BAB 2 TINJAUAN PUSTAKA 2.1 Klasifikasi...

BAB 2

TINJAUAN PUSTAKA

2.1 Klasifikasi Elektrolit

Perhitungan derajat disosiasi untuk berbagai elektrolit dalam larutan berair

menunjukkan bahwa secara praktis semua garam terdisosiasi sempurna menjadi

ion-ionnya. Hal yang sama juga berlaku untuk asam-asam dan basa-basa kuat.

Seperti yang diharapkan dari derajat disosiasinya yang tinggi, larutan dari zat-zat

ini merupakan konduktor elektrik yang baik. Di lain pihak, terdapat banyak zat

yang larutannya menunjukkan konduktivitas yang relatif rendah, hal ini

menandakan bahwa larutan-larutan tersebut hanya sedikit terdisosiasi. Di antara

larutan-larutan ini termasuk sejumlah besar asam-asam organik seperti asam

asetat, propanoat, dan benzoat; asam-asam anorganik seperti asam karbonat, asam

sulfida, dan asam sianida; dan basa-basa seperti ammonium, seng, dan timbal

hidroksida.

Larutan dari zat-zat yang menunjukkan konduktansi yang baik dan

menandakan derajat disosiasi yang tinggi dalam larutan digolongkan sebagai

elektrolit kuat.Sebaliknya, larutan dari zat-zat yang hanya menunjukkan

konduktivitas yang lemah dan derajat disosiasi yang rendah disebut elektrolit

lemah (Maron, 1978).

2.2 Konduktivitas Elektrolit

Hambatan suatu konduktor elektrolit terhadap arus yang lewat dapat ditentukan

dengan menggunakan Hukum Ohm terhadap konduktor tersebut.Namun, sebagai

pengganti hambatan, di sini lebih sesuai menggunakan istilah konduktansi, yang

mana merupakan kebalikan dari hambatan listrik.

Universitas Sumatera Utara

Seperti yang telah diketahui, hambatan tiap konduktor berbanding lurus

secara langsung dengan panjangnya dan berbanding terbalik dengan luas

permukaannya,

R = ρ 𝑙𝑙𝐴𝐴 (1)

di mana R adalah hambatan dalam ohm, l adalah panjang dalan sentimeter, A

adalah luas dalam sentimeter kuadrat, dan ρ adalah hambat jenis. Nilai ρ

tergantung pada dan merupakan karakteristik alami dari konduktor tersebut. Dari

persamaan (1) pernyataan untuk konduktansi L adalah sebagai berikut :

L = 1𝑅𝑅 = 1

ρ𝐴𝐴𝑙𝑙

L = κ 𝐴𝐴𝑙𝑙 (2)

di mana κ = 1 / ρ merupakan konduktansi jenis dari konduktor, satuannya

dinyatakan dalam kebalikan ohm atau mhos per sentimeter atau ohm-1 per

sentimeter (Maron, 1978).

Jelas sekali bahwa suatu zat yang memiliki tahanan yang sangat kecil

terhadap aliran arus akan melewatkan lebih banyak arus. Dengan demikian

kemampuan suatu zat untuk menghantarkan listrik atau konduktivitas merupakan

kebalikan dari tahanan.Kebalikan dari tahanan jenis ini disebut konduktansi

spesifik atau konduktivitas spesifik. Konduktansi atau konduktivitas jenis ini

didefinisikan sebagai : konduktivitas satu sentimeter kubik (cc) suatu larutan

elektrolit. Konduktivitas spesifik disimbolkan dengan κ (kappa). Dengan

demikian,

κ =1 𝜌𝜌

= 1𝑅𝑅x 1

𝐴𝐴 (3)

Konduktivitas spesifik meningkat jika : (i) konsentrasi ion, dan (ii)

kecepatan ion-ion yang bersangkutan juga meningkat (Bahl, 2008).


Suatu besaran yang lebih berguna adalah konduktivitas ekivalen (Ʌ).

Konduktivitas ekivalen suatu larutan didefinisikan sebagai konduktivitas di antara

dua elektroda yang berjarak 1 m satu sama lain yang mengandung tepat 1 ekivalen

zat elektrolit. Satu ekivalen zat elektrolit adalah jumlah zat yang terlarut dalam

larutan yang akan menghasilkan muatan eN0 dan –eN0, di mana e adalah muatan

listrik dan N0 adalah bilangan Avogadro. Misalkan konsentrasi larutan elektrolit

adalah c ekivalen per liter, maka volume larutan yang mengandung 1 ekivalen

akan menjadi 1 / c liter. Dengan demikian konduktivitas ekivalen diberikan oleh

persamaan :

Ʌ = 𝜅𝜅1000𝑐𝑐

(4)

di mana faktor 1000 berguna mengubah konsentrasi menjadi ekivalen m-3(1 liter =

10-3 m3). Karena satuan κ adalah Ω -1m-1, Ʌ memiliki satuan Ω -1 ekivalen-1

m2.Keuntungan menggunakan Ʌ sebagai pengganti konduktivitas spesifik (κ)

adalah Ʌ memudahkan ki ta untuk mengubah pengukuran-pengukuran

konduktivitas yang berbeda menjadi satuan konsentrasi yang umum.

Dalam satuan SI, kita menggunakan konduktivitas molar (Ʌ) yang

diberikan oleh persamaan κ / 1000 c, di mana c sekarang dalam satuan mol liter-1

dan Ʌ dalam Ω -1 mol-1 m2. Untuk elektrolit univalen seperti NaCl, konduktivitas

ekivalen sama dengan konduktivitas molar. Untuk larutan bivalen seperti CuSO4,

konduktivitas molar adalah dua kali konduktivitas ekivalen (Chang, 1977).

Berdasarkan konduktivitasnya, dapat dikelompokkan 2 bagian kelas

elektrolit.Elektrolit kuat, seperti kebanyakan garam, dan asam-asam seperti asam

klorida, asam nitrat, dan sulfat, memiliki konduktivitas molar yang tinggi yang

meningkat tidak terlalu besar ketika diencerkan.Elektrolit lemah, seperti asam

asetat dan asam-asam organik lainnya dan larutan ammonia, yang memiliki

konduktivitas molar yang rendah pada konsentrasi tinggi, tetapi nilainya naik

cukup besar ketika diencerkan (Moore, 1983).


2.3 Variasi Konduktivitas terhadap Konsentrasi

2.3.1. Variasi Konduktivitas terhadap Konsentrasi Elektrolit Kuat

Konduktivitas ekivalen suatu larutan tidak bervariasi secara linear dengan

konsentrasi. Pengaruh konsentrasi pada konduktivitas ekivalen dapat dipelajari

dengan memplotkan nilai-nilai Ʌ dengan nilai akar dari konsentrasi. Diketahui

bahwa variasi konduktivitas ekivalen dengan √𝐶𝐶 bergantung pada sifat elektrolit

tersebut.

Elektrolit kuat terionisasi sempurna pada berbagai konsentrasi (atau

pengenceran).Peningkatan konduktivitas ekivalen bukan karena peningkatan arus

yang dibawa oleh spesi ion. Faktanya hal ini disebabkan oleh penurunan gaya

tarik-menarik di antara ion-ion yang muatannya berlawanan seiring dengan

penurunan konsentrasi (atau peningkatan pengenceran). Pada konsentrasi yang

lebih tinggi, gaya tarik-menarik di antara ion-ion yang berlawanan meningkat (F

∞ q1 q2 / r2). Sebagai akibatnya, hal ini mempengaruhi kecepatan ion-ion dalam

pergerakannya menuju elektroda yang bermuatan berlawanan.Peristiwa ini disebut

interferensi ionik.Ketika suatu larutan menjadi semakin encer, konduktivitas

ekivalen meningkat, hingga mencapai nilai batasnya.Nilai ini disebut sebagai

konduktivitas ekivalen pada pengenceran yang tidak terbatas (konsentrasi nol).

2.3.2. Teori Debye-Huckel

Suatu penjelasan yang masuk akal untuk penurunan konduktivitas molar seiring

dengan kenaikan konsentrasi untuk elektrolit kuat pertama kali diusulkan pada

tahun 1984 oleh seorang berkebangsaan Jerman Johannes Jacobus van Laar

(1860-1938).Ia mengatakan bahwa gaya-gaya elektrostatis yang kuat yang ada di

dalam suatu larutan ionik memiliki pengaruh yang penting pada sifat-sifat larutan.

Tahun 1923, Debye dan Huckel mengumumkan suatu hubungan

matematis yang rumit.Menurut teori ini, penurunan konduktivitas molar elektrolit


kuat disebabkan oleh saling interferensi ion-ion, yang menjadi semakin kuat

ketika konsentrasi meningkat. Karena gaya tarik-menarik yang kuat di antara ion-

ion yang berlawanan tanda, susunan ion-ion di dalam larutan tidak sepenuhnya

acak. Di daerah sekitar tiap ion positif, terdapat kecenderungan menarik ion-ion

negatif daripada ion-ion positif, sedangkan untuk tiap ion negatif terdapat

kecenderungan menarik ion-ion positif daripada negatif.Misalkan pada NaCl,

dalam bentuk padatan terdapat susunan yang teratur ion natrium dan ion

klorida.Ketika NaCl dilarutkan dalam air, susunan ini masih dipertahankan

sedikit. Ion-ion jaraknya menjadi lebih jauh satu sama lain daripada dalam

padatan; oleh karena itu gaya tarik-menarik elektrostatik menjadi lebih kecil dan

gerakan termal menyebabkan ketidakteraturan. Namun demikian, sejumlah kecil

susunan yang masih ada cukup untuk memberikan pengaruh yang penting pada

konduktivitas larutan (Laidler, 1982).

Teori Debye-Huckel menjelaskan bahwa kenaikan konduktivitas larutan

elektrolit kuat terhadap pengenceran didasarkan pada dua pengaruh berikut :

a. Efek Relaksasi atau Efek Asimetris

Di dalam larutan, setiap ion dikelilingi oleh suatu atmosfer ionik dari muatan yang

berlawanan. Selama tidak ada medan listrik yang diberikan, atmosfer ionik tetap

simetris di sekitar ion pusat. Namun, ketika arus listrik dilewatkan melalui larutan,

ion-ion yang berada di tengah bergerak menuju elektroda yang berlawanan

muatan.Ketika ion tersebut bergerak keluar dari atmosfer ionik, ion tersebut

membentuk lagi suatu atmosfer ionik dengan muatan yang berlawanan dan

meninggalkan atmosfer ionik yang lama.Namun demikian, perusakan atmosfer

ionik yang lama dan pembentukan atmosfer ionik yang baru tidak terjadi seketika

itu juga.Terdapat suatu rentang waktu yang disebut waktu relaksasi di antara

perusakan atmosfer yang lama dan pembentukan atmosfer yang baru.Selama

waktu ini, atmosfer ionik yang lama menarik ion yang bergerak ke arah yang

berlawanan dan dengan demikian menghambat pergerakannya.Dengan demikian

efek ini disebut efek relaksasi.

Penjelasan alternatifnya, dapat diasumsikan bahwa ketika ion pusat

bergerak, bentuk simetris atmosfer ionik akan hilang; semakin banyak ion pada


atmosfer ionik ditinggalkan di belakang daripada yang ada di depan. Kelebihan

ion pada atmosfer ionik yang ada di belakang ion yang bergerak akan menarik

kembali ion dan menahan pergerakannya. Sehingga efek yang disebabkan tidak

simetrisnya atmosfer ionik dari ion yang bergerak disebut efek asimetris.

b. Efek Elektroforesis

Ketika tegangan listrik diberikan, ion pusat bergerak ke satu arah dan atmosfer ion

yang bermuatan berlawanan bergerak ke arah yang sebaliknya.Saat atmosfer ionik

ini bergerak, molekul-molekul pelarut yang terasosiasi dengannya juga

bergerak.Dengan demikian aliran atmosfer ionik dan molekul-molekul pelarut

yang terikat padanya terjadi dengan arah yang berlawanan dengan pergerakan ion

pusat. Dengan kata lain, ion pusat bergerak melawan arus. Dengan demikian

pergerakan ion semakin terhambat.Efek ini disebut Efek Elektroforesis. Di

samping dua efek di atas, gaya penahan ketiga adalah tahanan geseran normal

yang disebabkan oleh medium yang mana tergantung pada viskositas medium,

konstanta dielektrik dan sebagainya.

Berdasarkan penjelasan tersebut, Debye dan Huckel (1923) menurunkan

suatu pernyataan matematis untuk variasi konduktivitas ekivalen terhadap

konsentrasi.Persamaan ini lebih lanjut dikembangkan oleh Onsager (1926-27) dan

sekarang dikenal sebagai Persamaan Debye-Huckel-Onsageratau secara sederhana

disebut Persamaan Onsager. Untuk suatu elektrolit bervalensi satu, persamaan

tersebut dinyatakan dalam bentuk :

( ) ( ))5(1020,84,82

02/3

5

2/10 cDTDTc

Λ

×+−Λ=Λ

η

di mana : cΛ = Konduktivitas ekivalen pada konsentrasi c

0Λ = Konduktivitas ekivalen pada pengenceran tidak

terbatas

D = Konstanta dielektrik medium

η = Viskositas medium

T = Suhu larutan dalam derajat mutlak


c = Konsentrasi larutan dalam mol/liter

Karena D dan η nilainya tetap untuk pelarut tertentu, maka pada suhu

yang tetap, persamaan di atas dapat dinyatakan dalam bentuk :

( ) )6(00 cc ΒΛ+Α−Λ=Λ

di mana A dan B nilainya tetap untuk pelarut tertentu pada suhu tertentu (Madan,

2007).

Pengukuran konduktivitas yang cukup teliti dilakukan oleh Kohlrausch di

abad ke-19; beberapa datanya ditunjukkan dalam Gambar 2.1. Berdasarkan

persamaan (4), kelihatannya bahwa Ʌ tida k akan tergantung pada konsentrasi

larutan (κ berbanding lurus dengan konsentrasi, tetapi κ / c seharusnya menjadi

tetap untuk zat tertentu). Namun demikian, hal ini tidak sesuai kenyataan. Sebagai

pengganti, Kohlrausch menemukan hubungan berikut yang sesuai untuk larutan

elektrolit kuat :

Ʌ = Ʌ0 – B √𝑐𝑐 (7)

di mana B adalah tetapan untuk elektrolit tertentu dan Ʌ 0 adalah konduktivitas

ekivalen pada pengenceran tak hingga; yakni, Ʌ = Ʌ 0 ketika c → 0. Dengan

demikian Ʌ0 dapat dengan cepat diperoleh dengan memplotkan Ʌ dengan √𝑐𝑐 dan

ekstrapolasinya ke konsentrasi nol. Metode ini tidak sesuai untuk elektrolit lemah

karena kecuraman kurva tersebut pada konsentrasi yang rendah (Chang, 1977).

Tidak seperti konduktivitas jenis (κ), konduktivitas ekivalen Ʌ baik

elektrolit kuat maupun lemah meningkat jika diencerkan.Alasan untuk hal ini

adalah bahwa penurunan konduktivitas jenis (κ) masih lebih kecil dibandingkan

dengan kenaikan nilai 1/C pada pengenceran, dan dengan demikian Ʌ

meningkat.Dari grafik yang dibuat antara Ʌ vs. √𝐶𝐶 pada Gambar 2.1., dapat


dilihat bahwa nilai Ʌ untuk elektrolit lemah dan kuat berperilaku berbeda ketika

konsentrasi diturunkan. Pada pengenceran elektrolit kuat hingga konsentrasi 0,001

atau 0,0001 N, Ʌ dengan cepat mencapai suatu nilai mendekati nilai batas

konduktivitas pada konsentrasi nol, Ʌ o. Di lain pihak, walaupun konduktivitas

ekivalen elektrolit lemah meningkat dengan cepat pada pengenceran, pada

konsentrasi yang disebutkan di atas masih sangat jauh dari nilai batasnya. Sebagai

contoh, Ʌ pada 25 oC untuk larutan 0,001 N natrium klorida adalah 123,7

sedangkan Ʌo adalah 126,5. Pada konsentrasi dan temperatur yang sama Ʌ untuk

asam asetat hanya 49,2, sementara Ʌ o adalah 390,7. Karena perbedaan yang

mendasar ini dalam hal sifat konduktivitas ekivalen elektrolit kuat dan lemah pada

pengenceran, prosedur yang bermacam-macam harus digunakan untuk

memperoleh nilai batas konduktivitas ekivalennya (Maron, 1978).

Gambar 2.1.Variasi konduktivitas molar sebagai fungsi konsentrasi

molar : (a)elektrolit kuat dan (b)elektrolit lemah (Sumber : Maron, 1978)

Nilai Ʌ yang diperhitungkan ke konsentrasi nol disebut konduktivitas

molar pada pengenceran yang tidak terbatas, Ʌ o. Perhitungan ini dibuat dengan

mudah untuk elektrolit kuat tetapi tidak mungkin untuk membuatnya dengan

akurat untuk elektrolit lemah karena kenaikan Ʌ yang curam pada pengenceran

yang banyak, di mana pengukuran dari percobaan menjadi tidak pasti (Moore,

1983).


2.3.3. Variasi Konduktivitas terhadap Konsentrasi Elektrolit Lemah

Elektrolit lemah memiliki konsentrasi ionik yang lemah dan dengan demikian

gaya-gaya interionik dapat diabaikan.Kecepatan ion-ion tidak terpengaruh dengan

penurunan konsentrasi (atau peningkatan pengenceran).Peningkatan dalam

konduktivitas ekivalen seiring dengan peningkatan pengenceran disebabkan oleh

peningkatan jumlah spesi pembawa arus. Dengan kata lain, derajat ionisasi (α)

meningkat. Dengan demikian peningkatan konduktivitas ekivalen (Ʌ) dalam

kasus elektrolit lemah disebabkan oleh peningkatan jumlah ion (Bahl, 2007).

Konduktivitas molar elektrolit lemah turun jauh lebih cepat dengan

kenaikan konsentrasi. Arrhenius mengusulkan bahwa derajat disosiasi suatu

elektrolit dihubungkan dengan konduktivitas molar oleh persamaan :

α = ɅɅo

(8)

Ostwald menggunakan hubungan ini dan menghubungkannya dengan

hukum aksi massa untuk menjelaskan variasi konduktivitas molar elektrolit lemah

dengan konsentrasi. Perhatikan disosiasi asam asetat : HAc ↔ H + + Ac- ; jika α

adalah derajat disosiasinya, maka [H+]= [Ac-] = α c, d an [HAc] = (1- α) c.

Konstanta kesetimbangannya adalah :

)9(1

2

αα−

=cK

Dengan menggunakan α = ɅɅo

, kita memperoleh :

)10()( 00

2

Λ−ΛΛΛ

=cK

Sebagai hubungan di antara Ʌ dan c; Hukum Pengenceran Ostwald.


Untuk memperoleh nilai Ʌ o untuk suatu elektrolit lemah kita

menggunakan Hukum Kohlrausch. Dengan menggunakan asam asetat sebagai

contoh, kita peroleh pada pengenceran tidak terbatas :

Ʌo HAc = λ0 H+ + λ0 Ac-

Pada tiap sisi dari persamaan ini kita tambahkan Ʌ o garam dari asam kuat dan

basa kuat, seperti NaCl,

Ʌo HAc + Ʌo NaCl = λ0 H+ + λ0 Cl- + λ0 Na+ + λ0 Ac- ,

yang selanjutnya dapat ditulis dalam bentuk :

Ʌo HAc + Ʌo NaCl = Ʌo HCl + ɅoNaAc ;

dengan demikian :

Ʌo HAc = Ʌo HCl + Ʌo NaAc - Ʌo NaCl

Konduktivitas molar pada sisi kanan semuanya dapat diperoleh dengan ektrapolasi

pada grafik plot Ʌ dengan √𝑐𝑐 , karena semua zat-zat yang terlibat merupakan

elektrolit kuat.

Suatu metode alternatif untuk memperoleh K dan Ʌ o untuk suatu elektrolit

lemah dengan menyusun ulang persamaan (10) sehingga diperoleh persamaan :

)11(11200 Λ

Λ+

Λ=

Λ Kc

Jika 1/Ʌ diplotkan terhadap cɅ, diperoleh suatu garis lurus, yang nilai

intersepnya sama dengan 1/ Ʌ o dan kemiringannya sebesar 1/ 20ΛK . Metode ini

hanya memerlukan data pada konduktivitas elektrolit lemah itu sendiri (Castellan,

1964).

2.4 Variasi Konduktivitas terhadap Suhu


Konduktivitas semua elektrolit meningkat seiring kenaikan suhu. Variasi Ʌ o

terhadap suhu dapat dinyatakan dengan persamaan

Ʌo(t) = Ʌo(25oC) [1 + β(t – 25)] (12)

di mana Ʌ o(t) adalah batas konduktansi ekivalen pada suhu toC, Ʌ o(25oC) pada

suhu 25oC, dan β adalah suatu tetapan. Untuk garam-garam β biasanya adalah

0,022 hingga 0,025, untuk asam 0,016 hingga 0,019. Perilaku yang sama

ditunjukkan oleh konduktivitas ekivalen elektrolit kuat pada konsentrasi tertentu.

Namun, dengan elektrolit lemah, variasi Ʌ dengan temperatur tidak biasa, karena

pada elektrolit lemah pemanasan tidak hanya meningkatkan kecepatan ion-ion dan

perubahan gaya-gaya interionik, tetapi juga derajat disosiasinya (Maron, 1978).

Persamaan di atas berlaku untuk konduktivitas tiap-tiap ion, dan untuk

hampir semua ion, kecuali H+ dan OH-, nilai β adalah 0,018 hingga 0,022; untuk

ion hidrogen adalah 0,0142, dan untuk ion hidroksil adalah 0,016. Dengan ini,

dapat dikatakan bahwa semakin tinggi konduktivitas ionik semakin kecil koefisien

suhu, sehingga perbedaan nilai untuk ion-ion yang berbeda menjadi semakin kecil

ketika suhu dinaikkan.

Kesimpulan yang dikemukakan tersebut secara khusus berlaku untuk

pengenceran yang tidak terbatas, tetapi hanya berlaku untuk elektrolit kuat pada

konsentrasi yang cukup besar. Namun untuk elektrolit lemah, memperlihatkan

beberapa ketidaknormalan :konduktivitas elektrolit lemah terutama tergantung

pada derajat disosiasi, dan karena nilainya biasanya berkurang jika suhu

dinaikkan, maka kemungkinan konduktivitas, khususnya untuk larutan dengan

konsentrasi tinggi, meningkat hingga suatu nilai maksimum dan kemudian

berkurang ketika suhu dinaikkan (Glasstone, 1968).

2.5 Hukum Perpindahan Ion Bebas


Karena di dalam larutan elektrolit arus listrik dibawa oleh ion-ion, maka untuk

konsentrasi ion-ion yang sama dengan valensi yang sama, larutan yang memiliki

pergerakan ion yang lebih cepat akan menjadi konduktor yang lebih baik.

Kenyataannya pada pengenceran yang tidak terbatas, ketika ion-ion terpisah

terlalu jauh sehingga tidak ada pengaruh satu dengan yang lainnya, konduktivitas

semata-mata akan tergantung pada kecepatan anion dan kation.

Jika u dan v sentimeter per detik berturut-turut menyatakan kecepatan

kation dan anion, di bawah suatu tegangan 1 volt per sentimeter, kemudian dalam

larutan yang mengandung satu ekivalen elektrolit valensi satu pada pengenceran

yang tidak terbatas uF coulomb muatan positif akan dibawa oleh kation dalam 1

detik, dan vF coulomb muatan negatif akan dibawa oleh anion dalam waktu yang

sama. Dengan demikian arus total yang mengalir melalui larutan akan menjadi :

𝐼𝐼 = 1𝑅𝑅

= Ʌo= 𝑢𝑢𝑢𝑢 − 𝑣𝑣(−𝑢𝑢) = (𝑢𝑢 + 𝑣𝑣)𝑢𝑢 (13)

coulomb per detik, atau ampere. Besaran u dan v kadang-kadang disebut mobilitas

ion.Karena kecepatan ion-ion merupakan sifat yang khas, maka untuk menghitung

nilai konduktivitas ekivalen pada konsentrasi nol dari berbagai larutan elektrolit

harus dijumlahkan.Hubungan penjumlahan ini ditemukan oleh Kohlrausch, dan

disebut hukum Kohlrausch atau hukum perpindahan bebas ion-ion. Diperoleh juga

dari hukum ini bahwa perbedaan nilai Ʌo untuk garam-garam dari kation atau

anion yang sama harus sama. Hal ini ditunjukkan pada Tabel 2.1,

Tabel 2.1. Hukum Kohlrausch


Anion (X)

Garam K Ʌo = (uK+ + vX-) F

Garam Na Ʌo = (uNa+ + vX-) F

(uK+ - uNa+ ) F

F- 111,2 (18,8)

90,1 (18,8)

21,1

Cl- 130,0 (31,5)

108,9 (31,5)

21,1

IO3- 98,5

(27,8) 77,4

(27,8) 21,1

NO3-

126,3 105,2 21,1

Sumber : Creighton, 1951

Pada tabel tersebut diberikan konduktansi ekivalen pada konsentrasi

dengan pengenceran tak hingga dari sejumlah garam natrium dan kalium pada

suhu 18 oC. Perbedaan di antara konduktivitas ekivalen garam natrium dan kalium

dari anion yang sama diberikan pada kolom yang ke empat. Nilai yang dikurung

menyatakan perbedaan di antara konduktivitas ekivalen garam natrium dan kalium

untuk anion yang berurutan (Creighton, 1951).

Pernyataan yang unik pada Hukum Kohlarausch ini adalah bahwa

konduktivitas ion-ion merupakan sifat ion tersebut secara tunggal, dan tidak

bergantung pada ion-pasangannya.Hal ini tepat untuk pengenceran yang tidak

terbatas, tetapi tidak terlalu tepat pada pengenceran yang terbatas.Namun

demikian, hukum ini seringkali digunakan untuk pengenceran yang terbatas

sebagai suatu perkiraan (Noggle, 1983).

2.6 Konduktivitas Ion Hidrogen dan Ion Hidroksil

Konduktivitas ion hidrogen dan ion hidroksil lebih besar daripada ion-ion lainnya.

Sementara ion-ion lainnya bergerak seperti suatu bola yang terdorong melewati

suatu medium yang kental, nilai konduktivitas ion molar yang sangat besar

ditemukan untuk H+ dan OH- telah dijelaskan berdasarkan suatu perpindahan


proton dari satu spesi ke spesi lainnya. Untuk konduksi oleh ion H+, suatu proton

dipindahkan dari ion H3O+ ke molekul air yang ada di dekatnya, yang mana

kemudian air tersebut berubah menjadi ion H3O+. Prosesnya kemudian berulang,

ion H3O+ yang baru terbentuk memindahkan lagi proton ke molekul air

berikutnya, dan demikian seterusnya.

Proses perpindahan proton menghasilkan suatu perpindahan muatan positif

yang lebih cepat dari satu wilayah larutan ke wilayah lainnya daripada yang akan

mungkin jika ion-ion H3O+ mendorong jalannya melalui larutan sebagaimana

seharusnya ion-ion lainnya. Karena alasan ini juga konduktivitas ion H+ dan OH-

tidak berhubungan dengan viskositas larutan (Castellan, 1964).

Suatu mekanisme yang diusulkan oleh T. van Grotthuss pada tahun 1805

menjelaskan konduksi ion H3O+ dan OH-. Gambar 2.2 menunjukkan bagaimana

serangkaian perpindahan proton di antara molekul-molekul air yang bersebelahan

dapat memberikan pengaruh tentang bagaimana pergerakan ion H+ dan OH-

melalui larutan.Mobilitas H+ dan OH- yang tinggi dan fakta bahwa ion-ion

tersebut merupakan hasil disosiasi pelarut kelihatannya saling berhubungan. Pada

pelarut yang lain, di mana mekanisme tersebut tidak berlangsung, ion H+ dan OH-

akan memperlihatkan mobilitas yang sejalan dengan ion-ion lainnya (Barrow,

1979).

(a)

(b)

Gambar 2.2 Pergerakan (a) ion H+ dan (b) ion OH- oleh mekanisme Grotthuss. Muatan positif dan negatif yang berpindah-pindah terbentuk sebagai akibat serangkaian perpindahan proton (Sumber : Barrow, 1979)

BAB 3


BAB 2 TINJAUAN PUSTAKA 2.1 Klasifikasi...

Documents

Transcript of BAB 2 TINJAUAN PUSTAKA 2.1 Klasifikasi...