maka anion akan terhidrolisis lebih banyak dan larutan bersifat basa.
- jika Ka > Kb (asam lebih kuat dari pada basa) maka kation akan terhidrolisis lebih banyak dalam larutan bersifat asam.
- Jika Ka = Kb (asam sama lemahnya dengan basa) maka larutan bersifat netral.

 

KELARUTAN DAN HASIL KELARUTAN

Apabila suatu zat kita larutkan ke dalam suatu pelarut, ternyata ada yang mudah larut (kelarutannya besar), ada yang sukar larut (kelarutannya kecil), dan ada yang tidak larut (kelarutannya dianggap nol). Sebenarnya, tidak ada zat yang tidak larut dalam pelarut. Misalnya, dalam pelarut air semua zat (termasuk logam) dapat larut, hanya saja kelarutannya sangat kecil. Jika suatu zat terlarut dalam pelarut sangat sedikit, misalnya kurang dan 0,1 gram zat terlarut dalam 1.000 gram pelarut, maka zat tersebut kita katakan tidak larut (insoluble). Di sini, kita akan membicarakan zat padat yang sedikit kelarutannya dalam air.
Jika suatu zat padat, contohnya padatan PbI ₂, kita larutkan ke dalam air maka molekul-molekul padatan PbI ₂ akan terurai, selanjutnya melarut dalam air. Untuk melarutkan PbI ₂ ke dalam air akan ada dua proses yang berlawanan arah (proses bolak-balik), yaitu proses pelarutan padatan PbI ₂ dan proses pembentukan ulang padatan PbI ₂ . Mula-mula, laju pelarutan padatan PbI ₂ sangat cepat dibandingkan dengan laju pembentukan ulang padatan tersebut. Makin lama, konsentrasi PbI ₂ yang terlarut meningkat dengan teratur dan laju pembentukan ulang padatan juga meningkat. Pada saat laju pelarutan padatan PbI ₂ sama dengan pembentukan ulang padatan, proses yang saling berlawanan arah tersebut kita katakan berada dalam kondisi kesetimbangan .
Pada kondisi kesetimbangan ini, larutan PbI ₂ pada kondisi tepat jenuh. Jumlah PbI ₂ yang dapat larut sampai dengan tercapainya kondisi tepat jenuh dinamakan kelarutan PbI ₂ . Secara umum, pengertian kelarutan suatu zat dalam air adalah batas maksimum dari jumlah suatu zat yang dapat larut dalam sejumlah tertentu air.
PbI ₂ melarut dalam air dalam bentuk ion Pb ²⁺ dan 2 ion I ^-, sehingga proses kesetimbangan PbI ₂ dalam air merupakan kesetimbangan ionisasi PbI ₂ dalam air, yaitu sebagai berikut.

PbI _{2 (s)} –> Pb ²⁺ _(aq) + 2 I ^- _(aq)

Dalam larutan PbI ₂ jenuh terdapat reaksi ionisasi PbI ₂ dalam keadaan setimbang. Tetapan kesetimbangan ini kita namakan tetapan hasil kali kelarutan (solubility product constant) dan disimbolkan dengan K _sp .
Persamaan tetapan kesetimbangan PbI ₂ :

Persamaan tetapan hasil kali kelarutan (Ksp) adalah sebagai berikut.

Dari persamaan K _sp di atas dapat kita nyatakan pula bahwa nilai dari K _sp merupakan perkalian dari ion-ion yang melarut dipangkatkan dengan koefisien masing-masing.
Besarnya nilai hasil kali kelarutan mencerminkan mudah atau tidaknya larutan elektrolit larut dalam air.