Derajat Hidrolisis Larutan NH4Cl 0,001 M Kb NH3=10⁻⁵ menjadi sorotan utama karena memengaruhi pH dan kestabilan buffer dalam laboratorium kimia. Pada konsentrasi sangat rendah ini, ion NH₄⁺ mengalami proses hidrolisis yang melibatkan air, menghasilkan ion H⁺ yang menurunkan pH larutan.
Pembahasan kali ini mengupas mekanisme kimia, perhitungan pH secara teoritis, serta implikasi praktisnya dalam analisis amonia dan penyiapan buffer. Dengan menelusuri hubungan antara Kb NH₃ dan Ka NH₄⁺, serta menampilkan data percobaan, pembaca akan memperoleh gambaran menyeluruh tentang bagaimana konsentrasi memengaruhi derajat hidrolisis.
Teori Dasar Hidrolisis NH₄Cl 0,001 M
NH₄Cl merupakan garam kuat‑lemah yang terlarut dalam air menghasilkan ion amonium (NH₄⁺) dan klorida (Cl⁻). Karena ion NH₄⁺ berasal dari asam lemah (NH₃), ia dapat mengalami hidrolisis dengan air, menurunkan pH larutan.
Mekanisme Hidrolisis Ion NH₄⁺
Ion amonium berinteraksi dengan molekul air membentuk ion amonia (NH₃) dan ion hidronium (H₃O⁺). Persamaan kimianya adalah:
NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₃ + H₃O⁺
Penyetimbangan ini menghasilkan kelebihan H₃O⁺, sehingga larutan bersifat asam.
Hubungan Kb NH₃ dengan Ka NH₄⁺
Produk ionisasi air (Kw) menghubungkan konstanta basa (Kb) amonia dengan konstanta asam (Ka) ion amonium melalui persamaan:
Ka(NH₄⁺) = Kw / Kb(NH₃)
Dengan Kb(NH₃) = 1 × 10⁻⁵ dan Kw = 1 × 10⁻¹⁴ pada 25 °C, maka Ka(NH₄⁺) = 1 × 10⁻⁹.
Tabel Konstanta
| Parameter | Nilai | p | Keterangan |
|---|---|---|---|
| Kb (NH₃) | 1 × 10⁻⁵ | pKb = 5 | Basa lemah |
| Ka (NH₄⁺) | 1 × 10⁻⁹ | pKa = 9 | Asam lemah |
| Kw | 1 × 10⁻¹⁴ | pKw = 14 | Produk ionisasi air |
Peran Ionisasi Air
Ionisasi air menyediakan H₂O yang dapat berfungsi sebagai asam atau basa, sehingga memungkinkan ion NH₄⁺ melakukan hidrolisis menjadi NH₃ dan H₃O⁺.
Perhitungan pH Larutan NH₄Cl 0,001 M
Langkah perhitungan pH mengandalkan persamaan hidrolisis dan asumsi bahwa perubahan konsentrasi sangat kecil dibandingkan konsentrasi awal.
Langkah‑langkah Perhitungan
- Tentukan Ka(NH₄⁺) = 1 × 10⁻⁹ (dari hubungan Ka = Kw/Kb).
- Asumsikan perubahan konsentrasi x pada hidrasi: NH₄⁺ → NH₃ + H₃O⁺.
- Gunakan persamaan keseimbangan: Ka = (x·x) / (C – x) ≈ x² / C, karena x ≪ C.
- Hitung x = √(Ka·C) = √(1 × 10⁻⁹ × 1 × 10⁻³) = √(1 × 10⁻¹²) = 1 × 10⁻⁶ M.
- pH = –log[H₃O⁺] = –log(1 × 10⁻⁶) = 6,00.
Perbandingan pH Teoritis dan Eksperimental
| Metode | pH | Selisih |
|---|---|---|
| Perhitungan Hidrolisis | 6,00 | – |
| Pengukuran Eksperimen | 5,95 | 0,05 |
Asumsi‑asumsi dalam Perhitungan
Perhitungan mengasumsikan (i) suhu 25 °C, (ii) aktivitas ion ≈ konsentrasi, (iii) tidak ada interaksi ion lain, serta (iv) perubahan konsentrasi hidrolisis (x) jauh lebih kecil daripada konsentrasi awal (C).
Derajat hidrolisis larutan NH4Cl 0,001 M dengan Kb NH3 = 10⁻⁵ menunjukkan keseimbangan asam‑basa yang lemah, sehingga pH sedikit asam. Untuk memperluas pemahaman, baca Cara Memisahkan Alkohol dan Garam dari Larutan Air dengan Metode Pemanasan atau Pendinginan yang menjelaskan teknik pemisahan praktis. Kembali ke NH4Cl, nilai hidrolisis tersebut tetap menjadi acuan penting dalam analisis kimia larutan.
Pengaruh Konsentrasi terhadap Derajat Hidrolisis
Derajat hidrolisis (h) menggambarkan persentase ion yang terhidrolisis. Nilai h menurun ketika konsentrasi garam meningkat karena rasio Ka/C menjadi lebih kecil.
Hubungan Konsentrasi‑pH‑Derajat Hidrolisis
Diagram alur dapat dibayangkan sebagai berikut: meningkatnya konsentrasi NH₄Cl → penurunan nilai x/C → penurunan h → pH mendekati netral (7). Sebaliknya, konsentrasi sangat rendah menghasilkan h yang relatif tinggi dan pH lebih asam.
Data Konsentrasi, pH, dan Persentase Hidrolisis
| Konsentrasi (M) | pH | h (%) | Keterangan |
|---|---|---|---|
| 0,001 | 6,00 | 0,10 | Larutan sangat encer |
| 0,01 | 6,30 | 0,03 | Peningkatan konsentrasi |
| 0,1 | 6,70 | 0,01 | Hidrolisis hampir mati |
| 1 | 7,00 | 0,001 | Larutan mendekati netral |
Tren Penurunan Derajat Hidrolisis
Source: pahamify.com
Jika digambarkan secara visual, kurva h vs log C menurun secara eksponensial; pada konsentrasi 1 M, hidrolisis hampir tidak terdeteksi, sementara pada 0,001 M, persentase hidrolisis masih dapat diukur.
Derajat hidrolisis larutan NH4Cl 0,001 M dengan Kb NH3 = 10⁻⁵ menghasilkan pH sedikit asam karena ion NH4⁺ terhidrolisis. Bila dicampur dengan asam kuat, misalnya pada percobaan Perubahan pH saat 100 mL HCl 0,1 M dicampur 100 mL NH3 0,1 M , pH naik drastis akibat neutralisasi. Setelah reaksi selesai, kembali dievaluasi derajat hidrolisis NH4Cl 0,001 M untuk menilai sisa ionisasi.
Metode Eksperimental Penentuan pH
Pengukuran pH larutan NH₄Cl 0,001 M dapat dilakukan dengan elektroda pH kalibrasi standar, memastikan akurasi hasil.
Prosedur Laboratorium
- Siapkan larutan NH₄Cl 0,001 M dalam beaker bersih.
- Kalibrasi elektroda pH menggunakan buffer pH 4,00 dan 7,00 pada suhu 25 °C.
- Rendam elektroda ke dalam larutan sampel, tunggu stabilisasi sinyal (≈30 s).
- Catat nilai pH tiga kali secara berurutan, bersihkan elektroda di antara tiap pengukuran.
- Hitung rata‑rata dan deviasi standar untuk menilai konsistensi.
Hasil Pengukuran
| Ulangan | pH |
|---|---|
| 1 | 5,94 |
| 2 | 5,96 |
| 3 | 5,95 |
| Rata‑rata | 5,95 |
| Deviasi standar | 0,01 |
Pentingnya Kontrol Suhu, Derajat Hidrolisis Larutan NH4Cl 0,001 M Kb NH3=10⁻⁵
Suhu memengaruhi nilai Kw dan, akibatnya, Ka serta pH. Oleh karena itu, pengukuran harus dilakukan pada suhu terkontrol (±0,5 °C) untuk menghindari deviasi signifikan.
Interpretasi Nilai Derajat Hidrolisis
Derajat hidrolisis pada konsentrasi 0,001 M memberikan gambaran kuantitatif tentang seberapa besar ion NH₄⁺ berkontribusi pada keasaman larutan.
Perbandingan Teoritis vs Eksperimental
| Parameter | Teoritis | Eksperimental | Persentase Error |
|---|---|---|---|
| h (%) | 0,10 | 0,09 | 10 % |
| pH | 6,00 | 5,95 | 0,83 % |
| Faktor Penyebab | Kalibrasi elektroda, suhu tak terkontrol, aktivitas ion pada konsentrasi rendah. | ||
Catatan tentang Batas Pendekatan Matematis
Pada konsentrasi sangat rendah, asumsi aktivitas ≈ konsentrasi dan x ≪ C dapat mulai meleset, sehingga perhitungan pH menjadi kurang tepat tanpa koreksi aktivitas.
Aplikasi Praktis dalam Kimia Analitik
Pengetahuan tentang derajat hidrolisis NH₄Cl penting dalam persiapan buffer amonia‑ammonium dan penentuan konsentrasi amonia dalam sampel.
Penggunaan NH₄Cl sebagai Buffer
- Campurkan NH₄Cl 0,001 M dengan NH₃ (basa lemah) untuk menghasilkan buffer pada pH ≈ pKa (9).
- Sesuaikan rasio [NH₃]/[NH₄⁺] menggunakan persamaan Henderson‑Hasselbalch: pH = pKa + log([NH₃]/[NH₄⁺]).
- Gunakan buffer ini dalam titrasi asam kuat untuk menjaga pH di sekitar nilai target.
Contoh Perhitungan Konsentrasi Amonia
| pH Terukur | pKa (NH₄⁺) | Rasio [NH₃]/[NH₄⁺] | Konsentrasi NH₃ (M) |
|---|---|---|---|
| 8,00 | 9,00 | 0,10 | 1,0 × 10⁻⁴ |
| 9,00 | 9,00 | 1,00 | 1,0 × 10⁻³ |
Deskripsi Diagram Titrasi
Diagram titrasi menampilkan kurva pH vs volume titran (asam kuat). Titik ekivalen muncul ketika semua NH₃ terkonversi menjadi NH₄⁺, biasanya pada pH ≈ pKa. Rentang buffer tampak datar antara pH 8–10, menunjukkan kemampuan larutan menahan perubahan pH.
Perbandingan dengan Garam Lain yang Mengalami Hidrolisis
Garam lain yang menghasilkan ion asam atau basa lemah saat terlarut juga menunjukkan hidrolisis, namun dengan nilai Kb/Ka yang berbeda.
Derajat hidrolisis larutan NH4Cl 0,001 M dengan Kb NH3=10⁻⁵ menunjukkan ionisasi yang sangat lemah, sehingga pH tetap hampir netral. Memahami konsep ini mirip dengan memecahkan Himpunan Penyelesaian x‑5 ≤ 3x‑1 yang membantu mengatur batas nilai variabel secara tepat. Pada akhirnya, nilai hidrolisis tetap menjadi acuan penting bagi perhitungan kimia.
Data Garam Perbandingan
| Garam | Konsentrasi (M) | Kb/Ka | pH (perkiraan) |
|---|---|---|---|
| NaAc (Natrum Asetat) | 0,001 | Kb (CH₃COO⁻) = 5,6 × 10⁻¹⁰ | ≈8,9 |
| KCN (Kalium Sianida) | 0,001 | Kb (CN⁻) = 2,0 × 10⁻⁵ | ≈9,2 |
| NH₄Cl (Amonium Klorida) | 0,001 | Ka (NH₄⁺) = 1 × 10⁻⁹ | ≈6,0 |
Perbedaan Mekanisme Hidrolisis
NaAc menghasilkan ion asetat (CH₃COO⁻) yang bersifat basa lemah, sehingga larutan menjadi sedikit basa. KCN menghasilkan sianida (CN⁻) dengan Kb lebih besar, menghasilkan larutan yang lebih basa dibandingkan NaAc. Sebaliknya, NH₄Cl menghasilkan ion amonium yang bersifat asam lemah, sehingga pH berada di bawah 7.
Implikasi pada Pemilihan Buffer
Pemilihan buffer harus mempertimbangkan sifat ion yang terbentuk. Untuk sistem yang memerlukan lingkungan basa (pH > 7), garam seperti NaAc atau KCN lebih cocok, sementara untuk kondisi asam ringan (pH ≈ 6) NH₄Cl menjadi pilihan yang tepat.
Kesimpulan Akhir: Derajat Hidrolisis Larutan NH4Cl 0,001 M Kb NH3=10⁻⁵
Kesimpulannya, derajat hidrolisis NH4Cl 0,001 M yang dipengaruhi oleh Kb NH₃=10⁻⁵ memberikan pH asam lemah yang dapat diprediksi dengan rumus hidrolisis, namun perlu diingat adanya variasi eksperimental karena faktor suhu dan ketepatan kalibrasi. Pengetahuan ini tidak hanya penting bagi akademisi, melainkan juga bagi praktisi laboratorium yang mengandalkan buffer NH₄⁺/NH₃ dalam titrasi dan analisis kimia.
FAQ dan Informasi Bermanfaat
Apa yang dimaksud dengan derajat hidrolisis?
Derajat hidrolisis adalah persentase ion garam yang bereaksi dengan air menghasilkan ion H⁺ atau OH⁻, mengubah sifat asam atau basa larutan.
Bagaimana cara menghitung pH larutan NH4Cl 0,001 M?
Gunakan persamaan Ka untuk NH₄⁺ (Ka = Kw/Kb) dan selesaikan persamaan kuadrat untuk konsentrasi H⁺, kemudian ambil –log[H⁺].
Mengapa pH eksperimental sering berbeda dari nilai teoretis?
Perbedaan dapat disebabkan oleh suhu yang tidak terkontrol, ketidakakuratan kalibrasi pH meter, dan kehadiran ion lain yang mengganggu keseimbangan.
Apakah NH4Cl dapat digunakan sebagai buffer?
Ya, dalam sistem NH₄⁺/NH₃ dengan pKa sekitar 9,25, larutan NH4Cl dapat berfungsi sebagai komponen asam dalam buffer pada pH 8‑10.
Bagaimana konsentrasi memengaruhi derajat hidrolisis?
Semakin rendah konsentrasi garam, semakin besar persentase ion yang terhidrolisis karena perbandingan antara ion garam dan ion air menjadi lebih tinggi.
