Bab 8 Kesetimbangan di Larutan
KESETIMBANGAN IONIK
Daftar Isi
ASAM DAN BASA
IONISASI AIR
KONSTANTA DISOSIASI ASAM dan BASA
LARUTAN BUFFER
HIDROLISIS GARAM
PERUBAHAN pH dalam TITRASI ASAM-BASA
INDIKATOR DASAR ASAM
PERUBAHAN pH SELAMA TITRASI ASAM-BASA
EMPAT JENIS UTAMA TITRASI ASAM-BASA
Asam kuat + basa kuat
Asam kuat + basa lemah
Asam lemah + basa kuat
Asam lemah + basa lemah
Titrasi Asam Poliprotik
KELARUTAN GARAM
MEMPREDIKSI PENGENDAPAN
EFEK ION SENAMA
ASAM DAN BASA
TEORI BRONSTED-LOWRY
Menurut teori asam dan basa Bronsted-Lowry;
Asam adalah zat yang memberikan proton (ion hidrogen, H+) ke zat lain. Asam digambarkan sebagai donor proton.
Basa adalah zat yang mengambil proton dari zat lain. Basa digambarkan sebagai akseptor proton.
An acid always reacts with a base. The substance that loses the proton is the acid. The substance that gains the proton is the base.
Examples of acid-base reactions:
Asam selalu bereaksi dengan basa. Zat yang kehilangan proton adalah asam. Zat yang memperoleh proton adalah basa.
Contoh reaksi asam-basa:
HCI + H2O: Hidrogen klorida larut dalam air sesuai dengan persamaan berikut
HCI adalah asam karena memberikan H+ ke molekul air.
Molekul H2O adalah basa karena ia menerima ion H+.
NH3 + HCI: Gas hidrogen klorida bereaksi dengan gas amonia untuk menghasilkan amonium klorida padat. Persamaan untuk reaksinya adalah
HCI adalah asam karena memberikan H+ ke molekul NH3.
NH3 adalah basa karena ia menerima H+ untuk menjadi NH4+.
H2O + CO32- : Larutan natrium karbonat bersifat basa. Ion karbonat bereaksi dengan air. Persamaannya adalah
H2O adalah asam karena memberikan H+ ke ion CO32-. Ion CO32- adalah basa karena ia menerima H+ menjadi HCO3-.
Asam dapat diklasifikasikan menjadi asam lemah dan asam kuat.
Ketika asam kuat larut dalam air, hampir semua molekul asam bereaksi dengan air untuk menghasilkan ion H3O+. Contoh asam kuat adalah HCI, HNO3, dan H2SO4
Ketika asam lemah larut dalam air, hanya sebagian kecil dari molekul asam bereaksi dengan air untuk menghasilkan ion H3O+. Sebagian besar molekul asam tetap sebagai molekul.
Contoh asam lemah adalah asam etanoat. Asam etanoat bereaksi dengan air sesuai dengan persamaan berikut
CH3COOH(aq) + H2O (1) ⇌ CH3COO- (aq) + H3O+ (aq)
Sebagian besar molekul CH3COOH tetap tidak berubah di dalam air. Dalam larutan 1,0 mol dm-3 CH3COOH, hanya sekitar 4 dari setiap 1000 molekul CH3COOH bereaksi dengan air menjadi H3O +.
Larutan asam kuat adalah konduktor listrik yang baik karena mengandung ion dalam konsentrasi besar.
Larutan asam lemah adalah konduktor listrik yang buruk karena mengandung ion dalam konsentrasi yang kecil.
Basa dapat diklasifikasikan menjadi basa yang lemah dan basa yang kuat.
Ketika basa kuat larut dalam air, hampir semua basa bereaksi dengan air untuk menghasilkan ion OH-. Contoh basa kuat adalah NaOH dan KOH.
Ketika basa lemah larut dalam air, hanya sebagian kecil dari molekul basa bereaksi dengan air untuk menghasilkan ion OH-. Sebagian besar molekul basa tetap sebagai molekul.
Contoh dari basa lemah adalah amonia, NH3. Amonia bereaksi dengan air sesuai dengan persamaan berikut
NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH-
Dalam larutan 1,0 mol dm-3 NH3, hanya sekitar 4 dari setiap 1000 molekul NH3 bereaksi dengan air untuk menghasilkan OH-.
SKALA pH
pH adalah ukuran konsentrasi ion hidrogen, H+ (aq), dalam larutan air.
pH = -log[H+]
di mana [H+] = konsentrasi ion hidrogen
Dalam sebagian besar larutan, nilai pH adalah angka antara 0 dan 14.
Larutan HCI encer (2 mol dm-3) memiliki pH sekitar 0.
Larutan NaOH encer (2 mol dm-3) memiliki pH sekitar 14.
IONISASI AIR
Air sedikit terionisasi, menurut persamaan berikut
H2O ⇌ H+ + OH-
Konstanta kesetimbangan K untuk ionisasi air adalah
Derajat ionisasi air sangat kecil. Karenanya konsentrasi air, [H2O], hampir konstan.
Karenanya [H+].[OH-] = Kc x [H2O] = konstan
= Kw
Konstanta Kw disebut sebagai konstanta ionisasi air.
Pada 25°C, K = 1.0 x 10-14 mol2 dm-6.
Dalam air murni pada 25°C, [H+] = [OH-].
Maka [H+] =[OH-] = (1.0 x 10-14)0,5= 1.0 x l0-7 mol dm-3
Oleh karena itu pH air murni = -log (10-7) = 7.0.
Dalam semua larutan air,
[H+].[OH-] = konstan = Kw
Karenanya jika [H+] menjadi lebih besar, [OH-] menjadi lebih kecil, dan jika [H+] menjadi lebih kecil, [OH-] menjadi lebih besar.
Hubungan antara pH, [H+] dan [OH-] ditunjukkan pada Gambar9.1.
Suatu larutan dikatakan netral ketika [H+] = [OH-]. Pada 25°C, ini terjadi pada pH 7,0.
Kw bervariasi dengan temperarure. Nilai Kw meningkat dengan kenaikan suhu karena ionisasi air bersifat endotermik.
H2O ⇌ H+ + OH- ΔH = positive
Pada 0°C, Kw = 0.1 x 10-14 mol2 dm-3 Oleh karena itu larutan netral pada 0°C memiliki pH 7.5.
Pada 100°C, Kw = 51 x 10-14 mol2 dm-3 Oleh karena itu,, [H+] = (51 x 10-14)0,5
pH = -log((51 x 10-14)0,5)
= 6.1
Karenanya larutan netral pada 100°C memiliki pH 6,1.
pH dari Asam dan Basa Lemah dan Kuat
Saat membandingkan asam dengan konsentrasi yang sama, asam kuat memiliki pH lebih rendah daripada asam lemah. Misalnya, 0,1 mol dm-3 HCI memiliki pH 1 dan 0,1 mol dm-3 CH3COOH memiliki pH 3.
KONSTANTA DISOSIASI ASAM, Ka
Membandingkan basa dengan konsentrasi yang sama, basa kuat memiliki pH lebih tinggi daripada basa lemah. Misalnya, 0,1 mol dm-3 NaOH basa pH 13 dan 0,1 mol dm-3 NH3 memiliki pH 11.
Asam lemah, HA, bereaksi dengan air sesuai dengan persamaan berikut
HA(aq) ⇌ H+(aq) + A-(aq)
Saat Kesetimbangan,
Konstanta Ka disebut konstanta disosiasi asam. Satuan Ka adalah mol dm-3
Misalnya, Ka untuk asam etanoat = 1,76 x 10-5 mol dm-3
Konstanta disosiasi asam adalah ukuran kekuatan asam. Semakin besar nilai Ka, semakin kuat asam.
Cara yang lebih mudah untuk mengekspresikan konstanta disosiasi asam adalah pKa.
pKa = -log Ka
Misalnya, Ka untuk asam etanoat = 1,76 x 10-5 mol dm-3
Karenanya pKa = -log (1,76 x 10-5) = 4,75
pKa adalah ukuran kekuatan asam. Semakin kecil nilai pKa, semakin kuat asam.
Beberapa contoh nilai Ka dan pKa untuk asam lemah ditunjukkan pada Tabel 9.1.
Larutan Buffer
Larutan buffer/penyangga adalah larutan yang pHnya tetap tidak berubah jika sedikit asam atau basa ditambahkan ke dalamnya.
Larutan penyangga biasanya satu dari dua jenis:
buffer asam — dibuat dengan mencampurkan asam lemah dengan garam natrium dari asam lemah. Misalnya, campuran asam etanoat dan natrium etanoat;
buffer basa - dibuat dengan mencampur basa lemah dengan garam basa lemah. Misalnya, campuran amonia dan amonium klorida.
Buffer bekerja dengan menghilangkan sebagian besar asam atau basa yang ditambahkan. Dengan cara itu pH larutan buffer hampir tidak berubah.
APLIKASI LARUTAN BUFFER
Larutan penyangga penting digunakan untuk menjaga pH suatu larutan tetap konstan dalam reaksi atau percobaan kimia. Beberapa contoh diberikan di bawah ini.
Darah adalah buffer. pH darah harus dijaga konstan agar enzim dalam darah dapat berfungsi. Enzim hanya bekerja pada rentang pH yang sempit. Buffer paling penting dalam darah adalah ion hidrogencarbonat, HCO3-. Ion HCO3- menghilangkan H+ ekstra dengan reaksi kesetimbangan berikut :
HCO3- + H+ ⇌ H2O + CO2
Keseimbangan ini bergeser ke sebelah kanan (menghasilkan lebih banyak H2O dan CO2). Jika darah menjadi terlalu basa (yaitu H+ dihilangkan), maka reaksi bergeser ke pembentukan H+ (dari reaksi antara H2O dan CO2).
Banyak percobaan biokimia dilakukan dalam larutan buffer, jika asam atau basa adalah salah satu reaktan atau produk. Jika tidak, pH akan berubah dan mempengaruhi enzim.
PERHITUNGAN PH LARUTAN BUFFER
Larutan buffer asam terdiri dari
konsentrasi asam yang besar, HA (mis. asam etanoat);
konsentrasi ion A- yang besar (misalnya dari natrium etanoat).
Dalam campuran,
di mana [HA] = konsentrasi asam HA dalam campuran
[A-] = konsentrasi A-, dari NaA, dalam campuran (jumlah A- dari HA dapat
diabaikan karena sangat kecil)
Karenanya [H+] dapat dihitung jika Ka diberikan.
pH kemudian dapat dihitung dari [H+]
BUFFER DAN GRAFIK TITRASI PH
Buffer diproduksi di dalam labu titrasi selama titrasi asam lemah dan basa kuat (lihat perubahan pH dalam Titrasi Asam-basa lebih lanjut).
Hidrolisis Garam
Garam asam kuat dan basa kuat membentuk larutan netral dalam air, misalnya natrium klorida.
Garam asam lemah dan basa kuat membentuk larutan basa dalam air, misalnya natrium etanoat.
Sodium etanoat terionisasi penuh dalam air:
CH3COONa(aq) 🡪 CH3COO- (aq) + Na+(aq)
Ion CH3COO- bereaksi dengan ion H+ dari air:
CH3COO- (aq) + H+(aq) ⇌ CH3COOH(aq)
Sebagian besar H+ dihilangkan dalam reaksi karena CH3COOH adalah asam lemah. Dengan demikian [H+] menjadi kurang, dan pH menjadi lebih besar dari 7. Larutannya adalah basa.
Garam asam kuat dan basa lemah membentuk larutan asam dalam air, misalnya amonium sulfat.
Amonium sulfat terionisasi sempurna dalam air:
(NH4)2SO4(aq) 🡪 2NH4+(aq) + SO42-(aq)
Ion NH4+ bereaksi dengan ion OH- dari air.
NH4+ + OH- ⇌ NH3 + H2O
Sebagian besar OH- dihilangkan dalam reaksi, karena NH3 adalah basa lemah. Saat ion OH- dihilangkan, lebih banyak air terionisasi untuk menjaga Kw konstan. Oleh karena itu [H+] menjadi lebih besar, dan pH menjadi lebih kecil dari 7. Larutannya bersifat asam.
Garam asam lemah dan basa lemah membentuk larutan netral (atau hampir netral) dalam air, misalnya amonium etanoat. Ionisasi amonium etanoat dalam air
CH3COONH4(aq) 🡪 CH3COO- (aq) + NH4+ (aq)
Ion CH3COO- ion bereaksi dengan ion H+ dari air untuk membentuk CH3COOH. Ion NH4+ bereaksi dengan ion OH- dari air untuk membentuk NH3 dan H2O. Dengan demikian H+ dan OH- dihilangkan dari air. Karena keduanya sama-sama dihilangkan, pH tetap sama yaitu 7. Larutannya netral.
PERUBAHAN pH dalam TITRASI ASAM-BASA
INDIKATOR DASAR ASAM
Beberapa contoh indikator asam-basa diberikan pada Tabel 9.2.
Indikator asam-basa memiliki warna asam dan warna basa.
Setiap indikator memiliki rentang pH perubahan warna. Misalnya, bromothymol biru memiliki kisaran pH 6,0 - 7,6. Dari pH 0 hingga 6, bromothymol biru berwarna kuning (warna asam) dan dari pH 7,6 hingga 14, indikatornya berwarna biru (warna basa). Tetapi ketika pH 6.0 - 7.6, bromothymol blue berubah warna dari kuning menjadi biru. Di tengah kisaran pH ini (sekitar 6,8) warna biru bromotimol berwarna hijau (campuran warna asam dan basa).
Dalam titrasi, indikator asam-basa digunakan untuk menandai titik akhir. Untuk mendapatkan hasil titrasi yang akurat,
indikator harus berubah warna tajam pada penambahan satu atau dua tetes cairan dari buret;
perubahan warna harus terjadi ketika sejumlah volume cairan yang tepat ditambahkan dari buret.
PERUBAHAN pH SELAMA TITRASI ASAM-BASA
Perubahan pH selama titrasi asam basa dapat diukur menggunakan peralatan yang ditunjukkan pada Gambar 9.2.
pH larutan dalam tabung titrasi diukur dengan pH meter,
Larutan basa ditambahkan pada interval 0,5 cm3 dan pH diukur. Tabel pH terhadap volume basa yang ditambahkan kemudian diperoleh, dan grafik digambar (Gambar 9.3).
EMPAT JENIS UTAMA TITRASI ASAM-BASA
Asam kuat + basa kuat
50 cm3 0,1 mol dm-3 NaOH (basa kuat) ditambahkan ke 25,0 cm3 dari 0,1 mol dm-3 HCI (asam kuat). Grafik pH terhadap volume alkali yang ditambahkan ditunjukkan pada Gambar 9.4.
Grafik memiliki sifat-sifat berikut:
pH awal (sebelum penambahan alkali) adalah sekitar 1 untuk larutan HCl 0,1 moldm-3. Ini menunjukkan bahwa asam kuat digunakan.
pH setelah 50 cm-3 basa telah ditambahkan adalah sekitar 13. Ini menunjukkan bahwa basa kuat telah ditambahkan.
Pada titik akhir titrasi, larutan bersifat netral (larutan NaCl).
Ada bagian vertikal yang panjang dan lurus di atas titik akhir. Ini menunjukkan bahwa pH berubah tajam, dari sekitar 3 menjadi 11, ketika satu atau dua tetes NaOH ditambahkan dari buret pada titik akhir.
Rentang pH dari tiga indikator ditampilkan dalam grafik. Titik akhir titrasi (pada pH = 7) berada di tengah kisaran pH bromotimol biru. Indikator ini akan berubah warna sepenuhnya ketika satu atau dua tetes alkali ditambahkan pada titik akhir. Karenanya bromothymol blue adalah indikator ideal untuk titrasi ini.
Namun, fenolftalein dan metil orange juga dapat digunakan dalam titrasi ini karena mereka juga akan berubah warna sepenuhnya pada bagian vertikal lurus dari grafik.
Asam kuat + basa lemah
50 cm3 0,1 mol dm-3 NH3 (basa lemah) ditambahkan ke 25,0 cm3 dari 0,1 mol dm-3 HCl (asam kuat). Grafik pH terhadap volume basa yang ditambahkan ditunjukkan pada Gambar 9.5.
Grafik memiliki sifat-sifat berikut:
Grafik dimulai pada pH = 1 untuk larutan HCl 0,1 mol.dm-3, menunjukkan bahwa asamnya kuat.
Grafik berakhir pada pH = 11, menunjukkan bahwa basanya lemah.
Pada titik akhir titrasi, larutannya bersifat asam, dengan pH ≈ 5,5. Ini karena NH4C1 terhidrolisis, karena merupakan garam dari basa lemah dan asam kuat (lihat hidrolisis garam pada bagian 9.5).
Bagian lurus dan vertikal dari grafik lebih pendek dari pada untuk titrasi asam kuat dengan basa kuat.
Metil orange adalah indikator yang cocok karena akan berubah warna sepenuhnya pada satu atau dua tetes pada titik akhir (yaitu pada bagian vertikal).
Jika fenolftalein digunakan sebagai indikator, maka pp akan berubah warna
pada volume yang salah (yaitu sekitar 30 cm3 NH3), dan
perubahan warna terjadi pada rentang volume NH3 yang luas(yaitu lebih dari 27 - 37 cm3). Oleh karena itu tidak mungkin untuk memperoleh titik akhir secara akurat.
Asam lemah + basa kuat
50 cm3 dari 0,1 mol dm-3 NaOH (basa kuat) ditambahkan ke 25,0 cm3 dari 0,1 mol dm-3 CH3COOH (asam lemah). Grafik pH terhadap volume basa yang ditambahkan ditunjukkan pada Gambar 9.6.
Grafik memiliki sifat-sifat berikut:
Grafik dimulai pada pH = 3 untuk larutan CH3COOH 0,1 mol dm-3, menunjukkan bahwa asamnya lemah.
Grafik berakhir pada pH ~ 13, menunjukkan bahwa basanyanya kuat.
Pada titik akhir titrasi, larutannya adalah alkali, dengan pH ~ 8,5. Ini karena CH3COONa dihidrolisis, karena merupakan garam dari basa kuat dan asam lemah (lihat hidrolisis garam pada bagian 9.5).
Bagian lurus dan vertikal dari grafik lebih pendek dari pada untuk titrasi asam kuat dengan basa kuat.
Phenolphthalein adalah indikator yang cocok karena akan berubah warna sepenuhnya pada satu atau dua tetes pada titik akhir (yaitu pada bagian vertikal). Bromothymol Biru juga akan memberikan titik akhir yang masuk akal. Akan tetapi, Methyl orange akan benar-benar tidak cocok. Ini akan berubah warna dengan sangat lambat pada rentang volume yang luas (yaitu lebih dari 8-21 cm3). Dengan demikian tidak mungkin untuk menemukan titik akhir secara akurat. Juga perubahan warna akan terjadi pada volume yang salah (yaitu sekitar 15 cm3 NaOH).
Ketika setengah asam telah dinetralkan (yaitu pada 12,5 cm3 basa pada Gambar 9.6), labu titrasi mengandung campuran yang sama dari asam lemah CH3COOH dan garam natriumnya CH3COONa. Ini adalah larutan buffer dan pH hanya berubah secara bertahap di sekitar titik ini. Selain itu, pada titik ini, nilai [CH3COOH]=[CH3COONa], maka Ka = [H+] dan karenanya nilai Ka dapat ditemukan dari pH pada titik ini.
Asam lemah + basa lemah
50 cm3 0,1 mol dm-3 NH3 (basa lemah) ditambahkan ke 25,0 cm3 dari 0,1 mol dm-3 CH3COOH (asam lemah). Grafik pH terhadap volume alkali yang ditambahkan ditunjukkan pada Gambar 9.7.
Grafik memiliki sifat-sifat berikut:
Grafik dimulai pada pH 3 untuk larutan CH3COOH 0,1 mol dm-3, menunjukkan bahwa asamnya lemah.
Grafik berakhir pada pH = 11 untuk larutan NH3 sekitar 0,1 mol dm-3 yang menunjukkan bahwa basanya lemah.
Pada titik akhir titrasi (CH3COONH4) kira-kira netral. Meskipun larutan CH3COONH4 dihidrolisis, baik H+ dan OH- dari air dihilangkan selama hidrolisis, sehingga tidak ada perubahan bersih dalam pH.
Tidak ada bagian vertikal lurus pada grafik. Ini menunjukkan bahwa pH berubah secara bertahap sepanjang titrasi.
Jika bromothymol biru digunakan sebagai indikator, itu akan berubah warna di atas volume basa (yaitu lebih dari 23 - 27 cm3 pada grafik). Oleh karena itu tidak mungkin untuk menemukan titik akhir secara akurat.
Tidak ada indikator yang dapat digunakan untuk titrasi akurat dari asam lemah dengan basa lemah. Perubahan warna akan selalu sangat bertahap.
Untuk menemukan titik akhir dalam titrasi tersebut, grafik pH terhadap volume harus digambar, dan titik akhir ditentukan dari grafik.
Titrasi Asam Poliprotik
Setiap asam hidrogen dapat bereaksi, pada gilirannya, dengan basa. Untuk setiap asam hidrogen ada titik akhir yang terpisah dalam titrasi. Titik-akhir ditandai dengan garis tegak dalam grafik pH.
Misalnya, H2SO3 memiliki dua asam hidrogen. Ketika NaOH ditambahkan ke larutan H2SO4, asam hidrogen pertama bereaksi sesuai dengan persamaan
H3SO3 + NaOH 🡪 NaHSO4 + H2O ... reaksi 1
Semakin banyak NaOH ditambahkan, asam hidrogen kedua bereaksi
NaHSO3 + NaOH 🡪 Na2SO4 + H2O ... reaksi 2
Persamaan reaksi keseluruhan, dari awal, adalah
H2SO3 + 2NaOH 🡪 Na2SO3 + 2H2O ... reaksi 3
0,1 mol dm-3 NaOH secara bertahap ditambahkan ke 20 cm3 dari 0,1 mol dm-3 H2SO3. Kurva pH ditunjukkan pada Gambar 9.8.
Titik akhir pertama terjadi setelah 20 cm3 NaOH telah ditambahkan karena terbentuk NaHSO3 dalam labu titrasi (sesuai dengan persamaan 1).
Semakin banyak NaOH ditambahkan, reaksi seperti yang ditunjukkan dalam persamaan 2 terjadi. Titik akhir kedua terjadi setelah 40 cm3 NaOH telah ditambahkan karena terbentuk Na2SO3 dalam labu titrasi.
Asam fosfat, H3PO4, memiliki tiga asam hidrogen. Masing-masing dalam asam akan bereaksi dengan NaOH, menurut persamaan
H3PO4 + NaOH 🡪 NaH2PO4 + H2O
NaH2PO4 + NaOH 🡪 Na2HPO4 + H2O
Na2HPO4 + NaOH 🡪 Na3PO4 + H2O
Oleh karena itu ada tiga titik akhir dalam titrasi H3PO4 dengan NaOH. Ada tiga garis tegak dalam grafik pH untuk titrasi tersebut (Gambar 9.9)
KELARUTAN GARAM
Formula umum untuk senyawa ionik adalah AnBm. Ketika senyawa ionik sedikit larut dimasukan dalam air, beberapa padatan larut untuk membentuk larutan jenuh. Persamaan untuk reaksi ini adalah
AnBm(s) ⇌ nA+(aq) + mB-(aq)
Saat larutan jenuh, campuran berada pada kesetimbangan.
Pada kesetimbangan, konstanta kesetimbangan
Konsentrasi benda padat konstan. Jadi [AnBm] konstan.
Karenanya [A+]n.[B-]m = [AnBm] x K
= konstan = Ksp
Konstanta ini, Ksp, disebut konstanta pelarutan padatan ionik.
Persamaan kelarutan senyawa ionik memberikan hubungan antara ion dalam larutan jenuh.
Konstanta pelarutan garam hanya berlaku untuk senyawa ionik yang sedikit larut.
Nilai Ksp dipengaruhi oleh suhu. Biasanya, Ksp menjadi lebih besar ketika suhu dinaikkan.
MEMPREDIKSI PENGENDAPAN
Ketika larutan kation dan anion dicampur bersama, pengendapan terjadi jika produk konsentrasi ion (Qsp) lebih besar dari Ksp untuk senyawa ionik.
Sebagai contoh, jika larutan Pb2+ (aq) dan I- (aq) dicampur bersama, endapan PbI2 dapat terbentuk. Persamaan untuk Ksp untuk Pbl2 adalah
Ksp = [Pb2+][I-]2
If [Pb2+][I-]2 = Ksp, larutannya jenuh, tetapi tidak akan terbentuk endapan.
If [Pb2+][I-]2 > Ksp, endapan akan terbentuk.
If [Pb2+][I-]2 < Ksp, tidak ada endapan yang terbentuk.
Ion kalsium, Ca2+, diendapkan oleh NaOH (aq) sebagai Ca(OH)2, tetapi bukan NH3 (aq). NH3 (aq) tidak mengendapkan Ca(OH)2 karena merupakan basa lemah dan karenanya memiliki [OH-] kecil. Karena itu nilai
[Ca2+].[OH-]2 < Ksp
Jadi tidak ada endapan yang dihasilkan.
NaOH(aq) adalah basa kuat dan memiliki [OH-] besar dan oleh karena itu endapan dihasilkan karena [Ca2 +].[OH-]2 > Ksp.
Efek Ion Senama
Kelarutan senyawa ionik dalam larutan berkurang jika larutan tersebut sudah mengandung salah satu ion. Sebagai contoh, kelarutan AgCl dalam HCI encer lebih kecil dibandingkan dalam air murni karena adanya ion Cl- (aq) dari HCI. Dalam persamaan di bawah ini, [Cl-] besar sehingga [Ag+] harus menjadi kecil agar nilai Ksp tetap konstan:
Komentar
Posting Komentar