PENENTUAN KELARUTAN DAN KOEFISIEN AKTIVITAS

ELEKTROLIT KUAT

Ristasari Wulandari*, Faesal Amri, Citra Ayuning Tyas

Lab. Kimia Fisika Jurusan Kimia Universitas Negeri Semarang

Gedung D8 Lt 2 Sekaran Gunungpati Semarang, Indonesia

Ristasarista@gmail.com, 085740384303

ABSTRAK

Percobaan dilakukan untuk mengukur kelarutan barium iodat dalam larutan KCl

dengan berbagai kekuatan ion, menghitung kelarutan barium iodat ada I = 0 dengan jalan

ekstrapolasi, menghitung koefisien aktivitas rata-rata barium iodat pada berbagai nilai I dan

menguji penggunaan hukum Debye-Huckle. Percobaan ini dilakukan menggunakan acuan

titrasi iodometri, dimana digunakan larutan tiosulfat sebagai larutan standardnya. Langkah

pertama adalah membuat larutan KCl berbagai konsentrasi dengan mengencerkan larutan

KCl 0,1 M. Kemudian untuk menjenuhkan larutan ditambahkan Ba(IO3)2. Analisis dilakukan

terhadap konsentrasi IO3- pada larutan jenuh dihitung dari hasil titrasi, selanjutnya kelarutan

Ba(IO3)2. Kemudian membuat kurva hubungan log s sebagai fungsi I1/2 dan kurva log γ±

sebagai fungsi I1/2. Dari kurva yang diperoleh, dapat ditarik kesimpulan sehubungan dengan

hukum pembatas Debye-Huckel. Dari hasil pengamatan, kelarutan akan naik dengan naiknya

konsentrasi. Grafik plot s terhadap√ I diperoleh persamaan regresi linear y = 0.1571x +

0.6637 yang sebanding dengan persamaan log s = 2A√ I + log so. Dengan jalan ekstrapolasi

(x = 0) diperoleh log s = 0,6637 dan kelarutan (s) = 4,609 M. Kelarutan pada larutan

elektrolit bergantung pada kekuatan ion, dan koefisien aktivitas ionik hanya bergantung pada

muatan ion dan konsentrasinya. Dari hubungan tersebut diperoleh koefisien aktivitas ionik

rata-rata semakin meningkat dengan turunnya konsentrasi.

Kata Kunci : koefisien aktivitas ionic, kelarutan, hukum Debye-Huckle

ABSTRACT

The experiments were performed to measure the solubility of barium iodate in KCl

solution with different ionic strength , calculate the solubility of barium iodate is no I = 0 with

the extrapolation , calculate the average activity coefficient of barium iodate on the values I

and test the use of the law of Debye - Huckle . These experiments were done using a reference

iodometric titration , which is used as a solvent standardnya thiosulfate solution . The first step

is to make various concentrations of KCl solution by diluting a solution of 0.1 M KCl Then

added to saturate the solution of Ba(IO3)2 . Analysis conducted on the concentration of IO3 -

saturated solution was calculated from the results of the titration , then the solubility of

Ba(IO3) 2 . Then make a curve as a function of log s I1/2 and log curves γ ± as a function of I1/2 .

From the curves obtained , it can be concluded with respect to the Debye - Hückel limiting

law . From the observations , solubility will increase with increasing concentration . S chart

plots with √ I in the linear regression equation y = 0.1571x + 0.6637 which is comparable to

the equation log s = 2A√ I + log so . With the extrapolation ( x = 0 ) obtained log s = 0.6637

and solubility ( s ) = 4.609 M. Solubility in the electrolyte solution depends on the ionic

strength , and ionic activity coefficients only depend on the ion charge and concentration . Of

the relationship ionic activity coefficients obtained an average increase with decrease in

concentration .

Keywords: ionic activity coefficient, solubility, law Debye-Huckle

PENDAHULUAN

Larutan elektrolit kuat adalah larutan elektrolit dimana zat yang terlarut terionisasi

seluruhnya (ionisasi sempurna a = 1). Karena banyaknya ion yang dihasilkan, larutan ini dapat

menghantarkan listrik dengan baik. Persamaan reaksi ionisasi elektrolit kuat ditandai dengan

anak panah satu arah ke kanan (reaksi irreversible). Di bawah ini diberikan beberapa jenis

kation dan anion yang dapat membentuk larutan elektrolit kuat,

Kation : Na+, L+, K+, Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+, NH4+

Anion : Cl-, Br-, I-, SO42-, NO3-, ClO4-, HSO4-, CO32-, HCO32-

Larutan ini biasanya berupa larutan asam kuat, basa kuat, dan garam (Lischer, 2009)

Dalam suatu reaksi antara ion-ion berlawanan muatan, muatan terasosia  dengan komplek

aktifasi menurun, akibatnya menurunkan elektrichor dan entropy aktivasi positif (Budi Santosa,

2006).

Salah satu cara untuk menunjukkan hubungan antara kekuatan ion dan aktvitas ion adalah

mempelajari perubahan kelarutan elektrolit yang sedikit larut (misalnya Ba (IO3)2) sebagai

aikbat adanya penambahan elektrolit lain (bukan ion senama, misalnya KCl). Agar hukum

Debye-Huckel dapat diterapkan, konsentrasi larutan elektrolit sedikit larut tersebut harus diukur

dengan tepat walaupun konsentrasinya rendah. Selain itu kelarutannya dalam air harus berada

dalam batas kisaran hukum Debye-Huckel, yaitu kelarutan ion<0,01 M untuk elektrolit 1-1

(uni-univalen). Salah satu elektrolit yang memenuhi kriteria di atas adalah Ba(IO3)2yang

konsentrasinya dapat di tentukan dengan menggunakan metode volumetrik yang sederhana.

Dengan menganalisis data yang diperoleh akan didapat koefisien ativitas rata-rata (γ±).

(Wahyuni, 2013).

Menurut Wahyuni, 2013, aktivitas atau koefisien aktivitas suatu individu ion secara

percobaan tidak dapat ditentukan, karena itu di definisikan aktivitas rata-rata a±, dan koefisien

aktivitas rata –rata γ± yang untuk elektrolit 1-2 (uni-bivalen) didefinisikan sebagai berikut:

a± = (a+ a-2)1/3

γ± = (y+ y-2)1/3

c± = (c+ c-2)1/3

kelarutan teoritis bila γ± mendekati 1 satu (=1) yaitu pada keadaan dimana kekuatan ion sama

dengan nol (I=0). Karena γ± selalu menurun dengan meningkatnya kekuatan ion, maka baik

kelarutan dan hasil kali kelarutan, Ksp (dinyatakan dalam onsentrasi, bukan dalam aktivitas)

dari elektrolit yang sedikit larut akan meningkat dengan adanya penambahan elektrolit lain

yang tidak mengandung ion senama.

Nilai γ± nampaknya tidak bergantung pada jenis ion dalam senyawa sejauh ini asalkan

senyawanya adalah mempunyai tipe valensi yang sama. Teori Debye-Huckel memprediksi

bahwa dalam larutan yang cukup encer koefisien aktivitas ionic rata-rata hanya bergantung

pada muatan ion dan konsentrasinya, tetapi tidak bergantung pada karakteristik individual yang

lain dari ion (Wahyuni, 2011).

Kekuatan ion (I) harus dihitung berdasarkan semua ion yang berada di 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 (Wahyuni, 2013).

Percobaan dilakukan untuk mengukur kelarutan barium iodat dalam larutan KCl dengan

berbagai kekuatan ion, menghitung kelarutan barium iodat ada I = 0 dengan jalan ekstrapolasi,

dan menghitung koefisien aktivitas rata-rata barium iodat pada berbagai nilai I dan menguji

penggunaan hukum Debye-Huckle.

METODE

Untuk dapat dilaksanakannya percobaan, sebelum percobaan perlu dipersiapkan

beberapa alat seperti:  labu erlenmeyer 250 ml merk pyrex, buret 50 ml merk pyrex, statif dan

klem, labu takar 250 ml merk iwaki, labu takar 100 ml merk iwaki, pipet volume 10 ml merk

pyrex, corong kaca, dan pipet tetes. Sedangkan beberapa bahan yang digunakan adalah larutan

KCl 0,1 M, KIO3, dan Na2S2O3 0,01 M, HCl 1 M, KI 0,5 gram/litr, larutan kanji 1%, kertas

saring, plastik dan karet gelang.

Pada percobaan ini dilakukan beberapa tahapan, diantaranya: persiapan dan titrasi

kelarutan. Tahap persiapan ialah mempersiapkan larutan KCl dengan 6 macam konsentrasi

yang berbeda. Pertama-tama ialah membuat larutan HCl dengan konsentrasi 0,1 N dari HCl

pekat sebanyak 200 ml, kemudian pengenceran selanjutnya yakni HCl 0.05 N, 0.02 N, 0.01 N,

0.005 N, dan 0.002 N menggunakan larutan KCl 0.5 N yang sudah dibuat sebelumnya, dimana

pengenceran dapat dihitung menggunakan rumus V1 M1 = V2 M2.

Variabel Percobaan

Variabel yang diamati adalah besar kelarutan barium iodat pada larutan KCl yang

dibuat 6 macam konsentrasi yang berbeda. Untuk mengetahui besar kelarutan dilakukan titrasi

secara iodometri menggunakan larutan standart natrium tiosulfat. Variabel tetap berupa berat

endapan barium iodat, sedangkan variabel bebas dikenakan pada konsentrasi KCl yang

bermacam-macam.

Analisis yang dibutuhkan berupa berat arang yang tersisa yang dapat dicari menggunakan

rumus:

Log γ ± = -A|Z+.Z-|√ I)

Dimana : γ± = koefisien aktivitas rata-rata suatu elektrolit

A = tetapan dan untuk larutan dengan pelarut air pada suhu 25°C nilainya adalah

0,509.

Rancangan Percobaan

Percobaan ini dilakukan dalam suhu ruangan standart 280C. Pada tahap ini ialah tahap

dimana dilakukannya persiapan barium iodat Ba(IO3)2 yang didapatkan dengan mencampurkan

kalium iodat dan barium klorida yang kemudian disaring endapannya. Kemudian

menambahkan endapan Ba(IO3)2 ke dalam masing-masing labu Erlenmeyer berisi larutan KCl

(±0,025 gram/50 ml), labu Erlenmeyer ditutup untuk mencegah penguapan. Selanjutnya labu

Erlenmeyer dipanaskan hingga larutan bersuhu 50oC selama ±1 menit, setelah itu ditempatkan

ruangan bersuhu tetap ±25oC selama 1 jam. Usai genap 1 jam masing masing larutan diambil

10 ml dengan pipet yang ujungnya telah dipasang kertas saring yang berfungsi menyaring

Ba(IO3)2 agar tidak ikut masuk dalam buret lalu ditambahkan 1 ml larutan KI 0,5 g/L dan 2 ml

HCl 1 M yang kemudian dititrasi segera dengan Na2S2O3 0,01 M (yang telah distandarisasi)

secara iodometri. Kemudian ditambahkan beberapa tetes amilum 1% dan melanjutkan titrasi

hingga warna biru-hitam menghilang sehingga didapatkan data berupa volume Na2S2O3 0,01 M

yang diperlukan untuk menitrasi larutan sampel dalam masing-masing labu Erlenmeyer yang

akan digunakan untuk meghitung besarnya kelarutan.

HASIL DAN PEMBAHASAN

Tujuan utama dari praktikum ini adalah menentukan besar kelarutan barium iodat dalam

larutan KCl dalam berbagai variasi konsentrasi. Adanya variasi konsentrasi larutan KCl ini

kemudian mengakibatkan kekuatan ion dalam campuran juga ikut berubah sehingga menjadi

tidak sama antara campuran yang satu dengan yang lain (dalam erlenmayer no 1-7).

Berdasarkan dari teori Debye-Huckle dimana suatu diasumsikan bahwa suatu electrolit

kuat akan berdisosiasi secara sempurna mejadi ion-ionnya. Selain itu juga diasumsikan bahwa

pada konsenntrasi yang sangat encer interaksi yang terjadi antara ion-ion yang terdapat dalam

larutan hanya gaya tarik-menarik atau gaya tolak-menolak.

Salah satu cara untuk melihat bagaimana ketergantungan aktivitas ion pada kekuatan ion

adalah dengan jalan mempelajari perubahan kelarutan elektrolit yang sedikit larut,dimana pada

percobaan ini digunakan larutan barium iodat,sebagai akibat adanya penamabahn elektrolit lain.

Elektrolit yang ditambahkan disini bukanlah suatu elektrolit dengan ion senama dengan bariun

iodat, tapi pada percobaan ini digunakan larutan KCl. Agar hukum Debye-Huckle konsentrasi

barium iodat yang digunakan harus berada dalam konsentrasi yang rendah,yaitu kelarutan ion <

0,01. Dari hasil titrasi didapatkan hasil seperti pada tabel 1.

Tabel 1. Hasil titrasi pada berbagai konsentrasi

No. Labu

Erlenmeyer

Konsentrasi

larutan

KCl (M)

Volume

tiosulfat

untuk titrasi

(mL)

Konsentrasi

larutan jenuh

IO3- (M)

Kelarutan (s)

Ba(IO3)2 (M)

Log s

1 0,1 3,3 0,303 0,1515 -0,8195

2 0,05 2,6 0,192 0,0961 -1,017

3 0,02 2,5 0,08 0,04 -1,397

4 0,01 5,5 0,01818 0,00909 -2,0414

5 0,005 3,2 0,015 0,00781 -2,1072

6 0,002 1,9 0,0105 0,005263 -2,2787

7 Aquades - - - -

Pada tabel 1, tidak dapat diketahui besar dari kelarutan barium iodat secara matematis, karena

konsentrasi aquades tidak jelas tertera. Berdasarkan data volume tiosulfat ini, selanjutnya dapat

ditentukan konsentrasi dari ion IO3- , kelarutan dari barium iodat, logaritma dari kelarutan (log

s), kurva log s, intensitas rata-rata,koefisien aktivitas rata-rata dan log dari koefisien aktivitas

rata-rata.

Adapun reaksi yang terjadi pada saat titrasi yakni :

IO3- + 8H+ + 6 H+ → 3 I3

- + 3H2O

I3- + 2 S2O3

- → S4O6- + 3 I-

Setelah didapatkannya besar kelarutan Ba(IO3)2 dari masing-masing labu Erlenmeyer, maka

dapat di temukan pula besar koefisien ionik rata-rata dengan menerapkan Teori Debye-Huckle,

sehingga didapatkan data seperti pada tabel 2.

Tabel 2. Tabel besar kekuatan ion.

No. Labu

Erlenmeyer

Kekuatan ion

(I)

I1/2 So/S (γ±) Log γ±

1 0,327 0,571 0,2632 -0,58

2 0,243 0,494 0,3143 -0,502

3 0,16 0,4 0,3924 -0,40625

4 0,1136 0,337 0,4540 -0,342

5 0,111405 0,3337 0,4539 -0,3430

6 0,10788 0,3284 0,46304 -0,3343

7 - - - -

Berdasarkan tabel 2, ditemukan bahwa semakin besar konsentrasi larutan, maka kekuatan

ionnya akan semakin besar pula. Dalam teori Debye-Huckle dinyatakan bahwa logaritma

koefisien ionik rata-rata adalah fungsi linear dari akar pangkat dua kekuatan ionik dan slopenya

bernilai negatif. Selain itu, disebutkan pula bahwa koefisien aktivitas ionik hanya bergantung

pada muatan ion dan konsentrasinya. Kelarutan berbanding lurus dengan kekuatan ion. Jadi,

semakin besar kekuatan ion, maka semakin besar pula kelarutannya dan sebaliknya semakin

kecil ekuatan ion, maka semakin kecil pula kelarutannya.

Pada Grafik 1 dan 2 digambarkan hubungan antara koefisisen aktivitas ionik dengan

konsentrasi, dimana koefisien aktivitas ionik rata-rata naik dengan turunnya konsentrasi.

Koefisien aktivitas ionik hanya bergantung pada muatan ion dan konsentrasinya. Hubungan

antara keduanya dapat dilihat dari grafik yang diperoleh dari hasil perhitungan. Sesuai grafik

dapat dilihat bahwa koefisien aktivitas ionik rata-rata naik dengan turunnya konsentrasi

(Wahyuni, 2011).

Grafik 1. Grafik Hubungan antara log s dengan √I

Grafik 2. Grafik Hubungan antara √I dengan log γ±

0.3 0.35 0.4 0.45 0.5 0.55 0.6

-0.7

-0.6

-0.5

-0.4

-0.3

-0.2

-0.1

0

f(x) = − 1.00929141365517 x − 0.00342583793538104

Grafik Hubungan √I vs log γ±

√I

Log

γ±

Kelarutan pada larutan elektrolit bergantung pada kekuatan ion, dimana kelarutan

semakin meningkat dengan meningkatnya kekuatan ion. Teori Debye-Huckle memprediksi

bahwa logaritma koefisien ionik rata-rata adalah fungsi linear dari akar pangkat dua kekuatan

ionik danslopenya bernilai negatif (Castellan, 1983).

-2.4 -2.2 -2 -1.8 -1.6 -1.4 -1.2 -1 -0.8 -0.60

0.1

0.2

0.3

0.4

0.5

0.6

f(x) = 0.157143825102461 x + 0.663705844258309

Grafik Hubungan log s vs √I

Log s

√I

Sebagai akibat penambahan elektrolit lain bukan senama KCl, dari hasil perhitungan

diperoleh grafik hubungan√ I terhadap kelarutan. Dapat dilihat bahwa kelarutan akan naik

dengan naiknya konsentrasi. Demikian juga sebaliknya, dari grafik plot s terhadap√ I diperoleh

persamaan regresi linear y = 0.1571x + 0.6637 yang sebanding dengan persamaan log s = 2A

√ I + log so. Dengan jalan ekstrapolasi (x = 0) diperoleh log s = 0.6637 dan kelarutan (s) =

4,609 M.

KESIMPULAN

Setelah melakukan percobaan ini, dapat diketahui bahwa kekuatan ion sangat bergantung

pada konsentrasi elektrolit. Dari hasil yang diperoleh dari analisis data percobaan, diperoleh

simpulan bahwa, kelarutan barium iodat semakin meningkat dalam larutan KCl yang

konsentrasinya semakin tinggi dengan kekuatan ion yang semakin meningkat.

Sedangkan grafik plot s terhadap√ I diperoleh persamaan regresi linear y = 0.1571x +

0.6637, dimana diperoleh kelarutan barium iodat pada I (x) = 0 dengan ekstrapolasi adalah

4,609 M. Selain itu diketahui kelarutan pada larutan elektrolit bergantung pada kekuatan ion,

dan koefisien aktivitas ionik hanya bergantung pada muatan ion dan konsentrasinya. Dari

hubungan tersebut diperoleh koefisien aktivitas ionik rata-rata semakin meningkat dengan

turunnya konsentrasi.

DAFTAR PUSTAKA

Karyadi.1990.Kimia Fisika II. Jakarta : Bumi Pustaka.

Lischer, 2009. Larutan Elektrolit Kuat. http://lischer.wordpress.com/ . Diakses pada 9 Oktober

2013.

Sutrisno.1999.Kimia Fisika untuk Mahasiswa.Malang : Universitas Brawijaya.

Tim Dosen Kimia Fisika.2010. Petunjuk Praktikum Kimia Fisik.Semarang : Jurusan Kimia

FMIPA UNNES.

W. Castellan, Gilbert. 1983. Physical Chemistry Third Edition. USA : Addison-Wesley

Publishing Company, Inc.

Wahyuni, Sri. 2011. Bahan Ajar (Handout) Kimia Fisika 2. Semarang : Jurusan Kimia FMIPA

Unnes.

Semarang, 8 Oktober 2013

Mengetahui,

Dosen Pengampu Praktikan

Ir. Sri Wahyuni, M.Si Ristasari Wulandari

NIP NIM. 4301411124

LAMPIRAN

JAWABAN PERTANYAAN

1. Diketahui: T = 25°C

Konstanta dielektrik = 78,5

e = 1,6. 10-19

NA = 6,02.10-23 mol

k = 1,381.10-23 J/mol

Ditanyakan: A = ......?

Penyelesaian:

H2O → H+ + OH-

I = ½ (10-7 + 10-7) = 10-7

= 9,5387.10-56

2. Diketahui: I= ½ [ c+ ] [ c- ]2

Ditanyakan: a± = …. ?

Penyelesaian:

I= ½ [ c+ ] [ c- ]2

0.01 = ½ c2

0.02 = c2

C = 0.141

c± = ( c+c-2)1/3

= ( 0.141x0.1412)1/3

= 0.141

Log γ ±= -A|Z+.Z-| √ I )

= -0.509| +1.-2|0.011/2)

= -0.1018

γ ± = 0.791

a± = γ ±.c±

= 0.791x0.141

= 0.11153