LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA FISIKA

TUJUAN
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.

DASAR TEORI
Bronsted, Bjerrum dan other memperlihatkan bahwa laju reaksi ionik bergantung pada kekuatan ionik dari larutan, karena kekuatan ionik dari larutan dapat dirubah dengan penambahan garam ionic, ini dikenal sebagai efek garam primer. Jika ion bermuatan sama (bermuatan positif), dan komplek teraktivasi membentuk muatan rangkap positif. Molekul-molekul pelarut didekat ion disebabkan oleh gaya elektrotatik kuat, yang membatasi kebebasan gerak mereka. Efek ini disebut solver binding atau electrostriction, akibatnya pengurangan dalam entropi. Jika ion muatan sama faktor frekwensi lebih kecil dari pada normal.
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)2 yang konsentrasinya dapat di tentukan dengan menggunakan metode volumetrik yang sederhana. Dengan menganalisis data yang diperoleh akan didapat koefisien ativitas rata-rata (γ±).
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 y ± yang untuk elektrolit 1-2 (uni-bivalen) didefinisikan sebagai berikut:
a± = (a+ a-2)1/3………………………………………..(1)
γ ± = (γ + γ -2)1/3 ……………………………………..(2)
c± = (c+ c-2)1/3 ……………………………………….(3)
Bila nilai konsentrasi (c) dinyatakan dalam mol/liter, maka berdasarkan definisi diatas di peroleh:
a± = γ ±.c± = Ka1/3 = konstan……………………………….(4)
Dalam hal ini, a adalah hasil kali aktivitas kelarutan yang dapat di turunkan sebagai berikut:
Ba(IO3)2 Ba2+ + 2IO3-
……………………………..(5)
Misalnya dalam larutan terdapat elektrolit lain yang tidak mengandung ion senama dengan Ba(IO3)2 (misal KCl) dan anggap kelarutan Ba(IO3)2 dalam air 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 (3) akan diperoleh:
c± = 1,59 s …………………………………..(6)
Dengan menggabungkan persamaan (6) dengan persamaan (4) diperoleh
s γ ± = (Ka1/3/1,5) = konstanta = so…………………(7)
Dalam hal ini so adalah kelarutan teoritis bila y± mendekati 1 satu (=1) yaitu pada keadaan dimana kekuatan ion sama dengan nol (I=0). Karena y± selalu menurun dengan meningkatnya kekuatan ion, maka baik kelarutan dan hasil kali kelarutan, Ksp (dinyatakan dalam konsentrasi, bukan dalam aktivitas) dari elektrolit yang sedikit larut akan meningkat dengan adanya penambahan elektrolit lain yang tidak mengandung ion senama. Jika nilai so dapat ditentukan dengan jalan ekstrapolasi ke kekuatan ion sama dengan nol, maka y± pada berbagai konsentrasi akan dapat dihitung (γ± = so/s).
Pada larutan elektrolit, s bergantung pada kekuatan ion yang didefinisikan sebagai:
…………………………. (8)
Keterangan:
ci = konsentrasi ion ke-i dalam mol/liter
zi = muatan ion ke-i
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.
Teori Debye-Huckle menyatakan bahwa untuk larutan dengan kekuatan ion yang rendah (I<0,01) untuk eletrolit univalen (1-1), koefisien aktivitas rata-rata suatu elektrolit yang berdisosiasi menjadi ion bermuatan Z+ dan Z- dapat dihitung dengan menggunakan persamaan:
Log γ ± = -A|Z+.Z-| )…………………..…(9)
A = tetapan dan untuk larutan dengan pelarut air pada suhu 25°C nilainya adalah 0,509. Gabungan persamaan (7) dan (9) untuk Ba(IO3)3 diperoleh:
Log s = log so + 2A ……………………..(10)
Jadi, pada kekuatan ion yang rendah kurva log s sebagai fungsi akan berupa garis lurus.(Tim Dosen Kimia Fisika.2012).

ALAT DAN BAHAN
ALAT:
Labu Erlenmeyer 250 ml 8 buah
Mikroburet 2 buah
Labu takar 250 ml
Labu takar 100 ml
Pipet 25 ml
BAHAN:
KCl 0,1 M
Ba(IO3)2 , dibuat dengan cara mencampurkan KIO3 dan BaCl2 secara stoikhiometris.
Na2S2O3 0,01 M
HCl 1 M
KI 0,5 gram/liter
Larutan kanji 1%
Selang plastik kecil dan kapas.

CARA KERJA

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

DATA PENGAMATAN
Nomor 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 7.2 0.350 0.175 -0.75
2 0,05 8.3 0.150 0.075 -1.12
3 0,02 9.7 0.050 0.025 -1.60
4 0,01 10.5 0.026 0.013 -1.8
5 0,005 12.2 0.0099 0.045 -1.346
6 0,002 13.5 0.003 0.001 -3
7 0.001 8 – – –

Nomor Labu Erlenmeyer Kekuatan Ion (I) √I so/s = γ± Log γ±
1 0.362 0.601 0.242 -0.616
2 0.160 0.4 0.386 -0.4134
3 0.057 0.238 0.562 -0.25
4 0.029 0.170 0.670 -0.17
5 0.010 0.1 0.764 -0.116
6 0.004 0.006 0.851 -0.070
7 – – – –
Gambar 1. Grafik log so Vs √I

Gambar 2. Grafik Log (So/s) Vs √I

PEMBAHASAN
Percobaan ini bertujuan untuk mengukur kelarutan barium iodat dalam larutan KCl dengan berbagai kekuatan ion, menghitung kelarutan barium iodat pada I = 0 dan menghitung koefisien aktivitas rata-rata barium iodat pada berbagai I serta menguji penggunakan hukum Debye-Huckle. Untuk menunjukkan antara kekuatan ion dan aktivitas ion dapat dilihat dari perubahan kelarutan elekttrolit yang sedikit larut dalam air, dalam hal ini Ba(IO3)2.
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 baiun 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 percobaan yang telah dilakukan didapat hasil volume tiosulfat yang digunakan untuk titrasi sebanyak 7,1; 8,3; 9,5; 10,0; 12,0; 13,8 dan 21 ml untuk konsentrasi KCl yang semakin kecil. Dari data yang diperoleh ini dapat ditentukan konsentrasi dari ion IO3- , kelarutan dari barium iodat(sebagaimana yang telah disebutkan), logaritma dari kelarutan (log S),kurva log S, intensitas rata-rata,koefisien aktivitas rata-rata dan log dari koefisien aktivitas rata-rata yang kemudian dapat dibuat kurva log γ+- sebagai fungsi dari I ½ .
Setelah dilakkan analisis dan perhitungan pada tersebut diperoleh hail seperti dalam table data pengamatan. Dari hasil tersebut dapat diperoleh Kekuatan Ion dan Aktivitas Ion serta kelarutannya. Reaksi yang terjadi pada saat titrasi adalah sebagai berikut.
IO3- + 8H+ + 6 H+ → 3 I3- + 3H2O
I3- + 2 S2O3- → S4O6- + 3 I-
Sebagai akibat penambahan elektrolit lain bukan senama KCl, dari hasil perhitungan diperoleh grafik hubungan terhadap kelarutan. Dapat dilihat bahwa kelarutan akan naik dengan naiknya konsentrasi. Demikian juga sebaliknya, dari grafik plot s terhadap diperoleh persamaan regresi linear y = = 4.493x – 2.660 yang sebanding dengan persamaan log s = 2A + log so. Dengan jalan ekstrapolasi (x = 0) diperoleh log s = – 2.660 dan kelarutan (s) = 2,19 x 10-3.
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 dan slopenya bernilai negatif.
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.
Hasil percobaan kurang sempurna, mungkin disebabkan oleh beberapa faktor, di antaranya:
Kekurangtelitian praktikan saat percobaan, misalnya pada saat menimbang bahan.
Validitas alat yang digunakan.
Kekeliruananalisis data.
KESIMPULAN DAN SARAN
Kesimpulan yang dapat di ambil dari percobaan kali ini adalah :
Kelarutan barium iodat semakin menurun dalam larutan KCl yang konsentrasinya semakin rendah dengan kekuatan ion yang semakin besar.
Kelarutan barium iodat pada I = 0 dengan ekstrapolasi adalah 2,2756 x 10-3 M.
Koefisien aktivitas rata-rata barium iodat (γ ±) pada berbagai nilai I dapat dilihat pada tabel pengamatan.
Koefisien aktivitas ionik rata-rata semakin meningkat dengan turunnya konsentrasi.
Saran – saran
Persiapkan alat dan bahan sebelum waktu praktikum dimulai untuk mengefektifkan waktu.
Diperlukan pembagian kerja yang baik antar anggota kelompok untuk menyelesaikan praktikum ini.
Diperlukan ketelitian dalam pembuatan Barium Iodat secara stoikhiometris.
Jangan melupakan untuk melakukan standarisasi Natrium Tiosulfat.
Gunakan mikroburet untuk ketelitian yang tinggi pada data yang akan diambil.
DAFTAR PUSTAKA
Budi Santosa, Nurwachid. 2006. KIMIA FISIKA II. Semarang: Jurusan Kimia FMIPA UNNES.
Tim Dosen Kimia Fisika. 2011. Petunjuk Praktikum Kimia Fisik. Semarang. Jurusan Kimia FMIPA UNNES.
Wahyuni, Sri. 2003. Buku Ajar KIMIA FISIKA 2. Semarang. Unnes.

Mengetahui, Semarang, 20 November 2012
Dosen Pengampu Praktikan,
Ir. Sri Wahyuni, M.Si Eny Atminiati
NIP. 1965122819910022001 NIM. 4301410007

LAMPIRAN

JAWABAN PERTANYAAN
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
A = ……?
H2O H+ + OH-
I = ½ (10-7 + 10-7) = 10-7
ln γ ± =
= 1,6.10-19 |〖10〗^(-7).〖10〗^(-7) |/([〖1,381.10〗^(-23).298] ^(3/2) ) x((2.22/76,02.10-23.)/100)^(1/2)
= 9,5387.10-56.

I= ½ [ c+ ] [ c- ]2
0.01 = ½ c2
0.02 = c2
C = 0.141
c± = ( c+c-2)1/3
= ( 0.141×0.1412)1/3
= 0.141
Log γ ±= -A|Z+.Z-| )
= -0.509| +1.-2|0.011/2)
= -0.1018
γ ± = 0.791
a± = γ ±.c± = 0.791×0.141 = 0.11153

ANALISIS DATA
Erlenmeyer 1
Konsentrasi larutan jenuh IO3-
V lar dlm Erleneyer = V1 = 25 ml
[ KCl ] = M1 = 0,1 M
V tiosulfat = V2 = 7,2 ml
V1.M1 = V2.M2
25 ml x 0.1 M = 7,2 ml x M2
M2 = 0,347M
Jadi, konsentrasi larutan jenuh IO3- = 0,347M
Kelarutan Ba(IO3)2
Ba(IO3)2  Ba2+ + 2 IO3-
s s 2s
[ IO3- ] = 0.347 M = 2s
s = 0.347 /2 = 0,173 M
Jadi, Kelarutan Ba(IO3)2 = s = 0.173 M
Log s
Log s = Log 0.176 = -0,76
Kekuatan ion (I)
KCl  K+ + Cl-
Ba(IO3)2  Ba2+ + 2 IO3-
I = ½ {[K+] + [Cl-] + [IO3-] +[Ba2+]}
= ½ ( 0.1 + 0.1 + 0.347 + 0.176 )
= 0,36
I1/2 = 0.361/2 = 0,600
log so = log s – |2A- |
= – 0,754 – ( 2 x 0.509 x 0.603)
= – 0.149
so = antilog -0.149
= 0,709
so/s = y± = 0,043 /0.176
= 4.08
log y± = log 0,26 = – 0,611

Erlenmeyer 2
1.Konsentrasi larutan jenuh IO3-
V lar dlm Erleneyer = V1 = 25 ml
[ KCl ] = M1 = 0.05 M
V tiosulfat = V2 = 8,3 ml
V1.M1 = V2.M2
25 ml x 0.05 M = 8,3 ml x M2
M2 = 0,151 M
Jadi, konsentrasi larutan jenuh IO3- = 0,151 M
2. Kelarutan Ba(IO3)2
Ba(IO3)2  Ba2+ + 2 IO3-
s s 2s
[ IO3- ] = 0,151 M = 2s
s = 0,151/2 = 0,075 M
Jadi, Kelarutan Ba(IO3)2 = s = 0,075 M
3. Log s
Log s = Log 0,075 = -1,123
4. Kekuatan ion (I)
KCl  K+ + Cl-
Ba(IO3)2  Ba2+ + 2 IO3-
I = ½ {[K+] + [Cl-] + [IO3-] +[Ba2+]}
= ½ ( 0,05 + 0,05 + 0,151+ 0,075 )
= 0,163
5. I1/2 = 0,161/2 = 0,404
6. log so = log s – |2A- |
= – 1,12 – ( 2 x 0,509 x 0,404)
= -1,534
so = antilog -1,534
= 0,029
7. so/s = y± = 0,0292 / 0,075
= 0,388
8. log y± = log 0,388 = – 0,411
Erlenmeyer 3
1.Konsentrasi larutan jenuh IO3-
V lar dlm Erleneyer = V1 = 25 ml
[ KCl ] = M1 = 0,02 M
V tiosulfat = V2 = 9.7 ml
V1.M1 = V2.M2
25 ml x 0.02 M = 9. 7ml x M2
M2 = 0,051 M
Jadi, konsentrasi larutan jenuh IO3- = 0,053 M
2. Kelarutan Ba(IO3)2
Ba(IO3)2  Ba2+ + 2 IO3-
s s 2s
[ IO3- ] = 0,053 M = 2s
s = 0,053/2 = 0,026 M
Jadi, Kelarutan Ba(IO3)2 = s = 0,026 M
3. Log s
Log s = Log 0,026 = – 1,580
4. Kekuatan ion (I)
KCl  K+ + Cl-
Ba(IO3)2  Ba2+ + 2 IO3-
I = ½ {[K+] + [Cl-] + [IO3-] +[Ba2+]}
= ½ ( 0,02 + 0,02 + 0,053 + 0,026 )
= 0,059
5. I1/2 = 0,051/2 = 0,244
6. log so = log s – |2A- |
= – 1,580 – ( 2 x 0.509 x 0,244)
= – 1,828
so = antilog -1,828
= 0,015
7. so/s = y± = 0,015/ 0,026
= 0,565
8. log y± = log 0,565= – 1.835
Erlenmeyer 4
1. Konsentrasi larutan jenuh IO3-
V lar dlm Erleneyer = V1 = 25 ml
[ KCl ] = M1 = 0.01 M
V tiosulfat = V2 = 10 ml
V1.M1 = V2.M2
25 ml x 0,01 M = 10 ml x M2
M2 = 0,025 M
Jadi, konsentrasi larutan jenuh IO3- = 0,025 M
2. Kelarutan Ba(IO3)2
Ba(IO3)2  Ba2+ + 2 IO3-
s s 2s
[ IO3- ] = 0,025 M = 2s
s = 0,025/2 = 0,013 M
Jadi, Kelarutan Ba(IO3)2 = s = 0,013 M
3. Log s
Log s = Log 0,013 = -1.903
4. Kekuatan ion (I)
KCl  K+ + Cl-
Ba(IO3)2  Ba2+ + 2 IO3-
I = ½ {[K+] + [Cl-] + [IO3-] +[Ba2+]}
= ½ ( 0,01 + 0,01 + 0,025 + 0,013 )
= 0,029
5. I1/2 = 0,0291/2 = 0,170
6. log so = log s – |2A- |
= – 2 – ( 2 x 0,509 x 0,170)
= – 2,076
so = antilog -2,076
= 0,008
7. so/s = y± =0,008/ 0,013
= 0,672
8. log y± = log 0,672= – 0,169
Erlenmeyer 5
1. Konsentrasi larutan jenuh IO3-
V lar dlm Erleneyer = V1 = 25 ml
[ KCl ] = M1 = 0.005 M
V tiosulfat = V2 = 12 ml
V1.M1 = V2.M2
25 ml x 0,005 M = 12 ml x M2
M2 = 0,010 M
Jadi, konsentrasi larutan jenuh IO3- = 0,010 M
2. Kelarutan Ba(IO3)2
Ba(IO3)2  Ba2+ + 2 IO3-
s s 2s
[ IO3- ] = 0,01 M = 2s
s = 0,01/2 = 0,005 M
Jadi, Kelarutan Ba(IO3)2 = s = 0,005 M
3. Log s
Log s = Log 0,005 = -2,283
4. Kekuatan ion (I)
KCl  K+ + Cl-
Ba(IO3)2  Ba2+ + 2 IO3-
I = ½ {[K+] + [Cl-] + [IO3-] +[Ba2+]}
= ½ ( 0,005 + 0,005 + 0,01 + 0,005 )
= 0,013
5. I1/2 = 0,0131/2 = 0,113
6. log so = log s – |2A- |
= – 2,283 – ( 2 x 0,509 x 0,113)
= -2,399
so = antilog -2,399
= 0,004
7. so/s = y± =0,004 /0,005
= 0,767
8. log y± = log 0,767= – 0,114
Erlenmeyer 6
1. Konsentrasi larutan jenuh IO3-
V lar dlm Erleneyer = V1 = 25 ml
[ KCl ] = M1 = 0.002 M
V tiosulfat = V2 = 13,8ml
V1.M1 = V2.M2
25 ml x 0,002 M = 13,8 ml x M2
M2 = 0,004 M
Jadi, konsentrasi larutan jenuh IO3- = 0,004 M
2. Kelarutan Ba(IO3)2
Ba(IO3)2  Ba2+ + 2 IO3-
s s 2s
[ IO3- ] = 0,004 M = 2s
s = 0,004/2 = 0,002 M
Jadi, Kelarutan Ba(IO3)2 = s = 0,002 M
3. Log s
Log s = Log 0,002= – 2,83
4. Kekuatan ion (I)
KCl  K+ + Cl-
Ba(IO3)2  Ba2+ + 2 IO3-
I = ½ {[K+] + [Cl-] + [IO3-] +[Ba2+]}
= ½ ( 0,002 + 0,002 + 0,004 + 0,002)
= 0,005
5. I1/2 = 0,0051/2 = 0,069
6. log so = log s – |2A- |
= – 2,8 – ( 2 x 0,509 x 0,069)
= – 2,812
so = antilog -2,812
= 0,0015
7. so/s = y± = 0,002 / 0,0015
= 0,851
8. log y± = log 0,851 = – 0,0703
Erlenmeyer 7
Air
Standarisasi Na.tiosulfat
5 ml larutan KIO3 ( 0.0769 gram dalam 100ml )
M = gr.1000/(Mr.V)
= 0.0769×1000/ (214×100)
= 0.00359 mol/lt
Titrasi dengan Na.tiosulfat
V1 = V KIO3 = 5ml
M1 = M KIO3 = 0.00359 mol/lt
V2 = V Na.tiosulfat = 2.1 ml ( dari titrasi )
M1 x V1 = M2 x V2
0.00359 M x 5 ml = M2 x 2.1 ml
M2 = 0.00855 mol/lt = konsentrasi Na.tiosulfat