KELARUTAN, AKTIVITAS, DAN KOEFISIEN AKTIVITAS ELEKTROLIT KUAT

A. TUJUAN

1. Mengukur kelarutan Barium Iodat dalam larutan KCl dalam berbagai kekuatan ion.

2. Menghitung kelarutan Barium Iodat pada I= 0 dengan jalan ekstrapolasi.

3. Menghitung kefieien aktifitas rata-rata Barium Iodat pada berbagai nilai I dan menguji

penggunaan hukum pembatas Debye-Huckle

B. WAKTU DAN TEMPAT

Hari/ Tanggal : Rabu/ 27 April 2011

Pukul : 07.00 s/d 09.40 WIB

Tempat :Laboratorium kimia fisika

C. TEORI DASAR

Salah satu cara untuk memperlihatkan bagaimana ketergantungan aktivitas ion pada

kekuatan ion adalah dengan jalan mempelajari perubahan kelarutan elektrolit yang sedikit

larut (misalnya Barium Iodat ) sebagai akibat adanya penambahan elektrolit lain(bukan ion

senama, misalnya KCl). Agar hukum Debye-Huckle dapat digunakan, konsentrasi larutan

elektrolit yang sedikit larut tersebut harusdapat diukur dengan tepat walaupun konsentrasinya

rendah. Selain itu kelarutannya dalam air harus berada dalam batas kisaran hukum Debye-

Huckle (yaitu kelarutan ion <0,01 M untuk elektrolit 1-1)

Barium iodat adalah elektrolit yang memenuhi kriteria diatas dan konsentrasinya

dapat ditentukan dengan menggunakan metoda volumetric yang sederhana. Dengan

menganalisis data yang diperoleh akan didapat koefisien aktivitas rata-rata (ϒ±).

Aktivitas atau koefisien aktivitas suatu ion secara percobaan tidak dapat ditentukan,

karena itu didefinisikan aktivitas rata-rata (α±) dan koefisien aktivitas rata-rata (ϒ±) yang

untuk elektrolit 1-2 (uni-bivalen) didefinisikan sebagai berikut :

α± = (α+α-2)1/3

ϒ±=(ϒ+ϒ-2)1/3

c±=(c+c-2)1/3

Bila nilai konsentrasi (c) dinyatakan dalam mol/liter, maka berdasarkan definisi diatas akan

diperoleh:

α±=ϒ±c±=Kɑ1/3=konstanta

Dalam hal ini, Kɑ adalah hasil kali aktivitas kelarutan yang dapat diturunkan sebagai

berikut :

Ba(IO3)2 Ba2++2IO3-

Kɑ=[Ba2+]ɑ[IO3-]ɑ

2

Misalnya, dalam larutan terdapat elektrolit lain yang tidak mengandung ion senama

dengan Ba(IO3)2 misalnya KCl dan anggap kelarutan Ba(IO3)2 adalah s mol/liter, maka c+

(konsentrasi ion Ba2+ dalam larutan )=S mol/liter dan c- =(konsentrasi ion IO3- dalam larutan =

2s mol/liter.

Dari persamaan (1) akan diperoleh :

c±=1,59S

Dengan menggabungkan persamaan (5) dan (2) akan diperoleh :

K ɑ 1/31,59 x ϒ ± =konstanta=S0

Dimana S0 adalah kelarutan teoritis bila ϒ± mendekati satu (=1) yaitu pada keadaan kekuatan

ion sama dengan nol (I=0). Karena ϒ± selalu menurun dengan meningkatnya kekuatan ion,

maka baik kelarutan (S) dan hasil kali kelarutan (Ksp), dinyatakan dalam konsentrasi bukan

dalam aktivitas. Jika nilai S0 dapat ditentukan dengan jalan ekstrapolasi, kekuatan ion sama

dengan nol, maka ϒ± pada berbagai konsentrasi akan dapat dihitung (ϒ ±=S 0S )

Pada larutan elektrolit, S bergantung pada kekuatan ion yang didefinisikan sebagai :

I=1/2ƩCiZi2

Ci adalah konsentrasi ion ke i dalam mol/liter dan Zi adalah muatan ion ke i.

Kekuatan ion harus dihitung berdasarkan semua ion yang ada dalam larutan. Nilai I

terendah yang dapat digunakan untuk mengukur kelarutan dibatasi oleh kelarutan elektrolit

dalam air. Ekstrapolasi ke kekuatan ion sama dengan nol, dilakukan berdasarkan Teori

Debye-Huckle untuk elektrolit kuat.

Teori Debye-Huckle menyatakan bahwa untuk larutan dengan kekuatan ion yang

rendah (<0,01 untuk elektrolit uni-bivalen (1-1)), koefisien aktivitas rata-rata sutu elektrolit

yang berdisosiasi menjadi ion bermuatan Z+ dan Z-, dapat dihitung dengan menggunakan

persamaan :

logϒ±=-A(Z+Z-)

A adalah tetapan dan untuk larutan dengan pelarut air pada suhu 250C nilainya adalah 0,509.

Dengan menggabungkan persamaan (6) dan (8) untuk Barium Iodat akan diperoleh,

LogS=logS0+2A√1)

Jadi pada kekuatan ion yang rendah, kurva log S sebagai fungsi √1 akan berupa garis lurus.

D. ALAT DAN BAHAN

ALAT :

1. labu erlenmeyer 250 mL 8 buah

2. Buret

3. Labu takar 250 mL

4. Labu takar 250 mL

5. Pipet 25 mL

BAHAN :

1. KCl 0,1 M

2. Ba(IO3)2

3. Na2S2O3 0,02 M

4. HCl 1 M

5. KI (0,5 gram/L)

6. Larutan kanji 1 %

E. PROSEDUR KERJA

Disiapkan 7 erlenmeyer

No labu 1 2 3 4 5 6 7

larutan

KCl (M)

(50mL)

0,1 0,05 0,02 0,01 0,005 0,002 air

Tambah Ba(IO3)2 ke tiap labu hingga larutan jenuh, kemudian ditutup

Panaskan dalam penangas air bersuhu 500C ± 5 menit

Diamkan selama ± 1 hari

Saring @ larutan

Pipet @ 5 mL larutan, tambah KI 0,5 g/L

Tambah 0,4 mL HCl 1 M

Titrasi @ larutan dengan 0,02 M Na2S2O3 hingga kuning muda

Tambah 2 tetes larutan kanji 1 %

Titrasi lagi hingga larutan jernih

F. DATA PENGAMATAN

No Labu

Erlenmeyer

Konsentrasi

HCl (M)

Jumlah

Na2S2O3(mL)

Konsentrasi

IO3- (M)

S Ba(IO3)2 Log S

1 0.1 2.9 0.0116 5.8 × 10-3 -2.24

2 0.05 1 0.004 2 × 10-3 -2.69

3 0.02 7.6 0,0304 15.2 × 10-3 -1.82

4 0.01 1.9 0.0076 3.8 × 10-3 -2.24

5 0.005 0.2 0.008 4 × 10-3 -2.39

6 0.002 1.2 0.0048 2.4 × 10-3 -2.62

7 0.001 0.8 0.0032 1.6 × 10-3 -2.79

No. Labu I I 1/2 S0/S= γ± Log γ±

1 0.1232 0.35 0.440 0.3563

2 0.058 0.24 0.570 0.244

3 0.0808 0.28 0.518 0.285

4 0.0252 0.158 0.690 0.1608

5 0.021 0.145 0.712 0.147

6 0.0116 0.107 0.778 0.1089

7 0.0064 0.08 0.829 0.081

G. PERHITUNGAN

1. Perhitungan Konsentrasi IO3 untuk masing-masing labu adalah :

Ba(IO3)2 → Ba 2+ + 2IO3-

Na2S2O3 → 2Na+ + S2O32-

S2O32- ~ 2IO3

-

V1 · M1 = V2 ∙ M2

Rumus yang digunakan untuk menentukan konsentrasi [ IO3- ] adalah :

[ IO3- ] =

[ S 2 O 32−]volumeS 2O 32−volumeIO 3−

Untuk Labu 1

[ IO3- ] =

0 , 02 M⋅2,9 mL5 mL = 0.0116 M

Untuk Labu 2

[ IO3- ] =

0 ,02 M⋅1 mL5 mL = 0.004 M

Untuk Labu 3

[ IO3- ] =

0 ,02 M⋅7 . 6mL5 mL = 0.0304 M

Untuk Labu 4

[ IO3- ] =

0 ,02 M⋅1 . 9 mL5mL = 0.0076 M

Untuk Labu 5

[ IO3- ] =

0 , 02 M⋅0 . 2 mL5 mL = 0.008 M

Untuk Labu 6

[ IO3- ] =

0 , 02 M⋅1 .2 mL5mL = 0.0048 M

Untuk Labu 7

[ IO3- ] =

0 ,02 M⋅0 . 8mL5 mL = 0.0032M

2. Perhitungan kelarutan Barium Iodat adalah :

Ba(IO3)2 → Ba 2+ + 2IO3-

S 2S

Sehingga, S Ba(IO3)2 = ½ [IO3-]

Untuk Labu 1

S Ba(IO3)2 = ½ ∙ 0,0116 = 5.8 × 10-3

Untuk Labu 2

S Ba(IO3)2 = ½ ∙ 0,004 = 2 × 10-3

Untuk Labu 3

S Ba(IO3)2 = ½ ∙ 0.0304 = 15.2 × 10-3

Untuk Labu 4

S Ba(IO3)2 = ½ ∙ 0,0076 = 3.8 × 10-3

Untuk Labu 5

S Ba(IO3)2 = ½ ∙ 0.008 = 4 × 10-3

Untuk Labu 6

S Ba(IO3)2 = ½ ∙ 0.0048 = 2.4 × 10-3

Untuk Labu 7

S Ba(IO3)2 = ½ ∙ 0.0032 = 1.6 × 10-3

3. Perhitungan kekuatan ion (I) untuk berbagai konsentrasi KCl adalah :

I = ½ ∑ Ci ∙ Zi2

Ion-ion yang terlibat : KCl → K+ + Cl-

Ba(IO3)2 → Ba 2+ + 2IO3-

I = ½ CiZi2

I = ½ { [K+]ZK+2 +[Cl-]ZCl-

2 + [Ba2+]ZBa2+2 + 2[IO3

-]ZIO3-2}

I = ½ { [K+](+1)2 +[Cl-](-1)2 + [Ba2+](+2)2 + 2[IO3

-](-1)2}

I = ½ { [K+] +[Cl-] + 4[Ba2+]+ 2[IO3-]}

[K+] = [Cl-] = [KCl]

[Ba2+] = ½ [IO3-] = [Ba(IO3)2]

Untuk Labu 1

[K+] = [Cl-] = [KCl] = 0,1 M

[Ba2+] = ½ [IO3-] = ½ (0.0116) = 0.0058

I = ½ { (0,1) + (0,1) + 4 ( 0,0058 ) + 2( 0,0116 ) }= 0,1232

Untuk Labu 2

[K+] = [Cl-] = [KCl] = 0,05 M

[Ba2+] = ½ [IO3-] = ½ (0,004) = 0,002

I = ½ { (0,05) + (0,05) + 4 ( 0,002) + 2( 0,004) }= 0,058

Untuk Labu 3

[K+] = [Cl-] = [KCl] = 0,02 M

[Ba2+] = ½ [IO3-] = ½ (0,0304) = 0,0152

I = ½ { (0,02) + (0,02) + 4 ( 0,0152) + 2( 0,0304 ) }= 0,0808

Untuk Labu 4

[K+] = [Cl-] = [KCl] = 0,01 M

[Ba2+] = ½ [IO3-] = ½ (0,0076 ) = 0,0038

I = ½ { (0,01) + (0,01) + 4 ( 0,0038 ) + 2( 0,0076 ) }= 0,0252

Untuk Labu 5

[K+] = [Cl-] = [KCl] = 0,005 M

[Ba2+] = ½ [IO3-] = ½ (0,008) = 0,004

I = ½ { (0,005) + (0,005) + 4 ( 0,004 ) + 2( 0,008 ) }= 0,021

Untuk Labu 6

[K+] = [Cl-] = [KCl] = 0,002 M

[Ba2+] = ½ [IO3-] = ½ (0,0048 ) = 0,0024

I = ½ { (0,002) + (0,002) + 4 ( 0,0024 ) + 2( 0,0048 ) }= 0,0116

Untuk Labu 7

[K+] = [Cl-] = [KCl] = 0 M

[Ba2+] = ½ [IO3-] = ½ (0,0032 ) = 0,0064

I = ½ { (0) + (0) + 4 ( 0,0016 ) + 2( 0,0032 ) }= 0,0064

4. Perhitungan Koefisoen Aktivitas rata-rata (γ±) :

a. Secara eksperimental

Ba(IO3)2 → Ba 2+ + 2IO3-

Ka = [Ba 2+] [IO3-]2

So =K1 /3

1,59∙ γ ± γ± =

SoS

b. Secara Teoritis

Pada labu 1

log γ± = -0,509 | Z+Z-| (I) ½

log γ± = -0,509 |(+2)(-1)| (0,35)

log γ± = -0,509 (2) ( 0,35)

log γ± = -0,3563

γ± = 0,440

Pada labu 2

log γ± = -0,509 | Z+Z-| (I) ½

log γ± = -0,509 |(+2)(-1)| (0,24)

log γ± = -0,509 (2) (0,24 )

log γ± = -0,244

γ± = 0,570

Pada labu 3

log γ± = -0,509 | Z+Z-| (I) ½

log γ± = -0,509 |(+2)(-1)| (0,28)

log γ± = -0,509 (2) (0,28)

log γ± = -0,285

γ± = 0,518

Pada labu 4

log γ± = -0,509 | Z+Z-| (I) ½

log γ± = -0,509 |(+2)(-1)| (0,158)

log γ± = -0,509 (2) (0,158)

log γ± = -0,1608

γ± = 0,69

Pada labu 5

log γ± = -0,509 | Z+Z-| (I) ½

log γ± = -0,509 |(+2)(-1)| (0,145)

log γ± = -0,509 (2) ( 0,145)

log γ± = -0,147

γ± = 0,712

Pada labu 6

log γ± = -0,509 | Z+Z-| (I) ½

log γ± = -0,509 |(+2)(-1)| (0,107)

log γ± = -0,509 (2) ( 0,107)

log γ± = -0,1089

γ± = 0,778

Pada labu 7

log γ± = -0,509 | Z+Z-| (I) ½

log γ± = -0,509 |(+2)(-1)| (0,08)

log γ± = -0,509 (2) ( 0,08)

log γ± = -0,081

γ± = 0,829

Kurva Log S sebagai fungsi dari I1/2

log γ± = -A | Z+Z-| √I

log S0

S = -A | (+2) (-1) | √I

Log So – Log S = -2 A I1/2

Log S = Log So + 2A √I

Y = a + b x

Slope = 2A

Intersep = Log S0

Persamaan regresi dari Log S vs √I

Log S (y) I ½ (x) xy x2

-2,24 0,35 -0,784 0,1225

-2,69 0,24 -0,6456 0,0576

-1,82 0,28 -0,5096 0,0784

-2,42 0,158 -0,382 0,025

-2,39 0,145 -0,346 0,021

-2,62 0,107 -0,280 0,011

-2,79 0,08 -0,223 0,0064

y = -16,97 x = 1,36 xy = -3,1702 x2=0,3219

X rata-rata = 1.36

7=0,194

Y rata-rata = −16,97

7=−2,424

Persamaan regesi

Y = a+bx

b = n Σ xy – ( Σ x ) ( Σ y )

n Σ x2(Σ x )2

b = 7 ∙−3,1702 – (1,36 ) (−16,97 )

7 ∙0,3219(1,36)2

b = 0,213

a = y - bx

= -2,424 – 0,213 ∙0,194

= -2,465

Sehingga persamaan regresinya adalah

y = a + bx

= -2,465 + 0,213 Â

Atau log S = log So + 2 A√I

Log S0= a = -2,465 (intersep)

Slop(tan α) = yx=b=2 A = 0,213

H. PEMBAHASAN

Pada percobaaan ini kita akan menentukan kelarutan Barium Iodat dalam larutan KCl

dalam berbagai kekuatan ion atau dalam berbagai konsentrasi larutan KCl. Percobaan kali

ini, pada prinsipnya berdasarkan pada ketergantungan aktifitas ion pada kekuata ion

dengan adanya perubahan kelarutan dari larutan Barium Iodat dimana perubahan

kelarutan ini diakibatkan oleh penambahan sejumlah larutan elektrolit lain. Larutan

elektrolit lain yang kita gunakan ( bukan ion senama ) yaitu KCl dimana larutan Barium

IOdat dilarutkan pada larutan KCl dengan konsentrasi yang berbeda-beda yaitu 0,1 ; 0,05;

0,02; 0,01; 0,005; dan 0,002 M dan dalam air.

Untuk menentukan konsentrasi IO3- yang terlarut dalam KCl kita mentitrasi larutan

Barium Iodat dengan menggunakan larutan Natrium Tiosulfat (Na2S2O3). Menurut teori,

semakin kecil konsentrasi KCl, akan semakin besar Volume larutan Na2S2O3 yang

dibutuhkan untk proses titrasi larutan Barium Iodat. Tetapi dari hasil percobaan terdapat

sedikit penyimpangan, yaitu pada konsentrasi KCl 0,05M, 0,02M, dan 0,005M dimana

volume Na2S2O3 yang dibutuhkan tidak sesuai dengan teori. Volume Na2S2O3 untuk KCl

0,05M cukup sedikit, untuk KCl 0,02M sangat besar, dan untuk KCl 0,005M sangat

sedikit. Hal ini disebabkan kesalahan dalam menentukan perubahan warna pada saat

proses titrasi.

Kita dapat menentukan konsentari IO3- pada masing-masing Erlenmeyer dengan

menggunakan rumus pengenceran yaitu V1 M1= V2 M2. Dari harga konsentrasi

IO3- inilah, kita juga bisa menntukan kelarutan Barium Iodat pada masing-masing

Erlenmeyer. Dimana kelarutan Ba(IO3)2 = ½ [IO3-]

Berdasarkan data yang telah diperoleh, didapatkan koefisien aktifitas rata-rata (γ±)

bertambah dengan berkurangnya konsentrasi KCL. Hal ini sesuai dengan teori yang

menyatakan bahwa (γ±) senderung menurun dengan meningkatnaya kekuatan ion.

Konsentasi IO3- dan kelarutan Barium Iodat akan semakin besar jika konsentrasi KCl

juga semakin besar. Hal ini disebabkan karena semakin besar konsentrasi KCl maka

kekuatan ion juga semakin besar.

Dari semua data yang telah kita peroleh, kita dapat membuat kurva Log S sebagai Fungi

dari I1/2 dan kurva (γ±) sebagai fungsi dari I1/2. seharusnya kurva Log S vs I ½ berupa garis

lurus dengan intersep So dan slope = A. tapi kurva yang kami dapatkan tidak demikian,

melainkan membentuk garis yang naik turun.

Kelarutan teoritis Barium Iodat dapat diketahui secara ekstrapolasi. Dari kurva Log γ±

sebagai fungsi I½. Dan dapat ditarik kesimpulan bahwa semakin meningkatnya kekuatan

ion, koefisien aktifitas rata-rata cenderung menurun.

I. KESIMPULAN

1. Semakin kecil konsentrasi KCl, maka volume Na2S2O3 yang dibutuhkan semakin

besar.

2. Semakin besar konsentrasi KCl, semakin besar pula kekuatan ion.

3. Ketergantungan aktivitas ion dapat dilihat dengan menggunakan rumus Debye-

Huckle.

4. Harga koefisien aktivitas rata-rata cenderung menurun dengan meningkatnya

kekuatan ion.

DAFTAR PUSTAKA

Bird, Tony. 1987. Penuntun Praktikum Kimia Fisika Untuk Universitas. Jakarta: Erlangga

Sukoharjo. 1989. Kimia Fisika. Jakarta: PT. Rineka Cipta

Syukri, Hardeli. 1999. Kimia Fisika 1. Padang: UNP

Tim Kimia Fisika. 2011. Penuntun Praktikum Kimia Fisika 1. Padang: UNP